Щелочные металлы

Министерство связи Российской Федерации Санкт-Петербургский Государственный Университет Телекоммуникаций им. проф. Бонч-Бруевича Кафедра химии Реферат Предмет: Химия Тема: Щелочные металлы Составители: студенты гр. Р-73 Смирнов Игорь Васильев Валерий Самим Санкт-Петербург 1999г. Что такое металлы В периодической системе металлы преобладают. По многим свойствамметаллы очень отличаются друг от друга: литий вдвое легче воды, а осмийтяжелее ее в 22,5 раза. Цезий или галлий можно легко расплавить в ладони, авольфраму для плавления нужна температура лишь вдвое меньше, чемтемпература поверхности Солнца; литий, натрий или калий можно резать ножом,а чистый хром не всякий резец возьмет… Различна и химическая активностьметаллов – от почти полной химической инертности золота или платины донеукротимой реакционной способности калия или натрия. Но, несмотря на все свое разнообразие, эти элементы образуют единуюсемью, потому что все они относительно легко расстаются со своими наружнымиэлектронами и превращаются в положительные ионы. Элемент легко отдает электроны, если их на внешнем энергетическомуровне мало (поэтому элементы первых трех групп, не считая бора, – металлы)или если радиус атома так велик, что ядро не в состоянии прочно удерживатьнаружные электроны (поэтому висмут, атом которого имеет на внешнемэнергетическом уровне пять электронов, все-таки относят к металлам). Проследив, как изменяются свойства у элементов III периода, мы увидим,что с увеличением числа электронов во внешнем энергетическом уровнеэлементы постепенно переходят от активного металла натрия к активномунеметаллу хлору. IV период тоже начинается активным металлом калием. Вконце этого периода перед инертным газом криптоном также стоит активныйнеметалл бром. Следовательно, и в этом периоде должен происходить такой жепереход. Почему же этот переход такой медленный? Дело в том, что у элементов IVпериода от скандия до цинка «достраивается» не внешний энергетическийуровень, а предыдущий. И лишь после цинка (начиная с галлия) числоэлектронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается, так что угермания здесь четыре электрона. Он – «пограничный» элемент, за которымследуют неметаллы. Поскольку у элементов от скандия до никеля на внешнем энергетическомуровне не больше двух электронов, то они металлы. Каждый большой периодвключает в себя подобный ряд, состоящий только из металлов. У этих рядов четные номера, а из большинства расположенных в нихметаллов состоят побочные подгруппы периодической системы. Получение и химические свойства Впервые металлы I группы (Na и K) были получены английским химиком Х.Дэви в 1807г. электролизом щелочей, откуда и возникло их групповое название– щелочные металлы. В чистом виде элементы I группы – легкие, мягкие, блестящие металлы,быстро тускнеющие на воздухе из-за окисления кислородом и реакции с водой.Их основные свойства представлены в виде таблицы 1-1 в приложении I. Литий Литий Li – s-элемент 1s22s1. У лития, имеющего только один валентныйэлектрон и большой атомный радиус, энергия ионизации значительно меньше,чем у бериллия (5,39эв против 9,32эв у Be). Это типичный металлическийэлемент, щелочной металл. Однако от остальных щелочных металлов литийотличает небольшой размер атома и иона; литий по свойствам напоминает такжемагний. Для лития наиболее характерно образование ионной связи. Поэтомукоординационное число Li в соединениях в отличие от остальных элементоввторого периода больше 4. Вместе с тем вследствие небольшого размера ионлития характеризуется высокой энергией сольватации, а в литийорганическихсоединениях литий образует ковалентную связь. Литий достаточно широко распространен в земной коре (0,002ат.%).Природный литий состоит из двух стабильных изотопов: 6Li (7,3%) и 7Li(92,7%). Искусственно получены радиоактивные изотопы. Наибольшую ценностьимеют минералы сподумен LiAl(SiO3)2, амблигонит LiAl(PO4)F и лепидолитLi2Al2(SiO3)3(F, OH)2. Литий – единственный элемент, реагирующий при обычных условиях сазотом. Поскольку при контакте с воздухом одновременно протекают реакции скислородом и влагой, лития, как и другие щелочные металлы, можно хранитьтолько без доступа воздуха. При горении лития на воздухе одновременно образуются и оксид, и нитрид: 2Li (кр) + 1/2O2 (г) = Li2O (кр), (H( = -598кДж; 3Li (кр) + 1/2N2 (г) = Li3N (кр), (H( = -164кДж. При небольшом нагревании литий реагирует с водородом, углеродом,фосфором и другими элементами, образуя многочисленные бинарные соединения,в кристаллах которых он присутствует в виде однозарядного криптона. При реакциях с органическими галогенами образуются литийорганическиесоединения. C2H5Cl + 2Li = C2H5Li + LiCl. Это чрезвычайно реакционно-способные вещества, загорающиеся приконтакте с влажным воздухом. Их хорошая растворимость в неполярныхрастворителях указывает на ковалентный характер связи лития с органическимрадикалом. Часто эти соединения образуют полимеры, в которыхкоординационное число лития достигает четырех. Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганическиепроизводные широко применяются при синтезе различных классов органическихсоединений. Простое вещество литий В виде простого вещества литий – мягкий серебристо-белый металл (т. пл.179.(C, т. кип. 1370(C). Из металлов он самый легкий (пл. 0,534 г/см3). Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействуетуже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуятемно-серый налет продуктов взаимодействия (Li2O, Li3N). При температуревыше 200(C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома ийода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагреваниинепосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другиминеметаллами. Будучи накален, горит в CO2. С металлами литий образует интерметаллические соединения. С магнием,алюминием, цинком и с некоторыми другими металлами, кроме того, образуетограниченные твердые растворы. Заметно отличается атомным радиусом отостальных щелочных металлов, дает с ними эвтектические смеси. Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, усплавов алюминия с содержанием до одного процента лития повышаетсямеханическая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентовлития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводность ит.д. Литий по химической активности уступает некоторым металлам, хотязначение его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательное(E(298= (3,01 в). Это обусловлено большой энергией гидратации иона Li+, чтообеспечивает смещение равновесия Li(т) ( Li+(p) + e-в сторону ионизации металла в значительно большей степени, чем это имеетместо у остальных щелочных металлов. Для слабо сольватирующих растворителей(например, в расплавах солей) значение его электродного потенциаласоответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород; еще легчевзаимодействует с кислотами. Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl.Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах. Важнейшей областью применения лития, как источника трития являетсяатомная энергия. Литий, кроме того, используется в качестве теплоносителя ватомных реакторах. Натрий Атомный и ионный радиус натрия Na (1s22s22p63s1) значительно больше,чем лития, и признаки металлического элемента у натрия выражены сильнее. Вэтом отношении он уступает лишь элемента подгруппы калия. Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле (2,0 ат.%). Он обнаружен в атмосфере Солнца и в межзвездном пространстве. Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит), Na2SO4(10H2O(мирабилит, глауберова соль), Na3AlF6 (криолит), Na2B4O7(10H2O (бура) и др.В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природныхсиликатов и алюмосиликатов. Огромное количество солей натрия находится вгидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5(1016m. Соединения натрия содержатся в растительных и животных организмах, впоследнем случае главным образом в виде NaCl. В крови человека ионы Na+составляют 0,32%, в костях 0,6%, в мышечной ткани 0,6 – 1,5%. Натрий – наиболее употребительный их щелочных металлов. Его получают вбольших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl2, KCl идругими для понижения температуры плавления. Это мягкий металл, легко реагирующий с водой, окисляющийся кислородом идругими элементами-окислителями – галогенами, халькогенами т.д. Хранятнатрий в запаянных сосудах, а небольшое количество – под слоем керосина. Применяется натрий в металлотермии и как активный восстановитель ворганическом синтезе. Так же его используют в газоразрядных лампах ихимических источниках тока. Натрий является одним из важных элементов, входящих в состав живыхорганизмов, в частности массовая доля ионов Na+ в плазме крови составляетоколо 0,3%. Тяжелые щелочные металлы – калий, рубидий и цезий – еще болеереакционноспособны, чем натрий. Все они со вспышкой реагируют снеметаллическими элементами, разлагают воду и многие другие вещества.Хранят их как и натрий, в запаянных сосудах. Подобно натрию калий является биогенным элементом, особенносущественным в физиологии растений, которые получают его из почвы. Приинтенсивной агротехнике естественный круговорот калия нарушается и егонеобходимо вводить в почву в виде калийных удобрений. Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит толькоцезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется длясоздания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах. Простое вещество натрий В виде простого вещества натрий – легкий (пл. 0,97 г/см3), мягкийсеребристо-белый металл со сравнительно невысокими температурами плавления(98(C) и кипения (883(C). По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчасокисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуресамовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогреванииэнергично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др. С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения.Например, с оловом он дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2,NaSn, Na2Sn, Na3Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые растворы.Эвтектический сплав 24% Na и 76% K представляет собой жидкость (температуракристаллизации –12,6(C). Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкийсплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановительчасто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качестветеплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиационныхдвигателей, в химических производствах, где требуется равномерный обогрев впределах 450 – 650(C. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. Припроизводстве натрия из NaCl (т. пл. 800(C) температуру плавленияэлектролита снижают (до 575 – 585(C) добавкой KCl, CaCl2, NaF или другихсолей. Натрий хранят в запаянных сосудах или под керосином. Элементы подгруппы калия Калий K, Рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr – полные электронныеаналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электроноводинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрияи, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов ихатомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2электрона, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения Iприведены сведения о литии, натрии и элементах подгруппы калия. Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы –катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак уэлементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения спреимущественно ионным типом связи. Вследствие незначительногополяризирующего действия ионов (малый заряд, устойчивость электроннойструктуры, большие размеры), комплексообразование для K+, Rb+, Cs+, Fr+нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвестны. Наиболее важными минералами калия являются: сильвин KCl, сильвинитNaCl(KCl, карналлит KCl(MgCl2(6H2O, каинит KCl(MgSO4(3H2O. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен,стабильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивногораспада урана (4(10-28г. на 1 грамм природного урана). Его получаютискусственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212Fr (T1/2 = 20 мин) образуетсяпри облучении урана протонами: 238U (p, 6p21n)212Fr Вследствие малого периода полураспада изотопов сколько-нибудь заметныхколичеств франция накопить не удается, поэтому его свойства изученынедостаточно. Простые вещества подгруппы калия В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-белые(за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центрированнойкристаллической решеткой (как Li и Na). Основные физические константы этихэлементов приведены в таблице 1-3 приложения I. Как видно из приведенных данных, плотность K, Rb и Cs невелика,температуры плавления и кипения невысокие. Эти металлы очень мягки и легкорежутся ножом. Существенно, что от лития к натрию и далее к калию значениябольшинства констант меняются довольно резко. Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. Навоздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия;цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металлысамовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромомсопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют ссерой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют большей частьюинтерметаллические соединения. Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений.Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенениемвыделяющегося водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом. Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легкотеряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами дляизготовления фотоэлементов. В технике калий получают натрийтермическим методом из расплавленногогидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии итермическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянныхсосудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине. Соединения с водородом Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуягидриды MH. Наиболее характерна эта реакция для лития: 2Li + H2 = 2LiH В отличие от соединений с p-элементами, в которых водород находится вположительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов онприсутствует в степени окисления –1, образуя гидридный анион H. Вотсутствие воды гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, новода немедленно его разлагает: LiH + H2O = LiOH + H2( В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион –восстановителя: H+ + H- = H2 Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и болеереакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона,т.е. они являются сильными восстановителями. Соединения с кислородом Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединенияхнаходятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образуетнесколько бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидовсуществуют пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов. Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствамикислорода, чем свойствам щелочных металлов. Особенности элементов первой группы в образовании соединений скислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионыобладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярныеионы кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксиднатрия и супероксиды остальных металлов: 2Li + 1/2O2 = Li2O 2Na + O2 = Na2O2 K + O2 = KO2 Пероксид лития может быть получен косвенным путем. Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующимметаллом: Na2O2 + 2Na = 2Na2O2 KO2 + 3K = 2K2O При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды: K + O2 = KO3 Большинство соединений с кислородом окрашено. Оксиды лития и натриябесцветны, но уже Na2O2 имеет светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2– темно-коричневого цвета. Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически непроявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда какостальные соединения являются сильными окислителями. Большая частьорганических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок)реагируют с Na2O2 или KO2 со вспышкой или со взрывом. Пероксид натрия получают в промышленности в больших количествах путемсжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его сводой идет реакция гидролиза: O22- + H2O = OH- + HO2- Водные растворы пероксида натрия – достаточно сильные окислители ишироко используются для отбеливания органических средств – древесной массы,тканей, меха. Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующихдыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегосякислорода может быть равно числу молей поглощенного CO2: Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + 1/2O2 2KO2 + CO2 = K2CO3 + 3/2O2 При соотношении Na2O2 : KO2 = 1 : 2 поглощение CO2 происходит безизменения общего давления. Гидроксиды Все бинарные соединения элементов I группы с кислородом реагируют сводой, образуя гидроксиды. Например: Li2O + H2O = 2LiOH, Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O, 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2( Гидроксиды щелочных металлов, называемые щелочами, в воде хорошорастворимы и практически полностью диссоциированы: NaOH ( кр) = Na+ (p-p) + OH- (p-p) В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся безразложения при ( 300 – 500 (C. Только гидроксид лития при нагревании вышеТпл = 445 (C теряет воду: 2LiOH = Li2O + H2O Твердые гидроксиды и их концентрированные растворы сильногигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов,не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычныхусловиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO2, SO2,NO2, галогенами, галогено- и халькогеноводородами. Поэтому щелочи широкоиспользуются для поглощения таких газов и очистки от них кислорода,водорода, азота. В силу этих причин как твердые щелочи, так и их растворы следуетхранить в плотно закрытой посуде. Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадныхколичествах получают в промышленности электролизом раствора хлорида натрия.Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, прирафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловареннойпромышленности, при синтезе красителей и в других химических производствах. Растворы щелочных металлов При обсуждении свойств типичных металлов – галогенов, серы, фосфора –неоднократно упоминалась их способность растворяться в некоторыхрастворителях, из которых затем они могут быть выведены в неизменном виде.Такими растворителями для неметаллов являются малополярные вещества вродеCS2, CCl4 или бензола. По мере перехода от молекулярных кристаллов катомным и металлическим способность растворяться без химических реакцийпостепенно уменьшается, и простые вещества элементов IV и III группыпереходят в раствор только в результате химического превращения. В случае щелочных металлов связи в металлических кристаллах,осуществляемые единственным валентным электроном, настолько слабы, чтопоявляется возможность их разрушения в результате молекулярных, а нехимических, в полном смысле этого слова, взаимодействий. Так, в отсутствие следов железа все щелочные металлы достаточно хорошорастворимы в жидком аммиаке. При этом образуются голубые или синиерастворы, из которых металлы могут быть выведены в неизменном виде послеиспарения аммиака. Подобным же образом натрий и другие металлы могут бытьрастворены в некоторых органических растворителях – аминах и эфирах. Всеэти растворы обладают хорошей электропроводимостью, что говорит о ионнойприроде растворенных частиц. Различными методами доказано, что во всехслучаях имеет место равновесие: M (кр) ( M (p-p) ( M+ (p-p) + e- (p-p) Как катион металла, так и электрон сильно сольватируются молекуламирастворителя; например, в аммиаке образуются ионы Na(NH3)4+, и это приводитк общему выигрышу энергии при растворении. Очевидно, что сольватированные электроны в заметных количествах немогут существовать в растворах, содержащих протоны, так как непременнодолжна идти реакция H+ (p-p) + e- (p-p) = 1/2H2(или, иначе, обмен электроном между атомом металла и протоном: M (кр) + H+ (p-p) = M+ (p-p) + 1/2H2( В водных растворах этот процесс количественно характеризуетсястандартным восстановительным потенциалом. Для щелочных металлов E(kпрактически одинаковы и равны –2,9В. Такие большие отрицательные значенияE( говорят о том, что ни при каких условиях щелочные металлы не могутсуществовать с водой и любыми водными растворами, а значит, не могут бытьвосстановлены из водного раствора. Действительно, все щелочные металлы энергично, во многих случаях совзрывом, реагируют с водой и растворами кислот. Со щелочными растворами, вкоторых концентрация протонов мала, реакции идут более спокойно. Натрий,брошенный на поверхность воды, немедленно плавится за счет теплоты реакции,а иногда поджигает выделяющийся водород: Na (кр) + H2O (ж) = NaOH (p-p) + 1/2H2( Калий всегда реагирует с водой со вспышкой или со взрывом. Соли щелочных металлов Во всех своих соединениях щелочные металлы существуют в видеоднозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соединениям –галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложнымимногоатомными анионами. Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках,содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратацииионов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкимиисключениями, соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Хужедругих растворимы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия,рубидия и цезия. При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящеговодорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появлениюхарактерной окраски пламени. Соли щелочных металлов находят самое широкое применение как влабораторной практике, так и в различных областях промышленности имедицины. Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия,известные под общим названием сода. В технике и в быту различаюткристаллическую соду Na2CO3(10H2O, кальцинированную соду – безводныйкарбонат Na2CO3 и питьевую соду – NaHCO3. Кроме того, следует упомянуть,что термин каустическая сода или каустик используется в технике дляобозначения NaOH. Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное,текстильное производство. Сода служит исходным продуктом для получениядругих солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. Влабораторной практике сода используется для нейтрализации кислот принесчастных случаях. Приложение I Таблица 1-1. Физико-химические свойства щелочных металлов|Величина |Li |Na |K |Rb |Cs ||Энергия ионизации атомов |5,4 |5,1 |4,3 |4,2 |3,9 ||I1, |(520) |(492) |(415) |(405) |(386) ||Эв (кДж/моль) | | | | | ||Сродство атомов к |0,6 |0,3 |0,5 |0,4 |0,4 ||электрону, |(57) |(29) |(48) |(39) |(39) ||Эв (кДж/моль) | | | | | ||Электроотрицательность |1,0 |1,0 |0,9 |0.9 |0,9 ||Орбитальный радиус атома, |0,159 |0,171 |0,216 |0,229 |0,252 ||нм | | | | | ||Энтальпия атомизации, |159 |107 |89 |81 |77 ||кДж/моль | | | | | ||Температура плавления, (C |180 |98 |64 |39 |29 ||Температура кипения, (C |1340 |886 |761 |690 |672 | Таблица 1-2. Основные сведения о щелочных металлах|Величина |3Li |11Na |19Ka |37Rb |55Cs |87Fr ||Атомный вес |6,94 |22,99 |39,1 |85,47 |132,9 |[223] ||Валентные электроны|(2) |(8) |(8) |(8) |(8) |(8) || |2s1 |3s1 |4s1 |5s1 |6s1 |7s1 ||Металлический | | | | | | ||радиус |1,55 |1,89 |2,36 |2,48 |2,68 |2,80 ||Атома, А | | | | | | ||Радиус иона Э+, А |0,68 |0,98 |1,33 |1,49 |1,65 |1,75 ||Энергия ионизации, | | | | | | ||Эв |5,39 |5,14 |4,43 |4,176 |3,89 |3,98 ||Э( ( Э+ | | | | | | ||Содержание в земной| | | | | | || |0,02 |2,0 |1,1 |4(10-3|9(10-5|( ||коре, ат. % | | | | | | ||Природные изотопы |7Li |23Na |39Ka |85Rb |183Cs |( || |92,7% |100% |93,1% |72,15%|100% | | Таблица 1-3. Основные физические константы щелочных металлов|Величина |Li |Na |K |Rb |Cs ||Плотность, г/см3 |0,53 |0,97 |0,85 |1,5 |1,9 ||Твердость (алмаз 10)|0,6 |0,4 |0,5 |0,3 |0,2 ||S(298, дж/г-ат(град |28,1 |51,2 |64,2 |76,2 |84,3 ||Теплоемкость (H2O 1)|0,83 |0,29 |0,17 |0,08 |0,05 ||Теплопроводность |11 |21 |14 |8 |5 ||(H(возг.298,кДж/г-ат|159,3|92,0 |90,4 |82,1 |78,2 ||Т. пл., (C |179 |98 |63 |39 |29 ||Т. кип., (C |1350 |900 |776 |680 |666 | Список использованной литературы Н. С. Ахметов «Неорганическая химия», Москва изд. Высшая школа 1975г. В. В. Пасынков «Материалы электронной техники», Москва изд. Высшаяшкола 1980г. Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевский «Металлы», Москва изд. Просвещение1966г. А. В. Суворов, А. Б. Никольский «Общая химия», Санкт-Петербург изд.Химия 1995г. С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.