Visualizza wikitesto di Litio

{{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|ul=kg/m3}}
|Durezza = 0,6
|Aspetto = Lithium paraffin.jpg
|Didascalia = 
|Spettro = Lithium_spectrum_visible.png
|Peso_atomico = 6,941
|Raggio_atomico = {{M|145|ul=pm}}
|Raggio_covalente = 134 pm
|Raggio_di_van_der_Waals = 182 pm
|Configurazione_elettronica = &#91;[[elio|He]]&#93;2s<sup>1</sup>
|Termine_spettroscopico = <sup>2</sup>S<sub>1/2</sub>
|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 = {{Converti|453,69|K|lk=on}}
|Ebollizione = {{Converti|1615|K}}
|Punto_critico = 2949,85&nbsp;°C a {{M|67|ul=MPa}}
|Volume_molare = 
|Calore_di_evaporazione = {{M|145,92|ul=kJ/mol}}
|Calore_di_fusione = 3 kJ/mol
|Tensione_di_vapore = {{M|1,63|e=−8}} Pa a 453,7&nbsp;K
|Velocità_del_suono = {{M|6000|ul=m/s}} a 293,15&nbsp;K
|Elettronegatività = 0,98 ([[Scala di Pauling]])
|Calore_specifico = 3582 J/(kg·K)
|Conducibilità_elettrica = {{M|10,8|e=6}} /m·Ω
|Conducibilità_termica = 84,7 W/(m·K)
|Energia_1a_ionizzazione = 520,23 kJ/mol
|Energia_2a_ionizzazione = 7&nbsp;298,22 kJ/mol
|Energia_3a_ionizzazione = 11&nbsp;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
}}
[[File:Wie funktioniert eine Lithium-Schwefel-Batterie?.webm|miniatura|Batteria al litio]]
Il '''litio ''' (dal [[Lingua greca|greco]] {{greco|λίθος}}, ''líthos'', "pietra") è l'[[elemento chimico]] della [[tavola periodica degli elementi]] che ha [[numero atomico]] 3 e simbolo '''Li'''. È il secondo elemento del primo [[Gruppo della tavola periodica|gruppo]], ma è il primo degli elementi [[Metallo|metallici]] e il capostipite dei [[metalli alcalini]]. Tra questi, l'[[energia di ionizzazione]] (5,39&nbsp;eV)<ref>{{Cita web|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7439932&Units=SI&Mask=20#Ion-Energetics|titolo=lithium|sito=webbook.nist.gov|lingua=en|accesso=15 maggio 2022}}</ref> e l'[[affinità elettronica]] (0,618&nbsp;eV) del litio sono le più alte; di conseguenza, ha anche la più alta [[elettronegatività]] (0,98, scala Pauling), ma il valore è tra i più bassi per gli elementi metallici.<ref>{{Cita web|url=https://www.webelements.com/|titolo=The periodic table of the elements by WebElements|autore=Mark Winter|lingua=en|accesso=15 maggio 2022}}</ref>

Il litio è un metallo tenero, [[Duttilità|duttile]] e malleabile, di color bianco argenteo, che però a contatto con l'aria e l'umidità si ossida molto facilmente, inscurendosi progressivamente. È anche il più leggero dei [[Metallo|metalli]], con una [[densità]] ({{M|0,535|ul=g}}/[[Centimetro cubo|cm³]]) pari a circa metà di quella dell'[[acqua]]. Per la sua elevata reattività e come gli altri metalli alcalini, il litio non si trova in natura allo stato elementare. È usato principalmente nelle [[lega (metallurgia)|leghe]] conduttrici di calore, nelle [[Pila (elettrotecnica)|batterie]] e come componente in composti di interesse farmaceutico.

== Caratteristiche ==
[[File:FlammenfärbungLi.png|thumb|left|[[Saggio alla fiamma]] di un campione di litio.|142x142px]]

Il punto di fusione del litio è basso (180,54&nbsp;°C) rispetto a molti metalli, ma è il più alto tra quelli alcalini. Per le sue ridotte dimensioni atomiche (''r''<sub>atomico</sub> = 145&nbsp;pm<ref>{{Cita pubblicazione|nome=J. C.|cognome=Slater|data=15 novembre 1964|titolo=Atomic Radii in Crystals|rivista=The Journal of Chemical Physics|volume=41|numero=10|pp=3199-3204|accesso=11 aprile 2023|doi=10.1063/1.1725697|url=https://aip.scitation.org/doi/10.1063/1.1725697}}</ref>) ha un comportamento che a volte è riportato come anomalo: con il sodio mostra solubilità completa solo al di sopra di 380&nbsp;°C e non è miscibile con il potassio e i successivi metalli alcalini, che invece tra loro sono miscibili.<ref name=":1">{{Cita libro|autore=N. N. Greenwood|autore2=A. Earnshaw|titolo=Chemistry of the Elements|url=|ed=2|anno=1997|editore=Butterworth - Heinemann|p=76|ISBN=0-7506-3365-4}}</ref> Lo ione litio, più piccolo di quello degli altri metalli alcalini, in soluzione acquosa preferisce coordinarsi tipicamente con sole 4 molecole di acqua, dando l'[[Complesso (chimica)|acquocomplesso]] [Li(H<sub>2</sub>O)<sub>4</sub>]<sup>+</sup>, approssimativamente tetraedrico,<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Hannes H.|cognome=Loeffler|nome2=Bernd M.|cognome2=Rode|data=1º luglio 2002|titolo=The hydration structure of the lithium ion|rivista=The Journal of Chemical Physics|volume=117|numero=1|pp=110-117|accesso=11 aprile 2023|doi=10.1063/1.1480875|url=https://aip.scitation.org/doi/10.1063/1.1480875}}</ref> invece che con 6 o più degli altri metalli alcalini.

Lo ione Li<sup>+</sup> ha inoltre il [[potenziale di elettrodo]] più negativo [''E''°(Li<sup>+</sup> / Li) = -3,040&nbsp;[[Volt|V]]]<ref>{{Cita libro|nome=William M.|cognome=Haynes|titolo=CRC handbook of chemistry and physics : a ready-reference book of chemical and physical data|url=https://www.worldcat.org/oclc/730008390|accesso=11 aprile 2023|edizione=92nd ed|data=2011|editore=CRC Press|oclc=730008390|ISBN=978-1-4398-5511-9}}</ref> di ogni altro elemento metallico ed è perciò l'elemento più [[riducente]];<ref>{{Cita libro|autore=Michael Binnewies|autore2=Maik Finze|autore3=Manfred Jäckel|titolo=Allgemeine und Anorganische Chemie|ed=3|anno=2016|editore=Springer Spektrum|lingua=de|p=405|capitolo=Kapitel 15 • Die Elemente der Gruppe 1: Die Alkalimetalle|ISBN=978-3-662-45066-6}}</ref> questo comporta la massima [[energia]] ottenibile per reazione con un dato [[ossidante]], per ogni mole di elettroni; tale massima energia e la ridotta [[massa atomica]] del litio (6,94&nbsp;[[Unità di massa atomica|u]]), che comporta minor peso da trasportare, rendono finora difficilmente sostituibile il suo uso come materiale [[Anodo|anodico]] (e sali di litio come [[elettrolita]]) nelle batterie al fine di un efficiente accumulo energetico ([[Batterie agli ioni di litio|batterie al litio]]).<ref>{{Cita libro|autore=Michael Binnewies|autore2=Maik Finze|autore3=Manfred Jäckel|titolo=Allgemeine und Anorganische Chemie|ed=3|anno=2016|editore=Springer Spektrum|lingua=de|p=407|capitolo=Kapitel 15 • Die Elemente der Gruppe 1: Die Alkalimetalle|ISBN=978-3-662-45066-6}}</ref>

=== Litio metallico ===
A temperatura e pressione ambiente Il litio allo stato metallico cristallizza con la struttura del [[reticolo cubico a corpo centrato]] (''β''-Li), la stessa degli altri metalli alcalini: ogni atomo Li è al centro di un [[cubo]] ed è circondato da 8 altri atomi posti ai vertici del cubo stesso; il lato del cubo è la costante ''a'' del reticolo, che è pari a 351,0&nbsp;pm e ogni atomo di litio dista dal primo vicino di 304&nbsp;pm, da cui il [[raggio metallico]] del litio risulta 152&nbsp;pm.<ref>{{Cita web|url=https://www.webelements.com/lithium/crystal_structure.html|titolo=WebElements Periodic Table » Lithium » crystal structures|accesso=10 aprile 2023}}</ref> Il gruppo spaziale è ''Im-3m'' (Nº&nbsp;229).<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M. R/.|cognome=Nadler|nome2=C. P.|cognome2=Kempier|data=1º dicembre 1959|titolo=Crystallographic Data 186. Lithium|rivista=Analytical Chemistry|volume=31|numero=12|pp=2109-2109|lingua=en|accesso=10 aprile 2023|doi=10.1021/ac60156a007|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ac60156a007}}</ref> Per estrarre un elettrone da una superficie di litio metallico occorrono 2,95&nbsp;eV<ref>{{Cita libro|autore=Simon M. Sze|autore2=Yiming Li|autore3=Kwok K. Ng|titolo=Physics of Semiconductor Devices|url=https://books.google.it/books?hl=it&lr=&id=svYkEAAAQBAJ&oi=fnd&pg=PA3&dq=S.+M.+Sze+and+K.+Ng.+Kwok,+Physics+of+Semiconductor+Devices+(Wiley,+New+York,+2007).&ots=K9JuYVHT8F&sig=MQkfGJrFfemiywgIXCCbBLPn2CY#v=onepage&q=S.%20M.%20Sze%20and%20K.%20Ng.%20Kwok%2C%20Physics%20of%20Semiconductor%20Devices%20(Wiley%2C%20New%20York%2C%202007).&f=false|anno=2007|editore=John Wiley & Sons|ISBN=9781119618003}}</ref> ([[Lavoro di estrazione|potenziale di estrazione]]) ed è quindi necessaria una [[radiazione elettromagnetica]] nella regione dell'[[Radiazione ultravioletta|ultravioletto]]; per confronto, servono 5,11&nbsp;eV per la molecola Li<sub>2</sub> (''vide infra'') e 5,39&nbsp;eV per un atomo di litio isolato ([[Energia di ionizzazione|primo potenziale di ionizzazione]]).

=== Dilitio ===
Il '''dilitio''' Li<sub>2</sub> è conosciuto soltanto in [[Fase (chimica)|fase]] [[gas]]sosa nel [[vapore]] di litio, dove si trova in miscela, in percentuale molto piccola, con il litio atomico.<ref>{{Cita libro|autore=R. S. Berry|autore2=S. A.Rice|autore3=J. Ross|titolo=Physical Chemistry|url=https://archive.org/details/physicalchemistr00berr_935|ed=2|anno=2000|editore=Oxford University Press|p=[https://archive.org/details/physicalchemistr00berr_935/page/n217 209]|ISBN=0-19-510589-3}}</ref> Il dilitio è una [[molecola biatomica]] (Li–Li) formata da due atomi di litio uniti da un [[legame covalente]].<ref name=":0">{{Cita libro|autore=F. Albert Cotton|autore2=Geoffrey Wilkinson|autore3=Carlos A. Murillo|titolo=Advanced Inorganic Chemistry|url=https://archive.org/details/advancedinorgani0000unse|ed=6|anno=1999|editore=Wiley Interscience|p=[https://archive.org/details/advancedinorgani0000unse/page/n113 92]|ISBN=0-471-19957-5|autore4=Manfred Bochmann}}</ref> La molecola ha [[ordine di legame]] di 1 (2 [[Elettrone|elettroni]] leganti in un [[orbitale molecolare]] di tipo [[Orbitale molecolare|sigma]]); il legame è lungo {{M|267.3|ul=pm}}, una distanza notevolmente più piccola di quella esistente tra due atomi Li vicini nel litio metallico stesso, che è di 304&nbsp;pm. L'[[energia di legame]] di Li<sub>2</sub> è di {{M|102|ul=kJ/mol}}, ovvero 1,06&nbsp;[[Elettronvolt|eV]].<ref>{{Cita libro|autore=Mark J. Winter|titolo=Chemical Bonding|url=https://archive.org/details/chemicalbonding0000wint|anno=1994|editore=Oxford University Press|lingua=en|ISBN=0-19-855694-2}}</ref>

Per la specie Li<sub>2</sub> l'[[entalpia]] di formazione standard è Δ''H<sub>ƒ</sub>''° = 215,90&nbsp;k[[Joule|J]]/[[Mole|mol]] e l'[[entropia]] standard è [[Entropia standard di formazione|S°]] = 197,01&nbsp;J/(mol·[[Kelvin|K]]). Il suo [[Energia di ionizzazione|potenziale di ionizzazione]] è di 5,11&nbsp;[[Elettronvolt|eV]],<ref>{{Cita web|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C14452596&Units=SI&Mask=20#Ion-Energetics|titolo=Lithium dimer|sito=webbook.nist.gov|lingua=en|accesso=10 aprile 2023}}</ref> un valore un po' minore rispetto a quello dell'atomo di Li isolato (5,39&nbsp;eV). L'[[affinità protonica]], una misura della basicità intrinseca di una molecola, ammonta per Li<sub>2</sub> a 1.162&nbsp;kJ/mol.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M. W.|cognome=Chase|data=1998|titolo=NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition|pp=1-1951|accesso=15 maggio 2022|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C14452596&Units=SI&Mask=1#Thermo-Gas}}</ref><ref>{{Cita web|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C14452596&Units=SI&Mask=20#Ion-Energetics|titolo=Lithium dimer|sito=webbook.nist.gov|lingua=en|accesso=15 maggio 2022}}</ref> Oltre alla molecola biatomica, il litio può formare anche vari [[cluster (chimica)|cluster]] molecolari di formula Li<sub>n</sub>.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Kazuo|cognome=Kimoto|nome2=Isao|cognome2=Nishida|data=1977-06|titolo=A Study of Lithium Clusters by Means of a Mass Analyzer|rivista=Journal of the Physical Society of Japan|volume=42|numero=6|pp=2071-2072|lingua=en|accesso=6 agosto 2023|doi=10.1143/JPSJ.42.2071|url=https://journals.jps.jp/doi/10.1143/JPSJ.42.2071}}</ref>

=== Proprietà chimiche ===
Come tutti i [[metalli alcalini]], il litio reagisce vigorosamente con l'[[ossigeno]] formando l'[[ossido]] Li<sub>2</sub>O e questo con l'acqua si idrata facilmente formando l'[[idrossido]] LiOH:

4 Li + O<sub>2</sub>  →  2 Li<sub>2</sub>O

Li<sub>2</sub>O + H<sub>2</sub>O  →  2 LiOH

Con l'acqua il litio reagisce anche direttamente e molto vigorosamente, spostandone l'[[idrogeno]]; questo si svolge come bollicine gassose dalla soluzione, e anche in questo modo si forma l'idrossido LiOH:

:2 Li + 2 H<sub>2</sub>O  →  2 LiOH + H<sub>2</sub><big>↑</big>
Una reazione del tutto analoga, ma meno vigorosa, avviene con [[alcoli]] ROH, che porta ad [[Alcossido|alcossidi]] di litio LiOR.

L'idrossido di litio è una [[Base (chimica)|base forte]] e, come tale, è in grado di reagire con anidridi ed acidi per formare i corrispondenti [[Sale|sali]] (e molecole di acqua); ad esempio, con l'[[anidride solforica]] e l'[[acido solforico]] si ottiene il [[solfato di litio]]:
:2 LiOH + SO<sub>3</sub>  →  Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O
:2 LiOH + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>  →  Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + 2 H<sub>2</sub>O
in particolare, LiOH è in grado di catturare l'[[anidride carbonica]] dall'aria formando il corrispondente carbonato:
:2 LiOH + CO<sub>2</sub>  → [[Carbonato di litio|Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>]] + H<sub>2</sub>O

Li<sub>2</sub>O, LiOH, Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> e Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> sono composti di tipo salino, incolori, o bianchi se in forma suddivisa; i primi due sono molto avidi di acqua e fortemente [[Processo esotermico|esotermici]], [[Entalpia standard di formazione|Δ''H<sub>ƒ</sub>''°]] = -553,25&nbsp;kJ/mol e Δ''H<sub>ƒ</sub>''° = -474,42&nbsp;kJ/mol, rispettivamente.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M. W.|cognome=Chase|data=1998|titolo=NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition|pp=1-1951|accesso=10 aprile 2023|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C1310652&Units=SI&Mask=2#Thermo-Condensed}}</ref>

Con reazioni del tutto analoghe, con altri acidi si possono preparare praticamente tutti gli altri sali di litio ([[Nitrato di litio|LiNO<sub>3</sub>]], [[Fosfato di l|Li<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>]], [[Solfato di litio|Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], [[Perclorato di litio|LiClO<sub>4</sub>]], etc.) e altrettanto con [[acidi carbossilici]]: con l'[[acido acetico]] si ottiene l'[[acetato]] CH<sub>3</sub>COOLi.

Inoltre, il litio è l'unico tra i metalli alcalini a reagire spontaneamente con l'[[azoto]] dell'aria a temperatura ambiente per dare il corrispondente [[nitruro di litio]], che è anch'esso [[Processo esotermico|esotermico]] (Δ''H<sub>ƒ</sub>''° = -164,56&nbsp;kJ/mol<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M. W.|cognome=Chase|data=1998|titolo=NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition|pp=1-1951|accesso=10 aprile 2023|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C26134623&Units=SI&Mask=2#Thermo-Condensed}}</ref>), sebbene parecchio meno dell'ossido:<ref>{{Cita libro|nome=Robert E.|cognome=Krebs|titolo=The history and use of our earth's chemical elements : a reference guide|url=https://www.worldcat.org/oclc/66527133|accesso=11 aprile 2023|edizione=2nd ed|data=2006|editore=Greenwood Press|oclc=66527133|ISBN=0-313-33438-2}}</ref>

:6 Li + N<sub>2</sub>  →  2 Li<sub>3</sub>N

Ciononostante, il litio è meno reattivo già rispetto al [[sodio]] e, a dispetto della stretta similitudine chimica con esso e il resto dei metalli alcalini, condivide qualche proprietà anche con il [[magnesio]]; ad esempio, il [[raggio ionico]] è abbastanza simile (76&nbsp;pm contro 72&nbsp;pm) e così pure la scarsa [[solubilità]] dei loro [[Fluoruro|fluoruri]] ([[Fluoruro di litio|LiF]] e [[Fluoruro di magnesio|MgF<sub>2</sub>]]) ed anche quella dei loro [[carbonati]] (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> e [[Carbonato di magnesio|MgCO<sub>3</sub>]]); aspetti questi che si inquadrano nella [[relazione diagonale]].<ref name=":1" />

Nelle sue reazioni con gli [[alogeni]] si formano i corrispondenti [[Alogenuro|alogenuri]] salini (LiF, [[Cloruro di litio|LiCl]], [[Bromuro di litio|LiBr]] e [[Ioduro di litio|LiI]], tutti cristallini incolori con la struttura cubica di [[Cloruro di sodio|NaCl]]), ma le reazioni sono molto violente e quindi non pratiche per il loro ottenimento; si preferisce prepararli, ad esempio, dalle reazioni dell'idrossido (o anche del carbonato) con i corrispondenti [[acidi alogenidrici]] HX (X = F, Cl, Br, I):<ref>{{Cita libro|autore=Arnold F. Holleman|autore2=E. Wiberg|autore3=N. Wiberg|titolo=Anorganische Chemie|ed=103|anno=2017|editore=DE GRUYTER|lingua=de|pp=1486-1487|capitolo=VII. Die Molekülumwandlung|ISBN=978-3-11-026932-1|autore-capitolo2=}}</ref>

:LiOH + HX  → LiX + LiX

:Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> + 2 HX  → 2 LiX + H<sub>2</sub>O + CO<sub>2</sub><big>↑</big>

Del litio con l'ossigeno è noto anche il [[Perossidi|perossido]] [[Perossido di litio|Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>]] che, a differenza di quelli degli altri metalli alcalini, si forma solo in piccola parte quando il litio brucia all'aria, il resto essendo l'ossido Li<sub>2</sub>O.<ref name="GE">{{cita libro|autore=N. N. Greenwood|autore2=A. Earnshaw|titolo=Chemistry of the elements|ed=2|anno=1997|editore=Butterworth-Heinemann|città=Oxford|p=84|ISBN=0-7506-3365-4}}</ref>

Con lo [[zolfo]] e il [[selenio]] il litio dà i corrispondenti [[solfuri]] [[Solfuro di litio|Li<sub>2</sub>S]] e [[Seleniuro|seleniuri]] Li<sub>2</sub>Se e con il [[fosforo]] è noto il [[Fosfuri|fosfuro]] Li<sub>3</sub>P.<ref>{{Cita libro|nome=Nils|cognome=Wiberg|nome2=Egon|cognome2=Wiberg|nome3=Arnold Frederik|cognome3=Holleman|titolo=Anorganische Chemie|edizione=103. Auflage|data=2017|editore=De Gruyter|p=1484|capitolo=XVIII. Die Gruppe der Alkalimetalle|ISBN=978-3-11-026932-1}}</ref>

Oltre 400&nbsp;°C il litio reagisce con l'idrogeno per dare l'[[idruro di litio]],<ref name=":12">{{Cita libro|autore=Pradyot Patnaik|titolo=Handbook of InorganicChemicals|url=https://archive.org/details/Handbook_of_Inorganic_Chemistry_Patnaik|anno=2003|editore=McGraw-Hill|p=501|ISBN=0-07-049439-8}}</ref> anch'esso esotermico (Δ''H<sub>ƒ</sub>''° = -90,63&nbsp;kJ/mol<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M. W.|cognome=Chase|data=1998|titolo=NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition|pp=1-1951|accesso=11 aprile 2023|url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7580678&Units=SI&Mask=2#Thermo-Condensed}}</ref>); questo idruro è il più stabile tra gli quelli dei metalli alcalini e tra essi è il solo che riesce ad arrivare al punto di fusione (692&nbsp;°C) senza decomporsi:<ref>{{Cita libro|autore=Robert T. Sanderson|titolo=Chemical Bonds and Bond Energy|url=https://archive.org/details/chemicalbondsbon0000sand_d5c9|ed=2|anno=1976|editore=Academic Press, Inc.|p=[https://archive.org/details/chemicalbondsbon0000sand_d5c9/page/n134 119]|ISBN=0-12-618060-1}}</ref>

:2 Li + H<sub>2</sub>  →  2 Li–H

L'idruro di litio, a differenza del [[Fluoruro di litio|fluoruro]] e degli altri [[Alogenuro|alogenuri]] di litio, che sono degli ottimi [[Isolante elettrico|isolanti]], è un [[semiconduttore]] ed ha un ''band gap'' «diretto»<ref>{{Cita web|url=https://www.rp-photonics.com/band_gap.html|titolo=band gap|autore=Dr Rüdiger Paschotta|lingua=en|accesso=23 luglio 2023}}</ref> e questo ammonta a 3,0&nbsp;eV.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Suman|cognome=Banger|nome2=Vikas|cognome2=Nayak|nome3=U. P.|cognome3=Verma|data=1º aprile 2018|titolo=Hydrogen storage in lithium hydride: A theoretical approach|rivista=Journal of Physics and Chemistry of Solids|volume=115|pp=6-17|lingua=en|accesso=23 luglio 2023|doi=10.1016/j.jpcs.2017.11.027|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0022369717311435}}</ref>

Con il [[carbonio]] il litio, oltre a formare vari [[Intercalazione (chimica)|composti di intercalazione]] con la [[grafite]], importanti per le [[Accumulatore agli ioni di litio|batterie al litio]], forma l'acetiluro Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub> e questo, trattato con acqua o acidi, sviluppa acetilene (HC≡CH), ma forma anche Li<sub>4</sub>C<sub>3</sub>, che con acidi dà l'allene H<sub>2</sub>C=C=CH<sub>2</sub> (propadiene).<ref name=":02">{{Cita libro|autore=F. Albert Cotton|autore2=Geoffrey Wilkinson|autore3=Carlos A. Murillo|titolo=Advanced Inorganic Chemistry|url=https://archive.org/details/advancedinorgani0000unse|ed=6|anno=1999|editore=Wiley Interscience|p=[https://archive.org/details/advancedinorgani0000unse/page/220 220]|ISBN=0-471-19957-5|autore4=Manfred Bochmann}}</ref><ref>{{Cita libro|nome=Nils|cognome=Wiberg|nome2=Egon|cognome2=Wiberg|nome3=Arnold Frederik|cognome3=Holleman|titolo=Anorganische Chemie|edizione=103. Auflage|data=2017|editore=De Gruyter|pp=1021-1022|capitolo=XV. Die Kohlenstoffgruppe (››Tetrele«)|ISBN=978-3-11-026932-1}}</ref>

Il litio, come anche gli altri metalli alcalini e alcuni altri, si dissolve in [[ammoniaca]] liquida (e in [[ammine]]) dando soluzioni conduttive che contengono [[Elettrone|elettroni]] solvatati e ioni complessi positivi [Li(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>+</sup>.<ref name=":33">{{Cita libro|autore=N. N. Greenwood|autore2=A. Earnshaw|titolo=Chemistry of the Elements|ed=2|anno=1997|editore=Butterworth - Heinemann|p=424|ISBN=0-7506-3365-4}}</ref><ref>{{Cita pubblicazione|nome=Vitaly V.|cognome=Chaban|nome2=Oleg V.|cognome2=Prezhdo|data=10 marzo 2016|titolo=Electron Solvation in Liquid Ammonia: Lithium, Sodium, Magnesium, and Calcium as Electron Sources|rivista=The Journal of Physical Chemistry B|volume=120|numero=9|pp=2500-2506|lingua=en|accesso=23 luglio 2023|doi=10.1021/acs.jpcb.6b00412|url=https://pubs.acs.org/doi/10.1021/acs.jpcb.6b00412}}</ref>

Nei [[Saggio alla fiamma|saggi alla fiamma]] i suoi [[Sale|sali]] conferiscono ad essa color [[cremisi]], ma quando il litio brucia come polvere metallica, la fiamma si mostra di color bianco brillante.

== Isotopi ==
{{vedi anche|Isotopi del litio}}

In natura il litio è presente con due [[isotopo|isotopi]] stabili: il <sup>6</sup>Li e il <sup>7</sup>Li; quest'ultimo ammonta al 92,5% del totale. Pur essendo stabili, le loro [[Energia di legame per nucleone|energie di legame per nucleone]] sono tra le più basse (5,33&nbsp;MeV e 5,61&nbsp;MeV, rispettivamente)<ref>{{Cita web|url=https://atom.kaeri.re.kr/nuchart/|titolo=Table of Nuclides|sito=atom.kaeri.re.kr|accesso=23 luglio 2023}}</ref> tra gli altri isotopi stabili degli elementi; anche per questo l'abbondanza del litio è scarsa nel [[sistema solare]] ed anche più in generale nell'universo.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=Katharina|cognome=Lodders|data=10 luglio 2003|titolo=Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements|rivista=The Astrophysical Journal|volume=591|numero=2|pp=1220-1247|accesso=23 luglio 2023|doi=10.1086/375492|url=https://doi.org/10.1086/375492}}</ref> Essenzialmente per lo stesso motivo, ma in senso opposto, il litio può venir vantaggiosamente sfruttato per produrre energia in reazioni di [[fusione nucleare]], nelle quali avere nuclei iniziali "poco legati" costituisce un vantaggio.<ref>{{Cita web|url=https://fas.org/nuke/intro/nuke/design.htm|titolo=Nuclear Weapon Design|data=4 giugno 2016|accesso=23 luglio 2023|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20081226091803/http://www.fas.org/nuke/intro/nuke/design.htm|urlmorto=sì}}</ref>

Le abbondanze degli isotopi di litio si frazionano nel corso di un'ampia gamma di processi naturali, che includono: la formazione di minerali ([[Precipitazione (chimica)|precipitazione]] chimica), [[metabolismo]], [[scambio ionico]]. Inoltre, gli ioni litio possono a volte sostituire, per il [[raggio ionico]] non molto diverso, 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.

=== Isotopi stabili ===
Il <sup>6</sup>Li (spin 1) è uno dei pochi nuclidi non radioattivi aventi un numero dispari sia di protoni (''Z''), che di neutroni (''N''),  (3 e 3): questa è una condizione generale di scarsa stabilità nucleare che in generale tende ad essere evitata; oltre che nel caso del [[deuterio]], è tuttavia condivisa nel secondo [[Periodo della tavola periodica|periodo]] con i nuclidi [[Boro|<sup>10</sup>B]] (5 e 5) e [[Azoto|<sup>14</sup>N]] (7 e 7) ma, arrivati al [[fluoro]], si ha che il <sup>18</sup>F (9 e 9) è radioattivo e anche più in avanti non ci sono altri casi di nuclei stabili doppiamente dispari.<ref>{{Cita libro|nome=MARIA GOEPPERT|cognome=Mayer|nome2=J.|cognome2=Hans|nome3=D.|cognome3=Jensen|titolo=A - SHELL CLOSURE AND jj COUPLING|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B9780720400830500201|accesso=6 marzo 2023|data=1º gennaio 1968|editore=Elsevier|lingua=en|pp=557-582|ISBN=978-0-7204-0083-0|doi=10.1016/b978-0-7204-0083-0.50020-1}}</ref>

Il <sup>6</sup>Li trova vantaggiosa applicazione nella produzione di [[trizio]], importante nelle tecniche di fusione nucleare, attraverso bombardamento con neutroni lenti provenienti da [[Reattore nucleare|reattori nucleari]], ma termalizzati, secondo la seguente [[reazione nucleare]]:<ref>{{Cita web|url=https://www.britannica.com/science/tritium|titolo=Tritium {{!}} chemical isotope {{!}} Britannica|lingua=en|accesso=6 marzo 2023}}</ref><ref>{{Cita libro|nome=P.|cognome=Rodriguez|titolo=Nuclear Fuel Cycles|url=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/B0080431526011189|accesso=2025-02-19|data=2001-01-01|editore=Elsevier|pp=6300-6303|ISBN=978-0-08-043152-9|DOI=10.1016/b0-08-043152-6/01118-9}}</ref>

:<sup>6</sup>Li  + n &nbsp;&nbsp;→&nbsp;&nbsp; <sup>4</sup>He  + [[Trizio|T]]

Il <sup>7</sup>Li (spin 3/2-) è uno degli [[elementi primordiali]] (che si ritiene sia stato prodotto nella [[nucleosintesi del Big Bang]]). 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>11</sup>Be.

Per bombardamento con neutroni veloci (tipicamente 14&nbsp;MeV), il <sup>7</sup>Li produce anch'esso trizio, neutroni e [[Raggi gamma|radiazione gamma]] secondo la seguente reazione nucleare:<ref>{{Cita pubblicazione|nome=C. R.|cognome=Bates|nome2=M. B.|cognome2=Chadwick|data=2024-09-02|titolo=Lithium Neutron Cross Sections During the Manhattan Project and the Quest for the H-Bomb|rivista=Fusion Science and Technology|volume=80|numero=sup1|pp=S186–S191|accesso=2025-02-19|doi=10.1080/15361055.2024.2370737|url=https://www.tandfonline.com/doi/full/10.1080/15361055.2024.2370737}}</ref>

: <sup>7</sup>Li  + n &nbsp;&nbsp;→&nbsp;&nbsp; <sup>4</sup>He  + T + n + ''γ''

=== Isotopi radioattivi ===
Dell'elemento litio sono stati riportati otto [[Radionuclide|radioisotopi]], i cui [[Numero di massa|numeri di massa]] sono compresi tra ''[[Numero di massa|A]]'' = 3 a ''A'' = 12. D questi, i due più longevi sono <sup>8</sup>Li con un [[Emivita (fisica)|tempo di dimezzamento]] di {{M|840,0|ul=ms}} e il <sup>9</sup>Li con 178,3&nbsp;ms.<ref>{{Cita web|url=https://www-nds.iaea.org/relnsd/vcharthtml/VChartHTML.html|titolo=Livechart - Table of Nuclides - Nuclear structure and decay data|accesso=15 maggio 2022}}</ref>

Il Li-3, con 3 protoni nel nucleo - senza neutroni - è praticamente sconosciuto, pur se riportato in qualche tabella, ma senza ulteriori particolari.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.3/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-3 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref>

Il Li-4 (spin 2-), come qualsiasi [[nuclide]] diverso dall'[[elio-4]], è estremamente instabile e decade per emissione di [[protone]] ([[Q valore|Q]] = 3,103&nbsp;MeV) facendo intervenire l'[[Interazione forte|interazione nucleare forte]]. Il prodotto è [[Elio-3|He-3]], stabile; l'[[Emivita (fisica)|emivita]] è di 7,57×10<sup>-23</sup>&nbsp;s:<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.4/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-4 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref> la brevità estrema è tipica dell'interazione forte.<ref>{{Cita libro|nome=Doru|cognome=S. Delion|titolo=Introduction|url=http://link.springer.com/10.1007/978-3-642-14406-6_1|accesso=2023-03-05|data=2010|editore=Springer Berlin Heidelberg|pp=3-10|volume=819|ISBN=978-3-642-14405-9|DOI=10.1007/978-3-642-14406-6_1}}</ref>

Il Li-5 (spin 3/2-) come qualsiasi nuclide avente ''A'' = 5, è estremamente instabile; decade per emissione di protone (Q = 1,965&nbsp;MeV), anche qui per intervento dell'interazione forte, dando <sup>4</sup>He, con un'emivita di 3,04×10<sup>-22</sup>&nbsp;s.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.5/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-5 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref>

Il Li-8 (spin 2) decade [[Decadimento beta|''β<sup>−</sup>'']] per dare [[Berillio|Be-8]], il quale si spezza in 2 [[Particella α|particelle α]] (un caso particolare di [[fissione nucleare]] e di [[decadimento alfa]]), emettendo 16,079&nbsp;[[Elettronvolt|MeV]] di energia.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.8/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-8 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref>

Il Li-9 (spin 3/2-) nel 49,2% dei casi decade ''β<sup>−</sup>'' dando Be-9 (stabile) sviluppando 11,941&nbsp;MeV; nel restante 50,8% dei casi, espelle anche un [[neutrone]] [decadimento (''β<sup>−</sup>'' + n)], per dare Be-8, che poi si spezza in 2 [[Particella α|particelle α]] ([[Energia di decadimento|Q]] = 13,607&nbsp;MeV).<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.9/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-9 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref>

Il Li-10 (spin incerto) decade per [[emissione di neutrone]] dando il Li-9 ([[Tempo di dimezzamento|T<sub>1/2</sub>]] = 2×10<sup>-12</sup>&nbsp;s, Q = 25&nbsp;keV), il quale poi decade come sopra.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.10/index3.html|titolo=Isotope data for lithium-10 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 marzo 2023}}</ref>

Il Li-11 (spin 3/2-) decade con emivita di 8,59&nbsp;ms frammentandosi in molti modi diversi, tutti accompagnati dal decadimento beta meno.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.11/index.dm.html|titolo=Isotope data for lithium-11 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 agosto 2023}}</ref>

Il Li-12 (spin incerto) decade con emivita di 10&nbsp;ns emettendo un neutrone e trasformandosi quindi in Li-11 (Q = 1,227&nbsp;MeV), che decade poi come sopra.<ref>{{Cita web|url=https://periodictable.com/Isotopes/003.12/index.dm.html|titolo=Isotope data for lithium-12 in the Periodic Table|sito=periodictable.com|accesso=6 agosto 2023}}</ref>

== Storia e produzione ==
[[File:Arfwedson Johan A.jpg|left|thumb|upright=0.6|Johan August Arfwedson]]

Nel 1817, 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, un [[alluminosilicato]] di litio, 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 meno alcalini. Berzelius diede a tale elemento il nome di ''lithion'', un derivato della parola [[Lingua greca antica|greca]] ''λίθoς'' (traslitterato come ''líthos'', che significa "pietra"<ref>{{Cita web|url=https://www.grecoantico.com/dizionario-greco-antico.php?parola=%CE%BB%CE%AF%CE%B8o%CF%82|titolo=DIZIONARIO GRECO ANTICO - Greco antico - Italiano|accesso=28 marzo 2024}}</ref>), 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.<ref>{{Cita web|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20110616005621/http://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=li|titolo=3. Lithium - Elementymology & Elements Multidict|data=16 giugno 2011|accesso=28 marzo 2024|url=https://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Li}}</ref><ref>{{Cita libro|nome=Robert E.|cognome=Krebs|titolo=The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide|anno=2006|url=https://archive.org/details/historyuseofoure0000kreb|edizione=2nd ed|data=2006|editore=Greenwood Press|ISBN=978-0-313-33438-2}}</ref><ref>{{Cita web|url=https://www.webelements.com/lithium/history.html|titolo=WebElements Periodic Table » Lithium » historical information|accesso=28 marzo 2024}}</ref> Il nome greco è poi passato nel [[latino scientifico]] come ''lithium''.<ref>{{Cita web|url=https://www.treccani.it/vocabolario/litio/,%20https://www.treccani.it/vocabolario/litio/|titolo=lìtio - Treccani|sito=Treccani|lingua=it|accesso=29 marzo 2024}}</ref>

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 la ''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 saponi e lubrificanti 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 notevolmente 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 [[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|ul=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|Estrazione del 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 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|ul=°C}} e circa 350&nbsp;°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|ul=$}}/[[chilogrammo|kg]].

== Applicazioni ==
[[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>
]]

=== Vetri e materiali ceramici ===
L'ossido di dilitio (Li<sub>2</sub>O) è ampiamente utilizzato per il trattamento di [[silice]], in grado di ridurre il [[punto di fusione]] e la [[viscosità]] del materiale risultante e di portare gli smalti ad avere [[Coefficiente di dilatazione termica|coefficienti di dilatazione termica]] più bassi.<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|accesso=26 gennaio 2015|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20140907204758/http://www.fmclithium.com/Portals/FMCLithiumFineChemicals/Content/Docs/Worldwide%20Demand%20by%20Sector.pdf|urlmorto=sì}}</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"/> Per questa applicazione si può partire dal [[carbonato di litio]] (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) che, per riscaldamento, si converte nell'ossido.<ref>{{Cita web|url=https://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>

Il [[niobato di litio]] (LiNbO<sub>3</sub>) è un sale di litio ma anche un [[materiale ceramico]] con notevoli proprietà ottiche ed elettriche: il cristallo è [[Piezoelettricità|piezoelettrico]] e [[Ferroelettricità|ferroelettrico]]<ref>{{Cita pubblicazione|nome=M.|cognome=Todorović|nome2=Lj.|cognome2=Radonjić|data=1º gennaio 1997|titolo=Lithium-niobate ferroelectric material obtained by glass crystallization|rivista=Ceramics International|volume=23|numero=1|pp=55-60|lingua=en|accesso=23 marzo 2023|doi=10.1016/0272-8842(95)00140-9|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/0272884295001409}}</ref> ed è molto usato sin dagli anni '80 per i filtri ad onda acustica superficiale (SAW) con un grande mercato in quelli di media frequenza dei [[Televisore|televisori]] analogici. Anche il [[tantalato di litio]] (LiTaO<sub>3</sub>) ha proprietà simili e a volte è usato in associazione al niobato, anche se quest'ultimo viene quasi sempre preferito.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=U.|cognome=Yakhnevych|nome2=C.|cognome2=Kofahl|nome3=S.|cognome3=Hurskyy|data=1º aprile 2023|titolo=Charge transport and acoustic loss in lithium niobate-lithium tantalate solid solutions at temperatures up to 900 °C|rivista=Solid State Ionics|volume=392|p=116147|lingua=en|accesso=23 marzo 2023|doi=10.1016/j.ssi.2023.116147|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S016727382300005X}}</ref>

=== Batterie ===
Negli ultimi anni del XX secolo, a causa del suo elevato [[potenziale di elettrodo]] [E°(Li<sup>+</sup>&nbsp;/&nbsp;Li) = -3,040&nbsp;V<ref>{{Cita libro|nome=William M.|cognome=Haynes|titolo=CRC handbook of chemistry and physics : a ready-reference book of chemical and physical data|url=https://www.worldcat.org/oclc/730008390|accesso=23 marzo 2023|edizione=92nd ed|data=2011|editore=CRC Press|oclc=730008390|ISBN=978-1-4398-5511-9}}</ref>], il litio divenne una componente importante degli [[Elettrodo|elettrodi]] ([[Anodo|anodi]]) nelle batterie e, come ione, del loro [[elettrolita]]. A causa della sua bassa massa atomica, conferisce una densità di carica elevata e quindi poi 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|ul=V}} per cella, contro i 2,1&nbsp;V della [[Batteria piombo-acido|batteria al piombo]] o gli 1,5&nbsp;V per [[Pila (elettrotecnica)#Pila zinco-carbone|celle zinco-carbone]]. Le batterie a ioni di 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 litio- polimeri, la batteria al fosfato di ferro(II) e litio (LiFePO<sub>4</sub>) e la batteria a nanofili.

=== Grassi lubrificanti ===
Riguardano il terzo maggiore impiego del litio su vasta scala. L'idrossido di litio (LiOH) è una [[Base (chimica)#Basi forti|base forte]] e, riscaldato insieme ad un grasso ([[esteri]] della [[Glicerolo|glicerina]] con [[acidi grassi]]), lo [[Saponificazione|saponifica]] e, dopo allontanamento del [[glicerolo]], viene prodotto quindi un [[sapone]], come ad esempio lo [[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>

=== Leghe ===
Il litio metallico viene usato in leghe con alluminio e [[magnesio]], migliorandone la resistenza e rendendole più leggere. Una lega con il magnesio viene utilizzata per la corazzatura. Le leghe con l'alluminio sono utilizzate in aerei, telai di biciclette e treni ad alta velocità.<ref>{{Cita web|url=https://www.rsc.org/periodic-table/element/3/lithium|titolo=Lithium - Element information, properties and uses {{!}} Periodic Table|accesso=23 marzo 2023}}</ref>

=== Metallurgia ===
Quando viene utilizzato come un fondente per [[saldatura]] o [[brasatura]], il litio metallico facilita la fusione dei metalli durante il processo ed elimina la formazione di ossidi assorbendo le impurità. Le sue leghe 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|p=121}}</ref>

=== Applicazioni in campo militare ===
==== In campo bellico ====
Il litio metallico e i suoi idruri complessi, come LiAlH<sub>4</sub>, sono utilizzati come additivi ad alta energia di propellenti dei razzi. L'idruro di litio e alluminio può costituire da solo il combustibile solido.<ref>{{Cita web|url=http://media.armadilloaerospace.com/misc/LiAl-Hydride.pdf|titolo=LiAl-hydride|lingua=en|formato=PDF|accesso=26 gennaio 2015|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20030628230627/http://media.armadilloaerospace.com/misc/LiAl-Hydride.pdf|urlmorto=sì}}</ref>

Il sistema di propulsione ad energia chimica del Mark 50 Torpedo (SCEPS) utilizza un piccolo serbatoio di esafluoruro di zolfo gassoso, 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. In tal caso, è collocato intorno al nucleo (''core'') di una bomba nucleare.<ref>{{Cita libro|cognome=Emsley|nome=John|titolo=Nature's Building Blocks|anno=2003|url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl|data=2011}}</ref>

==== Nucleare ====
[[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 [[deuteruro di litio]] era il materiale di fusione principalmente utilizzato 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 ideate per la prima volta, è stata responsabile dell'inaspettato incremento nella produzione di energia del test nucleare [[Castle Bravo]]). Il trizio si unisce con il deuterio in una reazione di fusione nucleare 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 stata 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|p=139|titolo=Nobel Prize Winners in Physics|autore= Agarwal, Arun|editore=APH Publishing|anno=2008|isbn=81-7648-743-0}}</ref><ref>{{Cita web|url=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|accesso=26 gennaio 2015|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20120902195556/http://www-outreach.phy.cam.ac.uk/camphy/cockcroftwalton/cockcroftwalton9_1.htm|urlmorto=sì}}</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=https://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|anno=2010|url=https://archive.org/details/disappearingspoo0000kean|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]] e l'[[Suicidio|ideazione suicidaria]].<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 VUV (UV sottovuoto), IR e UV. Esso ha uno dei più bassi [[Indice di rifrazione|indici di rifrazione]] e la più lontana portata di trasmissione tra i materiali più comuni nel profondo UV.<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, in 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|urlarchivio= https://web.archive.org/web/20110717075300/http://nl.computers.toshiba-europe.com/Contents/Toshiba_nl/NL/WHITEPAPER/files/TISBWhitepapertech.pdf|urlmorto= sì}}</ref>

=== Chimica organica e chimica dei polimeri ===
I [[Reattivi di organo-litio|composti 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 di alchillitio 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 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 di alchile.<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 e alluminio (LiAlH<sub>4</sub>) e l'[[N-butillitio|''n''-butillitio]] (''n''-C<sub>4</sub>H<sub>9</sub>Li), comunemente usati come basi estremamente forti chiamate ''[[superbase|superbasi]]''.

=== Altri usi ===
* A causa del suo [[calore specifico]] (il più alto tra i solidi), il litio è usato in applicazioni per il trasferimento di calore.
* 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 ==
=== Astronomica ===
Secondo la teoria [[Cosmologia (astronomia)|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 primordiale|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 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 [[Popolazioni stellari|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 |anno=2002 |url=https://archive.org/details/naturesbuildingb0000emsl_b5w6 |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 |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/|titolo=Brown Dwarf|cognome=Cain|nome=Fraser|editore=Universe Today|accesso=dicembre 2020|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20110225032434/http://www.universetoday.com/24593/brown-dwarf/|urlmorto=sì}}</ref><ref>{{Cita web|url=http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html|titolo=L Dwarf Classification|cognome=Reid|nome=Neill|data=10 marzo 2002|accesso=dicembre 2020|urlarchivio=https://archive.is/20130521055905/http://www-int.stsci.edu/~inr/ldwarf3.html|urlmorto=sì}}</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|url=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2021/mcs2021-lithium.pdf|titolo=Commodity summaries|anno=2019|editore=[[United States Geological Survey|U.S. Geological Survey]]|lingua=en}}</ref>
|-
! Nazione
! Produzione
! Riserve
|-
|{{AUS}}
| 45&nbsp;000
| 6&nbsp;400&nbsp;000
|-
|{{CHL}}
| 19&nbsp;300
| 9&nbsp;600&nbsp;000
|-
|{{CHN}}
| 10&nbsp;800
| 5&nbsp;100&nbsp;000
|-
|{{ARG}}
| 6&nbsp;300
| 19&nbsp;300&nbsp;000
|-
|{{BRA}}
| 2&nbsp;400
| 470&nbsp;000
|-
|{{ZWE}}
| 1&nbsp;200
| 500&nbsp;000
|-
|{{Bandiera|PRT}} Portogallo
| 900
| 270&nbsp;000
|-
|{{CAN}}
| 200
| 2&nbsp;900&nbsp;000
|-
|{{USA}}
| ?
| 7&nbsp;900&nbsp;000
|-
|{{BOL}}
| ?
| 21&nbsp;000&nbsp;000
|-
|{{COD}}
| ?
| 3&nbsp;000&nbsp;000
|-
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Il litio è il 25º elemento più abbondante nella [[crosta terrestre]], con una concentrazione di {{M|20|ul=mg}} 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|anno= 1998|url= https://archive.org/details/historyuseofoure00kreb|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 [[salamoia|salamoie naturali]].
Negli ultimi anni si è iniziato a pianificare e progettare il Litio dalle "salamoie geotermali",attraverso una centrale geotermica che estrae anche la salamoia oltre che produrre energia elettrica e trasformando il [[cloruro di litio]] all'[[idrossido di litio]]<ref>{{cita news| url = https://auto.hwupgrade.it/news/batterie/litio-geotermico-vicino-a-roma-si-muovono-enel-green-power-e-vulcan-energy_108478.html| titolo = Litio geotermico vicino a Roma, si muovono Enel Green Power e Vulcan Energy |pubblicazione = auto.hwupgrade.it |data = 11 luglio 2022|accesso = 11 luglio 2022}}</ref>.

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&nbsp;[[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 |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&nbsp;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|urlmorto=sì|accesso=3 marzo 2015|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20200407083227/http://www.springerlink.com/content/y621101m3567jku1/}}</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|anno=2010|url=https://archive.org/details/shriveratkinsino0000unse_m2r9|edizione=5|editore=W. H. Freeman and Company|città= New York|data= 2010|p=[https://archive.org/details/shriveratkinsino0000unse_m2r9/page/296 296]|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&nbsp;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|url=http://www.lithiumalliance.org/about-lithium/lithium-sources/85-broad-based-lithium-reserves|titolo=International Lithium Alliance|lingua=en|accesso=3 marzo 2015|urlarchivio=https://archive.is/20121020065847/http://www.lithiumalliance.org/about-lithium/lithium-sources/85-broad-based-lithium-reserves|urlmorto=sì}}</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>

Un quadro diverso emerge analizzando le aziende che gestiscono miniere di litio. Secondo un reportage pubblicato dalla rivista specializzata illuminem, investitori cinesi controllano diverse compagnie minerarie, che rappresentano il 33,1% della produzione totale (e la metà della produzione delle grandi imprese) di litio al mondo<ref name="illuminem.com">{{Cita web |url = https://illuminem.com/illuminemvoices/23cc1d14-ac57-4e1a-b681-9a0ff8ecc644 |titolo = Who controls the world’s minerals needed for green energy? |autore = Adnan Mazarei |sito = illuminem}}</ref>.

Nell'UE sono in corso quattro progetti per l'estrazione «sostenibile» del litio, per un totale di due miliardi di EUR, progetti che dovrebbero essere operativi tra il 2022 e il 2024 e che dovrebbero soddisfare fino all'80 % del fabbisogno di litio dell'UE nel settore delle batterie entro il 2025.<ref>{{Cita web|url=https://eur-lex.europa.eu/legal-content/IT/TXT/?uri=uriserv%3AOJ.C_.2022.224.01.0022.01.ITA&toc=OJ%3AC%3A2022%3A224%3ATOC|titolo=Strategia europea per le materie prime critiche}}</ref>

=== Biologica ===
Il litio si trova in tracce in numerose [[Plantæ|piante]], [[plancton]] ed [[Invertebrata|invertebrati]], a concentrazioni da 69 a 5&nbsp;760&nbsp;[[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&nbsp;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|urlarchivio=https://web.archive.org/web/20110710191644/http://www.enclabs.com/lithium.html|urlmorto=sì}}</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|ul=mg}}/[[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>

== Precauzioni ==
{{EtichettaUE
|simbolo1=facilmente infiammabile
|simbolo2=corrosivo
|simbolo3=
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|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 | url = http://gestis-en.itrust.de | titolo = IFA-GESTIS | accesso = 28 aprile 2021 | urlarchivio = https://web.archive.org/web/20191016183546/http://gestis-en.itrust.de/ | urlmorto = sì }}</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]].

== Note ==
<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 }}
* {{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 ==
{{Div col}}
* [[Fluoruro di litio]]
* [[Idruro di litio]]
* [[Nitrato di litio]]
* [[Solfato di litio]]
* [[Solfuro di litio]]
* [[Tetraborato di dilitio]]
* [[Triflato di litio]]
* [[Esafluoroarsenato di litio]]
* [[Sali di litio]]
* [[Accumulatore agli ioni di litio]]
* [[Batteria ricaricabile]]
* [[Grasso al litio]]
* [[Avvelenamento da litio]]
{{Div col end}}

== Altri progetti ==
{{interprogetto|wikt|preposizione=sul}}

== Collegamenti esterni ==
* {{Collegamenti esterni}}

{{Elementi chimici}}
{{Controllo di autorità}}
{{portale|chimica|energia|fisica}}

[[Categoria:Litio| ]]
[[Categoria:Combustibili per la fusione nucleare]]