리튬

1. 개요

리튬은 원자 번호 3번의 은백색 금속 원소로, 모든 금속 중에서 가장 가볍다. 1800년 브라질 화학자에 의해 발견되었고, 1817년 스웨덴 화학자에 의해 새로운 원소로 확인되었다. 리튬은 높은 반응성으로 인해 자연 상태에서는 순수한 형태로 존재하지 않으며, 엽장석, 스포듀민, 레피도라이트 등의 광물과 염호의 소금물에 포함되어 있다. 리튬은 주로 탄산 리튬, 수산화 리튬 등의 화합물 형태로 사용되며, 배터리, 유리, 도자기, 윤활유, 의약품 등 다양한 산업 분야에서 활용된다. 특히 2000년대 이후 리튬 이온 배터리 수요가 급증하면서 그 중요성이 더욱 커지고 있다.

2. 역사

리튬은 19세기 초에 발견된 이후 여러 단계를 거쳐 현재에 이르고 있다.

18세기 말 브라질의 조제 보니파시우 데 안드라다 에 시우바(José Bonifácio de Andrada e Silva)가 엽장석(petalite)을 발견했고, 1817년 스웨덴의 요한 아우구스트 아르프벳손(Johan August Arfwedson)이 우퇴 섬(Utö)에서 발견한 광석을 분석하던 중 리튬의 존재를 확인했다. 1818년 크리스티안 고틀로프 그멜린(Christian Gottlob Gmelin)은 리튬 염이 불꽃에 붉은색을 낸다는 것을 발견했다. 이후 리튬을 분리하려는 시도가 이어졌으나 실패했고, 1821년 윌리엄 토머스 브란데(William Thomas Brande)가 산화 리튬 전기 분해를 통해 처음으로 리튬을 분리해냈다. 1855년 로베르트 분젠(Robert Bunsen)과 오거스터스 매티슨(Augustus Matthiessen)은 염화 리튬 전기 분해로 대량의 리튬을 생산하는 방법을 발견했다.

1923년 독일의 한 회사가 염화 리튬과 염화 칼륨 용액을 전기 분해하는 방법으로 리튬의 상업적 생산을 시작했다. 제2차 세계 대전 이후 미국이 수소 폭탄 제조를 위해 리튬 생산을 늘렸고, 1953년부터 1963년까지 대량으로 비축했다가 냉전 이후 시장에 유통했다. 2007년부터는 리튬 전지 제조가 리튬의 가장 중요한 용도가 되었다.

2.1. 발견

18세기 말, 브라질의 조제 보니파시우 데 안드라다 에 시우바(José Bonifácio de Andrada e Silva)가 리튬을 함유한 엽장석(petalite)을 발견하였다. 1817년, 스웨덴의 요한 아우구스트 아르프벳손(Johan August Arfwedson)은 우퇴 섬(Utö)에서 발견한 리튬휘석(spodumene)과 운모를 분석하던 중 리튬의 존재를 확인하였다. 그는 이 원소가 나트륨 및 칼륨 화합물과 유사하지만, 탄산 리튬과 수산화 리튬은 물에 대한 용해도가 낮고 알칼리성이 약하다는 것을 발견했다.

옌스 야코브 베르셀리우스(Jöns Jacob Berzelius)는 이 알칼리성 물질에 "lithion/lithina"라는 이름을 붙였는데, 이는 그리스어 λιθoς (lithos, "돌"을 의미)에서 따온 것이다. 이는 고체 광물에서 발견되었다는 점을 반영한 것으로, 식물 재에서 발견된 칼륨이나 동물의 피에 풍부한 나트륨과는 구별되는 특징이었다. 그는 새로운 원소의 이름을 "리튬"이라고 명명했다.

1818년, 독일의 화학자 크리스티안 고틀로프 그멜린(Christian Gottlob Gmelin)은 리튬 염이 불꽃에 밝은 붉은색을 낸다는 것을 발견했다. 그러나 아르프벳손과 그멜린 모두 리튬염에서 순수한 원소를 분리하는 데는 실패했다. 1821년 윌리엄 토머스 브란데(William Thomas Brande)가 산화 리튬의 전기 분해를 통해 리튬을 분리했다. 이 방법은 이전에 험프리 데이비(Sir Humphry Davy)가 칼륨과 나트륨을 분리하는 데 사용했던 방법이었다. 1855년, 로베르트 분젠(Robert Bunsen)과 오거스터스 매티슨(Augustus Matthiessen)은 염화 리튬의 전기 분해로 더 많은 양의 리튬을 생산했다.

2.2. 상업적 생산 및 용도 변화

1923년 독일 금속회사(Deutsche Metallgesellschaft, 오늘날의 GEA Group)는 염화 리튬(LiCl)과 염화 칼륨(KCl) 용액을 전기 분해하여 리튬을 상업적으로 생산하기 시작했다.

제2차 세계 대전 이전까지 리튬은 주로 윤활제나 유리 공업에 사용되었다. 미국이 수소 폭탄 제조에 필요한 삼중수소를 얻기 위해 리튬 생산을 급격히 늘리면서 상황이 바뀌었다. 노스캐롤라이나주 킹스 마운튼(Kings Mountain)은 주요 리튬 산출 지역이었다. 1953년부터 1963년까지 미국은 삼중수소의 짧은 반감기 때문에 리튬을 대량으로 비축했고, 이는 냉전이 끝난 1993년부터 시장에 유통되기 시작했다.

2007년부터 리튬 전지 제조가 리튬의 가장 중요한 용도가 되었으며, 소금물을 이용한 비교적 저렴한 생산이나 채광도 중요한 역할을 한다.

2.3. 한국의 리튬 역사

1945년부터 1963년까지 울진군 서면 왕피리 일대의 울진 보암광산(울진 리튬광산)에서 고품위 리튬 광석이 채굴되었다. 현재 대한민국은 리튬 광산이나 염호가 없어 리튬을 전량 수입에 의존하고 있다. 한국지질자원연구원은 바닷물에서 리튬을 채광하는 기술을 확보했다.

3. 존재

리튬은 빅뱅 이후 수소, 헬륨과 함께 상당량 생성되었지만, 항성 내의 핵반응으로 인해 대부분 소멸하였다. 갈색 왜성은 수소 핵융합을 일으키기에 충분한 질량과 온도를 갖지 못해 리튬을 보존하고 있어, 갈색 왜성 판별에 활용된다. 별들의 리튬 분포는 행성 유무와 관련이 있는데, 행성이 없는 별은 리튬 함량이 높고, 태양과 같이 행성을 가진 별은 함량이 낮다.

제2차 세계 대전 이후 리튬 생산량이 크게 증가했으며, 주요 공급원은 염수와 광석이다. 리튬 금속은 약 450 °C에서 55%의 염화 리튬과 45%의 염화 칼륨 혼합물에 전기 분해를 적용하여 생산된다. 리튬은 재생에너지와 배터리에 의존하는 세계에서 중요한 원소 중 하나이나, 생산 확대에 대한 경제적 유인의 힘을 과소평가했다는 비판도 있다.

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1800년, 브라질의 화학자 조제 보니파시오 데 안드라다 에 실바가 스웨덴 우토 섬 광산에서 리튬을 함유한 스포듀민(엽장석)(LiAlSi₄O₁₀)을 발견했다. 1817년, 당시 옌스 야코브 베르셀리우스의 연구실에서 일하던 요한 아우구스트 아르프베드손이 스포듀민 분석을 통해 새로운 원소의 존재를 발견했다.

3.1. 지구 내 존재

지각의 리튬 함유량은 0.006%이다. 리튬은 반응성이 매우 높아 순수한 형태로는 자연에서 발견되기 어렵다.

리튬은 주로 인반석(燐磐石, LiAlPO₄F^영어, 리튬 함유량 최대 9%), 리튬휘석, 운모, 엽장석 등의 광물에 포함되어 있다. 덜 흔하지만, 빙인운모(氷鱗雲母, Li₃Na₃(AlF₆)₂^영어), 리티오필라이트(Li(Fe^II,Mn^II)[PO₄]^영어), 진왈다이트(K(Li,Fe,Al)₃[(Al,Si)₄O₁₀](F,OH)₂^영어}) 등에도 존재한다. 이러한 리튬 광물은 많은 규산염 암석에서 발견되지만, 대량으로 함유되어 있거나 큰 노천 광산은 없다. 따라서 광물에서 리튬을 추출하는 것은 번거롭기 때문에, 현재는 리튬 화합물 생산에 큰 역할을 하지 않는다. 다만, 채굴된 광물을 갈아서 유리 공업에 사용하는 경우는 여전히 존재한다.

염호(鹽湖)의 소금물에는 염화 리튬(LiCl) 형태로 최대 1%의 리튬이 함유되어 있다. 비교적 많은 양의 리튬을 얻을 수 있는 주요 염호는 볼리비아(우유니 염호), 칠레(아타카마 염호), 아르헨티나, 미국(노스캐롤라이나와 네바다주), 캐나다, 오스트레일리아, 짐바브웨, 중국(티베트, 차카 염호) 등이다.

리튬은 지구상에 널리 분포하지만, 반응성이 매우 커서 자연 상태에서는 원소 형태로 발견되지 않는다. 해수에는 약 2,300억 톤의 리튬이 포함되어 있으며, 농도는 0.14~0.25ppm (25 μM^영어)으로 비교적 일정하다. 열수 분출구 근처에서는 최대 7ppm까지 농도가 높아지기도 한다.

지구 지각의 리튬 함량은 무게 기준으로 20~70ppm으로 추정된다. 리튬은 화성암, 특히 화강암에 높은 농도로 존재한다. 화강암 페그마타이트는 리튬 함유 광물이 풍부한 곳이며, 스포듀민과 페탈라이트가 상업적으로 활용 가능한 주요 공급원이다. 레피도라이트는 리튬의 또 다른 중요한 광물이었으나, 현재는 폴리리치오나이트와 트릴리치오나이트로 이루어진 계열의 오래된 명칭으로 사용된다. 헥토라이트 점토 또한 리튬 공급원이며, 미국 서부 리튬 코퍼레이션(Western Lithium Corporation)에서 활발하게 개발 중이다. 지구 지각 1kg당 20mg의 리튬이 함유되어 있어, 리튬은 지구상에서 31번째로 풍부한 원소이다.

2020년 기준, 칠레는 가장 큰 리튬 매장량(920만 톤)을 보유하고 있으며, 호주는 가장 많은 연간 생산량(4만 톤)을 기록했다. 볼리비아의 우유니 소금사막은 540만 톤의 리튬을 보유한 주요 '매장 기반' 중 하나이다. 호주, 아르헨티나, 중국도 주요 리튬 공급 국가이다.

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📌 열 고정 해제

USGS에 따른 리튬 광산 생산량(2022년), 매장량 및 자원량 (톤)

국가	생산량	매장량	자원량
아르헨티나	6,590	3,600,000	22,000,000
호주	74,700	6,200,000	8,700,000
오스트리아	-	-	60,000
볼리비아	-	-	23,000,000
브라질	2,630	390,000	800,000
캐나다	520	930,000	3,000,000
칠레	38,000	9,300,000	11,000,000
중국	22,600	3,000,000	6,800,000
체코	-	-	1,300,000
콩고 민주 공화국	-	-	3,000,000
핀란드	-	-	68,000
독일	-	-	3,800,000
가나	-	-	200,000
인도	-	-	5,900,000
카자흐스탄	-	-	50,000
말리	-	-	890,000
멕시코	-	-	1,700,000
나미비아	-	-	230,000
페루	-	-	1,000,000
포르투갈	380	60,000	270,000
러시아	-	-	1,000,000
세르비아	-	-	1,200,000
스페인	-	-	320,000
미국	870	1,100,000	14,000,000
짐바브웨	1,030	310,000	690,000
기타 국가	-	2,800,000	-
세계 총계	146,000	28,000,000	1억 500만 톤 이상

3.2. 지구 바깥 존재

빅뱅 이후 수소, 헬륨과 함께 상당량의 리튬(⁷Li)이 생성되었으나, 항성 내의 핵반응으로 인해 대부분 소멸하였다. 갈색 왜성은 수소 핵융합을 일으키기에 충분한 질량과 온도를 갖지 못해 리튬을 보존하고 있어, 갈색 왜성 판별에 활용된다.

별들의 리튬 분포는 행성 유무와 관련이 있는데, 행성이 없는 별은 리튬 함량이 높고, 태양과 같이 행성을 가진 별은 함량이 낮다.

4. 리튬의 추출

소금물에서 물을 증발시키고 탄산 나트륨을 첨가하여 탄산 리튬을 얻는다. 이때 소금물은 리튬 함유량이 0.5%를 초과할 때까지 농축되며, 물에 잘 녹지 않는 탄산 리튬을 건져낸다.

:$\backslash mathrm\{2\backslash \; LiCl\; \backslash \; +\; Na\_2CO\_3\; \backslash \; \backslash longrightarrow\; \backslash \; Li\_2CO\_3\backslash downarrow\; +\backslash \; 2\backslash \; NaCl\; \}$.

2008년 미국 이외의 곳에서는 27,400톤의 리튬 광물이 채광되었는데, 이의 대다수는 탄산 리튬이었으며, 약 12,000톤은 칠레에서, 7000톤 정도는 오스트레일리아의 광산에서 산출되었다.

리튬 금속을 합성하려면 탄산 리튬을 염산과 섞는다. 이산화 탄소는 기체로 흩어지고 염화 리튬이 용해된 상태로 남는다. 이 용액을 진공 증발기 내에서 염화물이 결정체가 될 때까지 농축한다.

:$\backslash mathrm\{Li\_2CO\_3\; +\backslash \; 2\backslash \; H\_3O^+\; +\backslash \; 2\backslash \; Cl^-\; \backslash longrightarrow\; \backslash \; 2\backslash \; Li^+\; +\backslash \; 2\backslash \; Cl^-\; +\; CO\_2\backslash uparrow\; +\backslash \; 3\backslash \; H\_2O\}$

소금물은 부식성이 매우 강하기 때문에, 염화 리튬을 얻을 때 쓰는 도구들은 특수한 강철이나 니켈로 만들어진 것이어야 한다. 352 °C에서 녹는 52% 염화 리튬, 48% 염화 칼륨 공융 혼합물을 물 대신 녹은 설탕을 전해물로 사용한 전기 분해로 순수 리튬을 유리한다.
:$\backslash mathrm\{Li^+\; +\; e^-\; \backslash \; \backslash xrightarrow[electrolyte]\{352^\{\backslash circ\}C\}\; \backslash \; Li\}$
또는:
:$\backslash mathrm\{KCl\; +\; LiCl\; \backslash \; \backslash xrightarrow[electrolyte]\{352^\{\backslash circ\}C\}\backslash \; K\; +\; Li\; +\; Cl\_2\}$.

전극전위가 더 높은 칼륨은 여기서 같이 분리되지 않으나, 미량의 나트륨이 섞이게 되며, 이는 리튬을 강한 반응제로 만든다. 이런 리튬은 유기화학용으로는 도움이 되나 리튬 전지용으로는 질이 떨어진다. 전해질의 표면에 모이는 액체 리튬은 전해전지에서 내보내기가 비교적 수월하다. 이외에도 염화 리튬을 피리딘 속에서 전기 분해하는 방법이 있으며, 실험실에서 시험하기에 적당하다.

5. 속성

리튬은 물과 쉽게 반응하지만, 다른 알칼리 금속에 비해 반응성이 낮다. 이 반응을 통해 수소 기체와 수산화 리튬이 생성된다. 리튬 화합물을 불꽃에 넣으면 진홍색을 띠지만, 강하게 연소되면 밝은 은색 불꽃이 된다. 리튬은 물이나 수증기에 노출되면 산소와 반응하여 연소될 수 있다. 습한 공기 속에서 리튬은 수산화 리튬(LiOH 및 LiOH·H₂O), 질화 리튬(Li₃N), 탄산 리튬(Li₂CO₃) 등이 섞인 검은색 피막이 형성되어 빠르게 변색된다. 특히, 리튬은 질소 기체와도 반응하는 몇 안 되는 금속 중 하나이다.

리튬 금속은 반응성 때문에 탄화수소 실런트나 바셀린 등에 보관된다. 무거운 알칼리 금속은 광유에 보관할 수 있지만, 리튬은 밀도가 낮아 완전히 잠기지 않는다.

리튬은 마그네슘과 대각선 관계를 가지는데, 이는 원자 및 이온 반지름이 비슷하기 때문이다. 두 금속은 화학적으로 유사하여, 질소와 반응하여 질화물을 형성하고, 산소와 반응하여 산화 리튬(Li₂O) 및 과산화물(Li₂O₂)을 생성하며, 염의 용해도가 비슷하고, 탄산염과 질화물의 열적 불안정성을 갖는 등 여러 공통점을 보인다. 또한, 리튬은 고온에서 수소 기체와 반응하여 수소화 리튬(LiH)을 생성한다.

리튬은 주족 원소와 직접 반응하여 다양한 2원 및 3원 물질을 형성한다. 이러한 친츠 상은 공유 결합성이 강하지만, 다원자 음이온 염으로 볼 수도 있다. 흑연과 함께 리튬은 다양한 삽입 화합물을 형성한다. 리튬은 암모니아 및 아민에 용해되어 [Li(NH₃)₄]⁺ 및 용매화된 전자를 생성한다.

5.1. 물리적 속성

리튬은 상온에서 가장 가벼운 고체 금속으로 밀도는 0.534g/cm³이다. 다른 알칼리 금속과 비교했을 때 녹는점(180.5°C)과 끓는점(1342°C)이 가장 높다. 모스 경도는 0.6으로 칼로 쉽게 자를 수 있을 만큼 무르다. 절단면은 은백색의 금속 광택을 띠지만, 공기 중의 산소 및 수증기와 반응하여 산화되면서 검게 변한다. 리튬은 높은 열전도율과 전도율을 가지는데, 전도율은 구리의 18% 정도이다.

리튬은 마그네슘과 여러 비슷한 점이 있다. 마그네슘은 6각형, 리튬은 정육면체 형태로 조합되지만, 섞어서 고용체를 만들 수도 있다.

리튬 이온은 알칼리 금속 중에서 가장 높은 수화 엔탈피(-520kJ/mol)를 갖는다. 이 때문에 물속에서 완전히 수화되어 물 분자를 강하게 끌어당긴다. 리튬 이온 주위에는 두 개의 H₂O 분자층이 형성되는데, 가까운 층은 4개의 물 분자로 이루어지고, 이 분자층은 수소 결합을 통해 바깥쪽의 다른 분자들과 연결된다.

기체 상태의 리튬은 단독으로 존재하거나, 두 원자가 결합한 이중 리튬(Li₂) 형태를 이룰 수 있다. 이중 리튬의 결합 길이는 267.3pm이고, 결합 에너지는 101 kJ/mol이다. 기체 상태 리튬의 약 1%는 이중 리튬이다.

리튬은 소나무와 비슷한 낮은 밀도를 가졌으며, 상온에서 고체 상태인 원소 중 가장 밀도가 낮다. 헬륨과 수소를 제외하면 액체 상태의 어떤 원소보다도 밀도가 낮으며, 액체 질소(0.808g/cm³) 밀도의 2/3 정도이다. 물에 뜨는 세 가지 금속 중 하나이며(나머지 둘은 나트륨과 칼륨), 가장 가벼운 탄화수소 오일에도 뜬다.

리튬의 열팽창 계수는 알루미늄의 두 배, 철의 거의 네 배이다. 표준압력에서 400μK 이하에서 초전도성을 띠며, 매우 높은 압력(>20 GPa)에서는 9K 이상의 더 높은 온도에서도 초전도성을 보인다. 70K 이하의 온도에서 리튬은 나트륨처럼 무확산 변태를 겪는다. 4.2K에서는 마름모체 결정계(9층 반복 간격)를 가지며, 온도가 높아지면 면심입방격자, 체심입방격자 순서로 변환된다. 액체 헬륨 온도(4K)에서는 마름모체 구조가 우세하다. 고압에서는 여러 동소체 형태가 확인되었다.

리튬은 비열 용량이 3.58kJ/(kg·K)로 모든 고체 중 가장 높다. 따라서 리튬 금속은 열전달 응용 분야에서 냉각재로 사용되기도 한다.

은백색의 무른 금속 원소로, 모든 금속 원소 중에서 가장 가볍고, 비열은 모든 고체 원소 중에서 가장 높다.

불꽃 반응에서 리튬 및 그 화합물은 진홍색 불꽃색을 띤다. 주요 휘선은 파장 670.8nm의 붉은색 스펙트럼선이며, 그 외에 610.4nm(주황색), 460.3nm(청색) 등에 스펙트럼선이 관찰된다.

5.2. 화학적 속성

리튬은 알칼리 금속 중에서 반응성이 가장 낮지만, 여전히 다른 원소와 쉽게 반응하여 화합물을 형성한다. 완전히 건조한 공기 중에서는 비교적 안정적이지만, 습도가 높으면 급격히 수산화 리튬(LiOH) 층을 형성한다. 상온의 건조한 공기에서도 질소와 반응하여 질화 리튬(Li₃N)을 형성하는데, 이는 다른 알칼리 금속과는 다른 특징이다.

: $\backslash mathrm\{6\backslash \; Li\; \backslash \; +\; N\_2\; \backslash \; \backslash xrightarrow\{20^\{\backslash circ\}C\}\backslash \; 2\; \backslash \; Li\_3N\; \}$.

이 반응은 Li⁺ 이온의 높은 전하 밀도와 질화 리튬의 높은 격자 에너지 때문에 가능하다. 리튬의 표준 환원 전위는 -3.04 V로, 모든 원소 중 가장 낮다.

리튬은 마그네슘과 대각선 관계를 가지며, 화합물에서도 유사한 성질을 보인다. Li⁺와 Mg²⁺ 이온의 지름은 비슷하다.

리튬은 물과 쉽게 반응하지만, 다른 알칼리 금속보다는 덜 활발하게 반응하여 수소 기체와 수산화 리튬을 생성한다. 리튬은 질소 기체와 반응하는 몇 안 되는 금속 중 하나이다.

6. 동위 원소

자연에는 안정된 동위 원소인 ⁶Li(7.6%)와 ⁷Li(92.4%)가 존재한다. ⁶Li는 원자로에서 중수소와의 핵융합에 필요한 삼중수소 생산 원료로 사용된다.

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⁷Li를 이용한 핵반응도 가능하지만, 에너지 제어 문제로 잘 쓰이지 않는다.

⁶Li와 ⁷Li는 차가운 양자 기체(quantum gas) 실험에 사용된다. 보스-아인슈타인 응축은 보손 동위 원소 ⁷Li로도 생성할 수 있다. ⁶Li은 페르미온이며, 이 동위 원소로 구성된 이중 리튬 분자를 초유체로 변형하는 데 성공했다.

⁷Li는 원자력 발전소에서 붕소의 동위 원소 중 하나인 ¹⁰B와 중성자의 핵반응을 통해서도 소량 생산된다.

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7. 용도

대부분 생산된 리튬 염은 환원되기보다는 곧장 탄산 리튬, 수산화 리튬, 염화 리튬, 브로민화 리튬 등의 다른 리튬 화합물을 만드는 데 쓰인다.

7.1. 금속

부틸 리튬, 수소화 리튬(LiH), 수소화 알루미늄 리튬(LiAlH₄), 리튬 아미드(LiNH₂) 등의 유기 리튬 화합물을 만드는 데 쓰인다. 벤젠에 수소를 첨가하는 버치 환원(Birch reduction)에 쓰이는 매우 강한 환원제이며, 금속 공학에서는 탈산(脫酸)과 황이나 탄소 제거에도 사용된다.

리튬은 질소와 반응하는 성질을 가지고 있어, 기체에서 질소를 분리하는 데에도 사용된다.

환원 전위가 낮아 전지의 양극으로 사용할 수 있다. 리튬 전지는 높은 에너지 밀도를 가지고 있으며, 고전압을 일으킬 수 있다. 리튬 전지는 산화 코발트 리튬과 같은 산화 금속 리튬이 음극이 되고, 흑연이나 다른 리튬 이온을 포함한 화합물이 양극을 형성하는 리튬 이온 전지와 혼동될 수 있다.

7.2. 합금

리튬은 마그네슘, 알루미늄 등과 합금되어 가볍고, 강도와 탄성이 높은 합금을 만드는 데 사용된다. 이러한 리튬 합금은 매우 가벼워 항공 및 우주 비행 분야에 자주 쓰인다. 특히 알루미늄, 카드뮴, 구리, 망간과의 합금은 고성능, 저밀도 항공기 부품을 만드는 데 사용된다.

7.3. 의학

1949년 오스트레일리아의 심리학자 존 케이드는 기니피그에 리튬 염을 주사하는 실험을 통해 리튬이 외부 자극에 대한 민감도를 낮추는 효과가 있음을 발견했다. 이후 케이드는 자기 실험을 거쳐 1952년부터 1954년까지 덴마크 리스코프의 한 병원에서 탄산 리튬을 조울증, 조현병, 조병 환자에게 투여했고, 이는 리튬 치료법의 기초가 되었다.

탄산 리튬 등의 리튬 염은 조울증, 조현병, 조병, 클러스터 두통 등의 치료에 사용된다. 그러나 리튬은 치료 지수가 낮아 혈중 농도를 주의 깊게 관찰해야 한다. 리튬 농도가 너무 높으면 진전(떨림), 오한, 구역질, 구토, 부정맥(심장 박동 이상), 백혈구 증가증 등의 부작용이 나타날 수 있으며, 0.003 mol/l 이상이면 생명이 위험해진다. 따라서 리튬 투여량을 조절하기 위해 약물 모니터링이 필요하다.

리튬의 작용 기전은 아직 명확하게 밝혀지지 않았다. 21세기 초에는 리튬이 미오이노지트-1-포스타파제를 억제하여 이노지트 대사에 영향을 주거나, 신경 세포 내의 GSK-3를 억제하는 방식으로 작용할 수 있다는 논의가 있었다. 우울증에 대한 효과는 세로토닌 신경 전달 강화, 조병에 대한 효과는 도파민 수용체 억제와 관련이 있을 것으로 추정된다. 리튬 염은 인간, 포유류, 칼랑코에와 같은 식물의 일주율 변화에 영향을 미치는데, 이는 LSD, 메스칼린, 실로사이빈 등에서도 나타나는 현상이다. 또한, 리튬은 알츠하이머병 발병 확률을 낮춘다는 연구 결과도 있다.

영국 대학 연구자들의 메타 분석에 따르면, 리튬 농도가 높은 수돗물을 사용하는 지역에서 자살률이 낮은 것으로 나타났다. 2006년 오이타 대학의 조사에서도 오이타현에서 유사한 결과가 확인되었다. 2022년 도쿄도의 발표에서는 자살자의 안방수 리튬 농도가 비자살 사망자보다 낮다는 사실이 밝혀졌다.

탄산 리튬의 항조병제 효과는 신경전달물질 유리나 인지질 대사 억제 작용 등과 관련이 있을 것으로 추정되지만, 아직 명확하게 밝혀지지 않았다. 탄산 리튬 투여 시에는 혈중 농도를 정기적으로 혈액 검사하여 적절한 농도를 유지해야 한다. 이뇨제나 ACE 저해제 등과 함께 사용하면 신장에서 리튬 재흡수가 촉진되어 중독 위험이 커진다. 부작용으로는 리튬 중독 증상 외에 부정맥, 다뇨, 갑상선 기능 저하 등이 있으며, 신부전, 심부전 환자, 임산부에게는 금기이다. 특히 임신 초기 여성의 경우 태아에게 심혈관계 기형(에브슈타인 기형)이 발생할 위험이 증가한다. 탄산 리튬 투여로 체중이 증가하는 경우가 있는데, 그 원인은 명확하지 않지만, 입마름으로 인한 고칼로리 음료 과다 섭취 등이 원인 중 하나로 추정된다.

7.4. 기타

산화 리튬은 유약 제조 과정에서 실리카의 용융점과 점도를 낮추는 용융제로 널리 사용되며, 열팽창 계수가 낮은 도자기 유약을 만드는 데 기여한다. 탄산 리튬(Li₂CO₃)은 가열하면 산화 리튬으로 변환되기 때문에 이 용도로 사용된다.

리튬은 윤활유 제조에도 사용된다. 수산화 리튬은 강한 염기이며, 지방과 함께 가열하면 스테아르산으로부터 스테아르산 리튬과 같은 비누를 생성한다. 리튬 비누는 기름을 증점시키는 능력이 있으며, 다목적 고온 윤활 그리스를 제조하는 데 사용된다.

리튬 화합물은 붉은색 불꽃놀이와 신호탄에서 화약 색소 및 산화제로 사용된다.

염화 리튬과 브롬화 리튬은 조해성을 띠며, 기체 흐름의 건조제로 사용된다. 수산화 리튬과 과산화 리튬은 우주선이나 잠수함과 같이 밀폐된 공간에서 이산화 탄소 제거 및 공기 정화에 사용되는 염이다. 수산화 리튬은 탄산 리튬을 형성하여 공기 중의 이산화 탄소를 흡수하며, 가벼운 무게 때문에 다른 알칼리성 수산화물보다 선호된다.

과산화 리튬(Li₂O₂)은 습기가 있는 환경에서 이산화 탄소와 반응하여 탄산 리튬을 생성할 뿐만 아니라 산소도 방출한다. 반응식은 다음과 같다.
:2 Li₂O₂ + 2 CO₂ → 2 Li₂CO₃ + O₂

과염소산 리튬은 잠수함에 산소를 공급하는 산소 캔들에 사용된다. 여기에는 소량의 붕소, 마그네슘, 알루미늄, 규소, 티타늄, 망간, 철이 포함될 수도 있다.

플루오르화 리튬은 인공적으로 배양된 결정으로 투명하며, 종종 적외선, 자외선 및 VUV(진공 자외선) 응용 분야의 특수 광학 장치에 사용된다. 이는 가장 일반적인 물질 중에서 가장 낮은 굴절률 중 하나이며, 심자외선 영역에서 가장 넓은 투과 범위를 가지고 있다. 미세하게 분쇄된 플루오르화 리튬 분말은 열발광 방사선 선량 측정(TLD)에 사용되었다. 이러한 시료가 방사선에 노출되면 결정 결함이 축적되는데, 가열하면 청색광이 방출되면서 해소된다. 이 청색광의 강도는 흡수선량에 비례하므로, 이를 정량화할 수 있다. 플루오르화 리튬은 때때로 망원경의 초점 렌즈에 사용된다.

니오브산 리튬의 높은 비선형성은 비선형 광학 응용 분야에서 유용하게 만든다. 휴대전화 및 광 변조기와 같은 통신 제품, 공진 결정과 같은 구성 요소에 광범위하게 사용된다. 리튬은 휴대전화의 60% 이상에 사용된다.

금속 리튬과 수소화 리튬 알루미늄과 같은 복합 수소화물은 고에너지 첨가제로 로켓 추진제에 사용된다. 수소화 알루미늄 리튬은 자체적으로 고체 연료로도 사용될 수 있다.

마크 50 어뢰의 화학 에너지 추진 시스템(SCEPS)은 소량의 육불화황 탱크를 사용하는데, 이는 고체 리튬 블록에 분사된다. 이 반응은 열을 발생시켜 수증기를 생성하고, 밀폐된 랭킨 사이클에서 어뢰를 추진한다.

8. 한국의 리튬 광산

현재 대한민국 식품의약품안전처에 허가된 리튬 제제는 모두 탄산 리튬 제제이다.

9. 위험성

리튬은 액체 상태에서 공기와 접촉하거나, 100 °C 이상의 순수한 산소와 만나거나, 금속 먼지 형태로 상온에 노출될 때 발화할 수 있다. 190 °C 이상에서는 공기 중 산소와 반응하여 산화 리튬을 형성하며 많은 열을 방출하고, 질소 환경에서는 더 높은 온도에서 질화 리튬이 된다. 산소나 할로젠을 포함한 물질과는 폭발적으로 반응할 수 있다. 리튬 조각은 물과 반응해 발화하기는 어렵지만, 리본, 포일, 가루처럼 표면적이 넓으면 불이 붙거나 다른 알칼리 금속처럼 폭발할 수 있다. 진한 염산 등 강산과 반응하면 큰 폭발과 함께 불타는 용융 리튬 방울이 사방으로 튄다.

리튬이 피부에 닿으면 부식으로 인한 상처나 화상을 입을 수 있는데, 이는 리튬이 피부 수분과 반응해 많은 열을 발생시키고 강염기성 수산화 리튬을 만들기 때문이다. 리튬 실험은 보통 아르곤 대기에서 할 필요는 없지만, 습기가 있는 곳에서는 수분과 반응하여 매우 위험하므로 주의해야 한다. 일반적으로 파라핀유나 등유에 보관하며, 고순도 리튬은 아르곤 대기에 보관한다.

리튬 금속은 부식성이 있어 피부 접촉을 피해야 한다. 리튬 분진이나 화합물(주로 알칼리성)을 흡입하면 코와 목에 자극을 주고, அதிக 노출 시 폐에 체액이 쌓여 폐부종을 유발할 수 있다. 금속 리튬은 습기와 접촉 시 부식성 수산화 리튬을 생성하므로 취급에 주의하고, 나프타 등 비반응성 화합물에 보관한다.

고농도 리튬 화합물에 노출되면 폐부종이 발생할 수 있다. 리튬은 각성제 합성을 위한 버치 환원에서 환원제로 사용되어 일부 지역에서는 리튬전지 판매가 규제되기도 한다. 리튬 전지는 단락 시 급속 방전으로 과열되어 폭발할 위험이 있다.

리튬은 부식성이 있어 신체 접촉을 피해야 하며, 물과 격렬하게 반응하므로 금수성 물질로 취급된다. 따라서 나프타 등 비반응성 화합물에 보관해야 한다. 분말 형태의 리튬이나 염기성인 리튬 화합물을 흡입하면 코와 목을 자극하고, 고농도 노출 시 폐부종을 일으킬 수 있다.

임신 초기 리튬 섭취는 에브스타인 기형 발생 위험을 높인다는 보고가 있었으나, 기형 유발성을 부정하는 연구 결과도 있다.

일반 소비자가 쉽게 접하는 리튬 공급원은 리튬 배터리이며, 일부 지역에서는 판매가 제한된다. 리튬은 무수 액체 암모니아에 알칼리 금속을 녹인 용액을 이용한 바르트 환원을 통해 슈도에페드린과 에페드린을 각성제인 메탐페타민으로 환원하는 데 사용될 수 있다.

대부분의 리튬 배터리는 단락으로 인한 급속 방전, 과열 및 폭발 가능성(열폭주) 때문에 항공기 등 특정 운송 수단 이용이 금지될 수 있다. 대부분 소비자용 리튬 배터리는 과열 방지 회로가 내장되어 있거나 단락 시 전류를 제한하도록 설계되어 있다. 제조 결함이나 손상으로 인한 내부 단락은 자연적인 열폭주로 이어질 수 있다.

일본에서는 소방법에 따라 금속 리튬(Li)은 「제3류 자연발화성 물질 및 금수성 물질」 중 「제1종 자연발화성 물질 및 금수성 물질」, 수소화리튬(LiH)은 「제2종 자연발화성 물질 및 금수성 물질」로 위험물에 해당한다.

10. 화합물

리튬은 반응성이 매우 커서 대부분의 비금속과 화합물을 형성한다. 이러한 화합물은 보통 이온 결합을 하지만, 다른 알칼리 금속에 비해 공유 결합성이 상당히 높다. 이는 리튬 염이 나트륨 염이나 칼륨 염과는 달리 아세톤이나 에탄올에 잘 녹는다는 점에서도 확인할 수 있다. 또한, 많은 리튬 화합물은 마그네슘 화합물과 비슷한 성질을 보인다. 그 밖에도 리튬 화합물은 의약품으로도 사용된다.