ЛИТИЙ

ЛИТИЙ (Li, ат. вес 7) - был открыт Арфведсоном в 1817 г. при анализе минерала петалита, затем он был найден им в лепидолите и во многих других минералах. Арфведсон указал на сходство Л. со щелочными металлами и назвал его Л. (от luJoV - камень) в знак того, что этот элемент он встретил впервые в минеральном царстве. Подобно калию и натрию, Li имеет обширное распространение в природе, но встречается в небольших количествах. Наиболее богатые минералы содержат не более 9-10% окиси Л. Li2O, напр. в монтебразите (фосфорно-кислая соль Л. и алюминия) ее находится до 9,8%, в трифилине (фосфорно-кислая соль железа, марганца и Л.) от 3,4% до 7,7%, в силикатах: криофиллите ? до 4, 1%, в лепидолите ? от 1,3% до 5,7% и пр. Л. найден в некоторых метеоритах, в морской воде, во многих реках и минеральных источниках, напр. в Карлсбаде, Mapиeнбаде, Баден-Бадене и пр., в некоторых растениях, напр. в табаке и пр. Металлический Li в свободном состоянии в природе не встречается подобно калию и натрию. Несмотря на все попытки, Арфведсону не удалось его выделить. В первый раз он был получен Брандесом при действии гальванического тока на окись, но Л. получилось так мало, что нельзя было изучить его свойств; только в 1855 г. Бунзену и Матиссену удалось получить его в достаточном количестве при электролизе хлористого Л., LiCl. Эта соль плавилась в фарфоровом тигле на горелке и через нее пропускался ток от 5-6 элементов Бунзена. Положительным электродом служила палочка кокса, а отрицательным - тонкая железная проволока. На ней выделялся Li в виде небольших шариков. Так как при этом теряется много хлористого Л., который разбрызгивается во все стороны, то Трост предложил следующий простой способ. Берут высокий чугунный тигель с крышкой хорошо пригнанной. В ней два отверстия. В одно проходит отрицательный электрод, а в другое ? металлическая трубка, доходящая до половины тигля; сюда вставляют фарфоровую трубочку, через которую уже и пропускают положительный электрод. При получении Li температура не должна быть высока, так как, по Гюнцу, образовавшийся Li может действовать на LiCl, давая Li2Cl. Чтоб понизить температуру плавления LiCl, Гюнц смешивает его с KCl в эквивалентном количестве. Но тогда получается Li с содержанием калия. Что касается получения Li химическим путем, подобно, напр., калию или натрию, то результаты получаются неудовлетворительные. Ни углекислая соль Л., ни водная окись не восстановляются до металла, напр. с углем или железом; углелитиева соль с магнием дает Li, но реакция идет очень бурно, и Li получается с магнием. Li ? металл серебристого цвета, более твердый, чем калий и натрий, но мягче свинца, тянется в проволоку менее прочную, чем свинцовая. Уд. вес около 0,59, так что он легче всех известных твердых тел. Л. плавится около 180ё; не летит при красном калении. Теплоемкость по Реньо 0,9408 (от 27ё до 100ё); электропроводность 19 при 20ё (для Ag=100). Спектр Li характеризуется ярко красной линией Lia. По Бунзену - достаточно 0,000009 мгр. хлористого Л., чтобы эта линия выступила с ясностью. В сухом воздухе или кислороде при обыкновенной температуре или при нагревании до 180ё он не изменяется; при 200ё же воспламеняется и горит ослепительно ярким светом. Л. разлагает воду при обыкновенной температуре, но при этом он не воспламеняется подобно, напр., натрию. Во влажном воздухе цвет его темнеет. Брошенный в азотную кислоту, он воспламеняется. При нагревании он горит в углекислоте, восстановляет кремнезем и пр. Л. прямо соединяется с хлором, бромом, йoдом, с серой, фосфором, азотом. Из кислот соляной, слабой серной выделяет водород; крепкая HJO4 на него мало действует; с металлами он образует многочисленные сплавы. Соединения Л. Li принадлежит к одноатомным элементам и дает соединения вида LiX (где Х ? одноатомный элемент или группа). По характеру своих соединений Li занимает среднее место между типичными щелочными металлами и щелочно-земными; из последних в особенности он схож с магнием. Так, напр., водная окись Л. LiHO подобно едкому натрию или калию хорошо растворима в воде, углекислая же соль Li2CO3, как и для кальция, стронция, бария или магния, мало растворима; сернокислая соль Li2SO4 хорошо растворима, а фосфорно-кислая Li3PO4 плохо и пр. LiHO при накаливании не дает окиси Li2O как NaHO или КНО, но LiNO3, подобно азотно-кислым солям магния, кальция и пр., дает Li2O, а не LiNO2 и пр. С кислородом Л. дает два соединения: окись Li2O и перекись. Окись Li2O получается при горении Л. в кислороде, при прокаливании азотно-кислого Л. LiNO3 или при накаливании смеси углекислого Л. Li2СО3 с углем. Li2O ? вещество белого цвета, чрезвычайно прочное: при накаливании с углем, железом, калием оно не разлагается; водород не восстановляет его. Li2O при накаливании не действует на платину в противоположность щелочам. В воде она медленно растворяется с выделением небольшого количества тепла и дает резко щелочной раствор; при этом образуется водная окись LiHO. При выпаривании раствора окиси Л. в пустоте образуется кристаллический гидрат LiHO+H2O. На воздухе LiHO притягивает воду; в горячей воде она также растворима как и в холодной, не растворяется в смеси спирта с эфиром. Плавится ниже красного каления, и прокаливанием нельзя получить из нее безводную окись Li2O. Перекись Л. образуется в некотором количестве при горении Л. в кислороде; при прокаливании Li2KO или Li2CO3 на воздухе. Она появляется здесь в виде желтого налета. Ей приписывается отчасти разъедание платины при накаливании Li2O. Хлористый Л. LiCl получается при действии хлора на Li, соляной кислоты на LiHO или Li2CO3 и пр. LiCl очень гигроскопичен; на воздухе он расплывается, в воде хорошо растворяется; 100 ч. воды, напр., при 0ё растворяют 63,7 ч. его, при 80ё - 115 ч. и пр. При выпаривании (при нагревании) растворов его происходит отчасти разложение с выделением LiHO и НСl, как для MgCl2. При выпаривании над серной кислотой получается гидрат LiCl+2H2O; известна и LiCl+H2O. LiCl растворим также в спирту. При красном калении LiCl плавится, при этом кислород воздуха частью разлагает его с выделением хлора и образованием окиси Л. или хлорокиси. Летучесть LiCl при накаливании больше NaCl и меньше КСl. Подобно другим хлористым соединениям щелочных металлов, LiCl дает двойное соединение с хлорной платиной Li2PtCl6 + 6Н2О. Оно растворимо в воде, в спирте и в смеси спирта с эфиром. Гюнц указывает на существование Li2Cl. Бромистый и йодистый Л. LiBr, LiJ получаются при разложении углекислого Л. Li2CO3 бромисто-водородной и йодистоводородной кислотами. Эти соли также очень гигроскопичны и также отчасти разлагаются водой и кислородом как и LiCl. Из них Lis наиболее растворим, за ним идет LiBr, и LiCl. Напр., 100 ч. воды растворяют при 0ё LiJ - 151 ч., а LiBr - 143 ч. Фтористый Л. приготовляется тоже из LiCO2, в воде он мало растворим, с НF дает соединение LiFHF. Известны соли Л., отвечающие хлорноватой, бромноватой, йодноватой кислотам. Они очень гигроскопичны.
Углекислый Л. Li2CO3 получается при насыщении pacтвоpa LiHO углекислотой, при действии на растворимые соли Л. углекислых щелочей и пр. В последнем случае лучше брать углеаммиачную соль, так как Li2CO3 очень упорно удерживает следы щелочей. Li2CO3 плавится при красном калении частью разлагаясь (по Тросту до 83%). В воде он мало растворяется (при обыкновенной темпер. 1 литр растворяет около 12-15 грм. соли); при нагревании растворимость уменьшается. В присутствии СО2 растворимость значительно возрастает; напр., в 1 лит. его тогда растворяется 52, 5 гр. Здесь выступает сходство с углекислыми солями щелочноземельных металлов. При кипячении Li2CO3 разлагает аммиачные соли подобно магнию; он растворяет мочевую кислоту и применяется в медицине. Двууглекислой соли для Li не известно с точностью, хотя, вероятно, образованием ее и обусловливается большая растворимость Li2CO3 в воде с СО2.
Азотно-кислый Л. LiNO3 получается растворением Li2CO3 ф азотной кислоте. Он очень гигроскопичен, легко дает пересыщенные растворы. При испарении растворов LiNO3 при 15ё получаются кристаллы изоморфные с натровой селитрой. LiNO3 растворяется ф спирту; при накаливании он разлагается до Li2O.
Серно-кислый Л., Li2SO4, получается растворением Li2CO3 в H2SO4. В воде он хорошо растворяется, но с повышением темпер. растворимость падает; напр., 100 ч. воды при 0ё раствор. 35,34 ч., при 20ё - 34,36, при 100ё - 29,24. При медленном испарении растворов серно-кислого Л. получаются кристаллы состава Li2SO4+H2O. Серно-кислый Л. дает двойные соли с серно-кислым калием, аммонием, но не дает соединений, отвечающих квасцам. Кислая серно-кислая соль Л. получается при растворении Li2SO4 в крепкой серной кислоте.
Фосфорно-кислый Л., Li3PO4 получается при осаждении Li2SO4 фосфорно-натриевой солью, в присутствии некоторого количества NaHO и NH3 при нагревании. Он получается в виде кристаллов состава 2Li3PO4 +Н2О. 1 ч. безводной соли требует для растворения 2539 ч. воды или 3920 ч. аммиачной воды. В слабой соляной и азотной кисл. соль растворяется; растворимость ее в воде увеличивается в присутствии аммиачных солей, с которыми она дает двойные соединения и в присутствии СО2. Другие соли фосфорной кислоты не представляют особого интереса. То жи можно сказать про соли борной и хромовой кисл., которые вообще растворимы в воде.
Сернистый Л. Li2S получается при воcстановлении углем серно-литиевой соли. Li2S растворяется в воде, дает кислую соль LiHS, известны также многосернистые соединения Л. С азотом Li соединяется даже при обыкновенной температуре. Гюнц предложил применять Li для получения аргона из воздуха. Что касается отделения и количественного определения Л., то можно сказать следующее. От тяжелых металлов Li отделяется осаждением последних сероводородом или сернистым аммонием, от кальция, стронция и бария - пользуясь растворимостью серно-кислого и щавелевокислого Л., от магния - пользуясь растворимостью водной окиси Л. Калий отделяется от него благодаря нерастворимости хлороплатинита калия; что же касается отделения натрия, то пользуются растворимостью в смеси спирта и эфира LiCl или LiNO3. Для количественного определения применяется серно-кислая и фосфорно-кислая соль Л. Для полноты остается сказать несколько слов о способах получения на практике соединений Л. из природных материалов. Для этой цели служит главным образом лепидолит. Способов для извлечения оттуда Л. предложено много. Когда дело идет о приготовлении его в большом количестве, очень удобен способ Треста. 10 ч. измельченного лепидолита смешивают с 10 ч. углекислого бария, 5 ч. серно-кислого бария и 3 ч. серно-кислого калия. Массу сплавляют в тигле, при охлаждении она представляет два слоя: верхний образован сернокислыми солями лития, калия и бария, а нижний состоит из стекла. Так как это стекло очень трудно плавится, можно дать массе только несколько охладиться и слить верхний слой. Обработав массу водой, получают серно-кислый Л. в смеси с сернокислыми щелочами; их переводят в углекислые соли (осаждая уксуснокислым барием и прокаливая полученные уксуснокислые соли) и разделяют, пользуясь полной растворимостью Li2CO3. В этом способе BaS4 может быть заменен серно-кислым кальцием. (c) С. Вуколов.
Во врачебной практике применяется исключительно углекислый и бензойно-кислый Л. - белый порошок, который плавится при нагревании, а при охлаждении застывает в кристаллическую массу. Растворяется в 150 ч. горячей или холодной воды. Терапевтическое значение Л. зиждется на его свойстве давать растворимую соль с мочевой кислотой. По способности растворять мочекислые соли Л. превосходит калий и натрий. Указанными свойствами апределяется терапевтическое значение этого средства. Употребление Л. приносит пользу при мочекислом диатезе, при подагре, при мочевом песке, при желчной колике и при катаральных состояниях слизистых оболочек. Некоторые врачи предпочитают назначать минеральные воды, богатые содержанием Л. (Bonifaciusquelle в Зальцшлирфе, Konigsquelle в Эльстере), так как в таком виде препарат лучше переносится желудком. Углекислый Л. следует прописывать в малых дозах (0,05-0,25 гр.) в большом количестве воды, еще лучше с зельтерской или содовой водой. Необходимо иметь в виду, что соли Л. оказывают не менее ядовитое действие на сердце, чом соли калия. (c) Д. К.

ЛИТИЙ (Lithium), Li, химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 3, атомная масса 6,941; относится к щелочным металлам, tпл 180,54°C. Литий используют для изготовления анодов для химических источников тока, в производстве меди, сплавов с магнием, алюминием, кремнием, антифрикционных и других сплавов, как теплоноситель в ядерных реакторах; изотоп 6Li - для получения трития. Литий открыл в 1817 шведский химик Ю.А. Арфведсон, впервые получил английский ученый Г. Дэви в 1818.

ЛИТИЙ, лития, мн. нет, м. (от греч. lithios - каменный) (мин., хим.). Химический элемент - серебристобелый, мягкий, очень легкий щелочный металл, не встречающийся в природе в чистом виде, а только в виде солей.