Lithium (element)

Lithium werd in 1817 ontdekt door Johan Arfwedson. De naam is afgeleid van het Oudgriekse λίθος (lithos) dat 'steen' betekent. Arfwedson ontdekte het element tijdens het onderzoeken van mineralen die afkomstig waren uit de Utö-mijnen op het Zweedse eiland Utö. Christian Gmelin observeerde in 1818 dat lithiumzouten in een vlam een heldere rode kleur gaven. Geen van beide was echter in staat lithium te isoleren. De eerste isolatie van lithium gebeurde tijdens de elektrolyse van lithiumoxide door William Thomas Brande. In 1923 werd lithium voor het eerst op grote schaal geproduceerd door het Duitse bedrijf Metallgesellschaft AG, waar men lithium verkreeg door middel van elektrolyse van een mengsel van lithiumchloride en kaliumchloride.

Wereldwijd zijn de twee belangrijkste afzetmarkten de keramiek- en glasindustrie en de toepassing bij batterijen groeit snel. Beide afzetmarkten vertegenwoordigen ongeveer een derde van de totale vraag.[1] De vraag neemt snel toe vooral door de introductie van elektrische automobielen die voorzien zijn van accu’s met lithium.[1] Tesla Motors bouwt een grote batterijfabriek in Nevada, Gigafactory 1 die in januari 2017 in gebruik is genomen.[1]

• Lithiumcarbonaat en lithiumcitraat worden als medicijn gebruikt bij de onderdrukking van manie en depressie. In de algemene zin worden deze medicijnen gewoonlijk aangeduid met lithium, de naam van de werkzame stof (het Li⁺-ion).
• Lithium wordt toegepast in oplossingen voor warmte-uitwisseling. Het heeft een grote specifieke warmte.
• Het Li⁺-ion is bijzonder klein. Er zijn enkele vaste stoffen met een gelaagde structuur waar het tussen de lagen kan indringen. Deze interkalaten zijn interessante materialen voor droge batterijen.
• Lithium heeft een hoge elektrochemische potentiaal. Het metaal wordt gebruikt in de organische synthese.
• De halogeniden, zoals lithiumchloride en lithiumbromide, zijn hygroscopisch en worden als droogmiddelen gebruikt.
• Het stearaat is een veelgebruikt smeermiddel bij hoge temperaturen.
• Lithium wordt toegevoegd aan speciale glassoorten, zoals glas voor telescoopspiegels. Ook wordt het toegevoegd aan glas om het hittebestendig te maken.
• De reactiviteit van lithium met water wordt wel gebruikt als energiebron voor het aandrijven van een torpedo.

Lithium is het lichtste metaal. In pure vorm is het een zacht glimmend grijs (zilverkleurig) materiaal dat aan de lucht snel oxideert. Ook met water reageert het snel onder vrijkomen van waterstof, maar het is het minst reactieve element van de alkalimetalen. In de vlam geeft het een rode kleur.

Het metaal kan uit zijn zouten vrijgemaakt worden langs elektrochemische weg, via elektrolyse van bijvoorbeeld het chloride:

kathode:	${\displaystyle {\ce {Li+(aq) + e^-}}}$	${\displaystyle {\ce {-> Li(aq)}}}$
anode:	${\displaystyle {\ce {2Cl^-(aq)}}}$	${\displaystyle {\ce {-> Cl2(g) + 2 e^-}}}$

Lithium is een metaal met een dichtheid van slechts de helft van die van water, maar omdat het zo reactief en zacht is kan het niet als constructiemateriaal gebruikt worden. Als zodanig wordt het dan ook niet veel toegepast.

Het element komt in bepaalde rotssoorten voor en in het water van vele bronnen. Ook de mineralen lepidoliet, spodumeen, petaliet en amblygoniet zijn lithiumhoudende verbindingen. De belangrijkste producenten zijn Chili en Australië. In Chili is het zoutmeer Salar de Atacama de belangrijkste productielocatie. In 2014 produceerden beide landen elk ongeveer 13.000 ton, gevolgd door de Volksrepubliek China met 5.000 ton.[1] Deze drie landen hadden in 2014 een gezamenlijk aandeel van 85% in de wereldwijde productie die in dat jaar 36.000 ton bedroeg.[1] De productie in de Verenigde Staten was 870 ton in 2013. Daar wordt lithium gewonnen uit de pekel van het Searles zoutmeer in Nevada. De totale reserves wereldwijd werden geschat op 13,5 miljoen ton waarvan de helft in Chili.[1] In 2014 werd de wereldwijde vraag geschat op 33.000 ton, een verdubbeling ten opzichte van 2008 toen het jaarlijkse verbruik rond de 16.000 ton lag.[1] Naast de mijnproductie komt er ook lithium beschikbaar door recycling.

Er zijn twee natuurlijke stabiele isotopen ⁶Li (7,5%) en ⁷Li (92,5%). De isotoopverhouding is op aarde aan plaatselijke schommelingen onderhevig doordat bij een aantal geologische processen de uitwisseling van de ene isotoop gemakkelijker is dan de andere. Zo ontstaat fractionering. In bijvoorbeeld mineralen kan Li⁺ de oktaëdrische plaats van magnesium en ijzer overnemen, ⁶Li doet dat makkelijker dan ⁷Li.

Lithium, meer precies de isotoop ⁷Li, zou al in de oerknal (big bang) zijn aangemaakt (theorie), de zwaardere elementen stammen van nucleosynthese in de later gevormde sterren.

Hoewel oplossingen van lithium niet bijzonder giftig zijn, moet het vanwege zijn medische effecten toch met voorzichtigheid behandeld worden. Het metaal is brandbaar en kan in contact met water tot ontploffingen leiden. Contact met de huid moet vermeden worden.

• Lenntech.nl - Lithium (element)
• (en) EnvironmentalChemistry.com - Lithium (element)
• (en) WebElements.com - Lithium (element)

Zie de categorie Lithium van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.