لیتیم

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
پرش به: ناوبری، جستجو
هلیملیتیمبریلیم
H

Li

Na
ظاهر
نقره‌ای-سفید (در این نگاره شناور در آب)
ویژگی‌های کلی
نام, نماد, عدد لیتیم, Li, 3
تلفظ به انگلیسی /ˈlɪθiəm/ LI-thee-əm
نام گروهی برای عناصر مشابه فلزات قلیایی
گروه، تناوب، بلوک ۱۲, s
جرم اتمی استاندارد 6.941 g·mol−۱
آرایش الکترونی 1s2 2s1
الکترون به لایه 2, 1 (تصویر)
ویژگی‌های فیزیکی
حالت جامد
چگالی (نزدیک به r.t.) 0.534 g·cm−۳
چگالی مایع در m.p. 0.512 g·cm−۳
نقطه ذوب 453.69 K, 180.54 °C, 356.97 °F
نقطه جوش 1615 K, 1342 °C, 2448 °F
نقطه بحرانی (extrapolated)
3223 K, 67 MPa
گرمای هم‌جوشی 3.00 kJ·mol−1
گرمای تبخیر 147.1 kJ·mol−1
ظرفیت گرمایی 24.860 J·mol−۱·K−۱
فشار بخار
فشار (پاسکال) ۱ ۱۰ ۱۰۰ ۱k ۱۰k ۱۰۰k
دما (کلوین) 797 885 995 1144 1337 1610
ویژگی‌های اتمی
وضعیت اکسید شدن +1, -1
(strongly basic oxide)
الکترونگاتیوی 0.98 (مقیاس پاولینگ)
انرژی‌های یونیزه شدن 1st: 520.2 kJ·mol−1
2nd: 7298.1 kJ·mol−1
3rd: 11815.0 kJ·mol−1
شعاع اتمی 152 pm
شعاع کووالانسی 128±7 pm
شعاع واندروالانسی 182 pm
متفرقه
ساختار کریستالی مکعبی مرکزپُر
مغناطیس پارامغناطیس
مقاومت الکتریکی (20 °C) 92.8 nΩ·m
رسانایی گرمایی (300 K) 84.8 W·m−1·K−1
انبساط گرمایی (25 °C) 46 µm·m−1·K−1
سرعت صوت (سیم نازک) (20 °C) 6000 m/s
مدول یانگ 4.9 GPa
مدول شیر 4.2 GPa
مدول باک 11 GPa
سختی موس 0.6
عدد کاس 7439-93-2
پایدارترین ایزوتوپ‌ها
مقاله اصلی ایزوتوپ‌های لیتیم
iso NA نیمه عمر DM DE (MeV) DP
6Li 7.5% 6Li ایزوتوپ پایدار است که 3 نوترون داردs
7Li 92.5% 7Li ایزوتوپ پایدار است که 4 نوترون داردs
6Li content may be as low as 3.75% in
natural samples. 7Li would therefore
have a content of up to 96.25%.

لیتیم (گرفته شده از واژهٔ یونانی lithos به معنی سنگ) با نماد شیمیایی Li یک فلز قلیایی نقره‌ای-سفید و نرم با عدد اتمی ۳ است. این عنصر در شرایط استاندارد دما و فشار سبک ترین فلز و کم چگالی ترین عنصر جامد است. مانند دیگر فلزهای قلیایی، لیتیم هم بسیار واکنش پذیر و آتشگیر است به همین دلیل بیشتر آن را زیر روغن صنعتی نگاه می‌دارند. اگر بر روی آن برشی پدید آید، بخش بریده شده دارای جلای فلزی خواهد بود اما به دلیل واکنش پذیری زیاد آن خیلی زود با رطوبت هوا واکنش می‌دهد، هوا باعث خوردگی آن می‌شود و به رنگ نقره‌ای تیره مایل به خاکستری و سپس سیاه در می‌آید. به دلیل واکنش پذیری بالای لیتیم، هرگز نمی توان آن را به صورت عنصر آزاد در طبیعت پیدا کرد. بلکه همواره در بخشی از یک ترکیب شیمیایی که بیشتر یونی است، پیدا می‌شود. لیتیم در چندتا از کانی‌های پگماتیتی یافت می‌شود اما از آنجایی که در آب حل می‌شود، به صورت یون در آب اقیانوس‌ها و به صورت نمک در آب‌ها و رس دیده می‌شود. در رویکرد تجاری، لیتیم را از برق‌کافت آمیخته‌ای از لیتیم کلرید و پتاسیم کلرید بدست می‌آورند.

لیتیم و ترکیب‌های آن کاربردهای فراوانی دارند از آن جمله در شیشه و سرامیک پایدار در برابر گرما، آلیاژهای با مقاومت بالا نسبت به وزن که در فضاپیماها کاربرد دارد، باتری‌های لیتیم و لیتیم-یون. کاربردهای یاد شده بیش از نیمی از لیتیم تولیدی را از آن خود می‌کند.

در ظاهر این طور به نظر می‌رسد که لیتیم هیچ نقشی در زندگی حیوان‌ها و گیاهان ندارد و آنها بدون لیتیم هم می‌توانند زنده بمانند، اما در عمل در همهٔ اندام‌های زنده می توان زدپای بسیار کم رنگ لیتیم را پیدا کرد. یون لیتیم که در قالب نمک‌های گوناگون پیدا می‌شود بر روی اعصاب انسان اثر می‌گذارد و لیتیم می‌تواند به عنوان دارو در درمان اختلال دوقطبی کمک کند.

ویژگی‌ها[ویرایش]

نوشتار اصلی: فلزهای قلیایی

لیتیوم فلز نایابی نیست. میزان لیتیوم موجود در پوسته زمین برابر با ۰،۰۰۶ درصد است که بنظر کم می‌آید اما همین اندازه نیز از موجودی فلزات دیگر مانند قلع و جیوه بیشتر می‌باشد.

تنها فرقی که میان لیتیوم و دیگر فلزها وجود دارد، وضعیت پراکندگی آن بر روی کره زمین است.

نخست آنکه مکانهایی که لیتیوم در آنجا گرد آمده‌است زیاد نیستند. منابع قابل توجه و شناخته شده لیتیوم بر روی زمین شیلی، آرژانتین، تبت، چین، ایالت نوادای آمریکا و بولیوی می‌باشند.

این در حالیست که منابع بولیوی که معدن شناسان میزان ذخایرش را برابر با ذخایر افغانستان تخمین می‌زنند، هنوز آغاز به بهره برداری نکرده‌است.

فیزیکی و اتمی[ویرایش]

لیتیم، شناور در روغن

مانند دیگر فلزهای قلیایی، لیتیم تنها یک الکترون در لایهٔ ظرفیت دارد که دوست دارد آن را به آسانی از دست دهد و تبدیل به کاتیون شود.[۱] به همین دلیل لیتیم یک رسانای خوب گرما و جریان برق است و واکنش پذیری بسیار بالایی دارد. با این وجود از نظر واکنش پذیری در میان فلزهای قلیایی رتبهٔ آخر را دارد. این واکنش پذیری کم نسبت به دیگر عنصرهای گروه، به دلیل نزدیکی زیاد الکترون‌های لایهٔ ظرفیت به هستهٔ اتم لیتیم است. چون دو الکترون باقی‌مانده در تراز ابر الکترونی 1s جای می‌گیرند که تراز انرژی بسیار پایینی دارد برای همین در پیوندهای شیمیایی شرکت نمی‌کنند.[۱]

فلز لیتیم آنقدر نرم است که با چاقو بریده شود. هنگامی که بریده شد یک سطح نقره‌ای-سفید از آن دیده می‌شود. این رویه خیلی زود اکسید می‌شود و به رنگ خاکستری در می‌آید.[۱] لیتیم دارای یکی از پایین ترین نقطهٔ ذوب‌ها (180 °C) در میان همهٔ فلزها است در حالی که در میان فلزهای قلیایی، بالاترین نقطهٔ ذوب و جوش را دارد.[۲]

لیتیم سبک ترین فلز جدول تناوبی است با چگالی نزدیک به ۰٫۵۳۴ g/cm۳ و یکی از سه فلزی است که روی آب و حتی روغن، شناور می‌ماند (دو فلز دیگر سدیم و پتاسیم]] است).[۱] لیتیم کم چگالی ترین عنصری است که در دمای اتاق گاز نیست. سبک ترین عنصر پس از لیتیم، پتاسیم است که بیش از ۶۰٪ آن (۰٫۸۶۲ g/cm۳) چگالی دارد. همچنین اگر هلیم و هیدروژن را کنار بگذاریم، لیتیم کم چگالی ترین عنصر در میان دیگر عنصرهای جامد و مایع است. برای نمونه لیتیم تنها ۲/۳ نیتروژن مایع (0.808 g/cm۳) چگالی دارد.[note ۱][۳]

ضریب انبساط گرمایی لیتیم دو برابر آلومینیم و نزدیک به چهار برابر آهن است.[۴] می توان گفت لیتیم دارای بالاترین ظرفیت گرمایی در میان همهٔ عنصرهای جامد است. لیتیم در فشار معمولی، در دمایی پایین تر از ۴۰۰ μK ابررسانا می‌شود[۵] و در فشارهای بالا، بیش از ۲۰ گیگاپاسکال، در دمای بیش از ۹ کلوین ابررسانا می‌گردد.[۶] در دمای زیر ۷۰ کلوین، لیتیم هم مانند سدیم دچار استحاله مارتنزیتی می‌شود. همچنین در دمای ۴٫۲ کلوین دارای دستگاه بلوری لوزی‌پهلو (با ۹ لایهٔ فاصلهٔ تکرارشونده) اما در دماهای بالاتر شکل دستگاه بلوری اش به دستگاه بلوری مکعبی وجوه‌مرکزپُر و سپس به دستگاه بلوری مکعبی مرکزپُر دگرگون می‌شود. در دمای هلیم مایع (۴ کلوین) ساختار بلوری لوزی‌پهلو از همه بیشتر دیده شده‌است.[۷] در فشارهای بالا، چندشکلی‌های گوناگونی از لیتیم گزارش شده‌است.[۸]

لیتیم به دلیل ظرفیت گرمایی بسیار بالایی که نسبت به دیگر عنصرهای جامد دارد بیشتر در سردکننده‌ها برای جابجایی گرما به کار گرفته می‌شود.[۹]

شیمیایی و ترکیب‌ها[ویرایش]

لیتیم به سادگی با آب واکنش می‌دهد ولی انرژی بسیار کمتری نسبت به دیگری فلزهای قلیایی در این واکنش پدید می‌آید. محصول‌های این واکنش گاز هیدروژن و هیدروکسید لیتیم در محلول آبی است.[۱] به دلیل واکنش بالای لیتیم با آب، همواره آن را زیر پوشش هیدروکربن‌های گرانرو مانند وازلین نگه می‌دارند. فلزهای قلیایی سنگین تر را می‌توان در مواد با گرانروی پایین تر، مانند روغن صنعتی نگهداری کرد، لیتیم به اندازهٔ کافی سنگین نیست تا بتواند به طور کامل پایین تر از سطح این مایع‌ها قرار گیرد.[۱۰] در هوای مرطوب لیتیم به سرغت اکسید می‌شود و یک لایهٔ سیاه بر روی آن ساخته می‌شود. این پوشش سیاه رنگ، هیدروکسید لیتیم (LiOH و LiOH·H۲Oلیتیم نیتریت (Li۳N) و لیتیم کربنات (Li۲CO۳، نتیجهٔ یک واکنش دوم میان LiOH و CO۲) است.[۱۱]

ساختار هشت وجهی بلور ان-بوتیل‌لیتیم

هنگامی که لیتیم در برابر آتش قرار گیرد، ترکیب‌های آن رنگ لاکی (قرمز سیر) از خود نشان می‌دهند اما درصورتی که این ماده آتش گیرد، شعله به رنگ نقره‌ای در خواهد آمد. هرگاه لیتیم در تماس با آب یا بخار آن، قرار گیرد شعله ور می‌شود و با اکسیژن می‌سوزد.[۱۲] لیتیم به خودی خود آتشگیر است و توان انفجار دارد بویژه هنگامی که در هوای آزاد و در تماس با آب قرار گیرد. با این حال این ویژگی لیتیم نسبت به دیگر فلزهای قلیایی، از همه کمرنگ تر است. واکنش لیتیم با آب در دمای معمولی، به تندی صورت می‌گیرد اما آسیب رسان نیست و هیدروژن تولیدی به خودی خود آتش نمی‌گیرد. مانند دیگر فلزهای قلیایی، خاموش کردن آتش لیتیم کمی دشوار است و حتماً باید از گَردهای خاموش کننده آتش، ردهٔ D کمک گرفت (خاموش‌کننده‌های دستی آتش را نگاه کنید). لیتیم تنها فلزی است که در دمای معمولی و شرایط معمولی با نیتروژن واکنش می‌دهد.[۱۳][۱۴]

لیتیم یک سری همانندی‌های قطری هم با منیزیم دارد. این دو فلز دارای شعاع اتمی و یونی یکسان اند. همانندی‌های شیمیایی این دو عبارتند از: ساختن نیترید در اثر واکنش با N۲، ساختن اکسید (Li۲O)) و پراکسید (Li۲O۲) در هنگام سوختن با O۲، پدید آوردن نمک‌هایی با ویژگی حل شدنی همانند و ناپایداری گرمایی کربنات و نیترید آن‌ها.[۱۱][۱۵] این فلز در دمای بالا با گاز هیدروژن واکنش می‌دهد و لیتیم هیدرید (LiH) را تولید می‌کند.[۱۶]

دیگر ترکیب‌های دوتایی لیتیم عبارتند از هالیدها (LiF، LiCl، LiBr، LiI) و سولفید (Li۲Sسوپراکسید (LiO۲کربید (Li۲C۲). همچنین شمار بسیاری ترکیب‌های غیرآلی هم از این عنصر شناخته شده‌است که در آن لیتیم با یون‌ها آمیخته می‌شود و نمک‌های گوناگونی را پدید می‌آورد که از آن جمله می‌توان به بورات‌ها، آمیدها، کربنات، نیترات، بوروهیدرید (LiBH۴) و... اشاره کرد. چندین واکنشگر ناب آلی از لیتیم هم شناخته شده‌است که در آن‌ها پیوند کووالانسی مستقیم میان کربن و لیتیم برقرار شده و کربانیون را ساخته‌است. این‌ها بازها و هسته دوست‌هایی بسیار قوی اند. در بسیاری از ترکیب‌های آلی لیتیم، یون‌های لیتیم دوست دارند به صورت خوشه‌های با تقارن بالا روی هم انباشته شوند. می‌توان گفت این ویژگی برای کاتیون‌های قلیایی معمول است.[۱۷]

ایزوتوپ[ویرایش]

نوشتار اصلی: ایزوتوپ‌های لیتیم

۶Li و ۷Li دو ایزوتوپ پایدار لیتیم و دارای بیشترین فراوانی (۹۲٫۵٪) است.[۱][۱۰][۱۸] این دو ایزوتوپ پایدار در مقایسه با دو عنصر سبک و سنگین همسایگی خود یعنی هلیم و بریلیم، به صورت غیر طبیعی، انرژی پیوستگی هسته‌ای پایینی به ازای هر هسته دارند. به جز دوتریوم و هلیم-۳، دو هستهٔ لیتیم انرژی پیوستگی کمتری به ازای هر هسته، نسبت به هر هستهٔ پایدار دیگری دارند.[۱۹] در نتیجهٔ این پدیده، عنصر لیتیم با اینکه وزن اتمی کمی دارد اما در سامانهٔ خورشیدی از دید فراوانی، در میان ۳۲ عنصر، رتبهٔ ۲۵ ام را دارد.[۲۰] هفت ایزوتوپ پرتوزا برای لیتیم پیدا شده‌است که پایدارترین آن‌ها ۸Li با نیمه‌عمر ۸۳۸ میلی ثانیه و ۹Li با نیمه‌عمر ۱۷۸ میلی ثانیه‌است. دیگر ایزوتوپ‌های پرتوزا نیمه‌عمری کمتر از ۸٫۶ میلی ثانیه دارند. ناپایدارترین ایزوتوپ این عنصر ۴Li با نیمه‌عمر ۷٫۶ × ۱۰−۲۳ ثانیه‌است که در آن پروتون پرتوزایی می‌کند.[۲۱]

۷Li یکی از عنصرهای بسیار کهن (یا دقیق تر بگوییم هسته‌های بسیار کهن) است که در جریان هسته‌زایی مهبانگ پدید آمده‌است. گمان آن می‌رود که مقدار اندکی از ۶Li و ۷Li در ستاره‌ها پدید می‌آید اما به همان سرعتی که ایجاد می‌شود به همان سرعت، می‌سوزد و دوباره مصرف می‌شود.[۲۲] علاوه بر این احتمالاً مقدار اندکی از ۶Li و۷Li در اثر بادهای خورشیدی و برخورد پرتوهای کیهانی با اتم‌های سنگین تر و درنتیجه واپاشی ایزوتوپ‌هایی مانند ۷Be و ۱۰Be پدید می‌آیند.[۲۳] هنگامی که لیتیم در جریان هسته‌زایی ستاره‌ها پدید می‌آید دوباره سوخته و مصرف می‌شود. همچنین ۷Li در ستاره‌های کربنی هم می‌تواند تولید شود.[۲۴]

فرایندهای طبیعی گوناگونی می‌توانند ایزوتوپ‌های لیتیم را تولید کنند.[۲۵] از جملهٔ آن‌ها می‌توان به پدیدهای شیمیایی هنگام ساخت کانی‌ها، دگرگشت و داد و ستدهای یونی اشاره کرد. یون لیتیم در کانی‌های رسی هشت وجهی جایگزین منیزیم و آهن می‌شود.

پیشینهٔ شناسایی[ویرایش]

یوهان آگوست آرفودسن، کاشف لیتیم در ۱۸۱۷

شیمیدان برزیلی، خوزه بونیفاسیو جندراده نخستین کسی بود که کانی پتالیت (LiAlSi۴O۱۰) را شناسایی کرد. وی در سال ۱۸۰۰ میلادی در معدنی در یوتوی سوئد این کانی را پیدا کرد.[۲۶][۲۷][۲۸] هرچند، بر روی این کانی هیچ پژوهشی صورت نگرفت تا آنکه در سال ۱۸۱۷، شیمیدان سوئدی، یوهان آگوست آرفودسن که در آزمایشگاه یاکوب برسلیوس کار می‌کرد، دریافت که در این کانی عنصر تازه‌ای وجود دارد.[۲۹][۳۰][۳۱] این عنصر تازه، ترکیب‌هایی همانند سدیم و پتاسیم را می‌پذیرفت تنها با این تفاوت که کربنات و هیدروکسید آن کمتر در آب حل می‌شد.[۳۲] برسلیوس این مادهٔ قلیایی را لیتیون (lithion/lithina) نام نهاد، برگرفته از واژهٔ یونانی لیتوس (λιθoς) به معنی «سنگ»؛ او به این دلیل این نام را برگزید تا نشان دهد که این عنصر را از یک کانی جامد بدست آورده‌است برخلاف پتاسیم که در میان خاکستر گیاهان شناسایی شد و همچنین در خون حیوانات هم به فراوانی یافت می‌شد. همچنین او به فلز درون ماده نام «لیتیم» را داد.[۱][۲۷][۳۱]

پس از چندی، آرفودسن نشان داد که این عنصر در کانی‌های اسپودومن و لپیدولیت هم وجود دارد.[۲۷] در ۱۸۱۸ کریستین گملین نخستین کسی بود که دریافت نمک‌های لیتیم شعله را به رنگ قرمز روشن در می‌آورند.[۲۷] هم گلمین و هم آرفودسن هر دو تلاش کردند تا لیتیم پالوده بدست آورند و عنصر را از نمک‌هایش جدا کنند که هر دو ناکام ماندند.[۲۷][۳۱][۳۳] تا سال ۱۸۲۱ کسی نتوانست لیتیم را پالوده بدست آورد تا اینکه شیمیدان انگلیسی، ویلیام توماس برند با کمک فرایند برق‌کافت بر روی لیتیم اکسید این عنصر را از ترکیبش بیرون کشید. برند نخستین کسی نبود که از برق‌کافت برای جداسازی بهره می‌برد، پیش از او هم هامفری دیوی فرایندی همانند را برای جدا سازی فلزهای قلیایی پتاسیم و سدیم با موفقیت انجام داده بود.[۱۰][۳۳][۳۴][۳۵] همچنین برند توضیح داد که نمک‌هایی از لیتیم مانند کلرید و احتمالاً لیتیا (لیتیم اکسید) دارای ۵۵٪ فلزند و برآورد کرد که وزن اتمی لیتیم 9.8 g/mol باشد (مقدار درست آن نزدیک به 6.94 g/mol است).[۳۶] در ۱۸۵۵ روبرت بونزن و آگوستس متیسن از راه برق‌کافت لیتیم کلرید مقدارهای بیشتری از این عنصر را جدا کردند.[۲۷] ادامهٔ تلاش‌ها برای جداسازی بیشتر لیتیم از نمک‌هایش باعث دست یافتن به روش صنعتی این جداسازی در سال ۱۹۲۳ توسط یک تولیدکنندهٔ آلمانی به نام Metallgesellschaft AG شد. این تولیدکننده برای این هدف به برق‌کافت آمیخته‌ای از لیتیم کلرید و پتاسیم کلرید پرداخت.[۲۷][۳۷]

کاربرد[ویرایش]

لیتیوم یکی از اجزاء مهم در باتری‌های قابل شارژ است که در تلفن‌های همراه، رایانه‌های دستی و اتوموبیل‌های برقی مورد استفاده قرار می‌گیرد.

آلیاژی از لیتیوم و آلومینیوم هم اکنون در صنایع هواپیما سازی بکار گرفته می‌شود که سبک، قابل انعطاف و همزمان محکم و مقاوم است.

لیتیوم نیروی کششی زیادی دارد، بخاطر کمی وزن خود گزینه بسیار مناسبی برای باتریهای کم وزن و پرانرژی می‌باشد.

لیتیوم همراه با سرب آلیاژی را تولید می‌کند که در ساختن بلبرینگ چرخهای قطار بکار گرفته می‌شود. لیتیوم حتی در صنایع داروسازی مورد مصرف دارد.

با این همه در مورد مصرف لیتیوم هم در صنایع و همچنین در داروسازی توجه به یک نکته بسیار مهم می‌باشد. مرز میان سودمند بودن این ماده و سمی بودنش برای انسان و محیط زیست بسیار بسیار نازک و شکننده‌است.

جستارهای وابسته[ویرایش]

منابع[ویرایش]

کتاب فرهنگ عناصر نوشته سید رضا آقاپور مقدم

جستجو در ویکی‌انبار در ویکی‌انبار پرونده‌هایی دربارهٔ لیتیم موجود است.
جستجو در ویکی‌واژه معنای واژهٔ «لیتیم» را در ویکی‌واژه ببینید.
  1. ۱٫۰ ۱٫۱ ۱٫۲ ۱٫۳ ۱٫۴ ۱٫۵ ۱٫۶ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn.: Greenwood Press. ISBN 0-313-33438-2. 
  2. Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  3. "Nitrogen, N2, Physical properties, safety, MSDS, enthalpy, material compatibility, gas liquid equilibrium, density, viscosity, inflammability, transport properties". Encyclopedia.airliquide.com. Retrieved 2010-09-29. 
  4. "Coefficients of Linear Expansion". Engineering Toolbox. 
  5. Tuoriniemi, J; Juntunen-Nurmilaukas, K; Uusvuori, J; Pentti, E; Salmela, A; Sebedash, A (2007). "Superconductivity in lithium below 0.4 millikelvin at ambient pressure". Nature 447 (7141): 187–9. Bibcode 2007Natur.447..187T. DOI:10.1038/nature05820. PMID 17495921. 
  6. Struzhkin, V. V. ; Eremets, M. I. ; Gan, W; Mao, H. K. ; Hemley, R. J. (2002). "Superconductivity in dense lithium". Science 298 (5596): 1213–5. Bibcode 2002Sci...298.1213S. DOI:10.1126/science.1078535. PMID 12386338. 
  7. Overhauser, A. W. (1984). "Crystal Structure of Lithium at 4.2 K". Physical Review Letters 53: 64–65. Bibcode 1984PhRvL..53...64O. DOI:10.1103/PhysRevLett.53.64. 
  8. Schwarz, Ulrich (2004). "Metallic high-pressure modifications of main group elements". Zeitschrift für Kristallographie 219 (6–2004): 376. Bibcode 2004ZK....219..376S. DOI:10.1524/zkri.219.6.376.34637. 
  9. Hammond, C. R. (2000). The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition. CRC press. ISBN 0-8493-0481-4. 
  10. ۱۰٫۰ ۱۰٫۱ ۱۰٫۲ Emsley, John (2001). Nature's Building Blocks. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-850341-5. 
  11. ۱۱٫۰ ۱۱٫۱ Kamienski, McDonald, Daniel P. ; Stark, Marshall W. ; Papcun, John R., Conrad W. (2004). "Lithium and lithium compounds". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc.. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2. 
  12. "XXIV. ?On chemical analysis by spectrum-observations". Quarterly Journal of the Chemical Society of London 13 (3): 270. 1861. DOI:10.1039/QJ8611300270. 
  13. Krebs, Robert E. (2006). The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group. p. 47. ISBN 0-313-33438-2. 
  14. Institute, American Geological; Union, American Geophysical; Society, Geochemical (1 January 1994). Geochemistry international. 31. p. 115. 
  15. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. pp. 97–99. ISBN 0-08-022057-6. 
  16. Beckford, Floyd. "University of Lyon course online (powerpoint) slideshow". Archived from the original on 4 November 2005. Retrieved 2008-07-27. "definitions:Slides 8–10 (Chapter 14)" 
  17. Sapse, Anne-Marie and von R. Schleyer, Paul (1995). Lithium chemistry: a theoretical and experimental overview. Wiley-IEEE. pp. 3–40. ISBN 0-471-54930-4. 
  18. "Isotopes of Lithium". Berkeley National Laboratory, The Isotopes Project. Retrieved 2008-04-21. 
  19. File:Binding energy curve - common isotopes.svg shows binding energies of stable nuclides graphically; the source of the data-set is given in the figure background.
  20. Numerical data from: Lodders, Katharina (July 10, 2003). "Solar System Abundances and Condensation Temperatures of the Elements" (PDF). The Astrophysical Journal (The American Astronomical Society) 591 (2): 1220–1247. Bibcode 2003ApJ...591.1220L. DOI:10.1086/375492.  ویرایش Graphed at File:SolarSystemAbundances.jpg
  21. Sonzogni, Alejandro. "Interactive Chart of Nuclides". National Nuclear Data Center: Brookhaven National Laboratory. Retrieved 2008-06-06. 
  22. Asplund, M.خطای عبارت: نویسه نقطه‌گذاری شناخته نشده «�» (2006). "Lithium Isotopic Abundances in Metal-poor Halo Stars". The Astrophysical Journal 644: 229. arXiv:astro-ph/0510636. Bibcode 2006ApJ...644..229A. DOI:10.1086/503538. 
  23. Chaussidon, M.; Robert, F.; McKeegan, K.D. (2006). "Li and B isotopic variations in an Allende CAI: Evidence for the in situ decay of short-lived ۱۰Be and for the possible presence of the short−lived nuclide ۷Be in the early solar system". Geochimica et Cosmochimica Acta 70 (1): 224–245. Bibcode 2006GeCoA..70..224C. DOI:10.1016/j.gca.2005.08.016. 
  24. Denissenkov, P. A.; Weiss, A. (2000). "Episodic lithium production by extra-mixing in red giants". Astronomy and Astrophysics 358: L49–L52. arXiv:astro-ph/0005356. Bibcode 2000A&A...358L..49D. 
  25. Seitz, H.M.; Brey, G.P.; Lahaye, Y.; Durali, S.; Weyer, S. (2004). "Lithium isotopic signatures of peridotite xenoliths and isotopic fractionation at high temperature between olivine and pyroxenes". Chemical Geology 212 (1–2): 163–177. DOI:10.1016/j.chemgeo.2004.08.009. 
  26. "Petalite Mineral Information". Retrieved 10 August 2009. 
  27. ۲۷٫۰ ۲۷٫۱ ۲۷٫۲ ۲۷٫۳ ۲۷٫۴ ۲۷٫۵ ۲۷٫۶ "Lithium:Historical information". Retrieved 10 August 2009. 
  28. Weeks, Mary (2003). Discovery of the Elements. Whitefish, Montana, United States: Kessinger Publishing. p. 124. ISBN 0-7661-3872-0. Retrieved 10 August 2009. 
  29. "Johan August Arfwedson". Periodic Table Live!. Retrieved 10 August 2009. 
  30. "Johan Arfwedson". Archived from the original on 5 June 2008. Retrieved 10 August 2009. 
  31. ۳۱٫۰ ۳۱٫۱ ۳۱٫۲ van der Krogt, Peter. "Lithium". Elementymology & Elements Multidict. Retrieved 2010-10-05. 
  32. Clark, Jim (2005). "Compounds of the Group 1 Elements". Retrieved 10 August 2009. 
  33. ۳۳٫۰ ۳۳٫۱ Per Enghag (2004). Encyclopedia of the Elements: Technical Data – History – Processing – Applications. Wiley. pp. 287–300. ISBN 978-3-527-30666-4. 
  34. <Please add first missing authors to populate metadata.> (1818). "The Quarterly journal of science and the arts" (PDF). The Quarterly Journal of Science and the Arts (Royal Institution of Great Britain) 5: 338. Retrieved 2010-10-05. 
  35. "Timeline science and engineering". DiracDelta Science & Engineering Encyclopedia. Retrieved 2008-09-18. 
  36. Brande, William Thomas; MacNeven, William James (1821). A manual of chemistry. p. 191. Retrieved 2010-10-08. 
  37. Green, Thomas (11 June 2006). "Analysis of the Element Lithium". echeat. 


خطای یادکرد: خطای یادکرد: برچسب <ref> برای گروهی به نام «note» وجود دارد، اما برچسب <references group="note"/> متناظر پیدا نشد.