LITIJS: VĒSTURE, STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, RISKI UN LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Litijs ir metāla elements, kura ķīmiskais simbols ir Li un atomu skaits 3. Tas ir trešais no periodiskās tabulas un rada grupa 1 sārmu metālu elements. No visiem metāliem tas ir ar zemāko blīvumu un augstāko īpatnējo siltumu. Tas ir tik viegls, ka var peldēt uz ūdens.

Tās nosaukums cēlies no grieķu vārda “lithos”, kas nozīmē akmeni. Viņi tai deva šo vārdu, jo tas tika precīzi atklāts kā daļa no dažiem minerāliem nezināmajos iežos. Turklāt tam bija raksturīgas īpašības, kas līdzīgas nātrija un kalcija metālu īpašībām, kuras tika atrastas augu pelnos.

Metāla litija daļas, kas pārklātas ar nitrīda slāni, kuru glabā argons. Avots: Ķīmisko elementu Hi-Res attēli

Tam ir viens valences elektrons, zaudējot to lielākajā daļā savu reakciju, lai kļūtu par Li ⁺ katjonu ; vai arī dalot to kovalentā saiknē ar oglekli, Li-C organolīta savienojumos (piemēram, alkil-litijos).

Tā izskats, tāpat kā daudzu citu metālu, ir sudrabaini ciets, kas, nokļūstot mitrumā, var kļūt pelēcīgs. Tam var būt melnīgi slāņi (augšējais attēls), reaģējot ar gaisā esošo slāpekli, veidojot nitrīdu.

Ķīmiski tas ir identisks radniecīgajiem (Na, K, Rb, Cs, Fr), bet mazāk reaktīvs, jo tā vienīgais elektrons izjūt daudz lielāku pievilcības spēku, pateicoties tam, ka atrodas tuvāk tam, kā arī abu tā sliktā ekranēšanas efekta dēļ. iekšējie elektroni. Tas savukārt reaģē tāpat kā magnijs neobjektivitātes efekta dēļ.

Laboratorijā litija sāļus var noteikt, sildot tos šķiltavā; intensīva sārtināta liesma parādīsies tā klātbūtnē. Faktiski to bieži izmanto laboratorijās, analītiskos kursos.

Tās pielietojums atšķiras no izmantošanas kā keramikas, glāžu, sakausējumu vai lietuvju maisījumu piedevām līdz dzesēšanas videi un ļoti efektīvu un mazu bateriju projektēšanai; lai arī tas ir eksplozīvs, ņemot vērā litija reaktīvo raksturu. Tas ir metāls, kuram ir vislielākā tendence oksidēties, un tāpēc tas, kurš visvieglāk atsakās no sava elektrona.

Vēsture

Atklājums

Pirmais litija parādīšanās Visumā meklējams tālu, dažas minūtes pēc Lielā sprādziena, kad saplūda ūdeņraža un hēlija kodoli. Tomēr cilvēciski bija vajadzīgs laiks, lai cilvēce to identificētu kā ķīmisku elementu.

Tas bija 1800. gadā, kad Brazīlijas zinātnieks Žozē Bonifácio de Andrada e Silva Zviedrijas Utö salā atklāja spodumena un petalīta minerālus. Ar to viņš bija atradis pirmos oficiālos litija avotus, taču joprojām par viņu nekas nebija zināms.

1817. gadā zviedru ķīmiķis Johans Augusts Arfvidsons spēja no šiem diviem minerāliem izdalīt sulfāta sāli, kas saturēja citu elementu, nevis kalciju vai nātriju. Līdz tam Augusts Johans strādāja slavenā zviedru ķīmiķa Jēna Jēkaba ​​Berzeliusa laboratorijās.

Tieši Berzeliuss sauca šo jauno elementu, savu novērojumu un eksperimentu produktu, “litos”, kas grieķu valodā nozīmē akmens. Tādējādi litiju beidzot varēja atzīt par jaunu elementu, taču tas joprojām bija nepieciešams izolēt.

Izolācija

Tikai gadu vēlāk, 1821. gadā, Viljamam Tomasam Brande un seram Humfrijam Deivijam izdevās izolēt litiju kā metālu, litija oksīdam veicot elektrolīzi. Lai arī ļoti mazos daudzumos, tie bija pietiekami, lai novērotu tā reaģētspēju.

1854. gadā Roberts Vilhelms Bunsens un Augusts Matīsensens no litija hlorīda elektrolīzes varēja ražot litija metālu lielākos daudzumos. No tā brīža bija sākusies tā ražošana un tirdzniecība, un pieprasījums pieaugs, jo tā unikālo īpašību dēļ tika atrasti jauni tehnoloģiskie pielietojumi.

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

Metāliskā litija kristāliskā struktūra ir uz ķermeni vērsta kubiskā (bcc). No visām kompaktajām kubiskajām konstrukcijām tas ir vismazāk blīvs un atbilst tam raksturīgajam kā vieglākais un vismazāk blīvais metāls no visiem.

Tajā Li atomus ieskauj astoņi kaimiņi; tas ir, Li ir kuba centrā, ar četriem Li augšpusē un apakšā stūros. Šo bcc fāzi sauc arī par α-Li (lai gan šis nosaukums acīmredzot nav ļoti izplatīts).

Fāzes

Tāpat kā lielais vairums cieto metālu vai savienojumu, tie var iziet fāžu pārejas, piedzīvojot temperatūras vai spiediena izmaiņas; kamēr tie nav dibināti. Tādējādi litijs ļoti zemā temperatūrā (4,2 K) kristalizējas ar romboedrisko struktūru. Li atomi ir gandrīz sasaluši un savās pozīcijās vibrē mazāk.

Kad spiediens tiek palielināts, tas iegūst kompaktākas sešstūrainas struktūras; un, vēl vairāk palielinot, litijs iziet citās pārejās, kurām nav pilnībā raksturota rentgenstaru difrakcija.

Tāpēc šī “saspiestā litija” īpašības joprojām tiek pētītas. Tāpat vēl nav saprotams, kā tā trīs elektroni, no kuriem viens ir valence, iedarbojas uz tā izturēšanos kā pusvadītāju vai metālu šajos augsta spiediena apstākļos.

Trīs elektroni, nevis viens

Šķiet ziņkārīgi, ka litijs šajā brīdī paliek "necaurspīdīgs grāmata" tiem, kas nodarbojas ar kristalogrāfisko analīzi.

Tas notiek tāpēc, ka, kaut arī elektroniskā konfigurācija ir 2s ¹ , ar tik maz elektroniem, tā diez vai var mijiedarboties ar starojumu, kas tiek izmantots, lai noskaidrotu tā metāliskos kristālus.

Turklāt tiek teorēts, ka 1s un 2s orbitāles pārklājas ar augstu spiedienu. Tas ir, gan iekšējie elektroni (1s ² ), gan valences elektroni (2s ¹ ) nosaka litija elektroniskās un optiskās īpašības šajās superkompaktajās fāzēs.

Oksidācijas numurs

Kad litija elektronu konfigurācija ir 2s ¹ , tas var zaudēt vienu elektronu; pārējiem diviem, no 1s ² iekšējās orbītas , noņemšanai būtu nepieciešams daudz enerģijas.

Tāpēc litijs piedalās gandrīz visos tā savienojumos (neorganiskos vai organiskos) ar oksidācijas numuru +1. Tas nozīmē, ka tā saitēs Li-E, kur E ir jebkurš elements, tiek pieņemts, ka Li ⁺ katjons pastāv (neatkarīgi no tā, vai šī saite ir joniska vai kovalenta).

Litijam oksidācijas skaitlis -1 ir maz ticams, jo tam vajadzētu saistīties ar elementu, kas ir mazāk elektronegatīvs nekā tas; fakts, ka pats par sevi ir grūti, jo šis metāls ir ļoti elektropozitīvs.

Šis negatīvais oksidācijas skaitlis atspoguļotu 2s ² elektronisko konfigurāciju (lai iegūtu vienu elektronu), un arī berilijs būtu izoelektronisks. Tagad pastāv Li ^- tiktu pieņemts, anjonu , un tās atvasināto sāļi varētu saukt lithuros.

Lielā oksidācijas potenciāla dēļ tā savienojumi pārsvarā satur Li ⁺ katjonu , kas, tā kā tas ir tik mazs, var radīt polarizējošu efektu lielgabarīta anjoniem, veidojot Li-E kovalentās saites.

Īpašības

Litija savienojumu purpura liesma. Avots: Antti T. Nissinen (https://www.flickr.com/photos/veisto/2128261964)

Ārējais izskats

Sudrabaini balts metāls ar gludu tekstūru, kura virsma oksidējoties kļūst pelēka vai kļūst tumšāka, reaģējot tieši ar slāpekli gaisā, veidojot atbilstošo nitrīdu. Tas ir tik viegls, ka peld ūdenī vai eļļā.

Tas ir tik gluds, ka to var pat sagriezt šķēlēs, izmantojot nazi vai pat ar nagiem, ko vispār neieteiktu.

Molārā masa

6,941 g / mol.

Kušanas punkts

180,50 ° C.

Vārīšanās punkts

1330 ° C.

Blīvums

0,534 g / ml 25 ° C temperatūrā.

Šķīdība

Jā, tas peld ūdenī, bet tas nekavējoties sāk reaģēt ar to. Tas šķīst amonjakā, kur, izšķīstot, elektroni tiek solvatēti, iegūstot zilu krāsu.

Tvaika spiediens

0,818 mm Hg 727 ° C temperatūrā; tas ir, pat augstā temperatūrā tā atomi tik tikko nevar izkļūt gāzes fāzē.

Elektronegativitāte

0,98 pēc Pingainga skalas.

Jonizācijas enerģijas

Pirmais: 520,2 kJ / mol

Otrais: 7298,1 kJ / mol

Trešais: 11815 kJ / mol

Šīs vērtības atbilst enerģijām, kas vajadzīgas gāzveida jonu Li ⁺ , Li ²⁺ un Li ^{3+ iegūšanai} .

Pašnoteikšanās temperatūra

179 ° C.

Virsmas spraigums

398 mN / m tā kušanas temperatūrā.

Viskozitāte

Šķidrā stāvoklī tas ir mazāk viskozs nekā ūdens.

Saplūšanas karstums

3,00 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums

136 kJ / mol.

Molārā siltuma jauda

24 860 J / mol · K Šī vērtība ir ārkārtīgi augsta; augstākais no visiem elementiem.

Mosa cietība

0,6

Izotopi

Dabā litijs notiek divu izotopu veidā: ⁶ Li un ⁷ Li. Atomu masa 6,941 u vien norāda, kurš no diviem ir visbagātākais: ⁷ Li. Pēdējais veido apmēram 92,4% no visiem litija atomiem; kamēr ⁶ Li, apmēram 7,6% no tiem.

Dzīvās būtnēs organisms dod priekšroku no ⁷ Li līdz ⁶ Li; tomēr mineraloģiskajās matricās ⁶ Li izotops tiek uztverts labāk, un tāpēc tā izplatības procents palielinās virs 7,6%.

Reaģētspēja

Lai arī tas ir mazāk reaktīvs nekā citi sārmu metāli, tas joprojām ir diezgan aktīvs metāls, tāpēc to nevar pakļaut atmosfērai, neveicot oksidāciju. Atkarībā no apstākļiem (temperatūras un spiediena) tas reaģē ar visiem gāzveida elementiem: ūdeņradi, hloru, skābekli, slāpekli; un ar cietām vielām, piemēram, fosforu un sēru.

Nomenklatūra

Litija metālam nav citu nosaukumu. Attiecībā uz tā savienojumiem liela daļa no tiem ir nosaukti saskaņā ar sistemātiskajām, tradicionālajām vai krājumu nomenklatūrām. Tā oksidācijas stāvoklis +1 praktiski nav mainījies, tāpēc krājumu nomenklatūrā nosaukuma beigās nav rakstīts (I).

Piemēri

Piemēram, ņemsim vērā savienojumus Li ₂ O un Li ₃ N.

Li ₂ O saņem šādus nosaukumus:

- Litija oksīds saskaņā ar krājumu nomenklatūru

- Litija oksīds saskaņā ar tradicionālo nomenklatūru

- Dilīta monoksīds saskaņā ar sistemātisko nomenklatūru

Kamēr Li ₃ N sauc:

- Litija nitrīds, krājumu nomenklatūra

- Litīta nitrīds, tradicionālā nomenklatūra

- Trilīta mononitrīds, sistemātiska nomenklatūra

Bioloģiskā loma

Nav zināms, cik lielā mērā litijs var būt vai nebūt organismiem. Tāpat mehānismi, kā tā varētu metabolizēties, nav skaidri un joprojām tiek pētīti.

Tāpēc nav zināms, kāda varētu būt diēta, kas bagāta ar litiju; kaut arī to var atrast visos ķermeņa audos; īpaši nierēs.

Seratonīna līmeņa regulators

Ir zināma dažu litija sāļu farmakoloģiskā iedarbība uz ķermeni, īpaši uz smadzenēm vai nervu sistēmu. Piemēram, tas regulē serotonīna līmeni, molekulu, kas atbild par laimes ķīmiskajiem aspektiem. Neraugoties uz to, nav retums domāt, ka tas maina vai maina to pacientu noskaņojumu, kuri tos patērē.

Tomēr viņi iesaka nelietot litiju kopā ar medikamentiem, kas cīnās ar depresiju, jo pastāv risks paaugstināt serotonīna līmeni.

Tas palīdz ne tikai cīnīties ar depresiju, bet arī ar bipolāriem un šizofrēnijas traucējumiem, kā arī citiem iespējamiem neiroloģiskiem traucējumiem.

Trūkums

Spekulējot, tiek uzskatīts, ka indivīdiem ar zemu litija diētu ir lielāka nosliece uz depresiju vai pašnāvību vai slepkavību. Tomēr formāli tā trūkuma sekas joprojām nav zināmas.

Kur atrast un produkcija

Litiju nevar atrast zemes garozā, daudz mazāk jūrās vai atmosfērā, tīrā stāvoklī kā spīdīgu baltu metālu. Tā vietā tas miljonu gadu laikā ir ticis pārveidots, kas to pozicionē kā Li ⁺ jonu (galvenokārt) noteiktos minerālos un iežu grupās.

Tiek lēsts, ka tā koncentrācija zemes garozā svārstās no 20 līdz 70 ppm (daļa uz miljonu), kas ir ekvivalenta aptuveni 0,0004% no tās. Atrodoties jūras ūdeņos, tā koncentrācija ir aptuveni 0,14 un 0,25 ppm; tas ir, litijs ir daudz bagātīgāks akmeņos un minerālos nekā sālījumos vai jūras gultnēs.

Minerāli

Spodumene kvarcs, viens no dabiskajiem litija avotiem. Avots: Robs Lavinskis, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Minerāli, kur atrodams šis metāls, ir šādi:

- Spodumene, LiAl (SiO ₃ ) ₂

- petalīts, LiAlSi ₄ O ₁₀

- lepidolīts, K (Li, Al, Rb) ₂ (Al, Si) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Šiem trim minerāliem ir kopīgs, ka tie ir litija aluminosilikāti. Ir arī citi minerāli, kur metālu var iegūt, piemēram, ambligonīts, elbaīts, tripillīts, eukriptīts vai hektorīta māli. Tomēr spodumene ir minerāls, no kura tiek ražots lielākais litija daudzums. Šie minerāli veido dažus nezināmus iežus, piemēram, granītu vai pegmatītu.

Jūras ūdeņi

Saistībā ar jūru to iegūst attiecīgi no sālījumiem kā litija hlorīda, hidroksīda vai karbonāta, LiCl, LiOH un Li ₂ CO ₃ . Tādā pašā veidā to var iegūt no ezeriem vai lagūnām vai dažādās sālsūdens atradnēs.

Kopumā litijs ieņem 25. vietu Zemes elementu pārpilnībā, kas labi korelē ar tā zemo koncentrāciju gan zemē, gan ūdenī, un tāpēc tiek uzskatīts par salīdzinoši retu elementu.

Zvaigznes

Litijs ir sastopams jaunās zvaigznēs lielākā skaitā nekā vecākajās zvaigznēs.

Lai iegūtu vai ražotu šo metālu tīrā stāvoklī, ir divas iespējas (ignorējot ekonomiskos vai rentabilitātes aspektus): iegūt to ar ieguves darbību vai savākt sālījumā. Pēdējais ir dominējošais avots metāliskā litija ražošanā.

Metāliska litija iegūšana elektrolīzes ceļā

No sālījuma iegūst izkausētu LiCl maisījumu, ko pēc tam var pakļaut elektrolīzei, lai atdalītu sāli tā elementārajos komponentos:

LiCl (l) → Li (s) + 1/2 Cl ₂ (g)

Kamēr minerālvielas tiek sagremotas skābā vidē, lai iegūtu to Li ⁺ jonus pēc atdalīšanas un attīrīšanas procesiem.

Čīle tiek uzskatīta par lielāko litija ražotāju pasaulē, to iegūstot no Atacama sāls plaknes. Tajā pašā kontinentā seko Argentīna - valsts, kas iegūst LiCl no Salar del Hombre Muerto un, visbeidzot, Bolīvijas. Tomēr Austrālija ir lielākais litija ražotājs, izmantojot spodumenu.

Reakcijas

Pazīstamākā litija reakcija ir tā, kas rodas, nonākot saskarē ar ūdeni:

2Li (s) + 2H ₂ O (l) → 2LiOH (aq) + H ₂ (g)

LiOH ir litija hidroksīds, un, kā redzams, tas rada ūdeņraža gāzi.

Reaģē ar gāzveida skābekli un slāpekli, veidojot šādus produktus:

4Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O (s)

2Li (s) + O ₂ (g) → 2Li ₂ O ₂ (s)

Li ₂ O ir litija oksīds, kuram ir tendence veidoties virs Li ₂ O ₂ , peroksīda.

6Li (s) + N ₂ (g) → 2Li ₃ N (s)

Litijs ir vienīgais sārmu metāls, kas spēj reaģēt ar slāpekli un izraisīt šo nitrīdu. Visos šajos savienojumos var pieņemt, ka Li ⁺ katjons pastāv, piedaloties jonu saitēs ar kovalento raksturu (vai otrādi).

Tas var arī tieši un enerģiski reaģēt ar halogēniem:

2Li (s) + F ₂ (g) → LiF (s)

Reaģē arī ar skābēm:

2Li (s) + 2HCl (conc) → 2LiCl (aq) + H ₂ (g)

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

The compounds LIF, LiCl un lino ₃ ir litija fluorīds, hlorīdu un nitrātu, attiecīgi.

Un attiecībā uz tā organiskajiem savienojumiem vislabāk pazīstams ir litija butils:

2 Li + C ₄ H ₉ X → C ₄ H ₉ Li + LiX

Kur X ir halogēna atoms un C ₄ H ₉ X ir alkilhalogenīdu.

Riski

Tīrs metāls

Litijs spēcīgi reaģē ar ūdeni un var reaģēt ar mitrumu uz ādas. Tāpēc, ja kāds to apstrādātu ar kailām rokām, viņi varētu ciest apdegumus. Un, ja tas ir granulēts vai pulverveidīgs, tas aizdegās istabas temperatūrā, tādējādi radot ugunsbīstamību.

Lai apstrādātu šo metālu, jāizmanto cimdi un drošības brilles, jo minimāls kontakts ar acīm var izraisīt spēcīgu kairinājumu.

Ieelpojot, sekas var būt vēl sliktākas, sadedzinot elpceļus un izraisot plaušu tūsku, pateicoties kaustiskas vielas LiOH iekšējam veidojumam.

Šis metāls jāuzglabā zem ūdens vai sausā vidē un ir inerts nekā slāpeklis; piemēram, argonā, kā parādīts pirmajā attēlā.

Savienojumi

No litija atvasinātie savienojumi, īpaši tā sāļi, piemēram, karbonāts vai citrāts, ir daudz drošāki. Tik ilgi, kamēr cilvēki, kas tos norīs, ievēro ārstu norādījumus.

Dažas no daudzajām nevēlamajām blakusparādībām, ko tas var radīt pacientiem, ir: caureja, slikta dūša, nogurums, reibonis, vieglprātība, trīce, pārmērīga urinēšana, slāpes un svara pieaugums.

Ietekme var būt vēl nopietnāka grūtniecēm, ietekmēt augļa veselību vai palielināt iedzimtus defektus. Tāpat tā lietošana nav ieteicama mātēm, kas baro bērnu ar krūti, jo litijs var pāriet no piena bērnam, un no turienes var veidoties visa veida anomālijas vai negatīva ietekme.

Lietojumprogrammas

Vispopulārākie šī metāla lietojumi populārā līmenī ir saistīti ar medicīnu. Tomēr to var izmantot citās jomās, it īpaši enerģijas uzkrāšanā, izmantojot baterijas.

Metalurģija

Litija sāļi, īpaši Li ₂ CO ₃ , kalpo par piedevu lietuvju procesos dažādiem mērķiem:

-Degass

-Desulfurizē

-Rafinē krāsaino metālu graudus

-Palielina liešanas veidņu izdedžu plūstamību

-Samazina kušanas temperatūru alumīnija lējumos, pateicoties tā augstajam īpatnējam karstumam.

Organometāls

Alkil-litija savienojumi tiek izmantoti, lai alkilētu (pievienotu R sānu ķēdes) vai arilāru (pievienotu Ar aromātiskās grupas) molekulu struktūras. Viņi izceļas ar labu šķīdību organiskos šķīdinātājos un ar to, ka reakcijas vidē nav tik reaktīvi; tāpēc tas kalpo kā reaģenti vai katalizatori vairākām organiskām sintēzēm.

Smērvielas

Eļļai pievieno litija stearātu (reakcijas starp smērvielu un LiOH produktu), lai izveidotu eļļošanas maisījumu.

Šī litija smērviela ir izturīga pret augstām temperatūrām, atdzesējot nesacietina un ir inerta pret skābekli un ūdeni. Tāpēc to var izmantot militāros, kosmiskajā, rūpnieciskajā, automobiļu uc lietojumos.

Keramikas un stikla piedevas

Brilles vai keramika, kas apstrādāta ar Li ₂ O, izkausējot iegūst zemāku viskozitāti un lielāku izturību pret termisko izplešanos. Piemēram, virtuves piederumi ir izgatavoti no šiem materiāliem, un Pireksa stiklam ir arī šis savienojums tā sastāvā.

Sakausējumi

Tā kā tas ir tik viegls metāls, tāpat kā tā sakausējumi; to skaitā alumīnija-litija. Pievienojot kā piedevu, tas ne tikai piešķir tiem mazāku svaru, bet arī lielāku izturību pret augstām temperatūrām.

Aukstumaģents

Tā lielais īpatnējais siltums padara to par ideālu izmantošanai kā dzesēšanas līdzekli procesos, kur izdalās daudz siltuma; piemēram, kodolreaktoros. Tas notiek tāpēc, ka temperatūras paaugstināšana "maksā", un tāpēc tas neļauj siltumam viegli izstarot ārpusi.

Baterijas

Visdaudzsološākā izmantošana ir litija jonu akumulatoru tirgū. Tie izmanto vieglumu, ar kādu litijs tiek oksidēts līdz Li ^+, lai izmantotu atbrīvoto elektronu un aktivizētu ārēju ķēdi. Tādējādi elektrodi ir izgatavoti vai nu no metāliska litija, vai no tā sakausējumiem, kur Li ⁺ var savstarpēji savienoties un iziet cauri elektrolītiskajam materiālam.

Kā pēdējo zinātkāri muzikālā grupa Evanescense šim minerālam veltīja dziesmu ar nosaukumu “Litijs”.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Lawrence Livermore Nacionālā laboratorija. (2017. gada 23. jūnijs). Peering pie litija kristāla struktūras. Atgūts no: phys.org
3. F. Degtyareva. (sf). Bieza litija sarežģītas struktūras: elektroniska izcelsme. Krievijas Zinātņu akadēmijas Cietvielu fizikas institūts, Černogolovka, Krievija.
4. Advameg, Inc. (2019). Litijs. Atgūts no: chemistryexplained.com
5. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Litijs. PubChem datu bāze. CID = 3028194. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Ēriks Eizons. (2010. gada 30. novembris). Pasaules litija piegāde. Atgūts no: large.stanford.edu
7. Wietelmann, U., & Klett, J. (2018). 200 gadi litija un 100 gadi organolīta ķīmijas. Zeitschrift fur anorganische und allgemeine Chemie, 644 (4), 194–204. doi: 10.1002 / zaac.201700394