Litijs ķīmisko elementu periodiskajā tabulā tiek apzīmēts ar simbolu Li un atrodas 2. perioda 1A. grupā (sārmu metāli). Litija relatīvā atommasa ir 6,941, un tā atoms sastāv no trīs protoniem un trīs elektroniem (elektronu konfigurācija [He]2s¹). Standarta apstākļos tas ir visvieglākais metāls jeb elements cietā agregātstāvoklī periodiskajā tabulā. Litijs ir sudrabbalts metāls ar metāliem raksturīgu spīdumu, taču mitrā gaisā tas kļūst pelēcīgs un zaudē spīdumu (veidojas apsūbējuma kārtiņa no litija oksīda un litija nitrīda). Tā kā tas ir sārmu metāls, litijs ir ķīmiski ļoti aktīvs un degošs elements, tādēļ to parasti uzglabā minerāleļļā vai zem parafīna slāņa. Rūpnieciski litiju iegūst, veicot litija hlorīda kausējuma elektrolīzi.

Litiju pirmo reizi 1817. gadā atklāja zviedru ķīmiķis un mineralogs Jūhans Arfvedsons (Johan August Arfwedson), analizējot minerālu petalītu ((Li,Na)[Si₄AlO₁₀]). J. Arfvedsons novēroja, ka šī jaunatklātā elementa savienojumi (karbonāti un hidroksīdi) ir līdzīgi jau tajā laikā zināmo elementu nātrija un kālija savienojumiem. Nosaukums šim elementam ir radies no grieķu valodas vārda λιθoς, lithos ‘akmens’, jo litijs tika atklāts minerālu jeb “akmeņu” sastāvā. Šī elementa nosaukumu devis pazīstamais zviedru ķīmiķis Jenss Berzēliuss (Jöns Jacob Berzelius), kura laboratorijā strādājis arī litija atklājējs J. Arfvedsons. Vēlāk – 1818. gadā – J. Arfvedsons pierādīja litija klātbūtni arī citu minerālu sastāvā – spodumenā (LiAl[Si₂O₆]) un lepidolītā. 1818. gadā vācu ķīmiķis Kristians Gmelins (Christian Gottlob Gmelin) pirmais novēroja, ka litija sāļi degošu liesmu iekrāso karmīnsarkanā krāsā.

Litijs brīvā veidā dabā nav sastopams, jo tas ir ļoti reaģētspējīgs metāls (reaģē ar ūdeni vai gaisa skābekli). Pēc atomu skaita dažādu savienojumu un minerālu (fosfātu un silikātu) sastāvā tas ir apmēram 0,002 % no Zemes garozas. Pazīstamākie litiju saturošie minerāli ir triphilīns, petalīts, spodumens, lepidolīts un ambligonīts. Pasaules sālsūdenī litija koncentrācija ir aptuveni 0,1 miljonā daļa. Niecīgos daudzumos (miljardās daļās) litijs sastopams arī dzīvajos organismos: augos, planktonos un bezmugurkaulniekos.

Litijam kopumā ir zināmi divi stabilie izotopi: litijs-6 un litijs-7. Lielāko daļu dabiskā litija veido litijs-7 (92,4 %), taču litijs-6 ir aptuveni 7,6 % lielā daudzumā. Litija-6 izotopa kodolreakcijā ar neitroniem var iegūt ūdeņraža izotopu tritiju (kas ir galvenais tritija iegūšanas veids) un hēliju. Mākslīgi ir iegūti arī citi dabā neeksistējoši radioaktīvie litija izotopi. Stabilākie no tiem ir litijs-8 ar pussabrukšanas periodu 0,84 sekundes un litijs-9 ar pussabrukšanas periodu 0,18 sekundes. Pārējiem radioaktīvajiem litija izotopiem (no litija-3 līdz litijam-12, izņemot stabilos izotopus) pussabrukšanas periods ir zem 9 milisekundēm.

Litijs ir mīksts un korozīvs metāls sudrabbaltā krāsā. Standarta apstākļos tam ir vismazākais blīvums (0,534 g/cm3; dati no “CRC Ķīmijas un fizikas rokasgrāmatas, 95. izdevuma” (CRC Handbook of Chemistry and Physics. 95th Edition, 2014) Viljama Heinsa (William Mickey Haynes) redakcijā) starp visām neorganiskajām cietvielām. Litijam ir salīdzinoši zema kušanas temperatūra (bet augstākā starp visiem sārmu metāliem) un relatīvi augsta viršanas temperatūra (180,50 ^oC un 1342 ^oC attiecīgi; dati no “CRC Ķīmijas un fizikas rokasgrāmatas, 95. izdevuma”). Kā jau visiem sārmu metāliem, arī litijam ir kubiska tilpumcentrējuma kristālrežģa uzbūve, taču zemās temperatūrās litijam ir zināma arī kubiska skaldņcentrējuma struktūra. Starp sārmu metāliem litijam ir vismazākie atoma izmēri un augstākā elektronegativitātes vērība (0,98).

Kopumā litijs ir ķīmiski ļoti reaģētspējīgs metāls, jo atšķirīgos apstākļos tas veido savienojumus ar praktiski visiem periodiskās tabulas A grupas elementiem (izņemot cēlgāzes). Litijam ir vairākas līdzīgas īpašības ar magniju (diagonālā līdzība periodiskajā sistēmā), piemēram, līdzīgi atoma un jonu rādiusi, nitrīdu un oksīdu veidošanās, dažādu sāļu šķīdība un termiskā stabilitāte. Litija savienojumiem vienīgā oksidēšanās pakāpe ir +1. Litijs deg gaisā vai skābekļa klātbūtnē, veidojoties litija oksīdam (Li₂O). Reakcijā ar slāpekli istabas temperatūrā, atšķirībā no citiem sārmu metāliem, veidojas litija nitrīds (Li₃N), bet reakcijā ar ūdeni – litija hidroksīds (LiOH) un ūdeņradis. Litijam ir raksturīgas reakcijas arī ar citiem nemetāliem, piemēram, halogēniem, ūdeņradi, oglekli, sēru, fosforu un silīciju. Litijs strauji reaģē ar skābēm, izdaloties attiecīgajiem litija sāļiem un ūdeņradim. Ķīmiskajos savienojumos litijs galvenokārt veido jonu saiti, taču ļoti svarīga litija savienojumu grupa ir litijorganiskie savienojumi, kur tas ar organiskajām vielām var veidot kovalento saiti.

Procentuāli lielāko daļu litija un tā savienojumu izmanto metalurģijā, lai ražotu sakausējumus, un elektrotehnikā. Pievienojot nelielu daudzumu litija dažādu metālu (dzelzs, niķeļa, cinka, vara, alumīnija, svina) sakausējumiem, uzlabojas sakausējuma mehāniskā izturība, izturība pret koroziju, tie kļūst elastīgāki; nereti uzlabojas arī citas fizikālās īpašības, piemēram, elektrovadītspēja un berzes koeficients. Litija oksīdu lielos daudzumos lieto keramisko pārklājumu un stikla ražošanā, jo tas palīdz uzlabot dažādu trauku un ierīču termisko stabilitāti. Aptuveni 20. gs. beigās litijs kļuva par svarīgu sastāvdaļu bateriju un akumulatoru ražošanā. Litija jonu baterijas ir viens no populārākajiem bateriju tipiem pārvietojamo ierīču (mobilo telefonu, portatīvo datoru, planšetdatoru, elektromobiļu) ražošanā. Tāpat litijs tiek izmantots par siltuma pārnesēju atomreaktoros un termiski izturīgu smērvielu, kā arī pirotehnikas ražošanā. Daudzus litijorganiskos savienojumus izmanto polimēru (sintētiskās gumijas) iegūšanā vai kā reaģentus organiskajā sintēzē, no kuriem plašāk zināmie ir butillitijs (stipra bāze) un reducētāji – litija borhidrīds (LiBH₄) un litija alumīnija hidrīds (LiAlH₄). Litija-6 izotopu pārsvarā izmanto atomenerģētikā tritija iegūšanā.