(Gr.: lithos, steen), symbool Li, atoomnr 3, atoomgewicht 6,940, is het lichtste van de alkalimetalen. Het werd in 1817 door Arvedson ontdekt.
Hoewel het in kleine hoeveelheden in bijna alle magmatische gesteenten voorkomt en men het ook in minerale wateren aantreft, zijn er slechts enkele, zeldzame, mineralen, waarin een grotere hoeveelheid voorkomt. Als zodanig kunnen worden genoemd lepidoliet of lithiumglimmer met ca 4 pct lithiumoxyde, de lithium-aluminiumsilicaten spodumeen en petaliet, voorts amblygoniet, LiF.AlP04 en triphyllien, (LiNa)3P04 + (FeMn)3(P04)„ evenzo met meestal 2-4 pct lithiumoxyde. In sporen komt het ook in alle plantaardige en dierlijke organismen voor.De afscheiding geschiedt door de silicaten, in de eerste plaats lepidoliet, met kalium bisulfaat of zwavelzuur te verhitten, om daarna het lithiumsulfaat te extraheren. Bij de uiteindelijke zuivering wordt gebruik gemaakt van het feit, dat alleen lithiumchloride, in tegenstelling tot de andere alkali-chloriden en zouten, oplosbaar is in een alkohol-aether mengsel.
Het metaal wordt bereid door electrolyse van het gesmolten chloride. Het eerst geschiedde dit in 1855 door Bunsen. Het metaal is bijzonder licht, dichtheid 0,534, zilverwit en zacht, ofschoon harder dan natrium. Het wordt in petroleum (onder een gewicht) of tegenwoordig ook wel in geëvacueerde bussen bewaard daar het aan vochtige lucht vrij snel reageert; met water is de reactie minder heftig dan bij natrium. Het smeltpunt is 186 gr. C., kookpunt is 1336 gr. C. Doordat lithium zowel met zuurstof, stikstof, zwavel als phosphor reageert tot vluchtige verbindingen, wordt het aldus in kleine hoeveelheden gebruikt om staal te desoxyderen en te ontzwavelen zonder dat er lithium achterblijft.Enkele honderdste pct, toegevoegd aan aluminium- en magnesiumlegeringen, verbeteren de eigenschappen aanzienlijk. Ook verhoogt 0,005 pct lithium de geleidbaarheid en vooral de sterkte van koper. Ook in sommige lagermetalen vindt het toepassing. In de laatste tijd is lithiummetaal van toenemende betekenis geworden naast lithiumhydride en -aluminiumhydride voor de organische synthese, ook in de industrie. Lithiumzouten kleuren de vlam rood. Het spectrum bevat karakteristieke lijnen bij 6708, 6103, 4603 en 3232 A.
De lithiumverbindingen wijken in haar eigenschappen vrij sterk af van de verbindingen van de andere alkalimetalen en zij sluiten zich vaak meer aan bij die van magnesium (diagonaalregel).
Merkwaardig is het hydride LiH, dat een zoutachtig karakter heeft, isomorph met NaCl en waarin negatief geladen waterstofionen voorkomen. Het ontstaat, wanneer waterstof oververhit lithium wordt geleid. Met water geeft het lithiumhydroxyde en waterstofgas. Het is een sterk reductiemiddel, dat als zodanig toepassing vindt in organische synthese. Bij electrolyse van gesmolten Li H. komt waterstof vrij aan de anode in overeenstemming met het boven gezegde over het H“-ion.
Met stikstof ontstaat reeds bij kamertemperatuur een nitride Li3N, dat bij hogere temperatuur waterstof kan opnemen tot lithiumamide LiNH2 en -hydride LiH. LiAlH4 vindt eveneens toepassing als reductiemiddel.
Bij verbranding aan de lucht ontstaat lithiumoxyde Li2O naast weinig peroxyde Li202.Ookontstaathet oxyde door verhitting van hydroxyde, carbonaat of zelfs van het nitraat, geheel anders dan bij natrium, maar analoog aan magnesium. Met water ontstaat langzaam LiOH, dat zowel in water als alcohol slechts matig oplosbaar is en dat ook niet hygroscopisch is.Het genoemde peroxyde ontstaat zuiver door waterstofperoxyde te voegen bij een oplossing van het hydroxyde en drogen van het neerslag.
De halogeniden worden verkregen door het carbonaat in de zuren op te lossen. LiCl is een kleurloos zout, zeer goed oplosbaar in water, maar ook in alkohol, aceton en aether. Het sm.pt is 613 gr. C., k.pt 1353 gr. C. Uit water kristalliseert het met 1, 2 of 3H20, boven 98 gr. C. pas watervrij. Het bromide en jodide hebben analoge eigenschappen, zij hebben betrekkelijk lage smelt- en kookpunten. Het fluoride is zeer slecht in water oplosbaar. Lithiumcarbonaat is bij kamertemperatuur slechts zeer weinig oplosbaar in water, bij hogere temperatuur zelfs nog minder. Aldus kan het gemakkelijk worden bereid uit oplossingen, die alkalicarbonaten bevatten. Het is het uitgangspunt voor de bereiding van de andere lithium-zouten. Ook lithiumphosphaat is slecht oplosbaar. Daarentegen zijn het sulfaat en het nitraat goed oplosbaar, Lithiumacetaat, citraat en salicylaat zijn zeer goed oplosbaar. Deze vinden in de therapie wel toepassing, evenals minerale wateren, dielithium bevatten, bij rheumatische aandoeningen, omdat het urinezure zout van lithium zo goed oplosbaar is. Lithiumzepen, zoals het lithiumstearaat, vinden in de laatste tijd toepassing. Organische lithiumverbindingen spelen een rol bij synthesen.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Lit.: Thorpe, Dict. of Applied Chemistry 7, 363 (1946); Ullman, Enz. der technischen Chemie 7, 369 (1931).
