Royal Rumble e Litio: differenze tra le pagine
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{{elemento chimico
|Nome = litio
|Serie_chimica = [[metalli alcalini]]
|Nucleoni =
|Precedente = [[elio]]
|Successivo = [[berillio]]
|Configurazione = Electron shell 003 Lithium.svg
|Simbolo = Li
|Numero_atomico = 3
|Gruppo = [[Metalli alcalini|1 (IA)]]
|Periodo = [[elementi del periodo 2|2]]
|Blocco = [[Elementi del blocco s|s]]
|Densità = {{M|535|k|g/m3}}
|Durezza = 0,6
|Aspetto = Lithium paraffin.jpg
|Didascalia =
|Spettro =
|Peso_atomico = 6,941
|Raggio_atomico = {{M|145|p|m}}
|Raggio_covalente = 134 pm
|Raggio_di_van_der_Waals = 182 pm
|Configurazione_elettronica = [[[elio|He]]]2s<sup>1</sup>
|Numero_CAS = 7439-93-2
|Elettroni = 2, 1
|Numero_di_ossidazione = 1 ([[Base (chimica)#Basi forti|base forte]])
|Struttura_cristallina = [[Reticolo cubico a corpo centrato|cubica a corpo centrato]]
|Stato = [[solido]] (non magnetico)
|Fusione = {{M|453,69||K}} {{M|(180,54||°C}})
|Ebollizione = 1 615 K (1 342 °C)
|Punto_critico = 2949,85 °C a {{M|67|M|Pa}}
|Volume_molare =
|Calore_di_evaporazione = {{M|145,92|k|J/mol}}
|Calore_di_fusione = 3 kJ/mol
|Tensione_di_vapore = {{Exp|1,63|−8}} Pa a 453,7 K
|Velocità_del_suono = {{M|6000||m/s}} a 293,15 K
|Elettronegatività = 0,98 ([[Elettronegatività#Scala di Pauling|Scala di Pauling]])
|Calore_specifico = 3582 J/(kg·K)
|Conducibilità_elettrica = {{Exp|10,8|6}} /m·Ω
|Conducibilità_termica = 84,7 W/(m·K)
|Energia_1a_ionizzazione = 520,23 kJ/mol
|Energia_2a_ionizzazione = 7 298,22 kJ/mol
|Energia_3a_ionizzazione = 11 815,13 kJ/mol
|Voce_principale_isotopi = Isotopi del litio
|Isotopo_1 = <sup>6</sup>Li
|NA_1 = 7,5%
|TD_1 = È stabile con 3 neutroni
|Isotopo_2 = <sup>7</sup>Li
|NA_2 = '''92,5%'''
|TD_2 = È stabile con 4 neutroni
|Isotopo_3 = <sup>8</sup>Li
|NA_3 = sintetico
|TD_3 = 836 ms
|DM_3 = [[decadimento beta|β<sup>−</sup>]], [[decadimento beta|β<sup>−</sup>]] + [[decadimento alfa|2α]]
|DE_3 = 16,004
|DP_3 = <sup>8</sup>Be
}}
Il '''litio '''(dal greco ''lithos'', "pietra") è l'[[elemento chimico]] della [[tavola periodica degli elementi]] indicato con il simbolo '''Li''' e con [[numero atomico]] '''3'''. Appartiene al primo gruppo ([[metalli alcalini]]). Il litio, nella sua forma pura, è un metallo tenero color [[Argento (colore)|argento]], che si ossida rapidamente a contatto con l'[[aria]] o l'[[acqua]]. È il più leggero degli elementi solidi ed è usato principalmente nelle [[lega (metallurgia)|leghe]] conduttrici di calore, nelle [[Pila (elettrotecnica)|batterie]] e come componente in alcuni medicinali (farmaci [[Neurolettico|antipsicotici]]) per la stabilizzazione del tono dell'umore.
== Caratteristiche ==
[[File:FlammenfärbungLi.png|thumb|left|[[Saggio alla fiamma]] di un campione di litio.|142x142px]]
Il litio è il più leggero dei [[Metallo|metalli]], con una [[densità]] {{M|(0,535||g}}/[[Centimetro cubo|cm³]]) pari a circa metà di quella dell'[[acqua]].
Come tutti i [[metalli alcalini]], il litio reagisce facilmente con l'acqua e in natura non si trova allo stato metallico, a causa della sua notevole [[reattività]]. Ciononostante è meno reattivo del [[sodio]], a dispetto della similitudine chimica, e per la [[relazione diagonale]] con il [[magnesio]] condivide con quest'ultimo elemento molte proprietà.
Se riscaldato, produce una fiamma color [[cremisi]], ma quando brucia intensamente, la fiamma diventa bianco brillante. È un elemento [[Valenza (chimica)|univalente]].
=== Dilitio ===
Il '''dilitio''' Li<sub>2</sub> è una [[molecola biatomica]] formata da due atomi di litio uniti da un [[legame covalente]]. Il dilitio è conosciuto in forma [[gas]]sosa, ha [[ordine di legame]] di 1, con una separazione tra i due nuclei di circa {{M|267.3|p|m}} e un'energia di legame di {{M|101|k|J/mol}}.<ref>{{Cita libro|titolo=Chemical Bonding|autore=Mark J. Winter|editore=Oxford University Press|anno=1994|ISBN=0-19-855694-2|lingua=en}}</ref>
Il litio può formare inoltre dei [[cluster (chimica)|cluster]] molecolari, come ad esempio nelle molecole di Li<sub>6</sub>.
== Isotopi ==
{{Vedi anche|Isotopi del litio}}In natura, il litio è presente sotto forma di due [[isotopo|isotopi]] stabili <sup>6</sup>Li e <sup>7</sup>Li, con quest'ultimo che ammonta al 92,5% del totale. Sono stati ottenuti sette [[Radionuclide|radioisotopi]], dei quali i più stabili sono il <sup>8</sup>Li con un [[Emivita (fisica)|tempo di dimezzamento]] di {{M|838|m|s}} e il <sup>9</sup>Li con 178,3 ms. I radioisotopi rimanenti hanno tempi di dimezzamento inferiori agli 8,5 ms o sconosciuti.
<sup>7</sup>Li è uno degli [[elementi primordiali]] (prodotto nella [[nucleosintesi]] del [[Big Bang]]) e il suo [[stato fondamentale]] possiede [[termine spettroscopico]] <sup>2</sup>S<sub>1/2</sub>. Gli isotopi di litio si frazionano durante un'ampia gamma di processi naturali, che includono: la formazione di minerali (precipitazione chimica), metabolismo, scambio ionico. Inoltre, gli ioni litio sostituiscono il magnesio e il ferro in siti ottaedrici di minerali argillosi, dove il <sup>6</sup>Li e il <sup>7</sup>Li portano ad un arricchimento dell'isotopo leggero nei processi di iperfiltrazione e alterazione delle rocce.
Una piccola quantità di entrambi, <sup>6</sup>Li e <sup>7</sup>Li, è prodotta nelle [[Stella|stelle]], ma si pensa che vengano consumati/bruciati tanto velocemente quanto più rapidamente si formano. Altre piccole quantità di litio sia <sup>6</sup>Li che <sup>7</sup>Li possono essere generate dal [[vento solare]], dai [[raggi cosmici]] che colpiscono gli atomi più pesanti e dal decadimento di <sup>7</sup>Be e <sup>10</sup>Be.
== Storia e produzione ==
[[File:Arfwedson Johan A.jpg|left|thumb|129x129px|Johan August Arfwedson]]
Nel 1800, in una miniera sull'isola di [[Uto (Svezia)|Uto]] in [[Svezia]], fu scoperto dal chimico e statista brasiliano [[José Bonifácio de Andrada e Silva]] un minerale chiamato [[petalite]] (LiAlSi<sub>4</sub>O<sub>10</sub>). Inizialmente non si sapeva che tale minerale contenesse litio. Nel 1817 [[Johan August Arfwedson]], mentre lavorava nel laboratorio del chimico [[Jöns Jacob Berzelius|Jöns Jakob Berzelius]], analizzando attentamente un campione di tale minerale rilevò la presenza di un nuovo [[elemento chimico|elemento]] che formava composti simili a quelli del sodio e del potassio, sebbene il suo carbonato e il suo idrossido fossero meno solubili in acqua e più alcalini. Berzelius diede a tale elemento il nome di ''lithion'', dalla parola greca λιθoς (traslitterato come ''lithos'', che significa "pietra"), per evidenziare il fatto che era stato scoperto all'interno di un minerale al contrario del [[potassio]], che era stato scoperto in ceneri vegetali, e del [[sodio]], del quale era nota la sua abbondanza nel sangue animale.
In seguito Arfwedson dimostrò che questo stesso elemento era presente nei minerali [[spodumene]] e [[lepidolite]]. Nel 1818, [[Christian Gmelin]] fu il primo ad osservare che i sali di litio danno un colore ''rosso acceso'' al fuoco (''[[saggio alla fiamma]]''). Tuttavia, sia Arfwedson e Gmelin provarono a lungo e invano ad isolare l'elemento puro dai suoi sali. Nel 1821 [[William Thomas Brande]] isolò il litio ottenendolo per elettrolisi dall'ossido di litio, un processo che era stato precedentemente impiegato dal chimico Sir [[Humphry Davy]] per isolare i metalli alcalini potassio e sodio. Brande descrisse anche alcuni sali puri di litio, quali cloruro, e, stimando che il ''lithia'' (ossido di litio) conteneva circa il 55% metallo, stimò il peso atomico del litio intorno a 9,8 (il valore riconosciuto è ~6,94). Nel 1855, grandi quantità di litio furono prodotte attraverso l'elettrolisi di cloruro di litio da [[Robert Wilhelm Bunsen|Robert Bunsen]] e [[Augustus Matthiessen]]. La scoperta di questa procedura portò inevitabilmente alla produzione commerciale del litio, a partire dal 1923, dalla società tedesca [[Metallgesellschaft AG]], che eseguiva l'[[elettrolisi]] di una miscela liquida di cloruro di litio e cloruro di potassio per isolare l'elemento allo stato puro.
La produzione e l'uso di litio hanno subito nel tempo diversi drastici cambiamenti. La prima grande applicazione del litio è stata la produzione di lubrificanti e saponi per [[Motore aeronautico|motori aeronautici]] o simili nella [[seconda guerra mondiale]] e subito dopo. Quest'uso era dovuto al fatto che i saponi al litio hanno un punto di fusione superiore ad altri saponi alcalini e sono meno corrosivi dei saponi a base di calcio. Il modesto mercato di saponi di litio e grassi lubrificanti basati su di essi è stato sostenuto grazie a piccole miniere disseminate per lo più negli Stati Uniti.
La domanda di litio aumentò notevolemente durante la [[guerra fredda]], con la produzione di armi di [[fusione nucleare]]. Sia il litio-6 sia il litio-7 producevano [[trizio]] quando venivano bombardati con [[Neutrone|neutroni]] e sono pertanto utili per la produzione di trizio a sé, nonché una forma di combustibile solido usato all'interno [[Bomba all'idrogeno|bombe all'idrogeno]] in forma di [[Idruro di litio#Deuteruro di litio|deuteruro di litio]]. Gli Stati Uniti sono diventati il primo produttore di litio al mondo nel periodo compreso tra la fine degli [[Anni 1950|anni cinquanta]] e la metà degli [[Anni 1980|anni ottanta]]. Alla fine, le scorte di litio erano di circa {{M|42000||t}} di idrossido di litio. Il litio è stato accumulato impoverito in litio-6 del 75%, che è stato sufficiente a influenzare il [[peso atomico]] misurato di litio in molte sostanze chimiche standard, ed anche il peso atomico del litio in alcune "fonti naturali" di ioni di litio, che erano state invece "contaminate" in sali di litio, a rapporto isotopico alterato, scaricati dagli impianti di separazione degli isotopi che avevano raggiunto le acque sotterranee.
[[File:Chemetall Foote Lithium Operation.jpg|thumb|right|Miniera di litio a Clayton Valley ([[Nevada]]).]]
Il litio è stato utilizzato per diminuire la [[Punto di fusione|temperatura di fusione]] del [[vetro]] e per migliorare il comportamento alla fusione di [[ossido di alluminio]] quando si utilizza il [[Processo di Hall-Héroult|processo Hall-Héroult]]. Questi due usi hanno dominato il mercato fino alla metà degli [[Anni 1990|anni novanta]]. Dopo la fine della [[corsa agli armamenti]] la domanda di litio è diminuita e la vendita di scorte sul mercato da parte del [[Dipartimento dell'Energia degli Stati Uniti d'America|Dipartimento di Energia statunitense]] ha visto un dimezzamento dei prezzi. Ma a metà degli anni '90, diverse aziende hanno iniziato a estrarre litio dalle soluzioni, un metodo che si è rivelato meno costoso e più rapido delle miniere sotterranee o anche a cielo aperto. La maggior parte delle miniere sono state chiuse o hanno spostato l'attenzione sull'estrazione di altri materiali. Ad esempio, le principali miniere degli gli Stati Uniti vicino a [[Kings Mountain]], [[Carolina del Nord]], furono chiuse prima della fine del XX secolo.
L'utilizzo di [[Accumulatore agli ioni di litio|batterie agli ioni di litio]] ha aumentato la domanda di litio ed è diventato l'uso dominante a partire dal 2007. Con l'aumento della domanda di litio nelle batterie del 2000, nuove società hanno ampliato gli sforzi di estrazione salina per soddisfare la crescente domanda internazionale.
Il litio è prodotto per [[elettrolisi]] da una miscela di [[cloruro di litio]] e [[cloruro di potassio]] fusi (i rispettivi punti di fusione sono {{M|600||°C}} e circa 350 °C). Per questo processo si sfruttano delle celle in [[acciaio]] rivestito da materiale refrattario (cioè resistente alle alte temperature), con un [[anodo]] in [[grafite]] — dove si sviluppa il cloro — e un [[catodo]] in acciaio, dove si accumula il litio fuso.
Il costo di questo metallo nel [[1997]] era di circa {{M|136||$}}/[[chilogrammo|kg]].
==
[[File:Global Lithium Uses.svg|thumb|
{{legenda|#ef4f30|Ceramiche e vetro (29%)}}
{{legenda|#f9af20|Batterie (27%)}}
{{legenda|#f2eb23|Grassi lubrificanti (12%)}}
{{legenda|#a5e429|Colata di litio (5%)}}
{{legenda|#00e8cf|Purificazione dell'aria (4%)}}
{{legenda|#103dc9|Polimeri (3%)}}
{{legenda|#a53ae0|Produzione di alluminio (2%)}}
{{legenda|#e200f4|Farmaci (2%)}}
{{legenda|#da003e|Altri usi (16%)}}<ref name="Li-uses-2011">{{Cita news|autore=USGS |data=2011|titolo=Lithium|url= http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/mcs-2012-lithi.pdf|accesso=3 novembre 2012|formato=PDF}}</ref>
]]
=== Ceramiche e vetro ===
L'ossido di litio (Li<sub>2</sub>O) è un fondente ampiamente utilizzato per il trattamento di [[silice]], in grado di ridurre il [[punto di fusione]] e la [[viscosità]] del materiale e di portare gli smalti a migliorate proprietà fisiche come bassi [[Coefficiente di dilatazione termica|coefficienti di dilatazione termica]].<ref>{{Cita web|url=http://www.fmclithium.com/Portals/FMCLithiumFineChemicals/Content/Docs/Worldwide%20Demand%20by%20Sector.pdf|titolo=Worldwide demand by sector|formato=PDF|lingua=en}}</ref> Gli [[Ossido di litio|ossidi di litio]] sono una componente di stoviglie. In tutto il mondo, questo è l'uso più ampio di composti di litio,<ref name="Li-uses-2011"/> come il [[carbonato di litio]] (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) è generalmente utilizzato in questa applicazione: riscaldandolo si converte in ossido.<ref>{{Cita web|url=http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group1/compounds.html |titolo=Some Compounds of the Group 1 Elements |cognome1=Clark |nome1=Jim |data=2005 |sito=chemguide.co.uk |accesso=8 agosto 2013|lingua=en}}</ref>
===
Negli ultimi anni del XX secolo, a causa del suo elevato [[potenziale di elettrodo]], il litio divenne una componente importante dell'[[elettrolita]] e uno degli elettrodi nelle batterie. A causa della sua bassa massa atomica, ha un carica elevata ed un rapporto potenza-peso alto. Una tipica [[Accumulatore agli ioni di litio|batteria agli ioni di litio]] è in grado di generare circa {{M|3||V}} per cella, contro i 2,1 V della [[Batteria piombo-acido|batteria al piombo]] o gli 1,5 V per [[Pila (elettrotecnica)#Pila zinco-carbone|celle zinco-carbone]]. Le batterie a ioni litio, ricaricabili e con un'alta densità di energia, non devono essere confuse con le batterie al litio, che sono usa e getta (pile primarie) con litio o suoi composti come anodo.<ref>{{Cita web|url=http://www.batteryreview.org/disposable-batteries.html |titolo=Disposable Batteries - Choosing between Alkaline and Lithium Disposable Batteries |editore=Batteryreview.org |data= |accesso=10 ottobre 2013}}</ref><ref>{{Cita web|url=http://www.emc2.cornell.edu/content/view/battery-anodes.html |titolo=Battery Anodes > Batteries & Fuel Cells > Research > The Energy Materials Center at Cornell |editore=Emc2.cornell.edu |data= |accesso=10 ottobre 2013}}</ref> Altre batterie ricaricabili che utilizzano litio includono la batteria di polimeri di ioni litio, la batteria al fosfato di litio ferroso e la batteria a nanofili.
A causa del suo [[calore specifico]] (il più alto tra i solidi), il litio è usato in applicazioni per il trasferimento di calore. Grazie al suo alto potenziale elettrochimico il litio è inoltre un importante materiale anodico delle batterie agli ioni di litio nelle quali in genere compare sotto forma di sale, come il [[carbonato di litio]] (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) e il [[perclorato di litio]] (LiClO<sub>4</sub>).
Il [[niobato di litio]] è un cristallo piezoelettrico molto usato sin dagli anni '80 per i filtri ad onda acustica superficiale (SAW) con un grande mercato in quelli di media frequenza dei televisori analogici.
===
Riguardano il terzo maggiore impiego del litio su vasta scala. L'idrossido di litio (LiOH) è una [[Base (chimica)#Basi forti|base forte]] e, riscaldata insieme ad un grasso, produce un sapone di [[stearato di litio]]. Questo sapone viene impiegato come addensante per oli e come lubrificante generico ad alte temperature.<ref name="ReferenceA">{{Cita pubblicazione|cognome1=Sinton|nome1=William M.|titolo=Infrared Spectroscopy of Planets and Stars|rivista=Applied Optics|volume=1|p=105|data=1962|doi=10.1364/AO.1.000105|bibcode = 1962ApOpt...1..105S|numero=2 }}</ref><ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=J_AkNu-Y1wQC&pg=PA559|p=559|titolo=Fuels and lubricants handbook: technology, properties, performance, and testing, Volume 1|autore=Totten, George E.; Westbrook, Steven R. and Shah, Rajesh J.|editore=ASTM International|data=2003|isbn=0-8031-2096-6}}</ref><ref>{{Cita libro|pp=150–152|url=http://books.google.com/books?id=3FkMrP4Hlw0C&pg=PA152|titolo=Significance of tests for petroleum products|autore=Rand, Salvatore J. |editore=ASTM International|data= 2003|isbn=0-8031-2097-4}}</ref>
===
Quando viene utilizzato come un fondente per [[saldatura]] o [[brasatura]], il litio metallico promuove la fusione dei metalli durante il processo ed elimina la formazione di ossidi assorbendo le impurità. La sua qualità di fusione è importante anche come un flusso per la produzione di [[ceramica|ceramiche]], smalti e [[vetro]]. Le leghe di metallo con [[alluminio]], [[cadmio]], [[rame]] e [[manganese]] sono usate come componenti di aeromobili ad alte prestazioni (vedi anche le [[Al-Li|leghe litio-alluminio]]).<ref>{{Cita libro|autore1=Davis, Joseph R. ASM International. Handbook Committee|titolo=Aluminum and aluminum alloys|url=http://books.google.com/books?id=Lskj5k3PSIcC&pg=PA121|accesso=16 maggio 2011|data=1993|editore=ASM International|isbn=978-0-87170-496-2|pp=121–}}</ref>
=== Applicazioni in campo militare ===
==== In campo bellico ====
Il litio metallico e i suoi idruri complessi, come Li [AlH4], sono utilizzati come additivi ad alta energia per i propellenti dei razzi. L'idruro di alluminio-litio può essere utilizzato anche da solo in veste di combustibile solido.<ref>{{Cita web|http://media.armadilloaerospace.com/misc/LiAl-Hydride.pdf|LiAl-hydride|lingua=en|formato=PDF}}</ref>
Il sistema di propulsione ad energia chimica immagazzinata Mark 50 Torpedo (SCEPS) utilizza un piccolo serbatoio di gas esafluoruro di zolfo, che viene spruzzato su un blocco di litio solido. La reazione genera calore, a sua volta usato per generare vapore. Il vapore spinge il siluro in un ciclo Rankine chiuso.<ref>{{Cita pubblicazione|titolo=Stored Chemical Energy Propulsion System for Underwater Applications|autore=Hughes, T.G.; Smith, R.B. and Kiely, D.H. |rivista= Journal of Energy|data= 1983|volume=7|numero=2 |pp=128–133|doi=10.2514/3.62644}}</ref>
L'[[idruro di litio]] contenente litio-6 è usato nelle bombe all'idrogeno. Nella bomba è collocato intorno al centro (''core'') di una bomba nucleare.<ref>{{Cita libro|cognome=Emsley|nome=John|titolo=Nature's Building Blocks|data=2011}}</ref>
===
[[File:Castle Bravo Blast.jpg|thumb|Deuteruro di litio usato nella bomba del test Castle Bravo.]]
Il litio-6 è valutato come materiale di base per la produzione di [[trizio]] e come assorbitore di neutroni durante un processo di fusione nucleare. Il litio naturale contiene circa il 7,5% di litio-6 di cui grandi quantità sono state prodotte dalla separazione isotopica per l'uso di armi nucleari.<ref>{{Cita libro|pp=59–60|url=http://books.google.com/books?id=0oa1vikB3KwC&pg=PA60|titolo=Nuclear Wastelands: A Global Guide to Nuclear Weapons Production and Its Health and Environmental Effects|autore=Makhijani, Arjun and Yih, Katherine |editore=MIT Press|data= 2000|isbn=0-262-63204-7}}</ref> L'isotopo litio-7 ha guadagnato interesse per l'uso nei refrigeranti dei reattori nucleari.<ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=iRI7Cx2D4e4C&pg=PA278|p=278|titolo=Nuclear wastes: technologies for separations and transmutation|editore=National Academies Press|data=1996|isbn=0-309-05226-2|autore=National Research Council (U.S.). Committee on Separations Technology and Transmutation Systems}}</ref> Un uso per la produzione di trizio in futuro si potrebbe avere nell'impianto sperimentale [[DEMO]].<ref>C. Nardi, L. Petrizzi, G. Piazza, A breeding blanket in ITER-FEAT, Fusion Engineering and Design 69, (2003)</ref>
Il [[Idruro di litio#Deuteruro di litio|deuteruro di litio]] era il carburante fusione di scelta nelle prime versioni della [[bomba all'idrogeno]]. Quando bombardati da neutroni, sia <sup>6</sup>Li che <sup>7</sup>Li producono trizio (questa reazione, che non era del tutto chiara quando le bombe all'idrogeno sono state analizzate, è stato responsabile della resa di instabilità del test nucleare [[Castle Bravo]]). Il trizio fonde con il deuterio in una reazione di fusione che è relativamente facile da realizzare. Anche se i dettagli rimangono segreti, il deuteruro di litio-6 evidentemente gioca ancora un ruolo decisivo nelle armi nucleari moderne, come materiale di fusione soprattutto.<ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=yTIOAAAAQAAJ&pg=PA39|p=39|titolo=How nuclear weapons spread: nuclear-weapon proliferation in the 1990s|autore=Barnaby, Frank|editore=Routledge|data=1993|isbn=0-415-07674-9}}</ref>
Il [[fluoruro di litio]] (LiF), quando altamente arricchito con isotopo 7 di litio, costituisce la base costituente della miscela del sale fluoruro LiF-BeF<sub>2</sub> utilizzato nei reattori nucleari a fluoruro liquido. Il fluoruro di litio è eccezionalmente stabile e le miscele di LiF-BeF<sub>2</sub> hanno un basso punto di fusione. Inoltre, <sup>7</sup>Li, Be, e F sono tra i pochi nuclidi in grado di non inquinare le reazioni di fissione all'interno di un reattore a fissione nucleare.<ref>{{Cita pubblicazione|cognome1=Baesjr|nome1=C|titolo=The chemistry and thermodynamics of molten salt reactor fuels|rivista=Journal of Nuclear Materials|volume=51|p=149|data=1974|doi=10.1016/0022-3115(74)90124-X|bibcode = 1974JNuM...51..149B }}</ref>
In impianti di fusione nucleare in progettazione e/o in costruzione, il litio sarà utilizzato per produrre trizio nei reattori confinati magneticamente con deuterio e trizio come combustibile. In natura il trizio è estremamente raro e deve essere prodotto sinteticamente circondando il plasma reagente con una 'coperta' contenente litio, dove i neutroni, provenienti dalla reazione deuterio-trizio nel plasma, fissionino il litio per produrre altro trizio:
::<sup>6</sup>Li + [[neutrone|n]] → <sup>4</sup>[[elio|He]] + <sup>3</sup>[[trizio|T]]
::<sup>7</sup>Li + [[neutrone|n]] → <sup>4</sup>[[elio|He]] + <sup>3</sup>[[trizio|T]] + [[neutrone|n]]
Il litio è usato anche come fonte di [[Particella α|particelle alfa]], cioè nuclei di <sup>[[Elio-4|4]]</sup>[[Elio-4|He]]. Quando il <sup>7</sup>Li è bombardato da protoni accelerati si forma <sup>8</sup>Be, che subisce fissione e va a formare due particelle alfa, cioè due nuclei di elio. Questa impresa, denominata "scissione dell'atomo", al momento è stata la prima reazione nucleare pienamente gestita dall'uomo. È stato ideata e condotta per la prima volta da [[John Douglas Cockcroft|Cockroft]] e [[Ernest Walton|Walton]] nel 1932.<ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=XyOBx2R2CxEC&pg=PA139|pagina=139|titolo=Nobel Prize Winners in Physics|autore= Agarwal, Arun|editore=APH Publishing|anno=2008|isbn=81-7648-743-0}}</ref><ref>{{Cita web|http://www-outreach.phy.cam.ac.uk/camphy/cockcroftwalton/cockcroftwalton9_1.htm|titolo="Splitting the Atom": Cockcroft and Walton, 1932: 9. Rays or Particles?|editore=Department of Physics, University of Cambridge|lingua=en}}</ref> A dire il vero, alcune reazioni nucleari e la trasmutazione nucleare direttamente controllata dagli esseri umani erano già state compiute nel 1917, ma utilizzando il bombardamento radioattivo naturale con particelle alfa.
Nel 2013 il [[Government Accountability Office]] ha detto che il litio-7 è fondamentale per il funzionamento di 65 reattori nucleari statunitensi su 100; tuttavia «sottopone la loro capacità di continuare a fornire energia elettrica a qualche rischio». Il problema deriva dal decadimento di infrastrutture nucleari degli Stati Uniti. Questi spensero la maggior parte dei propri impianti nel 1963, a causa di un ''surplus'' enorme. Il rapporto disse che ci sarebbero voluti cinque anni e tra i 10 e il 12 milioni di [[Dollaro statunitense|dollari]] per completare il processo di disattivazione di tali strutture.<ref name=nyt1013/>
I reattori usano il litio per contrastare gli effetti corrosivi dell'[[acido borico]], che viene aggiunto all'acqua per assorbire i neutroni in eccesso.<ref name=nyt1013>{{Cita news|url=http://www.nytimes.com/2013/10/09/business/energy-environment/report-says-a-shortage-of-nuclear-fuel-looms.html |titolo=Report Says a Shortage of Nuclear Ingredient Looms |autore=MATTHEW L. WALD |data=8 ottobre 2013|editore=New York Times}}</ref>
=== Medicina ===
Il litio è particolarmente utile per la cura del [[Disturbo bipolare|disturbo bipolare dell'umore]], specialmente sotto forma di [[carbonato di litio]] o il [[citrato di litio]].<ref name = "kean">{{Cita libro|cognome=Kean|nome=Sam|titolo=The Disappearing Spoon|data=2011}}</ref> Essendo in grado di stabilizzare l'umore del soggetto, questi composti hanno impiego nella prevenzione della fase maniacale del disturbo, tanto da divenire il farmaco d'elezione nella cura del disturbo bipolare di tipo I.<ref name = "kean"/> Ad ogni modo, il litio presenta anche delle controindicazioni, dovute alla tossicità dei sali in base al grado di concentrazione nel sangue. Devono quindi essere somministrati sotto attenta prescrizione medica specialistica. Si ritiene inoltre che possa contribuire all'insorgere della [[anomalia di Ebstein|anomalia cardiaca di Ebstein]] nei bambini nati da donne che assumono litio durante il primo trimestre delle gravidanza (ulteriori complicazioni si hanno se l'assunzione di litio è prolungata nel tempo).<ref name="pmid18982835">{{Cita pubblicazione|autore=Yacobi S, Ornoy A |titolo=Is lithium a real teratogen? What can we conclude from the prospective versus retrospective studies? A review |rivista=Isr J Psychiatry Relat Sci |volume=45 |numero=2 |pp=95–106 |data=2008 |pmid=18982835}}</ref>
Secondo alcune ricerche recenti, il litio potrebbe essere efficace nel trattare le [[cefalea a grappolo|cefalee a grappolo]].<ref>{{Cita pubblicazione|cognome=Lieb|nome=J|cognome2=Zeff|titolo=Lithium treatment of chronic cluster headaches.|rivista=The British Journal of Psychiatry|data=1978|numero=133|pp=556–558|doi=10.1192/bjp.133.6.556|url=http://bjp.rcpsych.org/content/133/6/556.abstract|accesso=24 febbraio 2014}}</ref>
=== Purificazione dell'aria ===
Il [[cloruro di litio]] (LiCl) e il [[bromuro di litio]] (LiBr) sono [[Igroscopia|igroscopici]] e sono utilizzati come disidratanti per i flussi di gas. L'[[idrossido di litio]] (LiOH, base forte) e il [[perossido di litio]] sono i sali più utilizzati in spazi confinati, come ad esempio a bordo di veicoli spaziali e sottomarini, per la rimozione di anidride carbonica e la purificazione dell'aria. L'idrossido di litio assorbe anidride carbonica dall'aria formando [[carbonato di litio]] ed è preferito rispetto ad altri idrossidi alcalini per il suo peso ridotto.
Il perossido di litio (Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>) in presenza di umidità non solo reagisce con l'anidride carbonica per formare carbonato di litio (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>), ma rilascia anche ossigeno. La reazione è la seguente:
:<chem> 2 Li2O2 + 2 CO2 -> 2 Li2CO3 + O2</chem>.
Alcuni dei composti sopra citati, così come il [[perclorato di litio]], sono utilizzati in candele ad ossigeno che riforniscono sottomarini di ossigeno. Queste possono includere anche piccole quantità di [[boro]], [[magnesio]], [[alluminio]], [[silicio]], [[titanio]], [[manganese]] e [[ferro]].
=== Ottica ===
Il [[fluoruro di litio]], artificialmente coltivato come cristallo, è chiaro e trasparente e spesso utilizzato in ottica specializzati per applicazioni (UV vuoto) VUV IR e UV. Esso ha uno dei più bassi [[Indice di rifrazione|indici di rifrazione]] e la portata di trasmissione più lontana nel profondo UV di materiali più comuni.<ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=CQ5uKN_MN2gC&pg=PA149|p=149|titolo=Building Electro-Optical Systems: Making It All Work|autore=Hobbs, Philip C. D.|editore=John Wiley and Sons|data=2009|isbn=0-470-40229-6}}</ref> Finemente divisa, la polvere di fluoruro di litio è stata usata per i [[dosimetro|dosimetri]] a termoluminescenza (DTL in italiano, TDL in inglese che sta per ''thermoluminescent radiation dosimetry''). Quando un campione di tale composto viene esposto alle radiazioni, si accumula sotto forma di difetti di cristallo che, se riscaldati, si risolvono tramite un rilascio di luce bluastra la cui intensità è proporzionale alla dose assorbita, permettendo così di quantificare quest'ultima.<ref>{{Cita libro|editore=World Scientific|url=http://books.google.com/books?id=FY7s7pPSPtgC&pg=PA819|titolo=Point Defects in Lithium Fluoride Films Induced by Gamma Irradiation|p=819|rivista=Proceedings of the 7th International Conference on Advanced Technology & Particle Physics: (ICATPP-7): Villa Olmo, Como, Italy|data=2002|volume=2001|isbn=981-238-180-5}}</ref> Il fluoruro di litio è usato a volte nelle lenti focali dei [[Telescopio|telescopi]].<ref name="ReferenceA"/>
L'elevata non-linearità del [[niobato di litio]] lo rende utile in applicazioni ottiche. È ampiamente utilizzato in prodotti di telecomunicazione come telefoni cellulari e modulatori ottici, per tali componenti come i cristalli di risonanza. Il litio viene dunque adoperato in oltre il 60% dei telefoni cellulari in circolazione.<ref>{{Cita web|url=http://nl.computers.toshiba-europe.com/Contents/Toshiba_nl/NL/WHITEPAPER/files/TISBWhitepapertech.pdf|titolo= You've got the power: the evolution of batteries and the future of fuel cells|editore= Toshiba|formato= PDF|accesso= 17 maggio 2009}}</ref>
=== Chimica organica e chimica dei polimeri ===
I [[Reattivi di organo-litio|composti dell'organo-litio]] sono ampiamente utilizzati nella produzione di polimeri e di prodotti chimici raffinati. Nel settore dei polimeri, che è il consumatore dominante di questi reagenti, i composti alchili di litio sono catalizzatori/iniziatori<ref>{{Cita web|url=http://chemical.ihs.com/CEH/Public/Reports/681.7000/ |titolo=Organometallics|sito=IHS Chemicals|data=febbraio 2012}}</ref> nella [[Polimerizzazione a catena|polimerizzazione anionica]] di [[alcheni]] [[Gruppo funzionale|non-funzionali]].<ref>{{Cita pubblicazione|titolo=Polymerization of 1,2-dimethylenecyclobutane by organolithium initiators|rivista= Russian Chemical Bulletin|volume=37|data=2005|doi=10.1007/BF00962487|pp=1782–1784|autore=Yurkovetskii, A. V.|nome2=V. L.|nome3=K. L.|cognome2=Kofman|cognome3=Makovetskii|numero=9}}</ref><ref>{{Cita pubblicazione|doi=10.1021/ma00159a001|titolo=Functionalization of polymeric organolithium compounds. Amination of poly(styryl)lithium|data=1986|autore=Quirk, Roderic P.|rivista=Macromolecules|volume=19|p=1291|nome2=Pao Luo|cognome2=Cheng|bibcode = 1986MaMol..19.1291Q|numero=5 }}</ref><ref>{{Cita libro|titolo=Advances in organometallic chemistry|autore= Stone, F. G. A.; West, Robert|editore= Academic Press|data= 1980|isbn= 0-12-031118-6|p=55|url=http://books.google.com/?id=_gai4kRfcMUC&printsec=frontcover}}</ref> Per la produzione di prodotti dei prodotti chimici raffinati, i composti dell'organo-litio funzionano da basi forti e come reagenti per la formazione di legami carbonio-carbonio e vengono preparati dal litio metallico e da alogenuri alchili.<ref>{{Cita libro|url=http://books.google.com/books?id=_SJ2upYN6DwC&pg=PA192|p=192|titolo=Synthetic approaches in organic chemistry|autore=Bansal, Raj K. |data=1996|isbn=0-7637-0665-5}}</ref>
Molti altri composti di litio sono usati come reagenti per preparare i composti organici. Alcuni composti popolari includono l'idruro di litio alluminio (LiAlH<sub>4</sub>) e l'[[N-butillitio]] (C<sub>4</sub>H<sub>9</sub>Li), comunemente usati come basi estremamente forti chiamate ''[[superbase|superbasi]]''.
=== Altri usi ===
* I composti del litio sono adoperati come coloranti pirotecnici e quindi usati per i [[fuochi d'artificio]].<ref>{{Cita libro|autore=Egon Wiberg|autore2= Nils Wiberg|autore3=Holleman Arnold Frederick|url=http://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA1089|titolo=Inorganic chemistry|editore=Academic Press|anno=2001|ISBN=0-12-352651-5|p=1089|lingua=en}}</ref>
* L'[[idruro di litio]] può essere usato come accumulatore termico nelle batterie a fissione spontanea per applicazioni su cuore artificiale.
== Disponibilità ==
=== Astronomico ===
Secondo la teoria cosmologica moderna il litio — sotto forma dei suoi due isotopi più stabili litio-6 e litio-7 — era fra i 3 elementi sintetizzati nel Big Bang.<ref>{{Cita pubblicazione| bibcode= 1985ARA&A..23..319B |titolo= Big bang nucleosynthesis – Theories and observations |cognome1= Boesgaard |nome1= A. M. |cognome2= Steigman |nome2= G. |volume= 23 |data= 1985 |p= 319 |rivista= Annual review of astronomy and astrophysics. Volume 23 (A86-14507 04–90). Palo Alto | doi= 10.1146/annurev.aa.23.090185.001535}}</ref> Sebbene la quantità di litio prodotta dalla nucleosintesi del Big Bang dipenda dal numero di fotoni per barione, è possibile calcolare con una buona approssimazione l'abbondanza di tale elemento nell'universo. Sorprendentemente ci si rende conto che vi è una sorta di "discrepanza cosmologica" riguardo al litio: stelle più vecchie sembrano avere meno litio di quanto dovrebbero averne mentre le stelle più giovani ne presentano quantità superiori rispetto a quanto ci si aspetterebbe da loro. La mancanza di litio nelle stelle più anziane è apparentemente causata dal "mescolamento" continuo del litio nel nucleo stellare, dove alla fine viene distrutto (cioè trasformato in altro).<ref name=cld>{{Cita news|url=http://www.universetoday.com/476/why-old-stars-seem-to-lack-lithium/ |titolo=Why Old Stars Seem to Lack Lithium|data= 16 agosto 2006|autore= Cain, Fraser }}</ref> Come già anticipato, inoltre, le stelle di generazione recente hanno livelli di litio più alti del normale, sebbene questo eccesso si tramuti facilmente in due atomi di elio a causa della collisione con un protone a temperature superiori ai 2,4 milioni di gradi Celsius, temperatura tipica dei nuclei stellari. Ad oggi non sono state ancora ben chiarite le cause di questo anomalo aumento di litio.<ref name=emsley>{{Cita libro|cognome=Emsley |nome=John |titolo=Nature's Building Blocks |editore=Oxford University Press |città=Oxford|data=2001 |isbn=0-19-850341-5}}</ref>
Nonostante sia stato il terzo elemento (insieme a idrogeno ed elio) ad essere stato sintetizzato nel Big Bang, il litio, come anche il berillio e il boro, è nettamente meno abbondante rispetto agli altri elementi in posizioni vicine. Ciò si spiega considerando che bastano temperature relativamente basse per distruggere gli atomi di litio e mancano processi comuni in grado di riprodurlo.<ref name=wesleyan>{{Cita web |url=http://www.astro.wesleyan.edu/~bill/courses/astr231/wes_only/element_abundances.pdf |urlarchivio=https://web.archive.org/web/20060901133923/http://www.astro.wesleyan.edu/~bill/courses/astr231/wes_only/element_abundances.pdf |dataarchivio=1º settembre 2006 |titolo=Element Abundances |accesso=17 novembre 2009 |urlmorto=sì }}</ref>
Il litio si trova anche in alcune [[Nana bruna|nane brune]] e in stelle arancioni anomale. Poiché il litio è presente nelle più fredde e meno massicce nane brune ma è distrutto nelle più calde [[Nana rossa|nane rosse]], la sua presenza negli spettri delle stelle può essere utilizzata nel ''lithium test'' ("test al litio") per differenziare i due tipi di stella, in quanto entrambi più piccoli del Sole.<ref name=emsley/><ref>{{Cita web|url=http://www.universetoday.com/24593/brown-dwarf/|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20110225032434/http://www.universetoday.com/24593/brown-dwarf/|dataarchivio=25 febbraio 2011|titolo=Brown Dwarf|accesso=17 novembre 2009|cognome=Cain|nome=Fraser|editore=Universe Today|urlmorto=sì}}</ref><ref>{{Cita web |url=http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html |titolo=L Dwarf Classification |accesso=6 marzo 2013 |nome=Neill |cognome=Reid |data=10 marzo 2002 |urlmorto=sì |urlarchivio=https://archive.is/20130521055905/http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html |dataarchivio=21 maggio 2013 }}</ref> Le stelle arancioni talvolta hanno un'elevata concentrazione di litio (come Centaurus X-4). Questo genere di stelle spesso orbita nei pressi di un corpo celeste con un intenso campo gravitazionale ([[stella di neutroni]] o [[buco nero]]) in grado di attirare in superficie il litio più pesante, permettendo agli astronomi di osservarne di più e di ottenere spettri diversi.<ref name=emsley/>
=== Terrestre ===
{|class="wikitable sortable" style="float:right; margin:5px; font-size: 90%;"
|+Produzione di litio in miniera e riserve (in tonnellate)<ref name="minerals.usgs.gov">{{Cita web|http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/|Commodity summaries|anno=2017|editore=[[United States Geological Survey|U.S. Geological Survey]]|lingua=en}}</ref>
|-
! Nazione
! Produzione
! Riserve
|-
|{{USA}}
| ?
| 38 000
|-
|{{ARG}}
| 5 700
| 2 000 000
|-
|{{AUS}}
| 14 300
| 1 600 000
|-
|{{BRA}}
| 200
| 48 000
|-
|{{CHL}}
| 12 600
| 7 500 000
|-
|{{CHN}}
| 2 000
| 3 200 000
|-
|{{BOL}}
| ?
| 5 400 000
|-
|{{Bandiera|PRT}} Portogallo
| 200
| 60 000
|-
|{{ZWE}}
| 900
| 23 000
|-
| '''Nel mondo'''
| '''35 000'''
| '''14 000 000'''
|}
Il litio è il 25º elemento più abbondante nella [[crosta terrestre]], con una concentrazione di {{M|20|m|g}} per kg di crosta.<ref>{{Cita libro|autore=S.R. Taylor|autore2=S.M. McLennan|titolo=The continental crust: Its composition and evolution|editore=Blackwell Sci. Publ.|città=Oxford|p=330|anno=1985|lingua=en}}</ref> Sebbene tale elemento sia largamente disponibile, non si trova in natura allo stato [[Metallo|metallico]]: a causa della sua reattività, infatti, si presenta sempre legato ad altri elementi o composti.<ref name=krebs>{{Cita libro|cognome= Krebs|nome= Robert E.|data= 2006|titolo= The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide|editore= Greenwood Press|città= Westport, Conn.|isbn = 0-313-33438-2}}</ref> È presente in minima parte in quasi tutte le [[Roccia magmatica|rocce ignee]] (specialmente il [[granito]]) ed anche in molte [[salamoie naturali]].
Il contenuto totale di litio nell'acqua di mare è molto grande ed è stimato intorno ai 230 miliardi di tonnellate, con una concentrazione relativamente costante di 0,14-0,25 [[parti per milione|ppm]].<ref>{{Cita web |url=http://www.ioes.saga-u.ac.jp/ioes-study/li/lithium/occurence.html |urlarchivio=https://web.archive.org/web/20090502142924/http://www.ioes.saga-u.ac.jp/ioes-study/li/lithium/occurence.html |dataarchivio=2 maggio 2009 |titolo=Lithium Occurrence |accesso=13 marzo 2009 |editore=Institute of Ocean Energy, Saga University, Japan |urlmorto=sì }}</ref><ref name=enc/> Le concentrazioni più alte si avvicinano 7 ppm e si trovano nei pressi di sorgenti idrotermali.<ref name=enc/><ref>{{Cita web|url=http://www.springerlink.com/content/y621101m3567jku1/ |titolo=Extraction of metals from sea water|data=1984|editore=Springer Berlin Heidelberg}}</ref>
I minerali più ricchi di litio sono [[spodumene]] e [[petalite]], le fonti più valide dal punto vista commerciale e la cui lavorazione è cominciata a seguito della [[Seconda guerra mondiale]]. Un altro minerale significativo di litio è la [[lepidolite]],<ref>{{Cita libro|titolo=Shriver & Atkins' Inorganic Chemistry|edizione=5|editore=W. H. Freeman and Company|città= New York|data= 2010|p=296|isbn=0-19-923617-8|autore=Atkins, Peter }}</ref> mentre più recentemente l'argilla [[hectorite]]<ref>{{Cita pubblicazione|autore= Moores, S.|titolo= Between a rock and a salt lake|rivista= Industrial Minerals|data= giugno 2007|p=58|volume=477}}</ref> e l'[[ambligonite]] sono state riconosciute come risorse di litio altrettanto importanti.
La maggior parte delle riserve disponibili di litio e commercialmente sfruttabili si trova in [[Bolivia]] nella zona di Salar de Uyuni, con i suoi 5,4 milioni di tonnellate di litio. Lo [[United States Geological Survey|US Geological Survey]] ha stimato, nel 2010, che il [[Cile]] ha riserve di gran lunga più elevate (circa 7,5 milioni di tonnellate) con una produzione annuale di circa 8 800 tonnellate.<ref>{{Cita libro|autore=G.M. Clarke|autore2=P.W. Harben|titolo=Lithium Availability Wall Map|anno=2009|lingua=en}} Riferito a {{Cita web|http://www.lithiumalliance.org/about-lithium/lithium-sources/85-broad-based-lithium-reserves|International Lithium Alliance|lingua=en}}</ref> Altri fornitori principali a livello mondiale sono l'[[Australia]], l'[[Argentina]] e la [[Cina]].<ref name="minerals.usgs.gov" /><ref name="meridian">{{Cita web|url=http://www.meridian-int-res.com/Projects/Lithium_Microscope.pdf |titolo=The Trouble with Lithium 2 |formato=PDF|sito=Meridian International Research |data=2008 |accesso=29 settembre 2010}}</ref>
===
Il litio si trova in tracce in numerose [[Plantæ|piante]], [[plancton]] ed [[Invertebrata|invertebrati]], a concentrazioni da 69 a 5 760 [[parti per miliardo|ppb]]. Nei vertebrati la concentrazione è leggermente inferiore e quasi tutti i vertebrati hanno una concentrazione di litio tra le 21 e le 763 ppb nei tessuti e nei liquidi corporei. Gli organismi marini tendono al bioaccumulo di litio più di quelli terrestri.<ref>{{Cita pubblicazione|cognome1=Chassard-Bouchaud |nome1=C|cognome2=Galle|nome2=P|cognome3=Escaig|nome3=F|cognome4=Miyawaki|nome4=M|titolo=Bioaccumulation of lithium by marine organisms in European, American, and Asian coastal zones: microanalytic study using secondary ion emission|rivista=Comptes rendus de l'Academie des sciences. Serie III, Sciences de la vie|volume=299|numero=18|pp=719–24|data=1984|pmid=6440674}}</ref> Non è noto se il litio abbia un ruolo fisiologico in uno qualsiasi di questi organismi,<ref name=enc>{{Cita web|url=http://www.enclabs.com/lithium.html|accesso=15 ottobre 2010|titolo=Some Facts about Lithium|editore=ENC Labs}}</ref> ma studi nutrizionali nei mammiferi hanno indicato la sua importanza per la salute, che porta a suggerire che debba essere classificato come un elemento essenziale di una [[Dose giornaliera consigliata|RDA]] di {{M|1|m|g}}/[[giorno]].<ref>{{Cita pubblicazione|pmid=11838882|data=2002|cognome1=Schrauzer|nome1=GN|titolo=Lithium: Occurrence, dietary intakes, nutritional essentiality|volume=21|numero=1|pp=14–21|rivista=Journal of the American College of Nutrition|doi=10.1080/07315724.2002.10719188}}</ref> Studi condotti in [[Giappone]], riportati nel 2011, hanno suggerito che il litio naturalmente presente in acque potabili può aumentare la durata della vita umana.<ref>{{Cita pubblicazione|doi=10.1007/s00394-011-0171-x|titolo=Low-dose lithium uptake promotes longevity in humans and metazoans|rivista=European Journal of Nutrition|data=2011|cognome1=Zarse|nome1=Kim|cognome2=Terao|nome2=Takeshi|cognome3=Tian|nome3=Jing|cognome4=Iwata|nome4=Noboru|cognome5=Ishii|nome5=Nobuyoshi|cognome6=Ristow|nome6=Michael|volume=50|numero=5|pp=387–9|pmid=21301855|pmc=3151375}}</ref>
==
{{EtichettaUE
|simbolo1=facilmente infiammabile
|simbolo2=corrosivo
|simbolo3=
|simbolo4=
|simbolo5=
|avvertenza=pericolo
|frasiR=14/15-34
|frasiS=1/2-8-43-45
|frasiH={{FrasiH|260|314|EUH014}}<ref>scheda del litio su {{Cita web|http://gestis-en.itrust.de|IFA-GESTIS}}</ref>
|consigliP={{ConsigliP|223|231+232|280|305+351+338|370+378|422}}<ref>In caso di incendio estinguere con sabbia asciutta o estintori a schiuma. Conservare sotto gas inerte.</ref><ref>Sigma Aldrich; rev. del 9 febbraio 2011</ref>
}}
Come gli altri metalli alcalini, il litio nella sua forma pura è altamente infiammabile e leggermente esplosivo se esposto all'aria e soprattutto all'acqua, con la quale reagisce in maniera violenta (produzione di [[idrogeno]]).
Questo metallo è anche corrosivo e deve essere maneggiato evitando il contatto con la pelle.
Per quanto riguarda lo stoccaggio, deve essere conservato immerso in idrocarburi liquidi, come la [[nafta]].
Il litio è considerato leggermente tossico; lo [[ione]] litio è coinvolto negli equilibri elettrochimici delle cellule del [[sistema nervoso]] e viene spesso prescritto come farmaco nelle terapie per il trattamento di sindromi maniaco-depressive.
L'[[intossicazione]] da sali di litio, più grave e frequente nei pazienti con compromissione della [[funzione renale]], si tratta efficacemente con infusione di [[cloruro di sodio]], [[urea]] ed [[acetazolamide]] o, in alternativa, con l'[[emodialisi]].
==
<references/>
== Bibliografia ==
* {{cita libro | nome= Francesco | cognome= Borgese | titolo= Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico | editore= CISU | città= Roma | anno= 1993 | isbn= 88-7975-077-1 | url= http://books.google.it/books?id=9uNyAAAACAAJ}}
* {{cita libro | autore= R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto | titolo= Tavola periodica e proprietà degli elementi | editore= Edizioni V. Morelli | città= Firenze | anno= 1998 | cid= Tavola periodica e proprietà degli elementi | url= http://www.idelsongnocchi.it/online/vmchk/chimica/tavola-periodica-degli-elementi-iupac.html | urlmorto= sì | urlarchivio= https://web.archive.org/web/20101022060832/http://www.idelsongnocchi.it/online/vmchk/chimica/tavola-periodica-degli-elementi-iupac.html | dataarchivio= 22 ottobre 2010 }}
* {{Cita libro|titolo=Psicofarmaci. Usi e abusi, verità e falsi miti, caratteristiche ed effetti collaterali|nome=Michele|cognome=Conte|editore=Eclipsi|città=Firenze|ISBN=978-88-89627-06-8}}
* {{Cita libro|autore=R. Bertani|autore2=D. A. Clemente|autore3=G. Depaoli|autore4=P. Di Bernardo|autore5=M. Gleria|autore6=B. Longato|autore7=U. Mazzi|autore8=G. A. Rizzi|autore9=G. Sotgiu|autore10=M. Vidali|titolo=Chimica generale ed inorganica 3ª edizione|editore=CEA Edizioni|anno=2010|ISBN=978-88-08-18462-7}}
* {{Cita libro|autore=[[Ivano Bertini|I. Bertini]]|autore2=C. Luchinat|autore3=F. Mani|titolo=Chimica Inorganica 2ª edizione|editore=CEA Edizioni|anno=2007|ISBN=978-88-408-1372-1}}
== Voci correlate ==
* [[Esafluoroarsenato di litio]]
* [[Idruro di litio]]
* [[Solfato di litio]]
* [[Solfuro di litio]]
* [[Tetraborato di dilitio]]
* [[Triflato di litio]]
* [[Sali di litio]]
* [[Grasso al litio]]
* [[Avvelenamento da litio]]
==
{{Interprogetto|wikt|commons=Lithium}}
== Collegamenti esterni ==
* {{Collegamenti esterni}}
<br />
{{Elementi chimici}}
{{Controllo di autorità}}
{{portale|chimica|energia|fisica}}
[[Categoria:
[[Categoria:Combustibili per la fusione nucleare]]
[[Categoria:Metalli]]
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