Quelltext der Seite Lithium

{{Dieser Artikel|behandelt das chemische Element ''Lithium''; zu anderen Bedeutungen siehe [[Lithium (Begriffsklärung)]].}}
{{Infobox Chemisches Element
<!--- Periodensystem --->
| Name         = Lithium
| Symbol       = Li
| Ordnungszahl = 3
| Serie        = Am
| Gruppe       = 1
| Periode      = 2
| Block        = s
<!--- Allgemein --->
| Hauptquelle  = <ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus [http://www.webelements.com/lithium/ www.webelements.com (Lithium)] entnommen.</ref>
| Aussehen     = silbrig weiß/grau
| Massenanteil = 60&nbsp;[[Parts per million|ppm]] (27. Rang)<ref name="Harry H. Binder">Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente''. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
| CAS          = {{CASRN|7439-93-2}}
| EG-Nummer    = 231-102-5
| ECHA-ID      = 100.028.274
| ATC-Code     = 
<!--- Atomar --->
| Atommasse    = 6,94 (6,938–6,997)<ref>Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: ''Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report).'' In: ''[[Pure and Applied Chemistry]].'' 2010, S.&nbsp;1, [[doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14]].</ref><ref name="IUPAC">IUPAC: [http://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls ''Standard Atomic Weights Revised 2013''].</ref>
| Atomradius = 145
| AtomradiusBerechnet = 167
| KovalenterRadius = 128
| VanDerWaalsRadius = 182
| Elektronenkonfiguration = &#91;[[Helium|He]]&#93; 2[[S-Orbital|s]]<sup>1</sup>
| Austrittsarbeit = 2,9 [[Elektronenvolt|eV]]<ref>Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: ''[[Bergmann-Schaefer Lehrbuch der Experimentalphysik|Lehrbuch der Experimentalphysik]].'' Band 6: ''Festkörper.'' 2. Auflage. Walter de Gruyter, 2005, ISBN 3-11-017485-5, S.&nbsp;361.</ref>
| Ionisierungsenergie_1 = {{ZahlExp|5,39171495|suffix=(4)|post=[[Elektronenvolt|eV]]<ref name="NIST-ASD-lithium">{{NIST-ASD|lithium|Abruf=2020-06-11}}</ref>}} ≈ {{ZahlExp|520,22|post=[[Joule|kJ]]/[[mol]]<ref name="Webelements-lithium">{{Webelements|lithium|atoms|Abruf=2020-06-11}}</ref>}}
| Ionisierungsenergie_2 = {{ZahlExp|75,6400964|suffix=(13)|post=eV<ref name="NIST-ASD-lithium" />}} ≈ {{ZahlExp|7298,16|post=kJ/mol<ref name="Webelements-lithium" />}}
| Ionisierungsenergie_3 = {{ZahlExp|122,4543581|suffix=(8)|post=eV<ref name="NIST-ASD-lithium" />}} ≈ {{ZahlExp|11815,05|post=kJ/mol<ref name="Webelements-lithium" />}}
<!--- Physikalisch --->
| Aggregatzustand = fest
| Modifikationen = 1
| Kristallstruktur = kubisch raumzentriert
| Dichte = 0,534&nbsp;g/cm<sup>3</sup> (20 [[Grad Celsius|°C]])<ref name="Greenwood">N. N. Greenwood, A. Earnshaw: ''Chemie der Elemente.'' 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S.&nbsp;97.</ref>
| RefTempDichte_K = 
| Mohshärte = 0,6
| Magnetismus = [[Paramagnetismus|paramagnetisch]] ([[Magnetische Suszeptibilität|''χ<sub>m</sub>'']] = 1,4 · 10<sup>−5</sup>)<ref>Robert C. Weast (Hrsg.): ''CRC Handbook of Chemistry and Physics''. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.</ref>
| Schmelzpunkt_K = 453,69
| Schmelzpunkt_C = 180,54
| Siedepunkt_K = 1603 K<ref name="Zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks.'' In: ''[[Journal of Chemical & Engineering Data]].'' 56, 2011, S.&nbsp;328–337, [[doi:10.1021/je1011086]].</ref>
| Siedepunkt_C = 1330
| MolaresVolumen = 13,02 · 10<sup>−6</sup>
| Verdampfungswärme = 136&nbsp;kJ/mol<ref name="Zhang" />
| Schmelzwärme = 3
| Dampfdruck = 
| RefTempDampfdruck_K = 453,7
| Schallgeschwindigkeit = 6000
| RefTempSchallgeschwindigkeit_K = 293,15
| SpezifischeWärmekapazität = 3482<ref name="Harry H. Binder" />
| ElektrischeLeitfähigkeit = 10,6&nbsp;·&nbsp;10<sup>6</sup>
| RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = 
| Wärmeleitfähigkeit = 85
| RefTempWärmeleitfähigkeit_K = 
<!--- Chemisch --->
| Oxidationszustände = +1
| Normalpotential = −3,04 V
| Elektronegativität = 0,98
| CLH             = {{CLH-ECHA|ID=100.028.274|Name=Lithium|Abruf=2016-08-01}}
| Quelle GHS-Kz   = <ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Lithium|ZVG=8010|CAS=7439-93-2|Abruf=2024-01-28}}</ref>
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|02|05}}
| GHS-Signalwort  = Gefahr
| H               = {{H-Sätze|260|314}}
| EUH             = {{EUH-Sätze|014}}
| P               = {{P-Sätze|223|231+232|260|280|303+361+353|305+351+338}}
| Quelle P        = <ref name="GESTIS" />
| Radioaktiv      = 
<!--- Isotope --->
| Isotope = 
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Massenzahl = 6
| Symbol = Li
| NH = 7,4
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Massenzahl = 7
| Symbol = Li
| NH = '''92,6'''
}}
| NMREigenschaften = 
{{Infobox Chemisches Element/NMR
| Symbol = Li
| Massenzahl_1 = 6
| Kernspin_1 = 1
| Gamma_1 = {{0}}+3,936 · 10<sup>7</sup> <ref name="Hesse">M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh: ''Spektroskopische Methoden in der organischen Chemie''. Thieme, 2002<!--Seite?-->.</ref>
| Empfindlichkeit_1 = 8,5&nbsp;·&nbsp;10<sup>−3</sup> <ref name="Hesse" />
| Larmorfrequenz_1 = {{0}}29,45<ref name="Hesse" />
| Massenzahl_2 = 7
| Kernspin_2 = 3/2
| Gamma_2 = +10,398 · 10<sup>7</sup> <ref name="Hesse" />
| Empfindlichkeit_2 = 0,294<ref name="Hesse" />
| Larmorfrequenz_2 = {{0}}77,77<ref name="Hesse" />
}}
}}

'''Lithium''' (von {{grcS|λίθος|líthos|de=Stein}}, Aussprache {{IPA|ˈliːtsi̯ʊm|Tondatei=De-Lithium2.ogg}} oder {{IPA|ˈliːti̯ʊm|Tondatei=De-Lithium.ogg}})<ref>{{Literatur |Autor=Stefan Kleiner, Ralf Knöbl, [[Max Mangold]] |Titel=Duden - das Aussprachewörterbuch |Auflage=8., komplett überarbeitete und erweiterte Auflage |Verlag=[[Dudenverlag]] |Ort=Berlin |Datum=2023 |Reihe=Der Duden in zwölf Bänden |BandReihe=6 |ISBN=978-3-411-04068-1 |Seiten=574}}</ref> ist ein [[chemisches Element]] mit dem Symbol Li und der [[Ordnungszahl]] 3. Es ist ein Element der 1.&nbsp;[[Gruppe des Periodensystems|IUPAC-Gruppe]], der Gruppe der [[Alkalimetall]]e, und gehört zur zweiten Periode des [[Periodensystem]]s der Elemente. Lithium ist ein [[Leichtmetalle|Leichtmetall]] und besitzt die geringste [[Dichte]] der unter [[Standardbedingungen]] festen Elemente.

Lithium kommt in der Natur aufgrund seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Bei [[Raumtemperatur]] ist es nur in völlig trockener Luft über längere Zeit stabil, reagiert aber langsam zu [[Lithiumnitrid]] (Li<sub>3</sub>N). In feuchter Luft bildet sich an der Oberfläche schnell eine mattgraue [[Lithiumhydroxid]]-Schicht. Wie alle Alkalimetalle reagiert elementares Lithium schon bei Berührung mit der Hautfeuchtigkeit und führt so zu schweren [[Verätzung]]en und [[Verbrennung (Medizin)|Verbrennungen]]. Viele [[#Verbindungen|Lithiumverbindungen]], die in wässriger Lösung Lithiumionen bilden, sind im Gegensatz zu den entsprechenden [[Natrium#Verbindungen|Natrium]]- und [[Kalium#Verbindungen|Kaliumverbindungen]] als gesundheitsschädlich eingestuft.

Als [[Spurenelement]] ist Lithium in Form seiner Salze ein häufiger Bestandteil von [[Mineralwasser]]. Im menschlichen [[Organismus]] sind geringe Mengen Lithium vorhanden; das Element ist jedoch nicht [[Essentieller Nahrungsbestandteil|essenziell]] und hat keine bekannte biologische Funktion. Einige Lithiumsalze haben aber eine medizinische Wirkung und werden in der [[Lithiumtherapie]] bei [[Bipolare Störung|bipolaren Affektstörungen]], [[Manie]], [[Depression]]en und [[Cluster-Kopfschmerz]]en eingesetzt.

== Geschichte ==
[[Datei:Arfwedson Johan A.jpg|mini|links|[[Johan August Arfwedson]], Entdecker des Lithiums]]
[[Datei:Lithium paraffin.jpg|mini|links|Lithium-Stücke, zum Schutz vor Oxidation in Paraffinöl]]

Als Entdecker des Lithiums gilt der Schwede [[Johan August Arfwedson]], der im Jahr 1817 die Anwesenheit eines fremden Elements in [[Petalit]] (Li<sup>[4]</sup>Al<sup>[4]</sup>[Si<sub>4</sub>O<sub>10</sub>]) und bald darauf auch in [[Spodumen]] (LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>]) und [[Lepidolith]] (K(Li,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>) feststellte, als er Mineralienfunde von der Insel [[Utö (Schweden)|Utö]] in [[Schweden]] analysierte. Sein akademischer Lehrer [[Jöns Jakob Berzelius]] schlug ''Lithion'', eine Ableitung zu {{grcS|λίθος|líthos|de=Stein}}, als Namen vor, der entsprechend den Bezeichnungen der andern beiden damals bekannten [[Alkalimetalle]] [[Natrium]] und [[Kalium]] auf das Material hinweist, aus dem es gewonnen wurde. Die [[Latinisierung|latinisierte]] Form ''Lithium'' hat sich durchgesetzt.<ref>N. Figurowski: ''Die Entdeckung der chemischen Elemente und der Ursprung ihrer Namen''. Aulis-Verlag Deubner, Köln 1981, ISBN 3-7614-0561-8, S.&nbsp;135.</ref>

1818 bemerkte der deutsche Chemiker [[Christian Gottlob Gmelin]], dass Lithiumsalze eine rote [[Flammenfärbung]] ergeben. Beide Wissenschaftler scheiterten in den folgenden Jahren mit Versuchen, dieses Element zu isolieren. Im Jahr 1818 gelang dies erstmals [[William Thomas Brande]] und Sir [[Humphry Davy]] mittels eines [[Elektrolyse|elektrolytischen]] Verfahrens aus [[Lithiumoxid]] (Li<sub>2</sub>O). [[Robert Wilhelm Bunsen|Robert Bunsen]] und [[Augustus Matthiessen]] stellten 1855 durch Elektrolyse von [[Lithiumchlorid]] (LiCl) größere Mengen reinen Lithiums her. Im Jahr 1917 synthetisierte [[Wilhelm Schlenk]] aus organischen [[Quecksilber]]verbindungen die ersten lithiumorganischen Verbindungen.<ref>[[Christoph Elschenbroich]]: ''Organometallchemie.'' 5. Auflage. [[B. G. Teubner Verlag|Teubner]], Leipzig 2005, S.&nbsp;16.</ref>

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

Bis kurz nach dem Zweiten Weltkrieg gab es bis auf die Anwendung als [[Schmiermittel]] (Mineralöl, angedickt mit [[Lithiumstearat]]) und in der [[Glasindustrie]] ([[Lithiumcarbonat]] oder [[Lithiumoxid]]) kaum Anwendungen für Lithium. Dies änderte sich, als in den [[Vereinigte Staaten|Vereinigten Staaten]] [[Tritium]], das sich aus Lithium gewinnen lässt, für den Bau von [[Wasserstoffbombe]]n benötigt wurde. Man begann mit einer breit angelegten Förderung, vor allem in [[Kings Mountain (North Carolina)]].<ref name="IMR">Jessica Elzea Kogel: ''Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses.'' 7. Auflage. SME, 2006, ISBN 0-87335-233-5, S.&nbsp;599 ({{Google Buch |BuchID=zNicdkuulE4C |Seite=PA599 |Linktext=Industrial minerals & rocks}}).</ref> Durch die auf Grund der kurzen Tritium-[[Halbwertszeit]] benötigten großen Lithium-Mengen wurde zwischen 1953 und 1963 ein großer Vorrat von Lithium angehäuft, das erst nach dem Ende des [[Kalter Krieg|Kalten Krieges]] ab 1993 auf den Markt gebracht wurde.<ref name="IMR" /> Neben dem Bergbau wurde nun auch die billigere Gewinnung aus [[Sole|Salzlaugen]] wichtig. Größere Mengen Lithium werden mittlerweile für [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterien]], für die [[Polymerisation]] von [[Elastomer]]en, in der Bauindustrie und für die organische [[Synthese (Chemie)|Synthese]] von Pharmazeutika und Agrochemikalien eingesetzt. Seit 2007 sind [[Lithiumbatterie|Primärbatterien]] und [[Lithium-Ionen-Akkumulator|Akkumulatoren]] (''Sekundärbatterien'') das wichtigste Segment.<ref>[[United States Geological Survey]]: ''[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/myb1-2007-lithi.pdf Minerals Yearbook 2007: Lithium].'' (PDF; 75&nbsp;kB), 2007.</ref>

== Vorkommen und Abbau ==
=== Vorkommen auf der Erde ===
[[Datei:Petalite.jpg|mini|Petalit]]
Lithium hat an der [[Erdkruste]] einen Anteil von etwa 0,006 %.<ref name="dtv">[[Hans Breuer (Physiker)|Hans Breuer]]: ''dtv-Atlas Chemie.'' Band 1, 9. Auflage. [[Deutscher Taschenbuch Verlag]] (dtv), München 2000, ISBN 3-423-03217-0.</ref> Es kommt damit in der Erdkruste etwas seltener als [[Zink]], jedoch häufiger als [[Kobalt]], [[Zinn]] und [[Blei]] vor. Obwohl Lithium häufiger als beispielsweise Blei ist, ist seine Gewinnung durch die stärkere Verteilung schwierig.<ref name="vdi1-2011">{{Webarchiv |url=http://www.vdi-nachrichten.com/artikel/Lithium-ein-Spannungsmacher-auf-Kreislaufkurs/51175/1 |text=''Lithium – ein Spannungsmacher auf Kreislaufkurs.'' |wayback=20110717190949}} In: ''[[VDI nachrichten]].'' 7. Januar 2011, S.&nbsp;3.</ref> Im Trinkwasser und einigen Nahrungsmitteln wie Fleisch, Fisch, Eiern und Milchprodukten ist Lithium enthalten. So enthalten 100&nbsp;g Fleisch etwa 100&nbsp;μg Lithium.<ref>[http://www.onmeda.de/lexika/naehrstoffe/spurenelemente/lithium-taeglicher-bedarf-2282-3.html Onmeda Nährstoff-Lexikon], Stand 10. Juni 2009.</ref> Verschiedene Pflanzen wie beispielsweise [[Tabak (Gattung)|Tabak]] oder [[Hahnenfuß]] nehmen Lithiumverbindungen aus dem Boden auf und reichern sie an. Der durchschnittliche Anteil an der Trockenmasse von Pflanzen liegt zwischen 0,5 und 3&nbsp;[[Parts per million|ppm]]. [[Meerwasser]] enthält durchschnittlich 180&nbsp;[[Massenkonzentration|µg/l]] (= ca. 0,175 ppm) und Flusswasser etwa 3&nbsp;µg/l.

==== Abbau und Reserven ====
Mengenmäßig wurden 2015 außerhalb der USA 35.000&nbsp;Tonnen Lithium gewonnen und überwiegend als Lithiumcarbonat (Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) gehandelt. Im Jahr 2016 war Chile der größte Produzent. Australien verdreifachte seine Produktion zwischen 2016 und 2017 und steigerte sie bis 2018 nochmals um fast 50 %. 2018 wurden fast zwei Drittel des Lithiumvorrats in Australien im Hartgesteinsbergbau und nur etwa ein Drittel aus Solen gewonnen.<ref>{{Literatur |Autor=Peter Dolega, Matthias Buchert, Johannes Betz |Hrsg=Oeko-Institut |Titel=Ökologische und sozio-ökonomische Herausforderungen in Batterie-Lieferketten: Graphit und Lithium |TitelErg=Kurzstudie erstellt im Rahmen des BMBF-Verbundprojektes Fab4Lib - Forschung zu Maßnahmen zur Steigerung der Material- und Prozesseffizienz bei der Herstellung von Lithium-Ionen-Batteriezellen entlang der gesamten Wertschöpfungskette (FKZ 03XP0142E) |Ort=Freiburg/Darmstadt |Datum=2020-07-29}}</ref> Die [[Lagerstätte#Vorratskategorien|Reserven]] in den vorhandenen Minen wurden Stand Januar 2020 auf rund 17 Millionen Tonnen geschätzt. Das Weltvorkommen aus kontinentalen Solen, geothermischen Solen, aus dem Hectorit-Mineral, Ölfeld-Solen und aus dem magmatischen Gestein [[Pegmatit]] wurde auf 80 Millionen Tonnen geschätzt.<ref name="min">{{Internetquelle |url=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2020/mcs2020-lithium.pdf |titel=Mineral Commodity Summaries 2020 - Lithium Data Sheet |hrsg=USGS [United States Geological Survey] |datum=2020 |format=PDF; 130&nbsp;kB |sprache=en |abruf=2020-09-07}}</ref>

Ein anderes Bild ergibt sich bei der Analyse der Unternehmen, die Lithiumminen verwalten. Laut einer Reportage des Fachmagazins „illuminem“ kontrollieren  [[Volksrepublik China|chinesische]] Investoren mehrere Bergbauunternehmen, auf die 33 % der Gesamtproduktion (und die Hälfte der Produktion großer Unternehmen) von Lithium in der Welt entfallen<ref>{{cite web |url=https://illuminem.com/illuminemvoices/23cc1d14-ac57-4e1a-b681-9a0ff8ecc644 |title=Who controls the world’s minerals needed for green energy? |author=Adnan Mazarei |website=illuminem |language=en}}</ref><ref>[https://www.mdr.de/nachrichten/sachsen/dresden/dippoldiswalde-sebnitz/lithium-abbau-zinnwald-100.html MDR vom 23. Mai 2023; nach U.S. Geological Survey] abgerufen am 25. Juli 2023.</ref>.

{| class="wikitable sortable"
! {{KopfZelle|Sortierung=text}} Weltweite Produktion [Tonnen]<ref name="min" /><ref>{{Internetquelle |url=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2021/mcs2021.pdf |titel=Mineral Commodity Summaries 2021 |hrsg=USGS [United States Geological Survey] |datum=2021 |format=PDF; 11,7&nbsp;MB |sprache=en |abruf=2021-11-27}}</ref>
! {{KopfZelle|Sortierung=number}} 2014
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! {{KopfZelle|Sortierung=number}} Reserven
! {{KopfZelle|Sortierung=number}} [[Ressourcen]]
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|style="text-align:right"|26.800.000<ref>Science.org: Hydrothermal enrichment of lithium in intracaldera illite-bearing claystones. [[doi:10.1126/sciadv.adh8183]]. Das neu entdeckte Vorkommen wird auf 20 bis 40 Mio. Tonnen geschätzt. Das Maximum der Schätzung beträgt 120 Mio. T.</ref>
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|style="text-align:right"|125.000<ref>ZDF heute: [https://www.zdf.de/nachrichten/wirtschaft/erzgebirge-lithium-bergwerk-100.html Riesiges Lithium-Vorkommen : Wer hebt den Milliardenschatz in Sachsen?]</ref>
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Ressource = (geschätztes) Gesamtvorkommen des Rohstoffs<br />
Reserve = der Teil der Ressource, der in einem überschaubaren Zeithorizont unter ökonomischen Bedingungen abgebaut werden kann

[[Thailand]] gab 2024 bekannt, 14,8 Mio. t Lithium-Ressourcen gefunden zu haben.<ref>[https://orf.at/stories/3346210/ Thailand gibt Fund von großen Lithiumvorkommen bekannt] orf.at, 19. Januar 2024, abgerufen am 20. Januar 2024.</ref>

==== Primäre Lagerstätten ====

Lithium kommt in einigen Mineralien in Lithium-[[Pegmatit]]en vor. Die wichtigsten Minerale sind dabei [[Amblygonit]] (LiAl[PO<sub>4</sub>]F), [[Lepidolith]] (K(Li,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>), [[Petalit]] (Kastor; LiAl[Si<sub>4</sub>O<sub>10</sub>]) und [[Spodumen]] (Triphan; LiAl[Si<sub>2</sub>O<sub>6</sub>]). Diese Minerale haben einen Lithiumoxidgehalt von bis zu 9 % (bei Amblygonit). Andere, seltenere Lithiumerze sind [[Kryolithionit]] (Li<sub>3</sub>Na<sub>3</sub>[AlF<sub>6</sub>]<sub>2</sub>), das den größten <!-- wie gross? --> Lithiumgehalt aller Mineralien aufweist, [[Triphylin]] (Li(Fe<sup>II</sup>,Mn<sup>II</sup>)[PO<sub>4</sub>]) und [[Zinnwaldit]] (K(Li,Fe,Al)<sub>3</sub>[(Al,Si)<sub>4</sub>O<sub>10</sub>](F,OH)<sub>2</sub>). Lithiummineralien kommen in vielen [[Silikat]]-[[Gestein]]en vor, aber meist nur in geringen Konzentrationen. Da die Gewinnung von Lithium aus diesen Mineralien mit großem Aufwand verbunden ist, spielen sie heutzutage bei der Gewinnung von Lithium oder Lithiumverbindungen eine untergeordnete Rolle, dies könnte sich jedoch aufgrund der erwartet hohen Nachfrage ändern. Abbauorte sind vor allem die Greenbushes- und [[Mt.-Cattlin-Mine]]n in [[Western Australia]], in deren Pegmatit-Gesteinen eine hohe Lithiumkonzentration vorliegt und in denen Lithium als Nebenprodukt der [[Tantal]]gewinnung anfällt. In einigen anderen Ländern wie [[Kanada]] und [[Russland]], bis 1998 auch in [[Bassemer City]], [[North Carolina]], wird Spodumen zur Lithiumgewinnung abgebaut.<ref>Meridian International Research: ''[http://www.meridian-int-res.com/Projects/Lithium_Microscope.pdf The trouble with Lithium 2.]'' (PDF; 756&nbsp;kB) Martainville, Mai 2008.</ref>

Europa besitzt Li-reiche Pegmatitfelder auf der Kärntner [[Lithiumvorkommen auf der Weinebene|Weinebene]] im [[Bezirk Wolfsberg]], in der finnischen Region [[Österbotten]], im [[Erzgebirge]] sowie zwischen Spanien ([[Almendra (Salamanca)|Almendra]]) und Portugal ([[Distrikt Guarda]], [[Boticas]]).<ref>[http://lithium.today/lithium-supply-by-countries/lithium-supply-portugal/ Lithium supply in Portugal] (2017).</ref><ref>[http://www.researchgate.net/profile/Jorge_Carvalho3/publication/257307330_LITHIUM_POTENTIALITIES_IN_NORTHERN_PORTUGAL/links/0deec524daf1e32da0000000.pdf?inViewer=true&disableCoverPage=true&origin=publication_detail LITHIUM POTENTIALITIES IN NORTHERN PORTUGAL] (2004).</ref> Eine der großen Lagerstätten liegt in [[Serbien]] im Jadartal, wo das Mineral [[Jadarit]] gefunden wurde.<ref>[https://www.dw.com/de/serbien-rio-tinto-gibt-lithium-mine-nicht-auf/av-60838022 Lithiumabbau in Serbien], abgerufen am 13. Dezember 2022</ref> Während die erste kommerzielle Gewinnung von Lithiumverbindungen an sich bereits 1923 im [[Hans-Heinrich-Hütte|Harz]] begann, könnte die Förderung in den nun neu erschlossenen bedeutenden Lagerstätten in Österreich und Finnland ab 2025 beginnen.{{Zukunft|2025}} Sie werden durch [[Global Strategic Metals]] bzw. [[Nordic Mining|Keliber]] betrieben. In Österreich an der [[Koralpe]] im [[Lavanttal]] haben Probestollen ein viel größeres Vorkommen von lithiumhaltigem Grundgestein ergeben, das auf 22 Millionen Tonnen geschätzt wird. Damit ist es eines der ersten groß angelegten Lithium-Abbauprojekte Europas und könnte 20 Jahre lang betrieben werden.<ref>{{Internetquelle |autor= |url=https://europeanlithium.com/de/ |titel=European Lithium |abruf=2022-11-05}}</ref><ref>{{Internetquelle |url=https://kurier.at/wirtschaft/gold-der-zukunft-kaerntner-lithium-mine-vor-start/400063871 |titel=Gold der Zukunft: Kärntner Lithium-Mine vor Start |abruf=2020-07-16}}</ref> Das Vorkommen bei [[Zinnwald-Georgenfeld|Zinnwald]] im Erzgebirge wird durch die Deutsche Lithium [[Exploration (Geologie)|exploriert]].<ref>{{Internetquelle |url=http://www.deutschelithium.de/projekte/zinnwald-lithium-projekt/ |titel=Zinnwald-Lithium-Projekt |hrsg=Deutsche Lithium |abruf=2021-03-17}}</ref><ref>{{Literatur |Autor=Zacharias Zacharakis |Titel=Lithium: Der Berg erwacht |Sammelwerk=[[Die Zeit]] |Ort=Hamburg |Datum=2017-11-13 |Online=http://www.zeit.de/wirtschaft/2017-11/lithium-rohstoff-batterien-elektroautos-erzgebirge |Abruf=2017-12-05}}</ref>

==== Sekundäre Lagerstätten ====

Lithiumsalze, insbesondere [[Lithiumchlorid]], kommen verbreitet auch in Salzlaugen, meist [[Salzsee]]n, vor. Die Konzentration kann bis zu einem Prozent betragen. Neben der Konzentration des Lithiums ist für die Qualität der Salzlauge das Mengenverhältnis von Magnesium zu Lithium wichtig. Derzeit wird Lithium vor allem in [[Chile]] ([[Salar de Atacama]], die mit 0,16 % mit den höchsten bekannten Lithiumkonzentration aufweist<ref name="vdi1-2011" />), Argentinien ([[Salar del Hombre Muerto]]), den Vereinigten Staaten von Amerika ([[Silver Peak]], Nevada) und der [[Volksrepublik China]] ([[Chabyêr Caka]], Tibet; [[Taijinaier-See]], Qinghai) gewonnen. Im bolivianischen Salzsee [[Salar de Uyuni]] mit geschätzt 5,4&nbsp;Millionen Tonnen Lithium lagern möglicherweise die größten Ressourcen.<ref name="min" /><ref>Alix Arnold: ''Grandiose Landschaft und begehrter Rohstoff. Der Salar de Tunupa/Uyuni in Bolivien ist reich an Schönheit – und an Lithium.'' In: ''ila. [[Zeitschrift der Informationsstelle Lateinamerika]].'' 395, Bonn, Mai 2016, S. 38–39.</ref> Das Staatsunternehmen [[Yacimientos de Litio Bolivianos]] investiert seit 2018 mit deutschen und chinesischen Partnern verstärkt in seine Industrialisierung, einschließlich der benachbarten [[Salar de Coipasa]] und [[Laguna Pastos Grandes]]. Es gibt weitere lithiumhaltige Salzseen, die (Stand April 2019) noch nicht zum industriellen Abbau genutzt werden, beispielsweise in China, [[Argentinien]] und [[Afghanistan]]. 2016 wurde bekannt, dass im [[Paradox-Becken]] im US-Bundesstaat [[Utah]] schon in den 1960er Jahren bei Ölexplorationsbohrungen hochsalinares Tiefengrundwasser ([[Sole]]) angetroffen wurde, aus dem sich, nach damaligen Analysen, bis zu 1700&nbsp;mg/l reines Lithium gewinnen ließe.<ref>Stephan Bogner: ''Prima Diamond Corp. akquiriert das Green Energy Projekt in Utah mit historischen Lithiumkonzentrationen von 1700 mg/L.'' Rockstone Research, 18. Februar 2015 ([http://www.more-ir.de/d/13551.pdf PDF])</ref>

Als [[Kuppelproduktion|Kuppelprodukte]] bei der Lithiumgewinnung werden häufig [[Kaliumcarbonat]] (Pottasche), [[Borax]] (Natriumborat), [[Caesium]] und [[Rubidium]] gewonnen.

Aufgrund der erwarteten starken Nachfrage nach Lithium für Batterien von Elektrofahrzeugen prüften 2010 einige Unternehmen den Abbau von lithiumhaltigen Mineralien und Salzlaugen in verschiedenen Regionen der Welt inklusive Europa.<ref>''[http://www.faz.net/aktuell/finanzen/die-weisse-hoffnung-1575024-p1.html Die weiße Hoffnung].'' In: ''[[Frankfurter Allgemeine Zeitung|FAZ]].'' 27. Januar 2011, S.&nbsp;19.</ref> Erforscht wird auch die Lithiumgewinnung aus Meerwasser. In den Weltmeeren sind ca. 230 Mrd. Tonnen Lithium gelöst. 2018 stellten Forscher eine Extraktionsmethode vor, bei der Lithium über [[Solarenergie|solarbetriebene]] Elektrolyse aus [[Meerwasser]] gewonnen werden kann. Als einen Vorteil gegenüber herkömmlicher Gewinnung nannten sie, dass bei dem Prozess direkt metallisches Lithium anfällt und deshalb auf die (komplexe und energieaufwändige) Weiterverarbeitung verzichtet werden kann, wie sie bei der traditionellen Lithiumgewinnung aus Erzen notwendig ist.<ref>{{Literatur |Autor=Sixie Yang et al. |Titel=Lithium Metal Extraction from Seawater |Sammelwerk=[[Joule (Zeitschrift)|Joule]] |Band= |Nummer= |Datum=2018 |Seiten= |DOI=10.1016/j.joule.2018.07.006}}</ref>

Beim [[Leibniz-Institut für Neue Materialien]] startete im November 2020 das auf zwei Jahre angesetzte Forschungsprojekt MERLIN (''mining water lithium extraction''), mit dem die Gewinnung von Lithium aus [[Grubenwasser]] getestet werden soll.<ref name=":1">[https://www.leibniz-inm.de/pressemitteilung/grubenwasser-als-wertwasser-bergbau-trifft-elektromobilitaet/ Grubenwasser als Wertwasser – Bergbau trifft Elektromobilität] (Pressemitteilung des INM)</ref>

=== Vorkommen außerhalb der Erde ===

Nach dem [[Urknall]] ist neben Wasserstoff- und Heliumisotopen auch eine nennenswerte Menge des Isotops <sup>7</sup>Li entstanden. Dieses ist aber zum größten Teil heute nicht mehr vorhanden, da in [[Stern]]en Lithium mit Wasserstoff im Prozess der [[Proton-Proton-Reaktion#Proton-Proton-II-Kette|Proton-Proton-Reaktion II]] [[Kernfusion|fusioniert]] und so verbraucht wurde.<ref>[https://www.wissenschaft.de/astronomie-physik/wo-das-ganze-lithium-geblieben-ist ''Wo das ganze Lithium geblieben ist.''] Auf: ''wissenschaft.de'' vom 15. August 2006. Beobachtung eines fernen [[Doppelstern|Sternsystems]] bringt die Lösung eines [[Kosmologie|kosmologischen]] Rätsels.</ref> In [[Brauner Zwerg|Braunen Zwergen]] sind Masse und Temperatur jedoch nicht hoch genug für eine Wasserstofffusion; ihre Masse erreicht nicht die dazu notwendige Größe von etwa 75&nbsp;[[Jupiter (Planet)|Jupitermassen]]. Das beim Urknall entstandene Lithium blieb somit in größeren Mengen nur in Braunen Zwergen erhalten. Lithium ist aus diesem Grund auch [[extraterrestrisch]] ein verhältnismäßig seltenes Element, kann aber zum Nachweis Brauner Zwerge dienen.<ref>''[http://abenteuer-universum.de/sterne/brzwerg.html Über braune Zwerge].''</ref>

Die Verteilung von Lithium in verschiedenen Sternen ist stark unterschiedlich, auch wenn das Alter, die Masse und die [[Metallizität]] ähnlich sind. Es wird angenommen, dass Planeten einen Einfluss auf den Lithiumgehalt eines Sterns besitzen. Besitzt ein Stern keine Planeten, so ist der Lithiumgehalt hoch, während Sterne wie die Sonne, die von Planeten umgeben sind, einen nur geringen Lithiumgehalt aufweisen, was auch als ''[[Lithium Dip]]'' bezeichnet wird. Als Ursache wird vermutet, dass die Gezeitenkräfte von Planeten zu einer stärkeren Durchmischung von äußeren und inneren Schichten in Sternen beitragen, so dass mehr Lithium in einen Bereich gelangt, der heiß genug ist, um dieses zu fusionieren.<ref>Garik Israelian, Elisa Delgado Mena, Nuno C. Santos, Sergio G. Sousa, Michel Mayor, Stephane Udry, Carolina Domínguez Cerdena, Rafael Rebolo, Sofia Randich: ''Enhanced lithium depletion in Sun-like stars with orbiting planets.'' In: ''[[Nature]].'' Nr.&nbsp;462, 2009, S.&nbsp;189–191, [[doi:10.1038/nature08483]].</ref>

== Produktionsprozess ==
Lithium wird In Australien vorwiegend aus Gesteinen im offenen [[Tagebau]], in Südamerika häufig aus Salzwasser (Grundwasser, [[Salzsee]]n) durch Verdunstung gewonnen.<ref name="Ullmann" /> Seltener ist die Gewinnung aus Thermal- oder Grubenwasser in Europa.<ref name=":0" /><ref name=":1" />

=== Aus Salzwasser ===
Zur Lithiumgewinnung wird salzhaltiges Grundwasser an die Oberfläche gepumpt und über eine Kette von Verdunstungsteichen geleitet, in denen über mehrere Monate die Verdunstung an der Sonne stattfindet. Hat das Lithiumchlorid in den Teichen die nötige Konzentration erreicht, wird die Lösung in eine Aufbereitungsanlage gepumpt, wo unerwünschtes [[Bor]] oder [[Magnesium]] extrahiert und ausgefiltert werden. Dann wird sie mit [[Natriumcarbonat]] behandelt. Das dabei ausgefällte Lithiumcarbonat wird gefiltert und getrocknet. Überschüssige Rest-Sole wird in den Salzsee zurückgepumpt.<ref name="prod">{{Internetquelle |autor=Terence Bell |url=https://www.thebalance.com/lithium-production-2340123 |titel=An Overview of Commercial Lithium Production |hrsg=The Balance |datum=2018-05-11 |abruf=2018-12-16}}</ref> In trockenen Gegenden wie Chile wird durch die Grundwasserverwendung das Austrocknen der Landschaft gefördert.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.zdf.de/nachrichten/heute/scheinbar-saubere-elektromobilitaet-100.html |titel=zdf.de vom 9. September 2018, ''E-Autos: Ein nur scheinbar sauberes Geschäft'' |werk=[[ZDF]] |datum=2018-09-10 |offline=1 |archiv-url=https://web.archive.org/web/20191115160417/https://www.zdf.de/nachrichten/heute/scheinbar-saubere-elektromobilitaet-100.html |archiv-datum=2019-11-15 |abruf=2022-02-20 |abruf-verborgen=1}} insbesondere der Abschnitt „Problemrohstoff Lithium“.</ref><ref>[https://www.ardmediathek.de/tv/Reportage-Dokumentation/Kann-das-Elektro-Auto-die-Umwelt-retten/Das-Erste/Video?bcastId=799280&documentId=63541548 ARD: ''Kann das Elektro-Auto die Umwelt retten?'']</ref>

=== Aus Thermalwasser ===
In Mitteleuropa wird das Lithium aus kilometertiefem, heißen [[Thermalquelle|Thermalwasser]] gewonnen. An der Geothermie-Forschungsbohrung [[Groß Schönebeck]] wurde in vier Kilometern Tiefe eine Konzentration von Litiumionen von 200 bis 230 mg/l nachgewiesen.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.gfz-potsdam.de/sektion/geoenergie/infrastruktur/geothermie-forschungsplattform-gross-schoenebeck/ |titel=Geothermie-Forschungsplattform Groß Schönebeck |hrsg=Helmholtz-Zentrum Potsdam |abruf=2022-04-10}}</ref> Die Temperatur von 150 °C ist dabei ebenso entscheidend, da das Lithium zu einem Nebenprodukt der [[Geothermie]] wird.<ref name=":0">{{Internetquelle |autor=Tamara Worzewski |url=https://www.spektrum.de/news/lithium-weisses-gold-aus-deutschlands-geothermieanlagen/1934710 |titel=Weißes Gold aus Deutschlands Geothermieanlagen |hrsg=Spektrum.de |datum=2021-10-08 |abruf=2022-04-10}}</ref>

Das Verfahren besteht aus drei Schritten: Anlagern, Ablösen und Raffinieren. Im ersten Schritt wird das Thermalwasser in einen Behälter mit einem Adsorptionsmaterial gefüllt, das die freien Lithiumionen einfängt. Nach der Anlagerung wird das Thermalwasser abgepumpt und dem Geothermiekreislauf wieder zugeführt. Im zweiten Schritt wird der Behälter mit einem sauren Lösungsmittel wie etwa [[Essigsäure]] befüllt, das die Lithiumionen aus dem Adsorptionsmaterial herauswäscht. Die mit Lithium angereicherte Lösung wird sodann abgepumpt und im dritten Schritt zu Lithiumchlorid veredelt.<ref name=":0" />

Eine Pilotanlage ist am [[Geothermiekraftwerk Insheim]] in Rheinland-Pfalz in Betrieb. Das Unternehmen ''Vulcan Energie'' fördert dort Lithiumchlorid aus 2.000 bis 5.000 Metern Tiefe und wandelt es in einer Elektrolyse-Anlage zu [[Lithiumhydroxid]]. Je nach anderen gelösten Ionen wie Kochsalz oder Eisen können bis zu 95 Prozent des gelösten Lithiums gewonnen werden. Im Jahr 2021 konnten jedoch nur einige Kilogramm Lithiumhydroxid pro Monat gewonnen werden.<ref>{{Internetquelle |autor=Werner Pluta |url=https://www.golem.de/news/saubere-e-auto-akkus-lasst-lithium-sprudeln-2204-164793.html |titel=Lasst Lithium sprudeln! |werk=golem.de |datum=2022-04-26 |abruf=2022-04-30}}</ref>

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

: <math>\mathrm{2\ LiCl \ + Na_2CO_3 \ \longrightarrow \ Li_2CO_3\downarrow +\ 2\ NaCl }</math>.

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

: <math>\mathrm{Li_2CO_3 +\ 2\ H_3O^+ +\ 2\ Cl^- \longrightarrow \ 2\ Li^+ +\ 2\ Cl^- + CO_2\uparrow +\ 3\ H_2O}</math>

Die Apparate und Anlagen für die Lithiumchlorid-Gewinnung müssen aus [[Stahl|Spezialstählen]] oder [[Nickellegierung]] sein, da die Salzlauge sehr [[Korrosion|korrosiv]] wirkt. Metallisches Lithium wird durch [[Schmelzflusselektrolyse]] eines bei 450–500&nbsp;[[Grad Celsius|°C]] schmelzenden [[Eutektikum|eutektischen]] [[Gemisch]]es aus 52&nbsp;Massenprozent Lithiumchlorid und 48&nbsp;Massenprozent [[Kaliumchlorid]] hergestellt<ref name="Harry H. Binder" />:

: <math>\mathrm{Li^+ + \mathrm{e}^- \ \xrightarrow[Elektrolyse]{(450-500)\,^{\circ}C} \ Li}</math>

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

== Wirtschaftliche Bedeutung und Rohstoffhandel ==
Nach seiner Gewinnung gelangt Lithium als Rohstoff über den Handel zu den weiterverarbeitenden Industrien. Im [[Rohstoffhandel]], speziell an den Börsen für Metalle, wird kein reines Lithium gehandelt, das chemisch zu instabil wäre. Gehandelt werden stattdessen stabile Lithiumverbindungen, i.&nbsp;d.&nbsp;R. mit [[Lithiumsalze]]n bzw. Lithium-basierenden Kristallhaufwerken, überwiegend [[Lithiumkarbonat]] oder [[Lithiumhydroxid]]monohydrat. Diese Stoffe werden u.&nbsp;a. an der [[London Metal Exchange]] gehandelt. 2020 wurden für Lithiumkarbonat (Minimalgehalt 99,5%) ein Preis von 8,75&nbsp;USD&nbsp;/&nbsp;kg verzeichnet, für Lithiumhydroxidmonohydrat (Minimalgehalt 56,5%) 10,25&nbsp;USD&nbsp;/&nbsp;kg.<ref>[https://www.lme.com/Metals/Minor-metals/Lithium-prices#tabIndex=0 ''Lithium at the LME.''] lme.com-Internetportal (London Metal Exchange online), 2020, Website abgerufen am 21. März 2020 (englisch).</ref> In der Folgezeit stieg der Preis und lag Mitte 2022 bei ca. 70 USD/kg.<ref>Andres Wysling: ''Lithium ist so teuer wie nie – jetzt lohnt sich sogar der Abbau unter Tag'', [[NZZ]], 20. August 2022: [https://www.nzz.ch/wirtschaft/lithium-in-caceres-hoher-preis-ermoeglicht-umweltschutz-ld.1695714?ga=1&kid=nl164_2022-8-19 Lithium teuer wie nie]. Abruf: 23. August 2022.</ref>

;Indexfonds
Neben der Quotierung des Lithiums als Rohstoff existieren seit 2010 Lithium-[[Indexfonds]] (ETFs), die börslich handelbar sind.<ref>Clyde Smith: [https://born2invest.com/articles/lithium-graphite-mining-etfs-global-x-lithium-amplify-advanced-battery-metals/ ''Advanced battery technology, lithium and graphite mining ETFs: Global X Lithium & Battery Tech ETF (NYSE:LIT), Amplify Advanced Battery Metals (NYSE:BATT).''] born2invest.com-Internetportal, 10. April 2019 (englisch)</ref><ref>[https://uk.investing.com/indices/solactive-global-lithium ''Solactive Global Lithium (SOLLIT).''] investing.com-(UK)-Internetportal, Website abgerufen am 22. März 2020 (englisch)</ref> Mit diesen ETFs wird der Börsenwert von Unternehmen abgebildet, die an der Lithium-Wertschöpfungskette beteiligt sind. Seit 2010 gibt es einen [[Aktienindex#Performanceindex|Aktien-Performance-Index]] von [[Solactive]], der die Marktkapitalisierung der größten börsennotierten Unternehmen nachzeichnet, die an Erkundung und Bergbau von Lithium sowie der Produktion von Lithium-Batterien beteiligt sind. Zu den zehn größten Werten in diesem Index zählen (nach Größe absteigend, Stand April 2020): [[Albemarle Corporation|Albemarle]], [[Sociedad Química y Minera|SQM]], [[Tesla, Inc.|Tesla]], [[BYD]], [[Samsung]], [[Simplo Technology]], [[LG Chem]], [[Panasonic]], [[GS Yuasa]] und [[Enersys]].<ref>[https://www.solactive.com/Indices/?index=DE000A1EY8J4 Solactive Global Lithium Index], Factsheet, Stand 2 April 2020.</ref> Die wenigen Lithium-ETFs bilden überwiegend diesen Index ab.

=== Weltmarkt ===
Lithium ist laut der [[Bundesanstalt für Geowissenschaften und Rohstoffe]] (BGR) der „Schlüsselrohstoff der Verkehrswende“, der derzeit in [[Lithium-Ionen-Akkumulator|Lithiumionenbatterien]] unabhängig von der Batteriekomposition „nicht ersetzbar ist. Gegenwärtig werden global jährlich rund 82.000 Tonnen Lithium produziert. Für 2030 prognostiziert die BGR einen Bedarf von bis zu 560.000 Tonnen.“ Zudem ist die „Veredelung der Rohstoffe zu gebrauchsfertigen Substanzen […] sehr stark auf China konzentriert, bei seltenen Erden zu fast 90 Prozent, […] bei Lithium zu 58 Prozent.“<ref>Michael Rasch: ''Bei der Mobilitätswende droht das gleiche Debakel wie bei der Energiewende'', NZZ, 9. August 2022: [https://www.nzz.ch/meinung/mobilitaetswende-dem-batterie-auto-droht-das-lithium-auszugehen-ld.1696679?ga=1&kid=nl164_2022-8-8 Debakel Mobilitätswende]. Abruf am 23. August 2022.</ref>

Das Bergbau-Unternehmen [[Imerys]] kündigte die Eröffnung einer Lithium-Mine in [[Département Allier|Zentralfrankreich]] an. Untersuchungen ergaben, dass das Vorkommen ausreiche, „um ab 2028 jährlich 34.000 Tonnen [[Lithiumhydroxid]] zu produzieren.“<ref>[[AFP]] laut [[Südkurier]]: ''Lithium-Mine soll bis 2027 entstehen'', 25. Oktober 2022.</ref>

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
{{Weiterleitungshinweis|Dilithium|Für die fiktive Substanz aus dem Star-Trek-Universum siehe [[Liste fiktiver Elemente, Materialien, Isotope und Elementarteilchen#Dilithium]].}}
[[Datei:Lattice body centered cubic.svg|mini|Kristallstruktur von Lithium, a&nbsp;=&nbsp;351&nbsp;pm<ref name="Schubert">K. Schubert:'' Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente.'' In: ''[[Acta Crystallographica]].'' 30, 1974, S.&nbsp;193–204, [[doi:10.1107/S0567740874002469]].</ref> ]]
Lithium ist ein silberweißes, weiches [[Leichtmetall]]. Es ist bei Raumtemperatur das leichteste aller festen Elemente ([[Dichte]] 0,534&nbsp;g/cm³<ref name="Holleman-Wiberg">{{Holleman-Wiberg |Auflage=91.–100. |Startseite=928 |Endseite=931}}</ref>). Nur fester [[Wasserstoff]] bei −260&nbsp;°C ist mit einer Dichte von 0,0763&nbsp;g/cm³<ref name="Holleman-Wiberg" /> noch leichter.

Lithium kristallisiert – wie die anderen Alkalimetalle – in einer [[Kubisch raumzentriertes Gitter|kubisch-raumzentrierten]] Kugelpackung in der {{Raumgruppe|Im-3m|lang}} mit dem [[Gitterparameter]] a&nbsp;=&nbsp;351&nbsp;pm und zwei [[Formeleinheit]]en pro [[Elementarzelle]]. Bei tiefen Temperaturen von 78&nbsp;K ändert sich die Kristallstruktur durch Spontanumwandlung in eine [[Hexagonales Kristallsystem|hexagonale Struktur]] des Magnesium-[[Strukturtyp|Typs]] mit den Gitterparametern a&nbsp;=&nbsp;311&nbsp;pm und c&nbsp;=&nbsp;509&nbsp;pm oder nach Verformung in eine kubische Struktur des Kupfer-Typs (kubisch flächenzentriert) mit dem Gitterparameter a&nbsp;=&nbsp;438&nbsp;pm um. Die genauen Ursachen, welche Struktur gebildet wird, sind unbekannt.<ref name="Schubert" />

Lithium hat unter den Alkalimetallen den höchsten [[Schmelzpunkt|Schmelz]]- und [[Siedepunkt]] sowie die größte [[spezifische Wärmekapazität]]. Lithium besitzt zwar die größte [[Härte]] aller Alkalimetalle, lässt sich bei einer [[Mohs-Härte]] von 0,6<ref>[http://www.webelements.com/lithium/physics.html Lithium bei webelements.com, physikalische Eigenschaften].</ref> dennoch mit dem Messer schneiden. Als typisches Metall ist es ein guter Strom- (Leitfähigkeit: etwa 18 % von Kupfer<ref name="dtv" />) und Wärmeleiter.

Lithium weist weitgehende Ähnlichkeit zu [[Magnesium]] auf, was sich auch in der Tatsache des Auftretens von heterotypen Mischkristallen aus Lithium und Magnesium, der sogenannten [[Isodimorphie]] zeigt. Obwohl Magnesium in der hexagonal dichtesten, Lithium dagegen in der kubisch raumzentrierten Kugelpackung kristallisiert, sind beide Metalle weitgehend ''heterotyp'' mischbar.<ref>H. Malissa: ''Die Trennung des Lithiums vom Magnesium in Lithium-Magnesium-Legierungen.'' In: ''[[Fresenius’ Journal of Analytical Chemistry]].'' 171, Nr.&nbsp;4, 1959, S.&nbsp;281–282, [[doi:10.1007/BF00555410]].</ref> Dies erfolgt aber nur in einem beschränkten Konzentrationsbereich, wobei die im Überschuss vorhandene Komponente der anderen ihr Kristallgitter „aufzwingt“.

Das Lithium-[[Ion]] weist mit −520&nbsp;kJ/mol<ref name="Binnewies328">M. Binnewies: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Verlag, 2006, S.&nbsp;328.</ref> die höchste [[Hydratation]]senthalpie aller Alkalimetallionen auf. Dadurch ist es in [[Wasser]] vollständig hydratisiert und zieht die Wassermoleküle stark an. Das Lithiumion bildet zwei Hydrathüllen, eine innere mit vier Wassermolekülen, die sehr stark über ihre Sauerstoffatome an das Lithiumion gebunden sind, und eine äußere Hülle, in der über [[Wasserstoffbrücke]]n weitere Wassermoleküle mit dem Li[H<sub>2</sub>O]<sub>4</sub><sup>+</sup>-Ion verbunden sind. Dadurch ist der [[Ionenradius]] des hydratisierten Ions sehr groß, sogar größer als diejenigen der schweren Alkalimetalle [[Rubidium]] und [[Caesium]], die in wässriger Lösung keine derart stark gebundenen Hydrathüllen aufweisen.
[[Datei:Dilithium-2D-dimensions.svg|alt=Li–Li: 267.3 pm|mini|Lewisformel von Dilithium]]
Als [[Gas]] kommt Lithium nicht nur in einzelnen Atomen, sondern auch molekular als '''Dilithium''' Li<sub>2</sub> vor. Das einbindige Lithium erreicht dadurch ein volles s-[[Atomorbital]] und somit eine energetisch günstige Situation. Dilithium hat eine [[Bindungslänge]] von 267,3&nbsp;pm und eine [[Bindungsenergie]] von 101&nbsp;kJ/mol.<ref>[[Mark J. Winter]]: ''Chemical Bonding.'' Oxford University Press, 1994, ISBN 0-19-855694-2.</ref> Im gasförmigen Zustand liegt etwa 1 % (nach Masse) des Lithiums als Dilithium vor.
<div style="clear:left;"></div>

=== Chemische Eigenschaften ===
[[Datei:Lithiumnitrid.jpg|mini|An der Luft infolge Nitridbildung angelaufenes Lithiummetall]]
Lithium ist –&nbsp;wie alle Alkalimetalle&nbsp;– sehr reaktiv und reagiert bereitwillig mit sehr vielen Elementen und Verbindungen (wie [[Wasser]]) unter [[Exotherm|Wärmeabgabe]]. Unter den Alkalimetallen ist es allerdings das reaktionsträgste. Eine Besonderheit, die Lithium von den anderen Alkalimetallen unterscheidet, ist seine Reaktion mit molekularem [[Stickstoff]] zu [[Lithiumnitrid]], die bereits bei Raumtemperatur langsam stattfindet:

: <math>\mathrm{6\ Li \ + N_2 \ \xrightarrow{20\,^{\circ}C}\ 2 \ Li_3N }</math>.

Dies wird durch die hohe [[Ladungsdichte]] des Li<sup>+</sup>-Ions und damit durch eine hohe [[Gitterenergie]] des Lithiumnitrids ermöglicht. Lithium hat mit −3,04&nbsp;V<ref name="Binnewies241">M. Binnewies: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Verlag, 2006, S.&nbsp;241.</ref> das niedrigste [[Normalpotential]] im Periodensystem und ist somit das unedelste aller Elemente.

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

Da die Ionenradien von Li<sup>+</sup>- und Mg<sup>2+</sup>-Ionen vergleichbar groß sind, gibt es auch Ähnlichkeiten in den Eigenschaften von Lithium beziehungsweise Lithiumverbindungen und [[Magnesium]] oder Magnesiumverbindungen. Diese Ähnlichkeit in den Eigenschaften zweier Elemente aus benachbarten Gruppen des [[Periodensystem]]s ist als [[Schrägbeziehung im Periodensystem]] bekannt. So bildet Lithium, im Gegensatz zu Natrium, viele [[metallorganische Verbindung]]en ([[Organolithium-Verbindungen]]), wie [[Butyllithium]] oder [[Methyllithium]]. Ähnliche Beziehungen bestehen auch zwischen [[Beryllium]] und [[Aluminium]] sowie zwischen [[Bor]] und [[Silicium]].

== Isotope ==
[[Datei:Castlebravodiagram.svg|mini|Reaktionen der Lithium- und Wasserstoffisotope in der Castle-Bravo Bombe. Geplante (expected) und tatsächliche (got) Reaktion von <sup>7</sup>Li]]

In der Natur kommen die beiden stabilen [[Isotope]] <sup>6</sup>Li (7,6 %) und <sup>7</sup>Li (92,4 %) vor. Daneben sind instabile Isotope, beginnend bei <sup>4</sup>Li über <sup>8</sup>Li bis <sup>12</sup>Li, bekannt, die nur künstlich herstellbar sind. Ihre [[Halbwertszeit]]en liegen alle im [[Millisekunde]]nbereich.<ref>G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: ''The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties.'' In: ''[[Chinese Physics C]].'' 41, 2017, S.&nbsp;030001, [[doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001]] ([https://www-nds.iaea.org/amdc/ame2016/NUBASE2016.pdf Volltext]).</ref>

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

: <math>\mathrm{\,^6 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + 4{,}78\ MeV}</math>.

Die ebenfalls mögliche Reaktion

: <math>\mathrm{\,^7 _3Li + n \rightarrow \,^4 _2He + \,^3 _1T + n -2{,}74\ MeV}</math>

ist weniger geeignet ''(siehe [[Blanket]])''. Die [[Isotopentrennung|Trennung]] kann beispielsweise über einen Isotopenaustausch von [[Lithiumamalgam]] und einer gelösten Lithiumverbindung (wie Lithiumchlorid in Ethanol) erfolgen (sogenannter [[COLEX-Prozess]]). Dabei werden Ausbeuten von etwa 50 % erreicht.<ref>Richard Bauer: ''Lithium – wie es nicht im Lexikon steht.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' 19, Nr.&nbsp;5, 1985, S.&nbsp;167–173, [[doi:10.1002/ciuz.19850190505]].</ref>

Ist in einer [[Kernwaffentechnik#Dreistufige Wasserstoffbombe|Dreistufenbombe]] neben <sup>6</sup>Li auch <sup>7</sup>Li vorhanden (wie es beispielsweise bei [[Castle Bravo]] unerwarteterweise der Fall war), reagiert dieses mit einigen der bei der Fusion erzeugten schnellen Neutronen. Dadurch entstehen wieder Neutronen, außerdem Helium und zusätzliches Tritium. Dies führt, obwohl die <sup>7</sup>Li-Neutron-Reaktion zunächst Energie verbraucht, im Endergebnis zu erhöhter Energiefreisetzung durch zusätzliche Fusionen und mehr Kernspaltungen im Bombenmantel aus [[Uran]]. Die Sprengkraft ist deshalb höher, als wenn nur der <sup>6</sup>Li-Anteil der Isotopenmischung in der Bombe umgewandelt worden wäre. Da vor dem Castle-Bravo-Test angenommen wurde, das <sup>7</sup>Li würde ''nicht'' mit den Neutronen reagieren, war die Bombe etwa 2,5-mal so stark wie erwartet.<ref>[http://nuclearweaponarchive.org/Usa/Tests/Castle.html Bericht über den Wasserstoffbombentest Castle Bravo] (engl.)</ref>

Das Lithiumisotop <sup>7</sup>Li entsteht in geringen Mengen in [[Kernkraftwerk]]en durch eine [[Kernreaktion]] des (als Neutronenabsorber verwendeten) [[Bor]]isotops <sup>10</sup>B mit Neutronen.<ref>Martin Volkmer: ''Kernenergie Basiswissen.'' Inforum, 2006, ISBN 3-926956-44-5, S.&nbsp;39 ({{Webarchiv |url=http://www.kernenergie.de/kernenergie-wAssets/docs/service/018basiswissen2007.pdf |text=PDF |wayback=20120617070627}}).</ref>

: <math>\mathrm{\,^{10} _{\ 5}B + n \rightarrow \,^7 _3Li + \,^4 _2He + \gamma}</math>

Die Isotope <sup>6</sup>Li, <sup>7</sup>Li werden beide in Experimenten mit kalten [[Quantengas]]en verwendet. So wurde das erste [[Bose-Einstein-Kondensat]] mit dem ([[Boson]]) Isotop <sup>7</sup>Li erzeugt.<ref>C. C. Bradley, C. A. Sackett, J. J. Tollett, R. G. Hulet: ''Evidence of Bose-Einstein Condensation in an Atomic Gas with Attractive Interactions.'' In: ''[[Physical Review Letters]].'' 75, Nr.&nbsp;9, 1995, S.&nbsp;1687–1690, [[doi:10.1103/PhysRevLett.75.1687]].</ref> <sup>6</sup>Li dagegen ist ein [[Fermion]], und im Jahr 2003 ist es gelungen, Moleküle dieses Isotops in ein [[Suprafluidität|Suprafluid]] zu verwandeln.<ref>S. Jochim, M. Bartenstein, A. Altmeyer, G. Hendl, S. Riedl, C. Chin, J. Hecker Denschlag, R. Grimm: ''Bose-Einstein Condensation of Molecules.'' In: ''[[Science]].'' 302, Nr.&nbsp;5653, 2003, S.&nbsp;2101–2103, [[doi:10.1126/science.1093280]].</ref>

{{Siehe auch|Liste der Isotope/bis Ordnungszahl 10#3 Lithium|titel1=Liste der Lithium-Isotope}}

== Verwendung ==
{{Manueller Rahmen
|content = {{Graph:Chart|width=100|height=100|type=pie|legend=Prozentuale Anteile|x=Batterien und Akkumulatoren,Glas und Keramik,Schmiermittel,Klimaanlagen,Strangguss,Kunststoffe,Aluminium,Andere|y1=35,32,9,5,5,4,1,9|showValues=angle:0}}
|caption = Verwendung von Lithium (Nachfrage 2015)<ref name="min" />
}}
{{Doppeltes Bild|rechts|Lithium battery 3.6V.jpg|180|Li ion laptop battery.jpg|220|Lithiumbatterie|Lithium-Ionen-Akkumulator|Lithiumbatterie|Lithium-Ionen-Akkumulator}}
{{Hauptartikel|Lithium-Ionen-Akkumulator}}
Die heute wichtigste und am schnellsten wachsende Anwendung für Lithium ist die Verwendung in [[Lithium-Ionen-Akkumulator]]en, die als Stromversorgung z.&nbsp;B. in [[Smartphone]]s, [[Laptop]]s, [[Akkuwerkzeug]]en oder elektrisch betriebenen Fahrzeugen, wie [[Hybridauto]]s, [[Elektroauto]]s oder [[E-Bike]]s verwendet werden (siehe Diagramm rechts). Der größte Teil der produzierten Lithiumsalze wird nicht zum Metall reduziert, sondern entweder direkt als Lithiumcarbonat, Lithiumhydroxid, Lithiumchlorid, Lithiumbromid eingesetzt oder zu anderen Verbindungen umgesetzt. Das reine Metall wird nur in einigen Anwendungen benötigt. Die wichtigsten Verwendungszwecke von Lithiumverbindungen findet man im Abschnitt „[[#Verbindungen|Verbindungen]]“.

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

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

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

Da Lithium ein sehr niedriges [[Normalpotential]] besitzt, kann es in [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterien]] als [[Anode]] verwendet werden. Diese [[Lithium-Batterie]]n haben eine hohe [[Energiedichte]] und können eine besonders hohe [[Elektrische Spannung|Spannung]] erzeugen. Nicht zu verwechseln sind die nicht wiederaufladbaren Lithium-Batterien mit den wiederaufladbaren Lithium-Ionen-Akkumulatoren, bei denen Lithiummetalloxide wie [[Lithiumcobaltoxid]] als [[Kathode]] und [[Graphit]] oder andere Lithiumionen einlagernde Verbindungen als Anode geschaltet sind.<ref>{{Webarchiv |url=http://www.ak-tremel.chemie.uni-mainz.de/ChiuZ/Script%20TU%20Graz%20Lithium-Batterien.pdf |text=Skript über Batterien der TU Graz |wayback=20090124081152}} (PDF; 3,4&nbsp;MB).</ref>

=== Kernfusion ===
Das für den Betrieb von [[Kernfusionsreaktor]]en nötige [[Tritium]] soll im [[Blanket]] des Reaktors aus Lithium-6 erbrütet werden.

=== Legierungsbestandteil ===
Lithium wird mit einigen Metallen legiert, um deren Eigenschaften zu verbessern. Oft reichen dafür schon geringe Mengen Lithium aus. Es verbessert als Beimischung bei vielen Stoffen die [[Zugfestigkeit]], [[Härte]] und [[Elastizität (Mechanik)|Elastizität]]. Ein Beispiel für eine Lithiumlegierung ist [[Bahnmetall]], eine [[Blei]]legierung mit circa 0,04 % Lithium, die als [[Lagermetall|Lagermaterial]] in Eisenbahnen verwendet wird. Auch bei [[Magnesium-Lithium-Legierung]]en und [[Aluminium-Lithium-Legierung]]en werden die mechanischen Eigenschaften durch Zusatz von Lithium verbessert. Gleichzeitig sind Lithiumlegierungen sehr leicht und werden deshalb viel in der [[Luftfahrt|Luft-]] und [[Raumfahrt]]technik verwendet.

=== Forschung (Atomphysik) ===
In der [[Atomphysik]] wird Lithium gerne verwendet, da es mit <sup>6</sup>Li als einziges Alkalimetall ein stabiles [[fermion]]isches [[Isotop]] besitzt, weshalb es sich zur Erforschung der Effekte in ultrakalten fermionischen [[Quantengas]]en eignet (siehe [[BCS-Theorie]]). Gleichzeitig weist es eine sehr breite [[Feshbach-Resonanz]] auf, die es ermöglicht, die [[Streulänge]] zwischen den [[Atom]]en nach Belieben einzustellen, wobei die [[Magnetismus|Magnetfelder]] aufgrund der Breite der [[Resonanz]] nicht besonders präzise gehalten werden müssen.

=== Medizin ===
{{Hauptartikel|Lithiumtherapie}}

Bereits 1859 wurde Lithium in der westlichen Medizin als Mittel gegen [[Gicht]] erstmals eingesetzt. Es erwies sich jedoch als unwirksam.<ref>{{Literatur |Autor=H. Gerdes |Titel=Lithium und Endokrinium |Verlag=Springer |Ort=Berlin, Heidelberg |Datum=1978 |ISBN=3-642-66830-5 |Seiten=29–83 |DOI=10.1007/978-3-642-66830-2_2}}</ref> Erst 1949 beschrieb der australische Psychiater [[John Cade]] (1912–1980) ein mögliches Anwendungsgebiet für Lithiumsalze. Er hatte [[Hausmeerschweinchen|Meerschweinchen]] verschiedene chemische Verbindungen, darunter auch Lithiumsalze, [[Spritze (Medizin)|injiziert]], woraufhin diese weniger stark auf äußerliche Reize reagierten, ruhiger, aber nicht schläfrig wurden.<ref>J. Cade: ''Lithium salts in the treatment of psychotic excitement.'' In: ''[[Med. J. Australia.]]'' 36, 1949, S.&nbsp;349–352. PMID 18142718.</ref> Im Nachhinein stellte sich heraus, dass der bei den Versuchstieren beobachtete Effekt auf eine Intoxikation zurückzuführen war.<ref>T. Bschor: ''66 Jahre moderne Psychopharmakoltherapie.'' In: ''Nervenheilkunde.'' 34, 2015, S.&nbsp;710–714.</ref> Nach einem Selbstversuch von Cade wurde 1952–1954 die Verwendung von [[Lithiumcarbonat]] als Medikament zur Behandlung manisch-depressiver Patienten in einer [[Doppelblindstudie]] am Psychiatrischen Krankenhaus in [[Aarhus]]-Risskov (Dänemark) untersucht.<ref>M. Schou: ''Lithiumbehandlung der manisch-depressiven Krankheit.'' Thieme, 2001, ISBN 3-13-593304-0.</ref> Damit war der Grundstein für die [[Lithiumtherapie]] gelegt.

Bei dieser wird Lithium in Form von Salzen, wie dem [[Lithiumcarbonat]], gegen [[Bipolare Störung|bipolare Affektstörungen]], [[Manie]] und [[Depression]], aber auch außerhalb der Psychiatrie bei der Behandlung von [[Cluster-Kopfschmerz]] oder Infektionen mit [[Herpes simplex]] eingesetzt. Aufgrund der geringen [[therapeutische Breite|therapeutischen Breite]] sind dabei [[Plasmaspiegel|Spiegelbestimmungen]] während der Therapie nötig. Der Lithium-Plasmaspiegel sollte etwa 0,6 mmol/l bis 0,8 mmol/l betragen.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.aerztezeitung.de/Medizin/Lithium-bei-bipolarer-Stoerung-die-Dosierung-machts-391379.html |titel=Lithium bei bipolarer Störung - die Dosierung macht’s! |werk=[[Ärzte Zeitung]] |datum=2007-02-05 |sprache=de |abruf=2021-09-06}}</ref> Bereits wenn sich der Lithiumblutspiegel an der oberen Grenze des therapeutischen Serumspiegels bewegt, kann es bei empfindlichen Menschen zu beherrschbaren, reversiblen Nebenwirkungen kommen. Liegt der Lithiumblutspiegel über 2,0&nbsp;mmol/l, steigt die Gefahr deutlicher bis schwerer Nebenwirkungen wie [[Tremor]], [[Rigor]], Übelkeit, Erbrechen, [[Herzrhythmusstörung]]en und [[Leukozytose]] rasant an. Über 3,5&nbsp;mmol/l besteht Lebensgefahr.<ref>{{Literatur |Autor=H. D. Mühlbauer |Titel=Die Lithiumtherapie Nutzen, Risiken, Alternativen: Eine Einführung für Ärzte aller Fachrichtungen |Verlag=Springer |Ort=Berlin, Heidelberg |Datum=1986 |ISBN=3-642-96935-6 |Kapitel=Die Lithiumintoxikation |Seiten=329–336 |DOI=10.1007/978-3-642-96935-5_31}}</ref> Der Grund ist, dass der Stoffwechsel von Lithium und [[Natrium]] ähnlich ist. Ein zu hoher Lithiumspiegel kann durch Schwitzen oder Natrium-ausschwemmende Medikamente (natriuretische [[Diuretika]]) mit sinkendem Natriumspiegel entstehen. Der Körper versucht, den Natriumverlust zu kompensieren, indem in den Nieren dem Primärharn Natrium entzogen und in das Blut zurücktransportiert wird (Natrium[[Retention (Medizin)|retention]]). Neben Natrium wird dabei auch Lithium reteniert, das normalerweise gleichmäßig von den Nieren ausgeschieden wird. Die Folge ist ein erhöhter Lithiumspiegel, was bei der Einnahme von Lithium ein [[Drug monitoring]] bedingt, bei dem regelmäßig der Lithiumspiegel bestimmt und die Dosis entsprechend individuell angepasst wird. Auch bei korrekter Dosierung kann es unter Langzeit-Behandlung mit Lithium zu Wasser- und Natrium-Verlusten ([[Diabetes insipidus]]), Übersäuerung des Blutes ([[Metabolische Azidose|Azidose]]) und zur [[Lithium-Nephropathie]] mit [[Chronisches Nierenversagen|Einschränkung der Nierenfunktion]] kommen.<ref>{{Literatur |Autor=R. Haussmann, M. Bauer, S. von Bonin, P. Grof, U. Lewitzka |Titel=Treatment of lithium intoxication: facing the need for evidence |Sammelwerk=International Journal of Bipolar Disorders |Band=3 |Nummer=1 |Datum=2015 |Seiten=23 |DOI=10.1186/s40345-015-0040-2 |PMID=26493348}}</ref>

Eine Studie, die 1990 in den USA veröffentlicht wurde, beschreibt eine erhebliche Verringerung von Straftaten und Suiziden in Regionen mit erhöhten Lithiumkonzentrationen im [[Trinkwasser]].<ref>Gerhard N. Schrauzer, Krishna P. Shrestha: ''Lithium in drinking water and the incidences of crimes, suicides, and arrests related to drug addictions.'' In: ''[[Biological Trace Element Research]].'' 25, Mai 1990, S.&nbsp;105–113, PMID 1699579.</ref> Eine österreichische Studie kam zu ähnlichen Ergebnissen.<ref>{{Literatur |Autor=Nestor D. Kapusta, Nilufar Mossaheb, Elmar Etzersdorfer, Gerald Hlavin, Kenneth Thau, Matthäus Willeit, Nicole Praschak-Rieder, Gernot Sonneck, Katharina Leithner-Dziubas |Titel=Lithium in drinking water and suicide mortality |Sammelwerk=The British Journal of Psychiatry: The Journal of Mental Science |Band=198 |Nummer=5 |Datum=2011 |Seiten=346–350 |DOI=10.1192/bjp.bp.110.091041 |PMID=21525518}}</ref>

Die Wirkungsweise des Lithiums als Psychopharmakon ist noch nicht hinreichend erforscht. Derzeit werden insbesondere die Beeinflussung des [[Inositol]]-Stoffwechsels durch Hemmung der myo-Inositol-1-[[Phosphatase]] ([[Enzymklasse]] 3.1.3.25)<ref>M. J. Berridge: ''Inositol trisphosphate and diacylglycerol as second messengers.'' In: ''[[Biochemical Journal]].'' 220, Nr.&nbsp;2, 1984, S.&nbsp;345–360, {{PMC|1153635}}.</ref><ref>D. H. Carney, D. L. Scott, E. A. Gordon, E. F. LaBelle: ''Phosphoinositides in mitogenesis: neomycin inhibits thrombin-stimulated phosphoinositide turnover and initiation of cell proliferation.'' In: ''[[Cell (Zeitschrift)|Cell]].'' 42, Nr.&nbsp;2, 1985, S.&nbsp;479–488, PMID 2992800.</ref> und die Hemmung der Glykogensynthasekinase-3 (GSK-3) in [[Nervenzelle]]n als mögliche Mechanismen diskutiert.<ref>R. Williams, W. J. Ryves, E. C. Dalton, B. Eickholt, G. Shaltiel, G. Agam, A. J. Harwood: ''A molecular cell biology of lithium.'' In: ''[[Biochem. Soc. Trans.]]'' 32, 2004, S.&nbsp;799–802, [[doi:10.1042/BST0320799]].</ref> Die antidepressive Wirkung von Lithium beruht wahrscheinlich ebenfalls auf einer Verstärkung der serotonergen Neurotransmission, also einer erhöhten Ausschüttung von [[Serotonin]] in den [[Synapsen]], während die antimanische Wirkung mit einer Hemmung [[dopamin]]erger Rezeptoren erklärt wird.<ref name="Psychopharmaka">[http://www.psychiatriegespraech.de/psychopharmaka_therapie_1.php Psychopharmaka-Therapie].</ref><ref>[[Brigitte Woggon]]: ''Behandlung mit Psychopharmaka.'' Huber, Bern 1998, S.&nbsp;77–84.</ref> Eine weitere interessante Auswirkung von Lithiumsalzen auf den Menschen und Säugetiere wie [[Ratten]] ist die wohl damit zusammenhängende Veränderung der [[Circadiane Rhythmik|Circadianen Rhythmik]].<ref>T. Hafen, F. Wollnik: ''Effect of lithium carbonate on activity level and circadian period in different strains of rats.'' In: ''[[Pharmacology Biochemistry & Behavior]].'' 49, 1994, S.&nbsp;975–983, PMID 7886116.</ref> Diese Wirkung konnte sogar bei Pflanzen wie der [[Kalanchoe]] nachgewiesen werden.<ref>E. Bünning, I. Moser: ''Influence of Valinomycin on Circadian Lead Movements of Phaseolus.'' In: ''[[Proc. Natl. Acad. Sci. USA]].'' 69, Nr.&nbsp;9, 1972, S.&nbsp;2733, {{PMC|427027}}.</ref><ref>{{ZNaturforsch |Serie=B |Autor=W. Engelmann |Titel=Lithium slows down the Kalanchoe clock |Jahr=1972 |Startseite=477 |Endseite= |URL=http://www.znaturforsch.com/ab/v27b/27b0471.pdf}} PMID 4403319.</ref> Andere serotonerge Substanzen wie [[LSD]], [[Meskalin]] und [[Psilocybin]] zeigen ebenfalls solche Auswirkungen beim Menschen.<ref name="Halluzinogene">{{Internetquelle |url=http://www.studentenlabor.de/bs05/html/halluzinogene.html |titel=Grundlegendes zu Halluzinogenen |hrsg=Ruprecht-Karls-Universität Heidelberg |offline=1 |archiv-url=https://web.archive.org/web/20120117081338/http://www.studentenlabor.de/bs05/html/halluzinogene.html |archiv-datum=2012-01-17 |abruf=2016-06-11}}</ref> Durch Lithium ist es im Tierversuch an Fruchtfliegen ([[Drosophila melanogaster]]) gelungen, Symptome der [[Alzheimer-Krankheit]] – wie Vergesslichkeit – zu bekämpfen.<ref>Sean M. J. McBride u.&nbsp;a.: ''Pharmacological and Genetic Reversal of Age-Dependent Cognitive Deficits Attributable to Decreased presenilin Function.'' In: ''[[The Journal of Neuroscience]].'' 30, 28, 2010, S.&nbsp;9510–9522, [[doi:10.1523/JNEUROSCI.1017-10.2010]].</ref> In Regionen mit höheren Lithiumgehalten scheint [[Demenz]] in geringerem Maße aufzutreten.<ref>{{Literatur |Autor=Lars Vedel Kessing, Thomas Alexander Gerds, Nikoline Nygård Knudsen, Lisbeth Flindt Jørgensen, Søren Munch Kristiansen, Denitza Voutchkova, Vibeke Ernstsen, Jörg Schullehner, Birgitte Hansen, Per Kragh Andersen, Annette Kjær Ersbøll |Titel=Association of Lithium in Drinking Water With the Incidence of Dementia |Sammelwerk=JAMA Psychiatry |Band=74 |Nummer=10 |Datum=2017 |Seiten=1005 |DOI=10.1001/jamapsychiatry.2017.2362}}</ref> Die [[neuroprotektiv]]e Wirkung ist möglicherweise auf die durch Lithium verstärkte [[Autophagie]] zurückzuführen.<ref>{{Literatur |Autor=Yumiko Motoi, Kohei Shimada, Koichi Ishiguro, Nobutaka Hattori |Titel=Lithium and Autophagy |Sammelwerk=ACS Chemical Neuroscience |Band=5 |Nummer=6 |Datum=2014 |Seiten=434–442 |DOI=10.1021/cn500056q |PMID=24738557}}</ref>

Der Altersforscher [[Michael Ristow]] zeigte 2011 einen möglichen Zusammenhang zwischen dem Gehalt an Lithium in der Umwelt und der Lebenserwartung des Menschen: in einer japanischen Bevölkerungsstudie bestand danach zwischen einem höheren Gehalt von Lithium und einer höheren Lebenserwartung ein statistisch signifikanter Zusammenhang; des Weiteren verlängerten hohe Lithiumkonzentrationen die Lebenserwartung des Fadenwurms und Modellorganismus ''[[Caenorhabditis elegans]]''.<ref>Kim Zarse, Takeshi Terao, Jing Tian, Noboru Iwata, Nobuyoshi Ishii & Michael Ristow: ''Low-dose lithium uptake promotes longevity in humans and metazoans.'' In: ''[[Eur J Nutr]].'' 50(5), 2011, S.&nbsp;387–389; [[doi:10.1007/s00394-011-0171-x]]; PMID 21301855; {{PMC|3151375}}.</ref> Aufgrund der zahlreichen Effekte auf die menschliche Gesundheit wird diskutiert, ob Lithium womöglich ein essentielles [[Spurenelement]] darstellt.<ref>{{Literatur |Autor=Takeshi Terao |Titel=Is lithium potentially a trace element? |Sammelwerk=World Journal of Psychiatry |Band=5 |Nummer=1 |Verlag= |Ort= |Datum=2015 |Seiten=1–3 |DOI=10.5498/wjp.v5.i1.1}}</ref>

== Analytik ==

=== Qualitative Analytik ===

Im [[Kationentrennungsgang]] findet sich Lithium in der löslichen Gruppe wieder. Nach einem vollständigen Trennungsgang sind folglich nur noch Ammonium-, Natrium-, Kalium-, Lithium- und Magnesiumionen vorhanden. Nach dem Entfernen der Ammoniumionen durch Abrauchen der festen Substanz über einer offenen Flamme und dem Entfernen von Magnesiumionen durch deren Fällung als Hydroxid bleiben noch Natrium-, Kalium- und Lithiumionen übrig, die nebeneinander nachgewiesen werden können:

Lithiumionen ergeben, ähnlich wie Natriumionen, mit [[Kaliumhexahydroxoantimonat(V)]], einen weißen, kristallen Lithiumhexahydroxoantimonat(V)-Niederschlag, der jedoch in Wasser wesentlich löslicher ist als die betreffende Natriumverbindung.

Carbonat-Ionen ergeben bei Zugabe zu Lithiumionen einen weißen Lithiumcarbonat-Niederschlag, der bei Anwesenheit von Ammoniumsalzen ausbleiben würde.

[[Dinatriumhydrogenphosphat]] in NaOH-Lösung liefert beim Kochen mit Lithiumionen einen weißen Lithiumphosphat-Niederschlag. Die Natronlauge dient als Protonenfänger. Da das Lithiumphosphat in Säuren leicht löslich ist, würde ohne die Natronlauge die Fällung nicht vollständig ablaufen.

In schwach alkalischem, etwa 95%igem Ethanol können Lithiumionen auf Zusatz von [[Oxin]] in Lithiumoxinat übergeführt werden und durch dessen grünliche Fluoreszenz nachgewiesen werden.

Eine weitere Möglichkeit ist die Verwendung des [[Eisenperiodatreagenz]]. Die Lithiumsalze ergeben hierbei einen gelblich-weißen Niederschlag wechselnder Zusammensetzung.

[[Datei:FlammenfärbungLi.png|mini|Lithium-Flammenfärbung]]
Lithiumverbindungen zeigen eine karminrote [[Flammenfärbung]], die charakteristischen [[Spektrallinie]]n liegen als Hauptlinien bei 670,776 und 670,791&nbsp;nm; kleinere Linien liegen bei 610,3&nbsp;nm. Darüber kann Lithium mit Hilfe der [[Fotometrie|Flammenphotometrie]] nachgewiesen werden.<ref>Eberhard Ehlers: ''Analytik I Kurzlehrbuch Qualitative Pharmazeutische Analytik.'' Deutscher Apotheker Verlag, 11. Auflage, Stuttgart, 2018, ISBN 978-3-7692-6968-0</ref>

=== Quantitative Analytik ===
Ein quantitativer Nachweis mit nasschemischen Methoden ist schwierig, da die meisten Lithiumsalze leicht löslich sind. Eine Möglichkeit besteht über das Ausfällen des schwerlöslichen [[Lithiumphosphat]]s. Dazu wird die zu untersuchende Probe zum Beispiel mit [[Natronlauge]] alkalisch gemacht und mit etwas [[Dinatriumhydrogenphosphat]] Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub> versetzt. Beim Erhitzen fällt bei Anwesenheit von Li<sup>+</sup> ein weißer Niederschlag aus:
:<math>\mathrm{3 \,Li^+ + HPO_4^{2-} + OH^- \rightarrow Li_3PO_4 \downarrow + H_2O}</math>

== Gefahrenhinweise ==
Elementares Lithium in Form von Metallstaub entzündet sich an der Luft bereits bei Normaltemperatur.<ref name="GESTIS" /> Aus diesem Grund muss metallisches Lithium auch unter Luftausschluss, meist in [[Petroleum]] gelagert werden. Bei höheren Temperaturen ab 190&nbsp;°C wird bei Kontakt mit Luft sofort überwiegend Lithiumoxid gebildet. In reinem [[Sauerstoff]] entzündet sich Lithium ab etwa 100&nbsp;°C. In einer reinen [[Stickstoff]]atmosphäre reagiert Lithium erst bei höheren Temperaturen schneller zu Lithiumnitrid. Beim Kontakt mit sauerstoff- oder halogenhaltigen Substanzen kann Lithium explosionsartig reagieren.

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

Elementares Lithium verursacht wie alle [[Alkalimetalle]] bei Hautkontakt Schäden durch Verbrennungen oder alkalische Verätzungen, weil es mit Wasser unter starker Wärmeabgabe Lithiumhydroxid bildet; dafür genügt schon die Hautfeuchtigkeit.<ref name="GESTIS" />

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

[[Datei:Lithium reactions.svg|hochkant=1.5|ohne|Wichtige Reaktionen des Lithiums]]

=== Wasserstoffverbindungen ===
Wasserstoff bildet mit Lithium [[Hydride]]. Die einfachste Lithium-Wasserstoff-Verbindung [[Lithiumhydrid]] LiH entsteht aus den Elementen bei 600–700&nbsp;°C. Es wird als [[Raketentreibstoff]] und zur schnellen [[Wasserstoffherstellung|Gewinnung von Wasserstoff]], beispielsweise zum Aufblasen von [[Rettungsweste]]n,<ref name="dtv" /> verwendet. Es existieren auch komplexere Hydride wie [[Lithiumborhydrid]] LiBH<sub>4</sub> oder [[Lithiumaluminiumhydrid]] LiAlH<sub>4</sub>. Letzteres hat in der organischen Chemie als selektiver Wasserstoffspender etwa zur [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] von [[Carbonylverbindung|Carbonyl-]] und [[Nitroverbindung]]en eine große Bedeutung.

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

=== Sauerstoffverbindungen ===
Mit Sauerstoff bildet Lithium sowohl [[Lithiumoxid]] Li<sub>2</sub>O als auch [[Lithiumperoxid]] Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.

Wenn Lithium mit Wasser reagiert, bildet sich [[Lithiumhydroxid]], eine starke Base. Aus Lithiumhydroxid werden Lithiumfette hergestellt, die als Schmierfette für Autos verwendet werden. Da Lithiumhydroxid auch Kohlenstoffdioxid bindet, dient es in U-Booten zur Regenerierung der Luft.

=== Weitere Lithiumverbindungen ===
[[Datei:Lithium chloride.jpg|mini|Lithiumchlorid]]
[[Datei:Lithium carbonate.jpg|mini|Lithiumcarbonat]]

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

Die technisch wichtigste Lithiumverbindung ist das (in Wasser) wenig lösliche [[Lithiumcarbonat]]. Es dient zur Gewinnung der meisten anderen Lithiumverbindungen und wird in der [[Glas]]industrie und bei der Herstellung von [[Email]] als [[Flussmittel (Keramik)|Flussmittel]] eingesetzt. Auch in der [[Aluminium]]herstellung wird es zur Verbesserung von Leitfähigkeit und Viskosität der Schmelze zugesetzt.

[[Lithiumseife]]n sind Lithiumsalze von [[Fettsäure]]n. Sie finden vor allem als Verdickungsmittel in hochwertigen [[Mineralöl]]-basierten [[Schmierfett]]en<ref name="Römpp">[[Otto-Albrecht Neumüller]] (Hrsg.): ''[[Römpp Lexikon Chemie|Römpps Chemie-Lexikon]].'' Band 3: ''H–L.'' 8. neubearbeitete und erweiterte Auflage. Franckh´sche Verlagshandlung, Stuttgart 1983, ISBN 3-440-04513-7, S.&nbsp;2386–2387.</ref> und -wachsen sowie zur Herstellung von [[Bleistift]]en Verwendung.

Weitere Lithiumsalze sind:
* [[Lithiumperchlorat]] LiClO<sub>4</sub>,
* [[Lithiumsulfat]] Li<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>,
* [[Lithiumnitrat]] LiNO<sub>3</sub>, wird mit [[Kaliumnitrat]] in der Gummiindustrie für die [[Vulkanisation]] verwendet,
* [[Lithiumnitrid]] Li<sub>3</sub>N, entsteht bei der Reaktion von Lithium mit Stickstoff,
* [[Lithiumniobat]] LiNbO<sub>3</sub>, ist in einem großen Wellenlängenbereich transparent und wird in der [[Optik]] und für [[Laser]] verwendet,
* [[Lithiumamid]] LiNH<sub>2</sub>, ist eine starke Base und entsteht bei der Reaktion von Lithium mit flüssigem [[Ammoniak]].
* [[Lithiumstearat]] C<sub>18</sub>H<sub>35</sub>LiO<sub>2</sub>, ist ein wichtiger Zusatz für Öle, um diese als Schmierfette einzusetzen. Diese werden in Automobilen, in Walzenstraßen und bei Landmaschinen verwendet. Lithiumstearate sind in Wasser sehr schwer löslich, dadurch bleibt der Schmierfilm erhalten, wenn sie mit wenig Wasser in Berührung kommen. Die erhaltenen Schmierfette weisen eine hervorragende Temperaturstabilität (>150&nbsp;°C) auf und bleiben bis −20&nbsp;°C schmierfähig.<ref>''[http://www.uniterra.de/rutherford/ele003.htm Periodensystem: Lithium].'' Uniterra.de.</ref>
* [[Lithiumacetat]] C<sub>2</sub>H<sub>3</sub>LiO<sub>2</sub>
* [[Lithiumcitrat]] C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>Li<sub>3</sub>O<sub>7</sub>
* [[Lithiumhexafluorophosphat]] LiPF<sub>6</sub> findet als [[Leitsalz]] in Lithium-Ionen-Akkus Verwendung.
* [[Lithiumphosphat]] Li<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, wird als Katalysator für die Isomerisation von Propylenoxid eingesetzt.
* [[Lithiummetaborat]] LiBO<sub>2</sub> und [[Lithiumtetraborat]] Li<sub>2</sub>B<sub>4</sub>O<sub>7</sub>
* [[Lithiumbromid]] LiBr ist ein Reagenz zur Herstellung von Pharmazeutika, es wird als hygroskopische wässrige Salzlösung auch in [[Absorptionskälteanlage]]n eingesetzt.

=== Organische Lithiumverbindungen ===
Im Gegensatz zu den meisten anderen Alkalimetallorganylen spielen Lithiumorganyle eine beachtliche Rolle insbesondere in der organischen Chemie. Von besonderer Bedeutung sind [[Butyllithium|''n''-Butyllithium]], [[Tert-Butyllithium|''tert''-Butyllithium]], [[Methyllithium]] und [[Phenyllithium]], die in Form ihrer Lösungen in Pentan, Hexan, Cyclohexan beziehungsweise gegebenenfalls Diethylether auch kommerziell verfügbar sind. Man kann sie durch direkte Umsetzung metallischen Lithiums mit Alkyl-/Arylhalogeniden gemäß
: <math>\mathrm{R{-X} + 2 \ Li \rightarrow Li{-R} + Li^+X^-}</math>
oder durch [[Transmetallierung]] zum Beispiel aus Quecksilberorganylen gemäß
: <math>\mathrm{HgR_2 + 2 \ Li \rightarrow 2 \ Li{-R} + Hg}</math>
herstellen.

Mit elementarem Lithium in [[Tetrahydrofuran]] (THF) anstelle von Magnesium in Diethylether lassen sich [[Grignard-Reaktion|Grignard]]-analoge [[Additionsreaktion]]en von Alkylhalogeniden an Carbonylverbindungen mit meist besserer Ausbeute durchführen.<ref>P. J. Pearce, D. H. Richards, N. F. Scilly: ''A one-step alternative to the Grignard reaction.'' In: ''[[J. Chem. Soc., Perkin Trans. 1]].'' 1972, S.&nbsp;1655–1660, [[doi:10.1039/P19720001655]].</ref>

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

Eine weitere Gruppe organischer Lithiumderivate sind die Lithiumamide des Typs LiNR<sub>2</sub>, von denen insbesondere [[Lithiumdiisopropylamid]] (LDA) und [[Lithium-bis(trimethylsilyl)amid]] ([[LHMDS]], siehe auch [[Hexamethyldisilazan|HMDS]]) als starke Basen ohne nukleophile Aktivität Verwendung finden.

Lithiumorganyle finden vielseitige Verwendung, so als Initiatoren für die anionische [[Polymerisation]] von Olefinen, als [[Metallierung]]s-, [[Deprotonierung]]s- oder [[Alkylierung]]smittel.

Von gewisser Bedeutung sind die sogenannten [[Gilman-Cuprate]] des Typs R<sub>2</sub>CuLi.

== Literatur ==
* {{Holleman-Wiberg |Auflage=102. |Startseite=1259 |Endseite=1270}}
* [[N. N. Greenwood]], [[A. Earnshaw]]: ''Chemie der Elemente.'' 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S.&nbsp;83–129.
* [[Michael Binnewies|M. Binnewies]]: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2004, ISBN 3-8274-0208-5, S.&nbsp;334–336.
* Ernst Henglein: ''Technologie außergewöhnlicher Metalle.'' 1991, ISBN 3-8085-5081-3.
* [[Harry H. Binder]]: ''Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten.'' S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
* Richard Bauer: ''Lithium – wie es nicht im Lehrbuch steht.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' 19, Nr.&nbsp;5, 1985, S.&nbsp;167–173, [[doi:10.1002/ciuz.19850190505]].
* N. J. Birch: ''Inorganic Pharmacology of Lithium.'' In: ''[[Chem. Rev.]]'' 99, Nr.&nbsp;9, 1999, S.&nbsp;2659–2682, PMID 11749496.
* Jürgen Deberitz, Gernot Boche: ''Lithium und seine Verbindungen – Industrielle, medizinische und wissenschaftliche Bedeutung.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' 37, Nr.&nbsp;4, 2003, S.&nbsp;258–266, [[doi:10.1002/ciuz.200300264]].
* Michael Bauer, Paul Grof, Bruno Muller-Oerlinghausen (Hrsg.): ''Lithium in Neuropsychiatry: The Comprehensive Guide.'' 1. Auflage. Informa Healthcare, 2006, ISBN 1-84184-515-9.

== Weblinks ==
{{Wiktionary}}
{{Commonscat}}
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Lithium}}
* [http://www.wiley-vch.de/books/sample/3527315780_c01.pdf Zusammenfassung über Alkalimetalle von wiley-vch] (PDF; 2,2&nbsp;MB)
* {{YouTube |id=PU81w2zR6rk |titel=Lithium fürs E-Auto – bald aus dem Rhein? |uploader=[[Terra Xplore]] |upload=2021-09-28}}

== Einzelnachweise ==
<references>
<ref name="Ullmann">
{{Literatur
 |Autor=Ulrich Wietelmann, Richard J. Bauer
 |Titel=Lithium and Lithium Compounds
 |Sammelwerk=Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry
 |Band=21
 |Datum=2012
 |Seiten=344
 |DOI=10.1002/14356007.a15_393}}
</ref>
</references>

{{Navigationsleiste Periodensystem}}

{{Exzellent|4. Mai 2007|31354821}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4036037-4|LCCN=sh85077577|NDL=00569575}}

[[Kategorie:Lithium| ]]
[[Kategorie:Antidepressivum]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]
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