LITIUM: HISTORIA, RAKENNE, OMINAISUUDET, RISKIT JA KÄYTÖT - KEMIA - 2025

Litium on metallielementti, jonka kemiallinen merkki on Li ja atomi numero 3. Se on kolmas elementti jaksollisen ja johtaa ryhmän 1 alkalimetallit. Kaikista metalleista se on pienin tiheys ja suurin ominaislämpö. Se on niin kevyt, että se voi kellua vedessä.

Sen nimi on johdettu kreikkalaisesta sanasta lithos, joka tarkoittaa kiveä. He antoivat sille tämän nimen, koska se löydettiin tarkalleen osana tietyissä mineraaleissa pilaantuneissa kallioissa. Lisäksi sillä oli ominaispiirteitä, jotka olivat samanlaisia ​​kuin natrium- ja kalsiummetallien, joita löytyi kasvistuhkasta.

Argoniin varastoidulla nitridikerroksella päällystetyt litiummetalliosat. Lähde: Hi-Res-kuvat kemiallisista elementeistä

Sillä on yksi valenssielektroni, menettää siitä tulla Li ⁺ -kationi suurimmassa osassa sen reaktioita; tai jakamalla se kovalenttisessa sidoksessa hiilen, Li-C: n kanssa organolitiumyhdisteissä (kuten alkyylilitiumissa).

Sen ulkonäkö, kuten monien muiden metallienkin, on hopeanomainen kiinteä aine, joka voi muuttua harmahtavaksi, jos se altistuu kosteudelle. Siinä voi olla mustanruskeita kerroksia (ylempi kuva), kun se reagoi ilmassa olevan typen kanssa muodostaen nitridin.

Kemiallisesti se on identtinen yhdisteilleen (Na, K, Rb, Cs, Fr), mutta vähemmän reaktiivisella, koska sen yksittäinen elektroni kokee paljon suuremman houkuttelevan voiman johtuen siitä, että se on lähempänä sitä, kuin myös sen kahden heikon suojausvaikutuksen vuoksi sisäiset elektronit. Se puolestaan ​​reagoi kuten magnesium reagoi bias-vaikutuksesta.

Laboratoriossa litiumsuolat voidaan tunnistaa kuumentamalla niitä sytyttimessä; voimakkaan purppura liekin esiintyminen todistaa sen läsnäolon. Itse asiassa sitä käytetään usein laboratorioiden opettamisessa analyyttisiin ajoihin.

Sen sovellukset vaihtelevat keramiikan, lasien, seosten tai valuseosten lisäaineena käytetystä jäähdytysväliaineeksi ja erittäin tehokkaiden ja pienten paristojen suunnittelusta; vaikka räjähtävä, ottaen huomioon litiumin reaktiivisuus. Se on metalli, jolla on suurin taipumus hapettua, ja siksi se, joka luopuu elektronistaan ​​helpoimmin.

Historia

Löytö

Litiumin ensimmäinen esiintyminen maailmankaikkeudessa juontaa kaukaa, muutama minuutti Ison räjähdyksen jälkeen, kun vedyn ja heliumin ytimet sulautuivat yhteen. Maallinen kesti kuitenkin aikaa, että ihmiskunta tunnisti sen kemialliseksi alkuaineeksi.

Se oli vuonna 1800, kun brasilialainen tutkija José Bonifácio de Andrada e Silva löysi mineraalien spodumeenin ja petalitin Ruotsin Utöksen saarelta. Tämän avulla hän oli löytänyt ensimmäiset viralliset litiumlähteet, mutta hänestä ei silti ollut mitään tietoa.

Vuonna 1817 ruotsalainen kemisti Johan August Arfwedson pystyi eristämään näistä kahdesta mineraalista sulfaattisuolan, joka sisälsi muuta alkuainetta kuin kalsiumia tai natriumia. Siihen mennessä August Johan työskenteli kuuluisan ruotsalaisen kemian Jöns Jacob Berzelius -laboratoriossa.

Se oli Berzelius, joka kutsui tätä uutta elementtiä, havaintojensa ja kokeidensa tuotetta, litoiksi, mikä tarkoittaa kreikkaa kreikalla. Siksi litium voitiin lopulta tunnistaa uudeksi alkuaineeksi, mutta se oli silti tarpeen eristää.

Eristäytyminen

Vain vuotta myöhemmin, vuonna 1821, William Thomas Brande ja Sir Humphry Davy onnistuivat eristämään litiumin metallina soveltamalla elektrolyysiä litiumoksidiin. Vaikka ne olivatkin hyvin pieniä määriä, ne olivat riittäviä tarkkailemaan sen reaktiivisuutta.

Vuonna 1854 Robert Wilhelm Bunsen ja Augustus Matthiessen pystyivät tuottamaan litiummetalleja suurempina määrinä litiumkloridin elektrolyysillä. Tästä eteenpäin sen tuotanto ja kauppa oli alkanut, ja kysyntä kasvaa, kun sen ainutlaatuisten ominaisuuksien seurauksena löydettiin uusia teknologisia sovelluksia.

Rakenne ja elektroninen kokoonpano

Metallisen litiumin kiteinen rakenne on kehon keskitetty kuutiometriä (bcc). Kaikista kompakteista kuutiorakenteista tämä on vähiten tiheä ja sopusoinnussa sen ominaisuuden kanssa, että se on kevyin ja vähiten tiheä metalli kaikista.

Siinä Li-atomeja ympäröi kahdeksan naapuria; toisin sanoen Li on kuution keskellä ja neljä Li on ylä- ja alaosassa kulmissa. Tätä bcc-vaihetta kutsutaan myös a-Li: ksi (vaikka tämä nimi ei ilmeisesti ole kovin yleinen).

vaiheissa

Kuten suurin osa kiinteistä metalleista tai yhdisteistä, ne voivat käydä läpi vaihevaihteluita, kun he kokevat lämpötilan tai paineen muutoksia; niin kauan kuin niitä ei ole perustettu. Siksi litium kiteytyy romboedrisen rakenteen kanssa erittäin alhaisissa lämpötiloissa (4,2 K). Li-atomit ovat melkein jäätyneet ja värisevät vähemmän asemissaan.

Kun paine kasvaa, se saa kompaktimpia kuusikulmaisia ​​rakenteita; ja lisäämällä vielä enemmän, litiumi käy läpi muut muutokset, joita ei ole täysin karakterisoitu röntgendiffraktiolla.

Siksi tämän "puristetun litiumin" ominaisuuksia tutkitaan edelleen. Samoin ei vielä ymmärretä, kuinka sen kolme elektronia, joista yksi on valenssi, vaikuttavat sen käyttäytymiseen puolijohteena tai metallina näissä korkeapaineolosuhteissa.

Kolme elektronia yhden sijaan

Vaikuttaa uteliaalta, että litium on tässä vaiheessa "läpinäkymätön kirja" niille, jotka harjoittavat kristallografista analyysiä.

Tämä johtuu siitä, että vaikka sähköinen kokoonpano on 2s ¹, jossa on niin vähän elektroneja se voi tuskin vuorovaikutuksessa käytetyn säteilyn valaista sen metallisen kiteitä.

Lisäksi ajatellaan, että 1: n ja 2: n orbitaalit menevät päällekkäin korkeissa paineissa. Toisin sanoen, sekä sisäinen elektronien (1s ²) ja valenssin elektronit (2s ¹) koskevat sähköisiä ja optisia ominaisuuksia litiumin näissä Erittäin kompakti vaiheissa.

Hapetusnumero

Kun litiumin elektronikonfiguraatio on 2s ¹, se voi menettää yhden elektronin; kaksi muuta, mistä 1s ² sisempi kiertoradan, vaatisi paljon energiaa poistaa.

Siksi litium osallistuu melkein kaikkiin sen yhdisteisiin (epäorgaaniset tai orgaaniset), joiden hapetusluku on +1. Tämä tarkoittaa, että sen sidoksissa, Li-E: ssä, jossa E tulee olemaan mikä tahansa elementti, oletetaan, että Li ⁺ -kationi on olemassa (onko tämä sidos ioninen vai kovalentti).

Hapetusluku -1 on epätodennäköinen litiumille, koska sen tulisi sitoutua elementtiin, joka on paljon vähemmän sähköä negatiivinen kuin se; tosiasia, että sinänsä on vaikeaa olla tämä metalli erittäin sähköpositiivinen.

Tämä negatiivinen hapetus määrä edustaisi 2s ² elektroninen kokoonpano (saada yksi elektroni), ja se olisi myös isoelektronisia berylliumin. Nyt olemassaolo Li ^- anioni oletettaisiin, ja siitä suolat kutsuttaisiin lithuros.

Suuren hapetuspotentiaalinsa vuoksi sen yhdisteet sisältävät pääasiassa Li ⁺ kationin, joka, koska se on niin pieni, voi vaikuttaa polarisoivasti isoihin anioneihin muodostaen Li-E-kovalenttisia sidoksia.

ominaisuudet

Litiumyhdisteiden purppura liekki. Lähde: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Fyysinen ulkonäkö

Hopeanvalkoinen metalli, jolla on sileä rakenne ja jonka pinta muuttuu harmahtavaksi hapettuessaan tai tummuu, kun se reagoi suoraan ilman kanssa olevan typen kanssa muodostaen vastaavan nitridin. Se on niin kevyt, että se kelluu vedessä tai öljyssä.

Se on niin sileä, että se voidaan viipaloida jopa veitsellä tai jopa kynnillä, joita ei suositella ollenkaan.

Moolimassa

6,941 g / mol.

Sulamispiste

180,50 ° C.

Kiehumispiste

1330 ° C.

Tiheys

0,534 g / ml 25 ° C: ssa.

Liukoisuus

Kyllä, se kelluu vedessä, mutta alkaa reagoida välittömästi sen kanssa. Se liukenee ammoniakkiin, jossa sen liuenneessa sen elektrodit solvoituvat tuottamaan sinisiä värejä.

Höyrynpaine

0,818 mm Hg lämpötilassa 727 ° C; ts. edes korkeissa lämpötiloissa sen atomit eivät pääse tuskin kaasufaasiin.

elektronegatiivisuus

0,98 Paulingin asteikolla.

Ionisaatioenergiat

Ensin: 520,2 kJ / mol

Toinen: 7298,1 kJ / mol

Kolmas: 11815 kJ / mol

Nämä arvot vastaavat energiaa, joka tarvitaan vastaavasti kaasumaisten ionien Li ⁺, Li ²⁺ ja Li ³⁺ saamiseksi.

Itsesyttymislämpötila

179 ° C.

Pintajännitys

398 mN / m sulamispisteessään.

Viskositeetti

Nestemäisessä tilassa se on vähemmän viskoosi kuin vesi.

Fuusion lämpö

3,00 kJ / mol.

Höyrystymislämpö

136 kJ / mol.

Molaarinen lämpökapasiteetti

24 860 J / mol · K. Tämä arvo on poikkeuksellisen korkea; korkein kaikista elementeistä.

Mohsin kovuus

0,6

isotoopit

Luonnossa litium esiintyy kahden isotoopin muodossa: ⁶ Li ja ⁷ Li. Pelkästään atomimassa 6,941 u osoittaa, mikä kahdesta on runsas: ⁷ Li. Jälkimmäinen muodostaa noin 92,4% kaikista litiumiatomeista; kun taas ⁶ Li, noin 7,6% heistä.

Elävissä olennoissa organismi suosii ⁷ - ⁶ Li; Mineralogisissa matriiseissa ⁶ Li -isotooppi vastaanotetaan kuitenkin paremmin, ja sen vuoksi sen runsausprosentti nousee yli 7,6%.

reaktiivisuus

Vaikka se on vähemmän reaktiivinen kuin muut alkalimetallit, se on silti melko aktiivinen metalli, joten sitä ei voida altistaa ilmakehään hapettumattomasti. Olosuhteista (lämpötila ja paine) riippuen se reagoi kaikkien kaasumaisten elementtien kanssa: vety, kloori, happi, typpi; ja kiinteillä aineilla, kuten fosforilla ja rikillä.

nimistö

Litiummetallille ei ole muita nimiä. Yhdisteidensä suhteen suuri osa niistä on nimetty systemaattisen, perinteisen tai varastonimikkeistön mukaisesti. Sen hapetustila +1 on käytännössä muuttumaton, joten varastonimikkeistössä (I) ei ole kirjoitettu nimen loppuun.

esimerkit

Tarkastellaan esimerkiksi yhdisteet Li ₂: ta ja Li ₃ N.

Li ₂ O saa seuraavat nimet:

- Litiumoksidi varastonimikkeistön mukaisesti

- Litiumoksidi, perinteisen nimikkeistön mukaisesti

- Dilitiummonoksidi systemaattisen nimikkeistön mukaisesti

Vaikka Li ₃ N kutsutaan:

- Litiumnitridi, varastonimikkeistö

- Litiinisitridi, perinteinen nimikkeistö

- Trilitiummononitridi, systemaattinen nimikkeistö

Biologinen rooli

Ei ole tiedossa, missä määrin litium voi olla välttämätöntä organismeille. Samoin mekanismit, joiden avulla se voidaan metaboloida, ovat epävarmat ja niitä tutkitaan edelleen.

Siksi ei ole tiedossa, mitä positiivisia vaikutuksia litiumirikkaalla ruokavaliolla voi olla; vaikka sitä voi löytää kaikista kehon kudoksista; etenkin munuaisissa.

Seratoniinitasojen säätelijä

Tiettyjen litiumsuolojen farmakologinen vaikutus kehossa tunnetaan, etenkin aivoissa tai hermostoon. Se esimerkiksi säätelee serotoniinin tasoja, molekyyliä, joka vastaa onnellisuuden kemiallisista näkökohdista. Ei kuitenkaan ole harvinaista ajatella, että se muuttaa tai muuttaa niitä kuluttavien potilaiden mielialaa.

He eivät kuitenkaan suosittele litiumin käyttöä yhdessä masennusta torjuvien lääkkeiden kanssa, koska on olemassa riski nostaa serotoniinia liikaa.

Se ei vain auta masennuksen torjunnassa, vaan myös bipolaarisia ja skitsofrenisia häiriöitä sekä muita mahdollisia neurologisia häiriöitä.

Puute

Keinotteluna epäillään, että heikosti litium ruokavaliossa olevien henkilöiden oletetaan olevan alttiimpia masennukselle tai itsemurhille tai murhille. Sen puutteen vaikutuksia ei kuitenkaan virallisesti tunneta.

Mistä löytää ja tuotanto

Litiumia ei löydy maankuoresta, vähemmän meristä tai ilmakehästä, puhtaassa tilassaan kiiltävänä valkoisena metallina. Sen sijaan se on muuttunut miljoonien vuosien ajan, mikä on asettanut sen Li ⁺ -ioniksi (pääasiassa) tietyissä mineraaleissa ja kiviryhmissä.

Arvioidaan, että sen pitoisuus maankuoressa on 20 - 70 ppm (osa miljoonaa), mikä vastaa noin 0,0004% siitä. Merivedessä ollessa sen pitoisuus on luokkaa 0,14 ja 0,25 ppm; ts. litiumia on enemmän kivissä ja mineraaleissa kuin suolavedessä tai merenpohjassa.

mineraalit

Spodumenekvarts, yksi luonnollisista litiumin lähteistä. Lähde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Mineraalit, joissa tätä metallia löytyy, ovat seuraavat:

- Spodumene, LiAl (SiO ₃) ₂

- Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

- lepidoliitti, K (Li, AI, Rb) ₂ (AI, Si) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Näillä kolmella mineraalilla on yhteistä, että ne ovat litiumaluminosilikaatteja. On myös muita mineraaleja, joista metalli voidaan myös uuttaa, kuten ambligoniitti, elbaiitti, tripilliitti, eukriptiitti tai hektoriitti. Spodumeeni on kuitenkin mineraali, josta tuotetaan suurin määrä litiumia. Nämä mineraalit muodostavat joitain tuhatta kiviä, kuten graniittia tai pegmatiittia.

Merivedet

Suhteessa mereen, se uutetaan suolavedellä, kuten litiumkloridin, -hydroksidi tai -karbonaatti, LiCI, LiOH: a ja Li ₂ CO ₃, vastaavasti. Samalla tavalla se voidaan saada järvistä tai laguuneista tai eri suolavesivarastoista.

Kaiken kaikkiaan litium on 25. sijalla maan päällä olevien elementtien runsaudessa, mikä korreloi hyvin sen alhaisen pitoisuuden kanssa sekä maassa että vedessä, joten sitä pidetään suhteellisen harvinaisena alkuaineena.

tähdet

Litiumia löytyy nuorista tähtiä runsaammin kuin vanhemmista tähtiistä.

Tämän metallin saamiseksi tai tuottamiseksi puhtaassa tilassa on kaksi vaihtoehtoa (jätetään huomioimatta taloudelliset tai kannattavuusnäkökohdat): uutetaan se kaivostoiminnalla tai kerätään suolaveteen. Jälkimmäinen on pääasiallinen lähde metallisen litiumin tuotannossa.

Metallisen litiumin tuotanto elektrolyysillä

Suolaliuoksesta saadaan sula sula LiCl-seos, joka voidaan sitten alistaa elektrolyysille suolan erottamiseksi sen alkuaineosiksi:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Vaikka mineraalit pilkotaan happamissa väliaineissa niiden Li ⁺ -ionien saamiseksi erottamis- ja puhdistusprosessien jälkeen.

Chile on maailman suurin litiumin tuottaja, joka saa sen Atacama-suolatasolta. Samalla mantereella seuraa Argentiina, maa, joka erottaa LiCl: n Salar del Hombre Muertosta ja lopulta Boliviasta. Australia on kuitenkin suurin litiumin tuottaja spodumeenin hyödyntämisen kautta.

reaktiot

Litiumin tunnetuin reaktio on se, joka tapahtuu sen joutuessa kosketuksiin veden kanssa:

2Li (t) + 2H ₂ O (l) →: ssa 2 LiOH (aq) + H ₂ (g)

LiOH on litiumhydroksidi ja, kuten voidaan nähdä, se tuottaa vetykaasua.

Reagoi kaasumaisen hapen ja typen kanssa muodostaen seuraavat tuotteet:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O on litiumoksidi, jolla on taipumus muodostaa Li ₂ O _{2: n}, peroksidin, päälle.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Litium on ainoa alkalimetalli, joka pystyy reagoimaan typen kanssa ja aiheuttamaan tämän nitridin. Kaikissa näissä yhdisteissä Li ⁺ -kationin olemassaolon voidaan olettaa osallistuvan kovalenttisessa luonteisissa sidoksissa (tai päinvastoin).

Se voi myös reagoida suoraan ja voimakkaasti halogeenien kanssa:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reagoi myös happojen kanssa:

2Li (t) + 2HCI (kons) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

3Li (t) + 4HNO ₃ (laimennettu) → 3LiNO ₃ (aq) + NO (g) + 2H ₂ O (l)

Yhdisteet LiF, LiCl: ää ja lino ₃ ovat litium- fluoridi, kloridi ja nitraatti, vastaavasti.

Ja orgaanisista yhdisteistään tunnetuin on litiumbutyyli:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Jossa X on halogeeniatomi ja C ₄ H ₉ X on alkyylihalidi.

riskit

Puhdas metalli

Litium reagoi kiivaasti veden kanssa ja voi reagoida ihon kosteuden kanssa. Siksi jos joku käsittelisi sitä paljain käsin, he kärsisivät palovammoja. Ja jos se rakeistetaan tai jauheena, se syttyy tuleen huoneenlämpötilassa aiheuttaen siten palovaaran.

Käsineitä ja suojalaseja on käytettävä käsittelemään tätä metallia, koska vähäinen kosketus silmiin voi aiheuttaa voimakasta ärsytystä.

Hengitettynä vaikutukset voivat olla vielä huonompia, polttaa hengitysteitä ja aiheuttaa keuhkoödeeman johtuen syövyttävän aineen LiOH: n sisäisestä muodostumisesta.

Tämä metalli on varastoitava upotettuna öljyyn tai kuivaan ilmakehään ja inerttiä kuin typpi; esimerkiksi argonissa, kuten ensimmäisessä kuvassa esitetään.

Yhdisteet

Litiumista johdetut yhdisteet, erityisesti sen suolat, kuten karbonaatti tai sitraatti, ovat paljon turvallisempia. Niin kauan kuin ihmiset, jotka ne nauttivat, kunnioittavat lääkäreidensä määräämiä ohjeita.

Jotkut monista haittavaikutuksista, joita se voi aiheuttaa potilaille, ovat: ripuli, pahoinvointi, väsymys, huimaus, huimaus, vapina, liiallinen virtsaaminen, jano ja painonnousu.

Vaikutukset voivat olla vielä vakavampia raskaana olevilla naisilla, vaikuttaa sikiön terveyteen tai lisätä syntymävaurioita. Samoin sen saanti ei ole suositeltavaa imettäville äideille, koska litium voi kulkeutua maidosta vauvaan ja sieltä voi kehittyä kaikenlaisia ​​poikkeavuuksia tai kielteisiä vaikutuksia.

Sovellukset

Tämän metallin tunnetuimmat käytöt suositulla tasolla sijaitsevat lääketieteen alalla. Sitä voidaan kuitenkin käyttää muilla aloilla, etenkin energian varastoinnissa paristojen avulla.

Metallurgia

Litiumsuolat, erityisesti Li ₂ CO ₃, toimivat lisäaineena valimoprosesseissa eri tarkoituksiin:

-Degass

-Desulfurizes

-Sisältää ei-rautametallien jyvät

-Lisää valu muottien kuonan juoksevuutta

- Vähentää alumiinivalujen sulamislämpötilaa korkean ominaislämpönsä ansiosta.

organometalliset

Alkyylilitiumyhdisteitä käytetään alkyloimaan (lisäämään R-sivuketjuja) tai arylaareihin (lisäämään aromaattisia ryhmiä) molekyylirakenteet. Ne erottuvat hyvästä liukoisuudestaan ​​orgaanisiin liuottimiin ja eivät ole niin reaktiivisia reaktioväliaineessa; siksi se toimii reagensseina tai katalyytteinä useille orgaanisille synteeseille.

voiteluaineet

Litiumstearaattia (rasvan ja LiOH: n välisen reaktion tuote) lisätään öljyyn voiteluseoksen muodostamiseksi.

Tämä litiumvoiteluaine kestää korkeita lämpötiloja, ei kovettu jäähdytettäessä ja on inertti hapelle ja vedelle. Siksi se löytyy käytöstä sotilas-, ilmailu-, teollisuus-, auto- ja muissa sovelluksissa.

Keraaminen ja lasi lisäaine

Li20: _lla käsitellyt lasit tai keramiikat saavuttavat alhaisemmat viskositeetit sulaessaan ja paremmat kestävät lämpölaajenemista. Esimerkiksi keittiötarvikkeet on valmistettu näistä materiaaleista, ja Pyrex-lasilla on myös tämä yhdiste koostumuksessaan.

Alloys

Koska se on niin kevytmetalli, samoin ovat sen seokset; joukossa alumiini-litiumia. Lisäaineena lisättynä se ei vain anna niille vähemmän painoa, vaan myös paremman kestävyyden korkeille lämpötiloille.

jäähdytysaine

Sen korkea ominaislämpö tekee siitä ihanteellisen käytettäväksi kylmäaineena prosesseissa, joissa vapautuu paljon lämpöä; esimerkiksi ydinreaktoreissa. Tämä johtuu siitä, että lämpötilan nostaminen "maksaa" ja estää sen vuoksi lämmön säteilevän helposti ulkopuolelle.

Akut

Ja lupaavin käyttö kaikessa on litium-ioni-akkujen markkinoilla. Ne hyödyntävät litiumin hapettumisen helppoutta Li ^{+: ksi} vapautetun elektronin käyttämiseksi ja ulkoisen piirin aktivoimiseksi. Siten elektrodit on joko valmistettu metallisesta litiumista tai sen seoksista, joissa Li ⁺ voi interkalatoitua ja kulkea elektrolyyttisen materiaalin läpi.

Viimeisenä uteliaisuutena musiikillinen ryhmä Evanescense omisti kappaleen "Lithium" tälle mineraalille.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermoren kansallinen laboratorio. (23. kesäkuuta 2017). Peering litiumin kiderakenteessa. Palautettu osoitteesta: phys.org
3. F. Degtyareva. (SF). Tiiviin litiumin monimutkaiset rakenteet: elektroninen alkuperä. Kiinteän fysiikan instituutti Venäjän tiedeakatemia, Chernogolovka, Venäjä.
4. Advameg, Inc. (2019). Litiumia. Palautettu osoitteesta: chemistryexplained.com
5. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Litiumia. PubChem-tietokanta. CID = 3028194. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Eric Eason. (30. marraskuuta 2010). Maailman litiumtarjonta. Palautettu osoitteesta: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., ja Klett, J. (2018). 200 vuotta litiumia ja 100 vuotta orgaanista litiumkemiaa. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394