Informationen über Lithium

• Vorkommen und Gewinnung
• Die wichtigsten Lithiumproduzenten
• Die größten Lithiumimporteure sind 
• Bedeutende Verwendungen von Lithium
• Chemische Eigenschaften von Lithium
• Nukleare Eigenschaften von Lithium
• Biologische Eigenschaften von Lithium
• Schädliche Wirkungen von Lithium
• Element-Eigenschaften von Lithium
• Preis von Lithium

Lithium wurde 1817 von dem schwedischen Chemiker Johan August Arfwedson in dem Mineral Petalit entdeckt. Lithium kommt in der Natur nicht als freies Element vor. Man findet es in geringen Mengen in Erzen aus Eruptivgestein und in Salzen aus Mineralquellen. Reines Lithiummetall wird durch Elektrolyse aus einer Mischung von geschmolzenem Lithiumchlorid und Kaliumchlorid hergestellt. Lithium kommt auch in Salzlagerstätten und in Form von Salzen in Mineralquellen vor; seine Konzentration in Meerwasser beträgt 0,1 ppm. Lithium kommt auch in Pegmatiterzen wie Spodumen (LiAlSi2O6) und Lepidolith (mit unterschiedlicher Struktur) oder in Amblygonit (LiAlFPO4) vor, wobei der Li2O-Gehalt zwischen 4 und 8,5 % liegt.

Es macht etwa 0,002 Prozent der Erdkruste aus. Bis in die 1990er Jahre wurde der Markt für Lithiumchemikalien und -metalle von der amerikanischen Produktion aus Mineralvorkommen beherrscht, doch um die Wende zum 21. Jahrhundert stammte der größte Teil der Produktion aus nicht-amerikanischen Quellen; Australien, Chile und Portugal waren die weltweit größten Lieferanten. (Bolivien verfügt über die Hälfte der weltweiten Lithiumvorkommen, ist aber kein bedeutender Lithiumproduzent.) Die wichtigste kommerzielle Form ist Lithiumcarbonat, Li2CO3, das aus Erzen oder Solen durch eine Reihe verschiedener Verfahren gewonnen wird. Durch Zugabe von Salzsäure (HCl) entsteht Lithiumchlorid, die Verbindung, die zur Herstellung von Lithiummetall durch Elektrolyse verwendet wird. Lithiummetall wird durch Elektrolyse einer verschmolzenen Mischung aus Lithium- und Kaliumchlorid hergestellt. Der niedrigere Schmelzpunkt des Gemischs (400-420 °C) im Vergleich zu reinem Lithiumchlorid (610 °C) ermöglicht einen Betrieb der Elektrolyse bei niedrigeren Temperaturen.

Da die Spannung, bei der die Zersetzung von Lithiumchlorid stattfindet, niedriger ist als die von Kaliumchlorid, wird Lithium mit einem Reinheitsgrad von mehr als 97 Prozent abgeschieden. Bei der elektrolytischen Herstellung von Lithium werden Graphitanoden verwendet, während die Kathoden aus Stahl gefertigt sind. Das an der Kathode gebildete reine Lithium koalesziert an der Oberfläche des Elektrolyten zu einem Schmelzbad, das durch einen dünnen Film des Elektrolyten vor der Reaktion mit Luft geschützt ist. Das Lithium wird aus der Zelle geschöpft und in eine Form gegossen, wobei die Temperatur nur knapp über dem Schmelzpunkt liegt und der erstarrte Elektrolyt zurückbleibt. Das erstarrte Lithium wird dann umgeschmolzen, wobei die in der Schmelze unlöslichen Stoffe entweder an die Oberfläche schwimmen oder auf den Boden des Schmelztiegels sinken.

Durch das Umschmelzen wird der Kaliumgehalt auf weniger als 100 Teile pro Million reduziert. Lithiummetall, das zu Drähten gezogen und zu Blechen gewalzt werden kann, ist weicher als Blei, aber härter als die anderen Alkalimetalle und weist die kubisch-raumzentrierte Kristallstruktur auf. Viele Lithiumlegierungen werden direkt durch die Elektrolyse geschmolzener Salze hergestellt, die Lithiumchlorid in Gegenwart eines zweiten Chlorids enthalten, oder durch die Verwendung von Kathodenmaterialien, die mit dem abgeschiedenen Lithium in Wechselwirkung treten und andere Elemente in die Schmelze einbringen.

• Chile 
• Australien 
• Argentinien 
• China 
• Russland 
• Kanada 
• Simbabwe 
• Portugal 
• Brasilien 

• China 
• Japan
• Südkorea 
• die Vereinigten Staaten

Die wichtigsten industriellen Anwendungen für Lithiummetall sind in der Metallurgie zu finden, wo das aktive Element bei der Raffination von Metallen wie Eisen, Nickel, Kupfer und Zink und deren Legierungen als Abscheider (Beseitiger von Verunreinigungen) eingesetzt wird. Lithium spült eine Vielzahl nichtmetallischer Elemente, darunter Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff, Schwefel und die Halogene. Lithium wird in erheblichem Umfang in der organischen Synthese verwendet, sowohl bei Laborreaktionen als auch in der Industrie. Ein wichtiges Reagenz, das in großem Maßstab kommerziell hergestellt wird, ist n-Butyllithium, C4H9Li. Seine wichtigste kommerzielle Verwendung ist die als Polymerisationsauslöser, zum Beispiel bei der Herstellung von synthetischem Kautschuk. Es wird auch in großem Umfang bei der Herstellung anderer organischer Chemikalien, insbesondere von Arzneimitteln, verwendet. Aufgrund seines geringen Gewichts und seines hohen negativen elektrochemischen Potenzials dient Lithiummetall, entweder rein oder in Verbindung mit anderen Elementen, als Anode (negative Elektrode) in vielen nicht wiederaufladbaren Lithium-Primärbatterien. Seit Anfang der 1990er Jahre wurde viel an wiederaufladbaren Lithiumbatterien mit hoher Leistung für Elektrofahrzeuge und zur Stromspeicherung gearbeitet. Die erfolgreichste davon sieht die Trennung von Anode und Kathode wie LiCoO2 durch ein lösungsmittelfreies leitendes Polymer vor, das die Migration des Lithiumkations Li+ ermöglicht. Kleinere wiederaufladbare Lithiumbatterien werden in großem Umfang für Mobiltelefone, Kameras und andere elektronische Geräte verwendet. Leichte Lithium-Magnesium-Legierungen und zähe Lithium-Aluminium-Legierungen, die härter sind als Aluminium allein, finden strukturelle Anwendung in der Luft- und Raumfahrt und anderen Industrien. Metallisches Lithium wird für die Herstellung von Verbindungen wie Lithiumhydrid verwendet.

Lithium weist in vielen seiner Eigenschaften die gleichen Merkmale auf wie die häufigeren Alkalimetalle Natrium und Kalium. So ist Lithium, das auf Wasser schwimmt, mit diesem sehr reaktionsfreudig und bildet starke Hydroxidlösungen, wobei Lithiumhydroxid (LiOH) und Wasserstoffgas entstehen. Lithium ist das einzige Alkalimetall, das weder in Lösung noch im festen Zustand das Anion Li- bildet. Lithium ist chemisch aktiv und verliert leicht eines seiner drei Elektronen, um Verbindungen zu bilden, die das Li+-Kation enthalten. Viele dieser Verbindungen unterscheiden sich in ihrer Löslichkeit deutlich von den entsprechenden Verbindungen der anderen Alkalimetalle. Lithiumcarbonat (Li2CO3) weist die bemerkenswerte Eigenschaft der retrograden Löslichkeit auf; es ist in heißem Wasser weniger löslich als in kaltem. Lithium und seine Verbindungen färben eine Flamme purpurrot, was die Grundlage für einen Test auf seine Anwesenheit ist. Es wird üblicherweise in Mineralöl aufbewahrt, da es mit der Luftfeuchtigkeit reagiert. Lithiumorganische Verbindungen, bei denen das Lithiumatom nicht als Li+-Ion vorliegt, sondern direkt an ein Kohlenstoffatom gebunden ist, sind für die Herstellung anderer organischer Verbindungen nützlich. Butyllithium (C4H9Li), das bei der Herstellung von synthetischem Kautschuk verwendet wird, wird durch die Reaktion von Butylbromid (C4H9Br) mit metallischem Lithium hergestellt.

In vielerlei Hinsicht weist Lithium auch Ähnlichkeiten mit den Elementen der Erdalkaligruppe auf, insbesondere mit Magnesium, das ähnliche Atom- und Ionenradien aufweist. Diese Ähnlichkeit zeigt sich auch in den Oxidationseigenschaften, wobei in der Regel jeweils das Monoxid gebildet wird. Die Reaktionen von Organolithiumverbindungen ähneln auch den Grignard-Reaktionen von Organomagnesiumverbindungen, einem Standard-Syntheseverfahren in der organischen Chemie. Eine Reihe von Lithiumverbindungen hat praktische Anwendungen. Lithiumhydrid (LiH), ein grauer kristalliner Feststoff, der durch die direkte Verbindung seiner Bestandteile bei hohen Temperaturen entsteht, ist eine gute Quelle für Wasserstoff und setzt dieses Gas bei der Behandlung mit Wasser sofort frei. Er wird auch zur Herstellung von Lithiumaluminiumhydrid (LiAlH4) verwendet, das Aldehyde, Ketone und Carbonsäureester schnell zu Alkoholen reduziert. Lithiumhydroxid (LiOH), das in der Regel durch die Reaktion von Lithiumcarbonat mit Kalk gewonnen wird, wird zur Herstellung von Lithiumsalzen (Seifen) von Stearin- und anderen Fettsäuren verwendet; diese Seifen werden häufig als Verdickungsmittel in Schmierfetten eingesetzt. Lithiumhydroxid wird auch als Zusatzstoff im Elektrolyt alkalischer Akkus und als Absorptionsmittel für Kohlendioxid verwendet. Weitere industriell wichtige Verbindungen sind Lithiumchlorid (LiCl) und Lithiumbromid (LiBr). Sie bilden konzentrierte Solen, die in der Lage sind, Luftfeuchtigkeit über einen weiten Temperaturbereich zu absorbieren; diese Solen werden häufig in großen Kühl- und Klimaanlagen eingesetzt. Lithiumfluorid (LiF) wird vor allem als Flussmittel in Emaillen und Gläsern verwendet.

Lithium, das keine natürliche Radioaktivität aufweist, hat zwei Isotope mit den Massenzahlen 6 (92,5 %) und 7 (7,5 %). Das Verhältnis Lithium-7/Lithium-6 liegt zwischen 12 und 13. Lithium wurde im Jahr 1932 als Zielmetall für die Pionierarbeit des britischen Physikers John Cockcroft und des irischen Physikers Ernest Walton bei der Umwandlung von Atomkernen durch künstlich beschleunigte Atomteilchen verwendet; jeder Lithiumkern, der ein Proton absorbierte, wurde zu zwei Heliumkernen. Durch den Beschuss von Lithium-6 mit langsamen Neutronen entstehen Helium und Tritium (3H); diese Reaktion ist eine wichtige Quelle für die Tritiumproduktion. Das so erzeugte Tritium wird unter anderem für die Herstellung von Wasserstoffbomben verwendet und dient als radioaktives Wasserstoffisotop für die biologische Forschung. Lithium hat einen potenziellen Wert als Wärmeübertragungsflüssigkeit für Kernreaktoren mit hoher Leistungsdichte. Das Lithium-7-Isotop, das am häufigsten vorkommende stabile Isotop, hat einen niedrigen nuklearen Wirkungsquerschnitt (d. h. es absorbiert Neutronen sehr schlecht) und kann daher als primäres Kühlmittel für Kernreaktoren verwendet werden, in denen Kühlmitteltemperaturen über 800 °C erforderlich sind. Die Isotope Lithium-8 (Halbwertszeit 0,855 Sekunden) und Lithium-9 (Halbwertszeit 0,17 Sekunden) wurden durch Kernbeschuss erzeugt.

Das weite Vorkommen von Lithium in Pflanzen führt zu einer weiten, wenn auch geringen Verbreitung von Lithium in Tieren. Lithiumsalze haben komplexe Wirkungen, wenn sie in den Körper aufgenommen werden. Sie sind nicht hochgiftig, obwohl hohe Konzentrationen tödlich sein können. Die Verwendung von Lithiumsalzen und lithiumhaltigem Mineralwasser zur Behandlung von Gicht (erfolglos) und zur Bekämpfung von Depressionen (erfolgreich) geht auf die letzte Hälfte des 19. Die Verwendung von Lithiumcarbonat zur Behandlung von manischen Depressionen (auch bekannt als bipolare Störung) wurde 1954 klinisch nachgewiesen. Befürchtungen über die Toxizität von Lithium verzögerten seine Zulassung für viele Jahre, aber heute ist es das wichtigste Medikament zur Behandlung manischer Episoden und zur Erhaltungstherapie bei bipolaren Patienten.

Lithium ist ätzend und verursacht durch das bei Kontakt mit Feuchtigkeit entstehende ätzende Hydroxid Hautverätzungen. Frauen, die Lithiumcarbonat zur Behandlung einer bipolaren Störung einnehmen, wird geraten, ihre Behandlung während der Schwangerschaft zu ändern, da Lithium Geburtsfehler verursachen kann.

• Ordnungszahl 3
• Atommasse 6.941
• Schmelzpunkt 180,5 °C (356,9 °F)
• Siedepunkt 1.342 °C (2.448 °F)
• spezifisches Gewicht 0,534 bei 20 °C (68 °F)
• Oxidationsstufe +1
• Elektronenkonfiguration 2-1 oder 1s22s1
• Farbe silbrig
• Zustand fest
• Elektronen: 3
• Protonen: 3
• Neutronen im häufigstem Isotop: 4
• Elektronenschalen 2,1
• Dichte @ 20oC 0,53 g/cm3

Die Preise für Lithiumcarbonat in China lagen im September 2022 bei 495.500 Yuan/Tonne und damit auf einem Niveau, das seit dem Rekordhoch von 497.500 Yuan/Tonne im März 20222 nicht mehr erreicht wurde, da die steigende Nachfrage mit einer Angebotsverknappung zusammenfiel. Neue Daten der Shanghai Metals Markets wiesen auf einen 108%igen Anstieg der Karbonateinfuhren in China hin, da der Aufschwung der Wirtschaftstätigkeit die Nachfrage nach Fahrzeugen mit neuer Energie belebte. In den USA dürfte die Nachfrage nach Elektrofahrzeugen steigen, da der kürzlich verabschiedete Inflation Reduction Act" Steuervergünstigungen für den Kauf neuer Elektrofahrzeuge vorsieht. Auf der Angebotsseite hat die Energiekrise in China, die durch rekordverdächtige Hitzewellen ausgelöst wurde, mehrere Lithiumproduzenten in Sichuan dazu veranlasst, ihren Betrieb einzustellen, was in naher Zukunft zu steigenden Lithiumkosten führen wird.