鋰元素的英文名為Lithium，化學符號Li，其處于元素周期表的s區，堿金屬；原子序數3；相對原子質量6.941。鋰金屬在298K時為固態，其顏色為銀白或灰色。在空氣中，鋰很快失去光澤。

鋰為第一周期元素，含一個價電子，固態時其密度約為水的1/2。鋰元素的原子半徑（經驗值）為145pm，原子半徑（計算值）167pm，共價半徑（經驗值）134pm，范德華半徑182pm，離子半徑68pm。鋰元素的化學性質見表1-1。由于鋰元素只有一個價電子，所以在緊密堆積晶胞中它的結合能很弱。鋰金屬很軟，熔點低，故鋰鈉合金可作原子核反應堆制冷劑。

鋰的熔點、硬度高于其他堿金屬，其導電性則較弱。鋰的化學性質與其他堿金屬化學性質變化規律不一致。鋰的標準電極電勢E（Li+/Li）在同族元素中非常低，這與Li+（g）的水合熱較大有關。鋰在空氣中燃燒時能與氮氣直接作用生成氮化物，這是由于它的離子半徑小，因而對晶格能有較大貢獻的緣故。鋰在巖石圈中含量很低，主要存在于一些硅酸礦中。鋰的密度只有0.53g/cm3，在堿金屬中鋰具有最高的熔點和沸點以及最長的液程范圍，具有超常的高比熱容。這些特性使其在熱交換中成為優異的制冷劑。然而鋰的腐蝕性比其他液態金屬要強，它常被用作還原、脫硫、銅以及銅合金的除氣劑等。

由于鋰外層電子的低的離子化焓，18650鋰電池鋰離子呈球形和低極性，故鋰元素呈+1價。與二價的鎂離子相比較，一價的鋰離子的離子半徑特別小，因此具有特別高的電荷半徑比。相比其他第一主族的元素，鋰的化合物性質很反常，與鎂化合物的性質類似。這些異常的特性是因為其帶有低電荷陰離子的鋰鹽高的晶格能而特別穩定，而對于高電荷、高價的陰離子的鹽相對不穩定。如氫化鋰的熱穩定性比其他堿金屬的要高，LiH在900℃時是穩定的，LiOH相比其他氫氧化物是較難溶的，氫氧化鋰在紅熱時分解；Li2CO3不穩定，容易分解為Li2O和CO2。鋰鹽的溶解性和鎂鹽類似。LiF是微溶的（18℃時，0.17／100g?水），可從氟化銨溶液中沉淀出來；Li3PO4難溶于水；LiCl、LiBr、LiI尤其是LiClO4可溶于乙醇、丙酮和乙酸乙酯中，LiCl可溶于嘧啶中。LiClO4高的溶解性歸結于鋰離子的強溶解性。高濃度的LiBr可溶解纖維素。與其他堿金屬的硫酸鹽不同，Li2SO4不形成同晶化合物。

金屬鋰高的電極電勢顯示了它在電池上的應用前景。比如正極為鋰片，負極為復合過渡金屬氧化物材料組成的鋰離子二次電池。

在第一主族元素中，與其他物質（除氮氣外）反應的活性，從鋰到銫依次升高。鋰的活性通常是最低的，如鋰與水在25℃下才反應，而鈉反應劇烈，鉀與水發生燃燒，銣和銫存在爆炸式的反應；與液溴的反應，鋰和鈉反應緩和，而其他堿金屬則劇烈反應。鋰不能取代C6H5C≡CH中的弱酸性氫，而其他堿金屬可以取代。

鋰與同族元素一個基本的化學差別是與氧氣的反應。當堿金屬置于空氣或氧氣中燃燒時，鋰生成Li2O，還有Li2O2存在，而其他堿金屬氧化物（M2O）則進一步反應，生成過氧化物M2O2和（K、Rb和Cs）超氧化物MO2。鋰在過量的氧氣中燃燒時并不生成過氧化物，而生成正常氧化物。

鋰能與氮直接化合生成氮化物，鋰和氮氣反應生成紅寶石色的晶體Li3N（鎂與氮氣生成Mg3N2）；在25℃時反應緩慢，在400℃時反應很快。利用該反應，鋰和鎂均可用來在混合氣體中除去氮氣。與碳共熱時，鋰和鈉反應生成Li2C2和Na2C2。重堿金屬亦可以與碳反應，但生成非計量比間隙化合物，這是堿金屬原子鋰與水反應均較緩慢。

鋰的氫氧化物都是中強堿，溶解度不大，在加熱時可分別分解為氧化鋰。鋰的某些鹽類，如氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽均難溶于水。它們的碳酸鹽在加熱下均能分解為相應的氧化物和二氧化碳。鋰的氯化物均能溶于有機溶劑中，表現出共價特性。