Lityum, ₃Li

Yağ içinde yüzmekte olan lityum
Görünüş	gümüşsü beyaz
Standart atom ağırlığı Ar, std(Li)	[6,938, 6,997] geleneksel: 6,94
Periyodik tablodaki yeri
Hidrojen Helyum Lityum Berilyum Bor Karbon Azot Oksijen Flor Neon Sodyum Magnezyum Alüminyum Silisyum Fosfor Kükürt Klor Argon Potasyum Kalsiyum Skandiyum Titanyum Vanadyum Krom Manganez Demir Kobalt Nikel Bakır Çinko Galyum Germanyum Arsenik Selenyum Brom Kripton Rubidyum Stronsiyum İtriyum Zirkonyum Niyobyum Molibden Teknesyum Rutenyum Rodyum Paladyum Gümüş Kadmiyum İndiyum Kalay Antimon Tellür İyot Ksenon Sezyum Baryum Lantan Seryum Praseodim Neodimyum Prometyum Samaryum Evropiyum Gadolinyum Terbiyum Disprozyum Holmiyum Erbiyum Tulyum İterbiyum Lutesyum Hafniyum Tantal Tungsten Renyum Osmiyum İridyum 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 Rutherfordiyum Dubniyum Seaborgiyum Bohriyum Hassiyum Meitneriyum Darmstadtiyum Röntgenyum Kopernikyum Nihoniyum Flerovyum Moskovyum Livermoryum Tennesin Oganesson He ↑ Li ↓ Be helyum ← Lityum → berilyum
Atom numarası (Z)	3
Grup	1. grup: H ve alkali metaller
Periyot	2. periyot
Blok	s bloku
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
sıvıyken (en'de)	0,512 g/cm3
Kritik nokta	3220 K, 67 MPa (ekstrapolasyon ile elde edilmiştir)
Erime entalpisi	3,00 kJ/mol
Buharlaşma entalpisi	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
Elementin spektrum çizgileri
Diğer özellikleri
Kristal yapı	​Hacim merkezli kübik (hmk)
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 sertliği	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, sembolü Li atom numarası 3 olan kimyasal elementtir. Periyodik tabloda 1. grupta alkali metal olarak bulunur ve yoğunluğu en düşük olan metaldir. Lityum, yüksek reaktifliğinden dolayı doğada saf hâlde 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.

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.

Petalit (LiAlSi₄O₁₀) 1800 yılında Brezilyalı kimyager ve devlet adamı José Bonifácio de Andrada e Silva tarafından İsveç'teki Utö adasındaki bir madende keşfedildi.^[2][3][4][5] Ancak 1817 yılına kadar Johan August Arfwedson, o zamanlar kimyager Jöns Jakob Berzelius'un laboratuvarında çalışırken, Petalit cevherini analizinde yeni bir elementin varlığını tespit etti.^[6][7][8][9]

Karbonat ve hidroksit daha az suda çözünür ve daha az alkali olmasına rağmen bu element, sodyum ve potasyum'a benzer bileşikler oluşturdu.^[10] Bitki küllerinde keşfedilen potasyum ve kısmen hayvan kanındaki bolluğuyla bilinen sodyumun aksine keşfini katı bir mineralde yansıtmak için Berzelius, alkali malzemeye Yunanca λιθoς ("taş" anlamına gelen lithos olarak çevrilmiştir) kelimesinden "lithion/lithina" adını verdi.^[4][9][11]

Arfwedson daha sonra aynı elementin spodumen ve Lepidolit minerallerinde bulunduğunu gösterdi.^[4][12] 1818'de Christian Gmelin, lityum tuzlarının aleve parlak kırmızı bir renk verdiğini ilk gözlemleyen kişiydi.^[4][13] Bununla birlikte, hem Arfwedson hem de Gmelin, saf elementi tuzlarından ayırmaya çalıştılar ve başaramadılar.^[4][9][14] Daha önce kimyager Sir Humphry Davy tarafından alkali metaller potasyum ve sodyumu izole etmede kullandığı elektroliz süreciyle, lityum oksit William Thomas Brande'nin elde ettiği 1821 yılına kadar izole edilmemişti.^{[14][15][16][17][18]} Brande ayrıca klorür gibi bazı saf lityum tuzlarını tanımladı ve lithia'nın (lityum oksit) yaklaşık %55 metal içerdiğini tahmin ederek, lityumun atom ağırlığının yaklaşık 9,8 g/mol (modern değer ~6.94 g/mol) olduğunu tahmin etti.^[19] 1855'te, Robert Bunsen ve Augustus Matthiessen tarafından lityum klorürün elektrolizi yoluyla daha büyük miktarlarda lityum üretildi.^[4][20] Bu yöntemin bulunması 1923'te sıvı lityum klorür ve potasyum klorür karışımının elektrolizini yapan Alman Metallgesellschaft AG şirketi tarafından ticari lityum üretimine yol açtı.^[4][21][22]

Avustralyalı psikiyatr John Cade, 1949'da mani tedavisinde lityum kullanımını yeniden tanıtması ve yaygınlaştırmasıyla tanınır.^[23] Kısa bir süre sonra, 20. yüzyılın ortaları boyunca, lityumun mani ve depresyon Avrupa ve Amerika Birleşik Devletleri'nde yükselişe geçti.

Lityum üretimi ve kullanımı, tarihte birkaç ciddi değişikliğe uğradı. Lityumun ilk büyük uygulaması, uçak motorları için yüksek-sıcaklık lityum gresleri ve II. Dünya Savaşı'nda ve kısa bir süre sonraki benzer uygulamalardı. Lityum bazlı sabunların diğer alkali sabunlara göre daha yüksek erime noktasına sahip olması ve kalsiyum bazlı sabunlara göre daha az aşındırıcı olması bu kullanımı desteklemiştir. Lityum sabunlarına ve yağlama greslerine olan az talep, çoğu ABD'de olmak üzere birkaç küçük madencilik operasyonuyla desteklendi.

Nükleer füzyon silahları üretimiyle Soğuk Savaş sırasında lityuma olan talep önemli ölçüde arttı. Hem lityum-6 hem de lityum-7, nötronlar tarafından ışınlandığında trityum üretir ve bu nedenle, kendi başına trityum üretiminin yanı sıra lityum döterid şeklinde hidrojen bombalarında kullanılan bir katı füzyon yakıtı biçimi için yararlıdır. ABD, 1950'lerin sonları ile 1980'lerin ortaları arasında başlıca lityum üreticisi haline geldi. Sonunda, lityum stoğu kabaca 42.000 ton lityum hidroksit idi. Depolanan lityum, birçok standartlaştırılmış kimyasalda lityumun ölçülen atomik ağırlığını ve hatta izotop ayırma tesislerinden boşaltılan ve yer altı sularına karışan lityum tuzları tarafından "kontamine olmuş" bazı "doğal kaynaklar"daki lityumun atom ağırlığını etkilemek için yeterli olan lityum-6'da %75 oranında tükendi.^[24][25]

Salar del Hombre Muerto, Arjantin (solda) ve Uyuni, Bolivya (sağda), tuz düzlükleri lityum açısından zengindir. Lityum bakımından zengin tuzlu su, güneş buharlaşma havuzları'na pompalanarak konsantre edilir (soldaki resimde görülebilir).

Lityum, camın erime sıcaklığını düşürmek ve Hall-Héroult işlemi'nde alüminyum oksit'in erime davranışını iyileştirmek için kullanılır.^[26][27] Bu iki kullanım, 1990'ların ortalarına kadar pazara hakim oldu. nükleer silahlanma yarışı sona erdikten sonra, lityuma olan talep azaldı ve enerji stoklarının açık piyasada satılması fiyatları daha da düşürdü.^[25] 1990'ların ortalarında, birçok şirket lityumu tuzlu su yeraltı veya açık ocak madenciliğinden daha ucuz bir seçenek olduğunu kanıtladı. Madenlerin çoğu kapandı veya odaklarını diğer malzemelere kaydırdı, çünkü yalnızca bölgelere ayrılmış pegmatitlerden elde edilen cevher rekabetçi bir fiyatla çıkarılabiliyordu. Örneğin, Kuzey Karolina, Kings Mountain yakınlarındaki ABD madenleri 21. yüzyılın başlangıcından önce kapandı.

Lityum iyon pillerin geliştirilmesi, lityum talebini artırdı ve 2007'de baskın kullanım haline geldi.^[28] 2000'li yıllarda pillerdeki lityum talebinin artmasıyla birlikte, yeni şirketler artan talebi karşılamak için tuzlu su izolasyonu çalışmalarını büyüttüler.^[29][30]

Yenilenebilir enerjiyle çalışan ve pillere bağımlı bir dünyada lityumun jeopolitik rekabetin ana nesnelerinden biri olacağı tartışıldı, ancak bu bakış açısı, artırılmış üretim için ekonomik teşviklerin gücünü hafife aldığı için de eleştirildi.^[31]

Spodumen cevheri, LiAl(SiO3)2, Lityum içeriği nedeniyle ticari 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 Li₂CO₃ 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^-

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.^[32]

2021'de çoğu lityum, elektrikli otomobil'ler ve mobil cihazlar için lityum iyon pil yapmak için kullanıldı.

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 sırlar elde edilmesini sağlar. Dünya çapında bu, lityum bileşikleri için en büyük kullanımlardan biridir.^[36][38] Fırın kapları için lityum oksit içeren sırlar kullanılır. Lityum karbonat (Li₂CO₃) genellikle bu uygulamada kullanılır çünkü ısıtıldığında okside dönüşür.^[39]

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 yoğunluklu lityum iyon piller, anot olarak lityum veya bileşikleri ile tek kullanımlık (birincil) piller olan lityum piller'den farklıdır.^[40][41] 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.^[42]

Lityumun en çok üçüncü kullanımı greslerdir. Lityum hidroksit güçlü bir bazdır ve bir yağ ile ısıtıldığında lityum stearat'tan yapılmış bir sabun üretir. Lityum sabun, yağları yoğunlaştırma özelliğine sahiptir ve çok amaçlı, yüksek sıcaklık gres yağları üretmek için kullanılır.^[43][44][45]

Lityum (örn. lityum karbonat olarak), akışkanlığı arttırdığı sürekli döküm kalıp akı cüruflarına katkı maddesi olarak kullanılır,^[46][47] 2011'de küresel lityum kullanımının %5'i burada kullanıldı.^[48]

Lityum bileşikleri damarlanmayı azaltmak için demir dökümünde döküm kumu'na katkı maddesi (akı) olarak da kullanılır.^[49]

Lityum (lityum florür olarak) alüminyum izabe tesislerine (Hall–Héroult prosesi) katkı maddesi olarak kullanılır. Böylece alüminyumun erime sıcaklığını düşürür ve elektrik direncini arttırır.^[50] 2011'de üretimin %3'ü bunun için kullanıldı.^[48]

Kaynak veya lehimleme için akı olarak kullanıldığında, metalik lityum işlem sırasında metallerin kaynaşmasını destekler^[51] ve safsızlıkları emerek oksitlerin oluşumunu ortadan kaldırır.^[52]

Alüminyum, kadmiyum, bakır ve manganez içeren metal alaşımları yüksek performanslı, az yoğun uçak parçaları yapımında kullanılır (ayrıca bkz. Lityum-alüminyum alaşımları).^[53]

Lityum, elektrikli piller ve diğer cihazlar için elektronik bileşenlerde silikon nano kaynakların mükemmelleştirilmesine yardımcı olmada etkili bulunmuştur.^[54]

Lityum klorür ve lityum bromür, higroskopiktir ve gaz akışlarında kurutucu olarak kullanılır.^[43] 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.^[56][57] 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.^[58]

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.^[59]

Termolüminesan radyasyon dozimetrisi (TLD) için ince bölünmüş lityum florür tozu kullanılmıştır: Böyle bir numune radyasyona maruz kaldığında, ısıtıldığında yoğunluğu alınan radyasyon dozu ile orantılı mavimsi bir ışık salınımıyla çözülen kristal hatalarını biriktirir böylece bunun nicelleştirilmesine izin verir.^[60]

Lityum florür bazen teleskopların odak merceklerinde kullanılır.^[43][61]

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 bileşenlerde yaygın kullanılır. Cep telefonlarının %60'ından fazlasında lityum uygulamaları kullanılır.^[62]

Organolityum bileşikleri, polimer ve ince-kimyasalların üretiminde çok kullanılır. Bu reaktiflerin baskın tüketicisi olan polimer endüstrisinde alkil lityum bileşikleri fonksiyonelleştirilmemiş olefinlerin anyonik polimerizasyondaki katalizörler/başlatıcılar'dır.^{[63][64][65][66]} İnce kimyasalların üretimi için organolityum bileşikler, karbon-karbon bağlarının oluşumu için güçlü bazlar ve reaktifler olarak iş görür. Organolityum bileşikleri, lityum metal ve alkil halojenürlerden hazırlanır.^[67]

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.

Lityum alüminyum hidrit (Li[AlH₄) gibi metalik lityum ve onun kompleksi hidritler, roket itici gazlara yüksek enerjili katkı maddeleri olarak kullanılır.^[15] Lityum alüminyum hidrit kendi başına katı yakıt olarak da kullanılabilir.^[68]

Mark 50 torpidosu depolanmış kimyasal enerji sevk sistemi (SCEPS), katı lityum bloğu üzerine püskürtülen küçük bir kükürt hekzaflorür tankı kullanır. Reaksiyon, torpidoyu kapalı bir Rankine çevrimi içinde itmek için buhar oluşturarak ısı üretir.^[69]

Lityum-6 içeren Lityum hidrit, bombanın füzyon aşaması için yakıt görevi gördüğü termonükleer silahlarda kullanılır.^[70]

"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.^[32]

Lityum tuzları bipolar bozukluk tedavisinde, duygu durum dengeleyici olarak kullanılır.^[71] Lityumun bu etkisi 1949 yılında Avustralyalı psikiyatr John Cade tarafından belgelenmiştir. FDA, 1970 yılında lityumun etkili bir ilaç olarak tanındığını duyurmuştur.^[32]

Lityumun hem depresyon hem mani üzerinde etkisi olsa da hipomanik veya manik dönem üzerindeki etkisi daha baskındır. 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.^[71] Hamileliğin ilk üç aylık dönemindeki tedavi sırasında lityum alan kadınlardan doğan bebeklerde bunlar Ebstein kalp anomalisi gelişme riskini artırabilirler.^[72]

Baş zonklamasında olası tedavi olarak lityum da araştırılmıştır.^[73]

1. ^ In 2013

• Aktiflik