Lityum

sembolü Li atom numarası 3 olan kimyasal element

Lityum sembolü Li atom numarası 3 olan kimyasal elementtir. Periyodik tabloda 1. grupta alkali metal olarak bulunur ve yoğunluğu en düşük olan metaldir. Lityum doğada saf halde bulunmaz. Yumuşak ve gümüşümsü beyaz metaldir. Havada bulunan oksijenle reaksiyona giren lityum, lityum oksit (Li2O) oluşturur. Bu oksitlenme reaksiyonunu engellemek için yağ içinde saklanır. Hava ve su tarafından hızlı bir şekilde oksitlenip kararır ve lekelenir. Lityum metali doldurulabilir pillerde (örnek olarak cep telefonu ve kamera pili) ve ağırlığa yüksek direniş göstermesi sebebiyle alaşım olarak hava taşıtlarında kullanılır. Li+ iyonunun nörolojik etkilerinden dolayı, lityumlu bileşikler farmakolojik olarak sakinleştiricilerde kullanılır.

Lityum, 3Li
Lithium paraffin.jpg
Yağ içinde yüzmekte olan lityum.
Görünüş gümüşsü beyaz
Standart atom ağırlığı Ar, std(Li) [6.9386.997] geleneksel: 6.94
Periyodik tabloda Lityum
Hidrojen Helyum
Lityum Berilyum Bor Karbon Azot Oksijen Flor Neon
Sodyum Magnezyum Alüminyum Silisyum Fosfor Kükürt Klor Argon
Potasyum Kalsiyum Skandiyum Titanyum Vanadyum Krom Mangan Demir Kobalt Nikel Bakır Çinko Galyum Germanyum Arsenik Selenyum Brom Kripton
Rubidyum Stronsiyum İtriyum Zirkonyum Niyobyum Molibden Teknesyum Rutenyum Rodyum Paladyum Kimyasal element Kadmiyum İndiyum Kalay Antimon Tellür İyot Ksenon
Sezyum Baryum Lantan Seryum Praseodim Neodim Prometyum Samaryum Evropiyum Gadolinyum Terbiyum Disprosiyum Holmiyum Erbiyum Tulyum İterbiyum Lutesyum Hafniyum Tantal Tungsten Renyum Osmiyum Iridium Platin Altın Cıva Talyum Kurşun Bizmut Polonyum Astatin Radon
Fransiyum Radyum Aktinyum Toryum Protaktinyum Uranyum Neptünyum Plütonyum Amerikyum Küriyum Berkelyum Kaliforniyum Aynştaynyum Fermiyum Mendelevyum Nobelyum Lavrensiyum Rutherfordyum Dubniyum Seaborgiyum Boryum Hassiyum Meitneriyum Darmstadtiyum Röntgenyum Kopernikyum Nihoniyum Flerovyum Moskoviyum Livermoryum Tennesin Oganesson
H

Li

Na
helyumLityumberilyum
Atom numarası (Z) 3
Grup 1. grup: H ve alkali metaller
Periyot 2. periyot
Blok S bloku
Kategori   Alkali metal
Elektron dizilimi [He] 2s1
Kabuk başına elektron 2, 1
Fiziksel özellikler
Faz (SSB'de) Katı
Erime noktası 453,65 K ​(180,50 °C, ​​356,90 °F)
Kaynama noktası 1603 K ​(1330 °C, ​2426 °F)
Yoğunluk (OS) 0,534 g/cm3
Yoğunluk sıvıyken (en'de) 0,512 g/cm3
Kritik nokta 3220 K, 67 MPa (ekstrapolasyon ile elde edilmiştir)
Erime ısısı 3,00 kJ/mol
Buharlaşma ısısı 136 kJ/mol
Molar ısı kapasitesi 24,860 J/(mol·K)
Buhar basıncı
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Atom özellikleri
Yükseltgenme durumları +1
Elektronegatiflik Pauling ölçeği: 0,98
İyonlaşma enerjileri
  • 1.: 520,2 kJ/mol
  • 2.: 7298,1 kJ/mol
  • 3.: 11815,0 kJ/mol
Atom yarıçapı Deneysel: 152 pm
Kovalent yarıçapı 128±7 pm
Van der Waals yarıçapı 182 pm
Bir spektrum aralığındaki renk çizgileri
Elementin spektrum çizgileri
Diğer özellikleri
Doğal oluşum İlksel
Kristal yapıHacim merkezli kübik (hmk)
Hacim merkezli kübik kristal yapısıLityum
Ses hızı çubukta 6000 m/s (20 °C'de)
Genleşme 46 µm/(m·K) (25 °C'de)
Isı iletkenliği 84,8 W/(m·K)
Elektrik direnci 92,8 Ω·m
Manyetik düzen paramanyetik
Manyetik alınganlık +14.2×10-6 cm3/mol (298 K)[1]
Young modülü 4,9 GPa
Kayma modülü 4,2 GPa
Hacim modülü 11 GPa
Mohs setliği 0,6
Brinell sertliği 5 MPa
CAS Numarası 7439-93-2
Tarihi
Keşif Johan August Arfwedson (1817)
İlk izolasyon William Thomas Brande (1821)
Ana izotopları
İzotop Bolluk Yarı ömür (t1/2) Bozunma türü Ürün
6Li %7,59 kararlı
7Li %92,41 kararlı
Lityum atomu modeli

Genel özellikleriDüzenle

Birinci grup elementi olmasına rağmen,lityum aynı zamanda 2. grubun toprak alkali özelliklerini de gösterir. Bütün alkali metaller gibi bir tane değerlik elektronu bulunur ve bu elektronu hemen kaybederek pozitif iyon haline geçer. Bu sebeplerden dolayı lityum su ile çok kısa sürede reaksiyona girer ve doğada doğal halinde bulunmaz. Ancak kendisiyle benzer kimyasal özellikler taşıyan sodyum elementi lityuma göre daha aktiftir ve daha çok insanların midelerinde yer alır

Lityum bıçakla kesilebilir ancak sodyumdan biraz daha sert olduğu için onu kesmek veya bölmek çok daha zordur. Reaksiyona girmemiş Lityum gümüşi bir renge sahiptir, ancak kısa sürede rengi kararır. Düşük yoğunluğu sayesinde hidrokarbonlar üzerinde batmadan durabilir.

Alev üzerine konulduğunda lityumda göz alıcı bir kırmızı renk gözlenir, ancak yanmaya başladığında parlak beyaz bir alev gözlemlenir. Lityum suda ve su buharında bulunan oksijen ile tutuşur ve yanma reaksiyonu gösterir. Oda sıcaklığında azot ile reaksiyona giren tek metaldir. Yüksek özgül ısısı, 3582 J/(kg·K), ve sıvı haldeki geniş sıcaklık değerleri lityumu kullanışlı hale getirmektedir.

Lityum hava ve su ile yanması ve potansiyel patlama tehlikesine rağmen diğer alkali metallere göre daha az tehlikelidir. Oda sıcaklığındaki Lityum-Su reaksiyonu aktif ve çabuk gerçekleşen bir reaksiyon olmasına rağmen çok tehlikeli bir reaksiyon değildir. Lityum alevlerini söndürmek zordur ve bunun için özel kimyasallardan oluşan söndürücüler kullanılır.

Lityum, ten ile temasını engellemek için özel koruma gerektirir. Lityumu toz olarak ya da alkalinli bileşimlerinin solunması, burun yollarında ve boğaz da tahriş ve zarara neden olur.

TarihçeDüzenle

Lityum ilk olarak 1817 yılında Johan August Arfwedson tarafından keşfedilmiştir. İlk saf olarak izolasyonu ise William Thomas Brande ve Humphrey Davy tarafından lityum oksitten elektroliz yolu ile gerçekleştirilmiştir. Spodumen cevheri ,LiAl(SiO3)2, Lityum içeriği nedeniyle ticarı olarak çok önemlidir. Öncelikle 1100 °C’ de a formu ısıtılarak daha yumuşak b formuna dönüştürülür. b formu sıcak sülfürik asit ile reaksiyona sokularak Li2SO4L2So4H5rt5 elde edilir. Elde edilen bu çökelek çözeltiden ayrılarak Na3CO3 ile yıkanır. Böylece suda çözünmeyen LiCO3 elde edilir. Manik depresif tedavisinde ve pillerde kullanılır.

Li2SO3 + Na2CO3 → Na2SO4 + Li2CO3 (katı)

Elde edilen Li2CO3 çökeleği HCl ile reaksiyona sokularak LiCl elde edilir.

Li2CO3 + 2 HCl → 2 LiCl + CO2 + H2O

LiCl erime noktası 600 °C den fazla olduğu için elektroliz ile saflaştırılması zor olduğundan LiCl (55%) ve KCl (45%) karışımı kullanılarak erime noktası 430 °C’ye düşürülür. Bu karışımın elektrolizi ile Li saf olarak elde edilir.

  • Katot: Li+ (s) + e- → Li (s)
  • Anot: Cl- (s) → ½ Cl2 (g) + e-

İçme Suyunda Lityum ve İlgili BulgularDüzenle

Lityum pil

1990 yılında, ABD'nin Texas eyaletinin 28 idari bölümünde (county) içme sularındaki lityum miktarı üzerine bir araştırma yayımlanmıştır. Bu araştırma, içme suyundaki lityum miktarıyla intihar, cinayet ve tecavüz vakalarının negatif korelasyon gösterdiğini destekler veriler sunmuştur. Çalışmaya dahil edilen zaman aralığında, suyundaki lityum miktarı en yüksek bölgelerde, en düşük olan bölgelere kıyasla %40 daha az intihar vakası görülmüştür.

2009 yılında Japonya'da, 1 milyon insanın yaşadığı 18 şehri ve 5 senelik bir zaman dilimini kapsayan bir araştırma bu sonuçları desteklemiş. Bunu takiple Avustralya ve Yunanistan'da da bu iddiaları destekler sonuçların elde edildiği araştırmalar yapılmıştır. Bu araştırmanın sahibi araştırmacılar, çok düşük miktarlarda lityuma maruz kalmanın sinir sistemini koruyucu, hatta sinir hücresi gelişimini destekleyici etkilerinin olabileceği fikrini öne sürmüşlerdir.

Bu araştırmada kullanılan verilerin tekrar analiziyle yayımlanan ikinci bir araştırmada, içme suyundaki lityum miktarındaki artışın, çalışmada gözlenen ölüm oranlarıyla negatif korelasyon gösterdiği bulgulanmıştır.

Bu süreçte, İngiltere'de yapılan bir araştırma, yukarıda anlatılanlara aykırı bir sonuç vermiştir. Fakat bu araştırmaya konu olan bölgede içme sularındaki lityum miktarının, öteki çalışmalara ve ilgili bölgelere kıyasla çok daha düşüktür.[2]

UygulamalarDüzenle

 
2011 (resim) ve 2019 (aşağıdaki rakamlar) için küresel lityum kullanım tahminleri[3][4]
  Seramik ve cam (18%)
  Piller (65%)
  Yağlama gresleri (5%)
  Sürekli döküm (3%)
  Hava filtreleme (1%)
  Polimerler
  Birincil alüminyum üretimi
  İlaç
  Diğer (5%)

PillerDüzenle

2021'de çoğu lityum, elektrikli otomobil'ler ve mobil cihaz'lar için lityum iyon piller yapmak için kullanıldı.

Seramik ve camDüzenle

Lityum oksit, silika işlemek için malzemenin erime noktası ve viskozitesini azaltarak akı olarak yaygın kullanılır ve düşük termal genleşme katsayıları dahil olmak üzere iyileştirilmiş fiziksel özelliklere sahip sır'lar elde edilmesini sağlar. Dünya çapında bu, lityum bileşikleri için en büyük kullanımlardan biridir.[3][5] Fırın kapları için lityum oksit içeren sırlar kullanılır. Lityum karbonat (Li2CO3) genellikle bu uygulamada kullanılır çünkü ısıtıldığında okside dönüşür.[6]

Elektrik ve elektronikDüzenle

20. yüzyılın sonlarında lityum, yüksek elektrot potansiyeli nedeniyle pil elektrolitlerinin ve elektrotlarının önemli bir bileşeni haline geldi. Düşük atom kütlesi nedeniyle, yüksek yük ve güç-ağırlık oranına sahiptir. Tipik bir lityum-iyon pil, kurşun-asit için 2.1 volt ve çinko-karbon için 1.5 volt ile karşılaştırıldığında hücre başına yaklaşık 3 volt üretebilir. Şarj edilebilir ve yüksek enerji yoğunluğu'na sahip lityum iyon piller, anot olarak lityum veya bileşikleri ile tek kullanımlık (birincil) piller olan lityum piller'den farklıdır.[7][8] Lityum kullanan diğer şarj edilebilir piller arasında lityum-iyon polimer pil, lityum demir fosfat pil ve nanotel pil bulunur.

Yıllar boyunca potansiyel büyüme konusunda görüşler farklı olmuştur. 2008'de yapılan bir araştırma, "gerçekçi olarak ulaşılabilir lityum karbonat üretiminin geleceğin PHEV ve EV küresel pazar gereksinimlerinin yalnızca küçük bir bölümü için yeterli olacağı", "Taşınabilir elektronik sektöründen gelen talebin önümüzdeki on yılda planlanan üretim artışlarının çoğunu alacağı" ve "lityum karbonatın seri üretimi çevreye duyarlı olmadığı, korunması gereken ekosistemlerde onarılamaz ekolojik hasara neden olacağı ve LiIon tahrikinin 'Yeşil Araba' kavramıyla bağdaşmadığı'" sonucuna varmıştır.[9]

Yağlama gresleriDüzenle

Lityumun üçüncü en yaygın kullanımı greslerdedir. Lityum hidroksit güçlü bir baz'dır ve bir yağ ile ısıtıldığında lityum stearat'tan yapılmış bir sabun üretir. Lityum sabun, yağları kalınlaştırma özelliğine sahiptir ve çok amaçlı, yüksek sıcaklık yağlama gresleri üretmek için kullanılır. [10][11][12]

MetalurjiDüzenle

Lityum (örn. lityum karbonat olarak), akışkanlığı arttırdığı sürekli döküm kalıp akı cüruflarına katkı maddesi olarak kullanılır,[13][14] 2011'de küresel lityum kullanımının %5'ini oluşturan bir kullanımı vardı.[15] Lityum bileşikleri, damarlanmayı azaltmak için demir döküm için döküm kumu'na katkı maddesi (akı) olarak da kullanılır.[16]

Lityum (lityum florür olarak) alüminyum izabe tesislerine (Hall–Héroult prosesi) katkı maddesi olarak kullanılır, erime sıcaklığını düşürür ve elektrik direncini arttırır,[17] 2011'de üretimin %3'ünü oluşturan bir kullanımı vardı.[15]

Kaynak veya lehimleme için akı olarak kullanıldığında, metalik lityum işlem sırasında metallerin kaynaşmasını destekler[18] ve safsızlıkları emerek oksit'lerin oluşumunu ortadan kaldırır.[19]

Alüminyum, kadmiyum, bakır ve manganez içeren metal alaşım'ları yüksek performanslı, yoğunlukluğu az uçak parçaları yapmak için kullanılır (ayrıca bkz. Lityum-alüminyum alaşımları).[20]

Silikon nano kaynakDüzenle

Lityum, elektrikli piller ve diğer cihazlar için elektronik bileşenlerde silikon nano kaynakların mükemmelleştirilmesine yardımcı olmada etkili bulunmuştur.[21]

 
İşaret fişeklerinde ve piroteknik lityum kullanımı, gül kırmızısı alevinden kaynaklanır.[22]

Hava temizlemeDüzenle

Lityum klorür ve lityum bromür, higroskopiktir ve gaz akışlarında kurutucu olarak kullanılır.[10] Lityum hidroksit ve lityum peroksit, uzay aracı ve denizaltıların kapalı alanlarda karbondioksit giderme ve hava temizleme için en çok kullanılan tuzlardır. Lityum hidroksit, lityum karbonat oluşturarak havadan karbon dioksit emer ve düşük ağırlığı nedeniyle diğer alkalin hidroksitlere göre tercih edilir.

Lityum peroksit (Li2O2) nem varlığında sadece karbon dioksit ile reaksiyona girerek lityum karbonat oluşturmakla kalmaz, aynı zamanda oksijeni de serbest bırakır.[23][24] Reaksiyon aşağıdaki gibidir:

2 Li2O2 + 2 CO2 → 2 Li2CO3 + O2.

Yukarıda bahsedilen bileşiklerin bazıları ve lityum perklorat, denizaltılara oksijen veren oksijen mumlarında kullanılır. Bunlar ayrıca küçük miktarlarda bor, magnezyum, alüminyum, silikon, titanyum, manganez ve demir içerebilir.[25]

OptikDüzenle

Kristal olarak yapay olarak büyütülen lityum florür, berrak ve şeffaftır ve genellikle IR, UV ve VUV (vakum UV) uygulamaları için özel optiklerde kullanılır. En yaygın malzemelerin derin UV'sinde en az kırılma indekslerinden birine ve en uzak iletim aralığına sahiptir.[26] Termolüminesan radyasyon dozimetrisi ​​(TLD) için ince bölünmüş lityum florür tozu kullanılmıştır: Böyle bir numune radyasyona maruz kaldığında, ısıtıldığında yoğunluğu alınan doz ile orantılı mavimsi bir ışık salınımıyla çözülen kristal kusurlarını biriktirir böylece bunun nicelleştirilmesine izin verir.[27] Lityum florür bazen teleskop'ların odak merceklerinde kullanılır.[10][28]

Lityum niyobat'ın yüksek doğrusal olmama özelliği, doğrusal olmayan optik uygulamalarda faydalanılır. Cep telefonları ve optik modülatör'ler gibi telekomünikasyon ürünlerinde, rezonant kristal'ler gibi bileşenler için yaygın olarak kullanılır. Cep telefonlarının %60'ından fazlasında lityum uygulamaları kullanılır.[29]

Organik ve polimer kimyasıDüzenle

Organolityum bileşiklerileri, polimer ve ince-kimyasalların üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır. Bu reaktiflerin baskın tüketicisi olan polimer endüstrisinde alkil lityum bileşikleri fonksiyonelleştirilmemiş olefin'lerin anyonik polimerizasyondaki katalizör'ler/başlatıcılar'dır.[30][31][32][33]. İnce kimyasalların üretimi için organolityum bileşikler, karbon-karbon bağlarının oluşumu için güçlü bazlar ve reaktifler olarak işlev yapar. Organolityum bileşikleri, lityum metal ve alkil halojenürlerden hazırlanır.[34]

Organik bileşikleri hazırlamak için reaktif olarak birçok başka lityum bileşiği kullanılır. Bazı popüler bileşikler arasında lityum alüminyum hidrit (LiAlH4), lityum trietilborohidrit, n-bütillityum ve tert-bütillityum bulunur.

 
Lityumu yakıt olarak kullanarak torpido fırlatılışı

İçecek EndüstrisiDüzenle

"7-Up", piyasaya "Bib-label Lithiated Lemon-Lime Soda" ismiyle sürülmüştür. İçecek, 1950 yılına kadar da lityum sitrat içermiştir. Şehir efsanelerine göre içeceğin ismindeki "7", lityumun atom ağırlığından kaynaklıdır.[2]

TıpDüzenle

Lityum tuzları bipolar bozukluk tedavisinde, duygu durum dengeleyici olarak kullanılır.[35] Lityumun bu etkisi 1949 yılında Avustralyalı psikiyatr John Cade tarafından belgelenmiştir. FDA, 1970 yılında lityumun etkili bir ilaç olarak tanındığını duyurmuştur.[2]

Lityumun hem depresyon hem mani üzerinde etkisi olsa da manik dönem üzerindeki etkisi daha belirgindir. Lityum, depresyon tedavisinde öteki antidepresanların etkisini güçlendirmek için de kullanılmaktadır.

Lityum, sindirilmesinin ardından, merkezi sinir sisteminde hızla yayılır ve çeşitli nörotransmitterler ve almaçlarla etkileşir. Norepinefrin salınımını azalttığı ve serotonin sentezini arttırdığı bilinmektedir. Mani üzerindeki etkisini ortaya çıkaran mekanizma bilinmemektedir.

Lityum tuzları, şizoaffektif bozukluk ve döngüsel majör depresyon gibi ilgili teşhisler için de yardımcı olabilir. Bu tuzların aktif kısmı lityum iyon Li+'tur.[35] Hamileliğin ilk üç aylık dönemindeki tedavi sırasında lityum alan kadınlardan doğan bebeklerde bunlar Ebstein kalp anomalisi gelişme riskini artırabilirler.[36]

Baş zonklaması'ında olası tedavi olarak lityum da araştırılmıştır.[37]

Ayrıca bakınızDüzenle

Aktiflik

KaynakçaDüzenle

  1. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. ss. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  2. ^ a b c "Arşivlenmiş kopya". 5 Eylül 2015 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 16 Kasım 2015. 
  3. ^ a b "Lithium" (PDF). 2016. 30 Kasım 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi (PDF). Erişim tarihi: 29 Kasım 2016 – US Geological Survey (USGS) vasıtasıyla. 
  4. ^ "Lithium" (PDF). USGS. USGS. 1 Kasım 2020 tarihinde kaynağından arşivlendi (PDF). Erişim tarihi: 15 Kasım 2020. 
  5. ^ "Fmclithium.com" (PDF). www.fmclithium.com. 7 Eylül 2014 tarihinde kaynağından (PDF) arşivlendi. 
  6. ^ Clark, Jim (2005). "Some Compounds of the Group 1 Elements". chemguide.co.uk. 27 Haziran 2013 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 8 Ağustos 2013. 
  7. ^ "Disposable Batteries - Choosing between Alkaline and Lithium Disposable Batteries". Batteryreview.org. 6 Ocak 2014 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 10 Ekim 2013. 
  8. ^ "Battery Anodes > Batteries & Fuel Cells > Research > The Energy Materials Center at Cornell". Emc2.cornell.edu. 22 Aralık 2013 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 10 Ekim 2013. 
  9. ^ Kaynak hatası: Geçersiz <ref> etiketi; meridian isimli refler için metin sağlanmadı (Bkz: Kaynak gösterme)
  10. ^ a b c Kaynak hatası: Geçersiz <ref> etiketi; CRC isimli refler için metin sağlanmadı (Bkz: Kaynak gösterme)
  11. ^ Totten, George E.; Westbrook, Steven R.; Shah, Rajesh J. (2003). Fuels and lubricants handbook: technology, properties, performance, and testing. 1. ASTM International. s. 559. ISBN 978-0-8031-2096-9. 23 Temmuz 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  12. ^ Rand, Salvatore J. (2003). Significance of tests for petroleum products. ASTM International. ss. 150-152. ISBN 978-0-8031-2097-6. 31 Temmuz 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  13. ^ The Theory and Practice of Mold Fluxes Used in Continuous Casting: A Compilation of Papers on Continuous Casting Fluxes Given at the 61st and 62nd Steelmaking Conference, Iron and Steel Society 
  14. ^ Lu, Y. Q.; Zhang, G. D.; Jiang, M. F.; Liu, H. X.; Li, T. (2011). "Effects of Li2CO3 on Properties of Mould Flux for High Speed Continuous Casting". Materials Science Forum. 675–677: 877-880. doi:10.4028/www.scientific.net/MSF.675-677.877. 
  15. ^ a b Kaynak hatası: Geçersiz <ref> etiketi; minerals.usgs.gov isimli refler için metin sağlanmadı (Bkz: Kaynak gösterme)
  16. ^ "Testing 1-2-3: Eliminating Veining Defects", Modern Casting, July 2014, 2 Nisan 2015 tarihinde kaynağından arşivlendi, erişim tarihi: 15 Mart 2015 
  17. ^ Haupin, W. (1987), Mamantov, Gleb; Marassi, Roberto (Edl.), "Chemical and Physical Properties of the Hall-Héroult Electrolyte", Molten Salt Chemistry: An Introduction and Selected Applications, Springer, s. 449 
  18. ^ Garrett, Donald E. (5 Nisan 2004). Handbook of Lithium and Natural Calcium Chloride (İngilizce). Academic Press. s. 200. ISBN 9780080472904. 3 Aralık 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  19. ^ Prasad, N. Eswara; Gokhale, Amol; Wanhill, R. J. H. (20 Eylül 2013). Aluminum-Lithium Alloys: Processing, Properties, and Applications (İngilizce). Butterworth-Heinemann. ISBN 9780124016798. 1 Ocak 2021 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 6 Kasım 2020. 
  20. ^ Davis, Joseph R. ASM International. Handbook Committee (1993). Aluminum and aluminum alloys. ASM International. ss. 121-. ISBN 978-0-87170-496-2. 28 Mayıs 2013 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 16 Mayıs 2011. 
  21. ^ Karki, Khim; Epstein, Eric; Cho, Jeong-Hyun; Jia, Zheng; Li, Teng; Picraux, S. Tom; Wang, Chunsheng; Cumings, John (2012). "Lithium-Assisted Electrochemical Welding in Silicon Nanowire Battery Electrodes" (PDF). Nano Letters. 12 (3): 1392-7. Bibcode:2012NanoL..12.1392K. doi:10.1021/nl204063u. PMID 22339576. 10 Ağustos 2017 tarihinde kaynağından arşivlendi (PDF). 
  22. ^ Koch, Ernst-Christian (2004). "Special Materials in Pyrotechnics: III. Application of Lithium and its Compounds in Energetic Systems". Propellants, Explosives, Pyrotechnics. 29 (2): 67-80. doi:10.1002/prep.200400032. 
  23. ^ Mulloth, L.M.; Finn, J.E. (2005). "Air Quality Systems for Related Enclosed Spaces: Spacecraft Air". The Handbook of Environmental Chemistry. 4H. ss. 383-404. doi:10.1007/b107253. ISBN 978-3-540-25019-7. 
  24. ^ "Application of lithium chemicals for air regeneration of manned spacecraft". Lithium Corporation of America & Aerospace Medical Research Laboratories. 1965. 7 Ekim 2012 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  25. ^ Markowitz, M. M.; Boryta, D. A.; Stewart, Harvey (1964). "Lithium Perchlorate Oxygen Candle. Pyrochemical Source of Pure Oxygen". Industrial & Engineering Chemistry Product Research and Development. 3 (4): 321-30. doi:10.1021/i360012a016. 
  26. ^ Hobbs, Philip C. D. (2009). Building Electro-Optical Systems: Making It All Work. John Wiley and Sons. s. 149. ISBN 978-0-470-40229-0. 23 Haziran 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  27. ^ Point Defects in Lithium Fluoride Films Induced by Gamma Irradiation. Proceedings of the 7th International Conference on Advanced Technology & Particle Physics: (ICATPP-7): Villa Olmo, Como, Italy. 2001. World Scientific. 2002. s. 819. ISBN 978-981-238-180-4. 6 Haziran 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  28. ^ Sinton, William M. (1962). "Infrared Spectroscopy of Planets and Stars". Applied Optics. 1 (2): 105. Bibcode:1962ApOpt...1..105S. doi:10.1364/AO.1.000105. 
  29. ^ "You've got the power: the evolution of batteries and the future of fuel cells" (PDF). Toshiba. 17 Temmuz 2011 tarihinde kaynağından arşivlendi (PDF). Erişim tarihi: 17 Mayıs 2009. 
  30. ^ "Organometallics". IHS Chemicals. February 2012. 7 Temmuz 2012 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 2 Ocak 2012. 
  31. ^ Yurkovetskii, A. V.; Kofman, V. L.; Makovetskii, K. L. (2005). "Polymerization of 1,2-dimethylenecyclobutane by organolithium initiators". Russian Chemical Bulletin. 37 (9): 1782-1784. doi:10.1007/BF00962487. 
  32. ^ Quirk, Roderic P.; Cheng, Pao Luo (1986). "Functionalization of polymeric organolithium compounds. Amination of poly(styryl)lithium". Macromolecules. 19 (5): 1291-1294. Bibcode:1986MaMol..19.1291Q. doi:10.1021/ma00159a001. 
  33. ^ Stone, F. G. A.; West, Robert (1980). Advances in organometallic chemistry. Academic Press. s. 55. ISBN 978-0-12-031118-7. 13 Mart 2021 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 6 Kasım 2020. 
  34. ^ Bansal, Raj K. (1996). Synthetic approaches in organic chemistry. s. 192. ISBN 978-0-7637-0665-4. 18 Haziran 2016 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  35. ^ a b Kean, Sam (2011). The Disappearing Spoon. 
  36. ^ Yacobi S; Ornoy A (2008). "Is lithium a real teratogen? What can we conclude from the prospective versus retrospective studies? A review". Isr J Psychiatry Relat Sci. 45 (2): 95-106. PMID 18982835. 
  37. ^ Lieb, J.; Zeff (1978). "Lithium treatment of chronic cluster headaches" (PDF). The British Journal of Psychiatry. 133 (6): 556-558. doi:10.1192/bjp.133.6.556. PMID 737393. 9 Şubat 2020 tarihinde kaynağından (PDF) arşivlendi. Erişim tarihi: 26 Aralık 2020.