View source for Lithium

{{Dieser Artikel|behandelt das chemische Element Lithium; zu anderen Bedeutungen siehe [[Lithium (Begriffsklärung)]].}}
{{Infobox Chemisches Element
<!--- Periodensystem --->
| Name = Lithium
| Symbol = Li
| Ordnungszahl = 3
| Serie = Am
| Gruppe = 1
| Periode = 2
| Block = s
| Hauptquelle = <ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus [http://www.webelements.com/lithium/ www.webelements.com (Lithium)] entnommen.</ref>
| Aussehen = silbrig weiß/grau
| Massenanteil = 60&nbsp;[[Parts per million|ppm]]<ref name="Harry H. Binder">Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente.'' S. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
| CAS = 7439-93-2
| ATC-Code = {{ATC|N05|AN01}}
| Atommasse = 6,941 
| Atomradius = 145
| AtomradiusBerechnet = 167
| KovalenterRadius = 128
| VanDerWaalsRadius = 182
| Elektronenkonfiguration = &#91;[[Helium|He]]&#93; 2s<sup>1</sup>
| ElektronenProEnergieNiveau = 2; 1
| Austrittsarbeit = 2,9 [[Elektronenvolt|eV]] <ref>Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: ''[[Bergmann-Schaefer Lehrbuch der Experimentalphysik|Lehrbuch der Experimentalphysik,]] Band 6: Festkörper''. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.</ref>
| Ionisierungsenergie_1 = 520,2
| Aggregatzustand = fest
| Modifikationen = 1
| Kristallstruktur = kubisch raumzentriert
| Dichte= 0,534 g/cm<sup>3</sup> (20 [[Grad Celsius|°C]])<ref name=Greenwood>N. N. Greenwood und A. Earnshaw: ''Chemie der Elemente'', 1. Auflage, 1988, S. 97, ISBN 3-527-26169-9.</ref>
| RefTempDichte_K = 
| Mohshärte = 0,6
| Magnetismus = paramagnetisch
| Schmelzpunkt_K = 453,69
| Schmelzpunkt_C = 180,54
| Siedepunkt_K = 1615
| Siedepunkt_C = 1342
| MolaresVolumen = 13,02 · 10<sup>−6</sup>
| Verdampfungswärme = 145,92
| Schmelzwärme = 3
| Dampfdruck = 
| RefTempDampfdruck_K = 453,7
| Schallgeschwindigkeit = 6000
| RefTempSchallgeschwindigkeit_K = 293,15
| SpezifischeWärmekapazität = 3482 <ref name="Harry H. Binder"/>
| ElektrischeLeitfähigkeit= 10,6&nbsp;·&nbsp;10<sup>6</sup>
| RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = 
| Wärmeleitfähigkeit = 85
| RefTempWärmeleitfähigkeit_K = 
| Oxidationszustände = +1
| Oxide = Li<sub>2</sub>O 
| Basizität = stark [[Basen (Chemie)|basisch]]
| Normalpotential = −3,04 V
| Elektronegativität = 0,98
| Quelle GefStKz     = {{RL|7439-93-2}}
| Gefahrensymbole    = {{Gefahrensymbole|F|C}}
| R                  = {{R-Sätze|14/15|34}}
| S                  = {{S-Sätze|(1/2)|8|43|45}}
| Radioaktiv         = 
| Isotope = 
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Massenzahl = 6
| OZ= 3
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| NH = 7,4
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{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
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| NH = '''92,6'''
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| NMREigenschaften = 
{{Infobox_Chemisches_Element/NMR
| Symbol = Li
| Massenzahl_1 = 6
| Kernspin_1 = 1
| Gamma_1 = 3,936 · 10<sup>7</sup><ref name="Hesse">M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh: ''Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie'' Thieme, 2002.</ref>
| Empfindlichkeit_1 = 0,0085<ref name="Hesse"/>
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}}

'''Lithium''' [{{IPA|ˈliːtiʊm}}]<ref>Der Duden in 12 Bänden. Duden 06: Max Mangold, Das Aussprachewörterbuch, 6. Auflage, 2005, ISBN 3-411-04066-1, S. 514</ref><ref>[[Helmut de Boor]], Hugo Moser, [[Christian Winkler (Germanist)|Christian Winkler]] (Hrsg.): ''[[Deutsche Aussprache (Siebs)|Siebs: Deutsche Aussprache. Reine und gemäßigte Hochlautung mit Aussprachewörterbuch]]'', de Gruyter, Berlin 1969, S. 334: [http://books.google.de/books?id=ecRbAAAAMAAJ&dq=Lithium]</ref> (abgeleitet von {{ELSalt|λίθος}} ''{{lang|grc-Latn|líthos}}'' „Stein“), auch oft fälschlicherweise [{{IPA|ˈliːtsiʊm}}]<ref name="dict.cc">http://www2.dict.cc/speak.audio.php?type=wav&lang=de&text=Lithium Tonausgabe bei dict.cc</ref> genannt, ist ein [[chemisches Element]] mit dem Symbol Li und der [[Ordnungszahl]] 3. Den Namen Lithium bekam das Element, weil es im Gegensatz zu [[Natrium]] und [[Kalium]] im Gestein entdeckt wurde. Es ist das [[Alkalimetall]] der zweiten Periode des [[Periodensystem]]s der Elemente. Lithium ist ein [[Leichtmetalle|Leichtmetall]] und besitzt die kleinste [[Dichte]] der unter [[Standardbedingungen]] festen Elemente. In elementarer Form reagiert es wie alle Alkalimetalle schon in Berührung mit der Hautfeuchtigkeit und führt so zu schweren Verätzungen und Verbrennungen. Seine Verbindungen sind gesundheitsschädlich, allerdings in weitaus geringerem Maße als die seines Periodennachbarn [[Beryllium]].

Lithium wurde 1817 von [[Johan August Arfwedson]] entdeckt. Es kommt in der Natur aufgrund seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Bei [[Raumtemperatur]] ist es nur an völlig trockener Luft über längere Zeit stabil, an feuchter Luft bildet sich an der Oberfläche schnell eine mattgraue [[Lithiumhydroxid]]-Schicht aus. Langsam reagiert es auch an trockener Luft zu [[Lithiumnitrid]]. Als [[Spurenelement]] ist es in Form seiner Salze ein häufiger Bestandteil von [[Mineralwasser]]. 

Im menschlichen [[Organismus]] sind geringe Mengen Lithium vorhanden; das Element ist jedoch nicht [[Essentieller Nahrungsbestandteil|essentiell]] und hat keine bekannte biologische Funktion. Jedoch haben einige Lithiumsalze eine medizinische Wirkung und werden in der [[Lithiumtherapie]] bei [[Bipolare Störung|bipolaren Affektstörungen]], [[Manie]], [[Depression]]en und [[Cluster-Kopfschmerz]]en eingesetzt (siehe Abschnitt [[#Medizin|Medizin]]).

== Geschichte ==
[[Datei:Lithium paraffin.jpg|thumb|left|Lithium-Stücke in Paraffinöl zum Schutz vor Oxidation]]

Das lithiumhaltige Mineral [[Petalit]] wurde zuerst von dem brasilianischen Wissenschaftler [[José Bonifácio de Andrada e Silva]] Ende des 18. Jahrhunderts entdeckt. Als Entdecker des Lithiums gilt der Schwede [[Johan August Arfwedson]], der im Jahre 1817 die Anwesenheit eines fremden Elementes in den Mineralen [[Spodumen]] (LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>]) und [[Lepidolith]] (K(Li,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>) feststellte, als er Mineralienfunde von der Insel [[Utö (Schweden)|Utö]] in [[Schweden]] analysierte. 1818 war es der deutsche Chemiker [[Christian Gottlob Gmelin]], der bemerkte, dass Lithiumsalze eine rote [[Flammenfärbung]] ergeben. Beide Wissenschaftler scheiterten in den folgenden Jahren mit Versuchen, dieses Element zu isolieren. 

Dies gelang erstmals [[William Thomas Brande]] und Sir [[Humphry Davy]] im Jahre 1818 mittels eines [[Elektrolyse|elektrolytischen]] Verfahrens aus [[Lithiumoxid]] (Li<sub>2</sub>O). [[Robert Wilhelm Bunsen|Robert Bunsen]] und [[Augustus Matthiessen]] stellten 1855 durch Elektrolyse von [[Lithiumchlorid]] (LiCl) größere Mengen reinen Lithiums her. Mit der ersten kommerziellen Produktion begann 1923 die deutsche Metallgesellschaft (heute: Chemetall GmbH), indem eine Schmelze aus Lithium- und [[Kaliumchlorid]] (KCl) [[Elektrolyse|elektrolysiert]] wurde.

1917 synthetisierte [[Wilhelm Schlenk]] aus organischen [[Quecksilber]]verbindungen die ersten lithiumorganischen Verbindungen.<ref>C. Elschenbroich: ''Organometallchemie.'' 5. Auflage. Teubner, 2005, S. 16.</ref>

Bis kurz nach dem [[Zweiter Weltkrieg|Zweiten Weltkrieg]] gab es bis auf die Anwendung als [[Schmiermittel]] (Mineralöl, angedickt mit Lithiumstearat) und in der [[Glasindustrie]] (Lithiumcarbonat oder Lithumoxid) kaum Anwendungen für Lithium. Dies änderte sich, als in den [[Vereinigte Staaten|Vereinigten Staaten]] [[Tritium]], das sich aus Lithium gewinnen lässt, für den Bau von [[Wasserstoffbombe]]n benötigt wurde. Man begann mit einer breit angelegten Förderung, vor allem in [[Kings Mountain (North Carolina)]].<ref name="IMR">Jessica Elzea Kogel: ''Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses''. 7. Auflage, SME, 2006, ISBN 978-0-87335-233-8, S. 599 ({{Google Buch|BuchID=zNicdkuulE4C||Seite=PA599|Linktext=Industrial minerals & rocks}}).</ref> Durch die auf Grund der kurzen Tritium-[[Halbwertszeit]] benötigten großen Lithium-Mengen wurde zwischen 1953 und 1963 ein großer Vorrat von Lithium angehäuft,<ref name="IMR"/> das erst nach Ende des [[Kalter Krieg|kalten Krieges]] ab 1993 auf den Markt gebracht wurde. Neben dem Bergbau wurde nun auch die billigere Gewinnung aus [[Sole|Salzlaugen]] wichtig. Größere Mengen Lithium werden mittlerweile für Batterien, für die Polymerisation von Elastomeren, in der Bauindustrie und für die organische Synthese von Pharmazeutika und Agrochemikalien eingesetzt. Seit 2007 sind Batterien (Primär- und Sekundärbatterien) das wichtigste Segment.<ref>[[United States Geological Survey]]:  [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf  Minerals Yearbook 2007: Lithium], 2007.</ref>

== Vorkommen ==
=== Vorkommen auf der Erde ===
[[Datei:Petalite.jpg|thumb|left|Petalit]]
An der [[Erdkruste]] hat es einen Anteil von circa 0,006 %.<ref name="dtv">''dtv-Atlas Chemie.'' Band 1. dtv, 2000</ref> Es kommt damit etwas seltener als Zink, Kupfer oder Wolfram sowie etwas häufiger als Kobalt, Zinn oder Blei in der Erdkruste vor.  

Lithium kommt in der Natur in einigen Mineralien vor. Die wichtigsten sind dabei [[Amblygonit]] (LiAl[PO<sub>4</sub>]F), [[Lepidolith]] (K(Li,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>), [[Petalit]] (Kastor; LiAl[Si<sub>4</sub>O<sub>10</sub>]) und [[Spodumen]] (Triphan; LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>]). Diese Mineralien haben einen Lithiumgehalt von bis zu 9 % (bei Amblygonit). Andere, seltenere Lithiumerze sind [[Kryolithionit]] (Li<sub>3</sub>Na<sub>3</sub>[AlF<sub>6</sub>]<sub>2</sub>), das den größten Lithiumgehalt aller Mineralien aufweist, [[Triphylin]] (Li(Fe<sup>II</sup>,Mn<sup>II</sup>)[PO<sub>4</sub>]) und [[Zinnwaldit]] (K(Li,Fe,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>). Lithiummineralien kommen in vielen [[Silikat|Silicat]]-[[Gestein]]en vor, aber meist nur in geringen Konzentrationen. Es gibt keine großen Lagerstätten. Da die Gewinnung von Lithium aus diesen Mineralien mit großem Aufwand verbunden ist, spielen sie heutzutage bei der Gewinnung von Lithium oder Lithiumverbindungen keine wesentliche Rolle mehr. Teilweise werden sie noch abgebaut, gemahlen und in der Glasindustrie verwendet. Die Gesamtreserven an Lithium werden auf mehr als 13 Millionen Tonnen geschätzt.<ref name="min"/>

Lithiumsalze, insbesondere Lithiumchlorid, kommen verbreitet auch in [[Sole|Salzlaugen]], meist [[Salzsee]]n, vor. Die Konzentration kann bis zu ein Prozent betragen. Daneben ist für die Qualität der Salzlauge das Mengenverhältnis von Magnesium zu Lithium wichtig. Derzeit wird Lithium vor allem in Chile (Salar de Atacama), Argentinien (Salar de Hombre Muerto), USA (Silver Peak, NV) und China (Zhabuye Lake, Tibet; Taijinaier Lake, Qinghai) gewonnen. Es gibt weitere lithiumhaltige Salzseen, die derzeit noch nicht abgebaut werden. So z.B. in China, Argentinien und vor allem Bolivien, das mit dem Salar de Uyuni den Salzsee mit den möglicherweise größten Reserven von geschätzt 5,4 Millionen Tonnen Lithium <ref name="min"/> beherbergt. Lithiummineralien werden vor allem in Australien abgebaut, aber auch in China und Kanada. Europa besitzt keine wirtschaftlich abbaubaren Lithiumlagerstätten. Aufgrund der erwarteten starken Nachfrage nach Lithium für Batterien von Elektrofahrzeugen prüfen derzeit einige Firmen den Abbau von lithiumhaltigen Mineralien und Salzlaugen in verschiedenen Regionen der Welt inklusive Europa.
 
Als Kuppelprodukte bei der Lithiumgewinnung werden häufig [[Kaliumcarbonat]] (Pottasche) und [[Borax]] gewonnen.

Verschiedene Pflanzen wie beispielsweise [[Tabak]] oder [[Hahnenfuß]] nehmen Lithiumverbindungen aus dem Boden auf und reichern sie an. Der durchschnittliche Anteil an der Trockenmasse von Pflanzen liegt zwischen 0,5 und 3&nbsp;[[Parts per million|ppm]]. Im Wasser der Weltmeere liegt die mittlere Konzentration bei 180&nbsp;[[Parts per billion|ppb]] und im Flusswasser nur bei etwa 3&nbsp;ppb.

=== Vorkommen außerhalb der Erde ===
Nach dem [[Urknall]] ist neben Wasserstoff- und Heliumisotopen auch eine nennenswerte Menge des Isotops <sup>7</sup>Li entstanden. Dieses ist aber zum größten Teil heute nicht mehr vorhanden, da in [[Stern]]en Lithium mit Wasserstoff im Prozess der [[Proton-Proton-Reaktion#Proton-Proton-Reaktion II|Proton-Proton-Reaktion II]] [[Kernfusion|fusioniert]] und so verbraucht wurde.<ref>''[http://www.wissenschaft.de/wissen/news/268553.html Wo das ganze Lithium geblieben ist].'' Auf: ''wissenschaft.de'' (Beobachtung eines fernen [[Sternsystem]]s bringt die Lösung eines [[Kosmologie|kosmologischen]] Rätsels).</ref> In [[Brauner Zwerg|Braunen Zwergen]], Zwischenstufen zwischen Sternen und [[Planet]]en, sind Masse und Temperatur jedoch nicht hoch genug für eine Wasserstofffusion; ihre Masse erreicht nicht die dazu notwendige Größe von etwa 75 [[Jupiter (Planet)|Jupitermassen]]. Das beim Urknall entstandene Lithium blieb somit in größeren Mengen nur in Braunen Zwergen erhalten. Aus diesem Grund ist Lithium auch [[extraterrestrisch]] ein verhältnismäßig seltenes Element, kann aber zum Nachweis Brauner Zwerge dienen.<ref>''[http://abenteuer-universum.de/sterne/brzwerg.html Über braune Zwerge].''</ref>

Die Verteilung von Lithium in verschiedenen Sternen ist stark unterschiedlich, auch wenn das Alter, die Masse und [[Metallizität]] ähnlich sind. Es wird angenommen, dass Planeten einen Einfluss auf den Lithiumgehalt eines Sterns besitzen. Besitzt ein Stern keine Planeten, so ist der Lithiumgehalt hoch, während Sterne wie die Sonne, die von Planeten umgeben sind, einen nur geringen Lithiumgehalt besitzen.<ref>Garik Israelian, Elisa Delgado Mena, Nuno C. Santos, Sergio G. Sousa, Michel Mayor, Stephane Udry, Carolina Domínguez Cerdena, Rafael Rebolo, Sofia Randich: ''Enhanced lithium depletion in Sun-like stars with orbiting planets.'' In: ''[[Nature]].'' 2009, 462, S. 189-191, {{DOI|0.1038/nature08483}}.</ref>

== Gewinnung und Darstellung ==
Aus lithiumhaltigen Salzlösungen wird durch [[Verdunsten]] des Wassers und Zugabe von [[Natriumcarbonat]] (Soda) Lithiumcarbonat ausgefällt. Dazu wird die Salzlake zunächst so lange an der Luft eingeengt, bis der Lithiumgehalt 0,5 % überschreitet. Durch Zugabe von Natriumcarbonat fällt daraus das schwerlösliche Lithiumcarbonat aus:

: <math>\mathrm{2\ LiCl \ + Na_2CO_3  \ \longrightarrow \ Li_2CO_3\downarrow +\ 2\ NaCl }</math>.

Mengenmäßig wurden 2008 außerhalb der USA 27.400&nbsp;t<ref name="min">''[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2009-lithi.pdf Lithium bei USGS Mineral Resources, 2009].''</ref> Lithium gewonnen und überwiegend als Lithiumcarbonat (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) gehandelt. Von diesen entfallen 12.000&nbsp;t auf den chilenischen Salar de Atacama und knapp 7000&nbsp;t auf die australische Greenbushes-Mine. 

Zur Gewinnung von metallischem Lithium wird das Lithiumcarbonat zunächst mit Salzsäure umgesetzt. Dabei entstehen [[Kohlenstoffdioxid]], das als Gas entweicht, und gelöstes [[Lithiumchlorid]]. Diese Lösung wird im Vakuumverdampfer eingeengt, bis das Chlorid auskristallisiert: 

: <math>\mathrm{Li_2CO_3 +\ 2\ H_3O^+ +\ 2\ Cl^- \longrightarrow \ 2\ Li^+ +\ 2\ Cl^- + CO_2\uparrow +\ 3\ H_2O}</math>

Die Apparate und Anlagen für die Lithiumchlorid-Gewinnung müssen aus [[Stahl|Spezialstählen]] oder [[Nickellegierung]] sein, da die Salzlauge sehr [[Korrosion|korrosiv]] wirkt. Metallisches Lithium wird durch [[Schmelzflusselektrolyse]] eines bei 352&nbsp;[[Grad Celsius|°C]] schmelzenden [[Eutektikum|eutektischen]] [[Gemisch]]es aus 52&nbsp;Masse-% [[Lithiumchlorid]] und 48&nbsp;Masseprozent [[Kaliumchlorid]] hergestellt:

: <math>\mathrm{Li^+ + e^- \ \xrightarrow[Elektrolyse]{352^{\circ}C} \ Li}</math>
beziehungsweise:
: <math>\mathrm{KCl + LiCl \ \xrightarrow[Elektrolyse]{352^{\circ}C}\ K + Li + Cl_2}</math>.

Das Kalium wird bei der Elektrolyse nicht abgeschieden, weil es ein höheres Elektrodenpotential hat.
Spuren von Natrium werden jedoch mit abgeschieden und machen das Lithium besonders reaktiv (vorteilhaft in der organischen Chemie, schlecht für Li-Batterien).
Das flüssige Lithium sammelt sich an der [[Elektrolyt]]oberfläche und kann so relativ einfach aus der Elektrolysezelle ausgeschleust werden. Es ist ebenfalls möglich, Lithium per [[Elektrolyse]] von Lithiumchlorid in [[Pyridin]] zu gewinnen. Diese Methode eignet sich besonders gut im Labormaßstab.

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
[[Datei:Cubic-body-centered.png|thumb|right|Kristallstruktur von Lithium, a=310&nbsp;pm<ref>K. Schubert:'' Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente'' in: ''Acta Crystallographica'' 30, 1974, S. 193–204.</ref>]]
Lithium ist ein silberweißes, weiches [[Leichtmetall]]. Es ist bei Raumtemperatur das leichteste aller festen Elemente ([[Dichte]] 0,534&nbsp;g/cm<sup>3</sup><ref name="Holleman-Wiberg">Arnold F. Holleman, Egon Wiberg, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie.'' 91.–100. Auflage. de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3, S. 928–931.</ref>). Nur fester [[Wasserstoff]] bei <span style="white-space: nowrap">−260&nbsp;°C</span> ist mit einer Dichte von 0,0763&nbsp;g/cm<sup>3</sup><ref name="Holleman-Wiberg"/> noch leichter. Lithium kristallisiert – wie die anderen Alkalimetalle – in einer [[Kubisches Kristallsystem#Kubisch raumzentrierte Kristallstruktur|kubisch-raumzentrierten]] Kugelpackung. Lithium hat unter den Alkalimetallen den höchsten [[Schmelzpunkt|Schmelz]]- und [[Siedepunkt]] sowie die größte [[spezifische Wärmekapazität]]. Lithium besitzt zwar die größte [[Härte]] aller Alkalimetalle, lässt sich bei einer [[Mohs-Härte]] von 0,6 <ref>[http://www.webelements.com/lithium/physics.html Lithium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften]</ref> dennoch mit dem Messer schneiden. Als typisches Metall ist es ein guter Strom- (Leitfähigkeit: etwa 18 % von Kupfer<ref name="dtv"/>) und Wärmeleiter.

Lithium weist weitgehende Ähnlichkeit zu [[Magnesium]] auf, was sich auch in der Tatsache des Auftretens von heterotypen Mischkristallen aus Lithium und Magnesium, der sogenannten [[Isodimorphie]] zeigt. Obwohl Magnesium in der hexagonal dichtesten, Lithium dagegen in der kubisch raumzentrierten Kugelpackung kristallisiert, sind beide Metalle weitgehend ''heterotyp'' mischbar.<ref>H. Malissa: ''Die Trennung des Lithiums vom Magnesium in Lithium-Magnesium-Legierungen.'' In: ''Fresenius' Journal of Analytical Chemistry.''  171, Nr. 4, 1959, {{ISSN|0937-0633}}.</ref> Dies erfolgt aber nur in einem beschränkten Konzentrationsbereich, wobei die im Überschuss vorhandene Komponente der anderen ihr Kristallgitter „aufzwingt“.

Das Lithium-[[Ion]] weist mit −520&nbsp;kJ/mol<ref name="Binnewies328">M. Binnewies: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Verlag, 2006, S. 328.</ref> die höchste [[Hydratation]]senthalpie aller Alkalimetallionen auf. Dadurch ist es in [[Wasser]] vollständig hydratisiert und zieht die Wassermoleküle stark an. Das Lithiumion bildet zwei Hydrathüllen, eine innere mit vier Wassermolekülen, die sehr stark über ihre Sauerstoffatome an das Lithiumion gebunden sind, und eine äußere Hülle, in der über [[Wasserstoffbrücke]]n weitere Wassermoleküle mit dem Li[H<sub>2</sub>O]<sub>4</sub><sup>+</sup>-Ion verbunden sind. Dadurch ist der [[Ionenradius]] des hydratisierten Ions sehr groß, sogar größer als diejenigen der schweren Alkalimetalle [[Rubidium]] und [[Caesium]], die in wässriger Lösung keine derart stark gebundenen Hydrathüllen aufweisen.

[[Datei:Dilithium-2D-dimensions.png|thumb|100px|left|Lewisformel von Dilithium]]
Als [[Gas]] kommt Lithium nicht nur in einzelnen Atomen, sondern auch molekular als Dilithium Li<sub>2</sub> vor. Das einbindige Lithium erreicht dadurch ein volles s-[[Orbital]] und somit eine energetisch günstige Situation. Dilithium hat eine [[Bindungslänge]] von 267,3&nbsp;pm und eine [[Bindungsenergie]] von 101&nbsp;kJ/mol.<ref>Mark J. Winter: ''Chemical Bonding.'' Oxford University Press, 1994, ISBN 0-19-855694-2.</ref> Im gasförmigen Zustand liegt etwa 1 % (nach Masse) des Lithiums als Dilithium vor. <br style="clear:left;" />

=== Chemische Eigenschaften ===
Lithium ist –&nbsp;wie alle Alkalimetalle&nbsp;– sehr reaktiv und reagiert bereitwillig mit sehr vielen Elementen und Verbindungen (wie [[Wasser]]) unter [[Exotherm|Wärmeabgabe]]. Unter den Alkalimetallen ist es allerdings das reaktionsträgste. Eine Besonderheit, die Lithium von den anderen Alkalimetallen unterscheidet, ist seine Reaktion mit molekularem [[Stickstoff]] zu [[Lithiumnitrid]], die bereits bei Raumtemperatur langsam stattfindet:

: <math>\mathrm{6\ Li \ + N_2 \ \xrightarrow{20^{\circ}C}\ 2 \ Li_3N }</math>.

Dies wird durch die hohe [[Ladungsdichte]] des Li<sup>+</sup>-Ions und damit durch eine hohe [[Gitterenergie]] des Lithiumnitrids ermöglicht. Lithium hat mit −3,04&nbsp;V<ref name="Binnewies241">M. Binnewies: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Verlag, 2006, S. 241.</ref> das niedrigste [[Normalpotential]] im Periodensystem und ist somit das unedelste aller Elemente.

Wie alle Alkalimetalle wird Lithium unter [[Petroleum]] oder [[Paraffinöl]] aufbewahrt, da es sonst mit dem in der [[Luft]] enthaltenen Sauerstoff oder Stickstoff reagiert.

Da die Ionenradien von Li<sup>+</sup>- und Mg<sup>2+</sup>-Ionen vergleichbar groß sind, gibt es auch Ähnlichkeiten in den Eigenschaften von Lithium beziehungsweise Lithiumverbindungen und [[Magnesium]] oder Magnesiumverbindungen. Diese Ähnlichkeit in den Eigenschaften zweier Elemente aus benachbarten Gruppen des [[Periodensystem]]s ist als [[Schrägbeziehung im Periodensystem]] bekannt. So bildet Lithium, im Gegensatz zu Natrium, viele [[metallorganische Verbindung]]en, wie [[Butyllithium]] oder [[Methyllithium]]. Die gleiche Beziehung besteht auch zwischen Beryllium und Aluminium, sowie Bor und Silicium.

== Isotope ==
In der Natur kommen die beiden stabilen [[Isotope]] <sup>6</sup>Li (7,6 %) und <sup>7</sup>Li (92,4 %) vor. Daneben sind instabile Isotope, beginnend bei <sup>4</sup>Li über <sup>8</sup>Li bis <sup>12</sup>Li, bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre [[Halbwertszeit]]en liegen alle im [[Millisekunde]]nbereich.<ref>[http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf The Nubase evaluation of nuclear and decay properties] (PDF, englisch)</ref>

<sup>6</sup>Li spielt eine wichtige Rolle in der Technologie der Kernfusion. Es dient sowohl im [[Kernfusionsreaktor]] als auch in der [[Wasserstoffbombe]] als Ausgangsmaterial für die Erzeugung von [[Tritium]], das für die energieliefernde Fusion mit [[Deuterium]] benötigt wird. Tritium entsteht im [[Blanket]] des Fusionsreaktors oder in der Wasserstoffbombe neben Helium durch Beschuss von <sup>6</sup>Li mit Neutronen, die bei der Fusion anfallen, nach der [[Kernreaktion]]
: <math>\mathrm{\,^6 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + 4{,}78\ MeV}</math>. 
Die ebenfalls mögliche Reaktion 
: <math>\mathrm{\,^7 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + n -2{,}74\ MeV}</math>
ist aus physikalischen Gründen weniger geeignet (siehe [[Blanket]]). Aus diesem Grund wird das Isotop <sup>6</sup>Li bei der Lithiumgewinnung abgetrennt.<ref>''[http://www.bernd-leitenberger.de/abc-waffen.shtml ABC Waffen].''</ref> Die [[Isotopentrennung|Trennung]] kann beispielsweise über einen Isotopenaustausch von Lithium[[amalgam]] und einer gelösten Lithiumverbindung (wie Lithiumchlorid in Ethanol) erfolgen. Dabei werden Ausbeuten von etwa 50 % erreicht.<ref>R. Bauer: ''Lithium-wie es nicht im Lexikon steht''. ''Chemie in unserer Zeit'' 19, Nr. 5, 1985, S. 167–173 ({{DOI|10.1002/ciuz.19850190505}}).</ref>

Ist in einer [[Kernwaffentechnik#Dreistufige Wasserstoffbombe|Dreistufenbombe]] neben <sup>6</sup>Li auch <sup>7</sup>Li vorhanden (wie es beispielsweise bei [[Castle Bravo]] der Fall war), reagiert dieses mit einigen der bei der Fusion erzeugten schnellen Neutronen. Dadurch entstehen wieder Neutronen, außerdem Helium  und zusätzliches Tritium. Dies führt, obwohl die  <sup>7</sup>Li-Neutron-Reaktion zunächst Energie verbraucht, im Endergebnis zu erhöhter Energiefreisetzung durch zusätzliche Fusionen und mehr Kernspaltungen im Bombenmantel aus [[Uran]]. Die Sprengkraft ist deshalb höher, als wenn nur der <sup>6</sup>Li-Anteil der Isotopenmischung in der Bombe umgewandelt worden wäre. Da vor dem Castle-Bravo-Test angenommen wurde, das <sup>7</sup>Li würde '''nicht''' mit den Neutronen reagieren, war die Bombe etwa 2,5-mal so stark wie erwartet.<ref>[http://nuclearweaponarchive.org/Usa/Tests/Castle.html Bericht über den Wasserstoffbombentest Castle Bravo] (engl.)</ref> 

Das Lithiumisotop <sup>7</sup>Li entsteht in geringen Mengen in [[Kernkraftwerk]]en durch eine [[Kernreaktion]] des (als Neutronenabsorber verwendeten) [[Bor]]isotops <sup>10</sup>B mit Neutronen.<ref>Martin Volkmer: ''Kernenergie Basiswissen.'' Inforum, 2007, ISBN 3-926956-44-5, S. 39 ([http://www.kernenergie.de/r2/documentpool/de/Gut_zu_wissen/Materialen/Downloads/018basiswissen2007.pdf PDF]).</ref> 
: <math>\mathrm{\,^{10} _{\ 5}B + n \rightarrow \,^7 _3Li + \,^4 _2He + \gamma}</math>

Die Isotope <sup>6</sup>Li, <sup>7</sup>Li werden beide in Experimenten mit kalten [[Quantengasen]] verwendet. So wurde das erste [[Bose-Einstein-Kondensat]] mit dem ([[Boson]]) Isotop <sup>7</sup>Li erzeugt <ref>C. C. Bradley, C. A. Sackett, J. J. Tollett, R. G. Hulet: ''Evidence of Bose-Einstein Condensation in an Atomic Gas with Attractive Interactions.'' In: ''Physical Review Letters'' 75, Nr. 9, 1995, S. 1687–1690 ({{DOI|10.1103/PhysRevLett.75.1687}} , [http://www.physik.uni-oldenburg.de/Docs/theo3/harting/Diplom/Articles/bose1.pdf PDF]).</ref>. <sup>6</sup>Li dagegen ist ein [[Fermion]] und kürzlich ist es gelungen, Moleküle dieses Isotops in ein [[Suprafluidität|Suprafluid]] zu verwandeln<ref>S. Jochim, M. Bartenstein, A. Altmeyer, G. Hendl, S. Riedl, C. Chin, J. Hecker Denschlag, R. Grimm: ''Bose-Einstein Condensation of Molecules.'' In: ''Science.'' 302, Nr. 5653, 2003, S. 2101–2103 ({{DOI|10.1126/science.1093280}}, vgl. [http://pc150-c704.uibk.ac.at/ultracold/doc/thesis_selim_jochim/thesis_selim_jochim.pdf Dissertation des Autors Selim Jochim]).</ref>.

''Siehe auch: [[Liste der Isotope/2. Periode#3 Lithium|Liste der Lithium-Isotope]]''

== Verwendung ==
[[Datei:Lithium Verwendung.svg|thumb||right|Die Verwendung von Lithium, Nachfrage 2008<ref>Reto Rescalli: ''[http://epaper.fuw.ch/files/epaper/publications/fw/fw18112009/pdf/fw_fw18112009_Ausland_025_busp.pdf  Lithium sorgt für viel Fantasie.]'' In: ''Finanz und Wirtschaft.'' 18. November 2009, abgerufen am 8. März 2010.</ref>]]

Der größte Teil der produzierten Lithiumsalze wird nicht zum Metall reduziert, sondern entweder direkt als Lithiumcarbonat, Lithiumhydroxid, Lithiumchlorid, Lithiumbromid eingesetzt oder zu anderen Verbindungen umgesetzt. Aber auch das Metall wird in einigen Anwendungen benötigt. Die wichtigsten Verwendungszwecke von Lithiumverbindungen findet man im Abschnitt „[[Lithium#Verbindungen|Verbindungen]]“. 
[[Datei:Lithium battery 3.6V.jpg|thumb|150px|right|[[Lithiumbatterie]]]]

=== Metall ===
Ein Teil des produzierten Lithiummetalls wird für die Gewinnung von Lithiumverbindungen verwendet, die nicht direkt aus Lithiumcarbonat hergestellt werden können. Dies sind in erster Linie [[Organische Chemie|organische]] Lithiumverbindungen wie [[Butyllithium]], Lithium-Wasserstoff-Verbindungen wie [[Lithiumhydrid]] (LiH) oder [[Lithiumaluminiumhydrid]] sowie [[Lithiumamid]]. 

Lithium wird wegen seiner Fähigkeit, direkt mit [[Stickstoff]] zu reagieren, zu dessen Entfernung aus [[Gas]]en verwendet. 

Metallisches Lithium ist ein sehr starkes [[Reduktionsmittel]]; es reduziert viele Stoffe, die mit anderen Reduktionsmitteln nicht reagieren. Es wird bei der partiellen Hydrierung von Aromaten ([[Birch-Reduktion]]) eingesetzt. In der [[Metallurgie]] wird es zur [[Entschwefelung (Eisenschmelze)|Entschwefelung]], [[Desoxidation]] und [[Entkohlung]] von Metallschmelzen eingesetzt. 

Da Lithium ein sehr niedriges [[Normalpotential]] besitzt, kann es in [[Batterie]]n als [[Anode]] verwendet werden. Diese [[Lithium-Batterie]]n haben eine hohe [[Energiedichte]] und können eine besonders hohe [[Elektrische Spannung|Spannung]] erzeugen. Nicht zu verwechseln sind die nicht wiederaufladbaren Lithium-Batterien mit den wiederaufladbaren [[Lithium-Ionen-Akkumulator|Lithium-Ionen-Akkus]], bei denen Lithiummetalloxide wie [[Lithiumcobaltoxid]] als [[Kathode]] und [[Graphit]] oder andere Lithiumionen einlagernde Verbindungen als Anode geschaltet sind.<ref>''[http://www.ak-tremel.chemie.uni-mainz.de/ChiuZ/Script%20TU%20Graz%20Lithium-Batterien.pdf Skript über Batterien der TU Graz].'' (PDF)</ref>

=== Legierungsbestandteil ===
Lithium wird mit einigen Metallen legiert, um deren Eigenschaften zu verbessern. Oft reichen dafür schon geringe Mengen Lithium aus. Lithium verbessert als Beimischung bei vielen Stoffen die [[Zugfestigkeit]], [[Härte]] und [[Elastizität (Mechanik)|Elastizität]]. Ein Beispiel für eine Lithiumlegierung ist Bahnmetall, eine [[Blei]]legierung mit circa 0,04 % Lithium, die als [[Kugellager|Lagermaterial]] in Eisenbahnen verwendet wird. Auch bei [[Magnesium-Lithium-Legierung|Magnesium]]- und [[Aluminium-Lithium-Legierung|Aluminiumlegierungen]] werden die mechanischen Eigenschaften durch Zusatz von Lithium verbessert. Gleichzeitig sind Lithiumlegierungen sehr leicht und werden deshalb viel in der [[Luftfahrt|Luft-]] und [[Raumfahrt]]technik verwendet.

=== Forschung (Atomphysik) ===
In der [[Atomphysik]] wird Lithium gerne verwendet, da es mit <sup>6</sup>Li als einziges Alkalimetall ein stabiles [[fermion]]isches [[Isotop]] besitzt, weshalb es sich zur Erforschung der Effekte in ultrakalten fermionischen [[Quantengas]]en eignet (siehe [[BCS-Theorie]]). Gleichzeitig weist es eine sehr breite [[Feshbach-Resonanz]] auf, die es ermöglicht, die [[Streulänge]] zwischen den [[Atom]]en nach Belieben einzustellen, wobei die [[Magnetfeld]]er aufgrund der Breite der [[Resonanz (Physik)|Resonanz]] nicht besonders präzise gehalten werden müssen.

=== Medizin ===
Bereits 1850 wurde Lithium in der westlichen Medizin als Mittel gegen [[Gicht]] erstmals eingesetzt. Es erwies sich jedoch als unwirksam. Auch andere Ansätze zur medizinischen Anwendung von Lithiumsalzen, so unter anderem als Mittel gegen Infektionskrankheiten, blieben erfolglos.

Erst 1949 beschrieb der australische Psychiater [[John Cade]] ein mögliches Anwendungsgebiet für Lithiumsalze. Er hatte [[Hausmeerschweinchen|Meerschweinchen]] verschiedene chemische Verbindungen, darunter auch Lithiumsalze, [[Spritze (Medizin)|injiziert]], woraufhin diese weniger stark auf äußerliche Reize reagierten, ruhiger, aber nicht schläfrig wurden.<ref>J. Cade: ''Lithium salts in the treatment of psychotic excitement.'' In: ''Med. J. Australia'' 36, 1949, S. 349.</ref>

Nach einem Selbstversuch von Cade wurde 1952–1954 die Verwendung von [[Lithiumcarbonat]] als Medikament zur Behandlung depressiver, schizophrener und manischer Patienten in einer [[Doppelblindstudie]] am Psychiatrischen Krankenhaus in Risskov (Dänemark) untersucht.<ref>M. Schou: ''Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit.'' Thieme, 2001, ISBN 3-13-593304-0.</ref> Damit war der Grundstein für die [[Lithiumtherapie]] gelegt.

Bei dieser wird Lithium in Form von Salzen, wie dem [[Lithiumcarbonat]], gegen [[Bipolare Störung|bipolare Affektstörungen]], [[Manie]], [[Depression]] und [[Cluster-Kopfschmerz]] eingesetzt.<ref name="min"/> Dabei ist die geringe [[therapeutische Breite]] zu beachten. Bei zu hohem Lithiumspiegel können Nebenwirkungen auftreten wie [[Tremor]], [[Rigor]], Übelkeit, Erbrechen, [[Herzrhythmusstörung]]en und [[Leukozytose]]. Über 3,0 mmol/l besteht Lebensgefahr. Der Grund ist, dass der Stoffwechsel von Lithium und [[Natrium]] ähnlich sind. Ein zu hoher Lithiumspiegel kann durch Schwitzen oder Natrium-ausschwemmende Medikamente (natriuretische [[Diuretika]]) mit sinkendem Natriumspiegel entstehen. Der Körper versucht, den Natriumverlust zu kompensieren, indem in den Nieren dem Primärharn Natrium entzogen und in das Blut zurücktransportiert wird (Natrium[[Retention (Medizin)|retention]]). Neben Natrium wird dabei auch Lithium reteniert, das normalerweise gleichmäßig von den Nieren ausgeschieden wird. Die Folge ist ein erhöhter Lithiumspiegel, was bei der Einnahme von Lithium ein [[Drug monitoring]] bedingt, bei dem regelmäßig der Lithiumspiegel bestimmt und die Dosis entsprechend angepasst wird.

Die Wirkungsweise des Lithium als Psychopharmakon ist allerdings nicht bekannt. Derzeit werden insbesondere die Beeinflussung des [[Inositol]]-Stoffwechsels durch Hemmung der myo-Inositol-1-[[Phosphatase]] ([[Enzymklasse]] 3.1.3.25) <ref>M. J. Berridge: ''Inositol trisphosphate and diacylglycerol as second messengers''. In: ''Biochemical Journal'' 220, Nr. 2, 1984, S. 345–360 ([http://www.biochemj.org/bj/220/bj2200345.htm Abstract]).</ref><ref>D. H. Carney, D. L. Scott, E. A. Gordon, E. F. LaBelle: ''Phosphoinositides in mitogenesis: neomycin inhibits thrombin-stimulated phosphoinositide turnover and initiation of cell proliferation.'' In:''Cell'' 42, Nr. 2, 1985, S. 479–488 ([http://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/2992800 Abstract]).</ref> und die Hemmung der Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) in [[Nervenzellen]] als mögliche Mechanismen diskutiert.<ref>R. Williams, W. J. Ryves, E. C. Dalton, B. Eickholt, G. Shaltiel, G. Agam, A. J. Harwood: ''A molecular cell biology of lithium.'' In: ''Biochem. Soc. Trans.'' 32, 2004, S. 799–802.</ref> Die antidepressive Wirkung von Lithium beruht wahrscheinlich ebenfalls auf einer Verstärkung der serotonergen Neurotransmission, also einer erhöhten Ausschüttung von [[Serotonin]] in den [[Synapsen]], während die antimanische Wirkung mit einer Hemmung [[Dopamin|dopaminerger]] Rezeptoren erklärt wird.<ref name="Psychopharmaka"> [http://www.psychiatriegespraech.de/psychopharmaka_therapie_1.php Psychopharmaka-Therapie]</ref><ref>B. Woggon: ''Behandlung mit Psychopharmaka.'' Huber, Bern 1998, S. 77–84.</ref> Eine weitere interessante Auswirkung von Lithiumsalzen auf den Menschen und Säugetiere wie [[Ratte]]n ist die wohl damit zusammenhängende Veränderung der [[Circadiane Rhythmik|Circadianen Rhythmik]].<ref>T. Hafen, F. Wollnik: ''Effect of lithium carbonate on activity level and circadian period in different strains of rats.'' In: ''Pharmacology Biochemistry & Behavior.'' 49, 1994, S. 975–983.</ref> Diese Wirkung konnte sogar bei Pflanzen wie der [[Kalanchoe]] nachgewiesen werden. <ref>E. Bünning, I. Moser: ''Influence of Valinomycin on Circadian Lead Movements of Phaseolus.'' In: ''Prod. Nat. Acad. Sci. USA'' 69, Nr. 9, 1972, S. 2733 ([http://www.pubmedcentral.nih.gov/picrender.fcgi?artid=427027&blobtype=pdf PDF).</ref><ref>W. Engelmann: ''Lithium slows down the Kalanchoe clock.'' In: ''Z. Naturforsch.'' 27, 1972, S. 477.</ref> Andere serotonerge Substanzen wie [[Lysergsäurediethylamid|LSD]], [[Meskalin]] und [[Psilocybin]] zeigen ebenfalls solche Auswirkungen beim Menschen.<ref name="Halluzinogene">''[http://www.studentenlabor.de/bs05/html/halluzinogene.html Übersicht Halluzinogene].''</ref>
Ein bemerkenswerter Nebeneffekt der Lithiumtherapie ist die Verringerung der Wahrscheinlichkeit, an der [[Alzheimer-Krankheit]] zu erkranken.<ref>''[http://www.medizinauskunft.de/artikel/familie/senioren/29_07_lithium.php ''Alzheimer: Neue Hoffnung Lithium].'' Medizinauskunft.de:, 29. Juli 2004.</ref>

== Nachweis ==
[[Datei:FlammenfärbungLi.png|thumb|right|100px|Li-Flammenfärbung]]
Lithiumverbindungen zeigen eine karminrote [[Flammenfärbung]], die charakteristischen [[Spektrallinie]]n liegen als Hauptlinien bei 670,776 und 670,791&nbsp;nm; kleinere Linien liegen bei 610,3&nbsp;nm.<ref>''[http://www.hia-iha.nrc-cnrc.gc.ca/staff/morton/atomicdataIII/TABLE2.pdf Übersicht über alle Spektrallinien].''</ref> Darüber kann Lithium mit Hilfe der [[Fotometrie|Flammenphotometrie]] nachgewiesen werden. 

Ein quantitativer Nachweis mit nasschemischen Methoden ist schwierig, da die meisten Lithiumsalze leicht löslich sind. Eine Möglichkeit besteht über das Ausfällen schwerlöslichen Lithiumphosphats. Dazu wird die zu untersuchende Probe zum Beispiel mit [[Natronlauge]] alkalisch gemacht und mit etwas [[Dinatriumhydrogenphosphat]] Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub> versetzt. Beim Erhitzen fällt bei Anwesenheit von Li<sup>+</sup> ein weißer Niederschlag aus:
:<math>\mathrm{3 \,Li^+ + HPO_4^{2-} + OH^- \rightarrow Li_3PO_4 \downarrow + H_2O}</math>

== Gefahrenhinweise ==
Lithium entzündet sich an der Luft im flüssigen Zustand und als Metallstaub bereits bei Normaltemperatur.<ref name="BGIA Gestis">{{GESTIS|CAS=7439-93-2|Datum=5. April 2008}}</ref> Aus diesem Grund muss Lithium auch unter Luftausschluss, meist in [[Petroleum]] gelagert werden. Bei höheren Temperaturen ab 190&nbsp;°C wird bei Kontakt mit Luft sofort überwiegend Lithiumoxid gebildet. In reinem [[Sauerstoff]] entzündet sich Lithium ab etwa 100&nbsp;°C. In einer reinen [[Stickstoff]]atmosphäre reagiert Lithium erst bei höheren Temperaturen zu Lithiumnitrid. 
Beim Kontakt mit sauerstoff- oder halogenhaltigen Substanzen kann Lithium explosionsartig reagieren.

Metallisches Lithium verursacht Schäden durch Verbrennungen oder Alkali-Verätzungen, weil es mit Wasser unter starker Wärmeabgabe Lithiumhydroxid bildet<ref name="BGIA Gestis"/>; dafür genügt schon die Hautfeuchtigkeit.

== Verbindungen ==
Lithium ist sehr reaktiv und bildet mit den meisten [[Nichtmetalle]]n Verbindungen, in denen es immer in der [[Oxidationsstufe]] +I vorliegt. Diese sind in der Regel [[Ion|ionisch]] aufgebaut, haben aber im Gegensatz zu Verbindungen anderer Alkalimetalle einen hohen [[kovalent]]en Anteil. Das zeigt sich unter anderem darin, dass viele Lithiumsalze – im Gegensatz zu den entsprechenden Natrium- oder Kaliumsalzen – gut in organischen Lösungsmitteln wie [[Aceton]] oder [[Ethanol]] löslich sind. Es existieren auch kovalente organische Lithiumverbindungen. Viele Lithiumverbindungen ähneln in ihren Eigenschaften auf Grund der ähnlichen [[Ionenradius|Ionenradien]] den entsprechenden [[Magnesium]]verbindungen ([[Schrägbeziehung im Periodensystem]]). 

=== Wasserstoffverbindungen ===
Wasserstoff bildet mit Lithium [[Hydride]]. Die einfachste Lithium-Wasserstoff-Verbindung [[Lithiumhydrid]] LiH entsteht aus den Elementen bei 600–700&nbsp;°C. Es wird als [[Raketentreibstoff]] und zur schnellen Gewinnung von Wasserstoff, beispielsweise zum Aufblasen von [[Rettungsweste]]n<ref name="dtv"/>, verwendet. Es existieren auch komplexere Hydride wie Lithiumborhydrid LiBH<sub>4</sub> oder [[Lithiumaluminiumhydrid]] LiAlH<sub>4</sub>. Letzteres hat in der organischen Chemie als selektiver Wasserstoffspender etwa zur [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] von [[Carbonylverbindung|Carbonyl-]] und [[Nitroverbindung]]en eine große Bedeutung. 

Für die Erforschung der [[Kernfusion]] spielen Lithiumdeuterid (LiD) und Lithiumtritid (LiT) eine wichtige Rolle. Da reines Lithiumdeuterid die Energie der Wasserstoffbombe herabsetzt, wird dafür ein Gemisch aus LiD und LiT eingesetzt. Diese festen Substanzen sind leichter zu handhaben als Tritium mit seiner großen [[Effusion (Physik)|Effusionsgeschwindigkeit]].

=== Sauerstoffverbindungen ===
Mit Sauerstoff bildet Lithium sowohl [[Lithiumoxid]] Li<sub>2</sub>O als auch [[Lithiumperoxid]] Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.

Wenn Lithium mit Wasser reagiert, bildet sich [[Lithiumhydroxid]], eine starke Base. Aus Lithiumhydroxid werden Lithiumfette hergestellt, die als Schmierfette für Autos verwendet werden. Da Lithiumhydroxid auch Kohlenstoffdioxid bindet, dient es in U-Booten zur Regenerierung der Luft.

=== Weitere Lithiumverbindungen ===
[[Datei:Lithium chloride.jpg|thumb|150px|right|Lithiumchlorid]]
[[Datei:Lithium carbonate.jpg|thumb|150px|right|Lithiumcarbonat]]
Lithium bildet mit den Halogeniden Salze der Form LiX. Dies sind [[Lithiumfluorid]], [[Lithiumchlorid]], [[Lithiumbromid]] und [[Lithiumiodid]]. Da Lithiumchlorid sehr hygroskopisch ist, wird es – außer als Ausgangsmaterial für die Lithiumgewinnung – auch als Trockenmittel eingesetzt. Es dient zum Trocknen von Gasen, beispielsweise von [[Erdgas]] bevor es durch die Pipeline geführt wird oder bei Klimaanlagen zur Herabsetzung der Luftfeuchte (bis 2 % relativer Luftfeuchte). Lithiumchlorid dient ferner noch zur Herabsetzung von Schmelztemperaturen, in Schweiß- und Hartlötbädern und als Schweißelektroden-Ummantelung für das Schweißen von Aluminium. Lithiumfluorid findet als Einkristall in der [[Infrarotspektroskopie]] Verwendung.

Die technisch wichtigste Lithiumverbindung ist das schwerlösliche [[Lithiumcarbonat]]. Es dient zur Gewinnung der meisten anderen Lithiumverbindungen und wird in der [[Glas]]industrie und bei der Herstellung von [[Email]] als [[Flussmittel]] eingesetzt. Auch in der [[Aluminium]]herstellung wird es zur Verbesserung von Leitfähigkeit und Viskosität der Schmelze zugesetzt. 

Weitere Lithiumsalze sind: 
* [[Lithiumperchlorat]],
* [[Lithiumsulfat]],
* [[Lithiumnitrat]], wird mit [[Kaliumnitrat]] in der Gummiindustrie für die [[Vulkanisation]] verwendet,
* [[Lithiumnitrid]], entsteht bei der Reaktion von Lithium mit Stickstoff,
* [[Lithiumniobat]], ist in einem großen Wellenlängenbereich transparent und wird in der [[Optik]] und für [[Laser]] verwendet,
* [[Lithiumamid]], ist eine starke Base und entsteht bei der Reaktion von Lithium mit flüssigem [[Ammoniak]].
* [[Lithiumstearat]], ist ein wichtiger Zusatz für Öle, um diese als Schmierfette einzusetzen. Diese werden in Automobilen, in  Walzenstraßen und bei Landmaschinen verwendet. Lithiumstearate sind in Wasser sehr schwer löslich, dadurch bleibt der Schmierfilm erhalten, wenn sie mit wenig Wasser in Berührung kommen. Die erhaltenen Schmierfette weisen eine hervorragende Temperaturstabilität (>150&nbsp;°C) auf und bleiben bis −20&nbsp;°C schmierfähig.<ref>''[http://www.uniterra.de/rutherford/ele003.htm  Periodensystem: Lithium].'' Uniterra.de.</ref>
* [[Lithiumacetat]]
* [[Lithiumcitrat]]
* [[LiPF<sub>6</sub>]], findet als Leitsalz in Lithium-Ionen-Akkus Verwendung.
* [[Lithiumphosphat]], wird als Katalysator für die Isomerisation von Propylenoxid eingesetzt.
* [[Lithiummetaborat]] und [[Lithiumtetraborat]]
* [[Lithiumbromid]] ist ein Reaganz zur Herstellung von Pharmazeutika, es wird aber auch in [[Absorptionskälteanlage]] eingesetzt.

=== Organische Lithiumverbindungen ===
Im Gegensatz zu den meisten anderen Alkalimetallorganylen besitzen Lithiumorganyle eine beachtliche Rolle insbesondere in der organischen Chemie. Von besonderer Bedeutung sind [[Butyllithium|''n''-Butyllithium]], [[Tert-Butyllithium|''tert''-Butyllithium]], [[Methyllithium]] und [[Phenyllithium]], die in Form ihrer Lösungen in Pentan, Hexan, Cyclohexan beziehungsweise gegebenenfalls Diethylether auch kommerziell verfügbar sind. Man kann sie durch direkte Umsetzung metallischen Lithiums mit Alkyl-/Arylhalogeniden gemäß
: <math>\mathrm{R{-X} + 2 \ Li \rightarrow Li{-R} + Li^+X^-}</math>
oder durch [[Transmetallierung]] zum Beispiel aus Quecksilberorganylen gemäß
: <math>\mathrm{HgR_2 + 2 \ Li \rightarrow 2 \ Li{-R} + Hg}</math>
herstellen.

Auf Grund des deutlich kovalenten Charakters ist die Struktur von Lithiumorganylen nur selten durch eine einfache Li-C-Bindung zu beschreiben. Es liegen meist komplexe Strukturen, aufgebaut aus dimeren, tetrameren oder hexameren Einheiten, beziehungsweise polymere Strukturen vor. Lithiumorganyle sind hochreaktive Verbindungen, die sich an der Luft teilweise von selbst entzünden. Mit Wasser reagieren sie explosionsartig. In Folge ihrer extremen Basizität reagieren sie auch mit Lösungsmitteln, deren gebundener Wasserstoff kaum acide ist, wie etwa [[Tetrahydrofuran|THF]], was die Wahl geeigneter Lösungsmittel stark einschränkt. Reaktionen mit ihnen sind nur unter [[Schutzgas]] und in getrockneten Lösungsmitteln möglich. Daher ist im Umgang mit ihnen eine gewisse Erfahrung erforderlich und große Vorsicht geboten.

Eine weitere Gruppe organischer Lithiumderivate sind die Lithiumamide des Typs LiNR<sub>2</sub>, von denen insbesondere [[Lithiumdiisopropylamid]] (LDA) und Lithium-bis(trimethylsilyl)amid ([[LiHMDS]], siehe auch [[Hexamethyldisilazan|HMDS]]) als starke Basen ohne nukleophile Aktivität Verwendung finden.

Lithiumorganyle finden vielseitige Verwendung, so als Initiatoren für die anionische [[Polymerisation]] von Olefinen, als [[Metallierung]]s-, [[Deprotonierung]]s- oder Alkylierungsmittel.

Von gewisser Bedeutung sind die so genannten [[Organische Kupferverbindungen|Gilman-Cuprate]] des Typs R<sub>2</sub>CuLi.

== Einzelnachweise ==
<references/>

== Literatur ==
* Arnold Fr. Holleman, Egon Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie'' 91.–100. Auflage, de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3.
* Hans Breuer: ''dtv-Atlas Chemie, Band 1.'' 9. Auflage. dtv, 2000, ISBN 3-423-03217-0.
* M. Binnewies: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum, 2004, ISBN 3-8274-0208-5.
* N. N. Greenwood, A. Earnshaw: ''Chemie der Elemente.'' VCH Verlagsgesellschaft, 1988, ISBN 3-527-26169-9.
* Ernst Henglein: ''Technologie außergewöhnlicher Metalle.'' 1991, ISBN 3-8085-5081-3.
* Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente - das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten.'' Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
* Richard Bauer: ''Lithium - wie es nicht im Lehrbuch steht''. In: ''Chemie in unserer Zeit.'' 19, Nr. 5, 1985, {{ISSN|0009-2851}}, S. 167.
* N. J. Birch: ''Inorganic Pharmacology of Lithium.'' In: ''[[Chem. Rev.]]'' 99, Nr. 9, 1999, S. 2659–2682.
* Jürgen Deberitz, Gernot Boche: ''Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung.'' In: ''Chemie in unserer Zeit'' 37, Nr. 4, 2003, {{ISSN|0009-2851}}, S. 258–266 ({{DOI|10.1002/ciuz.200300264}}).

== Weblinks ==
{{Wiktionary|Lithium}}
{{Commons|Lithium}}
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Lithium}}
* [http://www.wiley-vch.de/books/sample/3527315780_c01.pdf Zusammenfassung über Alkalimetalle von wiley-vch] (PDF; 2,20 MB)
* [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Li.html EnvironmentalChemistry.com – Lithium] (englisch)

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