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鋰（希臘語：λίθος，拉丁：LITHOS，直譯"石頭"）是一種化學元素。其中文名则来源于“Lithos”的第一个音节发音“里”，因为是金属，在左方加上部首“钅”。
化學符號Li，原子序3，是一個軟、銀白色的鹼金屬。在標準條件下（STP），它是最輕的金屬和最輕的固體元素。三个电子中两个分布在K层，另一个在L层。锂是碱金属中最轻的一种。锂常呈+1或0氧化态，是否有-1氧化态則尚未得到证实。但是锂和它的化合物并不像其他的碱金属那么典型，因为锂的电荷密度很大并且有稳定的氦型双电子层，使得锂容易极化其他的分子或离子，自己却不易受到极化。这一点影响到它和它的化合物的稳定。
在標準條件（STP）下，它是最輕的金屬和最輕的固體元素[1]。同其他鹼金屬，鋰有高活性和易燃性，並儲存在礦物油中。切割時，它會表現出金屬光澤，但會快速被水氣潮解，變成暗銀灰色，接著變成黑色的氧化物。它不會以元素狀態存在於自然界，而只能於（通常是離子）化合物中發生，例如偉晶岩礦物，它們曾經是鋰的主要來源。由於其離子的溶解度，它存在於海水中並通常從鹽水中獲得。從氯化鋰和氯化鉀的混合物中電解分離鋰金屬。
在自然界中發現的兩種穩定的鋰同位素具有所有穩定核素中每個核子的結合能，因此鋰原子的核處於不穩定狀態。因核的性質相對不穩定，鋰在太陽系的含量排名第26。由於以上因素，鋰在核物理學中具重要用途。1932年鋰原子向氦的核分裂是第一次完全人為的核反應，而氘化鋰用作熱核武器的燃料。
鋰及其化合物具多種工業應用，包括耐熱玻璃、陶瓷、鋰潤滑脂潤滑劑，用於鐵、鋼和鋁生產的助焊劑添加劑、鋰電池和鋰離子電池。這些用途消耗超過四分之三的鋰生產量。
在生物系統內存有微量的鋰，但其功能不明。已知鋰鹽可作治療人類躁鬱症的情緒穩定藥物。
目录
歷史
第一塊鋰礦石，透鋰長石（LiAlSi₄O₁₀）是由巴西人（Jozé Bonifácio de Andralda e Silva）在名為Utö的瑞典小島上發現的，於18世紀90年代。當把它扔到火裡時會發出濃烈的深紅色火焰，斯德哥爾摩的Johan August Arfvedson分析了它並推斷它含有以前未知的金屬，他把它稱作lithium（鋰）。他意識到這是一種新的鹼金屬元素。然而，不同於鈉的是，他沒能用電解法分離它。1821年William Brande電解出了微量的鋰，但這不足以做實驗用。直到1855年德國化學家 Robert Bunsen和英國化學家Augustus Matthiessen電解氯化鋰才獲得了大塊的鋰[2]。鋰的英文為Lithium，來源於希臘文lithos，意為“石頭”。
Lithos的第一個音節發音“裡”。因為是金屬，在左方加上部首“钅”。鋰在地殼中的含量比鉀和鈉少得多，它的化合物不多見，是它比鉀和鈉發現的晚的必然因素。鋰發現的第二年，得到法國化學家伏克蘭重新分析肯定。
鋰，原子序數3，原子量6.941，是最輕的鹼金屬元素。元素名來源於希臘文，原意是“石頭”。1817年由瑞典科學家阿弗韋聰在分析透鋰長石礦時發現。自然界中主要的鋰礦物為鋰輝石、鋰雲母、透鋰長石和磷鋁石等。在人和動物機體、土壤和礦泉水、可哥粉、煙葉、海藻中都能找到鋰。天然鋰有兩種同位素：鋰6和鋰7。
金屬鋰為一種銀白色的輕金屬；熔點為180.54°C，沸點1342°C，密度0.534克/釐米³，硬度0.6。金屬鋰可溶於液氨。鋰與其它鹼金屬不同，在室溫下與水反應比較慢，但能與氮氣反應生成黑色的一氮化三鋰晶體。鋰的弱酸鹽都難溶于水。在鹼金屬氯化物中，只有氯化鋰易溶於有機溶劑。鋰的揮發性鹽的火焰呈深紅色，可用此來鑒定鋰。鋰很容易與氧、氮、硫等化合，在冶金工業中可用做去氧劑。鋰也可以做鉛基合金和鈹、鎂、鋁等輕質合金的成分。鋰在原子能工業中有重要用途。
概述
锂是一种极易反应的柔软的银白色碱金属。它在金属中比重最轻。锂在空气中易氧化，所以须贮存于固体石蜡、煤油或惰性气体中。它能与水和酸作用放出氢气，易与氧、氮、硫等化合。锂盐在水中的溶解度与镁盐类似，而不同于其他的碱金属盐。
原子及物理性質
就像其他鹼金屬一般，鋰有一個價電子而易失去而形成陽離子。因此，鋰為熱和電的良導體且為極易反應的元素，雖然它在鹼金族中是反應性最低的，因為它的價電子和原子核很接近（剩下的兩個電子（：Two-electron atom）在1s 軌域中，能量低且不參與化學鍵結。）然而，液態鋰的反應性較固態鋰高出許多。鋰金屬性質柔軟，可以用刀切開，在切開的同時，銀白色的切面會快速氧化為灰色的氧化鋰。雖然鋰的熔點為最低的金屬之一（180 °C, 453 K），但卻是鹼金族中熔點及沸點最高的元素。鋰金屬有極低的密度（0.534 g/cm3）和松木相當，為所有固體元素在室溫下密度最低的，第二低的鈉（0.862 g/cm3）比它密度高了60%以上。且除了氫和氦之外，固體鋰的密度比任何其他液體元素還低，只有液態氮（0.808 g/cm3）的三分之二倍。鋰可以漂浮於最輕的烴油，也是三個可以漂浮於水上的金屬的其中之一，另外兩個則是鈉和鉀。 鋰的熱膨脹係數是鋁的兩倍也幾乎是鐵的四倍。在 400 μK（：Orders of magnitude (temperature)） 標準壓力下，或是在較高溫度（9K以上）極大壓力（20GPa以上）下，鋰有超導現象。在 70K 以下時，鋰就像鈉一樣，會有無擴散的相變（：Diffusionless transformation）發生。在 4.2K 時，晶體為六方晶系（九層重複堆積），溫度升高後，轉變為面心結構，再變為體心結構。在液態氦溫度（4K）六方晶系是很常見的。在高壓時，鋰也被發現有多種同素異形體的結構。鋰的比熱容為 3.58KJ/kg-k ， 是所有固體中最高的，因此，鋰金屬常被用來當作熱傳導應用的冷卻劑。
化學性質與化合物
鋰很容易與水反應，但是活性卻比其他鹼金屬小許多。該反應在水溶液中會形成氫氣和氫氧化鋰。因為鋰很容易與水反應，所以它通常會和固體石蠟（：Petroleum jelly）一起，被存放在碳氫化合物所構成的密封罐中。雖然其他更重的鹼金屬可以被存放在密度更大的物質中，像是礦物油，但是鋰因為密度太小，無法完好浸至這些物質之中。在潮濕的空氣之中，鋰會快速地失去光澤，外表會形成黑色的氫氧化鋰（LiOH 和 LiOH•H2O）、氮化鋰（Li3N）和碳酸鋰（Li2CO3，LiOH 和CO2應的結果。）當接近火時，鋰的化合物會發出強烈的深紅色，然而當鋰燃燒很旺盛時，火焰會轉為銀白色的亮光。當暴露在水或水蒸氣中時，鋰會被氧氣點燃並燃燒。鋰是易燃的，暴露在空氣中尤其是水中，可能具有爆炸性，但可能性較其他鹼金屬低。在常溫下，鋰和水反應是活潑但非劇烈的，因為反應產生的氫通常不會自燃。鋰與所有鹼金屬都是需要乾粉滅火器（D類型），因為鋰所生成的火很難被熄滅。而在標準狀況下，鋰是少數能與氮反應的金屬之一。 鋰與鎂有對角線規則，它們有相似的原子和離子半徑。而它們相似的化學性質包括，與氮氣反應形成氮化物，在氧氣中燃燒時形成氧化物 （Li2O）和過氧化物（Li2O2），具有相似溶解度的鹽，以及碳酸鹽和氮化物的熱不穩定性。 鋰在高溫下與氫氣反應生成氫化鋰（LiH）。其他已知的二元化合物包括鹵化物（氟化鋰LiF、氯化鋰LiCl、溴化鋰LiBr、碘化鋰LiI），硫化物（硫化鋰Li2S），超氧化物（超氧化鋰LiO2）和碳化物（碳化鋰Li2C2）。而對於其他許多的無機化合物，鋰會與陰離子結合而形成鹽：硼酸鹽（：Lithium borate）、酰胺、碳酸鋰、硝酸鋰或硼氫化物（硼氫化鋰LiBH4）。氫化鋁鋰（LiAlH2）通常用作有機合成中的還原劑。 氦化鋰（：LiHe）是一種相互作用非常弱的凡德瓦化合物（：Van der Waals molecule），已在非常低的溫度下被檢測到。與第一族中其他元素不同的是，鋰的無機化合物遵循偶體法則，而不是八隅體法則。
同位素与核性质
在自然界中鋰以兩種同位素：6Li 和 7Li 組成，後者較豐富（在自然界豐度約92.5%）。 兩者皆有極低的核結合能（和在元素週期表中相鄰的元素：氦和鈹相比）。鋰是唯一低原子序元素中可以透過核分裂產生淨能的元素。兩種鋰原子核皆有較低的束縛能，低於除了氘及氦-3的其他穩定核素，因此，雖然它的原子量很小，在前32個元素中，鋰在太陽系中的含量低於其中的25個。據目前所知，鋰有7個放射性同位素，最穩定的是半衰期為 838 ms 的 8Li 和半衰期為 178 ms 的 9Li，其他的放射性同位素半衰期皆少於 8.6ms ，半衰期最短的同位素為因質子發射 後衰變的 4Li ，半衰期僅 7.6 × 10−23 s 。7Li是產生於大霹靂核合成時的其中一個初始元素（：primordial elements）（或稱為初始核素），少量的 6Li 和 7Li 產生於星星，可是被視為在出現的同時就被燒掉了，還有其他少量的 6Li 和 7Li可能產生於太陽風、宇宙射線擊中較重的原子，和從早期太陽系的 7Be 和10Be的放射性衰變中產生。雖然鋰會產生於恆星核合成，但會進一步被銷毀。 7Li 也可以在碳星中產生。鋰的同位素分餾基本上透過很多的自然過程，包含礦物形成（化學沉澱）、代謝和離子交換。鋰離子取代了八面體位置黏土 礦物中的鎂和鐵，其中6Li優於7Li ，導致在超微過濾和岩石蝕變過程中富含輕同位素。已知外來的 11Li 會表現出核暈（：nuclear halo）。 雷射同位素分離的過程可用於分離鋰同位素，特別是 7Li 與 6Li 。核武器製造和其他核物理應用是人工鋰分餾的主要來源，工業和軍事庫存保留了輕同位素 6Li，其程度已經導致自然界的 6Li 和 7Li 比例在河流中等地方發生輕微但可測量出的變化。這導致鋰標準化原子量的異常不確定性，因為它取決於這些自然界存在的穩定鋰同位素的自然豐度比例，它們可用於商業鋰礦物來源。鋰的兩種穩定同位素都可以被雷射冷卻，並用於生產第一量子縮退玻色-費米混合物。
用途
合成原料
在许多反应中，锂可作为原料或中间物。在合成与锂相关的无机化合物时，常常是将金属锂与其他单质反应。若要求纯度较高，可用锂与气态单质或化合物反应。例如用锂和硫化氢合成硫化锂。
还原剂
金属锂溶于液氨和乙醇的混合溶剂中形成一个良好的还原剂，可用来还原含芳香环的有机化合物。比较贵重的甾族化合物通常用这种办法来还原。此法的优点是产率较高，缺点是比用钠还原昂贵，所以仅用于还原一些贵重的化合物。
催化剂
锂可用作丁二烯、异戊二烯等二烯烃聚合催化剂，也可用来制造共聚物。
电池工业
因为锂的原子量很小，只有6.9g•mol−1，因此用锂作阳极的电池具有很高的能量密度。锂也能够制造低温或高温下使用的电池[3]。
用于低温的电池，通常使用有机溶剂作为电解质，其中添加一些无机盐增加导电性，常用无机盐包括高氯酸锂、六氟磷酸锂、六氟砷酸锂和硫化锂等。二次锂电池中正极材料也为含锂化合物，如锂钴氧化物、锂镍氧化物、锂锰氧化物、锂铁氧化物等等，以及其多元化合物。二次锂电池中负极材料，也与锂的作用明显。
电池阴极是锂，阳极常用金属氯化物。例如锂-氯化银电池的电池反应为：
用于高温的电池，通常使用熔融的无机盐作为电解质，因此必须在该盐的熔点以上方可使用。
合金
掺有锂的合金一般有强度大，密度小，耐高温等特性。也有人用锂合成了Li-Pb液态半导体合金。
醫療
醫療用途的鋰目前主要分為兩種：一種為外用的局部治療，另一種則為已被廣泛使用的口服治療。
根據臨床研究中顯示，當鋰被使用於外用的局部治療時，能有效治療脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)，目前鋰的作用机理還不十分清楚，這可能與鋰可抑制物質-P(substance-P)[93]及抑制Malassezia yeasts(引發痘痘元兇之一的細菌)生長所需的所有游離脂肪酸有關。過去的一些研究顯示鋰可以抑制許多酶(enzyme)：鈉鉀泵(Na/K ATPase)、腺苷環化酶(adenylcyclase)、enzymes of the prostaglandins E1 synthesis、和inositol-1-phosphatase等。 鋰亦具有抗發炎(anti-inflammatory)及免疫調節(immunomodulatory)的作用。除此之外，在法國的研究中顯示含鋰元素的活泉水( Evaux thermal spring water)能改善癌症患者因治療所引起的皮膚指甲等的副作用。
口服的鋰主要被使用於精神科，用來治療躁鬱症。臨床使用的濃度為1毫克。口服用的鋰會造成許多皮膚的副作用，像是斑點丘疹(maculopapular eruption)、痤瘡(acne)、牛皮癬狀疹(psoriasiform eruption)。因此顯示口服的鋰有可能會促進或使已經存在的皮膚疾病更惡化，像是牛皮癬(psoriasis)和脂漏性皮膚炎(seborrheic dermatitis)。
其他用途
锂还能用于：原子能工业中制造核反应堆的载热剂；制造特种合金、特种玻璃等；作冶金工业中的脱氧剂，脱硫剂和脱泡剂；作為燃料，可發射魚雷等武器；可作為煙火的紅色部分。
保存方法
干燥环境下，锂金属不与氧气发生反应，只有在潮湿的环境下才与氧气发生反应，颜色由银白色变成黑色最后再变成白色。实验室中锂金属一般保存在干燥的惰性气体环境或是煤油中。