Литијум ( — камен), ознака -{Li}-, је најлакши од свих познатих метала. Има редни број 3 у периодном систему елемената, атомску тежину 6,94, специфичну тежину 0,534 (при 20 °C). Он представља смешу два изотопа 7Li(92,6%) и 6Li(7,4%). Литијум је мек, сребрнасто-бео алкални метал у другој периоди периодног система елемената. Литијум је врло лак метал и има најмању густину међу свим чврстим елементима (под стандардним условима), а такође је и елемент најмање густине међу чврстим елементима. Због своје велике реактивности и запаљивости, у природи се не налази у елементарном стању. На собној температури, само на потпуно сувом ваздуху је постојан дуже време, при чему врло споро реагује дајући литијум нитрид. У влажном ваздуху, на површини литијума врло брзо се формира мат сиви слој литијум хидроксида. Литијум се мора чувати у вакууму, инертној атмосфери, или под инертном течношћу као што је пречишћени керозин или минерално уље. Као и сви алкални метали, елементарни литијум реагује одмах већ при додиру са влагом на кожи, те тако може проузроковати тешке опекотине и озледе због нагризања. Многа једињења литијума, која у воденим растворима дају јоне литијума сматрају се опасним за здравље, за разлику од аналогних једињења натријума и калијума.
Литијум се не јавља слободан у природи, већ се јавља углавном у виду пегматитских минерала, који су некада били главни извор литијума. Због своје растворљивости као јона, присутан је у океанској води и обично се добија из сланих раствора. Метални литијум се изолује електролитички из смеше литијум хлорида и калијум хлорида. Као микроелемент, литијум у облику својих соли је често саставни део минералних вода.
Језгро литијумовог атома је гранично стабилно, пошто два стабилна изотопа литијума пронађена у природи имају веома ниске енергије везивања по нуклеону. Због своје релативне нуклеарне нестабилности, литијум је мање заступљен у соларном систему од 25 од првих 32 хемијска елемената, иако су његова језгра веома лагана: то је изузетак од тренда по коме су тежа језгра ређа. Graphed at :File:SolarSystemAbundances.jpg Из сродних разлога, литијум има важну употребу у нуклеарној физици. Трансмутација атома литијума у хелијум 1932. године била је прва нуклеарна реакција коју је у потпуности извршио човек, а литијум деутерид служи као гориво за фузију у термонуклеарном оружју.. Federation of American Scientists (21 October 1998). fas.org
Литијум и његова једињења имају неколико индустријских примена, укључујући стакло и керамику отпорне на топлоту, литијумска мазива, топионичке адитиве за производњу гвожђа, челика и алуминијума, литијум-металне батерије и литијум-јонске батерије.
У људском организму налазе се врло мале количине овог елемента. Не сматра се неопходним за живот и нема познате биолошке функције у организму. Међутим, неке соли литијума показују медицинско деловање и употребљавају се у литијумској терапији при лечењу биполарних поремећаја, манија, депресија и других сличних болести.
Особине Физичке thumb|left|Инготи литијума са танким слојем црног нитрида мини|250п|Кристална структура литијума, -{a = 351 pm}-
Алкални метали се такође називају породицом литијума, по њиговом водећем елементу. Као и други алкални метали (а то су натријум (Na), калијум (K), рубидијум (Rb), цезијум (Cs) и францијум (Fr), литијум има један валентни електрон који се, у присуству растварача, лако се ослобађа да формира Li+. Због тога је литијум добар проводник топлоте и струје, као и високо реактиван елемент, мада је најмање реактиван од алкалних метала. Нижа реактивност литијума је последица близине његовог валентног електрона његовом језгру (преостала два електрона су у 1s орбитали, много мање енергије и не учествују у хемијским везама). Растопљени литијум је знатно реактивнији од његовог чврстог облика.
У чистом стању и у одсуству ваздуха, има сребрнастометални сјај, по чему личи на натријум и калијум, али од њих је тврђи. Метал литијум је довољно мекан да се може сећи ножем. На ваздуху оксидира у литијум оксид. Такође, има и вишу тачку топљења, која износи , а кључа на , што су највише вредности од свих алкалних метала. Густина износи свега 0,534 -{g/cm}-3 и представља најмању густину од свих чврстих елемената. Само водоник у чврстом стању при температури од −260 °C има мању густину од 0,0763 -{g/cm}-3. Литијум може да плута на најлакшим угљоводоничним уљима и један је од само три метала који могу да плутају на води, при чему су друга два натријум и калијум. thumb|left|upright=0.7|Литијум плута у уљу
Прилично је испарљив и његова пара боји пламен Бунзенове грејалице кармин црвено, што се користи приликом квалитативне анализе његових соли.Рондовић, Д. 1991. Квалитативна хемијска анализа. Научна књига: Београд. Има највећу специфичну топлоту од свих елемената и она износи 0,96 на 50 °C. Литијум међу осталим алкалним металима има највише тачке топљења и кључања као и највећи специфични топлотни капацитет. Иако он има највећу тврдоћу од свих алкалних метала, може се резати ножем а његова Мосова тврдоћа износи 0,6. Као типичан метал, добар је проводник струје (проводљивост око 18% од проводљивости бакра) као и топлоте.
Литијумски коефицијент топлотног ширења је два пута већи од алуминијума и скоро четири пута већи од гвожђа. Литијум је суперпроводљив испод 400 μK при стандардном притиску и на вишим температурама (више од 9 К) при веома високим притисцима (>20 GPa). На температурама испод 70 K, литијум, као и натријум, пролази кроз фазну трансформацију без дифузије. На 4,2 K има ромбоедарски кристални систем (са размаком понављања у девет слојева); на вишим температурама трансформише се у тесерални, а затим у кубни кристални систем. На температурама течног хелијума (4 K) преовладава ромбоедарска структура. Вишеструки алотропни облици су идентификовани за литијум при високим притисцима.
Литијум има специфични топлотни капацитет масе од 3,58 килоџула по килограм-келвину, највећи од свих чврстих материја.. bradley.edu Због тога се метални литијум често користи у расхладним течностима за апликације преноса топлоте.
Попут других алкалних метала, и литијум се кристализује у кубном, просторно центрираном, густо пакованом кристалном систему у просторној групи -{Im3m}- са параметром решетке -{a = 351 pm}- и две формулске јединице по елементарној ћелији. На изузетно ниским температурама од 78 -{K}- мења се кристална структура спонтаним прелазом било у хексагоналну структуру типа магнезијума са параметрима решетке -{a = 311 pm}- и -{c = 509 pm}- или изменом у изобличену кубну структуру типа бакра (кубна површинско центрирана) са параметром решетке -{a = 438 pm}-. Тачан узрок због чега се јавља једна од ових структура није познат.
Литијум испољава велики број сличности са магнезијумом, што се, између осталог, исказује и у чињеници јављања хетеротипских мешаних кристала од литијума и магнезијума, а који имају особину изодиморфије. Иако се магнезијум најгушће кристализује хексагонално, док се насупрот њега литијум кристализује у кубину просторно центрирану кугласту решетку, оба метала се могу хетеротипски мешати. Међутим, ово се дешава само у врло ограниченом распону концентрација, при чему код вишка неке од компоненти, једна од њих намеће (присиљава да промени) кристалну решетку другој.
Јон литијума са −520 -{kJ/mol}- има највишу енталпију хидратације међу свим јонима алкалних метала. Стога се он у води у потпуности хидратизује и снажно привлачи молекуле воде. Јон литијума гради две хидратне љуске, једну унутрашњу са четири молекула воде, која је изузетно снажно повезана са литијумовим јоном преко својих атома кисеоника, те једну спољну љуску, која је повезана са јоном -{Li[H2O]4+}- преко „водоничних мостова” са другим молекулима воде. Због тога је јонски радијус хидратизованих јона литијума веома велик, већи чак и од неких јона тешких алкалних метала као што су рубидијум и цезијум, који у воденим растворима не граде такву врсту снажно везаних хидратних љуски.
мини|лево|Луисова формула дилитијума У гасовитом стању, литијум се не налази у виду појединачних атома, већ у молекуларном стању као дилитијум -{Li}-2. На тај начин једновалентни литијум достиже попуњену -{s}--атомску орбиталу а тиме и енергетски повољнију ситуацију. Дилитијум има дужину везе од 267,3 -{pm}- и енергију везе од 101 -{kJ/mol}-.
Хемијске мини|Метални литијум обложен нитридом због контакта са ваздухом
Литијум је, као и сви други алкални метали, врло реактиван и врло лако реагује са многим елементима и једињењима (попут воде дајући топлоту). Међу свим алкалним металима, он је највише реактиван. Посебност, по којој се литијум разликује од других алкалних метала је његова реакција са молекуларним азотом градећи литијум нитрид, реакција која се полако одвија већ и на собној температури:
.
Ово је могуће због велике густине набоја јона литијума -{Li}-+ те тако и велике енергије решетке литијум нитрида. Литијум са -3,04 -{V}- има најнижи електродни потенцијал у целом периодном систему, те је стога и најмање племенити елемент од свих. Као и сви алкални метали, елементарни литијум се може чувати у керозину (петролеуму) или парафинском уљу, јер у супротном реагује са азотом и кисеоником из ваздуха.
Пошто су радијуси јона литијума -{Li}-+ и магнезијума -{Mg}-2+ слични по величини, такође постоје и одређене сличности у особинама литијума односно његових једињења са магнезијумом или једињењима магнезијума. Ова сличност у особинама између два елемента из суседних група периодног система позната је и као дијагонална веза (дијагонални ефект). Тако литијум, за разлику од натријума, гради многа металноорганска једињења (органолитијумска једињења), попут бутил литијума или метил литијума. Иста сличност уочена је и између берилијума и алуминијума, као и између бора и силицијума.
На ваздуху гори бљештавом белом светлошћу попут магнезијума, градећи моноксид, али друге оксиде гради теже. Са водоником се једини на црвеном усијању градећи литијум хидрид, а са азотом литијум нитрид. Директно се једини и са халогенима и сумпором и може се рећи да је хемијски активан, али мање од других алкалних метала. Бурно реагује са киселинама, а у реакцији са водом се не пали, чак ни ако вода кључа. Тада настаје реакција:
Изотопи
У природи се јављају оба стабилна изотопа литијума 6Li (7,6%) и 7Li (92,4%). Осим њих, познато је још неколико нестабилних изотопа почев од 4Li преко 8Li до 12Li, који се могу добити само вештачким путем. Њихова времена полураспада износе само неколико милисекунди. Оба природна изотопа имају аномално ниску нуклеарну енергију везивања по нуклеону (у поређењу са суседним елементима у периодном систему, хелијумом и берилијумом); литијум је једини елемент са малим бројем који може произвести нето енергију кроз нуклеарну фисију. Два литијумова језгра имају нижу енергију везивања по нуклеону него било који други стабилни нуклиди осим водоника-1, деутеријума и хелијума-3.:File:Binding energy curve - common isotopes.svg shows binding energies of stable nuclides graphically; the source of the data-set is given in the figure background. Као резултат овога, иако веома мале атомске тежине, литијум је мање заступљен у соларном систему од 25 од прва 32 хемијска елемента. Окарактерисано је седам радиоизотопа, од којих су најстабилнији 8Li са временом полураспада од 838 ms и 9Li са полуживотом од 178 ms. Сви преостали радиоактивни изотопи имају период полураспада који је краћи од 8,6 ms. Најкраће живећи изотоп литијума је 4Li, који се распада емисијом протона и има време полураспада од 7,6 × 10−23 s. Изотоп 6Li је један од само пет стабилних нуклида који имају непаран број протона и непаран број неутрона, док су остала четири стабилна непарна-непарна нуклида водоник-2, бор-10, азот-14 и тантал-180m.