Lit to niezwykle lekki i bardzo ważny pierwiastek, który odgrywa kluczową rolę w wielu dziedzinach współczesnego życia. Jego unikalne właściwości chemiczne sprawiają, że znajduje zastosowanie nie tylko w przemyśle elektronicznym, ale także w produkcji nowoczesnych akumulatorów, które napędzają rewolucję pojazdów elektrycznych.
W tym artykule przyjrzymy się bliżej charakterystyce litu, jego zastosowaniom oraz metodom wydobycia, które stają się coraz bardziej istotne w kontekście rosnącego zapotrzebowania na ten cenny surowiec.
Lit – informacje ogólne
Lit (Li), nazwany na cześć greckiego słowa „líthos” oznaczającego 'skałę’, to chemiczny pierwiastek o liczbie atomowej 3. W swojej czystej formie jest to miękki metal o srebrnobiałym kolorze, który należy do grupy metali alkalicznych, zwanych litowcami.
W warunkach standardowych lit jest najlżejszym metalem oraz pierwiastkiem o najniższej gęstości w stałej fazie. Jak wszystkie pierwiastki z grupy I, lit charakteryzuje się wysoką reaktywnością i łatwopalnością, co sprawia, że zazwyczaj przechowuje się go w olejach mineralnych lub w atmosferze gazów obojętnych, najczęściej argonu lub helu.
Po przecięciu lit błyszczy metalicznie, jednak ekspozycja na wilgotne powietrze prowadzi do korozji, która przekształca jego powierzchnię w matową, srebrnoszarą, a z czasem powoduje jej całkowite zczernienie lub pojawienie się czarnych plam.

Występowanie w naturze
Ze względu na swoją wysoką reaktywność lit nie występuje w naturze w postaci czystej, lecz jedynie w formie związków, zbudowanych zazwyczaj z jonów. Można go znaleźć w wielu pegmatytach i w wodzie morskiej, ponieważ kation litu (Li+) dobrze się rozpuszcza. Najczęściej pozyskuje się lit z solanek oraz glin, a w przemyśle jest on produkowany na drodze elektrolizy z mieszaniny chlorku litu i chlorku potasu.
Choć lit występuje w śladowych ilościach we wszystkich organizmach, nie pełni on specyficznej funkcji biologicznej. Zarówno zwierzęta, jak i rośliny mogą żyć w zdrowiu bez jego obecności, mimo że niektórzy badacze nie wykluczają jego potencjalnych dodatkowych funkcji w organizmach. Kation litu Li+, stosowany w postaci soli, pełni rolę stabilizatora nastroju w terapii choroby afektywnej dwubiegunowej.
Jądro litu znajduje się na granicy stabilności, a oba naturalnie występujące izotopy mają jedne z najniższych energii wiązań jądrowych wśród stabilnych jąder atomowych. W rezultacie lit jest mniej powszechny w Układzie Słonecznym niż 25 z 32 podstawowych pierwiastków, mimo swojej niskiej masy atomowej. Ta względna niestabilność sprawia, że lit odgrywa istotną rolę w fizyce jądrowej. W 1932 roku przekształcenie jąder litu w jądra helu stanowiło pierwszą całkowicie świadomą ludzką reakcję jądrową, a wodorek litu 7Li2H jest wykorzystywany jako paliwo jądrowe w kontrolowanych syntezach termojądrowych.

Właściwości chemiczne i fizyczne
Podobnie jak inne metale alkaliczne, lit ma jeden elektron walencyjny, który łatwo oddziela się, co prowadzi do powstania kationu, dzięki niskiej energii wiązania tego elektronu. W efekcie metaliczny lit dobrze przewodzi ciepło i elektryczność, a jego reaktywność jest wysoka, chociaż najniższa wśród litowców. Mniejsza reaktywność chemiczna w porównaniu do pozostałych litowców wynika z niewielkiej odległości między jądrem atomowym a elektronem walencyjnym, co jest efektem małego promienia atomu (pozostałe dwa elektrony znajdują się na orbitalu 1s i mają znacznie niższą energię, przez co nie biorą udziału w tworzeniu wiązań chemicznych).
Metaliczny lit jest na tyle miękki, że można go łatwo kroić nożem. Po przecięciu ma srebrzysto-biały kolor, który szybko zmienia się na szary w wyniku utleniania (powstają tlenki, a w obecności wilgotnego powietrza także wodorotlenki i tlenowodorotlenki). Chociaż lit ma jedną z najniższych temperatur topnienia wśród metali (180 °C), to ma najwyższą temperaturę topnienia i wrzenia spośród wszystkich litowców.
Jest najlżejszym metalem w układzie okresowym, o gęstości wynoszącej około 0,534 g/cm³. Unosi się na wodzie, a także nafty, podobnie jak sód i potas. Kołek z litu waży podobnie jak kawałek drewna o średniej twardości, na przykład sosny. Lit, choć unosi się na wodzie, reaguje z nią gwałtownie.
Lit jest najlżejszym pierwiastkiem, który w temperaturze pokojowej nie występuje w stanie gazowym. Następnym w kolejności jest potas, którego gęstość jest o 60% wyższa niż gęstość litu (0,862 g/cm³). Oprócz helu i wodoru, lit jest najlżejszym pierwiastkiem w stanie stałym i ciekłym, mając 2/3 gęstości ciekłego azotu (0,808 g/cm³).
Współczynnik rozszerzalności cieplnej litu jest dwukrotnie większy niż w przypadku aluminium i niemal czterokrotnie większy niż w przypadku żelaza. Jego pojemność cieplna jest najwyższa spośród wszystkich pierwiastków stałych. Przy normalnym ciśnieniu lit staje się nadprzewodnikiem w temperaturze poniżej 400 μK, a przy wyższych temperaturach (powyżej 9 K) wymaga ciśnienia rzędu 20 GPa lub więcej, aby uzyskać właściwości nadprzewodzące.
W temperaturach poniżej 70 K lit, podobnie jak sód, przechodzi w stan martenzytyczny. W temperaturze 4,2 K przyjmuje romboedryczną strukturę krystalograficzną (z powtarzalnością co 9 warstw); w wyższych temperaturach struktura zmienia się w regularny układ ściennie centrowany (fcc), a jeszcze wyższych w regularny układ przestrzennie centrowany (bcc). W temperaturze ciekłego helu (4 K) najczęściej występuje struktura romboedryczna. Pod wysokim ciśnieniem zidentyfikowano wiele alotropowych form litu.
Zobacz również: Najcięższy pierwiastek na świecie. Jego szklanka waży 5,5 kg!
Reakcyjność i związki litu
Lit reaguje z wodą w sposób stosunkowo łagodny, jednak mniej intensywnie niż inne metale alkaliczne. W wyniku tej reakcji wydziela się wodór, a powstaje wodny roztwór wodorotlenku litu, który jest słabszą zasadą niż wodorotlenek sodu. Ze względu na swoją reaktywność z wodą oraz wilgocią w powietrzu, lit przechowuje się zwykle pod warstwą węglowodorów, najczęściej parafiny. W przeciwieństwie do cięższych litowców, które można przechowywać w gęstszych substancjach, lit nie jest wystarczająco gęsty, by w pełni się w nich zanurzyć. W wilgotnym powietrzu lit szybko ciemnieje, pokrywając się czarnym wodorotlenkiem litu (LiOH i LiOH·H2O), azotkiem litu (Li3N) oraz węglanem litu (Li2CO3), które powstają w wyniku wtórnych reakcji.
Związki litu nadają płomieniowi intensywny karminowy kolor, a podczas spalania płomień staje się oślepiająco biały. Lit może się zapalić w atmosferze tlenu, gdy jest wystawiony na działanie wody lub pary wodnej. Jest palny i potencjalnie wybuchowy, szczególnie w kontakcie z powietrzem i wodą. Reakcja litu z wodą w temperaturze pokojowej jest intensywna, ale nie gwałtowna, a wydobywający się wodór nie powinien się zapalić, o ile nie dojdzie do miejscowego przegrzania wody lub pary wodnej do temperatury zapłonu wodoru. Podobnie jak w przypadku innych litowców, gaszenie pożaru litu jest niezwykle trudne i wymaga użycia gaśnic proszkowych przeznaczonych do metali (grupa D). Lit jest jedynym metalem, który reaguje z azotem w normalnych warunkach.
Lit wykazuje podobieństwa do magnezu, mającego zbliżony promień atomowy i jonowy. Oba metale reagują z azotem, tworząc azotek, a także tlenek (Li2O) i nadtlenek litu (Li2O2) w wyniku spalania w atmosferze tlenu. Tworzą także sole o podobnej rozpuszczalności oraz węglany i azotki o niskiej stabilności termicznej. Węglan, fosforan i fluorek litu mają niższą rozpuszczalność w wodzie niż inne związki litowców. Lit, jak inne pierwiastki z grupy I, reaguje z wodorem w wysokich temperaturach, wytwarzając wodorek litu (LiH). Kationy Li+ należą do grupy V kationów.
Wśród znanych związków dwuskładnikowych litu znajdują się halogenki (LiF, LiCl, LiBr, LiI), siarczek (Li2S), nadtlenek (LiO2) oraz węglik (Li2C2). Istnieje wiele nieorganicznych związków, w jakich lit łączy się z różnymi anionami, tworząc sole takie jak boran (Li2BO3), amidek (LiNH2), węglan (Li2CO3) oraz azotan (LiNO3). Sole litu mają dobrą rozpuszczalność w wodzie i są stosunkowo dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych w porównaniu do soli innych litowców.
Odkryto również wiele związków litoorganicznych, w których występuje bezpośrednie wiązanie kowalencyjne między węglem a litem (sole karboanionów). Te związki są bardzo silnymi zasadami i nukleofilami. W wielu z tych litoorganicznych związkach kationy litowe tworzą klastry o wysokiej symetrii, co jest typowe dla kationów litowców. Związek LiHe, który słabo oddziałuje, został zidentyfikowany w bardzo niskich temperaturach.
Izotopy
Lit w przyrodzie występuje w postaci dwóch stabilnych izotopów: litu-6 (6Li) oraz litu-7 (7Li). Izotop 7Li jest znacznie bardziej powszechny, stanowiąc 92,5% naturalnej zawartości litu. Oba izotopy charakteryzują się wyjątkowo niską energią wiązania jądra, co sprawia, że lit, jako jedyny z lekkich stabilnych pierwiastków, ma zdolność do wytwarzania energii poprzez rozszczepienie jądra atomowego. Jądra litu-6 i litu-7 mają niższe energie wiązania jądra niż jakiekolwiek inne stabilne jądra, z wyjątkiem deuteru i helu-3. Mimo że lit ma niską masę atomową, jest mniej powszechny w Układzie Słonecznym niż 25 z pierwszych 32 pierwiastków chemicznych.
Do tej pory zidentyfikowano siedem izotopów promieniotwórczych litu, z których najbardziej stabilne to 8Li o czasie połowicznego rozpadu wynoszącym 838 ms oraz 9Li z czasem życia równym 178 ms. Pozostałe izotopy promieniotwórcze mają czas połowicznego rozpadu krótszy niż 8,6 ms. Najkrócej żyjącym izotopem litu jest 4Li, który rozpada się poprzez emisję protonu i ma czas życia równy 7,6×10−23 s.
Izotop 7Li jest jednym z pierwiastków pierwotnych, które powstały w trakcie nukleosyntezy w czasie Wielkiego Wybuchu. W niewielkich ilościach zarówno 6Li, jak i 7Li są wytwarzane w gwiazdach, chociaż uważa się, że są one zużywane w tym samym tempie, w jakim powstają. Dodatkowe niewielkie ilości litu obu izotopów mogą pochodzić z wiatru słonecznego, a także z interakcji promieniowania kosmicznego z cięższymi atomami oraz z rozpadu promieniotwórczego izotopów 7Be i 10Be we wczesnym okresie istnienia Układu Słonecznego. Izotop 7Li może również powstawać w gwiazdach węglowych.
Izotopy litu mogą się rozdzielać w wyniku różnych procesów naturalnych, takich jak tworzenie minerałów (strącanie), metabolizm czy wymiana jonowa. Jony litu zastępują magnez i żelazo w pozycji oktaedrycznej w minerałach ilastych, w których izotop 6Li jest preferowany w stosunku do 7Li. To prowadzi do wzbogacania zawartości lżejszego izotopu w procesach hiperfiltracji oraz przemian skalnych. Rzadko występujący izotop 11Li ma halo jądrowe, co oznacza, że promień jądra jest większy niż teoretycznie wyliczona wartość z modelu kroplowego. Możliwe jest też rozdzielenie izotopów litu za pomocą procesu laserowej separacji izotopów z atomów w fazie gazowej (Atomic Vapor Laser Isotope Separation – AVLIS).
Zastosowanie
Szkło i ceramika
Tlenek litu jest powszechnie wykorzystywany jako topnik w procesie przetwarzania dwutlenku krzemu, co obniża temperaturę topnienia i lepkość materiału. Dzięki temu uzyskuje się glazury o lepszych właściwościach fizycznych, w tym niskim współczynniku rozszerzalności cieplnej. Tlenki litu stanowią także składnik szkła żaroodpornego, co czyni je najważniejszym zastosowaniem związków litu pod względem tonażu.
Chemiczne źródła prądu
Pod koniec XX wieku lit zyskał znaczenie jako materiał anodowy w akumulatorach litowo-jonowych, dzięki niskiemu potencjałowi standardowemu. Typowe ogniwo litowo-jonowe ma napięcie przekraczające 3 V, co jest wyższą wartością niż w akumulatorach kwasowo-ołowiowych (2,1 V) czy ogniwach cynkowo-węglowych (1,5 V). Dzięki niskiej masie atomowej litu, ogniwa te charakteryzują się wysoką gęstością energii oraz mocy. Ogniwa litowe są jednorazowe i zawierają lit lub jego związki jako anodę. Często mylone są z ogniwami litowo-jonowymi, które są ładowalne. Powstają także ogniwa litowo-polimerowe, działające na podobnej zasadzie. Opracowywane są nowe technologie, takie jak ogniwa litowo-powietrzne.
Smary
W produkcji smarów wykorzystuje się wodorotlenek litu, który po podgrzaniu z tłuszczem tworzy mydło, stearynian litu. To mydło jest stosowane do zagęszczania olejów i produkcji uniwersalnych smarów wysokotemperaturowych.
Inne chemiczne i przemysłowe zastosowania
Związki metaloorganiczne litu zastępują tetraetyloołów jako środki przeciwstukowe. Chlorek litu i bromek litu, będące bardzo higroskopijnymi substancjami, służą jako środki suszące. Wodorotlenek litu (LiOH) jest istotnym związkiem pozyskiwanym z węglanu litu (Li2CO3). Metaliczny lit oraz wodorotlenki litu, takie jak LiAlH4, są stosowane jako dodatki w paliwie rakietowym.
Oczyszczanie powietrza
Nadtlenek litu, azotan litu, chloran litu i nadchloran litu pełnią rolę utleniaczy w paliwie rakietowym i chemicznych generatorach tlenu, które dostarczają tlen łodziom podwodnym. Wodorotlenek litu i nadtlenek litu służą do pochłaniania dwutlenku węgla w zamkniętych przestrzeniach, takich jak statki kosmiczne. Reagując z CO2, wytwarzają węglan litu, co czyni je preferowanymi w porównaniu do innych wodorotlenków litowców.
Optyka
Kryształy fluorku litu, które są bezbarwne i przezroczyste, są wykorzystywane w produkcji specjalistycznej optyki, zwłaszcza dla podczerwieni i ultrafioletu. Materiał ten ma niski współczynnik refrakcji oraz szeroki zakres przezroczystości. Drobne kryształy fluorku litu używane są w dozymetrach termoluminescencyjnych do pomiaru promieniowania neutronowego lub gamma.
Lit metaliczny i jego związki
Ciekły lit, dzięki wysokiej pojemności cieplnej, jest stosowany jako chłodziwo. W torpedach Mark 50 wykorzystuje się reakcję chemiczną, w której gaz heksafluorku siarki (SF6) jest rozpryskiwany na metaliczny lit, co generuje ogromne ilości ciepła do produkcji pary wodnej.
Broń jądrowa
Izotop litu-6 jest substratem do produkcji trytu oraz pochłaniaczem neutronów w fuzji jądrowej. Lit-7 z kolei jest stosowany jako czynnik chłodzący w reaktorach jądrowych. Deuterek litu był używany jako paliwo w pierwszych konstrukcjach ładunków termojądrowych.
Energetyka jądrowa
Fluorek litu wzbogacony w izotop litu-7 jest kluczowym składnikiem mieszaniny fluorków LiF-BeF2 w reaktorach solnych. Lit jest także używany w kontrolowanej syntezie termojądrowej jako źródło trytu.
Medycyna
Sole litu, zwłaszcza węglan litu, są stosowane w psychiatrii jako leki stabilizujące nastrój. Lit jest efektywny w leczeniu zaburzeń afektywnych dwubiegunowych i wymaga starannego monitorowania ze względu na ryzyko toksyczności. Standardy leczenia zalecają go jako lek pierwszego wyboru w tej dziedzinie.
Produkcja i wydobycie
Od zakończenia II wojny światowej znacząco wzrosła produkcja litu. Sole litu pozyskuje się z wód mineralnych, stawów solankowych oraz podziemnych złóż. Metal uzyskuje się poprzez elektrolizę mieszanki stopionego chlorku litu i chlorku potasu. W 1998 roku cena litu wynosiła około 95 $/kg.
Według szacunków USGS z 2008 roku, globalne wydobywalne zasoby litu wynosiły 13 milionów ton. Główne złoża znajdują się w Południowej Ameryce, szczególnie w Andach. Chile jest największym producentem, a Argentyna drugim, obie kraje pozyskują lit z solanek. W USA lit uzyskuje się ze słonych jezior w Nevadzie, jednak połowa znanych zasobów znajduje się w Boliwii, zwłaszcza na pustyni Uyuni, gdzie szacuje się 5,4 miliona ton litu.
W Stanach Zjednoczonych odkryto niedawno złoże w Rock Springs Uplift, szacowane na 228 000 ton, z dodatkowymi zasobami w tym samym regionie mogącymi wynosić nawet 18 milionów ton. Po kryzysie finansowym z 2008 roku ceny węglanu litu spadły, co wpłynęło na wartość akcji głównych producentów, takich jak Sociedad Química y Minera (SQM). Ceny wzrosły ponownie w 2012 roku z powodu rosnącego zapotrzebowania na lit. Wówczas przewidywano, że zużycie litu może wzrosnąć do 300 000 ton rocznie do 2020 roku, napędzane rosnącym popytem na ogniwa litowo-jonowe.
Potencjalnym źródłem litu mogą być źródła termalne, z których wody wypłukują lit z minerałów. Możliwość odzysku litu z tych wód została potwierdzona, a techniki filtracyjne pozwalają na efektywne oddzielanie litu, co może pozytywnie wpłynąć na środowisko w porównaniu do tradycyjnych metod wydobycia.
Badania przeprowadzone przez Lawrence Berkeley National Laboratory oraz Uniwersytet Kalifornijski sugerują, że istniejące zasoby litu nie powinny ograniczać produkcji akumulatorów litowo-jonowych w skali potrzebnej dla samochodów elektrycznych. Inne badania wskazują, że wystarczy zasobów litu na zaspokojenie globalnego zapotrzebowania do roku 2100, uwzględniając rosnący popyt ze strony przemysłu pojazdów hybrydowych i elektrycznych. Szacuje się, że światowe zasoby litu wynoszą 39 milionów ton, a całkowite zapotrzebowanie na lit w ciągu najbliższych 90 lat wyniesie od 12 do 20 milionów ton, w zależności od wzrostu gospodarczego i rozwoju technologii recyklingu.