ЭСБЕ/Литий
Литий (Li, атомный вес 7) — был открыт Арфведсоном в 1817 г. при анализе минерала , затем он был найден им в  и во многих других минералах. Арфведсон указал на сходство Л. со щелочными металлами и назвал его Л. (от λύθος — камень) в знак того, что этот элемент он встретил впервые в минеральном царстве. Подобно калию и натрию, Li имеет обширное распространение в природе, но встречается в небольших количествах. Наиболее богатые минералы содержат не более 9—10% окиси Л. Li2O; напр., в монтебразите (фосфорнокислая соль Л. и алюминия) ее находится до 9,8%, в трифилине (фосфорнокислая соль железа, марганца и Л.) от 3,4% до 7,7%, в силикатах: криофиллите до 4,1%, в лепидолите от 1,3% до 5,7% и пр. Л. найден в некоторых метеоритах, в морской воде, во многих реках и минеральных источниках, напр. в Карлсбаде, Мариенбаде, Баден-Бадене и пр., в некоторых растениях, напр. в табаке и пр. Металлический Li в свободном состоянии в природе не встречается, подобно калию и натрию. Несмотря на все попытки, Арфведсону не удалось его выделить. В первый раз он был получен Брандесом при действии гальванического тока на окись, но Л. получилось так мало, что нельзя было изучить его свойств; только в 1855 г. Бунзену и Матиссену удалось получить его в достаточном количестве при электролизе хлористого Л., LiCl. Эта соль плавилась в фарфоровом тигле на горелке, и через нее пропускался ток от 5—6 элементов Бунзена. Положительным электродом служила палочка кокса, а отрицательным — тонкая железная проволока. На ней выделялся Li в виде небольших шариков. Так как при этом теряется много хлористого Л., который разбрызгивается во все стороны, то Трост предложил следующий простой способ. Берут высокий чугунный тигель с крышкой, хорошо пригнанной. В ней два отверстия. В одно проходит отрицательный электрод, а в другое металлическая трубка, доходящая до половины тигля; сюда вставляют фарфоровую трубочку, через которую уже и пропускают положительный электрод. При получении Li температура не должна быть высока, так как, по Гюнцу, образовавшийся Li может действовать на LiCl, давая Li2Cl. Чтоб понизить температуру плавления LiCl, Гюнц смешивает его с КСl в эквивалентном количестве. Но тогда получается Li с содержанием калия. Что касается получения Li химическим путем, подобно, напр., калию или натрию, то результаты получаются неудовлетворительные. Ни углекислая соль Л., ни водная окись не восстановляются до металла, напр. с углем или железом; углелитиевая соль с магнием дает Li, но реакция идет очень бурно, и Li получается с магнием. Li — металл серебристого цвета, более твердый, чем калий и натрий, но мягче свинца, тянется в проволоку менее прочную, чем свинцовая. Уд. вес около 0,59, так что он легче всех известных твердых тел. Л. плавится около 180°; не летит при красном калении. Теплоемкость по Реньо 0,908 (от 27° до 100°); электропроводность 19 при 20 (для Ag = 100). Спектр Li характеризуется ярко-красной линией Liα. По Бунзену — достаточно 0,000009 мгр. хлористого Л., чтобы эта линия выступила с ясностью. В сухом воздухе или кислороде при обыкновенной температуре или при нагревании до 180° он не изменяется; при 200° же воспламеняется и горит ослепительно ярким светом. Л. разлагает воду при обыкновенной температуре, но при этом он не воспламеняется подобно, напр., натрию. Во влажном воздухе цвет его темнеет. Брошенный в азотную кислоту, он воспламеняется. При нагревании он горит в углекислоте, восстановляет кремнезем и пр. Л. прямо соединяется с хлором, бромом, иодом, с серой, фосфором, азотом. Из кислот соляной, слабой серной выделяет водород; крепкая HJO4 на него мало действует; с металлами он образует многочисленные сплавы. 

Соединения Л. Li принадлежит к одноатомным элементам и дает соединения вида LiX (где Х — одноатомный элемент или группа). По характеру своих соединений Li занимает среднее место между типичными щелочными металлами и щелочноземными; из последних в особенности он схож с магнием. Так, напр., водная окись Л. LiHO, подобно едкому натру или кали, хорошо растворима в воде, углекислая же соль Li2CO3, как и для кальция, стронция, бария или магния, малорастворима; сернокислая соль Li2SO4 хорошо растворима, а фосфорнокислая Li3PO4 плохо и пр. LiHO при накаливании не дает окиси Li2O, как NaHO или КНО, но LiNO3, подобно азотнокислым солям магния, кальция и пр., дает Li2O, а не LiNO2 и пр. С кислородом Л. дает два соединения: окись Li2O и перекись. Окись Li2O получается при горении Л. в кислороде, при прокаливании азотнокислого Л. LiNO3 или при накаливании смеси углекислого Л. Li2CO3 с углем. Li2O — вещество белого цвета, чрезвычайно прочное: при накаливании с углем, железом, калием оно не разлагается; водород не восстановляет его. Li2O при накаливании не действует на платину, в противоположность щелочам. В воде она медленно растворяется с выделением небольшого количества тепла и дает резко щелочной раствор; при этом образуется водная окись LiHO. При выпаривании раствора окиси Л. в пустоте образуется кристаллический гидрат LiHO + H2O. На воздухе LiHO притягивает воду; в горячей воде она так же растворима, как и в холодной, не растворяется в смеси спирта с эфиром. Плавится ниже красного каления, и прокаливанием нельзя получить из нее безводную окись Li2O. Перекись Л. образуется в некотором количестве при горении Л. в кислороде, при прокаливании Li2KO или LiO3 на воздухе. Она появляется здесь в виде желтого налета. Ей приписывается отчасти разъедание платины при накаливании Li2O. Хлористый Л. LiCl получается при действии хлора на Li, соляной кислоты на LiHO или LiCO3 и пр. LiCl очень гигроскопичен; на воздухе он расплывается, в воде хорошо растворяется; 100 ч. воды, напр., при 0° растворяют 63,7 ч. его, при 80° — 115 ч. и пр. При выпаривании (при нагревании) растворов его происходит отчасти разложение с выделением LiHO и НСl, как для MgCl2. При выпаривании над серной кислотой получается гидрат LiCl + 2H2O; известна и LiCl + H2O. LiCl растворим также в спирту. При красном калении LiCl плавится, при этом кислород воздуха частью разлагает его с выделением хлора и образованием окиси Л., или хлорокиси. Летучесть LiCl при накаливании больше NaCl и меньше КСl. Подобно другим хлористым соединениям щелочных металлов, LiCl дает двойное соединение с хлорной платиной Li2PtCl6 + 2Н2O. Оно растворимо в воде, в спирте и в смеси спирта с эфиром. Гюнц указывает на существование Li2Cl. Бромистый и иодистый Л. LiBr, LiJ получаются при разложении углекислого Л. Li2CO3 бромистоводородной и иодистоводородной кислотами. Эти соли также очень гигроскопичны и также отчасти разлагаются водой и кислородом, как и LiCl. Из них LiJ наиболее растворим, за ним идет LiBr и LiCl. Напр., 100 ч. воды растворяют при 0° LiJ — 151 ч., а LiBr — 143 ч. Фтористый Л. приготовляется тоже из LiCO2, в воде он мало растворим, с HF дает соединение LiFHF. Известны соли Л., отвечающие хлорноватой, бромноватой, иодноватой кислотам. Они очень гигроскопичны. 

Углекислый Л. Li2CO3 получается при насыщении раствора LiHO углекислотой, при действии на растворимые соли Л. углекислых щелочей и пр. В последнем случае лучше брать углеаммиачную соль, так как Li2CO3 очень упорно удерживает следы щелочей. Li2CO3 плавится при красном калении, частью разлагаясь (по Тросту, до 83%). В воде он мало растворяется (при обыкновенной темпер. 1 литр растворяет около 12-15 грм. соли); при нагревании растворимость уменьшается. В присутствии СО2 растворимость значительно возрастает; напр., в 1 лит. его тогда растворяется 52,5 гр. Здесь выступает сходство с углекислыми солями щелочноземельных металлов. При кипячении Li2CO3 разлагает аммиачные соли, подобно магнию; он растворяет мочевую кислоту и применяется в медицине. Двууглекислой соли для Li не известно с точностью, хотя, вероятно, образованием ее и обусловливается большая растворимость Li2CO3 в воде с СО2. 

Азотнокислый Л. LiNO3 получается растворением Li2CO3 в азотной кислоте. Он очень гигроскопичен, легко дает пересыщенные растворы. При испарении растворов LiNO3 при 15° получаются кристаллы, изоморфные с натровой селитрой. LiNO3 растворяется в спирту; при накаливании он разлагается до Li2O. 

Сернокислый Л., LiSO4, получается растворением Li2CO3 в H2SO4. В воде он хорошо растворяется, но с повышением темпер. растворимость падает; напр., 100 ч. воды при 0° раствор. 35,34 ч., при 20° — 34,36, при 100° — 29,24. При медленном испарении растворов сернокислого Л. получаются кристаллы состава LiOH. Сернокислый Л. дает двойные соли с сернокислым калием, аммонием, но не дает соединений, отвечающих квасцам. Кислая сернокислая соль Л. получается при растворении LiSO4 в крепкой серной кислоте. 

Фосфорнокислый Л., Li3PO4, получается при осаждении LiSO4 фосфорнонатриевой солью в присутствии некоторого количества NaHO и NH3 при нагревании. Он получается в виде кристаллов состава 2Li3PO4 + H2O. 1 ч. безводной соли требует для растворения 2539 ч. воды или 3920 ч. аммиачной воды. В слабой соляной и азотной кисл. соль растворяется; растворимость ее в воде увеличивается в присутствии аммиачных солей, с которыми она дает двойные соединения, и в присутствии СО2. Другие соли фосфорной кислоты не представляют особого интереса. То же можно сказать про соли борной и хромовой кисл., которые вообще растворимы в воде. 

Сернистый Л. Li2S получается при восстановлении углем сернолитиевой соли. Li2S растворяется в воде, дает кислую соль LiHS, известны также многосернистые соединения Л. С азотом Li соединяется даже при обыкновенной температуре. Гюнц предложил применять Li для получения аргона из воздуха. Что касается отделения и количественного определения Л., то можно сказать следующее. От тяжелых металлов Li отделяется осаждением последних сероводородом или сернистым аммонием; от кальция, стронция и бария — пользуясь растворимостью сернокислого и щавелевокислого Л., от магния — пользуясь растворимостью водной окиси Л. Калий отделяется от него благодаря нерастворимости хлороплатинита калия; что же касается отделения натрия, то пользуются растворимостью в смеси спирта и эфира LiCl или LiNO3. Для количественного определения применяется сернокислая и фосфорнокислая соль Л. Для полноты остается сказать несколько слов о способах получения на практике соединений Л. из природных материалов. Для этой цели служит главным образом лепидолит. Способов для извлечения оттуда Л. предложено много. Когда дело идет о приготовлении его в большом количестве, очень удобен способ Троста. 10 ч. измельченного лепидолита смешивают с 10 ч. углекислого бария, 5 ч. сернокислого бария и 3 ч. сернокислого калия. Массу сплавляют в тигле; при охлаждении она представляет два слоя: верхний образован сернокислыми солями лития, калия и бария, а нижний состоит из стекла. Так как это стекло очень трудно плавится, можно дать массе только несколько охладиться и слить верхний слой. Обработав массу водой, получают сернокислый Л. в смеси с сернокислыми щелочами; их переводят в углекислые соли (осаждая уксуснокислым барием и прокаливая полученные уксуснокислые соли) и разделяют, пользуясь полной растворимостью Li2CO3. В этом способе BaSO4 может быть заменен сернокислым кальцием. 

Во врачебной практике применяется исключительно углекислый и бензойнокислый Л. — белый порошок, который плавится при нагревании, а при охлаждении застывает в кристаллическую массу. Растворяется в 150 ч. горячей или холодной воды. Терапевтическое значение Л. зиждется на его свойстве давать растворимую соль с мочевою кислотою. По способности растворять мочекислые соли Л. превосходит калий и натрий. Указанными свойствами определяется терапевтическое значение этого средства. Употребление Л. приносит пользу при мочекислом диатезе, при подагре, при мочевом песке, при желчной колике и при катаральных состояниях слизистых оболочек. Некоторые врачи предпочитают назначать минеральные воды, богатые содержанием Л. (Bonifaciusquelle в Зальцшлирфе, Königsquelle в Эльстере), так как в таком виде препарат лучше переносится желудком. Углекислый Л. следует прописывать в малых дозах (0,05—0,25 гр.) в большом количестве воды, еще лучше с зельтерскою или содовою водою. Необходимо иметь в виду, что соли Л. оказывают не менее ядовитое действие на сердце, чем соли калия. 

ЭСБЕ:Химические элементы
ЭСБЕ:Медицина