СЕВЕРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ НАЦИОНАЛЬНОГО  ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКОГО ЯДЕРНОГО УНИВЕРСИТЕТА «МИФИ». 

Кафедра ХиТМСЭ 
 
 

«Литий»

Реферат. 
 
 
 
 
 

Преподаватель:

Профессор Матюха В.А.

<<….>>__________2009г. 

Студент гр. Д-149:

Борисова  М.А.

<<….>>__________2009г. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Северск 2010г. 
СОДЕРЖАНИЕ

1. Ведение………………………………………………………………….….3
2. Общая характеристика Лития………………………………………...…4-5
3. Получение лития………………………………………………………...…6
4. Физические свойства………………………………………………………7
5. Химические свойства……………………………………………….……..8
6. Вычисление энтальпий образования перовскитоподобных

   литий-ионных  проводников…………………………………………...9-10

7. Неорганические соединения лития…………………………………..11-14
8. Литийорганические соединения……………………………………...15-17
9. Распространение лития в природе и его промышленное

  извлечение……………………………………………………………..18-19

10. Применение лития ……………………………………………………20-23
11. Литература……………………………………………………………...…24

Введение.

      Литий относится к металлам главной подгруппы первой группы – эти металлы называют щелочными в связи с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы  - натрия и калия – издавна были известны под названием щелочей. 

     Литий — наиболее легкий из всех элементов, существующих в твердом или жидком состоянии на земле. Свойства лития нашли свое отражение во многих областях науке, металлургии и ядерной энергетике, более подробно я опишу их в своем реферате. Простой по своему строению литий обладает рядом неожиданных свойств, позволяющих найти ему применение в самых разнообразных областях техники вплоть до техники ядерных процессов. Будучи одним из наиболее простых по строению элементов, литий способствует синтезу сложнейших органических соединений и полимерных молекул, инициируя реакции построения регулярных молекул полиэтилена и синтетических молекул типа натурального каучука. 

     Я в своем реферате хочу рассмотреть  литий. Может мне не удастся открыть  что-то новое, но я постараюсь собрать  материал по этому элементу и осветить его в своем реферате. 

     Общая характеристика лития. 

     ЛИТИЙ (лат. Lithium), Li, химический элемент с атомным номером 3, атомная масса 6,941. Химический символ Li читается так же, как и название самого элемента.  

     Литий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов ⁶Li (7,52% по массе) и ⁷Li (92,48%). В периодической системе Д. И. Менделеева литий расположен во втором периоде, группе IA и принадлежит к числу щелочных металлов. Конфигурация электронной оболочки нейтрального атома лития 1s²2s¹. В соединениях литий всегда проявляет степень окисления +1. Стандартный электродный потенциал Li/Li+ имеет наибольшее отрицательное значение (E°298 = –3,05 B) по сравнению со стандартными электродными потенциалами других металлов. Это обусловлено большой энергией гидратации маленького иона Li+, что значительно смещает равновесие в сторону ионизации металла [1]: 

     Li-твердый  <> Li+раствор + e– 

     Для слабо сольватирующих растворителей  значение электродного потенциала лития  соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов. 

     В 1967 году литий - элемент Периодической  системы Д. И. Менделеева, стоящий  в таблице первым среди металлов, отмечал 150-летие со дня открытия. Свой юбилей металл встретил в расцвете сил: деятельность его в технике  интересна и многогранна. Тем  не менее специалисты считают, что элемент отнюдь не раскрыл еще полностью свои возможности, и предсказывают ему большое будущее. Но давайте совершим экскурс в прошлое столетие - заглянем в тихую лабораторию шведского химика Арфведсона. Итак: Швеция, 1817 год. 

     ...Вот уже который день ученый анализирует минерал петалит LiAl(Si4O10), найденный на руднике Уто близ Стокгольма. Снова и снова проверяет он результаты анализа, но каждый раз сумма всех компонентов оказывается равной 96%. Где же теряются 4%? А что, если...? Да, сомнений нет: в минерале содержится какой-то неизвестный доселе элемент. Арфведсон проводит опыт за опытом, и вот, наконец, цель достигнута: открыт новый щелочной металл. А поскольку, в отличие от своих близких «родственников» - калия и натрия, впервые обнаруженных в органических продуктах, новичок был найден в минерале, ученый решает назвать его литием («литеос» по-гречески - камень). 

     Вскоре  Арфведсон находит элемент и  в других минералах, а известный  шведский химик Берцелиус обнаруживает его в минеральных водах Карлс-бада и Мариенбада. Кстати, и в наши дни широкой известностью пользуются источники курорта Виши во Франции, которые благодаря присутствию солей лития обладают высокими бальнеологическими свойствами. 

     В 1855 году немецкому химику Бунзену  и независимо от него английскому физику Матиссену электролизом расплавленного хлорида лития удалось получить чистый литий. Он оказался мягким серебристо-белым металлом, почти вдвое легче воды. В этом отношении литий не знает конкурентов среди металлов: алюминий тяжелее его в 5 раз, железо—в 15, свинец—в 20, а осмий—в 40 раз [2]! 

     Литий – самый твердый из щелочных металлов. Литий реагирует с водой без плавления. Литий химически очень активен. Он способен взаимодействовать с кислородом (O) и азотом (N) воздуха при обычных условиях, поэтому на воздухе он быстро окисляется с образованием темного налета продуктов взаимодействия:

     4Li + O2 = 2Li2O, 

     6Li + N2 = 2Li3N

     Литий единственный щелочной металл, который  непосредственно взаимодействует  с углеродом, образуя карбид Li₂C₂ . Карбид лития при повышенной температуре снова разлагается на элементы. Литий также является единственным щелочным металлом, который взаимодействует с кремнием при нагревании, образуя силицид Li₆Si₂ . 

     Литий является переходным металлом, он похож на магний в некоторых случаях. Фторид, фосфат и карбонад лития в отличии от солей остальных элементов главной подгруппы первой группы обладают малой растворимость, чем они похожи на соли магния. Особенности присущие литию, объясняются в большей степени тем, что радиус его иона более близок к радиусу магния, чем к радиусу натрия [3]. 

Получение лития.

     Минералы  лития в зависимости от состава  разлагают H₂SO₄ (кислотный способ), или спеканием с СаО и СаСО₃ (щелочной способ), или обрабатывают K₂SO₄ (солевой способ), а затем выщелачивают водой, или обрабатывают СаСО₃ и СаСl₂ (щелочно-солевой способ). По первому методу получают раствор Li₂SO₄, который освобождают от примесей обработкой Са(ОН)₂ и Na₂CO₃. При выщелачивании спека водой при щелочном методе в раствор переходит LiOH, при солевом - Li₂SO₄, при щелочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде Li2CO3, используемого непосредственно и служащего источником для синтеза других соединений лития. Металлический литий получают электролизом расплавлава смеси LiCl и КСl (или ВаСl2) с последующей очисткой от примесей вакуумной дистилляцией, ректификацией или зонной плавкой. Его также получают вакуум-термическим восстановлением LiAlO₂ алюминием при 13-66 Па и 1150-1200°С, Li₂O -кремнием или алюминием в присутствии СаО при 950-1000 °С и 0,1 Па, сподумена - ферросилицием в присутствии СаСО3 при 1050-1150 °С и 1,3-4,0 Па [4].

Физические свойства.

Атомная масса  ……………………………………………………6, 94

Плотность, г/см3 ……………..……………………………………0, 534

Температура, °С:

плавления ……………………………………………180

кипения ……………………………………………… 1340

Удельное электросопротивление при 0°С, ом . мм2/м  ….8, 55

при 20°С ……………….9, 29

при 100°С ……………12, 269

Коэффициент теплопроводности при 0°С,

кал/ (см . сек . град).........................................................................0, 17

Коэффициент линейного  расширения, 1/град………………..60 . 10-6

Удельная теплоёмкость при 0 — 100°С, кал/(г . град)  …….1, 09

Скрытая теплота  плавления, кал/г………………………..…..158

Теплота испарения, кал/г……………………………………….4680-5275

Давление истечения  при 20°С, кг/мм2 ………………………..1, 7

Модуль упругости, кг/мм2 ……………………………………….500

Предел прочности  при растяжении, кг/мм2 …...…………….11, 8

Относительное удлинение, % ………………………………...50-70 

Литий — серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, твёрже натрия, но мягче свинца. Его можно обрабатывать прессованием и прокаткой. 

При комнатной  температуре металлический литий  имеет кубическую объёмноцентрированную  решётку (координационное число 8), которая при холодной обработке переходит в кубическую плотноупакованную решётку, где каждый атом, имеющий двойную кубооктаэдрическую координацию, окружён 12 другими. Ниже 78 К устойчивой кристаллической формой является гексагональная плотноупакованная структура, в которой каждый атом лития имеет 12 ближайших соседей, расположенных в вершинах кубооктаэдра. 

Из всех щелочных металлов литий характеризуется  самыми высокими температурами плавления  и кипения (180,54 и 1340 °C, соответственно), у него самая низкая плотность при комнатной температуре среди всех металлов (0,533 г/см³, почти в два раза меньше плотности воды). 

Маленькие размеры  атома лития приводят к появлению  особых свойств металла. Например, он смешивается с натрием только при температуре ниже 380° С  и не смешивается с расплавленными калием, рубидием и цезием, в то время как другие па́ры щелочных металлов смешиваются друг с другом в любых соотношениях [5].

Химические  свойства.

     Конфигурация  внешней электронной оболочки атома  Лития 2s1; во всех известных соединениях он одновалентен. При взаимодействии с кислородом или при нагревании на воздухе (горит голубым пламенем) Литий образует оксид Li2О (пероксид Li2O2 получается только косвенным путем). С водой реагирует менее энергично, чем другие щелочные металлы, при этом образуются гидрооксид LiOH и водород. Минеральные кислоты энергично растворяют Li (стоит первым в ряду напряжений, его нормальный электродный потенциал - 3,02 в).  

     Литий соединяется с галогенами (с иодом  при нагревании), образуя галогениды (важнейший - хлорид лития). При нагревании с серой Литий дает сульфид Li2S, а с водородом - гидрид лития. С азотом Литий медленно реагирует уже при комнатной температуре, энергично - при 250 °С с образованием нитрида Li2N. С фосфором Литий непосредственно не взаимодействует, но в специальных условиях могут быть получены фосфиды. Нагревание Лития с углеродом приводит к получению карбида Li2C2, скремнием- силицида Лития. Бинарные соединения Литий - Li2О, LiH, Li3N, Li2C2, LiCl и другие, а также LiOH весьма реакционноспособны; при нагревании или плавлении они разрушают многие металлы, фарфор, кварц и другие материалы. Карбонат, фторид LiF, фосфат Li3PO4 и другие соединения Лития по условиям образования и свойствам близки к соответствующим производным магния и кальция.  

     Литий образует многочисленные литийорганические  соединения, что определяет его большую  роль в органическом синтезе.  

     Литий - компонент многих сплавов. С некоторыми металлами (Mg, Zn, Al) он образует твердые  растворы значительной концентрации, со многими - интерметаллиды (LiAg, LiHg, LiMg2, LiAl и мн. других). Последние часто весьма тверды и тугоплавки, незначительно изменяются на воздухе; некоторые из них - полупроводники. Изучено ряд бинарных и тройных систем с участием Лития; соответствующие им сплавы уже нашли применение в технике [1].

Вычисление  энтальпий образования  перовскитоподобных литий-ионных проводников.

     Катион-проводящие проводники с высокой проводимостью (0,04-0,13 См/см) при повышенных температурах могут использоваться в качестве твердых электролитов в литиевых батареях. Перспективными Li-ионными твердыми электролитами являются соединения со структурой типа перовскита АВО₃, в особенности содержащие вакансии в кубооктаэдрической А-подрешетки. В структуре эти соединений имеются «окна» из четырех атомов кислорода, разделяющие соединения А-позиции, по которым могут мигрировать небольшие ионы Li⁺.

     Использование таких соединений в качестве твердых  электролитов подразумевает их термохимическую  устойчивость  в контакте с материалами  электродов.

     Структурные исследования оксидных материалов электронной  техники намного опережают их термохимические исследования. Экспериментальные  колориметрические исследования новых  перспективных литиевых твердых  электролитов отсутствуют, однако имеется  возможность приближенного вычисления энтальпий образования соединений из простых оксидов с учетом полиэдрического описания их строения. Энтальпии образования перовскитов перовскитоподобных соединений АВО₃ из простых оксидов аппроксимируются уравнением: 

     ΔH^ох= -31.3 + 0.84∑δН, кДж/моль  (1) 

     В этом уравнении ∑δН – сумма энтальпия изменения координационных чисел катионов при образовании перовскитов из простых оксидов. Энтальпии образования перовскитоподобных соединений с шестью и девятью атомами кислорода в формульной единице, вычислены удвоением и утроением расчетных значений по уравнению (1). 
 

     Таблица 1. Энтальпии изменения координации катионов

     Таблица 2. Энтальпии образования (кДж/моль) соединений из оксидов ΔH^ох

     Примечание. ⫋ - вакансия. 
 

     Катионы TI⁴⁺, Nb⁵⁺ и Ta⁵⁺ не изменяют КЧ 6 при образовании сложных оксидов из простых при вхождении в октаэдрические В-позиции в структуре АВО_3. Для них парцианальный вклад δН отсутствует. Энтальпия изменения КЧ катионов Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ и La³⁺, входящих в кубооктаэдрические А-позиции, и ионов Li⁺, мигрирующих по катионным вакансиям в А-позициях.

     Энтальпии образования ΔH^ох  всех Li-соединений являются отрицательными, это указывает на их термохимическую устойчивость относительно простых оксидов. Соединения 1,9-11 с катионными вакансиями в А-подрешетке имеют высокую ионную проводимость 0,04-0,13 См/см при 360°C; проводимость соединений 2-8, не содержащих вакансий, составляет лишь 10^-3-10^-7 См/см при той же температуре. [7]

Неорганические  соединения лития.

      Литий большее сходен с магнием, чем  со своими соседями по группе. Эта так называемая диагональная периодичность является следствием близости ионных радиусов элементов: R(Li+) 76 пм, R(Mg2+) 72 пм; для сравнения R(Na+) 102 пм. Арфведсон первым отметил при открытии лития как нового элемента, что его гидроксид и карбонат значительно менее растворимы, чем соответствующие соединения натрия и калия, и что карбонат (подобно карбонату магния) легче разлагается при нагревании. Подобным образом, фторид лития (как и фторид магния) гораздо менее растворим в воде, чем фториды других щелочных элементов. Это связано с высокой энергией кристаллической решетки, образованной катионами и анионами малых размеров. Напротив, соли лития с большими неполяризуемыми анионами, такими как перхлорат-ион, значительно более растворимы, чем соли других щелочных элементов, вероятно, из-за высокой энергии сольватации катиона лития. По той же причинам безводные соли очень гигроскопичны.  

Соли лития  склонны к образованию гидратов, обычно тригидратов, например LiX·3H₂O (X = Cl, Br, I, ClO₃, ClO₄, MnO₄, NO₃, BF₄ и т.д.). В большинстве этих соединений литий координирует шесть молекул Н₂О, образуя цепочки из октаэдров с общими гранями. Сульфат лития, в отличие от сульфатов других щелочных элементов, не образует квасцы, так как гидратированный катион лития слишком мал, чтобы занять соответствующее место в структуре квасцов. 

Оксид лития Li₂O – единственный среди оксидов щелочных элементов, образующихся в качестве основного продукта при нагревании металла выше 200° С (на воздухе). Его получают и прокаливанием нитрата при 600° С (в присутствии меди): 

4LiNO₃ = 2Li₂O + 4NO₂ + O₂ 

Он образуется при нагревании нитрита лития  выше 190° С или карбоната лития  выше 700° С в токе высушенного  водорода. 

Оксид лития  добавляют к смесям реагентов  при твердофазном синтезе двойных и тройных оксидов для понижения температуры процесса. Он является компонентом рентгенопрозрачных стекол и стекол с небольшим температурным коэффициентом линейного расширения. Оксид лития добавляют в глазури и эмали. Он повышает их химическую и термическую стойкость и прочность, снижает вязкость расплавов. 

Пероксид  лития Li₂O₂ в промышленности получают реакцией LiOH·H₂O с пероксидом водорода с последующей дегидратацией гидропероксида острожным нагреванием при пониженном давлении. Это белое кристаллическое вещество разлагается до оксида лития при нагревании выше 195° С. Его используют в космических аппаратах для получения кислорода: 

2Li₂O₂ + 2CO₂ = 2Li₂CO₃ +O₂  

Гидроксид лития LiOH плавится при 470° С, при более высокой температуре испаряется и частично диссоциирует на оксид лития и воду: 

2LiOH = Li₂O + H₂O 

В парах при 820–870°  С содержится 90% димера (LiOH)₂.  

Растворимость гидроксида лития в воде составляет 12,48 г на 100 г при 25° С. При выпаривании  водных растворов гидроксида лития  образуется моногидрат, который легко теряет воду при нагревании в инертной атмосфере или при пониженном давлении.  

Гидроксид лития  используется в производстве смазок на основе стеарата лития и для  поглощения диоксида углерода в закрытых помещениях, например, в космических кораблях и на подводных лодках. Его преимущество по сравнению с другими щелочами – малая атомная масса. Добавка гидроксида лития к электролиту щелочных аккумуляторов примерно на одну пятую увеличивает их емкость и в 2–3 раза – срок службы. 

Карбонат лития Li₂CO₃ – наиболее промышленно важное соединение лития и исходное вещество для получения большинства других его соединений. В отличие от других солей лития, Li₂CO₃ является безводным. Он мало растворим в воде, причем растворимость карбоната лития понижается с повышением температуры. При 25° С она равна 1,27 г на 100 г воды, а при 75° С – 0,85 г на 100 г воды.  

Термическая устойчивость карбоната лития существенно  ниже, чем аналогичных соединений других щелочных элементов. Выше температуры  плавления (732° С) он разлагается: 

Li₂CO₃ = Li₂O + CO₂ 

Карбонат лития  используется в качестве флюса при  нанесении фарфоровой эмали и  в производстве специальных закаленных стекол, при этом ионы лития замещают более крупные ионы натрия. Соединение лития либо вводят в состав стеклянной шихты, либо натриевое стекло обрабатывают расплавом солей, содержащих ионы лития, чтобы вызвать обмен катионов на его поверхности.  

Еще одна область  применения карбоната лития –  в производстве алюминия. Он на 7–10% увеличивает качество продукции за счет снижение температуры плавления электролита и увеличения силы тока. Кроме того, на 25–50% уменьшается нежелательное выделение фтора.  

В 1949 было обнаружено, что небольшие (1–2 г) дозы карбоната  лития при приеме через рот  приводят к эффективному воздействию на маниакально-депрессивные психозы. Механизм воздействия еще не совсем понятен, однако побочные явления пока не обнаружены. Такие дозы поддерживают концентрацию лития в крови около 1 ммоль л–1, и его действие может быть связано с влиянием лития на баланс Na/K и (или) Mg/Ca. 

Нитрат  лития LiNO₃ гигроскопичен и хорошо растворим в воде (45,8 масс. % при 25° С, то есть 6,64 моль л–1). Из водных растворов кристаллизуется в виде тригидрата. 

Нитрат лития  используется в виде низкотемпературных расплавов в лабораторных термостатах. Например смесь LiNO₃:KNO₃ (1:1) плавится при 125° С. Кроме того, нитрат лития применяют в пиротехнических смесях. 

Фторид  лития LiF мало растворим в воде (1,33 г/л при 25° С). Его получают взаимодействием гидроксида лития или солей лития с фтороводородом, фторидом аммония, гидродифторидом аммония или их водными растворами.  

Еще в прошлом  веке это вещество начали применять  в металлургии как компонент  многих флюсов. Фторид лития обладает термолюминесцентными свойствами. Он используется в рентгеновской и g-дозиметрии. Кристаллы фтористого лития, прозрачные для ультракоротких волн длиной до 100 нм, применяют в производстве оптических приборов, кроме того, фторид лития является компонентом электролитов при получении алюминия и фтора. Он входит в состав эмалей, глазурей, керамики, люминофоров и лазерных материалов. 

Для атомной  техники важно моноизотопное  соединение пития – 7LiF, применяемое  для растворения соединений урана  и тория непосредственно в  реакторах. 

Хлорид  лития LiCl хорошо растворим в воде (84,67 г на 100 г при 25° С) и многих органических растворителях. Большое сродство к воде служит основой для широкого применения рассолов хлорида (и бромида) лития в осушителях и воздушных кондиционерах.  

Хлорид лития  является сырьем для получения металлического лития. Другая область применения этого соединения – в качестве флюса при пайке алюминиевых частей автомобиля. Его используют и в производстве флотационных жидкостей, как катализатор органического синтеза. Хлорид лития служит средством против обледенения самолетов. Он является твердым электролитом в химических источниках тока для имплантированных кардиостимуляторов. 

Гидрид  лития LiH получают взаимодействием расплавленного лития с водородом при 630–730° С в сосуде из железа, не содержащего углерод. Он образует бесцветные кристаллы с кубической решеткой типа хлорида натрия. Гидрид лития имеет плотность 0,776 г/см3, температуру плавления 692° С (в инертной атмосфере). При электролизе в расплаве проводит электрический ток с выделением водорода на аноде. Под действием электромагнитного излучения в видимой, ультрафиолетовой или рентгеновской области окрашивается в голубой цвет благодаря образованию коллоидного раствора лития в гидриде лития.  

Гидрид лития  относительно устойчив в сухом воздухе, быстро гидролизуется парами воды. Реагирует с водой, кислотами и спиртами с выделением водорода. Из 1 кг гидрида лития можно получить 2,82 м3 этого газа. Гидрид лития используется для получения водорода, которым наполняют метеорологические шары-зонды в полевых условиях. Кроме того, он служит восстановителем в органическом синтезе, а также для получения бороводородов, алюмогдидрида лития LiAlH₄ и других гидридных соединений.

Литийорганические соединения.

     Литийорганические соединения, содержат связь Li—С. Низшие Al_kLi, где Al_k = СН₃, С₂Н₅, трет-C₄H₉, - бесцветные кристаллы, Al_k = C₇-С1₂ - вязкие жидкости, высшие - низкоплавкие парафинообразные вещества; хорошо раств. в углеводородах (кроме CH₃Li) и эфиpax. Литийорганические соединения RLi, где R = Ar, алкинил, - бесцв. или желтоватые твердые неплавкие в-ва; не раств. в углеводородах, раств. в эфирах. Литийорганические соединения, где R = (СН2)nАr, - желтые, оранжевые или красные твердые в-ва, по р-римости аналогичны ArLi. В твердой и газовой фазе и в р-ре молекулы RLi ассоциированы, степень ассоциации 4, реже 2, 6. В среде сильно сольватирующих р-рителей, образующих хелаты, ассоциация RLi (кроме CH3Li) подавляется, и литийорганические соединения существуют в таких р-рах в виде мономеров или димеров. Природа связи С—Li в растворенных литийорганических соединениях зависит от природы R и р-рителя и может меняться от полярной ковалентной многоцентровой до ионной; в системе могут присутствовать контактные ионные пары R-Li+, сольватно-разделенные ионные пары R-|S|Li+ (S - p-ритель) и ионы R-, Li+. По хим. св-вам литийорганические соединения близки к реактивам Гриньяра. Разлагаются при нагр. по типу b- или (реже) a-элиминирования, напр.: CH3Li при 250 °С разлагается на СН4 и CH2Li2, выше 250°С - на C2Li2, LiH и Li; C4H9Li в кипящем октане дает СН3СН2СН=СН2, С4Н10 и LiH. Литийорганические соединения окисляются О2 воздуха. Выделенные в чистом виде CH3Li и C2H5Li мгновенно сгорают со вспышкой; с увеличением числа атомов С в R способность к самовоспламенению убывает, C4H9Li уже не загорается на воздухе. Соед. ArLi тлеют на воздухе, м- и n-HalArLi взрывоопасны. Осторожное окисление эфирных р-ров литийорганических соединений О2 приводит после гидролиза к орг. гидропероксидам. Вода, влажные р-рители, влага воздуха, минер. к-ты, спирты, тиоспирты разлагают р-ры литийорганических соединений. Индивидуальные литийорганические соединения реагируют с Н2О крайне энергично. Р-цию C2H5Li + Н2О : LiOH + С2Н6 используют для определения малых кол-в воды в углеводородах. Разложение литийорганических соединений действием D2O - удобный метод введения D в орг. молекулы. С галогенами литийорганические соединения в р-ре образуют RHal и LiHal, при восстановлении Н2 при повыш. давлении - RH и LiH, с простыми эфирами (в случае АlkLi - олефины, AlkH и алкоголяты Li. С ТГФ литийорганические соединения дают после гидролиза R(CH2)4OH. С СО при низких т-рах RLi образуют кетоны R2CO, при комнатной т-ре - сложную смесь соед., с СО2 после гидролиза -RCOOH. С формальдегидом RLi дают (после гидролиза продукта р-ции) первичные спирты, с др. альдегидами -вторичные, с кетонами и сложными эфирами - третичные спирты: