锂

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鋰（拼音：lǐ，注音：ㄌ丨ˇ；英語：Lithium；源于拉丁語：λίθος，转写为「Lithos」，直譯「石頭」）是一種化學元素，化學符號为Li，原子序數为3，原子量為7000694100000000000♠6.941 u。其中文名稱则来源于“Lithos”的第一个音节的发音“里”，因为是金属，所以在左方加上部首“钅”。鋰是一個質地柔軟且顏色呈銀白色的鹼金屬。在三个电子中有两个分布在K层，另一个電子則在L层。锂是所以碱金属中最轻的一种，經常呈+1或0氧化态，是否有-1氧化态則尚未得到证实^[1]。但是锂和它的化合物并不像其他的碱金属那么典型，因为锂的电荷密度很大而且有稳定的氦型双电子层，使锂容易极化其他的分子或离子，自己却不容易受到极化。这一点影响到它和它的化合物的稳定^[2]。

锂   ₃Li

氫（非金屬） 氦（惰性氣體） 鋰（鹼金屬） 鈹（鹼土金屬） 硼（類金屬） 碳（非金屬） 氮（非金屬） 氧（非金屬） 氟（鹵素） 氖（惰性氣體） 鈉（鹼金屬） 鎂（鹼土金屬） 鋁（貧金屬） 矽（類金屬） 磷（非金屬） 硫（非金屬） 氯（鹵素） 氬（惰性氣體） 鉀（鹼金屬） 鈣（鹼土金屬） 鈧（過渡金屬） 鈦（過渡金屬） 釩（過渡金屬） 鉻（過渡金屬） 錳（過渡金屬） 鐵（過渡金屬） 鈷（過渡金屬） 鎳（過渡金屬） 銅（過渡金屬） 鋅（過渡金屬） 鎵（貧金屬） 鍺（類金屬） 砷（類金屬） 硒（非金屬） 溴（鹵素） 氪（惰性氣體） 銣（鹼金屬） 鍶（鹼土金屬） 釔（過渡金屬） 鋯（過渡金屬） 鈮（過渡金屬） 鉬（過渡金屬） 鎝（過渡金屬） 釕（過渡金屬） 銠（過渡金屬） 鈀（過渡金屬） 銀（過渡金屬） 鎘（過渡金屬） 銦（貧金屬） 錫（貧金屬） 銻（類金屬） 碲（類金屬） 碘（鹵素） 氙（惰性氣體） 銫（鹼金屬） 鋇（鹼土金屬） 鑭（鑭系元素） 鈰（鑭系元素） 鐠（鑭系元素） 釹（鑭系元素） 鉕（鑭系元素） 釤（鑭系元素） 銪（鑭系元素） 釓（鑭系元素） 鋱（鑭系元素） 鏑（鑭系元素） 鈥（鑭系元素） 鉺（鑭系元素） 銩（鑭系元素） 鐿（鑭系元素） 鎦（鑭系元素） 鉿（過渡金屬） 鉭（過渡金屬） 鎢（過渡金屬） 錸（過渡金屬） 鋨（過渡金屬） 銥（過渡金屬） 鉑（過渡金屬） 金（過渡金屬） 汞（過渡金屬） 鉈（貧金屬） 鉛（貧金屬） 鉍（貧金屬） 釙（貧金屬） 砈（類金屬） 氡（惰性氣體） 鍅（鹼金屬） 鐳（鹼土金屬） 錒（錒系元素） 釷（錒系元素） 鏷（錒系元素） 鈾（錒系元素） 錼（錒系元素） 鈽（錒系元素） 鋂（錒系元素） 鋦（錒系元素） 鉳（錒系元素） 鉲（錒系元素） 鑀（錒系元素） 鐨（錒系元素） 鍆（錒系元素） 鍩（錒系元素） 鐒（錒系元素） 鑪（過渡金屬） 𨧀（過渡金屬） 𨭎（過渡金屬） 𨨏（過渡金屬） 𨭆（過渡金屬） 䥑（預測為過渡金屬） 鐽（預測為過渡金屬） 錀（預測為過渡金屬） 鎶（過渡金屬） 鉨（預測為貧金屬） 鈇（貧金屬） 鏌（預測為貧金屬） 鉝（預測為貧金屬） 鿬（預測為鹵素） 鿫（預測為惰性氣體） 氢 ↑ 锂 ↓ 钠 氦 ← 锂 → 铍
外觀
銀白色固体 金属锂浮在煤油上 鋰的原子光譜
概況
名稱·符號·序數	锂（lithium）·Li·3
元素類別	碱金属
族·週期·區	1 ·2·s
標準原子質量	6.941（2）
电子排布	1s^2 2s^1 2, 1
歷史
發現	约翰·奥古斯特·阿韦德松（1817年）
分離	威廉·托马斯·布兰德（1821年）
命名	永斯·貝吉里斯
物理性質
物態	固態
密度	（接近室温） 0.534 g·cm^−3
熔点時液體密度	0.512 g·cm^−3
熔点	453.69 K，180.54 °C，356.97 °F
沸點	1615 K，1342 °C，2448 °F
臨界點	（估计） 3223 K，67 MPa
熔化热	3.00 kJ·mol^−1
汽化热	147.1 kJ·mol^−1
比熱容	24.860 J·mol^−1·K^−1
蒸氣壓 壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k 溫/K 797 885 995 1144 1337 1610
原子性質
氧化态	+1, -1 （强碱性氧化物）
电负性	0.98（鲍林标度）
电离能	第一：520.2 kJ·mol^−1 第二：7298.1 kJ·mol^−1 第三：11815.0 kJ·mol^−1
原子半径	152 pm
共价半径	128±7 pm
范德华半径	182 pm
雜項
晶体结构	体心立方
磁序	顺磁性
電阻率	（20 °C）92.8 n Ω·m
熱導率	84.8 W·m^−1·K^−1
膨脹係數	（25 °C）46 µm·m^−1·K^−1
聲速（細棒）	（20 °C）6000 m·s^−1
杨氏模量	4.9 GPa
剪切模量	4.2 GPa
体积模量	11 GPa
莫氏硬度	0.6
CAS号	7439-93-2
最穩定同位素
主条目：锂的同位素 同位素 丰度 半衰期 (t1/2) 衰變 方式 能量（MeV） 產物 ^5Li 人造 3.7×10^-22 秒 p - ^4He ^6Li 7.5% 穩定，帶3粒中子 ^7Li 92.5% 穩定，帶4粒中子 ^6Li 在自然样品中可能只含 3.75%。 故 ^7Li 可能占到 96.25%。

在標準條件（STP）下，鋰是最輕的金屬和固體元素。跟其他鹼金屬一樣，鋰擁有高活性和易燃性，並儲存在礦物油中。切割時，它會表現出金屬光澤，但會快速被水氣潮解，變成暗銀灰色，接著變成黑色的氧化物。它不會以元素狀態存在於自然界，而只能於（通常是離子）化合物中發生，例如偉晶岩礦物，它們曾經是鋰的主要來源。由於其離子的溶解度，它存在於海水中並通常從鹽水中獲得。從氯化鋰和氯化鉀的混合物中電解分離鋰金屬。

在自然界中發現的兩種穩定的鋰同位素具有所有穩定核素中每個核子的結合能，因此鋰原子的核處於不穩定狀態。因核的性質相對不穩定，鋰在太陽系的含量排名第26。由於以上因素，鋰在核物理學中具重要用途。1932年鋰原子向氦的核分裂是第一次完全人為的核反應，而氘化鋰用作熱核武器的燃料。^[3]

鋰及其化合物具多種工業應用，包括耐熱玻璃、陶瓷、鋰潤滑脂潤滑劑，用於鐵、鋼和鋁生產的助焊劑添加劑、鋰電池和鋰離子電池。這些用途消耗超過四分之三的鋰生產量。

在生物系統內存有微量的鋰，但其功能不明。已知鋰鹽可作治療人類躁鬱症的情緒穩定藥物。

歷史

1800年，巴西化學及政治家若澤·博尼法西奧·德·安德拉達在瑞典烏托島（英语：Utö, Sweden）的一個礦坑中發現透鋰長石（英语：petalite）（LiAlSi4O10）^[4][5][6][7]。不過直到1817年約翰·奧古斯特·阿韋德松（Johann Arfvedson）在化學家永斯·貝吉里斯（Jöns Jacob Berzelius）的實驗室中分析透鋰長石礦物時才發現這個新元素的存在^{[8][9][10][11]}。這個元素組成的化合物跟鈉和鉀的化合物相似，但其碳酸鹽和氫氧化物在水中的溶解性較小，鹼性也較低^[12]。贝采利乌斯將這個鹼金屬命名為「lithion/lithina」，來自希臘語單詞λιθoς（音譯為lithos，意為「石頭」），來反映它是在固體礦物中被發現，而不是在植物灰燼中發現的鉀，或是部分因在動物血液中有高豐度而知名的鈉。他將材料中的金屬命名為「鋰」^[13][6][11]。 阿韋德松後來發現，這種相同的元素存在於鋰輝石和鋰雲母（英语：lepidolite）礦物中^[14][6]。1818年，Christian Gmelin（英语：Christian Gmelin）首次發現鋰鹽燃燒的焰色為鮮紅色^[6][15]。然而，阿韋德松和Gmelin都未能將純元素與其鹽分離^[6][11][16]。直到1821年威廉·托马斯·布兰德透過電解氧化鋰才得到元素鋰，而這一個過程過去曾被化學家漢弗里·戴維（Humphry Davy）用來分離鹼金屬鉀和鈉^{[17][16][18][19][20]}。布兰德還描述了一些純鋰鹽，如氯化物，估計氧化鋰含有約 55％ 的金屬，並估計鋰的原子量大約為 9.8克/莫耳（現代值約 6.94克/莫耳）^[21]。1855年，罗伯特·威廉·本生和Augustus Matthiessen（英语：Augustus Matthiessen）透過電解氯化鋰生產了更多的鋰^[6][22]。這個程序的發現促成德國公司 Metallgesellschaft AG（英语：Metallgesellschaft）於1923年透過將氯化鋰和氯化鉀的液體混合物進行電解，對鋰進行商業生產^[6][23][24]。 鋰的生產和使用歷史上經歷了幾次劇烈的變化。 鋰的第一個主要應用是第二次世界大戰及之後不久用於飛機引擎的高溫鋰潤滑油脂（英语：Lithium soap）及類似應用。這個用途得到一些事實的支持：鋰基皂具有比其他鹼皂更高的熔點，並且比鈣基皂具有更低的腐蝕性。對鋰皂和潤滑脂的需求得到了幾家小型採礦企業的支持，其中大部分企業是在美國。 隨著核熔合武器的生產，冷戰時期對鋰的需求急劇增加。當被中子照射時，锂6和锂7都會產生氚，因此可用於自身產生氚，以及在氫化鋰形式的氫彈內使用的一種固體聚變燃料。美國在1950年代末到1980年代中期之間成為鋰的主要生產國。最後，鋰儲存量約為42,000噸氫氧化鋰。儲存的鋰在锂6中耗盡了75％，這足以影響許多標準化學品中鋰的原子量，甚至一些「天然來源」中鋰的原子量已被從同位素分離設施排入地下水的鋰鹽污染^[25][26]。當使用霍爾－埃魯法工藝時，鋰被用於降低玻璃的熔化溫度並改善氧化鋁的熔化行為^[27][28]。這兩種用途在1990年代中期佔據市場主導地位。核軍備競賽結束後，對鋰的需求下降，公開市場上能源庫存的出售進一步降低了價格^[26]。1990年代中期，幾家公司開始從鹽水中提取鋰，這比在地下或露天採礦更便宜。大多數礦山關閉或轉移到其他材料，因為只有來自分區偉晶岩的礦石才能以有競爭力的價格開採。例如，北卡羅來納州Kings Mountain（英语：Kings Mountain, North Carolina）附近的美國礦山在21世紀初之前關閉。

鋰離子電池的發展增加了對鋰的需求，並在2007年成為主要用途^[29]。隨著2000年代鋰電池鋰需求的激增，新公司擴大了鹽水開採工^[30][31]。有人認為，鋰在可再生能源和依賴電池的世界中將成為地緣政治競爭的主要對象之一，但這種觀點也被低估了經濟激勵對擴大生產的影響力^[32]。

存在与分布

天文上

主条目：核合成和恆星核合成

雖然它是在大爆炸中合成的，但是鋰（和鈹及硼）在宇宙中的含量明顯低於其他元素。因為破壞鋰所需的恆星溫度較低，以及缺乏常見生產鋰的過程。^[33]根據現代天文學，鋰的穩定同位素（6Li 和 7Li）是三個在大霹靂中產生的元素的其中之一。^[34]雖然大爆炸核合成中產生的鋰量取決於每個重子的光子數，但是因為有可接受的值，所以可以計算鋰豐度，而且宇宙中存在「宇宙學上的鋰差異（英语：Cosmological lithium problem）」：老恆星的鋰含量似乎比應有的少，而一些年輕的恆星則有更多。^[35]老恆星中鋰的缺乏顯然是由於鋰被「混合」到恆星內部並被破壞，^[36]而鋰則在年輕的恆星中產生。雖然它在高於攝氏240萬度（大多數恆星內部容易達到）時會因和質子的碰撞而轉變為兩個氦原子，但鋰的含量仍比目前計算預測出在後代恆星中的要多。^[17]在棕矮星和某些異常的橙色恆星中也發現了鋰。因為鋰存在於較冷、質量較小的棕矮星中，但在較熱的紅矮星中被破壞，所以它在恆星光譜中的存在可用於「鋰試驗」，以區分皆比太陽小的棕矮星及紅矮星。^[17][37][38]某些橙色恆星也可能含有高濃度的鋰。那些具有高於平均鋰濃度的橙色恆星（如Centaurus X-4）繞著大質量的物體（中子星或黑洞）轉，它們的重力明顯將較重的鋰吸引到氫氦星的表面，導致我們觀測到更多的鋰。^[17]2015年2月19日，日本國立天文台研究團隊從觀察2013年海豚座新星發現，新星爆炸製成了大量鋰元素，這意味著經典新星爆炸可能是宇宙製造鋰元素的主要機制^[39]。

陸地上

锂在自然界中丰度较大，居第27位，在地壳中约含0.0065%，儘管鋰在地球上廣泛分佈，但由於鋰的高活性，在大自然中，它不會以元素的形式存在。^[13]锂的矿物有30余种，主要存在于锂辉石（${\displaystyle {\ce {LiAlSi2O6}}}$ ）、鋰雲母（英语：lepidolite）以及透鋰長石（英语：petalite）（${\displaystyle {\ce {(LiNa)AlSi4O10}}}$ ）和鋰蒙脫石黏土（英语：Hectorite）中。在人和动物的有机体、土壤和矿泉水、可可粉、烟叶、海藻中都有锂存在。鋰在海水中的總含量非常大，估計為2300億噸，其中元素存在的相對恆定濃度為0.14至0.25百萬分之一濃度（ppm），^[40][41]或25微莫耳^[42]；而在海底熱泉附近，可以發現接近7 ppm的較高濃度。^[41] 在地球，鋰含量估計占地殼重量的20至70 ppm。^[43]鋰占火成岩的一小部分，其中在花崗岩中的濃度最大。花崗岩偉晶岩也提供最豐富的含鋰礦物，鋰輝石透鋰長石（英语：petalite）是商業上最可行的來源。^[43]另一種重要的鋰礦物來源是鋰雲母（英语：lepidolite），它是由一系列的聚苯硫磷礦和三鋰鐵礦所形成，如今已成為一個過時的稱號。^[44][45]鋰的新來源是鋰蒙脫石黏土（英语：Hectorite），目前只有被美國的Western Lithium公司積極開發。在地殼中，鋰是第25位豐富的元素，^[46]每千克地殼含有20毫克的鋰。 根據鋰和天然鈣的指南：「鋰是一種較稀有的元素，雖然它存在於許多岩石和一些鹽水中，但濃度總是非常低。鋰礦物和鹽水沉積物相當多，但是具有實際或潛在的商業價值的，相對較少。很多價值非常小，其餘的則等級太低。」^[47]美國地質調查局估計，2010年，智利擁有最大的儲量（目前750萬噸），^[48]而且年產量最高（8,800噸）。鋰最大儲備基地^{[note 1]}位於玻利維亞的烏尤尼鹽沼地區，該地區有540萬噸。其他主要供應商包括澳大利亞、阿根廷和中國。^[49][50]截至2015年，捷克地質調查局將捷克共和國的整個厄爾士山脈視為鋰的礦區。註冊了五個礦床，其中一個靠近Cínovec[cs]的，含有16萬噸鋰，被認為是一個潛在的經濟礦床。^[51] 2010年6月，紐約時報報導說，美國地質學家正在對阿富汗西部的乾 鹽湖 進行地質調查，他們相信那裡有大量的鋰沉積物。 五角大廈的官員表示，他們在一個位於加茲尼省的地方進行初步分析後，顯示此處與玻利維亞的鋰礦床潛力一樣大，而玻利維亞現今為世界上已知的最大鋰儲備地。^[52]這些預測主要根據舊數據，大部分在1979－1989年間被聚集，此時為蘇聯人佔領阿富汗的期間。美國地質調查局中阿富汗礦業項目的負責人斯蒂芬·彼得斯說，過去兩年，他沒有意識到美國地質勘探局參與任何新的阿富汗礦產調查。 他說：「我們不知道有任何鋰的發現。」^[53]鋰鹽水（英语：Lithia water）與英格蘭康瓦爾郡的錫礦區相關，目前考慮在400米深的測試鑽孔中進行評估項目。如果成功，熱鹽水的地熱能也將提供為鋰提取和精煉過程中的動力。^[54] 按美國地質調查局推算，2016年時鋰礦的世界蘊藏量1400萬噸，總生產量約3萬5000噸，其中智利的儲量達世界總儲量的52%，中國22%居次，阿根廷和澳大利亞分別佔14%和11%。生產方面澳大利亞通過礦石精製，南美洲則以費時的晾曬法提取鹽湖中鋰，所以前者生產效率比較高而生產量居世界之首，佔41%，智利居次34%，及阿根廷16%、中國6%。^[55]

生物上

在許多植物、浮游生物和無脊椎動物中能發現微量的鋰，濃度為 69 至 5,760 ppb。在脊椎動物中，鋰濃度略低，幾乎所有脊椎動物組織和體液都含有 21 至 763 ppb 的鋰。^[41]海洋生物比陸地生物更容易將鋰生物累積。^[56]而鋰是否在這些生物體中具有生理作用尚不清楚。^[41]

单质性质

概述

锂是一种极易反应的柔软的银白色碱金属。它在金属中比重最轻。锂在空气中易氧化，所以须贮存于固体石蜡、煤油或惰性气体中。它能与水和酸作用放出氢气，易与氧、氮、硫等化合。锂盐在水中的溶解度与镁盐类似，而不同于其他的碱金属盐。

原子及物理性質

就像其他鹼金屬一般，鋰有一個價電子而易失去而形成陽離子。^[13] 因此，鋰為熱和電的良導體且為極易反應的元素，雖然它在鹼金族中是反應性最低的，因為它的價電子和原子核很接近（剩下的兩個電子（英语：Two-electron atom）在1s 軌域中，能量低且不參與化學鍵結。）^[13] 然而，液態鋰的反應性較固態鋰高出許多。^[57][58] 鋰金屬性質柔軟，可以用刀切開，在切開的同時，銀白色的切面會快速氧化為灰色的氧化鋰。^[13]雖然鋰的熔點為最低的金屬之一（180 °C, 453 K），但卻是鹼金族中熔點及沸點最高的元素。^[59] 鋰金屬有極低的密度（0.534 g/cm3）和松木相當，為所有固體元素在室溫下密度最低的，第二低的鈉（0.862 g/cm3）比它密度高了60%以上。且除了氫和氦之外，固體鋰的密度比任何其他液體元素還低，只有液態氮（0.808 g/cm3）的三分之二倍。^[60] 鋰可以漂浮於最輕的烴油，也是三個可以漂浮於水上的金屬的其中之一，另外兩個則是鈉和鉀。 鋰的熱膨脹係數是鋁的兩倍也幾乎是鐵的四倍。^[61]在 400 μK（英语：Orders of magnitude (temperature)） 標準壓力^[62] 下，或是在較高溫度（9K以上）極大壓力（20GPa以上）^[63]下，鋰有超導現象。在 70K 以下時，鋰就像鈉一樣，會有無擴散的相變（英语：Diffusionless transformation）發生。在 4.2K 時，晶體為六方晶系（九層重複堆積），溫度升高後，轉變為面心結構，再變為體心結構。在液態氦溫度（4K）六方晶系是很常見的。^[64]在高壓時，鋰也被發現有多種同素異形體的結構。^[65] 鋰的比熱容為 3.58KJ/kg-k ， 是所有固體中最高的，^[66][67] 因此，鋰金屬常被用來當作熱傳導應用的冷卻劑。^[66]

化學性質與化合物

鋰很容易與水反應，但是活性卻比其他鹼金屬小許多。該反應在水溶液中會形成氫氣和氫氧化鋰。^[13] 因為鋰很容易與水反應，所以它通常會和固體石蠟（英语：Petroleum jelly）一起，被存放在碳氫化合物所構成的密封罐中。雖然其他更重的鹼金屬可以被存放在密度更大的物質中，像是礦物油，但是鋰因為密度太小，無法完好浸至這些物質之中。^[17]在潮濕的空氣之中，鋰會快速地失去光澤，外表會形成黑色的氫氧化鋰（LiOH 和 LiOH·H2O）、氮化鋰（Li3N）和碳酸鋰（Li2CO3，LiOH 和CO₂應的結果。）^[43] 當接近火時，鋰的化合物會發出強烈的深紅色，然而當鋰燃燒很旺盛時，火焰會轉為銀白色的亮光。當暴露在水或水蒸氣中時，鋰會被氧氣點燃並燃燒。^[68]鋰是 易燃的，暴露在空氣中尤其是水中，可能具有爆炸性，但可能性較其他鹼金屬低。在常溫下，鋰和水反應是活潑但非劇烈的，因為反應產生的氫通常不會自燃。鋰與所有鹼金屬都是需要乾粉滅火器（D類型），因為鋰所生成的火很難被熄滅。而在標準狀況下，鋰是少數能與氮反應的金屬之一。^[69][70] 鋰與鎂有對角線規則，它們有相似的原子和離子半徑。而它們相似的化學性質包括，與氮氣反應形成氮化物，在氧氣中燃燒時形成氧化物 （Li₂O）和過氧化物（Li₂O₂），具有相似溶解度的鹽，以及碳酸鹽 和氮化物的熱不穩定性。^[43][71] 鋰在高溫下與氫氣反應生成氫化鋰（LiH）。^[72] 其他已知的二元化合物包括鹵化物（氟化鋰LiF、氯化鋰LiCl、溴化鋰LiBr、碘化鋰LiI），硫化物（硫化鋰Li₂S），超氧化物（超氧化鋰LiO₂）和碳化物（碳化鋰Li₂C₂）。而對於其他許多的無機化合物，鋰會與陰離子結合而形成鹽：硼酸鹽、酰胺、碳酸鋰、硝酸鋰或硼氫化物（硼氫化鋰LiBH₄）。氫化鋁鋰（LiAlH₂）通常用作有機合成中的還原劑。 氦化鋰（英语：LiHe）是一種相互作用非常弱的凡德瓦化合物（英语：Van der Waals molecule），已在非常低的溫度下被檢測到。^[73] 與第一族中其他元素不同的是，鋰的無機化合物遵循偶體法則，而不是八隅體法則。

同位素与核性质

主条目：鋰的同位素

在自然界中鋰以兩種同位素：⁶Li 和 ⁷Li 組成，後者較豐富（在自然界豐度約92.5%）。^[13][17][74] 兩者皆有極低的核結合能（和在元素週期表中相鄰的元素：氦和鈹相比）。鋰是唯一低原子序元素中可以透過核分裂產生淨能的元素。兩種鋰原子核皆有較低的束縛能，低於除了氘及氦-3的其他穩定核素，^[75]因此，雖然它的原子量很小，在前32個元素中，鋰在太陽系中的含量低於其中的25個。^[76] 據目前所知，鋰有7個放射性同位素，最穩定的是半衰期為 838 ms 的 ⁸Li 和半衰期為 178 ms 的 ⁹Li，其他的放射性同位素半衰期皆少於 8.6ms ，半衰期最短的同位素為因質子發射 後衰變的 ⁴Li ，半衰期僅 7.6 × 10⁻²³ s 。^[77]7Li是產生於大霹靂核合成時的其中一個初始元素（英语：primordial elements）（或稱為初始核素），少量的 ⁶Li 和 ⁷Li 產生於恒星，可是被視為在出現的同時就被燒掉了，^[78]還有其他少量的 ⁶Li 和 ⁷Li可能產生於太陽風、宇宙射線擊中較重的原子，和從早期太陽系的 ⁷Be 和¹⁰Be的放射性衰變中產生。^[79]雖然鋰會產生於恆星核合成，但會進一步被銷毀。 ⁷Li 也可以在碳星中產生。^[80] 鋰的同位素分餾基本上透過很多的自然過程，^[81]包含礦物形成（化學沉澱）、代謝和離子交換。鋰離子取代了八面體位置黏土礦物中的鎂和鐵，其中⁶Li優於⁷Li ，導致在超微過濾和岩石蝕變過程中富含輕同位素。已知外來的 ¹¹Li 會表現出核暈（英语：nuclear halo）。 雷射同位素分離的過程可用於分離鋰同位素，特別是 ⁷Li 與 ⁶Li 。^[82] 核武器製造和其他核物理應用是人工鋰分餾的主要來源，工業和軍事庫存保留了輕同位素 ⁶Li，其程度已經導致自然界的 ⁶Li 和 ⁷Li 比例在河流中等地方發生輕微但可測量出的變化。這導致鋰標準化原子量的異常不確定性，因為它取決於這些自然界存在的穩定鋰同位素的自然豐度比例，它們可用於商業鋰礦物來源。^[25] 鋰的兩種穩定同位素都可以被雷射冷卻，並用於生產第一量子縮退玻色-費米混合物。^[83]

通过人工制备，已得到锂的四種放射性同位素${\displaystyle {\ce {^5Li}}}$ 、${\displaystyle {\ce {^8Li}}}$ 、${\displaystyle {\ce {^9Li}}}$ 、${\displaystyle {\ce {^11Li}}}$ 。他们的衰变方式如下^[84]：

${\displaystyle {}_{3}^{5}\mathrm {Li} \rightarrow {}_{1}^{1}\mathrm {H} +{}_{2}^{4}\mathrm {He} }$ 

${\displaystyle {}_{3}^{8}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{8}\mathrm {Be} }$ 

${\displaystyle {}_{3}^{9}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{9}\mathrm {Be} }$ 

${\displaystyle {}_{3}^{11}\mathrm {Li} \rightarrow \beta +{}_{4}^{11}\mathrm {Be} }$ 

锂的同位素可发生下列反应，放出热量：

${\displaystyle {}_{3}^{6}\mathrm {Li} +{}_{1}^{3}\mathrm {H} \rightarrow 2\ {}_{2}^{4}\mathrm {He} +{}_{0}^{1}\mathrm {n} }$ 

${\displaystyle {}_{3}^{7}\mathrm {Li} +{}_{1}^{1}\mathrm {H} \rightarrow 2\ {}_{2}^{4}\mathrm {He} }$ 

也可用来制备氚：

${\displaystyle {}_{3}^{6}\mathrm {Li} +{}_{0}^{1}\mathrm {n} \rightarrow {}_{1}^{3}\mathrm {H} +{}_{2}^{4}\mathrm {He} }$ 

制备

锂矿的提取法

硫酸盐法

锂辉石和硫酸钾一起烧结，钾将锂置换出来，形成可溶于水的硫酸锂。

2LiAl(SiO₃)₂ + K₂SO₄ = Li₂SO₄ + 2KAl(SiO₃)₂

硫酸盐分解法很长一段时间内是工业制备锂的唯一方法。此方法不仅适用于锂辉石，也可用来处理锂云母。

石灰法

将石灰或石灰石与锂矿石一起烧结，然后用水处理，浸取液经过多次蒸发，可从中结晶析出氢氧化锂。反应式如下（温度为1000℃）：

2LiAl(SiO₃)₂ + 9CaO = Li₂O + CaO·Al₂O₃ + 4[2CaO·SiO₂]

此方法的优点是：

1. 适用性强，能分解几乎所有的锂矿石。
2. 反应不需要稀缺原料，石灰和石灰石均较便宜且容易获得。

缺点是：

1. 要求精矿中锂含量很高，因为烧结时精矿会贫化。
2. 因为浸取后得到的是稀溶液，因此蒸发会消耗大量热量，且耗时长。

硫酸法

首先提出此方法的是R.B.Ellestad和K.M.Leute^[85]，此方法适用于β-锂辉石和锂云母。原理如下（温度为250-300℃）：

2LiAl(SiO₃)₂ + H₂SO₄ = Li₂SO₄ + H₂O·Al₂O₃·4SiO₂

此反应的关键问题是硫酸只能与β-锂辉石反应，而对于α-锂辉石无法与之反应。用硫酸直接分解未经锻烧的锂辉石，提取出来的锂仅占总量的4%^[85]。

天然卤水的提取

锂的来源也包括天然卤水和某些盐湖水。加工过程是将锂沉淀成Li₂NaPO₄，再将其转变为碳酸锂，即可作为原料来加工其他锂化合物了。加工天然卤水还可得到硼砂、碳酸钾、氯化钠、硫酸钠和氯化镁等。

金属锂的制备

电解法

锂可由电解熔融氯化锂而得。Guntz首先建议用电解熔融氯化锂和氯化钾的混合物来制备金属锂^[86]，这样可以把熔融温度从单质锂的610℃降至400℃。以石墨为阳极，以低碳钢为阴极，电解槽压为6.0-6.5V。这样可以得到纯度达到99%的锂。

${\displaystyle {\ce {Li+ + e- -> Li}}}$ 

${\displaystyle {\ce {2Cl- -> Cl2 + 2e-}}}$ 

2LiCl_(l) → 2Li_(s) + Cl_2(g)

电解法制得的金属锂通常含有机械杂质（例如Na、K、Mg、Ca、Fe、Si和Al等），因此需要提纯；杂质可重新熔融，再借助比重不同滤除，不容易除去的钠和钾可以通过氢化法除去。

热还原法

3Li₂O + 2Al -> 6Li + Al₂O₃—33.6千卡

2Li₂O + Si -> 4Li + SiO₂—76.3千卡

因为还原氧化锂是吸热反应，再加上金属锂的性质十分活泼，所以反应只能在高温和高真空中进行。

用途

合成原料

在许多反应中，锂可作为原料或中间物。在合成与锂相关的无机化合物时，常常是将金属锂与其他单质反应。若要求纯度较高，可用锂与气态单质或化合物反应。例如用锂和硫化氢合成硫化锂。反应方程式如下：

2Li + H₂S → Li₂S + H₂

还原剂

主条目：Birch还原

金属锂溶于液氨和乙醇的混合溶剂中形成一个良好的还原剂，可用来还原含芳香环的有机化合物。比较贵重的甾族化合物通常用这种办法来还原。此法的优点是产率较高，缺点是比用钠还原昂贵，所以仅用于还原一些贵重的化合物。

催化剂

锂可用作丁二烯、异戊二烯等二烯烃聚合催化剂，也可用来制造共聚物。

电池工业

参见：鋰電池、鋰離子電池和行動電源

因为锂的原子量很小，只有6.9g·mol⁻¹，因此用锂作阳极的电池具有很高的能量密度。锂也能够制造低温或高温下使用的电池^[2]。

用于低温的电池，通常使用有机溶剂作为电解质，其中添加一些无机盐增加导电性，常用无机盐包括高氯酸锂、六氟磷酸锂、六氟砷酸锂和硫化锂等。二次锂电池中正极材料也为含锂化合物，如锂钴氧化物、锂镍氧化物、锂锰氧化物、锂铁氧化物等等，以及其多元化合物。二次锂电池中负极材料，也与锂的作用明显。

电池阴极是锂，阳极常用金属氯化物。例如锂-氯化银电池的电池反应为：

Li + AgCl → LiCl + Ag

用于高温的电池，通常使用熔融的无机盐作为电解质，因此必须在该盐的熔点以上方可使用。例如：

2Li + Cl₂ → 2LiCl

合金

掺有锂的合金一般有强度大，密度小，耐高温等特性。也有人用锂合成了Li-Pb液态半导体合金^[87]。

醫療

  维基百科中的醫學内容仅供参考，並不能視作專業意見。如需獲取醫療幫助或意見，请咨询专业人士。詳見醫學聲明。

醫療用途的鋰目前主要分為兩種：一種為外用的局部治療，另一種則為已被廣泛使用的口服治療。.

根據臨床研究中顯示，當鋰被使用於外用的局部治療時，能有效治療脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)^{[88][89][90][91][92]}，目前鋰的作用机理還不十分清楚，這可能與鋰可抑制物質-P(substance-P)^[93]及抑制Malassezia yeasts(引發痘痘元兇之一的細菌)生長所需的所有游離脂肪酸有關^[94]。過去的一些研究顯示鋰可以抑制許多酶(enzyme)：鈉鉀泵(Na/K ATPase)、腺苷環化酶(adenylcyclase)、enzymes of the prostaglandins E1 synthesis、和inositol-1-phosphatase等^[95]。 鋰亦具有抗發炎(anti-inflammatory)及免疫調節(immunomodulatory)的作用^[95][88]。除此之外，在法國的研究中顯示含鋰元素的活泉水( Evaux thermal spring water)能改善癌症患者因治療所引起的皮膚指甲等的副作用^[96]。

口服的鋰主要被使用於精神科，用來治療躁鬱症。臨床使用的濃度為1毫克。口服用的鋰會造成許多皮膚的副作用，像是斑點丘疹(maculopapular eruption)、痤瘡(acne)、牛皮癬狀疹(psoriasiform eruption)。因此顯示口服的鋰有可能會促進或使已經存在的皮膚疾病更惡化，像是牛皮癬(psoriasis)和脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)^[97][98]。

其他用途

 

用鋰作為燃料發射出魚雷

锂还能用于：

1. 原子能工业中制造核反应堆的载热剂
2. 制造特种合金、特种玻璃等
3. 作冶金工业中的脱氧剂，脱硫剂和脱泡剂
4. 作為燃料，可發射魚雷等武器
5. 可作為煙火的紅色部分

保存方法

干燥环境下，锂金属不与氧气发生反应，只有在潮湿的环境下才与氧气发生反应，颜色由银白色变成黑色最后再变成白色。实验室中锂金属一般保存在干燥的惰性气体环境或是煤油中。

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外部連結

• 元素锂在洛斯阿拉莫斯国家实验室的介紹（英文）
• EnvironmentalChemistry.com —— 锂（英文）
• 元素锂在The Periodic Table of Videos（諾丁漢大學）的介紹（英文）
• 元素锂在Peter van der Krogt elements site的介紹（英文）
• WebElements.com – 锂（英文）

• 青海经济信息网：自然资源（盐类矿产——锂矿）
• 锂与社会