Lithium eller litium (fra , "sten") er et grundstof med symbolet Li og atomnummeret 3. Det er et blødt, sølv-hvidt metal tilhørende gruppen af alkalimetaller i det periodiske system. Ved standardbetingelser er det det letteste metal og det faste grundstof med mindst massefylde. Lithium er, som alle alkalimetaller, stærkt reaktivt og brændbart, og af denne grund opbevares det normalt i mineralolie. Når det skæres åbent, udviser det en metallisk glans, men ved kontakt med fugtig luft korroderer overfladen hurtigt til en mat, sølvgrå farve og senere falmet sort. På grund af dets høje reaktivitet forekommer lithium aldrig frit i naturen, men i stedet kun i forbindelser, som normalt er ioniske. Lithium forekommer i en række pegmatitiske mineraler, men på grund af dets opløselighed som en ion er det til stede i havvand og udvindes typisk fra saltlager og ler. På kommercielt niveau isoleres lithium elektrolytisk fra en blanding af lithiumklorid og kaliumklorid.
Lithiums kerne er på kanten af ustabilitet, da de to stabile lithiumisotoper, der er blevet fundet i naturen, har nogle af de laveste bindingsenergier pr. nukleon ud af alle stabile nuklider. På grund af dets relative nukleare ustabilitet er lithium mindre almindeligt i solsystemet end 25 ud af de første 32 grundstoffer, selvom dets atomkerner har en meget lav atomvægt.Numeriske data fra: Graf på :File:SolarSystemAbundances.jpg Af lignende grunde har lithium flere vigtige anvendelser indenfor atomfysik. Lithiumatomers transmutation til helium i 1932 var den første fuldt menneskeskabte kernereaktion, og lithium-6-deuterid er fusionsbrændsel i visse typer termonukleare våben.Nuclear Weapon Design . Federation of American Scientists (1998-10-21). fas.org
Lithium og dets forbindelser har forskellige industrielle anvendelser, såsom varmeresistent glas og keramik, lithiumsæbe, flux til jern-, stål- og aluminiumproduktion, lithiumbatterier og lithium-ion-batterier. Disse sektorer står til sammen for anvendelsen af mere end tre fjerdedele af al den lithium, der produceres. thumb|Lithium-batteri Spormængder af lithium findes i alle organismer. Grundstoffet tjener tilsyneladende ingen livsvigtig biologisk funktion, da dyr og planter fint kan overleve uden det, men det er dog ikke blevet endeligt udelukket, at lithium kunne tjene mindre, uvæsentlige funktioner. Nogle undersøgelser har peget i retning af, at lithium kan være et essentielt sporstof, og at det kan medvirke til at forlænge menneskers liv. Lithium-ionen Li+, anvendt som en af flere lithiumsalte, har vist sig at være en effektiv humørstabilisator ved behandling af bipolar affektiv sindslidelse hos mennesker.
Egenskaber
Atomiske og fysiske
Ligesom de andre alkalimetaller har lithium en enkelt valenselektron, der nemt opgives til dannelse af en kation. Dette faktum gør lithium til en god leder af både varme og elektricitet såvel som et stærkt reaktivt grundstof, selvom det dog er det mindst reaktive alkalimetal. Lithiums lave reaktivitet skyldes dets valenselektrons nærhed til dets kerne (de tilbageværende to elektroner er i 1s-kredsløb ved meget lavere energi og medvirker ikke til kemiske bindinger).
Lithiummetal er blødt nok til at kunne skæres med en kniv. Når det skæres ud, får det en sølvhvid farve, der hurtigt ændres til grå efterhånden, som det oxiderer til lithiumoxid. Selvom det har et af de laveste smeltepunkter af alle metaller (180 °C), er det dog stadig det alkalimetal med højest smelte- og kogepunkt.
Lithium har en meget lav massefylde (0,534 g/cm3) sammenligneligt med fyrretræ. Det er det mindst fyldige af alle de grundstoffer, der har fast form ved rumtemperatur; det næst-letteste faste grundstof (kalium, på 0,862 g/cm3) har mere end 60 % større massefylde. Bortset fra helium og hydrogen har det derudover mindre massefylde end noget flydende grundstof, idet dets massefylde er blot 2/3 af flydende kvælstofs (0,808 g/cm3). Lithium kan flyde på de letteste hydrocarbon-olier og er et af kun tre metaller, der kan flyde på vand (de to andre er alkalimetallerne natrium og kalium). thumb|left|150px|Lithium, der flyder i olie Lithiums termiske ekspansionskoefficient er det dobbelte af aluminiums og næsten fire gange så stor som jerns. Lithium er superledende under 400 μK ved standardtryk og ved højere temperaturer (mere end 9 K) ved mere højt tryk (>20 GPa). Ved temperaturer under 70 K gennemgår lithium, ligesom natrium, diffusionsløse faseforandrende transformationer. Ved 4,2 K har det et rhombohedralt krystalsystem; ved højere temperaturer transformeres det til en kubisk rumcentreret krystalstruktur. Ved flydende-helium-temperaturer (4 K) er den rhombohedrale struktur oftest forekommende. Der er fundet flere allotropiske lithiumformer ved højt tryk.
Lithium har en masse-specifik varmekapacitet på 3,58 kilojoules pr. kilogram-kelvin, hvilket er det højeste ud af alle faste grundstoffer. Af denne grund anvendes lithiummetal ofte i forbindelse med afkøling ved forskellige typer varmeoverførsel.
Kemi og forbindelser Lithium reagerer nemt med vand, men med betydeligt mindre energi end andre alkalimetaller. Reaktionen danner hydrogengas og lithiumhydroxid i vandig opløsning. På grund af dets reaktivitet med vand opbevares lithium normalt forsegnet med hydrocarbon - ofte vaseline. Selvom de tungere alkalimetaller kan opbevares i stoffer med større massefylde, såsom mineralolier, er lithiums massefylde ikke stor nok til, at det kan nedsænkes fuldstændigt i disse væsker. I fugtig luft får lithium hurtigt et sort lag af lithiumhydroxid (LiOH og LiOH·H2O), lithiumnitrid (Li3N) og lithiumcarbonat (Li2CO3, resultatet af en sekundær reaktion mellem LiOH og CO2).
thumb|left|n-butyllithium-fragment i en krystals hexameriske struktur Når de placeres over en flamme, vil lithiumforbindelser afgive en bemærkelsesværdig blodrød farve, men når det brænder stærkt, vil flammen blive klart sølvfarvet. Lithium vil antænde og brænde i oxygen, når det udsættes for vand eller vanddampe. Lithium er brændbart og potentielt eksplosivt, når det udsættes for luft og især vand, selvom dette dog er til en mindre grad, end det er tilfældet med de andre alkalimetaller. Lithium-vand-reaktionen er ved normale temperaturer livlig, men dog mild, da den producerede hydrogen ikke antænder af sig selv. Som det er tilfældet med alle alkalimetaller, er lithiumbrande svære at udslukke, og der behøves normalt klasse D-pulverslukkere. Lithium er det eneste metal, der reagerer med nitrogen ved normale tilstande.
Lithium har et diagonalt forhold med magnesium, et grundstof med lignende atom- og ionradius. Blandt de kemiske ligheder mellem de to metaller er også dannelsen af et nitrid ved reaktion med N2, dannelsen af et oxid () og peroxid (), når det brændes i O2, salte med lignende opløseligheder, samt carbonaterne og nitridernes termiske ustabilitet. Metallet reagerer med hydrogengas ved høje temperaturer, hvor det producerer lithiumhydrid (LiH).
Blandt andre kendte binære forbindelser er halogenider (LiF, LiCl, LiBr, LiI), sulfid (), superoxid () og carbid (). Der kendes også mange andre uorganiske forbindelser, hvori lithium kombinerer med anioner og danner salte: borater, amider, carbonater, nitrater eller borohydrid (). Lithiumaluminiumhydrid () bruges ofte som et reduktionsmiddel ved organisk syntese.
Mange lithiumorganiske reagenser vides at have direkte bindinger mellem carbon- og lithiumatom, hvor de reelt skaber en carbanion. Disse er ekstremt kraftfulde baser og nukleofiler. I mange af disse lithiumorganiske forbindelser har lithiumionerne en tendens til at samle sig i høj-symmetriske klynger for sig selv, hvilket er relativt normal opførsel blandt alkalikationer. LiHe, en meget svagt interagerende van der Waals-forbindelse, er blevet identificeret ved meget lave temperaturer.
Isotoper Naturligt forekommende lithium består af to stabile isotoper, 6Li og 7Li, hvoraf den sidste er hyppigst forekommende (92,5 % af den naturlige forekomst). Begge de naturlige isotoper har abnormt lav kernefysisk bindingsenergi pr. nukleon (sammenlignet med de nærliggende grundstoffer i det periodiske system, helium og beryllium); lithium er det eneste grundstof med lavt nummer, der kan producere nettoenergi gennem kernefission. De to lithiumkerner har lavere bindingsenergi pr. nukleon end nogen anden stabil nuklid, bortset fra deuterium og helium-3.:File:Binding energy curve - common isotopes.svg viser bindingsenergi for de stabile nuklider grafisk; kilden til datasættet vises i figurens baggrund. Som resultat af dette er lithium, på trods af sin meget lette atomvægt, mindre almindeligt i Solsystemet end 25 af de første 32 grundstoffer. Syv radioisotoper er blevet beskrevet, hvoraf de mest stabile er 8Li med en halveringstid på 838 ms og 9Li med en halveringstid på 178 ms. Alle de tilbageværende radioaktive isotoper har halveringstider, der er kortere end 8,6 ms. Den mest kortlivede lithiumisitio er 4Li, som henfalder gennem protonemission og har en halveringstid på 7,6 × 10−23 s.
7Li er et urgrundstof (eller rettere, urnuklider), der blev produceret ved Big Bang-nukleosyntese. En lille mængde af både 6Li og 7Li produceres i stjerner, men menes at blive "brændt" lige så hurtigt som det produceres. Yderligere små mængder lithium af både 6Li og 7Li kan genereres fra solvind, kosmisk stråling, der rammer tungere atomer, og fra radioaktivt henfald af 7Be og 10Be fra det tidlige solsystem. 7Li kan også genereres i carbonstjerner.
Lithiumisotoper fraktionerer betragteligt i en lang række naturlige processer, heriblandt mineralformation (kemisk udfældning), metabolisme og ionudveksling. Lithiumioner substituerer for magnesium og jern i oktaedriske steder i lermineraler, hvor 6Li foretrækkes frem for 7Li, hvilket resulterer i berigelse af den lette isotop ved hyperfiltrering og klippeforandring. Den eksotiske 11Li vides at udvise en nuklear glorie. En proces kendt som Atomic vapor laser isotope separation (forkortet "ALVIS") kan bruges til at separere lithiumisotoper, især 7Li fra 6Li.
Atomvåbenmanufaktur og andre atomfysiske anvendelser er en stor kilde til kunstig lithiumfraktionering, hvor den lette isotop 6Li opbevares i industrielle og militære lagerbeholdninger i en sådan grad, at det har medført en lille, men målbar forandring i mængdeforholdet mellem 6Li og 7Li i naturlige kilder, såsom floder. Dette har ført til en usædvanlig usikkerhed omkring lithiums standardiserede atomvægt, siden denne kvantitet afhænger af den naturlige forekomst af de naturligt forekommende lithiumisotoper.
Forekomst thumb|350px|Lithium er omtrent lige så almindeligt som klor i Jordens øvre kontinentale skorpe, på atombasis.
I rummet
Ifølge moderne kosmologisk teori var lithium — i form af begge stabile isotoper (lithium-6 og lithium-7) — et af de 3 grundstoffer, der blev syntetiseret i Big Bang. Selvom mængden af lithium, der blev genereret i Big Bang-nukleosyntese, afhænger af antallet af fotoner pr. baryon, kan lithiummængden udregnes ud fra de accepterede værdier, og der er herigennem fundet en "kosmologisk lithiumdiskrepans" i universet: ældre stjerner lader til at indeholde mindre lithium, end de burde, og nogle yngre stjerner har meget mere. Manglen på lithium i ældre stjerner skyldes tilsyneladende "blandingen" af lithium ind i stjernernes indre, hvor det bliver ødelagt, mens lithium derimod produceres i yngre stjerner. Selvom det forvandles til to heliumatomer pga. kollision med en proton ved temperaturer på mere end 2,4 millioner grader Celsius (en temperatur som de fleste stjerner nemt kan opnå i deres indre), forekommer lithium oftere i stjerner af yngre dato end de fleste moderne beregninger ellers forudsiger. thumb|Nova Centauri 2013 er den første nova hvori der er blevet fundet bevis for lithium.