Litij (izvedeno iz grč. λίθος, líthos, kamen) jest hemijski element sa simbolom Li i rednim (atomskim) brojem 3. On je alkalni metal u drugoj periodi periodnom sistemu elemenata. Litij je vrlo lahak metal i ima najmanju gustoću među svim čvrstim elementima (u standardnim uvjetima).
Zbog velike reaktivnosti, u prirodi se ne nalazi u elementarnom stanju. Na sobnoj temperaturi, samo na potpuno suhom zraku postojan je duže vrijeme, ali vrlo sporo reagira, dajući litij-nitrid. Na vlažnom zraku na površini litija vrlo brzo formira se mat, sivi sloj litij-hidroksida. Kao i svi alkalni metali, elementarni litij reagira odmah već pri dodiru s vlagom na koži te tako može uzrokovati teške opekotine i povrede zbog nagrizanja. Mnogi spojevi litija koji u vodenim rastvorima daju ione litija smatraju se opasnima za zdravlje, za razliku od analognih spojeva natrija i kalija. mini|Litij Kao mikroelement, litij u obliku svojih soli često je sastavni dio mineralnih voda. U ljudskom organizmu vrlo su male količine ovog elementa. Ne smatra se neophodnim za život i nema poznate biološke funkcije u organizmu. Međutim, neke njegove soli pokazuju medicinsko djelovanje i upotrebljavaju se u litijskoj terapiji pri liječenju bipolarnih poremećaja, manija, depresija i sličnih bolesti.
Historija lijevo|mini|Johan August Arfwedson je zaslužan za otkriće litija 1817 Smatra se da je litij otkrio švedski naučnik Johan August Arfwedson, koji je 1817. primijetio prisustvo nekog nepoznatog elementa u mineralu petalitu (LiAl[Si4O10]) a nedugo poslije također i u mineralima spodumenu (LiAl[Si2O6]) i lepidolitu (K(Li,Al)3[(Al,Si)4O10](F,OH)2), nakon analize mineralnih uzoraka sa ostrva Utö u Švedskoj. Njegov akademski učitelj Jacob Berzelius predložio je naziv lithion, izvedenicu iz grčkog λίθος líthos‚ kamen, ime koje je izvedeno iz materijala iz kojeg je izoliran, slično kao i kod drugih, do tada poznatih, alkalnih metala natrija i kalija, a kasnije se to ime ustalilo u svojoj latiniziranoj formi lithium. Njemački hemičar Christian Gottlob Gmelin primijetio je 1818. godine da soli litija boje plamen u crvenu boju. Oba naučnika su narednih godina pokušavali dobiti ovaj element u čistom stanju. Ovo je uspjelo iste godine Brandeu i Davyu pomoću postupka elektrolize litij oksida (Li2O).
Robert Bunsen i Augustus Matthiessen uspjeli su 1855. pomoću elektrolize litij-hlorida (LiCl) dobiti još veće količine elementarnog litija. Prva komercijalna proizvodnja počela je 1923. u njemačkoj kompaniji "Metallgesellschaft" (danas Chemetall GmbH), gdje se dobijao pomoću elektrolize istopljene smjese litij- (LiCl) i kalij-hlorida (KCl). Wilhelm Schlenk je 1917. sintetizirao prvi litijorganski spoj iz organskih spojeva žive. Sve do kraja Drugog svjetskog rata, osim upotrebe kao sredstvo za podmazivanje (mineralno ulje sa dodatkom litij-stearata) i u industriji stakla (litij-karbonat ili litij-oksid), gotovo da i nisu postojae aplikacije u kojima se koristio litij. Međutim, to se promijenilo nakon što je SAD-u zatrebao tricij za pravljenje hidrogenske bombe, a koji se može dobiti iz litija. Počela je znatna proizvodnja litija, a jedno od najizdašnijih nalazišta bio je rudnik u blizini gradića Kings Mountain u Sjevernoj Karolini. Pošto tricij ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, neophodne količine litij su konstantno rasle, pa je SAD u periodu od 1953. do 1963. nagomilao ogromne zalihe ovog metala, koje su tek nakon završetka Hladnog rata 1993. dospjele na svjetsko tržište.
Osim klasičnog rudarenja, jeftinije dobijanje litija je moguće i iz slanih voda. Danas se litij koristi u velikim količinama za razne svrhe kao što je proizvodnja baterija, za polimerizaciju elastomera, u građevinarstvu te za organske sinteze u farmaciji i argohemijskoj industriji. Od 2007. najvažniji segment upotrebe litija su primarne (takozvane "litijske") baterije i akumulatori (sekundarne ili litij-ionske baterije).
Osobine Fizičke thumb|Kristalna struktura litija, a = 351 pm Elementarni litij je srebreno-bijeli, mehki i lahki metal. Na sobnoj temperaturi je najlakši među svim čvrstim elementima (gustoća 0,534 g/cm3). Samo vodik u čvrstom stanju pri temperaturi od −260 °C ima manju gustoću od 0,0763 g/cm3.
Poput drugih alkalnih metala, i litij se kristalizira u kubičnom, prostorno centriranom, gusto pakovanom kristalnom sistemu u prostornoj grupi Im3m sa parametrom rešetke a = 351 pm i dvije formulske jedinice po elementarnoj ćeliji. Na izuzetno niskim temperaturama od 78 K mijenja se kristalna struktura spontanim prijelazom bilo u heksagonalnu strukturu tipa magnezija sa parametrima rešetke a = 311 pm i c = 509 pm ili izmjenom u izobličenu kubičnu strukturu tipa bakra (kubična plošno centrirana) sa parametrom rešetke a = 438 pm. Tačan uzrok zbog čega se javlja jedna od ovih struktura nije poznat.
Litij među ostalim alkalnim metalima ima najviše tačke topljenja i ključanja kao i najveći specifični toplotni kapacitet. Iako on ima najveću tvrdoću od svih alkalnih metala, može se rezati nožem a njegova Mohsova tvrdoća iznosi 0,6. Kao tipičan metal, dobar je provodnik struje (provodljivost oko 18% od provodljivosti bakra) kao i toplote.
Litij ispoljava veliki broj sličnosti sa magnezijem, što se, između ostalog, iskazuje i i činjenici javljanja heterotipskih miješanih kristala od litija i magnezija, a koji imaju osobinu izodimorfije. Iako se magnezij najgušće kristalizira heksagonalno, dok se nasuprot njega litij kristalizira u kubičnu prostorno centriranu kuglastu rešetku, oba metala se mogu heterotipski miješati. Međutim, ovo se dešava samo u vrlo ograničenom rasponu koncentracija, pri čemu kod suviška neke od komponenti, jedna od njih nameće (prisiljava da promijeni) kristalnu rešetku drugoj.
Ion litija sa −520 kJ/mol ima najvišu entalpiju hidratacije među svim ionima alkalnih metala. Stoga se on u vodi u potpunosti hidratizira i snažno privlači molekule vode. Ion litija gradi dvije hidratne ljuske, jednu unutrašnju sa četiri molekule vode, koja je izuzetno snažno povezana sa litijevim ionom preko svojih atoma kisika, te jednu vanjsku ljusku, koja je povezana sa ionom Li[H2O]4+ preko "vodikovog mosta" sa drugim molekulima vode. Zbog toga je ionski radijus hidratiziranih iona litija veoma velik, veći čak i od nekih iona teških alkalnih metala kao što su rubidij i cezij, koji u vodenim rastvorima ne grade takvu vrstu snažno vezanih hidratnih ljuski.
thumb|lijevo|Lewisova formula dilitija U gasovitom stanju, litij se ne nalazi u vidu pojedinačnih atoma, već u molekularnom stanju kao dilitij Li2. Na taj način jednovalentni litij dostiže popunjenu s-atomsku orbitalu a time i energetski povoljniju situaciju. Dilitij ima dužinu veze od 267,3 pm i energiju veze od 101 kJ/mol.
Hemijske thumb|Metalni litij obložen nitridom zbog kontakta sa zrakom Litij je, kao i svi drugi alkalni metali, vrlo reaktivan i vrlo lahko reagira sa mnogim elementima i spojevima (poput vode dajući toplotu). Među svim alkalnim metalima, on je najviše reaktivan. Posebnost, po kojoj se litij razlikuje od drugih alkalnih metala je njegova reakcija sa molekularnim dušikom gradeći litij nitrid, reakcija koja se polahko odvija već i na sobnoj temperaturi:
.
Ovo je moguće zbog velike gustoće naboja iona litija Li+ te tako i velike energije rešetke litij nitrida. Litij sa -3,04 V ima najniži elektrodni potencijal u cijelom periodnom sistemu, te je stoga i najmanje plemeniti element od svih. Kao i svi alkalni metali, elementarni litij se može čuvati u kerozinu (petroleumu) ili parafinskom ulju, jer u suprotnom reagira sa dušikom i kisikom iz zraka.
Pošto su radijusi iona litija Li+ i magnezija Mg2+ slični po veličini, također postoje i određene sličnosti u osobinama litija odnosno njegovih spojeva sa magnezijem ili spojevima magnezija. Ova sličnost u osobinama između dva elementa iz susjednih grupa periodnog sistema poznata je i kao dijagonalna veza (dijagonalni efekt). Tako litij, za razliku od natrija, gradi mnoge metalnoorganske spojeve (organolitijske spojeve), poput butil-litija ili metil-litija. Ista sličnost uočena je i između berilija i aluminija, kao i između bora i silicija.
Izotopi U prirodi se javljaju oba stabilna izotopa litija 6Li (7,6 %) i 7Li (92,4 %). Osim njih, poznato je još nekoliko nestabilnih izotopa počev od 4Li preko 8Li do 12Li, koji se mogu dobiti samo vještačkim putem. Njihova vremena poluraspada iznose samo nekoliko milisekundi.
thumb|lijevo|Reakcije izotopa litija i vodika u Castle-Bravo termonuklearnoj bombi. Planirane (expected) i stvarne (got) reakcije izotopa 7Li Izotop 6Li ima vrlo važnu ulogu u tehnologiji nuklearne fuzije. Pored uloge u nuklearnim fuzijskim reaktorima, služi i kao polazni materijal za dobijanje tricija u hidrogenskoj bombi, koji je neophodan za fuziju sa deuterijem kojom se proizvodi enormna količina energije.
Tricij nastaje u plaštu fuzijskog reaktora (takozvanom blanketu) ili unutar hidrogenske bombe pored helija bombardiranjem litija 6Li neutronima, koji nastaju tokom fuzije, a prema sljedećoj nuklearnoj reakciji:
. Također, moguća je i reakcija
ali je ona manje pogodna.
Iz ovog razloga, izotop 6Li se izdvaja pri proizvodnji litija. Razdvajanje izotopa se može vršiti naprimjer putem razmjene izotopa litijamalgama i nekog rastvorenog litijevog spoja (poput litij-hlorida u etanolu). Pri tome se može dostići prinos od oko 50%.
Izotop 7Li nastaje u neznatnim količinama u nuklearnim centralama putem nuklearne reakcije izotopa bora 10B (korišten kao usporivač neutrona) sa neutronima.
Oba izotopa litija 6Li i 7Li korištena su u eksperimentima sa ultrahladnim kvantnim gasovima. Tako je načinjen i prvi Bose-Einsteinov kondenzat sa (bozon) izotopom 7Li. Međutim 6Li je fermion te su naučnici 2003. godine uspjeli molekulu ovog izotopa pretvoriti u superfluid. lijevo|mini|Litij pluta u ulju
Rasprostranjenost mini|lijevo|Petalit Zemljina kora sadrži oko 0,006 % litija. Time je nešto rjeđi od cinka, bakra i volframa, a u Zemljinoj kori je otprilike rasprostranjen kao i kobalt, kalaj i olovo. Iako je litij rasprostranjen otprilike kao i olovo, njegova proizvodnja je vrlo teška zbog malehne koncentracije i velike raspršenosti. Procijenjene i identificirane količine litija na Zemlji iznose više od 29 miliona tona, dok sirovinska baza iznosi oko 13 miliona tona (stanje 2011). Procijenjene dostupne rezerve u 2009. godine iznosile su oko 4,1 miliona tona.
Litij se nalazi i u vodi za piće kao i nekim prehrambenim namirnicama poput mesa, ribe, jaja i mliječnih proizvoda. Tako naprimjer 100 grama mesa sadrži oko 100 μg litija.
Primarna nalazišta Litij se nalazi u sastavu nekih minerala kao litij-pegmatit. Neki od najvažnijih minerala su ambligonit (LiAl[PO4]F), lepidolit (K(Li,Al)3[(Al,Si)4O10](F,OH)2), petalit (kastor, LiAl[Si4O10]) i spodumen (trifan; LiAl[Si2O6]). Ovi minerali imaju sadržaj litija do najviše 9% (kod ambligonita). Druge, mnogo rjeđe, rude litija su kriolitionit (Li3Na3[AlF6]2), u kojem je pronađen najveći udio litija među svim mineralima, trifilin (Li(FeII,MnII)[PO4]) i cinvaldit (K(Li,Fe,Al)3[(Al,Si)4O10](F,OH)2).
Litijevi minerali se nalaze u sastavu mnogih silikatnih stijena, ali uglavnom u veoma niskim koncentracijama. Ne postoje njegova velika nalazišta. Pošto je izdvajanje litija iz ovih minerala uslovljeno velikim troškovima, danas ono za dobijanje litija ili njegovih spojeva igra manju ulogu, ali se to može promijeniti zbog očekivanog porasta potražnje za njim. Također, vrše brojna istraživanja širom svijeta u oblasti lakšeg i isplativijeg dobijanja litija. Među najvećim rudnicima litija su rudnici Greenbushes i Mt. Cattlin u Zapadnoj Australiji, u kojima se kopa mineral pegmatit sa velikom koncentracijom litija, a litij se dobija i kao sporedni proizvod pri proizvodnji metala tantala. I u drugim zemljama kao što su Kanada i Rusija, te do 1998. u SAD kod grada Bassemer City, Sjeverna Karolina, iskopava se mineral spodumen iz kojeg se izdvaja litij.