lithium

リチウム 　 　

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1. a soft silver-white univalent element of the alkali metal group; the lightest metal known; occurs in several minerals (同)Li, atomic number 3

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1. リチウム(金属元素;化学記号は『Li』)
2. lithiumの化学記号

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出典(authority):フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』「2014/04/04 06:21:18」(JST)

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ヘリウム ← リチウム → ベリリウム H ↑ Li ↓ Na 3Li 周期表
外見
銀白色の金属
一般特性
名称, 記号, 番号	リチウム, Li, 3
分類	アルカリ金属
族, 周期, ブロック	1, 2, s
原子量	6.941(2) g·mol-1
電子配置	[He] 2s1
電子殻	2, 1（画像）
物理特性
色	銀白色
相	固体
密度 (室温付近)	0.534 g·cm-3
融点での液体密度	0.512 g·cm-3
融点	453.69 K, 180.54 °C, 356.97 °F
沸点	1603 K, 1330 °C, 2426 °F
臨界点	3223 K, 67 MPa
融解熱	3.00 kJ·mol-1
蒸発熱	147.1 kJ·mol-1
熱容量	(25 °C) 24.860 J·mol-1·K-1
蒸気圧
圧力(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k 温度 (K) 797 885 995 1144 1377 1610
原子特性
酸化数	1, -1 (強塩基性酸化物)
電気陰性度	0.98 (ポーリングの値)
イオン化エネルギー	第1： 520.2 kJ·mol-1
	第2： 7298.1 kJ·mol-1
	第3： 11815.0 kJ·mol-1
原子半径	152 pm
共有結合半径	128±7 pm
ファンデルワールス半径	182 pm
その他
結晶構造	体心立方格子構造
磁性	常磁性
電気抵抗率	(20 °C) 92.8Ω·m
熱伝導率	(300 K) 84.8 W·m-1·K-1
熱膨張率	(25 °C) 46 µm·m-1·K-1
音の伝わる速さ (微細ロッド)	(20 °C) 6000 m/s
ヤング率	4.9 GPa
剛性率	4.2 GPa
体積弾性率	11 GPa
モース硬度	0.6
CAS登録番号	7439-93-2
最安定同位体
詳細はリチウムの同位体を参照
同位体 NA 半減期 DM DE (MeV) DP 6Li 7.5 % 中性子3個で安定 7Li 92.5 % 中性子4個で安定

リチウム (新ラテン語: lithium, 英: lithium) は原子番号3の元素。元素記号はLi。アルカリ金属元素の一つ。白銀色の軟らかい元素であり全ての金属元素の中で最も軽く、比熱容量は全固体元素中で最も高い。リチウムの化学的性質は他のアルカリ金属元素よりもむしろアルカリ土類金属元素に類似している。酸化還元電位は全元素中で最も低い。リチウムには2つの安定同位体および8つの放射性同位体があり、天然に存在するリチウムは安定同位体である⁶Liおよび⁷Liからなっている。これらのリチウムの安定同位体は中性子の衝突などによる核分裂反応を起こしやすいため恒星中で消費されやすく、原子番号の近い他の元素と比較して存在量は著しく小さい。

1817年にヨアン・オーガスト・アルフェドソンがペタル石の分析によって発見した。アルフェドソンの所属していた研究室の主催者であったイェンス・ベルセリウスによって、ギリシャ語で「石」を意味する lithos に由来してリチウムと名付けられた。アルフェドソンは金属リチウムの単離には成功せず、1821年にウィリアム・トマス・ブランドが電気分解によって初めて金属リチウムの単離に成功した。1923年にドイツのメタルゲゼルシャフト社が溶融塩電解による金属リチウムの工業的生産法を発見し、その後の金属リチウム生産へと繋がっていった。第二次世界大戦の戦中戦後には航空機用の耐熱グリースとしての小さな需要しかなかったが、冷戦下には水素爆弾製造のための需要が急激に増加した。その後冷戦の終了により核兵器用のリチウムの需要が大幅に冷え込んだものの、2000年代までにはリチウムイオン二次電池用のリチウム需要が増加している。

リチウムは地球上に広く分布しているが、非常に高い反応性のために単体としては存在していない。地殻中で25番目に多く存在する元素であり、火成岩や塩湖かん水中に多く含まれる。リチウムの埋蔵量の多くはアンデス山脈沿いに偏在しており、最大の産出国はチリである。海水中にはおよそ2300億トンのリチウムが含まれており、海水からリチウムを回収する技術の研究開発が進められている。世界のリチウム市場は少数の供給企業よる寡占状態であるため、資源の偏在性と併せて需給ギャップが懸念されている。

リチウムは陶器やガラスの添加剤、光学ガラス、電池（一次電池および二次電池）、耐熱グリースや連続鋳造のフラックスとして利用される。2011年時点で最大の用途は陶器やガラス用途であるが、二次電池用途での需要が将来的に増加していくものと予測されている。リチウムの同位体は水素爆弾や核融合炉などにおいて核融合燃料であるトリチウムを生成するために利用されている。

リチウムは腐食性を有しており、高濃度のリチウム化合物に曝露されると肺水腫が引き起こされることがある。また、妊娠中の女性がリチウムを摂取することでエブスタイン奇形の発生リスクが増加する。リチウムは覚醒剤を合成するためのバーチ還元における還元剤として利用されるため、一部の地域ではリチウム電池の販売が規制の対象となっている。リチウム電池はまた、短絡によって急速に放電して過熱することで爆発が起こる危険性がある。

性質

物理的性質

リチウムの炎色反応

常温常圧では銀白色の柔らかい金属で、ナトリウムより硬い。常温で安定な結晶構造は体心立方格子 (BCC)。融点は180 °C、沸点は1330 °C（沸点は異なる実験値あり）であり、その融点および沸点はアルカリ金属元素の中で最も高い。また0.534という比重は全金属元素の中で最も軽く、水より軽い3つの金属元素のうちの1つ（残りの2つはナトリウムおよびカリウム）でもある。また、3,582 J/(kg・K)という比熱容量は全固体元素中最大である。その比熱容量の高さから、リチウムは伝熱用途において冷却材としてしばしば利用される。

リチウムの熱膨張率はアルミニウムの2倍、鉄のほぼ4倍である。常圧、400 μK以下の条件で超伝導となり、20 GPaという高圧条件下においては9 K以上というより高い温度で超伝導となる。

炎色反応においてリチウムおよびその化合物は深紅色の炎色を呈する。主な輝線は波長670.8 nmの赤色のスペクトル線であり、他に610.4 nm（橙色）、460.3 nm（青色）などにスペクトル線が見られる。

リチウムは70 K以下の温度で、ナトリウムと同じようにマルテンサイト変態を起こす。4.2 Kで菱面体晶を取り、より高い温度で面心立方晶となり、それから体心立方晶となる。液体ヘリウムを用いて4 Kまで冷却すると菱面体晶が最も支配的となる。高圧条件下においては、複数の同素体の形を取ることが報告されている。また、80 ギガパスカル（約80万気圧）程度の高圧下で金属から半導体に相転移する。

化学的性質

同じアルカリ金属のナトリウム、カリウムと比べて反応性は劣り、イオン半径が小さいため電荷/半径比がアルカリ金属としては高く、化合物の化学的性質は、アルカリ土類金属、特にマグネシウムと類似する。乾いた空気中ではほとんど変化しないが、水分があると常温でも窒素と反応し窒化リチウム (Li₃N) を生ずる。また、熱すると燃焼して酸化リチウム (Li₂O) になる。このため金属リチウムはアルゴン雰囲気下で取り扱う必要がある。ただし燃焼により酸化物を生成する挙動は他のアルカリ金属が空気中で燃焼した場合、過酸化物や超酸化物を生成するのとは対照的である。

イオン化傾向が大きく、酸化還元電位は全元素中で最も低い -3.045 Vであるが、水との反応性はアルカリ金属中では最も穏かである。それでも多量のリチウムと水が反応すると発火する。

同位体

天然に存在するリチウムは⁶Liおよび⁷Liの2つの安定同位体からなっており、その天然存在比は⁷Liが92.5 %と大半を占めている。この2つの天然同位体は両方ともリチウムより軽い元素であるヘリウムおよび重い元素であるベリリウムと比較して核子に対する原子核結合エネルギーが例外的に低く、これは安定な軽元素の中でもリチウムは例外的に核分裂反応を起こしやすいということを意味している。これら2つのリチウム天然同位体は重水素およびヘリウム3以外のどんな安定核種よりも核子あたりの結合エネルギーが低い。この結果として、リチウムは太陽系において原子番号32番までの元素の内25番目の存在量であり、リチウムは原子量が非常に軽いにもかかわらず一般的な元素ではない。

リチウムは8つの放射性同位体が明らかにされており、比較的半減期の長いものとして半減期838ミリ秒の⁸Liおよび半減期178ミリ秒の⁹Liがある。他の全ての放射性同位体は半減期8.6ミリ秒以下である。最も半減期の短いものは⁴Liであり、それは陽子放出によって崩壊し、その半減期は7.6×10^-23秒である。エキゾチック原子核である¹¹Liは中性子ハローを示すことが知られている。³Liは、存在が確認されている中で、¹H以外で唯一陽子のみで構成された原子核を持つ。

⁷Liはビッグバン原子核合成において生成された原生核種の1つである。少量の⁶Liおよび⁷Liは恒星内元素合成において生産されるが、生産される速度と同程度の速さで燃焼されると考えられている。⁶Liおよび⁷Liはより重い元素が宇宙線による核破砕を受けることによっても少量が付加的に生成され、初期の太陽系での⁷Beおよび¹⁰Beの放射性崩壊によっても生成される。⁷Liはまた炭素星においても生成される。

リチウムの同位体は鉱物の形成や化学的沈殿、代謝、イオン交換などの多様な自然のプロセスによって分離される。リチウムイオンは粘土鉱物の八面体サイトにおいてマグネシウムや鉄の代替となり、そこでは⁶Liは⁷Liより優先して取り込まれるため、その結果岩石の変質や超濾過の過程において軽い同位体が濃縮される。レーザー分離法として知られる方法はリチウム同位体の分離に用いることができる。

歴史

1817にリチウムを発見したヨアン・オーガスト・アルフェドソン

1800年、ブラジルの化学者ジョゼ・ボニファシオ・デ・アンドラーダ・エ・シルヴァによってスウェーデンのウート島の鉱山からリチウムを含有した葉長石 (LiAlSi₄O₁₀) が発見された。葉長石の発見から17年後の1817年、当時イェンス・ベルセリウスの研究室で働いていたヨアン・オーガスト・アルフェドソンが葉長石の分析から新しい元素の存在を発見した。この元素はナトリウムやカリウムに似た化合物を形成したが、ナトリウムやカリウムの炭酸塩および水酸化物が水に対する溶解度および塩基性の高い物質であることと対照的に、炭酸リチウムおよび水酸化リチウムの水に対する溶解度や塩基性は低かった。ベルセリウスは、植物の灰から発見されたカリウムや動物の血液中に多く含まれていたナトリウムとは対照的に、リチウムが鉱石の中から発見されたことから、この塩基性の材料にギリシア語で「石」を意味する λιθoς (lithos) より「lithion / lithina」と名付け、その材料中の金属を「リチウム (lithium)」と名付けた。

後に、アルフェドソンはリシア輝石やリチア雲母にもリチウムが含まれていることを示した。1818年、クリスティアン・グメリンはリチウム塩類が深紅色の炎色反応を示すことを初めて言及した。しかし、アルフェドソンとグメリンはリチウム塩類から単体のリチウム金属を単離しようとしたが成功しなかった。1821年、ウィリアム・トマス・ブランドは、以前にハンフリー・デービーが同じアルカリ金属類のナトリウムおよびカリウムの単体金属を得るのに利用した電気分解によって、酸化リチウムよりリチウムの単体金属を得た。ブランドはまた、塩化リチウムのようないくつかの純粋なリチウム塩類の分析から、リチア（酸化リチウム）がおよそ55 %の金属リチウムを含んでいると見積もり、リチウムの原子量をおよそ9.8 g/molであると推定した（現在の値は6.94 g/mol）。1855年、ローベルト・ブンゼンおよびアウグストゥス・マーティセンによって塩化リチウムの電気分解から大量の金属リチウムが生成された。1923年から始まった、ドイツの企業であるメタルゲゼルシャフト社による、塩化リチウムおよび塩化カリウムの混合液を電気分解させて金属リチウムを得る工業的生産法は、その後のリチウムの商業生産へとつながる発見となった。

リチウムの生産とその用途は、歴史的にいくつかの急激な変換点を経験してきた。リチウムの初めての主要な用途は、第二次世界大戦およびその直後の期間における、航空機のエンジンやそれに類似した用途のための高温グリースであった。この小さな市場の大部分は、アメリカ合衆国のいくつかの小規模な鉱工業によって支えられていた。リチウムの需要は、冷戦下の水素爆弾製造によって劇的に増加した。リチウム6およびリチウム7に中性子を照射することでトリチウムの生産が行われ、このような単独でのトリチウム生産に役立つのみならず、重水素化リチウムの形で水素爆弾内の固体核融合燃料にも用いられた。1950年代後半から1980年代中期の期間、アメリカはリチウムの主要な生産者となった。最終的には、42,000トンの水酸化リチウムが備蓄されていた。備蓄されていたリチウム中のリチウム6は、その75 %が減損されていた。

リチウムはガラスの融点を降下させるのに用いられ、また、ホール・エルー法における酸化アルミニウムの溶解性の改善のためにも用いられた。1990年代中旬までは、この2つの用途がリチウム市場を支配していた。核兵器開発競争の終了後リチウムの需要は減少し、アメリカ合衆国エネルギー省が備蓄していたリチウムの一般市場への売却はリチウムの価格をさらに押し下げた。しかし1990年代半ばになると、いくつかの会社において、地下や鉱山より採掘されたリチウム原料を用いるよりもより安価な塩水からのリチウムの抽出を始めた。これによって多くの鉱山は閉山するか、ペグマタイトなどの他の採算が取れる鉱石のみに絞っての採掘に移行した。例えば、アメリカのノースカロライナ州、キングスマウンテン近郊の鉱山は、21世紀になる前に閉山した。リチウムイオン電池の用途はリチウムの需要を増やしており、2007年にはリチウムの主要な用途となった。2000年代までのリチウム電池におけるリチウム需要の急増によって、新たな会社はリチウム需要を満たすために塩水抽出によるリチウム生産能力の増強に努めている。

存在

地殻中のリチウムの存在量は原子数においておおよそ塩素と同程度である。

宇宙

詳細は「元素合成」を参照

リチウムはビッグバンによって合成された3つの元素のうちの1つであり、ビッグバン原子核合成において⁶Liおよび⁷Liの2つの安定同位体が合成された。ビッグバン原子核合成によって生成する原子の量は光子とバリオンの存在比に依存しているためリチウムの存在量は理論的に予測することが可能であるはずだが、それによって求められたリチウムの理論量と実際の観測によるリチウムの存在量との間には矛盾が生じていた。しかしながら、2013年6月にAstronomy and Astrophysics（天文学および天体物理学）において発表されたケンブリッジ大学のKarin Lindらのグループによる論文において、ハワイのW・M・ケック天文台にある世界最大級の望遠鏡「ケックI」を使い、洗練された理論モデルを用い強力なスーパーコンピューターでデータ解析を行うことで、リチウムの存在量がビッグバン原子核合成における理論量と矛盾しない事が示された。

リチウムは水素、ヘリウムと共にビッグバンによって合成された初めの元素の1つであるが、リチウムおよびベリリウムとホウ素は他の近い原子番号の元素と比較してその存在量は著しく小さい。これは、リチウムが低温で核反応を起こすため消費されやすく、かつリチウムが生成されるような核反応が少ないことの結果である。

リチウムは準恒星である褐色矮星や、特定の特異な橙色の星において見られる。リチウムは温度が低く小さな褐色矮星に存在するが、より温度の高い赤色矮星では核反応によって消費されてリチウムが存在しないため、太陽よりも小さなこれら2つを識別するためにリチウムの存在を確認する「リチウム・テスト」と呼ばれる方法が利用される。ケンタウルス座X-4のような橙色の星からもまたリチウムが検出される。これらの星は中性子星やブラックホールのようなより大きな天体を周回しており、水素やヘリウムよりも重いリチウムが重力によって星の表面へと引かれるためリチウムが観測されるのだと考えられる。

地上

世界最大のリチウム埋蔵量を有すると推定されているボリビアのウユニ塩湖

リチウムは地球上に広く分布しているが、非常に高い反応性のために単体としては存在していない。海水に含まれるリチウムの総量は非常に多く2300億トンと推定されており、その濃度は0.14から0.24 ppmもしくはモル濃度で25 μmol/Lと比較的安定した濃度で存在している。熱水噴出孔ではより高濃度にリチウムが存在しており、その濃度は7 ppmに達する。

地殻中のリチウム濃度は重量濃度でおよそ20から70 ppmに渡ると見積もられており、地殻中で25番目に多く存在する元素である。リチウムは火成岩を構成する非主要な元素であり、中でも花崗岩で最大の濃度となる。リチウム鉱物であるリシア輝石や葉長石を含有するペグマタイトもまた多くリチウムを含んでおり、リチウム源として最も多く商業利用されている。もう一つの重要なリチウム鉱物にリチア雲母がある。新しいリチウム源としてはヘクトライト粘土があり、アメリカのWestern Lithium Corporation社によって活発に資源開発されている。リチウムは水分蒸発量の多い乾燥した地域の塩湖などにおいて非常に長い時間をかけて濃縮され、鉱床を形成することも知られている。そのような乾燥した塩湖には、全世界のリチウム埋蔵量（鉱石ベース）のおよそ半分におよぶ540万トンの埋蔵量を有していると推定されているボリビアのウユニ塩原や、埋蔵量の27%、およそ300万トンの埋蔵量を有するチリのアタカマ塩原などが含まれる。

アメリカ地質調査所の2011年の推定によると最大の可採埋蔵量を有する国はチリの750万トンであり、チリは生産量も12600トンと世界最大である。他の主要なリチウム産出国としては、オーストラリア、アルゼンチン、中国が含まれる。ボリビアは世界最大のリチウム埋蔵量を占めるウユニ塩原を有しているが、技術的、政治的な問題によりリチウム生産の事業化には至っていない。

2010年6月、ニューヨークタイムズは、アメリカの地質学者がアフガニスタン西部の干上がった塩湖跡にリチウムを含む巨大な堆積物が存在していると考え地質調査を行っていると報じた。アメリカ国防総省は、「彼らの初期の分析結果によれば、ガズニー州のある場所には現在知られている中で世界最大のリチウム埋蔵量を有するボリビアのそれと同程度に大きなリチウム鉱床が存在する可能性が示されている」と述べた。これらの予想は主にソ連によって収集された1979年から1989年頃の古いデータに基いており、アメリカ地質調査所のAfghanistan Minerals Projectの長であるスティーブン・ペータースは、過去2年間にアフガニスタンで行ったアメリカ地質調査所の関与したどのような新しい鉱物の測量においても確認されておらず、「我々はいかなるリチウムの発見も承知していない」と述べた。

生体

リチウムは多数の植物、プランクトンおよび無脊椎生物において痕跡量存在しており、その濃度は69から5760 ppb（10億分の1）である。脊椎動物中のリチウム濃度は先述のものよりもわずかに低く、ほとんど全ての脊椎動物の体組織および体液中には21から763 ppbのリチウムが含まれている。水棲生物はリチウムを生物濃縮する。これらの生物においてリチウムがどのような生物学的役割を有しているかは知られていないが、にもかかわらず哺乳類の栄養学的な研究によりリチウムの健康に対する重要性が示されており、必須微量元素として1 mg/dayのRDA（一日に摂取すべき栄養量）が提言されている。2011年に報告された日本における観察研究によると、飲料水中に含まれる天然由来のリチウムが人間の寿命を増やす可能性が示唆されている。

生産

リチウム生産量（鉱石ベース、2011年） および可採埋蔵量（単位：トン）

国	生産量	可採埋蔵量
アルゼンチン	3,200	850,000
オーストラリア	9,260	970,000
ブラジル	160	64,000
カナダ (2010)	480	180,000
チリ	12,600	7,500,000
中華人民共和国	5,200	3,500,000
ポルトガル	820	10,000
ジンバブエ	470	23,000
世界計	34,000	13,000,000

リチウムの生産量は第二次世界大戦後に大きく増加した。リチウムはペグマタイトなどの火成岩中から他の元素と分離され、もしくは鉱泉や塩水溜まり（塩湖かん水）、堆積塩などから抽出される。金属リチウムは55 %の塩化リチウムと45 %の塩化カリウムの混合物を450°Cで溶融塩として電解することによって生産される。金属リチウムの価格は1998年時点で95 USドル/kg（43 USドル/ポンド）であった。

アメリカ地質調査所の推定によるリチウムの可採埋蔵量は鉱石ベースで1300万トンである。それは南米のアンデス山脈沿いに多く見られ、リチウムの主要生産国としてチリやアルゼンチンが挙げられる。両国はリチウムを塩湖かん水から生産しており、アメリカでもネバダ州にあるシルバーピーク鉱山の塩湖かん水からリチウムを産出している。世界の既知の埋蔵量の内の半数近くをアンデス山脈の中央東部に位置するボリビアが占めているが、この資源の開発はあまり進展しておらず、2013年2月に日本とボリビアの共同でリチウムの抽出試験が開始されたばかりである。

一方で、リチウム鉱石からのリチウム生産は主にオーストラリアやジンバブエなどで行われている。オーストラリアではペグマタイトからタンタルを生成する際の副生物として回収されており、世界2位の生産量を占めている。鉱石としてのリチウム資源はアメリカが全埋蔵量の47 %を有しているが、2010年の時点ではアメリカで稼働中のリチウム鉱山は塩湖かん水を利用するシルバーピーク鉱山のみであり、リチウム鉱石の採掘は行われていない。

潜在的なリチウムの資源回収源として地熱井戸が挙げられる。地熱井戸では高温の水のような地熱流体の移動を介して地表に熱エネルギーを伝達するが、そのような地熱流体に含まれるリチウムを単純な濾過技術によって回収することが可能であり、これは既に現場実証されている。環境保護に関するコストは主に既存の地熱井戸操業に関するそれであるため、相対的な環境面の影響は肯定的である。

世界金融危機後、産業界において炭酸リチウムの市場規模縮小が広がったため、ソシエダード・キミカ・イ・ミネラ・デ・チリ (SQM) のようなリチウムの主要供給者は、リチウム資源開発者の新規参入を考慮し、さらに市場でのその立場を守るために設定価格を20 %低下させた。2012年にはリチウム需要の増加に伴い市場規模は拡大している。2012年のビジネスウィークの記事は、「億万長者であるフリオ・ポンセが支配する"SQM"、ヘンリー・クラビスのコールバーグ・クラビス・ロバーツ社に支援されたロックウッド、フィラデルフィアに拠点を置くFMC社」などの既存企業によるリチウム市場の寡占を概説した。リチウム電池の需要が年におよそ25 %ずつ増加しており全体のリチウム需要を4から5 %ほど押し上げているため、世界的なリチウムの消費量は2012年の15万トンから2020年には30万トンにまで急増する可能性がある。

ローレンス・バークレー国立研究所とカリフォルニア大学バークレー校による2011年の研究によると、現在推定されているリチウムの埋蔵量からは10億台オーダーもの40 キロワット時のリチウムイオン二次電池を製造可能であると見積もられ、リチウム埋蔵量の問題は電気自動車向けの大規模なバッテリー製造の律速因子とは成り得ないことが示された。ミシガン大学およびフォード・モーター社が2011年に行ったもう一つの研究によると、2100年までのリチウム需要を支えるのに十分なリチウム資源が存在することが示され、そこにはリチウムを広範囲に必要とするハイブリッド電気自動車やプラグインハイブリッドカー、バッテリー式電動輸送機器などの用途が含まれている。この研究では世界中のリチウム埋蔵量を3900万トンと見積もり、90年間の全リチウム需要を経済成長に関するシナリオとリサイクル率に応じて1200から2000万トンと分析している。しかしながら、単一産地で需要のほとんどを生産するという資源の偏在性および、先述の独占的な少数の供給企業による市場の寡占という問題があるため、商業的な需要ギャップが懸念されている。使用済み製品からのリチウムのリサイクルについては、現状ではその技術がなく、経済性が見込まれないため進んでいない。

海水リチウムの抽出

海水中には2300億トンのリチウムが溶けており、事実上無限の埋蔵量を有する。海水中のリチウム濃度は他の元素と比べて比較的高いため採算ラインのボーダー上にあり、効率的な回収方法が開発されれば経済的に実用可能になる可能性がある。2004年には海水リチウムを抽出するためのパイロットプラントが日本の佐賀大学海洋エネルギーセンターで稼働を開始し、150日間で192 gの塩化リチウムが海水から回収された。このプラントは火力発電所などが取水した海水を2次利用することを想定し、ポンプで汲み上げた海水から吸着剤を用いてリチウムを回収する方式が採用されている。これは、100万kW級の規模の発電所を想定した場合1基当たり年間700トンの塩化リチウムを回収できる計算になるが、吸着剤由来のマンガンの溶出や、回収コストが従来法の20倍かかるなど、実用化にはまだ課題が残っている。

用途

全世界でのリチウムの用途（2011年、USGSによる推定値）

  陶器およびガラス (29%)

  電池 (27%)

  潤滑グリース (12%)

  連続鋳造 (5%)

  空調用途 (4%)

  重合触媒 (3%)

  アルミニウム製造 (2%)

  薬品 (2%)

  その他 (16%)

2011年におけるリチウムの用途は陶器やガラスなどの窯業用途が最も多く、リチウムの全消費量の29 %を占めている。リチウムイオン二次電池などのバッテリー用途でのリチウムの消費量は全体の27 %であり、携帯用電子機器や自動車用バッテリーなどの需要拡大に伴いこの用途での消費量は増加傾向にある。窯業、バッテリー用に続く用途として、自動車などに使われる耐熱・耐圧グリース用途、鋼を連続鋳造する際の融剤としての用途、空調用途、合成ゴムの重合触媒など用途が挙げられる。

窯業

リチウムは窯業において、釉薬の融点を下げるための強力な媒熔剤として利用される。釉薬の融点を下げる方法としては、水溶性のアルカリ性化合物をガラスと溶融させて不溶化したフリットと呼ばれる媒熔剤を用いる方法と、フリットを用いずに元々不溶性のアルカリ性化合物を用いる方法があるが、リチウムは主に後者として用いられる。リチウム源としては主に炭酸リチウムが用いられ、焼成によって酸化リチウムもしくはケイ酸リチウムの形で釉層を形成する。リチウムは他のアルカリ金属、アルカリ土類金属元素と比較して熱膨張係数が小さいため、リチウムを釉薬に加えることで釉薬の貫入（ひび割れ）を少なくすることができる。また、リチウムによって釉薬の流動性が高まるため、釉薬のむらを防ぎ全体的に均一な層を形成することができる。

リチウムは耐熱ガラスや光学ガラスの配合剤としても利用される。リチウムアルミノケイ酸塩を熱処理によって結晶化ガラスとしたセラミックスは非常に熱膨張係数が低いため急激な温度変化に強く耐熱食器に用いられ、このような結晶化ガラスを利用したセラミックスはパイロセラムと呼ばれる。また、リチウムはイオン半径が小さく電場強度が強いためガラス中で隣接する酸素イオンを大きく分極させ屈折率を上昇させることができ、この効果を利用して光学ガラスの一つである屈折率分布型光学レンズに利用される。フッ化リチウムは紫外から赤外までの広範囲の光を透過し、特に紫外域の透過性能が優れているため、光学窓材料などに利用される。

電池

一次電池

詳細は「リチウム電池」を参照

リチウムは標準酸化還元電位が3.03 Vと最も低いため電池の負極材料として適しており、金属リチウムを負極材料、正極材料としてフッ化黒鉛や二酸化マンガンなどを用いた一次電池がリチウム電池として実用化されている。リチウム電池はエネルギー密度が高いため小型化に向いており、また自己放電が少ないため電池寿命が長いといった特徴を有している。そのため、小型、軽量、長寿命といった機能が要求されるメモリバックアップなどの用途で利用されている。これらの一次電池の多くは定まった用途にのみ用いられるものであるため需要は一定であるが、エレクトロニクス機器や測定機器の電源などに用いられる塩化チオニルリチウム電池は需要が増加している。

二次電池

詳細は「リチウムイオン二次電池」を参照

二次電池用途でのリチウム需要は2004年から2008年の間で年間20 %を越える伸び率を示しており、この用途におけるリチウムの需要は将来的にも増加し続けると予測されている。リチウムイオン二次電池は正極材料として主にコバルト酸リチウムが、負極材料としては炭素が用いられており、電解質の支持塩には六フッ化リン酸リチウムが使用されている。リチウムイオン二次電池は、エネルギー密度が高い、動作電圧が3.7 Vと高い、自然放電が少ない、メモリー効果がないといった有用な特徴を有しており、携帯機器用の小型電池から車載用、産業用の大型電池まで幅広く使われている。

核

⁶Liはトリチウムを製造するための原料や、核融合における中性子吸収材として用いられる。天然のリチウムはおよそ7.5%の⁶Liを含んでおり、核兵器で利用するため同位体分離によって大量に生産されていた。⁷Liも原子炉の冷却材として関心を集めている。

重水素化リチウムを用いた核実験のキノコ雲（キャッスル作戦、ブラボー実験）

重水素化リチウムは初期の水素爆弾における最適な原子核融合燃料として利用された。水素爆弾が初めに実験された当時はその反応機構は完全には理解されていなかったが、⁶Liおよび⁷Liが中性子の衝突によってトリチウムを生成する反応がブラボー実験において核暴走を生み出した要因となった。トリチウムは比較的容易に重水素と核融合反応を起こし、その詳細は秘匿されたままであるが、⁶Liを用いた重水素化リチウムは最新の核兵器においてもいまだに核融合材料としての役割を果たしているようである。

⁷Liを高濃度に濃縮させたフッ化リチウムとフッ化ベリリウムを混合させたフリーベは溶融塩原子炉における溶融塩として用いられる。フッ化リチウムはリチウムの化合物の中でも安定であり、フリーベは低融点な塩である。加えて、⁷Liおよびベリリウム、フッ素は熱中性子捕獲断面積が十分に低いため原子炉中の核分裂反応を阻害しない数少ない核種のひとつである

重水素およびトリチウムを燃料とする磁場閉じ込め方式の核融合炉において、リチウムはトリチウムを生み出すのに用いられる。自然にトリチウムが発生することは非常に稀であるため、反応場であるプラズマをリチウムの入ったブランケットで覆い、プラズマでの重水素とトリチウムの反応から生じる中性子をリチウムと反応させて核分裂させることで、より多くのトリチウムを生成させる必要がある。

⁶Li + n → ⁴He + ³T

リチウムはまたアルファ粒子源としても利用される。⁷Liが加速陽子と衝突することで⁸Beとなり、⁸Beはすぐに核分裂して2つのアルファ粒子となる。この反応は1932年にジョン・コッククロフトおよびアーネスト・ウォルトンによって行われた初の完全な人工原子核反応であり、この業績は当時"splitting the atom"と呼ばれた。

その他

燃料としてリチウムを用いた魚雷

グリースに粘性を持たせるための増ちょう剤としてリチウム石鹸が用いられる。リチウム石鹸は水酸化リチウムと脂肪酸を反応させることで得られ、特にステアリン酸リチウムは広い温度範囲で高い耐圧、耐熱性を有している。リチウム石鹸グリースにはリチウムの脂肪酸塩が5から25 %ほど含まれており、一般工業用品や軸受け、自動車、鉄道、航空機、重機、家電製品などに広く汎用的に用いられている。

リチウムが炎色反応によって紅色を呈することを利用して、リチウム化合物は赤い花火や発炎筒において着色剤および酸化剤として用いられる。

冶金の分野においては、金属リチウムは溶接やはんだ付けの際に金属材料を溶融させやすくし、不純物を吸着することで酸化物を除去するフラックスとして利用される。また、炭酸リチウムは鋼鉄を連続鋳造するためのフラックスとしても利用される。連続鋳造用途でのリチウム消費量は鋼鉄生産量の好不調に左右され、2011年では全消費量の5%を占めている。リチウムとアルミニウムの合金は高い剛性を有しながら低密度であるという特性を有しており、航空機の構造材料を作るのに利用される。リチウムアルミニウム合金は一般的な合金と比較して破壊靱性が低く、異方性を有するという問題があり、銅や亜鉛、ジルコニウムなどの添加や鋳造方法の改良による改善が図られている。

塩化リチウムおよび臭化リチウムは吸湿性を有しているためガスの除湿剤として用いられる。水酸化リチウムおよび過酸化リチウムは、宇宙船や潜水艦などの閉鎖空間において二酸化炭素を除去して空気を浄化するための用途として最も多く用いられる塩である。水酸化リチウムを含むアルカリ金属の水酸化物はいずれも空気中の二酸化炭素を吸収して炭酸塩を形成するが、水酸化リチウムはリチウムの原子量の小ささに起因して重量当たりの二酸化炭素吸収量がアルカリ金属の水酸化物の中で最も大きいため好んで利用される。過酸化リチウムは二酸化炭素を吸収して炭酸リチウムを形成する反応とともに酸素の放出が伴う。

2 Li₂O₂ + 2 CO₂ → 2 Li₂CO₃ + O₂

有機リチウム化合物は高分子およびファインケミカルの製造に広く利用されている。高分子工業はアルキルリチウム化合物の主要な消費者であり、触媒もしくはオレフィン基のアニオン重合におけるラジカル開始剤として用いられる。ファインケミカル産業において有機リチウム化合物は強塩基や炭素-炭素結合を形成させるための試薬として作用する。有機リチウム化合物は金属リチウムと有機ハロゲン化合物から合成される。この反応においては、生成した有機リチウム化合物が未反応の有機ハロゲン化物と反応してしまうウルツカップリング反応が競合的に進行するため目的反応の進行が阻害されやすく、低温で反応を進めるかもしくはウルツカップリングを起こしにくい有機臭素化合物を用いる必要がある。

金属リチウムや、水素化アルミニウムリチウムなどのヒドリド錯体は高エネルギーなロケットエンジンの推進剤として軍事利用される。アメリカ海軍が開発した魚雷であるMk50は、固体リチウムのブロック上に六フッ化硫黄ガスを噴霧することで発生する化学エネルギーを推進力として利用しており、それは内蔵型化学エネルギー推進力システム (SCEPS)と呼ばれる。このシステムは、リチウムと六フッ化硫黄との反応によって発生した熱で水蒸気を生成し、その蒸気を利用してランキンサイクルを駆動させることで魚雷を推進させる閉鎖系のシステムである。

医療用として炭酸リチウム（リチウム塩）が躁病および躁うつ病の躁状態の患者に処方される。炭酸リチウムが躁病に効果があることは1949年にオーストラリアのジョン・ケイドによって発見された。炭酸リチウムの抗躁薬としての効果は神経伝達物質の遊離やリン脂質の代謝を抑制する作用などが関係していると考えられているがまだ解明されていない。また、うつ病や躁うつ病のうつ状態の患者にも抗うつ薬を補助するために処方される。炭酸リチウムの投与は治療上有効とされる血中濃度と中毒に陥る濃度との範囲が狭いため、定期的に血液検査を行い適切な血中濃度に保たれているかを確認しなければならない。また、利尿薬やACE阻害薬などとの併用によって腎臓でのリチウムの再吸収が促進され中毒に陥りやすくなる。副作用としてはリチウムの中毒症状の他に口の渇きや多尿、甲状腺機能の低下などがあり、腎不全や心不全の患者や妊婦には禁忌。特に妊娠初期の女性では胎児に心血管系の奇形（エブスタイン奇形）が発生するリスクが増加する。炭酸リチウムの投与によって体重が増加することがあるがその原因は明確でなく、炭酸リチウムの副作用である口の渇きに起因して高カロリーな飲料が菓子類とともに多量に摂取されがちになる影響も原因の一つであると考えられている。

危険性

NFPA 704
0 3 2 W
金属リチウムに対するファイア・ダイアモンド表示

リチウムは腐食性を有しており、身体へのあらゆる接触を避けることが求められる。水と激しく反応するために、リチウムは禁水性の物質とされている。よって、安全のためにナフサのような非反応性の化合物中に保管される。粉末状のリチウムもしくは、多くの場合塩基性であるリチウム化合物を吸入すると鼻や喉が刺激され、一方でより高濃度のリチウム（化合物）に曝されると肺水腫を引き起こすことがある。

妊娠第1三半期の間にリチウムを摂取した女性の産む子供において、エブスタイン奇形が発生するリスクが増加するという忠告があった。

規制

一般の消費者にとって最も容易に利用できるリチウム源はリチウム電池であり、いくつかの管轄区域においてリチウム電池の販売が制限されている。リチウムは、アルカリ金属を無水の液体アンモニアに溶解させた溶液を用いて還元反応を行うバーチ還元によって、プソイドエフェドリンおよびエフェドリンを覚醒剤のメタンフェタミンに還元させるために用いることができる。

大部分のリチウム電池は短絡によって非常に急速に放電して過熱し、それによって爆発の可能性に繋がることがあるため（熱暴走）、運送や積荷に関して、特に航空機のような特定の輸送機関を用いることが禁止されている場合がある。大部分の消費者向けのリチウム電池はこの種の事故を防ぐために、熱の過負荷から保護する回路が内蔵されているか、もしくは本質的に短絡時に流れる電流を制限するような設計がされている。自然発生的な熱暴走に至る内部短絡は、電池の製造欠陥もしくは損傷のために発現することが知られていた。

脚注

註釈

出典

関連項目

• リチウム塩 - 医薬品として利用される。
• リチウムの同位体

外部リンク

• アルカリ金属元素と水の反応動画
• 国際化学物質安全性カード リチウム - 国立医薬品食品衛生研究所

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This article is about the chemical element. For the use of lithium as a medication, see Lithium (medication). For other uses, see Lithium (disambiguation).

Lithium
3Li
H ↑ Li ↓ Na helium ← lithium → beryllium
Lithium in the periodic table
Appearance
silvery-white (shown floating in oil) Spectral lines of lithium
General properties
Name, symbol, number	lithium, Li, 3
Pronunciation	/ˈlɪθiəm/ LI-thee-əm
Element category	alkali metal
Group, period, block	1 (alkali metals), 2, s
Standard atomic weight	6.94(1)
Electron configuration	[He] 2s1 2, 1
Physical properties
Phase	solid
Density (near r.t.)	0.534 g·cm−3
Liquid density at m.p.	0.512 g·cm−3
Melting point	453.65 K, 180.50 °C, 356.90 °F
Boiling point	1603 K, 1330 °C, 2426 °F
Critical point	(extrapolated) 3220 K, 67 MPa
Heat of fusion	3.00 kJ·mol−1
Heat of vaporization	136 kJ·mol−1
Molar heat capacity	24.860 J·mol−1·K−1
Vapor pressure
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 797 885 995 1144 1337 1610
Atomic properties
Oxidation states	+1 (strongly basic oxide)
Electronegativity	0.98 (Pauling scale)
Ionization energies	1st: 520.2 kJ·mol−1
	2nd: 7298.1 kJ·mol−1
	3rd: 11815.0 kJ·mol−1
Atomic radius	152 pm
Covalent radius	128±7 pm
Van der Waals radius	182 pm
Miscellanea
Crystal structure	body-centered cubic
Magnetic ordering	paramagnetic
Electrical resistivity	(20 °C) 92.8 nΩ·m
Thermal conductivity	84.8 W·m−1·K−1
Thermal expansion	(25 °C) 46 µm·m−1·K−1
Speed of sound (thin rod)	(20 °C) 6000 m·s−1
Young's modulus	4.9 GPa
Shear modulus	4.2 GPa
Bulk modulus	11 GPa
Mohs hardness	0.6
CAS registry number	7439-93-2
History
Discovery	Johan August Arfwedson (1817)
First isolation	William Thomas Brande (1821)
Most stable isotopes
Main article: Isotopes of lithium
iso NA half-life DM DE (MeV) DP 6Li 7.5% 6Li is stable with 3 neutrons 7Li 92.5% 7Li is stable with 4 neutrons 6Li content may be as low as 3.75% in natural samples. 7Li would therefore have a content of up to 96.25%.

Lithium (from Greek: λίθος lithos, "stone") is a chemical element with symbol Li and atomic number 3. It is a soft, silver-white metal belonging to the alkali metal group of chemical elements. Under standard conditions it is the lightest metal and the least dense solid element. Like all alkali metals, lithium is highly reactive and flammable. For this reason, it is typically stored in mineral oil. When cut open, lithium exhibits a metallic luster, but contact with moist air corrodes the surface quickly to a dull silvery gray, then black tarnish. Because of its high reactivity, lithium never occurs freely in nature, and instead, only appears in compounds, which are usually ionic. Lithium occurs in a number of pegmatitic minerals, but due to its solubility as an ion is present in ocean water and is commonly obtained from brines and clays. On a commercial scale, lithium is isolated electrolytically from a mixture of lithium chloride and potassium chloride.

The nuclei of lithium verge on instability, since the two stable lithium isotopes found in nature have among the lowest binding energies per nucleon of all stable nuclides. Because of its relative nuclear instability, lithium is less common in the solar system than 25 of the first 32 chemical elements even though the nuclei are very light in atomic weight. For related reasons, lithium has important links to nuclear physics. The transmutation of lithium atoms to helium in 1932 was the first fully man-made nuclear reaction, and lithium-6 deuteride serves as a fusion fuel in staged thermonuclear weapons.

Lithium and its compounds have several industrial applications, including heat-resistant glass and ceramics, high strength-to-weight alloys used in aircraft, lithium batteries and lithium-ion batteries. These uses consume more than half of lithium production.

Trace amounts of lithium are present in all organisms. The element serves no apparent vital biological function, since animals and plants survive in good health without it. Non-vital functions have not been ruled out. The lithium ion Li⁺ administered as any of several lithium salts has proved to be useful as a mood-stabilizing drug in the treatment of bipolar disorder, due to neurological effects of the ion in the human body.

Properties

Main article: Alkali metal

Atomic and physical

Lithium pellets covered in white lithium hydroxide (left) and ingots with a thin layer of black nitride tarnish (right)

Like the other alkali metals, lithium has a single valence electron that is easily given up to form a cation. Because of this, it is a good conductor of heat and electricity as well as a highly reactive element, though the least reactive of the alkali metals. Lithium's low reactivity compared to other alkali metals is due to the proximity of its valence electron to its nucleus (the remaining two electrons are in lithium's 1s orbital and are much lower in energy, and therefore they do not participate in chemical bonds).

Lithium metal is soft enough to be cut with a knife. When cut, it possesses a silvery-white color that quickly changes to gray due to oxidation. While it has one of the lowest melting points among all metals (180 °C), it has the highest melting and boiling points of the alkali metals.

Lithium has a very low density of 0.534 g/cm³, comparable with that of pine wood. It is the least dense of all elements that are solids at room temperature, the next lightest solid element (potassium, at 0.862 g/cm³) being more than 60% denser. Furthermore, apart from helium and hydrogen, it is less dense than any liquid element, being only 2/3 as dense as liquid nitrogen (0.808 g/cm³). Lithium can float on the lightest hydrocarbon oils and is one of only three metals that can float on water, the other two being sodium and potassium.

Lithium floating in oil

Lithium's coefficient of thermal expansion is twice that of aluminium and almost four times that of iron. It has the highest specific heat capacity of any solid element. Lithium is superconductive below 400 μK at standard pressure and at higher temperatures (more than 9 K) at very high pressures (>20 GPa) At temperatures below 70 K, lithium, like sodium, undergoes diffusionless phase change transformations. At 4.2 K it has a rhombohedral crystal system (with a nine-layer repeat spacing); at higher temperatures it transforms to face-centered cubic and then body-centered cubic. At liquid-helium temperatures (4 K) the rhombohedral structure is the most prevalent. Multiple allotropic forms have been reported for lithium at high pressures.

Lithium has a specific heat capacity of 3.58 kilojoules per kilogram-Kelvin, the highest of all solids. Because of this, lithium metal is often used in coolants for heat transfer applications.

Chemistry and compounds

Lithium reacts with water easily, but with noticeably less energy than other alkali metals do. The reaction forms hydrogen gas and lithium hydroxide in aqueous solution. Because of its reactivity with water, lithium is usually stored under cover of a hydrocarbon, often petroleum jelly. Though the heavier alkali metals can be stored in more dense substances, such as mineral oil, lithium is not dense enough to be fully submerged in these liquids. In moist air, lithium rapidly tarnishes to form a black coating of lithium hydroxide (LiOH and LiOH·H₂O), lithium nitride (Li₃N) and lithium carbonate (Li₂CO₃, the result of a secondary reaction between LiOH and CO₂).

Hexameric structure of the n-butyllithium fragment in a crystal

When placed over a flame, lithium compounds give off a striking crimson color, but when it burns strongly the flame becomes a brilliant silver. Lithium will ignite and burn in oxygen when exposed to water or water vapors. Lithium is flammable, and it is potentially explosive when exposed to air and especially to water, though less so than the other alkali metals. The lithium-water reaction at normal temperatures is brisk but nonviolent, as the hydrogen produced will not ignite on its own. As with all alkali metals, lithium fires are difficult to extinguish, requiring dry powder fire extinguishers, specifically the Class D type (see Types of extinguishing agents). Lithium is the only metal which reacts with nitrogen under normal conditions.

Lithium has a diagonal relationship with magnesium, an element of similar atomic and ionic radius. Chemical resemblances between the two metals include the formation of a nitride by reaction with N₂, the formation of an oxide (Li
2O) and peroxide (Li
2O
2) when burnt in O₂, salts with similar solubilities, and thermal instability of the carbonates and nitrides. The metal reacts with hydrogen gas at high temperatures to produce lithium hydride (LiH).

Other known binary compounds include the halides (LiF, LiCl, LiBr, LiI), and the sulfide (Li
2S), the superoxide (LiO
2), carbide (Li
2C
2). Many other inorganic compounds are known, where lithium combines with anions to form various salts: borates, amides, carbonate, nitrate, or borohydride (LiBH
4). Multiple organolithium reagents are known where there is a direct bond between carbon and lithium atoms effectively creating a carbanion. These are extremely powerful bases and nucleophiles. In many of these organolithium compounds, the lithium ions tend to aggregate into high-symmetry clusters by themselves, which is relatively common for alkali cations. LiHe, a very weakly interacting van der Waals compound, has been detected at very low temperatures.

Lithium has also been found to exhibit ferromagnetism in its gaseous form, under certain conditions.

Isotopes

Main article: Isotopes of lithium

Naturally occurring lithium is composed of two stable isotopes, ⁶Li and ⁷Li, the latter being the more abundant (92.5% natural abundance). Both natural isotopes have anomalously low nuclear binding energy per nucleon compared to the next lighter and heavier elements, helium and beryllium, which means that alone among stable light elements, lithium can produce net energy through nuclear fission. The two lithium nuclei have lower binding energies per nucleon than any other stable nuclides other than deuterium and helium-3. As a result of this, though very light in atomic weight, lithium is less common in the Solar System than 25 of the first 32 chemical elements. Seven radioisotopes have been characterized, the most stable being ⁸Li with a half-life of 838 ms and ⁹Li with a half-life of 178 ms. All of the remaining radioactive isotopes have half-lives that are shorter than 8.6 ms. The shortest-lived isotope of lithium is ⁴Li, which decays through proton emission and has a half-life of 7.6 × 10⁻²³ s.

⁷Li is one of the primordial elements (or, more properly, primordial nuclides) produced in Big Bang nucleosynthesis. A small amount of both ⁶Li and ⁷Li are produced in stars, but are thought to be burned as fast as produced. Additional small amounts of lithium of both ⁶Li and ⁷Li may be generated from solar wind, cosmic rays hitting heavier atoms, and from early solar system ⁷Be and ¹⁰Be radioactive decay. While lithium is created in stars during the Stellar nucleosynthesis, it is further burnt. ⁷Li can also be generated in carbon stars.

Lithium isotopes fractionate substantially during a wide variety of natural processes, including mineral formation (chemical precipitation), metabolism, and ion exchange. Lithium ions substitute for magnesium and iron in octahedral sites in clay minerals, where ⁶Li is preferred to ⁷Li, resulting in enrichment of the light isotope in processes of hyperfiltration and rock alteration. The exotic ¹¹Li is known to exhibit a nuclear halo. The process known as laser isotope separation can be used to separate lithium isotopes.

Nuclear weapons manufacture and other nuclear physics uses are a major source of artificial lithium fractionation, with the light isotope ⁶Li being retained by industry and military stockpiles to such an extent as to slightly but measurably change the ⁶Li to ⁷Li ratios even in natural sources, such as rivers. This has led to unusual uncertainty in the standardized atomic weight of lithium, since this quantity depends on the natural abundance ratios of these naturally-occurring stable lithium isotopes, as they are available in commercial lithium mineral sources.

Occurrence

Lithium is about as common as chlorine in the Earth's upper continental crust, on a per-atom basis.

Astronomical

Main article: Nucleosynthesis

According to modern cosmological theory, lithium—as both of its stable isotopes lithium-6 and lithium-7—was among the 3 elements synthesized in the Big Bang. Though the amount of lithium generated in Big Bang nucleosynthesis is dependent upon the number of photons per baryon, for accepted values the lithium abundance can be calculated, and there is a "cosmological lithium discrepancy" in the Universe: older stars seem to have less lithium than they should, and some younger stars have far more. The lack of lithium in older stars is apparently caused by the "mixing" of lithium into the interior of stars, where it is destroyed. Furthermore, lithium is produced in younger stars. Though it transmutes into two atoms of helium due to collision with a proton at temperatures above 2.4 million degrees Celsius (most stars easily attain this temperature in their interiors), lithium is more abundant than predicted in later-generation stars, for causes not yet completely understood.

Though it was one of the three first elements (together with helium and hydrogen) to be synthesized in the Big Bang, lithium, together with beryllium and boron are markedly less abundant than other nearby elements. This is a result of the low temperature necessary to destroy lithium, and a lack of common processes to produce it.

Lithium is also found in brown dwarf substellar objects and certain anomalous orange stars. Because lithium is present in cooler, less-massive brown dwarfs, but is destroyed in hotter red dwarf stars, its presence in the stars' spectra can be used in the "lithium test" to differentiate the two, as both are smaller than the Sun. Certain orange stars can also contain a high concentration of lithium. Those orange stars found to have a higher than usual concentration of lithium (such as Centaurus X-4) orbit massive objects—neutron stars or black holes—whose gravity evidently pulls heavier lithium to the surface of a hydrogen-helium star, causing more lithium to be observed.

Terrestrial

Lithium mine production (2011) and reserves in tonnes

Country	Production	Reserves
Argentina	3,200	850,000
Australia	9,260	970,000
Brazil	160	64,000
Canada (2010)	480	180,000
Chile	12,600	7,500,000
People's Republic of China	5,200	3,500,000
Portugal	820	10,000
Zimbabwe	470	23,000
World total	34,000	13,000,000

See also: Lithium minerals

Although lithium is widely distributed on Earth, it does not naturally occur in elemental form due to its high reactivity. The total lithium content of seawater is very large and is estimated as 230 billion tonnes, where the element exists at a relatively constant concentration of 0.14 to 0.25 parts per million (ppm), or 25 micromolar; higher concentrations approaching 7 ppm are found near hydrothermal vents.

Estimates for the Earth's crustal content range from 20 to 70 ppm by weight. In keeping with its name, lithium forms a minor part of igneous rocks, with the largest concentrations in granites. Granitic pegmatites also provide the greatest abundance of lithium-containing minerals, with spodumene and petalite being the most commercially viable sources. Another significant mineral of lithium is lepidolite. A newer source for lithium is hectorite clay, the only active development of which is through the Western Lithium Corporation in the United States. At 20 mg lithium per kg of Earth's crust, lithium is the 25th most abundant element.

According to the Handbook of Lithium and Natural Calcium, "Lithium is a comparatively rare element, although it is found in many rocks and some brines, but always in very low concentrations. There are a fairly large number of both lithium mineral and brine deposits but only comparatively few of them are of actual or potential commercial value. Many are very small, others are too low in grade."

One of the largest reserve base of lithium is in the Salar de Uyuni area of Bolivia, which has 5.4 million tonnes. US Geological Survey, estimates that in 2010 Chile had the largest reserves by far (7.5 million tonnes) and the highest annual production (8,800 tonnes). Other major suppliers include Australia, Argentina and China.

In June 2010, the New York Times reported that American geologists were conducting ground surveys on dry salt lakes in western Afghanistan believing that large deposits of lithium are located there. "Pentagon officials said that their initial analysis at one location in Ghazni Province showed the potential for lithium deposits as large as those of Bolivia, which now has the world's largest known lithium reserves." These estimates are "based principally on old data, which was gathered mainly by the Soviets during their occupation of Afghanistan from 1979–1989" and "Stephen Peters, the head of the USGS's Afghanistan Minerals Project, said that he was unaware of USGS involvement in any new surveying for minerals in Afghanistan in the past two years. 'We are not aware of any discoveries of lithium,' he said."

Biological

Lithium is found in trace amount in numerous plants, plankton, and invertebrates, at concentrations of 69 to 5,760 parts per billion (ppb). In vertebrates the concentration is slightly lower, and nearly all vertebrate tissue and body fluids have been found to contain lithium ranging from 21 to 763 ppb. Marine organisms tend to bioaccumulate lithium more than terrestrial ones. It is not known whether lithium has a physiological role in any of these organisms, but nutritional studies in mammals have indicated its importance to health, leading to a suggestion that it be classed as an essential trace element with an RDA of 1 mg/day. Observational studies in Japan, reported in 2011, suggested that naturally occurring lithium in drinking water may increase human lifespan.

History

Johan August Arfwedson is credited with the discovery of lithium in 1817

Petalite (LiAlSi₄O₁₀) was discovered in 1800 by the Brazilian chemist and statesman José Bonifácio de Andrada e Silva in a mine on the island of Utö, Sweden. However, it was not until 1817 that Johan August Arfwedson, then working in the laboratory of the chemist Jöns Jakob Berzelius, detected the presence of a new element while analyzing petalite ore. This element formed compounds similar to those of sodium and potassium, though its carbonate and hydroxide were less soluble in water and more alkaline. Berzelius gave the alkaline material the name "lithion/lithina", from the Greek word λιθoς (transliterated as lithos, meaning "stone"), to reflect its discovery in a solid mineral, as opposed to potassium, which had been discovered in plant ashes, and sodium which was known partly for its high abundance in animal blood. He named the metal inside the material "lithium".

Arfwedson later showed that this same element was present in the minerals spodumene and lepidolite. In 1818, Christian Gmelin was the first to observe that lithium salts give a bright red color to flame. However, both Arfwedson and Gmelin tried and failed to isolate the pure element from its salts. It was not isolated until 1821, when William Thomas Brande obtained it by electrolysis of lithium oxide, a process that had previously been employed by the chemist Sir Humphry Davy to isolate the alkali metals potassium and sodium. Brande also described some pure salts of lithium, such as the chloride, and, estimating that lithia (lithium oxide) contained about 55% metal, estimated the atomic weight of lithium to be around 9.8 g/mol (modern value ~6.94 g/mol). In 1855, larger quantities of lithium were produced through the electrolysis of lithium chloride by Robert Bunsen and Augustus Matthiessen. The discovery of this procedure henceforth led to commercial production of lithium, beginning in 1923, by the German company Metallgesellschaft AG, which performed an electrolysis of a liquid mixture of lithium chloride and potassium chloride.

The production and use of lithium underwent several drastic changes in history. The first major application of lithium was in high-temperature lithium greases for aircraft engines or similar applications in World War II and shortly after. This use was supported by the fact that lithium-based soaps have a higher melting point than other alkali soaps, and are less corrosive than calcium based soaps. The small market for lithium soaps and the lubricating greases based upon them was supported by several small mining operations mostly in the United States.

The demand for lithium increased dramatically during the Cold War with the production of nuclear fusion weapons. Both lithium-6 and lithium-7 produce tritium when irradiated by neutrons, and are thus useful for the production of tritium by itself, as well as a form of solid fusion fuel used inside hydrogen bombs in the form of lithium deuteride. The United States became the prime producer of lithium in the period between the late 1950s and the mid-1980s. At the end, the stockpile of lithium was roughly 42,000 tonnes of lithium hydroxide. The stockpiled lithium was depleted in lithium-6 by 75%, which was enough to affect the measured atomic weight of lithium in many standardized chemicals, and even the atomic weight of lithium in some "natural sources" of lithium ion which had been "contaminated" by lithium salts discharged from isotope separation facilities, which had found its way into ground water.

Lithium was used to decrease the melting temperature of glass and to improve the melting behavior of aluminium oxide when using the Hall-Héroult process. These two uses dominated the market until the middle of the 1990s. After the end of the nuclear arms race the demand for lithium decreased and the sale of Department of Energy stockpiles on the open market further reduced prices. But in the mid-1990s, several companies started to extract lithium from brine which proved to be a less expensive method than underground or even open-pit mining. Most of the mines closed or shifted their focus to other materials as only the ore from zoned pegmatites could be mined for a competitive price. For example, the US mines near Kings Mountain, North Carolina closed before the turn of the 21^st century.

The use in lithium ion batteries increased the demand for lithium and became the dominant use in 2007. With the surge of lithium demand in batteries in the 2000s, new companies have expanded brine extraction efforts to meet the rising demand.

Production

Satellite images of the Salar del Hombre Muerto, Argentina (left), and Uyuni, Bolivia (right), salt flats are rich in lithium. The lithium-rich brine is concentrated by pumping it into solar evaporation ponds (visible in the left image).

World production trend of Lithium

Since the end of World War II lithium production has greatly increased. The metal is separated from other elements in igneous minerals such as those above. Lithium salts are extracted from the water of mineral springs, brine pools and brine deposits. The metal is produced electrolytically from a mixture of fused 55% lithium chloride and 45% potassium chloride at about 450^o C. In 1998 it was about 95 US$ / kg (or 43 US$/pound).

Worldwide identified reserves of lithium in 2008 were estimated by the US Geological Survey as 13 million tonnes. Deposits of lithium are found in South America throughout the Andes mountain chain. Chile is the leading lithium producer, followed by Argentina. Both countries recover the lithium from brine pools. In the United States lithium is recovered from brine pools in Nevada. However, half the world's known reserves are located in Bolivia, a nation sitting along the central eastern slope of the Andes. In 2009 Bolivia was negotiating with Japanese, French, and Korean firms to begin extraction. According to the US Geological Survey, Bolivia's Uyuni Desert has 5.4 million tonnes of lithium. A newly discovered deposit in Wyoming's Rock Springs Uplift is estimated at 228,000 tons. Additional deposits in the same formation were extrapolated to be as much as 18 million tons.

After an industry wide pricing reduction for lithium carbonate after the Great Financial Crisis, where major suppliers such as Sociedad Química y Minera (SQM) dropped pricing by 20% in light of incoming lithium resource developers and to further defend their market position, pricing in 2012 scaled up due to increased lithium demand. A 2012 Business Week article outlined the existing oligopoly in the lithium space, "SQM, controlled by billionaire Julio Ponce, is the second-largest, followed by Rockwood, which is backed by Henry Kravis’s KKR & Co., and Philadelphia-based FMC." Global consumption may jump to 300,000 metric tons a year by 2020 from about 150,000 tons in 2012, as demand for lithium batteries has been growing at about 25 percent a year, outpacing the 4 percent to 5 percent overall gain in lithium

A potential source is geothermal wells. Geothermal fluids carry leachates to the surface; recovery of lithium has been demonstrated in the field. As the lithium is separated by simple filtration techniques, the process and environmental costs are primarily that of the already-operating geothermal well; relative environmental impacts may thus be positive.

There are differing opinions about the potential growth of lithium production. A 2008 study concluded that "realistically achievable lithium carbonate production will be sufficient for only a small fraction of future PHEV and EV global market requirements", that "demand from the portable electronics sector will absorb much of the planned production increases in the next decade", and that "mass production of lithium carbonate is not environmentally sound, it will cause irreparable ecological damage to ecosystems that should be protected and that LiIon propulsion is incompatible with the notion of the 'Green Car'".

However, according to a 2011 study conducted at Lawrence Berkeley National Laboratory and the University of California Berkeley, the currently estimated reserve base of lithium should not be a limiting factor for large-scale battery production for electric vehicles, as the study estimated that on the order of 1 billion 40 kWh Li-based batteries could be built with current reserves. Another 2011 study by researchers from the University of Michigan and Ford Motor Company found that there are sufficient lithium resources to support global demand until 2100, including the lithium required for the potential widespread use of hybrid electric, plug-in hybrid electric and battery electric vehicles. The study estimated global lithium reserves at 39 million tons, and total demand for lithium during the 90-year period analyzed at 12–20 million tons, depending on the scenarios regarding economic growth and recycling rates.

Uses

Estimates of global lithium uses in 2011

  Ceramics and glass (29%)

  Batteries (27%)

  Lubricating greases (12%)

  Continuous casting (5%)

  Air treatment (4%)

  Polymers (3%)

  Primary aluminum production (2%)

  Pharmaceuticals (2%)

  Other (16%)

Ceramics and glass

Lithium oxide is a widely used flux for processing silica, reducing the melting point and viscosity of the material and leading to glazes of improved physical properties including low coefficients for thermal expansion. Lithium oxides are a component of ovenware. Worldwide, this is the single largest use for lithium compounds. Lithium carbonate (Li₂CO₃) is generally used in this application: upon heating it converts to the oxide.

Electrical and electronics

In the later years of the 20th century, owing to its high electrochemical potential, lithium became an important component of the electrolyte and of one of the electrodes in batteries. Because of its low atomic mass, it has a high charge- and power-to-weight ratio. A typical lithium-ion battery can generate approximately 3 volts per cell, compared with 2.1 volts for lead-acid or 1.5 volts for zinc-carbon cells. Lithium-ion batteries, which are rechargeable and have a high energy density, should not be confused with lithium batteries, which are disposable (primary) batteries with lithium or its compounds as the anode. Other rechargeable batteries that use lithium include the lithium-ion polymer battery, lithium iron phosphate battery, and the nanowire battery.

Lubricating greases

The third most common use of lithium is in greases. Lithium hydroxide is a strong base and, when heated with a fat, produces a soap made of lithium stearate. Lithium soap has the ability to thicken oils, and it is used to manufacture all-purpose, high-temperature lubricating greases.

Metallurgy

When used as a flux for welding or soldering, metallic lithium promotes the fusing of metals during the process and eliminates the forming of oxides by absorbing impurities. Its fusing quality is also important as a flux for producing ceramics, enamels and glass. Alloys of the metal with aluminium, cadmium, copper and manganese are used to make high-performance aircraft parts (see also Lithium-aluminium alloys).

Other chemical and industrial uses

Lithium use in flares and pyrotechnics is due to its rose-red flame.

Pyrotechnics

Lithium compounds are used as pyrotechnic colorants and oxidizers in red fireworks and flares.

Air purification

Lithium chloride and lithium bromide are hygroscopic and are used as desiccants for gas streams. Lithium hydroxide and lithium peroxide are the salts most used in confined areas, such as aboard spacecraft and submarines, for carbon dioxide removal and air purification. Lithium hydroxide absorbs carbon dioxide from the air by forming lithium carbonate, and is preferred over other alkaline hydroxides for its low weight.

Lithium peroxide (Li₂O₂) in presence of moisture not only reacts with carbon dioxide to form lithium carbonate, but also releases oxygen. The reaction is as follows:

2 Li₂O₂ + 2 CO₂ → 2 Li₂CO₃ + O₂.

Some of the aforementioned compounds, as well as lithium perchlorate, are used in oxygen candles that supply submarines with oxygen. These can also include small amounts of boron, magnesium, aluminum, silicon, titanium, manganese, and iron.

Optics

Lithium fluoride, artificially grown as crystal, is clear and transparent and often used in specialist optics for IR, UV and VUV (vacuum UV) applications. It has one of the lowest refractive indexes and the farthest transmission range in the deep UV of most common materials. Finely divided lithium fluoride powder has been used for thermoluminescent radiation dosimetry (TLD): when a sample of such is exposed to radiation, it accumulates crystal defects which, when heated, resolve via a release of bluish light whose intensity is proportional to the absorbed dose, thus allowing this to be quantified. Lithium fluoride is sometimes used in focal lenses of telescopes.

The high non-linearity of lithium niobate also makes it useful in non-linear optics applications. It is used extensively in telecommunication products such as mobile phones and optical modulators, for such components as resonant crystals. Lithium applications are used in more than 60% of mobile phones.

Organic and polymer chemistry

Organolithium compounds are widely used in the production of polymer and fine-chemicals. In the polymer industry, which is the dominant consumer of these reagents, alkyl lithium compounds are catalysts/initiators. in anionic polymerization of unfunctionalized olefins. For the production of fine chemicals, organolithium compounds function as strong bases and as reagents for the formation of carbon-carbon bonds. Organolithium compounds are prepared from lithium metal and alkyl halides.

Many other lithium compounds are used as reagents to prepare organic compounds. Some popular compounds include lithium aluminium hydride (LiAlH₄), lithium triethylborohydride (LiBH(C₂H₅)₃).

Military applications

Metallic lithium and its complex hydrides, such as Li[AlH₄], are used as high energy additives to rocket propellants. Lithium aluminum hydride can also be used by itself as a solid fuel.

The launch of a torpedo using lithium as fuel

The Mark 50 Torpedo stored chemical energy propulsion system (SCEPS) uses a small tank of sulfur hexafluoride gas which is sprayed over a block of solid lithium. The reaction generates heat which is used to generate steam. The steam propels the torpedo in a closed Rankine cycle.

Lithium hydride containing lithium-6 is used in hydrogen bombs. In the bomb, it is placed around the core of an atomic bomb.

Nuclear

Lithium-6 is valued as a source material for tritium production and as a neutron absorber in nuclear fusion. Natural lithium contains about 7.5% lithium-6 from which large amounts of lithium-6 have been produced by isotope separation for use in nuclear weapons. Lithium-7 gained interest for use in nuclear reactor coolants.

Lithium deuteride was used as fuel in the Castle Bravo nuclear device.

Lithium deuteride was the fusion fuel of choice in early versions of the hydrogen bomb. When bombarded by neutrons, both ⁶Li and ⁷Li produce tritium — this reaction, which was not fully understood when hydrogen bombs were first tested, was responsible for the runaway yield of the Castle Bravo nuclear test. Tritium fuses with deuterium in a fusion reaction that is relatively easy to achieve. Although details remain secret, lithium-6 deuteride still apparently plays a role in modern nuclear weapons, as a fusion material.

Lithium fluoride, when highly enriched in the lithium-7 isotope, forms the basic constituent of the fluoride salt mixture LiF-BeF₂ used in liquid fluoride nuclear reactors. Lithium fluoride is exceptionally chemically stable and LiF-BeF₂ mixtures have low melting points. In addition, ⁷Li, Be, and F are among the few nuclides with low enough thermal neutron capture cross-sections not to poison the fission reactions inside a nuclear fission reactor.

In conceptualized nuclear fusion power plants, lithium will be used to produce tritium in magnetically confined reactors using deuterium and tritium as the fuel. Naturally occurring tritium is extremely rare, and must be synthetically produced by surrounding the reacting plasma with a 'blanket' containing lithium where neutrons from the deuterium-tritium reaction in the plasma will fission the lithium to produce more tritium:

⁶Li + n → ⁴He + ³T.

Lithium is also used as a source for alpha particles, or helium nuclei. When ⁷Li is bombarded by accelerated protons ⁸Be is formed, which undergoes fission to form two alpha particles. This feat, called "splitting the atom" at the time, was the first fully man-made nuclear reaction. It was produced by Cockroft and Walton in 1932. (Nuclear reactions and human-directed nuclear transmutation had been accomplished as early as 1917, but by using natural radioactive bombardment with alpha particles).

In 2013, the US Government Accountability Office said the Lithium-7 critical to the operation of 65 out of 100 American nuclear reactors “places their ability to continue to provide electricity at some risk”. The problem stems from the decay of US nuclear infrastructure. The US shut down most of its machinery in 1963, given a huge surplus, mostly consumed during the twentieth century. The report said it would take five years and $10 million to $12 million.

Reactors that use lithium-7 heat water under high pressure and transfer heat through heat exchangers that are prone to corrosion. The reactors use lithium to counteract the corrosive effects of boric acid, which is added to the water to absorb excess neutrons.

Medicine

Main article: Lithium (medication)

Lithium is useful in the treatment of bipolar disorder. Lithium salts may also be helpful for related diagnoses, such as schizoaffective disorder and cyclic major depression. The active part of these salts is the lithium ion Li⁺. They may increase the risk of developing Ebstein's cardiac anomaly in infants born to women who take lithium during the first trimester of pregnancy.

Lithium has also been researched as a possible treatment for cluster headaches.

Precautions

NFPA 704 fire diamond
3 2 W
Fire diamond hazard sign for lithium metal

Lithium is corrosive and requires special handling to avoid skin contact. Breathing lithium dust or lithium compounds (which are often alkaline) initially irritate the nose and throat, while higher exposure can cause a buildup of fluid in the lungs, leading to pulmonary edema. The metal itself is a handling hazard because of the caustic hydroxide produced when it is in contact with moisture. Lithium is safely stored in non-reactive compounds such as naphtha.

Regulation

Some jurisdictions limit the sale of lithium batteries, which are the most readily available source of lithium for ordinary consumers. Lithium can be used to reduce pseudoephedrine and ephedrine to methamphetamine in the Birch reduction method, which employs solutions of alkali metals dissolved in anhydrous ammonia. Carriage and shipment of some kinds of lithium batteries may be prohibited aboard certain types of transportation (particularly aircraft) because of the ability of most types of lithium batteries to fully discharge very rapidly when short-circuited, leading to overheating and possible explosion in a process called thermal runaway. Most consumer lithium batteries have thermal overload protection built-in to prevent this type of incident, or their design inherently limits short-circuit currents. Internal shorts have been known to develop due to manufacturing defects or damage to batteries that can lead to spontaneous thermal runaway.

See also

• Dilithium
• Lithium (medication)
• Lithium compounds
• Lithium-based grease
• Lithium-air battery
• Lithium-ion battery

Notes

References

External links

• Lithium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• International Lithium Alliance
• USGS: Lithium Statistics and Information
• Lithium Supply & Markets 2009 IM Conference 2009 Sustainable lithium supplies through 2020 in the face of sustainable market growth
• University of Southampton, Mountbatten Centre for International Studies, Nuclear History Working Paper No5.

UpToDate Contents

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• 1. リチウム中毒 lithium poisoning
• 2. 成人における双極性障害とリチウム：薬理学、管理、および副作用 bipolar disorder in adults and lithium pharmacology administration and side effects
• 3. リチウムと甲状腺 lithium and the thyroid
• 4. リチウムの腎毒性 renal toxicity of lithium
• 5. 成人の単極性うつ病：リチウムによる治療 unipolar depression in adults treatment with lithium

English Journal

• Characterization of conducting cellulose acetate based polymer electrolytes doped with "green" ionic mixture.

• Ramesh S, Shanti R, Morris E.SourceCentre for Ionics University of Malaya, Department of Physics, Faculty of Science, University of Malaya, 50603 Kuala Lumpur, Malaysia. Electronic address: rameshtsubra@gmail.com.
• Carbohydrate polymers.Carbohydr Polym.2013 Jan 2;91(1):14-21. doi: 10.1016/j.carbpol.2012.07.061. Epub 2012 Jul 31.
• Polymer electrolytes were developed by solution casting technique utilizing the materials of cellulose acetate (CA), lithium bis(trifluoromethanesulfonyl)imide (LiTFSI) and deep eutectic solvent (DES). The DES is synthesized from the mixture of choline chloride and urea of 1:2 ratios. The increasing
• PMID 23044100

• Differential responses to distinct psychotropic agents of selectively bred dominant and submissive animals.

• Nesher E, Gross M, Lisson S, Tikhonov T, Yadid G, Pinhasov A.SourceDepartment of Molecular Biology, Ariel University Center, Ariel, Israel; Faculty of Life Sciences, Bar Ilan University, Ramat Gan, Israel.
• Behavioural brain research.Behav Brain Res.2013 Jan 1;236(1):225-35. doi: 10.1016/j.bbr.2012.08.040. Epub 2012 Sep 7.
• Dominance and submissiveness are two opposite poles of behavior representing important functional elements in the development of social interactions. We previously demonstrated the inheritability of these traits by selective breeding based upon the dominant-submissive relationships (DSR) food compet
• PMID 22982068

• Application of visible light-based projection stereolithography for live cell-scaffold fabrication with designed architecture.

• Lin H, Zhang D, Alexander PG, Yang G, Tan J, Cheng AW, Tuan RS.SourceCenter for Cellular and Molecular Engineering, Department of Orthopaedic Surgery, University of Pittsburgh School of Medicine, Pittsburgh, PA 15219, USA.
• Biomaterials.Biomaterials.2013 Jan;34(2):331-9. doi: 10.1016/j.biomaterials.2012.09.048. Epub 2012 Oct 22.
• One-step scaffold fabrication with live cell incorporation is a highly desirable technology for tissue engineering and regeneration. Projection stereolithography (PSL) represents a promising method owing to its fine resolution, high fabrication speed and computer-aided design (CAD) capabilities. How
• PMID 23092861

Japanese Journal

• リチウムイオン二次電池の蓄電容量を高めるバインダー (特集 スマートフォン・タブレット端末を支えるテクノロジー)

• 荒井 健次,多田 充
• 機能材料 32(11), 25-31, 2012-11
• NAID 40019455552

• Nitrergic, glutamatergic and gabaergic systems in lithium toxicity

• Yamanturk-Celik Pinar,Unlucerci Yesim,Sevgi Serhan [他]
• The Journal of toxicological sciences 37(5), 1017-1023, 2012-10
• NAID 40019458209

• リチウムイオン電池の開発動向について (特別小特集 関西の伝統文化と先端産業技術) -- (関西の先端産業技術)

• 湯浅 浩次
• 電子情報通信学会誌 95(10), 878-880, 2012-10
• NAID 40019453872

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16 Jun 2009 ... Music video by Nirvana performing Lithium. (C) 1992 Geffen Records.

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★リンクテーブル★

リンク元	「リチウム」「慢性間質性腎炎」「Li」
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「リチウム」

　　[★]

英

lithium

化

炭酸リチウム lithium carbonate

商

リーマス、リチオマール

特徴

• 治療域がせまく、有害作用域(adverse effect)が広い

mood stabilizer

• 5-HT、NEが受容体に結合

• inositol monophosphatase, IMPase

• wingless:ショウジョウバエ、ハネの発生に関する
• Int-1:マウス乳癌
• Wnt:相同遺伝子。分泌蛋白
• 作用箇所
• リン酸化GSK-3(不活型)－phosphatase(←Liにより抑制される)→GSK
• GSK-3βはインスリン受容体の下流にも存在する。インスリンのGタンパク質を介したシグナルがPKA,PKC,Akt,p90RSKに伝わり、さらにGSK-3βを介して(p-ser9が介在)下流に伝わる
• インスリンを経鼻投与すると海馬における学習や記憶力が向上するかもしれない

副作用

• 急性リチウム中毒

• 悪心、嘔吐、下痢、腎不全、神経筋機能不全、失行、振戦、混乱(confusion)、昏迷(delirium、てんかん発作　→　may require dialysis
• 低ナトリウム血症、NSAIDの投与　→　近位尿細管でのLi取り込み↑　→　血漿リチウム濃度上昇
• (筋細胞)血漿リチウム濃度↑　→　K+の細胞内の移動が妨げられる　→　再分極の阻害　→　高カリウム血症　→　突然死
• リチウム↑　→　ADHやTSHのシグナル伝達系下流に存在するadenylyl cyclaseを阻害　→　腎性尿崩症 and ( hypothyroidism and/or goiter)

リチウム中毒と血中濃度

時々血中濃度を測定しなければならない

• 初期　1.5-2.5mEq/L　粗大振戦、失調、悪心、嘔吐、鎮静
• 中度　2.5-3.5mEq/L　耳鳴り
• 重度　3 -5 mEq/L　昏睡、血圧低下、腎障害

「慢性間質性腎炎」

　　[★]

英

chronic interstitial nephritis, CIN

同

慢性尿細管間質性腎炎 chronic tubulointerstitial nephritis

関

間質性腎炎

• 腎・泌尿器 081208I

原因

• hereditary renal diseases

• polycystic kidney disease
• medullary cystic disease
• medullary sponge kidney
• 遺伝性：髄質海綿腎

• exogenous toxins

• analgesic nephropathy
• lead nephropathy
• miscellaneous nephrotoxins (e.g. lithium, cyclosporine, heavy metals, slimming regimens with Chinese herbs)
• 薬剤性：NSAIDs(フェナセチン、アスピリン、ジクロフェナク)、Chinese herb(アリストロキア酸)

• metabolic toxins

• hyperuricemia
• hypercalcemia
• miscellaneous metabolic toxins (e.g., hypokalemia, hyperoxaluria, cystinosis, Fabry's disease)

• autoimmune disorders

• Sjogren's syndrome

• neoplastic disorders

• leukemia
• lymphoma
• multiple myeloma

• miscellaneous disorders

• Sickle cell nephropathy
• chronic pyelonephritis
• chronic urinary tract obstruction
• 膀胱尿管逆流 vesicoureteral reflux
• radiation nephritis
• Balkan nephropathy
• その他：バルカン腎症
• tubulointerstitial disease secondary to glomerular and vascular disease

「Li」

　　[★] リチウム

関

lithium

　

「lithium-induced hypothyroidism」

　　[★] リチウム誘発性甲状腺機能低下症