Lithium

Lithium, ₃Li ⓘ

Lithium schwimmt in Öl
Lithium
Aussprache	/ˈlɪθiəm/ (LITH-ee-əm)
Erscheinungsbild	silbrig-weiß
Standard-Atomgewicht Ar°(Li)	[6.938, 6.997] 6,94±0,06 (verkürzt)
Lithium im Periodensystem
Wasserstoff Helium Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon Kalium Kalzium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Blei Wismut Polonium Astat Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson H ↑ Li ↓ Na Helium ← Lithium → Beryllium
Ordnungszahl (Z)	3
Gruppe	Gruppe 1: Wasserstoff und Alkalimetalle
Periode	Periode 2
Block	s-Block
Elektronenkonfiguration	[[[Helium|He]]] 2s1
Elektronen pro Schale	2, 1
Physikalische Eigenschaften
Phase bei STP	fest
Schmelzpunkt	453,65 K (180,50 °C, 356,90 °F)
Siedepunkt	1603 K (1330 °C, 2426 °F)
Dichte (nahe r.t.)	0,534 g/cm3
in flüssigem Zustand (bei mittlerem Druck)	0,512 g/cm3
Kritischer Punkt	3220 K, 67 MPa (extrapoliert)
Schmelzwärme	3,00 kJ/mol
Verdampfungswärme	136 kJ/mol
Molare Wärmekapazität	24.860 J/(mol-K)
Verdampfungsdruck P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k bei T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Atomare Eigenschaften
Oxidationsstufen	+1 (ein stark basisches Oxid)
Elektronegativität	Pauling-Skala: 0.98
Ionisierungsenergien	1: 520,2 kJ/mol 2.: 7298,1 kJ/mol 3.: 11815,0 kJ/mol
Atomradius	empirisch: 152 pm
Kovalenter Radius	128±7 pm
Van-der-Waals-Radius	182 pm
Spektrallinien von Lithium
Andere Eigenschaften
Natürliches Vorkommen	primordial
Kristallstruktur	kubisch-raumzentriert (bcc)
Schallgeschwindigkeit dünner Stab	6000 m/s (bei 20 °C)
Thermische Ausdehnung	46 µm/(m⋅K) (bei 25 °C)
Wärmeleitfähigkeit	84,8 W/(m⋅K)
Elektrischer Widerstand	92,8 nΩ⋅m (bei 20 °C)
Magnetische Ordnung	paramagnetisch
Molare magnetische Suszeptibilität	+14,2×10-6 cm3/mol (298 K)
Elastizitätsmodul	4,9 GPa
Schermodul	4,2 GPa
Elastizitätsmodul	11 GPa
Mohs-Härte	0.6
Brinell-Härte	5 MPa
CAS-Nummer	7439-93-2
Geschichte
Entdeckung	Johan August Arfwedson (1817)
Erste Isolierung	William Thomas Brande (1821)
Hauptisotope von Lithium
Isotop Häufigkeit Halbwertszeit (t1/2) Zerfallsart Produkt 6Li 7.59% stabil 7Li 92.41% stabil

Lithium (von griechisch: λίθος, romanisiert: lithos, wörtlich 'Stein') ist ein chemisches Element mit dem Symbol Li und der Ordnungszahl 3. Es ist ein weiches, silbrig-weißes Alkalimetall. Unter Standardbedingungen ist es das Metall mit der geringsten Dichte und das feste Element mit der geringsten Dichte. Wie alle Alkalimetalle ist Lithium hochreaktiv und entflammbar und muss im Vakuum, in einer inerten Atmosphäre oder in einer inerten Flüssigkeit wie gereinigtem Kerosin oder Mineralöl gelagert werden. Im geschliffenen Zustand glänzt es metallisch, aber an feuchter Luft korrodiert es schnell zu einem stumpfen Silbergrau und läuft dann schwarz an. In der Natur kommt es nie frei vor, sondern nur in (meist ionischen) Verbindungen, wie z. B. in Pegmatitmineralien, die früher die Hauptquelle für Lithium waren. Aufgrund seiner Löslichkeit als Ion ist es im Meerwasser vorhanden und wird häufig aus Solen gewonnen. Lithiummetall wird elektrolytisch aus einer Mischung von Lithiumchlorid und Kaliumchlorid isoliert. ⓘ

Der Kern des Lithiumatoms ist sehr instabil, da die beiden stabilen Lithiumisotope, die in der Natur vorkommen, die niedrigsten Bindungsenergien pro Nukleon aller stabilen Nuklide aufweisen. Aufgrund seiner relativen nuklearen Instabilität ist Lithium im Sonnensystem seltener als 25 der ersten 32 chemischen Elemente, obwohl seine Kerne sehr leicht sind: Es ist eine Ausnahme von der Tendenz, dass schwerere Kerne seltener sind. Aus ähnlichen Gründen hat Lithium wichtige Anwendungen in der Kernphysik. Die Transmutation von Lithiumatomen zu Helium im Jahr 1932 war die erste vollständig von Menschenhand durchgeführte Kernreaktion, und Lithiumdeuterid dient als Fusionsbrennstoff in abgestuften thermonuklearen Waffen. ⓘ

Lithium und seine Verbindungen werden in der Industrie in verschiedenen Bereichen eingesetzt, z. B. als hitzebeständiges Glas und Keramik, als Schmiermittel für Lithiumfette, als Flussmittel für die Eisen-, Stahl- und Aluminiumherstellung, als Lithiumbatterie und als Lithium-Ionen-Batterie. Für diese Verwendungszwecke werden mehr als drei Viertel der Lithiumproduktion verbraucht. ⓘ

Lithium ist in biologischen Systemen in Spuren vorhanden; seine Funktionen sind ungewiss. Lithiumsalze haben sich als Stimmungsstabilisator und Antidepressivum bei der Behandlung psychischer Erkrankungen wie der bipolaren Störung bewährt. ⓘ

Lithium kommt in der Natur aufgrund seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Bei Raumtemperatur ist es nur in völlig trockener Luft über längere Zeit stabil, reagiert aber langsam zu Lithiumnitrid (Li₃N). In feuchter Luft bildet sich an der Oberfläche schnell eine mattgraue Lithiumhydroxid-Schicht. Wie alle Alkalimetalle reagiert elementares Lithium schon in Berührung mit der Hautfeuchtigkeit und führt so zu schweren Verätzungen und Verbrennungen. Viele Lithiumverbindungen, die in wässriger Lösung Lithiumionen bilden, sind im Gegensatz zu den entsprechenden Natrium- und Kaliumverbindungen als gesundheitsschädlich gekennzeichnet. ⓘ

Geschichte

Johan August Arfwedson wird die Entdeckung des Lithiums im Jahr 1817 zugeschrieben ⓘ

Petalit (LiAlSi₄O₁₀) wurde im Jahr 1800 von dem brasilianischen Chemiker und Staatsmann José Bonifácio de Andrada e Silva in einem Bergwerk auf der Insel Utö in Schweden entdeckt. Doch erst 1817 entdeckte Johan August Arfwedson, der damals im Labor des Chemikers Jöns Jakob Berzelius arbeitete, bei der Analyse von Petalit-Erz ein neues Element. Dieses Element bildete ähnliche Verbindungen wie Natrium und Kalium, allerdings waren sein Karbonat und sein Hydroxid weniger wasserlöslich und weniger alkalisch. Berzelius gab dem alkalischen Material den Namen "Lithion/Lithina", abgeleitet vom griechischen Wort λιθoς (lithos, d.h. "Stein"), um seine Entdeckung in einem festen Mineral widerzuspiegeln, im Gegensatz zu Kalium, das in Pflanzenasche entdeckt worden war, und Natrium, das u.a. wegen seines hohen Vorkommens in Tierblut bekannt war. Er nannte das Metall im Inneren des Materials "Lithium". ⓘ

Später zeigte Arfwedson, dass dieses Element auch in den Mineralien Spodumen und Lepidolith vorkommt. 1818 beobachtete Christian Gmelin als Erster, dass Lithiumsalze eine leuchtend rote Flammenfarbe erzeugen. Sowohl Arfwedson als auch Gmelin versuchten jedoch vergeblich, das reine Element aus seinen Salzen zu isolieren. Es wurde erst 1821 isoliert, als William Thomas Brande es durch Elektrolyse von Lithiumoxid gewann, ein Verfahren, das zuvor von dem Chemiker Sir Humphry Davy zur Isolierung der Alkalimetalle Kalium und Natrium eingesetzt worden war. Brande beschrieb auch einige reine Salze des Lithiums, wie z. B. das Chlorid, und schätzte, dass Lithiumoxid etwa 55 % Metall enthielt, und schätzte das Atomgewicht von Lithium auf etwa 9,8 g/mol (moderner Wert ~6,94 g/mol). Im Jahr 1855 wurden größere Mengen Lithium durch die Elektrolyse von Lithiumchlorid durch Robert Bunsen und Augustus Matthiessen hergestellt. Die Entdeckung dieses Verfahrens führte 1923 zur kommerziellen Produktion von Lithium durch die deutsche Metallgesellschaft AG, die eine Elektrolyse einer flüssigen Mischung aus Lithiumchlorid und Kaliumchlorid durchführte. ⓘ

Dem australischen Psychiater John Cade wird es zugeschrieben, dass er 1949 die Verwendung von Lithium zur Behandlung von Manie wieder einführte und populär machte. Kurz darauf, in der Mitte des 20. Jahrhunderts, setzte sich die stimmungsstabilisierende Wirkung von Lithium bei Manie und Depression in Europa und den Vereinigten Staaten durch. ⓘ

Die Herstellung und Verwendung von Lithium erfuhr im Laufe der Geschichte mehrere drastische Veränderungen. Die erste große Anwendung von Lithium war die Verwendung in Hochtemperatur-Lithiumfetten für Flugzeugmotoren und ähnliche Anwendungen im Zweiten Weltkrieg und kurz danach. Diese Verwendung wurde durch die Tatsache unterstützt, dass Seifen auf Lithiumbasis einen höheren Schmelzpunkt als andere Alkaliseifen haben und weniger korrosiv sind als Seifen auf Kalziumbasis. Die geringe Nachfrage nach Lithiumseifen und -schmierfetten wurde durch mehrere kleine Bergbaubetriebe, vor allem in den USA, gedeckt. ⓘ

Die Nachfrage nach Lithium stieg während des Kalten Krieges mit der Herstellung von Kernfusionswaffen dramatisch an. Sowohl Lithium-6 als auch Lithium-7 produzieren Tritium, wenn sie mit Neutronen bestrahlt werden, und eignen sich daher sowohl für die Herstellung von Tritium selbst als auch für eine Form von festem Fusionsbrennstoff, der in Wasserstoffbomben in Form von Lithiumdeuterid verwendet wird. Die USA wurden zwischen Ende der 1950er und Mitte der 1980er Jahre zum Hauptproduzenten von Lithium. Am Ende beliefen sich die Lithiumvorräte auf etwa 42.000 Tonnen Lithiumhydroxid. Das gelagerte Lithium war zu 75 % an Lithium-6 abgereichert, was ausreichte, um das gemessene Atomgewicht von Lithium in vielen standardisierten Chemikalien und sogar das Atomgewicht von Lithium in einigen "natürlichen Quellen" von Lithiumionen zu beeinflussen, die durch Lithiumsalze aus Isotopentrennungsanlagen "kontaminiert" worden waren, die ins Grundwasser gelangt waren. ⓘ

Satellitenbilder des Salar del Hombre Muerto in Argentinien (links) und des Uyuni in Bolivien (rechts), Salzseen, die reich an Lithium sind. Die lithiumreiche Sole wird konzentriert, indem sie in solare Verdunstungsteiche gepumpt wird (im linken Bild sichtbar).

Lithium wird zur Senkung der Schmelztemperatur von Glas und zur Verbesserung des Schmelzverhaltens von Aluminiumoxid im Hall-Héroult-Verfahren verwendet. Diese beiden Anwendungen beherrschten den Markt bis Mitte der 1990er Jahre. Nach dem Ende des atomaren Wettrüstens ging die Nachfrage nach Lithium zurück, und der Verkauf von Lagerbeständen des Energieministeriums auf dem freien Markt ließ die Preise weiter sinken. Mitte der 1990er Jahre begannen mehrere Unternehmen damit, Lithium aus Sole zu isolieren, was sich als kostengünstigere Option erwies als der Abbau unter Tage oder im Tagebau. Die meisten Minen schlossen oder verlagerten ihren Schwerpunkt auf andere Materialien, da nur das Erz aus zonierten Pegmatiten zu einem wettbewerbsfähigen Preis abgebaut werden konnte. So wurden beispielsweise die US-Minen in der Nähe von Kings Mountain, North Carolina, vor Beginn des 21. Jahrhunderts geschlossen. ⓘ

Mit der Entwicklung von Lithium-Ionen-Batterien stieg die Nachfrage nach Lithium und wurde 2007 zum wichtigsten Verwendungszweck. Mit dem sprunghaften Anstieg der Lithiumnachfrage in Batterien in den 2000er Jahren haben neue Unternehmen die Bemühungen zur Isolierung von Sole ausgeweitet, um die steigende Nachfrage zu decken. ⓘ

Es wurde argumentiert, dass Lithium in einer Welt, die auf erneuerbare Energien setzt und von Batterien abhängig ist, eines der wichtigsten Objekte des geopolitischen Wettbewerbs sein wird, aber diese Sichtweise wurde auch kritisiert, weil die Macht der wirtschaftlichen Anreize für eine Ausweitung der Produktion unterschätzt wird. ⓘ

Lithium-Stücke, zum Schutz vor Oxidation in Paraffinöl ⓘ

Mit der ersten kommerziellen Produktion begann 1923 die deutsche Metallgesellschaft in der Hans-Heinrich-Hütte in Langelsheim im Harz, indem eine Schmelze aus Lithium- und Kaliumchlorid (KCl) elektrolysiert wurde. ⓘ

Bis kurz nach dem Zweiten Weltkrieg gab es bis auf die Anwendung als Schmiermittel (Mineralöl, angedickt mit Lithiumstearat) und in der Glasindustrie (Lithiumcarbonat oder Lithiumoxid) kaum Anwendungen für Lithium. Dies änderte sich, als in den Vereinigten Staaten Tritium, das sich aus Lithium gewinnen lässt, für den Bau von Wasserstoffbomben benötigt wurde. Man begann mit einer breit angelegten Förderung, vor allem in Kings Mountain (North Carolina). Durch die auf Grund der kurzen Tritium-Halbwertszeit benötigten großen Lithium-Mengen wurde zwischen 1953 und 1963 ein großer Vorrat von Lithium angehäuft, das erst nach dem Ende des Kalten Krieges ab 1993 auf den Markt gebracht wurde. Neben dem Bergbau wurde nun auch die billigere Gewinnung aus Salzlaugen wichtig. Größere Mengen Lithium werden mittlerweile für Batterien, für die Polymerisation von Elastomeren, in der Bauindustrie und für die organische Synthese von Pharmazeutika und Agrochemikalien eingesetzt. Seit 2007 sind Primärbatterien und Akkumulatoren (Sekundärbatterien) das wichtigste Segment. ⓘ

Vorkommen und Abbau

Vorkommen auf der Erde

Petalit ⓘ

Lithium hat an der Erdkruste einen Anteil von etwa 0,006 %. Es kommt damit etwas seltener als Zink sowie häufiger als Kobalt, Zinn und Blei in der Erdkruste vor. Obwohl Lithium häufiger als beispielsweise Blei ist, ist seine Gewinnung durch die stärkere Verteilung schwierig. Im Trinkwasser und einigen Nahrungsmitteln wie Fleisch, Fisch, Eiern und Milchprodukten ist Lithium enthalten. So enthalten 100 g Fleisch etwa 100 μg Lithium. Verschiedene Pflanzen wie beispielsweise Tabak oder Hahnenfuß nehmen Lithiumverbindungen aus dem Boden auf und reichern sie an. Der durchschnittliche Anteil an der Trockenmasse von Pflanzen liegt zwischen 0,5 ppm und 3 ppm. Meerwasser enthält durchschnittlich 180 µg/L und Flusswasser etwa 3 µg/L. ⓘ

Abbau und Reserven

Mengenmäßig wurden 2015 außerhalb der USA 35.000 Tonnen Lithium gewonnen und überwiegend als Lithiumcarbonat (Li₂CO₃) gehandelt. Im Jahr 2016 war Chile der größte Produzent. Australien verdreifachte seine Produktion zwischen 2016 und 2017 und steigerte sie bis 2018 nochmals um fast 50 %. Derzeit (2018) werden fast zwei Drittel des Lithiumvorrats in Australien im Hartgesteinsbergbau und nur etwa ein Drittel aus Solen gewonnen. Die Reserven in den vorhandenen Minen werden auf rund 17 Millionen Tonnen geschätzt (Stand: Januar 2020). Das Weltvorkommen aus kontinentalen Solen, geothermischen Solen, aus dem Hectorit-Mineral, Ölfeld-Solen und aus dem magmatischen Gestein Pegmatit ist auf 80 Millionen Tonnen geschätzt worden. ⓘ

Weltweite Produktion [Tonnen]	2014	2015	2016	2017	2018	2019	2020	2021 (geschätzt)	Reserven	Ressourcen ⓘ
Bolivien	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	9.000.000	21.000.000
Chile	11.500	10.500	14.300	14.200	17.000	19.300	21.500	26.000	9.200.000	9.800.000
Volksrepublik China	2.300	2.000	2.300	6.800	7.100	10.800	13.300	14.000	1.500.000	5.100.000
Australien	13.300	14.100	14.000	40.000	58.800	45.000	40.000	55.000	5.700.000	7.300.000
Argentinien	3.200	3.600	5.800	5.700	6.400	6.300	5.900	6.200	2.200.000	19.000.000
Portugal	300	200	400	800	800	900	348	900	60.000	250.000
Brasilien	160	200	200	200	300	2.400	1.420	1.500	95.000	400.000
Vereinigte Staaten	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	750.000	6.800.000
Simbabwe	900	900	1.000	800	1.600	1.200	417	1.200	220.000	540.000
Kanada	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	2.400	200	n. v.	n. v.	530.000	2.900.000
Demokratische Republik Kongo	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	3.000.000
Russland	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	1.000.000
Serbien	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	1.000.000
Mexiko	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	1.700.000
Österreich	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	50.000
Deutschland	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	n. v.	2.700.000
Welt	31.700	31.500	38.000	69.000	95.000	86.000	82.500	100.000	22.000.000	80.000.000

Ressource = (geschätztes) Gesamtvorkommen des Rohstoffs ⓘ

Reserve = der Teil der Ressource, der in einem überschaubaren Zeithorizont unter ökonomischen Bedingungen abgebaut werden kann ⓘ

Primäre Lagerstätten

Lithium kommt in einigen Mineralien in Lithium-Pegmatiten vor. Die wichtigsten Minerale sind dabei Amblygonit (LiAl[PO₄]F), Lepidolith (K(Li,Al)₃[(Al,Si)₄O₁₀](F,OH)₂), Petalit (Kastor; LiAl[Si₄O₁₀]) und Spodumen (Triphan; LiAl[Si₂O₆]). Diese Minerale haben einen Lithiumgehalt von bis zu 9 % (bei Amblygonit). Andere, seltenere Lithiumerze sind Kryolithionit (Li₃Na₃[AlF₆]₂), das den größten Lithiumgehalt aller Mineralien aufweist, Triphylin (Li(Fe^II,Mn^II)[PO₄]) und Zinnwaldit (K(Li,Fe,Al)₃[(Al,Si)₄O₁₀](F,OH)₂). Lithiummineralien kommen in vielen Silikat-Gesteinen vor, aber meist nur in geringen Konzentrationen. Es gibt keine großen Lagerstätten. Da die Gewinnung von Lithium aus diesen Mineralien mit großem Aufwand verbunden ist, spielen sie heutzutage bei der Gewinnung von Lithium oder Lithiumverbindungen eine untergeordnete Rolle, dies könnte sich jedoch aufgrund der erwartet hohen Nachfrage ändern. Abbauorte sind vor allem die Greenbushes- und Mt.-Cattlin-Minen in Western Australia, in deren Pegmatit-Gesteinen eine hohe Lithiumkonzentration vorliegt und in denen Lithium als Nebenprodukt der Tantalgewinnung anfällt. Auch in einigen anderen Ländern wie Kanada und Russland, bis 1998 auch in Bassemer City, North Carolina, wird Spodumen zur Lithiumgewinnung abgebaut. ⓘ

Europa besitzt Li-reiche Pegmatitfelder auf der Kärntner Weinebene im Bezirk Wolfsberg, in der finnischen Region Österbotten, im Erzgebirge sowie zwischen Spanien (Almendra) und Portugal (Distrikt Guarda, Boticas). ⓘ

Während die erste kommerzielle Produktion von Lithiumverbindungen an sich bereits 1923 im Harz begann, könnte die Förderung in den nun neu erschlossenen bedeutenden Lagerstätten in Österreich und Finnland ab 2021 beginnen.^[veraltet] Sie werden durch Global Strategic Metals bzw. Keliber betrieben. In Österreich an der Koralpe im Lavanttal haben Probestollen ein viel größeres Vorkommen von lithiumhaltigem Grundgestein ergeben, das auf 22 Millionen Tonnen geschätzt wird. Damit ist es eines der ersten groß angelegten Lithium-Abbauprojekte Europas und könnte 20 Jahre lang betrieben werden. Das Vorkommen bei Zinnwald im Erzgebirge wird durch die Deutsche Lithium exploriert. ⓘ

Sekundäre Lagerstätten

Lithiumsalze, insbesondere Lithiumchlorid, kommen verbreitet auch in Salzlaugen, meist Salzseen, vor. Die Konzentration kann bis zu einem Prozent betragen. Neben der Konzentration des Lithiums ist für die Qualität der Salzlauge das Mengenverhältnis von Magnesium zu Lithium wichtig. Derzeit wird Lithium vor allem in Chile (Salar de Atacama, die mit 0,16 % mit den höchsten bekannten Lithiumkonzentration aufweist), Argentinien (Salar de Hombre Muerto), den Vereinigten Staaten von Amerika (Silver Peak, Nevada) und der Volksrepublik China (Chabyêr Caka, Tibet; Taijinaier-See, Qinghai) gewonnen. Im bolivianischen Salzsee Salar de Uyuni mit geschätzt 5,4 Millionen Tonnen Lithium lagern möglicherweise die größten Ressourcen. Das Staatsunternehmen Yacimientos de Litio Bolivianos investiert seit 2018 mit deutschen und chinesischen Partnern verstärkt in seine Industrialisierung, einschließlich der benachbarten Salar de Coipasa und Laguna Pastos Grandes. Es gibt weitere lithiumhaltige Salzseen, die (Stand April 2019) noch nicht zum industriellen Abbau genutzt werden, beispielsweise in China, Argentinien und Afghanistan. 2016 wurde bekannt, dass im Paradox-Becken im US-Bundesstaat Utah schon in den 1960er Jahren bei Ölexplorationsbohrungen hochsalinares Tiefengrundwasser (Sole) angetroffen wurde, aus dem sich, nach damaligen Analysen, bis zu 1700 mg/L reines Lithium gewinnen ließe. ⓘ

Als Kuppelprodukte bei der Lithiumgewinnung werden häufig Kaliumcarbonat (Pottasche), Borax, Caesium und Rubidium gewonnen. ⓘ

Aufgrund der erwarteten starken Nachfrage nach Lithium für Batterien von Elektrofahrzeugen prüften 2010 einige Unternehmen den Abbau von lithiumhaltigen Mineralien und Salzlaugen in verschiedenen Regionen der Welt inklusive Europa. Erforscht wird auch die Lithiumgewinnung aus Meerwasser. In den Weltmeeren sind ca. 230 Mrd. Tonnen Lithium gelöst. 2018 stellten Forscher eine Extraktionsmethode vor, bei der Lithium über solarbetriebene Elektrolyse aus Meerwasser gewonnen werden kann. Als einen Vorteil gegenüber herkömmlicher Gewinnung nannten sie, dass bei dem Prozess direkt metallisches Lithium anfällt und deshalb auf die (komplexe und energieaufwändige) Weiterverarbeitung verzichtet werden kann, wie sie bei der traditionellen Lithiumgewinnung aus Erzen notwendig ist. ⓘ

Beim Leibniz-Institut für Neue Materialien startete im November 2020 das auf zwei Jahre angesetzte Forschungsprojekt MERLIN (mining water lithium extraction), mit dem die Gewinnung von Lithium aus Grubenwasser getestet werden soll. ⓘ

Streudiagramme von Lithiumgehalt und -tonnage für ausgewählte weltweite Lagerstätten, Stand 2017 ⓘ

Die weltweit identifizierten Reserven in den Jahren 2020 und 2021 wurden vom US Geological Survey (USGS) auf 17 Millionen bzw. 21 Millionen Tonnen geschätzt. Eine genaue Schätzung der weltweiten Lithiumreserven ist schwierig. Ein Grund dafür ist, dass die meisten Lithium-Klassifizierungsschemata für feste Erzlagerstätten entwickelt wurden, während Sole eine Flüssigkeit ist, deren Behandlung mit demselben Klassifizierungsschema aufgrund der unterschiedlichen Konzentrationen und Pumpeffekte problematisch ist. ⓘ

Nach einem Anstieg des Lithiumpreises im Jahr 2015 und der Sorge, dass die Lithiumressourcen für die wachsende Batterieindustrie nicht ausreichen, prognostizierte eine von Fachleuten überprüfte Analyse der USGS-Daten im Jahr 2017, dass es keine Knappheit an Lithium geben wird und die aktuellen Schätzungen der Reserven mit der Nachfrage steigen werden. Die von der USGS identifizierten weltweiten Lithiumressourcen begannen 2017 aufgrund der anhaltenden Exploration zu steigen. In den Jahren 2016, 2017, 2018, 2019 und 2020 betrugen die identifizierten Ressourcen 41, 47, 54, 62 bzw. 80 Millionen Tonnen. ⓘ

Im Jahr 2013 wurden die weltweiten Lithiumreserven auf etwa 15 Millionen Tonnen geschätzt, während 65 Millionen Tonnen an bekannten Ressourcen angemessen waren. Insgesamt 75 % von allem könnten in den zehn größten Lagerstätten der Welt zu finden sein. In einer anderen Studie wurde festgestellt, dass sich 83 % der geologischen Ressourcen an Lithium in sechs Sole-, zwei Pegmatit- und zwei Sedimentlagerstätten befinden. ⓘ

In den USA wird Lithium aus Solebecken in Nevada gewonnen. Eine 2013 entdeckte Lagerstätte im Rock Springs Uplift in Wyoming enthält schätzungsweise 228.000 Tonnen. Weitere Vorkommen in derselben Formation wurden auf bis zu 18 Millionen Tonnen geschätzt. Auch in Nevada beherbergt die McDermitt Caldera lithiumhaltige vulkanische Schlämme, die zu den größten bekannten Lithiumvorkommen in den Vereinigten Staaten gehören. ⓘ

Astronomisch

Obwohl es im Urknall synthetisiert wurde, kommt Lithium (zusammen mit Beryllium und Bor) im Universum deutlich seltener vor als andere Elemente. Dies ist auf die vergleichsweise niedrigen Sterntemperaturen zurückzuführen, die notwendig sind, um Lithium zu zerstören, sowie auf das Fehlen von Prozessen, die es erzeugen könnten. ⓘ

Nach der modernen kosmologischen Theorie war Lithium - in beiden stabilen Isotopen (Lithium-6 und Lithium-7) - eines der drei Elemente, die im Urknall synthetisiert wurden. Obwohl die bei der Nukleosynthese des Urknalls erzeugte Lithiummenge von der Anzahl der Photonen pro Baryon abhängt, kann die Lithiumhäufigkeit für akzeptierte Werte berechnet werden, und es gibt eine "kosmologische Lithiumdiskrepanz" im Universum: ältere Sterne scheinen weniger Lithium zu haben als sie sollten, und einige jüngere Sterne haben viel mehr. Der Mangel an Lithium in älteren Sternen wird offenbar durch die "Vermischung" von Lithium im Inneren der Sterne verursacht, wo es zerstört wird, während Lithium in jüngeren Sternen produziert wird. Obwohl es sich bei Temperaturen über 2,4 Millionen Grad Celsius durch die Kollision mit einem Proton in zwei Heliumatome umwandelt (die meisten Sterne erreichen diese Temperatur in ihrem Inneren problemlos), ist Lithium in Sternen der neueren Generation häufiger vorhanden, als es die Berechnungen vorhersagen würden. ⓘ

Nova Centauri 2013 ist der erste Stern, in dem Lithium nachgewiesen werden konnte. ⓘ

Lithium findet sich auch in substellaren Objekten der Braunen Zwerge und in bestimmten anomalen orangen Sternen. Da Lithium in kühleren, weniger massereichen Braunen Zwergen vorhanden ist, in heißeren Roten Zwergen aber zerstört wird, kann sein Vorhandensein in den Spektren der Sterne im "Lithium-Test" zur Unterscheidung der beiden verwendet werden, da beide kleiner als die Sonne sind. Bestimmte orangefarbene Sterne können auch eine hohe Konzentration von Lithium enthalten. Die orangefarbenen Sterne, bei denen eine überdurchschnittlich hohe Lithiumkonzentration festgestellt wurde (z. B. Centaurus X-4), umkreisen massereiche Objekte - Neutronensterne oder Schwarze Löcher -, deren Schwerkraft offenbar schwereres Lithium an die Oberfläche eines Wasserstoff-Helium-Sterns zieht, so dass mehr Lithium beobachtet werden kann. ⓘ

Am 27. Mai 2020 berichteten Astronomen, dass klassische Nova-Explosionen galaktische Produzenten von Lithium-7 sind. ⓘ

Produktionsprozess

Lithium wird In Australien vorwiegend aus Gesteinen im offenen Tagebau, in Südamerika häufig aus Salzwasser (Grundwasser, Salzseen) durch Verdunstung gewonnen. Seltener ist die Gewinnung aus Thermal- oder Grubenwasser in Europa. ⓘ

Aus Salzwasser

Zur Lithiumgewinnung wird salzhaltiges Grundwasser an die Oberfläche gepumpt und über eine Kette von Verdunstungsteichen geleitet, in denen über mehrere Monate die Verdunstung an der Sonne stattfindet. Hat das Lithiumchlorid in den Teichen die nötige Konzentration erreicht, wird die Lösung in eine Aufbereitungsanlage gepumpt, wo unerwünschtes Bor oder Magnesium extrahiert und ausgefiltert werden. Dann wird sie mit Natriumcarbonat behandelt. Das dabei ausgefällte Lithiumcarbonat wird gefiltert und getrocknet. Überschüssige Rest-Sole wird in den Salzsee zurückgepumpt. In trockenen Gegenden wie Chile wird durch die Grundwasserverwendung das Austrocknen der Landschaft gefördert. ⓘ

Aus Thermalwasser

In Mitteleuropa wird das Lithium aus kilometertiefem, heißen Thermalwasser gewonnen. An der Geothermie-Forschungsbohrung Groß Schönebeck wurde in vier Kilometern Tiefe eine Konzentration von Litiumionen von 200 bis 230 mg/l nachgewiesen. Die Temperatur von 150 °C ist dabei ebenso entscheidend, da das Lithium zu einem Nebenprodukt der Geothermie wird. ⓘ

Das Verfahren besteht aus drei Schritten: Anlagern, Ablösen und Raffinieren. Im ersten Schritt wird das Thermalwasser in einen Behälter mit einem Adsorptionsmaterial gefüllt, das die freien Lithiumionen einfängt. Nach der Anlagerung wird das Thermalwasser abgepumpt und dem Geothermiekreislauf wieder zugeführt. Im zweiten Schritt wird der Behälter mit einem sauren Lösungsmittel wie etwa Essigsäure befüllt, das die Lithiumionen aus dem Adsorptionsmaterial herauswäscht. Die mit Lithium angereicherte Lösung wird sodann abgepumpt und im dritten Schritt zum zu Lithiumchlorid veredelt. ⓘ

Eine Pilotanlage ist am Geothermiekraftwerk Insheim in Rheinland-Pfalz in Betrieb. Das Unternehmen Vulcan Energie fördert dort Lithiumchlorid aus 2.000 bis 5.000 Metern Tiefe und wandelt es in einer Elektrolyse-Anlage zu Lithiumhydroxid. Je nach anderen gelösten Ionen wie Kochsalz oder Eisen können bis zu 95 Prozent des gelösten Lithiums gewonnen werden. Im Jahr 2021 konnten jedoch nur einige Kilogramm Lithiumhydroxid pro Monat gewonnen werden. ⓘ

Darstellung

Aus lithiumhaltigen Salzlösungen wird durch Verdunsten des Wassers und Zugabe von Natriumcarbonat (Soda) Lithiumcarbonat ausgefällt. Dazu wird die Salzlake zunächst so lange an der Luft eingeengt, bis die Lithiumkonzentration 0,5 % überschreitet. Durch Zugabe von Natriumcarbonat fällt daraus das schwerlösliche Lithiumcarbonat aus:

$\mathrm {2\ LiCl\ +Na_{2}CO_{3}\ \longrightarrow \ Li_{2}CO_{3}\downarrow +\ 2\ NaCl}$. ⓘ

Zur Gewinnung von metallischem Lithium wird das Lithiumcarbonat zunächst mit Salzsäure umgesetzt. Dabei entstehen Kohlenstoffdioxid, das als Gas entweicht, und gelöstes Lithiumchlorid. Diese Lösung wird im Vakuumverdampfer eingeengt, bis das Chlorid auskristallisiert:

$\mathrm {Li_{2}CO_{3}+\ 2\ H_{3}O^{+}+\ 2\ Cl^{-}\longrightarrow \ 2\ Li^{+}+\ 2\ Cl^{-}+CO_{2}\uparrow +\ 3\ H_{2}O}$ ⓘ

Die Apparate und Anlagen für die Lithiumchlorid-Gewinnung müssen aus Spezialstählen oder Nickellegierung sein, da die Salzlauge sehr korrosiv wirkt. Metallisches Lithium wird durch Schmelzflusselektrolyse eines bei 450–500 °C schmelzenden eutektischen Gemisches aus 52 Massenprozent Lithiumchlorid und 48 Massenprozent Kaliumchlorid hergestellt:

$\mathrm {Li^{+}+\mathrm {e} ^{-}\ {\xrightarrow[{Elektrolyse}]{(450-500)\,^{\circ }C}}\ Li}$ ⓘ

Das Kalium wird bei der Elektrolyse nicht abgeschieden, weil es in der Chlorid-Schmelze ein niedrigeres Elektrodenpotential hat. Spuren von Natrium werden jedoch mit abgeschieden und machen das Lithium besonders reaktiv (vorteilhaft in der organischen Chemie, schlecht für Li-Batterien). Das flüssige Lithium sammelt sich an der Elektrolytoberfläche und kann so relativ einfach aus der Elektrolysezelle ausgeschleust werden. Es ist ebenfalls möglich, Lithium per Elektrolyse von Lithiumchlorid in Pyridin zu gewinnen. Diese Methode eignet sich besonders gut im Labormaßstab. ⓘ

Wirtschaftliche Bedeutung und Rohstoffhandel

Nach seiner Gewinnung gelangt Lithium als Rohstoff über den Handel zu den weiterverarbeitenden Industrien. Im Rohstoffhandel, speziell an den Börsen für Metalle, wird kein reines Lithium gehandelt, das chemisch zu instabil wäre. Gehandelt werden stattdessen stabile Lithiumverbindungen, i. d. R. mit Lithiumsalzen bzw. Lithium-basierenden Kristallhaufwerken, überwiegend Lithiumkarbonat oder Lithiumhydroxidmonohydrat. Diese Stoffe werden u. a. an der London Metal Exchange gehandelt. 2020 wurden für Lithiumkarbonat (Minimalgehalt 99,5%) ein Preis von 8,75 USD / kg verzeichnet, für Lithiumhydroxidmonohydrat (Minimalgehalt 56,5%) 10,25 USD / kg. ⓘ

Neben der Quotierung des Lithiums als Rohstoff existieren seit 2010 Lithium-Indexfonds (ETFs), die börslich handelbar sind. Mit diesen ETFs wird der Börsenwert von Unternehmen abgebildet, die an der Lithium-Wertschöpfungskette beteiligt sind. Seit 2010 gibt es einen Aktien-Performance-Index von Solactive, der die Marktkapitalisierung der größten börsennotierten Unternehmen nachzeichnet, die an Erkundung und Bergbau von Lithium sowie der Produktion von Lithium-Batterien beteiligt sind. Zu den zehn größten Werten in diesem Index zählen (nach Größe absteigend, Stand April 2020): Albemarle, SQM, Tesla, BYD, Samsung, Simplo Technology, LG Chem, Panasonic, GS Yuasa und Enersys. Die wenigen Lithium-ETFs bilden überwiegend diesen Index ab. ⓘ

Eigenschaften

Atomare Struktur von Lithium-7 ⓘ

Physikalische Eigenschaften

Kristallstruktur von Lithium, a = 351 pm ⓘ

Lithium ist ein silberweißes, weiches Leichtmetall. Es ist bei Raumtemperatur das leichteste aller festen Elemente (Dichte 0,534 g/cm³). Nur fester Wasserstoff bei −260 °C ist mit einer Dichte von 0,0763 g/cm³ noch leichter. ⓘ

Lithium kristallisiert – wie die anderen Alkalimetalle – in einer kubisch-raumzentrierten Kugelpackung in der Raumgruppe Im3m (Raumgruppen-Nr. 229) mit dem Gitterparameter a = 351 pm und zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle. Bei tiefen Temperaturen von 78 K ändert sich die Kristallstruktur durch Spontanumwandlung in eine hexagonale Struktur des Magnesium-Typs mit den Gitterparametern a = 311 pm und c = 509 pm oder nach Verformung in eine kubische Struktur des Kupfer-Typs (kubisch flächenzentriert) mit dem Gitterparameter a = 438 pm um. Die genauen Ursachen, welche Struktur gebildet wird, sind unbekannt. ⓘ

Lithium hat unter den Alkalimetallen den höchsten Schmelz- und Siedepunkt sowie die größte spezifische Wärmekapazität. Lithium besitzt zwar die größte Härte aller Alkalimetalle, lässt sich bei einer Mohs-Härte von 0,6 dennoch mit dem Messer schneiden. Als typisches Metall ist es ein guter Strom- (Leitfähigkeit: etwa 18 % von Kupfer) und Wärmeleiter. ⓘ

Lithium weist weitgehende Ähnlichkeit zu Magnesium auf, was sich auch in der Tatsache des Auftretens von heterotypen Mischkristallen aus Lithium und Magnesium, der sogenannten Isodimorphie zeigt. Obwohl Magnesium in der hexagonal dichtesten, Lithium dagegen in der kubisch raumzentrierten Kugelpackung kristallisiert, sind beide Metalle weitgehend heterotyp mischbar. Dies erfolgt aber nur in einem beschränkten Konzentrationsbereich, wobei die im Überschuss vorhandene Komponente der anderen ihr Kristallgitter „aufzwingt“. ⓘ

Das Lithium-Ion weist mit −520 kJ/mol die höchste Hydratationsenthalpie aller Alkalimetallionen auf. Dadurch ist es in Wasser vollständig hydratisiert und zieht die Wassermoleküle stark an. Das Lithiumion bildet zwei Hydrathüllen, eine innere mit vier Wassermolekülen, die sehr stark über ihre Sauerstoffatome an das Lithiumion gebunden sind, und eine äußere Hülle, in der über Wasserstoffbrücken weitere Wassermoleküle mit dem Li[H₂O]₄⁺-Ion verbunden sind. Dadurch ist der Ionenradius des hydratisierten Ions sehr groß, sogar größer als diejenigen der schweren Alkalimetalle Rubidium und Caesium, die in wässriger Lösung keine derart stark gebundenen Hydrathüllen aufweisen. ⓘ

Lewisformel von Dilithium ⓘ

Als Gas kommt Lithium nicht nur in einzelnen Atomen, sondern auch molekular als Dilithium Li₂ vor. Das einbindige Lithium erreicht dadurch ein volles s-Atomorbital und somit eine energetisch günstige Situation. Dilithium hat eine Bindungslänge von 267,3 pm und eine Bindungsenergie von 101 kJ/mol. Im gasförmigen Zustand liegt etwa 1 % (nach Masse) des Lithiums als Dilithium vor. ⓘ

Chemische Eigenschaften

An der Luft infolge Nitridbildung angelaufenes Lithiummetall ⓘ

Lithium ist – wie alle Alkalimetalle – sehr reaktiv und reagiert bereitwillig mit sehr vielen Elementen und Verbindungen (wie Wasser) unter Wärmeabgabe. Unter den Alkalimetallen ist es allerdings das reaktionsträgste. Eine Besonderheit, die Lithium von den anderen Alkalimetallen unterscheidet, ist seine Reaktion mit molekularem Stickstoff zu Lithiumnitrid, die bereits bei Raumtemperatur langsam stattfindet:

$\mathrm {6\ Li\ +N_{2}\ {\xrightarrow {20\,^{\circ }C}}\ 2\ Li_{3}N}$. ⓘ

Dies wird durch die hohe Ladungsdichte des Li⁺-Ions und damit durch eine hohe Gitterenergie des Lithiumnitrids ermöglicht. Lithium hat mit −3,04 V das niedrigste Normalpotential im Periodensystem und ist somit das unedelste aller Elemente. ⓘ

Wie alle Alkalimetalle wird Lithium unter Petroleum oder Paraffinöl aufbewahrt, da es sonst mit dem in der Luft enthaltenen Sauerstoff und Stickstoff reagiert. ⓘ

Da die Ionenradien von Li⁺- und Mg²⁺-Ionen vergleichbar groß sind, gibt es auch Ähnlichkeiten in den Eigenschaften von Lithium beziehungsweise Lithiumverbindungen und Magnesium oder Magnesiumverbindungen. Diese Ähnlichkeit in den Eigenschaften zweier Elemente aus benachbarten Gruppen des Periodensystems ist als Schrägbeziehung im Periodensystem bekannt. So bildet Lithium, im Gegensatz zu Natrium, viele metallorganische Verbindungen (Organolithium-Verbindungen), wie Butyllithium oder Methyllithium. Ähnliche Beziehungen bestehen auch zwischen Beryllium und Aluminium sowie zwischen Bor und Silicium. ⓘ

Isotope

Das natürlich vorkommende Lithium besteht aus zwei stabilen Isotopen, ⁶Li und ⁷Li, wobei das letztere das häufigere ist (92,5 % natürliche Häufigkeit). Beide natürlichen Isotope haben eine anomal niedrige Kernbindungsenergie pro Nukleon (im Vergleich zu den benachbarten Elementen im Periodensystem, Helium und Beryllium); Lithium ist das einzige Element mit niedriger Kernzahl, das durch Kernspaltung Nettoenergie erzeugen kann. Die beiden Lithiumkerne haben niedrigere Bindungsenergien pro Nukleon als alle anderen stabilen Nuklide mit Ausnahme von Deuterium und Helium-3. Aus diesem Grund ist Lithium, obwohl es ein sehr geringes Atomgewicht hat, im Sonnensystem seltener als 25 der ersten 32 chemischen Elemente. Es wurden sieben Radioisotope charakterisiert, von denen ⁸Li mit einer Halbwertszeit von 838 ms und ⁹Li mit einer Halbwertszeit von 178 ms die stabilsten sind. Alle übrigen radioaktiven Isotope haben Halbwertszeiten, die kürzer als 8,6 ms sind. Das kurzlebigste Isotop von Lithium ist ⁴Li, das durch Protonenemission zerfällt und eine Halbwertszeit von 7,6 × 10-23 s hat. Das Isotop ⁶Li ist eines von nur fünf stabilen Nukliden, die sowohl eine ungerade Anzahl von Protonen als auch eine ungerade Anzahl von Neutronen haben; die anderen vier stabilen ungeraden Nuklide sind Wasserstoff-2, Bor-10, Stickstoff-14 und Tantal-180m. ⓘ

⁷Li ist eines der Urelemente (oder besser gesagt Urnuklide), die bei der Nukleosynthese des Urknalls entstanden sind. Eine kleine Menge sowohl von ⁶Li als auch von ⁷Li wird in Sternen während der stellaren Nukleosynthese erzeugt, aber es wird so schnell weiter "verbrannt", wie es erzeugt wurde. ⁷Li kann auch in Kohlenstoffsternen erzeugt werden. Weitere geringe Mengen von ⁶Li und ⁷Li können durch den Sonnenwind, durch kosmische Strahlung, die auf schwerere Atome trifft, und durch den radioaktiven Zerfall von ⁷Be und ¹⁰Be im frühen Sonnensystem erzeugt werden. ⓘ

Lithium-Isotope fraktionieren sich bei einer Vielzahl natürlicher Prozesse, darunter die Bildung von Mineralien (chemische Ausfällung), der Stoffwechsel und der Ionenaustausch. Lithiumionen ersetzen Magnesium und Eisen in oktaedrischen Plätzen in Tonmineralen, wo ⁶Li gegenüber ⁷Li bevorzugt wird, was zu einer Anreicherung des leichten Isotops in Prozessen der Hyperfiltration und Gesteinsveränderung führt. Das exotische ¹¹Li ist dafür bekannt, dass es einen Neutronenhalo aufweist, bei dem 2 Neutronen um seinen Kern aus 3 Protonen und 6 Neutronen kreisen. Das als Laserisotopentrennung bekannte Verfahren kann zur Trennung von Lithiumisotopen verwendet werden, insbesondere von ⁷Li und ⁶Li. ⓘ

Die Herstellung von Kernwaffen und andere kernphysikalische Anwendungen sind eine wichtige Quelle für die künstliche Lithiumfraktionierung, wobei das leichte Isotop ⁶Li von der Industrie und den militärischen Lagerbeständen in einem solchen Ausmaß zurückgehalten wird, dass es zu einer leichten, aber messbaren Veränderung des Verhältnisses von ⁶Li zu ⁷Li in natürlichen Quellen wie Flüssen geführt hat. Dies hat zu einer ungewöhnlichen Unsicherheit beim standardisierten Atomgewicht von Lithium geführt, da diese Größe von den natürlichen Häufigkeitsverhältnissen dieser natürlich vorkommenden stabilen Lithiumisotope abhängt, wie sie in kommerziellen Lithiummineralquellen vorhanden sind. ⓘ

Beide stabilen Lithiumisotope können mit Laser gekühlt werden und wurden zur Herstellung des ersten quantenentarteten Bose-Fermi-Gemischs verwendet. ⓘ

Reaktionen der Lithium- und Wasserstoffisotope in der Castle-Bravo Bombe. Geplante (expected) und tatsächliche (got) Reaktion von ⁷Li ⓘ

⁶Li spielt eine wichtige Rolle in der Technologie der Kernfusion. Es dient sowohl im Kernfusionsreaktor als auch in der Wasserstoffbombe als Ausgangsmaterial für die Erzeugung von Tritium, das für die energieliefernde Fusion mit Deuterium benötigt wird. Tritium entsteht im Blanket des Fusionsreaktors oder in der Wasserstoffbombe neben Helium durch Beschuss von ⁶Li mit Neutronen, die bei der Fusion anfallen, nach der Kernreaktion

$\mathrm {\,_{3}^{6}Li+n\rightarrow \,_{2}^{4}He+\,_{1}^{3}T+4{,}78\ MeV}$.

Die ebenfalls mögliche Reaktion

$\mathrm {\,_{3}^{7}Li+n\rightarrow \,_{2}^{4}He+\,_{1}^{3}T+n-2{,}74\ MeV}$

ist weniger geeignet (siehe Blanket). Die Trennung kann beispielsweise über einen Isotopenaustausch von Lithiumamalgam und einer gelösten Lithiumverbindung (wie Lithiumchlorid in Ethanol) erfolgen (sog. COLEX-Prozess). Dabei werden Ausbeuten von etwa 50 % erreicht. ⓘ

Ist in einer Dreistufenbombe neben ⁶Li auch ⁷Li vorhanden (wie es beispielsweise bei Castle Bravo der Fall war), reagiert dieses mit einigen der bei der Fusion erzeugten schnellen Neutronen. Dadurch entstehen wieder Neutronen, außerdem Helium und zusätzliches Tritium. Dies führt, obwohl die ⁷Li-Neutron-Reaktion zunächst Energie verbraucht, im Endergebnis zu erhöhter Energiefreisetzung durch zusätzliche Fusionen und mehr Kernspaltungen im Bombenmantel aus Uran. Die Sprengkraft ist deshalb höher, als wenn nur der ⁶Li-Anteil der Isotopenmischung in der Bombe umgewandelt worden wäre. Da vor dem Castle-Bravo-Test angenommen wurde, das ⁷Li würde nicht mit den Neutronen reagieren, war die Bombe etwa 2,5-mal so stark wie erwartet. ⓘ

Das Lithiumisotop ⁷Li entsteht in geringen Mengen in Kernkraftwerken durch eine Kernreaktion des (als Neutronenabsorber verwendeten) Borisotops ¹⁰B mit Neutronen.

$\mathrm {\,_{\ 5}^{10}B+n\rightarrow \,_{3}^{7}Li+\,_{2}^{4}He+\gamma }$ ⓘ

Die Isotope ⁶Li, ⁷Li werden beide in Experimenten mit kalten Quantengasen verwendet. So wurde das erste Bose-Einstein-Kondensat mit dem (Boson) Isotop ⁷Li erzeugt. ⁶Li dagegen ist ein Fermion, und im Jahr 2003 ist es gelungen, Moleküle dieses Isotops in ein Suprafluid zu verwandeln. ⓘ

Verwendung

Verwendung von Lithium (Nachfrage 2015)

Lithiumbatterie und Lithium-Ionen-Akkumulator.

Die heute wichtigste und am schnellsten wachsende Anwendung für Lithium ist die Verwendung in Lithium-Ionen-Akkumulatoren (oft auch als wiederaufladbare Batterien bezeichnet), die z. B. in Smartphones, Laptops, Akkuwerkzeugen oder elektrisch betriebenen Fahrzeugen, wie Hybridautos, Elektroautos oder E-Bikes verwendet werden (siehe Diagramm rechts). Der größte Teil der produzierten Lithiumsalze wird nicht zum Metall reduziert, sondern entweder direkt als Lithiumcarbonat, Lithiumhydroxid, Lithiumchlorid, Lithiumbromid eingesetzt oder zu anderen Verbindungen umgesetzt. Das Metall wird nur in einigen Anwendungen benötigt. Die wichtigsten Verwendungszwecke von Lithiumverbindungen findet man im Abschnitt „Verbindungen“. ⓘ

Metall

Ein Teil des produzierten Lithiummetalls wird für die Gewinnung von Lithiumverbindungen verwendet, die nicht direkt aus Lithiumcarbonat hergestellt werden können. Dies sind in erster Linie organische Lithiumverbindungen wie Butyllithium, Lithium-Wasserstoff-Verbindungen wie Lithiumhydrid (LiH) oder Lithiumaluminiumhydrid sowie Lithiumamid. ⓘ

Lithium wird wegen seiner Fähigkeit, direkt mit Stickstoff zu reagieren, zu dessen Entfernung aus Gasen verwendet. ⓘ

Metallisches Lithium ist ein sehr starkes Reduktionsmittel; es reduziert viele Stoffe, die mit anderen Reduktionsmitteln nicht reagieren. Es wird bei der partiellen Hydrierung von Aromaten (Birch-Reduktion) eingesetzt. In der Metallurgie wird es zur Entschwefelung, Desoxidation und Entkohlung von Metallschmelzen eingesetzt. ⓘ

Da Lithium ein sehr niedriges Normalpotential besitzt, kann es in Batterien als Anode verwendet werden. Diese Lithium-Batterien haben eine hohe Energiedichte und können eine besonders hohe Spannung erzeugen. Nicht zu verwechseln sind die nicht wiederaufladbaren Lithium-Batterien mit den wiederaufladbaren Lithium-Ionen-Akkumulatoren, bei denen Lithiummetalloxide wie Lithiumcobaltoxid als Kathode und Graphit oder andere Lithiumionen einlagernde Verbindungen als Anode geschaltet sind. ⓘ

Kernfusion

Das für den Betrieb von Kernfusionsreaktoren nötige Tritium soll im Blanket des Reaktors aus Lithium-6 erbrütet werden. ⓘ

Legierungsbestandteil

Lithium wird mit einigen Metallen legiert, um deren Eigenschaften zu verbessern. Oft reichen dafür schon geringe Mengen Lithium aus. Es verbessert als Beimischung bei vielen Stoffen die Zugfestigkeit, Härte und Elastizität. Ein Beispiel für eine Lithiumlegierung ist Bahnmetall, eine Bleilegierung mit circa 0,04 % Lithium, die als Lagermaterial in Eisenbahnen verwendet wird. Auch bei Magnesium-Lithium-Legierungen und Aluminium-Lithium-Legierungen werden die mechanischen Eigenschaften durch Zusatz von Lithium verbessert. Gleichzeitig sind Lithiumlegierungen sehr leicht und werden deshalb viel in der Luft- und Raumfahrttechnik verwendet. ⓘ

Forschung (Atomphysik)

In der Atomphysik wird Lithium gerne verwendet, da es mit ⁶Li als einziges Alkalimetall ein stabiles fermionisches Isotop besitzt, weshalb es sich zur Erforschung der Effekte in ultrakalten fermionischen Quantengasen eignet (siehe BCS-Theorie). Gleichzeitig weist es eine sehr breite Feshbach-Resonanz auf, die es ermöglicht, die Streulänge zwischen den Atomen nach Belieben einzustellen, wobei die Magnetfelder aufgrund der Breite der Resonanz nicht besonders präzise gehalten werden müssen. ⓘ

Medizin

Bereits 1859 wurde Lithium in der westlichen Medizin als Mittel gegen Gicht erstmals eingesetzt. Es erwies sich jedoch als unwirksam. Erst 1949 beschrieb der australische Psychiater John Cade (1912–1980) ein mögliches Anwendungsgebiet für Lithiumsalze. Er hatte Meerschweinchen verschiedene chemische Verbindungen, darunter auch Lithiumsalze, injiziert, woraufhin diese weniger stark auf äußerliche Reize reagierten, ruhiger, aber nicht schläfrig wurden. Im Nachhinein stellte sich heraus, dass der bei den Versuchstieren beobachtete Effekt auf eine Intoxikation zurückzuführen war. Nach einem Selbstversuch von Cade wurde 1952–1954 die Verwendung von Lithiumcarbonat als Medikament zur Behandlung manisch-depressiver Patienten in einer Doppelblindstudie am Psychiatrischen Krankenhaus in Risskov (Dänemark) untersucht. Damit war der Grundstein für die Lithiumtherapie gelegt. ⓘ

Bei dieser wird Lithium in Form von Salzen, wie dem Lithiumcarbonat, gegen bipolare Affektstörungen, Manie und Depression aber auch außerhalb der Psychiatrie bei der Behandlung von Cluster-Kopfschmerz oder Infektionen mit Herpes simplex eingesetzt. Dabei ist die geringe therapeutische Breite zu beachten, die zwischen 0,6 mmol/L und 0,8 mmol/L liegt und Spiegelbestimmungen während der Therapie damit erforderlich macht. Bereits wenn sich der Lithiumblutspiegel an der oberen Grenze der therapeutischen Breite bewegt, kann es bei empfindlichen Menschen zu beherrschbaren, reversiblen Nebenwirkungen kommen. Liegt der Lithiumblutspiegel jedoch deutlich über der therapeutischen Breite – also über 2,0 mmol/L – steigt die Gefahr deutlicher bis schwerer Nebenwirkungen wie Tremor, Rigor, Übelkeit, Erbrechen, Herzrhythmusstörungen und Leukozytose rasant an. Über 3,5 mmol/L besteht Lebensgefahr. Der Grund ist, dass der Stoffwechsel von Lithium und Natrium ähnlich ist. Ein zu hoher Lithiumspiegel kann durch Schwitzen oder Natrium-ausschwemmende Medikamente (natriuretische Diuretika) mit sinkendem Natriumspiegel entstehen. Der Körper versucht, den Natriumverlust zu kompensieren, indem in den Nieren dem Primärharn Natrium entzogen und in das Blut zurücktransportiert wird (Natriumretention). Neben Natrium wird dabei auch Lithium reteniert, das normalerweise gleichmäßig von den Nieren ausgeschieden wird. Die Folge ist ein erhöhter Lithiumspiegel, was bei der Einnahme von Lithium ein Drug monitoring bedingt, bei dem regelmäßig der Lithiumspiegel bestimmt und die Dosis entsprechend angepasst wird. Auch bei korrekter Dosierung kann es unter Langzeit-Behandlung mit Lithium zu Wasser- und Natrium-Verlusten (Diabetes insipidus), Übersäuerung des Blutes (Azidose) und zur Lithium-Nephropathie mit Einschränkung der Nierenfunktion kommen. ⓘ

Eine Studie, die 1990 in den USA veröffentlicht wurde, beschreibt eine erhebliche Verringerung von Straftaten und Suiziden in Regionen mit erhöhten Lithiumkonzentrationen im Trinkwasser. Eine österreichische Studie kam zu ähnlichen Ergebnissen. ⓘ

Die Wirkungsweise des Lithium als Psychopharmakon ist noch nicht hinreichend erforscht. Derzeit werden insbesondere die Beeinflussung des Inositol-Stoffwechsels durch Hemmung der myo-Inositol-1-Phosphatase (Enzymklasse 3.1.3.25) und die Hemmung der Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) in Nervenzellen als mögliche Mechanismen diskutiert. Die antidepressive Wirkung von Lithium beruht wahrscheinlich ebenfalls auf einer Verstärkung der serotonergen Neurotransmission, also einer erhöhten Ausschüttung von Serotonin in den Synapsen, während die antimanische Wirkung mit einer Hemmung dopaminerger Rezeptoren erklärt wird. Eine weitere interessante Auswirkung von Lithiumsalzen auf den Menschen und Säugetiere wie Ratten ist die wohl damit zusammenhängende Veränderung der Circadianen Rhythmik. Diese Wirkung konnte sogar bei Pflanzen wie der Kalanchoe nachgewiesen werden. Andere serotonerge Substanzen wie LSD, Meskalin und Psilocybin zeigen ebenfalls solche Auswirkungen beim Menschen. Durch Lithium ist es im Tierversuch an Fruchtfliegen (Drosophila melanogaster) gelungen, Symptome der Alzheimer-Krankheit – wie Vergesslichkeit – zu bekämpfen. In Regionen mit höheren Lithiumgehalten scheint Demenz in geringerem Maße aufzutreten. Die neuroprotektive Wirkung ist möglicherweise auf die durch Lithium verstärkte Autophagie zurückzuführen. ⓘ

Der Altersforscher Michael Ristow zeigte 2011 einen möglichen Zusammenhang zwischen dem Gehalt an Lithium in der Umwelt und der Lebenserwartung des Menschen: in einer japanischen Bevölkerungsstudie bestand danach zwischen einem höheren Gehalt von Lithium und einer höheren Lebenserwartung ein statistisch signifikanter Zusammenhang; des Weiteren verlängerten hohe Lithiumkonzentrationen die Lebenserwartung des Fadenwurms und Modellorganismus Caenorhabditis elegans. Aufgrund der zahlreichen Effekte auf die menschliche Gesundheit wird diskutiert, ob Lithium womöglich ein Spurenelement darstellt. ⓘ

Nachweis

Lithium-Flammenfärbung ⓘ

Lithiumverbindungen zeigen eine karminrote Flammenfärbung, die charakteristischen Spektrallinien liegen als Hauptlinien bei 670,776 und 670,791 nm; kleinere Linien liegen bei 610,3 nm. Darüber kann Lithium mit Hilfe der Flammenphotometrie nachgewiesen werden. ⓘ

Ein quantitativer Nachweis mit nasschemischen Methoden ist schwierig, da die meisten Lithiumsalze leicht löslich sind. Eine Möglichkeit besteht über das Ausfällen des schwerlöslichen Lithiumphosphats. Dazu wird die zu untersuchende Probe zum Beispiel mit Natronlauge alkalisch gemacht und mit etwas Dinatriumhydrogenphosphat Na₂HPO₄ versetzt. Beim Erhitzen fällt bei Anwesenheit von Li⁺ ein weißer Niederschlag aus:

$\mathrm {3\,Li^{+}+HPO_{4}^{2-}+OH^{-}\rightarrow Li_{3}PO_{4}\downarrow +H_{2}O}$ ⓘ

Eine weitere Möglichkeit ist die Verwendung des Eisenperiodatreagenz. ⓘ

Gefahrenhinweise

Elementares Lithium in Form von Metallstaub entzündet sich an der Luft bereits bei Normaltemperatur. Aus diesem Grund muss metallisches Lithium auch unter Luftausschluss, meist in Petroleum gelagert werden. Bei höheren Temperaturen ab 190 °C wird bei Kontakt mit Luft sofort überwiegend Lithiumoxid gebildet. In reinem Sauerstoff entzündet sich Lithium ab etwa 100 °C. In einer reinen Stickstoffatmosphäre reagiert Lithium erst bei höheren Temperaturen schneller zu Lithiumnitrid. Beim Kontakt mit sauerstoff- oder halogenhaltigen Substanzen kann Lithium explosionsartig reagieren. ⓘ

Da Lithium mit gängigen Feuerlöschmitteln wie Wasser, Kohlendioxid, Stickstoff oder dem inzwischen verbotenen Tetrachlorkohlenstoff stark exotherm reagiert, müssen Brände mit inerten Gasen wie z. B. Argon oder anderen Metallbrandbekämpfungsmitteln wie Salz (z. B. NaCl) gelöscht werden. ⓘ

Elementares Lithium verursacht wie alle Alkalimetalle bei Hautkontakt Schäden durch Verbrennungen oder alkalische Verätzungen, weil es mit Wasser unter starker Wärmeabgabe Lithiumhydroxid bildet; dafür genügt schon die Hautfeuchtigkeit. ⓘ

Verbindungen

Lithium ist sehr reaktiv und bildet mit den meisten Nichtmetallen Verbindungen, in denen es immer in der Oxidationsstufe +I vorliegt. Diese sind in der Regel ionisch aufgebaut, haben aber im Gegensatz zu Verbindungen anderer Alkalimetalle einen hohen kovalenten Anteil. Das zeigt sich unter anderem darin, dass viele Lithiumsalze – im Gegensatz zu den entsprechenden Natrium- oder Kaliumsalzen – gut in organischen Lösungsmitteln wie Aceton oder Ethanol löslich sind. Es existieren auch kovalente organische Lithiumverbindungen. Viele Lithiumverbindungen ähneln in ihren Eigenschaften auf Grund der ähnlichen Ionenradien den entsprechenden Magnesiumverbindungen (Schrägbeziehung im Periodensystem). Die folgende Grafik bietet eine Übersicht über die wichtigsten Reaktionen des Lithiums. Auf Stöchiometrie und genaue Reaktionsbedingungen ist hier nicht geachtet:

Lithiumorganische Verbindungen werden in großem Umfang für die Herstellung von Polymeren und Feinchemikalien verwendet. In der Polymerindustrie, die der Hauptabnehmer dieser Reagenzien ist, sind Alkyllithiumverbindungen Katalysatoren/Initiatoren für die anionische Polymerisation von nicht funktionalisierten Olefinen. Bei der Herstellung von Feinchemikalien dienen Organolithiumverbindungen als starke Basen und als Reagenzien für die Bildung von Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen. Organolithiumverbindungen werden aus Lithiummetall und Alkylhalogeniden hergestellt. ⓘ

Viele andere Lithiumverbindungen werden als Reagenzien für die Herstellung organischer Verbindungen verwendet. Einige bekannte Verbindungen sind Lithiumaluminiumhydrid (LiAlH₄), Lithiumtriethylborhydrid, n-Butyllithium und tert-Butyllithium. ⓘ

Der Abschuss eines Torpedos mit Lithium als Treibstoff ⓘ

Organolithiumverbindungen sind zahlreich und nützlich. Sie zeichnen sich durch das Vorhandensein einer Bindung zwischen Kohlenstoff und Lithium aus. Sie dienen als metallstabilisierte Carbanionen, obwohl ihre Strukturen in Lösung und im festen Zustand komplexer sind als diese vereinfachte Sichtweise. Es handelt sich also um äußerst leistungsfähige Basen und Nukleophile. Sie werden auch in der asymmetrischen Synthese in der pharmazeutischen Industrie eingesetzt. Für die organische Laborsynthese sind viele Organolithium-Reagenzien in Lösung im Handel erhältlich. Diese Reagenzien sind hochreaktiv und manchmal pyrophor. ⓘ

Wie die anorganischen Verbindungen folgen auch fast alle organischen Verbindungen von Lithium formal der Duett-Regel (z. B. BuLi, MeLi). Es ist jedoch zu beachten, dass Organolithiumverbindungen in Abwesenheit von koordinierenden Lösungsmitteln oder Liganden dimere, tetrameren und hexamere Cluster bilden (z. B. BuLi ist eigentlich [BuLi]₆ und MeLi ist eigentlich [MeLi]₄), die eine multizentrische Bindung aufweisen und die Koordinationszahl um das Lithium herum erhöhen. Diese Cluster werden in Gegenwart von Lösungsmitteln wie Dimethoxyethan (DME) oder Liganden wie Tetramethylethylendiamin (TMEDA) in kleinere oder monomere Einheiten zerlegt. Als Ausnahme von der Duett-Regel wurde ein zweikoordinierter Lithatkomplex mit vier Elektronen um Lithium, [Li(thf)₄]⁺[((Me₃Si)₃C)₂Li]-, kristallographisch charakterisiert. ⓘ

Wasserstoffverbindungen

Wasserstoff bildet mit Lithium Hydride. Die einfachste Lithium-Wasserstoff-Verbindung Lithiumhydrid LiH entsteht aus den Elementen bei 600–700 °C. Es wird als Raketentreibstoff und zur schnellen Gewinnung von Wasserstoff, beispielsweise zum Aufblasen von Rettungswesten, verwendet. Es existieren auch komplexere Hydride wie Lithiumborhydrid LiBH₄ oder Lithiumaluminiumhydrid LiAlH₄. Letzteres hat in der organischen Chemie als selektiver Wasserstoffspender etwa zur Reduktion von Carbonyl- und Nitroverbindungen eine große Bedeutung. ⓘ

Für die Erforschung der Kernfusion spielen Lithiumdeuterid (LiD) und Lithiumtritid (LiT) eine wichtige Rolle. Da reines Lithiumdeuterid die Energie der Wasserstoffbombe herabsetzt, wird dafür ein Gemisch aus LiD und LiT eingesetzt. Diese festen Substanzen sind leichter zu handhaben als Tritium mit seiner großen Effusionsgeschwindigkeit. ⓘ

Sauerstoffverbindungen

Lithiumchlorid und Lithiumbromid sind hygroskopisch und werden als Trocknungsmittel für Gasströme verwendet. Lithiumhydroxid und Lithiumperoxid sind die Salze, die am häufigsten in geschlossenen Räumen, z. B. an Bord von Raumschiffen und U-Booten, zur Entfernung von Kohlendioxid und zur Luftreinigung verwendet werden. Lithiumhydroxid absorbiert Kohlendioxid aus der Luft, indem es Lithiumcarbonat bildet, und wird wegen seines geringen Gewichts gegenüber anderen Alkalihydroxiden bevorzugt. ⓘ

Lithiumperoxid (Li₂O₂) reagiert in Gegenwart von Feuchtigkeit nicht nur mit Kohlendioxid unter Bildung von Lithiumcarbonat, sondern setzt auch Sauerstoff frei. Die Reaktion verläuft wie folgt:

2 Li₂O₂ + 2 CO₂ → 2 Li₂CO₃ + O₂.

Einige der vorgenannten Verbindungen sowie Lithiumperchlorat werden in Sauerstoffkerzen verwendet, die U-Boote mit Sauerstoff versorgen. Diese können auch geringe Mengen an Bor, Magnesium, Aluminium, Silizium, Titan, Mangan und Eisen enthalten. ⓘ

Mit Sauerstoff bildet Lithium sowohl Lithiumoxid Li₂O als auch Lithiumperoxid Li₂O₂. ⓘ

Weitere Lithiumverbindungen

Lithiumchlorid ⓘ

Lithiumcarbonat ⓘ

Lithium bildet mit den Halogeniden Salze der Form LiX. Dies sind Lithiumfluorid, Lithiumchlorid, Lithiumbromid und Lithiumiodid. Da Lithiumchlorid sehr hygroskopisch ist, wird es – außer als Ausgangsmaterial für die Lithiumgewinnung – auch als Trockenmittel eingesetzt. Es dient zum Trocknen von Gasen, beispielsweise von Erdgas, bevor es durch die Pipeline geführt wird oder bei Klimaanlagen zur Herabsetzung der Luftfeuchte (bis 2 % relativer Luftfeuchte). Lithiumchlorid dient ferner noch zur Herabsetzung von Schmelztemperaturen, in Schweiß- und Hartlötbädern und als Schweißelektroden-Ummantelung für das Schweißen von Aluminium. Lithiumfluorid findet als Einkristall in der Infrarotspektroskopie Verwendung. ⓘ

Die technisch wichtigste Lithiumverbindung ist das schwerlösliche Lithiumcarbonat. Es dient zur Gewinnung der meisten anderen Lithiumverbindungen und wird in der Glasindustrie und bei der Herstellung von Email als Flussmittel eingesetzt. Auch in der Aluminiumherstellung wird es zur Verbesserung von Leitfähigkeit und Viskosität der Schmelze zugesetzt. ⓘ

Lithiumseifen sind Lithiumsalze von Fettsäuren. Sie finden vor allem als Verdickungsmittel in hochwertigen Mineralöl-basierten Schmierfetten und -wachsen sowie zur Herstellung von Bleistiften Verwendung. ⓘ

Weitere Lithiumsalze sind:

• Lithiumperchlorat LiClO₄,
• Lithiumsulfat Li₂SO₄,
• Lithiumnitrat LiNO₃, wird mit Kaliumnitrat in der Gummiindustrie für die Vulkanisation verwendet,
• Lithiumnitrid Li₃N, entsteht bei der Reaktion von Lithium mit Stickstoff,
• Lithiumniobat LiNbO₃, ist in einem großen Wellenlängenbereich transparent und wird in der Optik und für Laser verwendet,
• Lithiumamid LiNH₂, ist eine starke Base und entsteht bei der Reaktion von Lithium mit flüssigem Ammoniak.
• Lithiumstearat C₁₈H₃₅LiO₂, ist ein wichtiger Zusatz für Öle, um diese als Schmierfette einzusetzen. Diese werden in Automobilen, in Walzenstraßen und bei Landmaschinen verwendet. Lithiumstearate sind in Wasser sehr schwer löslich, dadurch bleibt der Schmierfilm erhalten, wenn sie mit wenig Wasser in Berührung kommen. Die erhaltenen Schmierfette weisen eine hervorragende Temperaturstabilität (>150 °C) auf und bleiben bis −20 °C schmierfähig.
• Lithiumacetat C₂H₃LiO₂
• Lithiumcitrat C₆H₅Li₃O₇
• Lithiumhexafluorophosphat LiPF₆ findet als Leitsalz in Lithium-Ionen-Akkus Verwendung.
• Lithiumphosphat Li₃PO₄, wird als Katalysator für die Isomerisation von Propylenoxid eingesetzt.
• Lithiummetaborat LiBO₂ und Lithiumtetraborat Li₂B₄O₇
• Lithiumbromid LiBr ist ein Reagenz zur Herstellung von Pharmazeutika, es wird aber auch in Absorptionskälteanlagen eingesetzt. ⓘ

Organische Lithiumverbindungen

Im Gegensatz zu den meisten anderen Alkalimetallorganylen spielen Lithiumorganyle eine beachtliche Rolle insbesondere in der organischen Chemie. Von besonderer Bedeutung sind n-Butyllithium, tert-Butyllithium, Methyllithium und Phenyllithium, die in Form ihrer Lösungen in Pentan, Hexan, Cyclohexan beziehungsweise gegebenenfalls Diethylether auch kommerziell verfügbar sind. Man kann sie durch direkte Umsetzung metallischen Lithiums mit Alkyl-/Arylhalogeniden gemäß

$\mathrm {R{-X}+2\ Li\rightarrow Li{-R}+Li^{+}X^{-}}$

oder durch Transmetallierung zum Beispiel aus Quecksilberorganylen gemäß

$\mathrm {HgR_{2}+2\ Li\rightarrow 2\ Li{-R}+Hg}$

herstellen. ⓘ

Mit elementarem Lithium in Tetrahydrofuran (THF) anstelle von Magnesium in Diethylether lassen sich Grignard-analoge Additionsreaktionen von Alkylhalogeniden an Carbonylverbindungen mit meist besserer Ausbeute durchführen. ⓘ

Auf Grund des deutlich kovalenten Charakters ist die Struktur von Lithiumorganylen nur selten durch eine einfache Li–C-Bindung zu beschreiben. Es liegen meist komplexe Strukturen, aufgebaut aus dimeren, tetrameren oder hexameren Einheiten, beziehungsweise polymere Strukturen vor. Lithiumorganyle sind hochreaktive Verbindungen, die sich an der Luft teilweise von selbst entzünden. Mit Wasser reagieren sie explosionsartig. Infolge ihrer extremen Basizität reagieren sie auch mit Lösungsmitteln, deren gebundener Wasserstoff kaum sauer ist, wie etwa THF, was die Wahl geeigneter Lösungsmittel stark einschränkt. Reaktionen mit ihnen sind nur unter Schutzgas und in getrockneten Lösungsmitteln möglich. Daher ist im Umgang mit ihnen eine gewisse Erfahrung erforderlich und große Vorsicht geboten. ⓘ

Eine weitere Gruppe organischer Lithiumderivate sind die Lithiumamide des Typs LiNR₂, von denen insbesondere Lithiumdiisopropylamid (LDA) und Lithium-bis(trimethylsilyl)amid (LiHMDS, siehe auch HMDS) als starke Basen ohne nukleophile Aktivität Verwendung finden. ⓘ

Lithiumorganyle finden vielseitige Verwendung, so als Initiatoren für die anionische Polymerisation von Olefinen, als Metallierungs-, Deprotonierungs- oder Alkylierungsmittel. ⓘ

Von gewisser Bedeutung sind die sogenannten Gilman-Cuprate des Typs R₂CuLi. ⓘ

Chemie

Anorganische Verbindungen

Hexamere Struktur des n-Butyllithium-Fragments in einem Kristall ⓘ

Lithium bildet mit allen Halogeniden und Pseudohalogeniden salzartige Derivate. Einige Beispiele sind die Halogenide LiF, LiCl, LiBr, LiI sowie die Pseudohalogenide und verwandte Anionen. Lithiumcarbonat wird als die wichtigste Verbindung des Lithiums bezeichnet. Dieser weiße Feststoff ist das Hauptprodukt der Aufbereitung von Lithiumerzen. Er ist ein Vorprodukt für andere Salze, darunter Keramik und Materialien für Lithiumbatterien. ⓘ

Die Verbindungen LiBH
₄ und LiAlH
₄ sind nützliche Reagenzien. Diese und viele andere Lithiumsalze weisen im Gegensatz zu den Salzen der schwereren Alkalimetalle eine ausgeprägte Löslichkeit in Ethern auf. ⓘ

In wässriger Lösung überwiegt bei vielen Lithiumsalzen der Koordinationskomplex [Li(H₂O)₄]⁺. Verwandte Komplexe sind mit Aminen und Ethern bekannt. ⓘ

Produktion

Lithiumminenproduktion (2020), Reserven und Ressourcen in Tonnen nach USGS ⓘ

Land	Produktion	Reserven	Ressourcen
Argentinien	6,200	1,900,000	19,300,000
Australien	40,000	4,700,000	6,400,000
Österreich	-	-	50,000
Bolivien	-	-	21,000,000
Brasilien	1,900	95,000	470,000
Kanada	0	530,000	2,900,000
Chile	18,000	9,200,000	9,600,000
China	14,000	1,500,000	5,100,000
Tschechische Republik	-	-	1,300,000
DR Kongo	-	-	3,000,000
Finnland	-	-	50,000
Deutschland	-	-	2,700,000
Ghana	-	-	90,000
Kasachstan	-	-	50,000
Mali	-	-	700,000
Mexiko	-	-	1,700,000
Namibia	-	-	50,000
Peru	-	-	880,000
Portugal	900	60,000	270,000
Serbien	-	-	1,200,000
Spanien	-	-	300,000
Vereinigte Staaten	870	750,000	7,900,000
Simbabwe	1,200	220,000	500,000
Weltweit insgesamt	82,000	21,000,000	86,000,000+

Die Lithiumproduktion hat seit dem Ende des Zweiten Weltkriegs stark zugenommen. Die Hauptquellen für Lithium sind Solen und Erze. ⓘ

Lithiummetall wird durch Elektrolyse aus einem Gemisch von geschmolzenem 55 % Lithiumchlorid und 45 % Kaliumchlorid bei etwa 450 °C gewonnen. ⓘ

Quellen

Eine weitere potenzielle Lithiumquelle wurde 2012 in den Sickerwässern von geothermischen Bohrungen identifiziert, die an die Oberfläche gelangen. Die Gewinnung dieser Art von Lithium wurde im Feld nachgewiesen; das Lithium wird durch einfache Filtration abgetrennt. Die Reserven sind begrenzter als die von Solelagerstätten und Hartgestein. ⓘ

Preisgestaltung

Im Jahr 1998 lag der Preis für Lithiummetall bei etwa 95 USD/kg (oder 43 US$/lb). Nach der Finanzkrise 2007 senkten große Anbieter wie die Sociedad Química y Minera (SQM) die Preise für Lithiumcarbonat um 20 %. Im Jahr 2012 stiegen die Preise wieder an. In einem Artikel der Business Week aus dem Jahr 2012 wurde ein Oligopol auf dem Lithiummarkt beschrieben: "SQM, das von dem Milliardär Julio Ponce kontrolliert wird, ist der zweitgrößte Produzent, gefolgt von Rockwood, hinter dem Henry Kravis' KKR & Co. steht, und FMC mit Sitz in Philadelphia", wobei Talison als größter Produzent genannt wird. Der weltweite Verbrauch könnte bis 2020 von etwa 150.000 Tonnen im Jahr 2012 auf 300.000 Tonnen pro Jahr ansteigen, um mit der Nachfrage nach Lithiumbatterien Schritt zu halten, die jährlich um etwa 25 % wächst und damit den Anstieg der Lithiumproduktion um 4 bis 5 % übertrifft. ⓘ

Umweltaspekte

Der Herstellungsprozess von Lithium, einschließlich des Lösungsmittels und der Bergbauabfälle, birgt erhebliche Umwelt- und Gesundheitsgefahren. Die Gewinnung von Lithium kann aufgrund der Wasserverschmutzung tödlich für das Leben im Wasser sein. Es ist bekannt, dass die Gewinnung von Lithium zu einer Verunreinigung des Oberflächenwassers und des Trinkwassers, zu Atemproblemen, zur Verschlechterung des Ökosystems und zur Schädigung der Landschaft führt. Außerdem führt sie zu einem unhaltbaren Wasserverbrauch in Trockengebieten (1,9 Millionen Liter pro Tonne Lithium). Die massiven Nebenprodukte der Lithiumgewinnung stellen ebenfalls ein ungelöstes Problem dar, wie z. B. die großen Mengen an Magnesium- und Kalkabfällen. ⓘ

In den Vereinigten Staaten gibt es einen regen Wettbewerb zwischen dem umweltschädlichen Tagebau, dem Bergbau und dem weniger schädlichen Solenabbau, um die heimischen Lithiumabbaukapazitäten drastisch zu erhöhen. Zu den Umweltproblemen gehören die Beeinträchtigung des Lebensraums von Wildtieren, die Verschmutzung des Trinkwassers, einschließlich Arsen- und Antimonverseuchung, die unhaltbare Absenkung des Grundwasserspiegels und die massiven Bergbauabfälle, einschließlich radioaktiver Urannebenprodukte und Schwefelsäureeinleitungen. ⓘ

Menschenrechtsfragen

Eine Studie über die Beziehungen zwischen Lithiumabbauunternehmen und indigenen Völkern in Argentinien ergab, dass der Staat das Recht der indigenen Völker auf eine freie, vorherige und informierte Zustimmung möglicherweise nicht geschützt hat und dass die Abbaugesellschaften im Allgemeinen den Zugang der Gemeinschaften zu Informationen kontrollierten und die Bedingungen für die Diskussion über die Projekte und den Vorteilsausgleich festlegten. ⓘ

Die Erschließung der Lithiummine Thacker Pass in Nevada, USA, hat zu Protesten und Klagen mehrerer indigener Stämme geführt, die behaupteten, dass ihnen keine freie, vorherige und informierte Zustimmung erteilt wurde und dass das Projekt kulturelle und heilige Stätten bedroht. Sie haben auch Bedenken geäußert, dass die Entwicklung des Projekts Risiken für indigene Frauen mit sich bringen wird, da die Rohstoffgewinnung mit vermissten und ermordeten indigenen Frauen in Verbindung gebracht wird. Die Demonstranten halten den Standort der geplanten Mine seit Januar 2021 besetzt. ⓘ

Anwendungen

Schätzungen des weltweiten Lithiumverbrauchs im Jahr 2011 (Bild) und 2019 (Zahlen unten)

  Keramiken und Glas (18%)

  Batterien (65%)

  Schmierfette (5%)

  Strangguss (3%)

  Luftaufbereitung (1%)

  Polymere

  Primäraluminiumherstellung

  Pharmazeutika

  Sonstige (5%) ⓘ

Keramiken und Glas

Lithiumoxid wird in großem Umfang als Flussmittel für die Verarbeitung von Siliziumdioxid verwendet, wodurch der Schmelzpunkt und die Viskosität des Materials gesenkt werden und Glasuren mit verbesserten physikalischen Eigenschaften, einschließlich niedriger Wärmeausdehnungskoeffizienten, entstehen. Dies ist weltweit eine der wichtigsten Anwendungen für Lithiumverbindungen. Glasuren, die Lithiumoxide enthalten, werden für Ofengeschirr verwendet. Für diese Anwendung wird in der Regel Lithiumcarbonat (Li₂CO₃) verwendet, da es sich beim Erhitzen in das Oxid umwandelt. ⓘ

Schmierfette

Die dritthäufigste Verwendung von Lithium ist in Schmierfetten. Lithiumhydroxid ist eine starke Base und erzeugt beim Erhitzen mit einem Fett eine Seife aus Lithiumstearat. Lithiumseife hat die Fähigkeit, Öle zu verdicken, und wird zur Herstellung von Allzweck- und Hochtemperaturschmierfetten verwendet. ⓘ

Silizium-Nanoschweißen

Lithium hat sich bei der Perfektionierung von Silizium-Nanoschweißungen in elektronischen Bauteilen für elektrische Batterien und andere Geräte bewährt. ⓘ

Die Verwendung von Lithium in Fackeln und Pyrotechnik ist auf seine rosarote Flamme zurückzuführen. ⓘ

Pyrotechnik

Lithiumverbindungen werden als pyrotechnische Farbstoffe und Oxidationsmittel in roten Feuerwerkskörpern und Fackeln verwendet. ⓘ

Optik

Lithiumfluorid, künstlich als Kristall gezüchtet, ist klar und transparent und wird häufig in Spezialoptiken für IR-, UV- und VUV-Anwendungen (Vakuum-UV) verwendet. Es hat einen der niedrigsten Brechungsindizes und den weitesten Transmissionsbereich im tiefen UV der meisten gängigen Materialien. Fein verteiltes Lithiumfluoridpulver wurde für die thermolumineszente Strahlungsdosimetrie (TLD) verwendet: Wenn eine solche Probe einer Strahlung ausgesetzt wird, akkumuliert sie Kristalldefekte, die sich bei Erwärmung durch die Freisetzung von bläulichem Licht auflösen, dessen Intensität proportional zur absorbierten Dosis ist, wodurch diese quantifiziert werden kann. Lithiumfluorid wird manchmal in Fokallinsen von Teleskopen verwendet. ⓘ

Die hohe Nichtlinearität von Lithiumniobat macht es auch für Anwendungen in der nichtlinearen Optik nützlich. Es wird in großem Umfang in Telekommunikationsprodukten wie Mobiltelefonen und optischen Modulatoren für Komponenten wie Resonanzkristalle verwendet. Lithiumanwendungen werden in mehr als 60 % der Mobiltelefone eingesetzt. ⓘ

Militär

Metallisches Lithium und seine komplexen Hydride, wie z. B. Li[AlH₄], werden als hochenergetische Zusätze zu Raketentreibstoffen verwendet. Lithiumaluminiumhydrid kann auch selbst als fester Brennstoff verwendet werden. ⓘ

Das Mark 50 Torpedo-Antriebssystem mit gespeicherter chemischer Energie (SCEPS) verwendet einen kleinen Tank mit Schwefelhexafluorid, das über einen Block aus festem Lithium gesprüht wird. Die Reaktion erzeugt Wärme und damit Dampf, der den Torpedo in einem geschlossenen Rankine-Kreislauf antreibt. ⓘ

Lithiumhydrid, das Lithium-6 enthält, wird in thermonuklearen Waffen verwendet, wo es als Brennstoff für die Fusionsphase der Bombe dient. ⓘ

Medizin

Lithium ist nützlich bei der Behandlung von bipolaren Störungen. Lithiumsalze können auch bei verwandten Diagnosen wie der schizoaffektiven Störung und der zyklischen Major Depression hilfreich sein. Der aktive Bestandteil dieser Salze ist das Lithium-Ion Li⁺. Sie können das Risiko für die Entwicklung der Ebsteinschen Herzanomalie bei Kindern von Frauen erhöhen, die während des ersten Trimesters der Schwangerschaft Lithium einnehmen. ⓘ

Lithium wurde auch als mögliche Behandlung von Clusterkopfschmerzen erforscht. ⓘ

Vorsichtsmaßnahmen

Lithium ⓘ

Gefahren
GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H260, H314
Sicherheitshinweise	P223, P231+P232, P280, P305+P351+P338, P370+P378, P422
NFPA 704 (Feuerdiamant)	3 2 2 W

Lithiummetall ist ätzend und erfordert eine besondere Handhabung, um Hautkontakt zu vermeiden. Das Einatmen von Lithiumstaub oder Lithiumverbindungen (die oft alkalisch sind) reizt zunächst Nase und Rachen, während eine höhere Exposition zu einer Flüssigkeitsansammlung in der Lunge führen kann, die ein Lungenödem verursacht. Das Metall selbst stellt beim Umgang eine Gefahr dar, da bei Kontakt mit Feuchtigkeit das ätzende Lithiumhydroxid entsteht. Lithium wird sicher in nicht reaktiven Verbindungen wie Naphtha gelagert. ⓘ