الخصائص الكيميائية

كبقية الفلزات القلوية فإن الليثيوم لديه إلكترون تكافؤ وحيد، والذي يمكن بسهولة التخلّي عنه والتحوّل إلى كاتيون.[8] لذلك، فإن الليثيوم نشيط كيميائياً مقارنة مع باقي العناصر الكيميائية، رغم أنه أقل الفلزات القلوية من حيث النشاط الكيميائي، بسبب قرب الإلكترون التكافؤي لليثيوم من النواة، إذ أنه كلما كبر قطر الذرة كلما سهل التخلّي عن الإلكترون التكافؤي في المدار الأخير.[8]
يتفاعل الشكل الفلزي النقي منه مع الماء بشكل ناشر للحرارة، بحيث يتحرر غاز الهيدروجين ويتشكل هيدروكسيد الليثيوم في المحلول.[8] إن لليثيوم خاصية تميّزه عن باقي الفلزات القلوية وهي تفاعله مع النيتروجين الجزيئي ليشكل نتريد الليثيوم، وذلك حتى في درجة حرارة الغرفة.
تعود هذه الخاصية إلى ارتفاع كثافة الشحنة لأيونات +Li وبالتالي نتيجة طاقة الشبكة البلورية العالية لنتريد الليثيوم. بذلك يعد الليثيوم الفلز الوحيد الذي يتفاعل مع النيتروجين في الشروط العادية.[73][74]
لمنع تفاعل الليثيوم مع الوسط المحيط الرطب ينبغي حفظه بطبقة من الهيدروكربونات مثل الفازلين، في حين أن باقي الفلزات القلوية تحفظ في الكيروسين وفي زيت البرافين، وذلك لانخفاض كثافة الليثيوم وصعوبة غمره في السوائل الهيدروكربونية.[11] يشتعل الليثيوم النقي ويحترق عند تعرضه لأكسجين الهواء وعند التماس مع الماء أو الرطوبة.[75]
يتفاعل فلز الليثيوم مع غاز الهيدروجين عند درجات حرارة مرتفعة ليشكل هيدريد الليثيوم.[76]

تلوّن اللهب باللون الأحمر القرمزي بسبب وجود أملاح الليثيوم


يبلغ الكمون النظامي لليثيوم −3.04 فولت، وهو بذلك له أقل كمون بين عناصر الجدول الدوري.[77]
إن القطر الأيوني لأيون الليثيوم +Li وأيون المغنيسيوم 2+Mg متقاربين، لذلك فإن هناك تشابه كبير في الخواص. هذا التشابه في الخواص بين عنصرين ينتميان لمجموعتين متجاورتين في الجدول الدوري تدعى باسم العلاقة القطرية. على هذا الأساس، فإن الليثيوم مثل المغنيسيوم وعلى العكس من الصوديوم يشكّل مركبات عضوية فلزية. من الخصائص الأخرى المتشابهة بين الليثيوم والمغنيسيوم تشكيل النتريد عند التفاعل مع النيتروجين، وتشكيل الأكسيد وفوق الأكسيد عند الاحتراق في الأكسجين، بالإضافة إلى خصائص الانحلالية المتشابهة وعدم الثباتية الحرارية لأملاح الكربونات والنتريدات.