Лужні метали

Міністерство зв’язку Російської Федерации.

Санкт-Петербурзький Державний Університет Телекомунікацій їм. проф. Бонч-Бруевича.

Кафедра химии.

Реферат.

Предмет: Химия.

Тема: Лужні металлы.

Упорядники: студенти грн. Р-73.

Смирнов Игорь.

Васильєв Валерий.

Самим.

Санкт-Петербург.

1999 г.

Що таке металлы.

У періодичної системі метали переважають. За багатьма властивостями метали дуже відрізняються одне від друга: літій вдвічі легше води, а осмій важче їх у 22,5 разу. Цезій чи галій можна легко розплавити у долоні, а вольфрамові для плавлення потрібна температура лише вдвічі нижча, ніж температура поверхні Сонця; літій, натрій чи калій можна різати ножем, а чистий хром не всякий різець візьме… Різна та хімічна активність металів — від майже повної хімічної інертності золота чи платини до неприборкану реакційної здібності калію чи натрия.

Але, попри всі своє розмаїтість, ці елементи утворюють єдину сім'ю, оскільки всі вони щодо легко розлучаються відносини із своїми зовнішніми електронами і перетворюються на позитивні ионы.

Елемент легко віддає електрони, якщо їх у зовнішньому енергетичному рівні мало (тому елементи перших трьох груп, беручи до уваги бору, — метали) або якщо радіус атома таким великим, що ядро неспроможна міцно утримувати зовнішні електрони (тому вісмут, атом якого тримає в зовнішньому енергетичному рівні п’ять електронів, все-таки належать до металлам).

Простеживши, як змінюються властивості у елементів III періоду, побачимо, що зі збільшенням числа електронів в зовнішньому енергетичному рівні елементи поступово переходять від активного металу натрію до активної неметаллу хлору. IV період теж починається активним металом калієм. У кінці цього періоду перед інертним газом криптоном також варто активний металоїд бром. Отже, й у періоді має відбуватися той самий переход.

Чому ж це перехід такий повільний? Річ у тім, що з елементів IV періоду від скандію до цинку «добудовується» не зовнішній енергетичний рівень, а попередній. І лише після цинку (починаючи з галію) число електронів осіб на зовнішньому енергетичному рівні збільшується, отже у германію тут чотири електрона. Він — «прикордонний» елемент, на яких йдуть неметаллы.

Оскільки в елементів від скандію до нікелю осіб на зовнішньому енергетичному рівні максимум двох електронів, всі вони метали. Кожен великий період включає у собі такий ряд, який складається тільки з металлов.

У цих рядів парні номери, та якщо з більшості розміщених у них металів складаються побічні підгрупи періодичної системы.

Набуття та хімічні свойства.

Вперше метали I групи (Na і K) отримано англійським хіміком Х. Деві в 1807 г. електроліз лугів, звідки і виникло їх групове назва — лужні металлы.

У чистому вигляді елементи I групи — легкі, м’які, блискучі метали, швидко тускнеющие надворі через окислення киснем і реакції із жовтою водою. Їх основні властивості представлені у вигляді таблиці 1−1 при застосуванні I.

Литий.

Літій Li — s-элемент 1s22s1. У літію, має лише одне валентний електрон і великий атомний радіус, енергія іонізації значно менше, ніж в берилію (5,39эв проти 9,32эв у Be). Це типовий металевий елемент, лужної метал. Проте від інших лужних металів літій відрізняє невеличкий розмір атома і іона; літій як нагадує також магний.

Для літію найхарактерніше освіту іонній зв’язку. Тому координаційне число Li в з'єднаннях на відміну інших елементів другого періоду більше 4. Разом про те внаслідок невеликого розміру іон літію характеризується високої енергією сольватации, а литийорганических з'єднаннях літій утворює ковалентну связь.

Літій досить поширений у земної корі (0,002ат.%). Природний літій і двох стабільних ізотопів: 6Li (7,3%) і 7Li (92,7%). Штучно отримані радіоактивні ізотопи. Найбільшу цінність мають мінерали сподумен LiAl (SiO3)2, амблигонит LiAl (PO4)F і лепидолит Li2Al2(SiO3)3(F, OH)2.

Літій — єдиний елемент, реагує при умовах з азотом. Бо за контакту з повітрям одночасно протікають реакції з киснем і вологою, літію, як та інші лужні метали, можна зберігати лише без доступу воздуха.

При горінні літію надворі одночасно утворюються і оксид, і нитрид:

2Li (кр) + ½O2 (р) = Li2O (кр), (H (= -598кДж;

3Li (кр) + ½N2 (р) = Li3N (кр), (H (= -164кДж.

При невеличкому нагріванні літій реагує з воднем, вуглецем, фосфором та інші елементами, створюючи численні бінарні сполуки, в кристалах що їх є у вигляді однозарядного криптона.

При реакціях з органічними галогенами утворюються литийорганические соединения.

C2H5Cl + 2Li = C2H5Li + LiCl.

Це надзвичайно реакционно-способные речовини, загорающиеся при контакту з вологим повітрям. Їх хороша розчинність в неполярных розчинниках свідчить про ковалентный характер зв’язку літію з органічним радикалом. Часто ці сполуки утворюють полімери, у яких координаційне число літію сягає четырех.

Літій використовують у спеціальних легких сплавах, литийорганические похідні широко застосовуються при синтезі різних класів органічних соединений.

Просте речовина литий.

У нинішньому вигляді простого речовини літій — м’який сріблисто-білий метал (т. пл. 179.(C, т. стосів. 1370©. З металів він є легкий (пл. 0,534 г/см3).

Літій високо хімічно активний. З киснем і азотом взаємодіє вже за часів умовах, на повітрі відразу ж окислюється, створюючи темно-сірий наліт продуктів взаємодії (Li2O, Li3N). При температурі вище 200(C загоряється. У атмосфері фтору і хлору, а також у парах брому і йоду самозаймається при умовах. При нагріванні безпосередньо сполучається з сірої, вугіллям, воднем та інші неметаллами. Будучи напружений, горить в CO2.

З металами літій утворює интерметаллические сполуки. З на магній, алюмінієм, цинком і деякими іншими металами, ще, утворює обмежені тверді розчини. Помітно відрізняється атомним радіусом від інших лужних металів, дає із нею эвтектические смеси.

Літій надає сплавів ряд цінних фізико-хімічних властивостей. Наприклад, у сплавів алюмінію із вмістом до один відсоток літію підвищується механічна міцність і коррозионная стійкість, запровадження двох відсотків літію в технічну мідь значно збільшує її електропровідність і т.д.

Літій з хімічного активності поступається деяким металам, хоча значення його стандартного електродного потенціалу найбільш негативне (E (298= (3,01 в). Це пов’язано з досить енергії гідратації іона Li+, що забезпечує усунення равновесия.

Li (т) (Li+(p) + eубік іонізації металу у значно краще, чому це має місце біля інших лужних металів. Для слабко сольватирующих розчинників (наприклад, в розплавах солей) значення його електродного потенціалу відповідає його меншою хімічної активності у ряду лужних металлов.

Літій енергійно розкладає воду, виділяючи з її водень; ще легше взаємодіє зі кислотами.

Літій отримують електроліз розплаву эвтектической суміші LiCl — KCl. Його зберігають під шаром вазеліну чи парафіну в запаяних сосудах.

Найважливішою областю застосування літію, як джерела тритію є атомна енергія. Літій, ще, використовують у ролі теплоносія в атомних реакторах.

Натрий.

Атомний і іонний радіус натрію Na (1s22s22p63s1) значно більше, ніж літію, та ознаки металевого елемента у натрію виражені сильніше. У цьому плані він поступається лише елемента підгрупи калия.

Натрій — одне з найбільш поширених елементів Землі (2,0 ат. %). Він виявлено у атмосфері Сонця й у міжзоряному пространстве.

Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам'яна сіль, галит), Na2SO4(10H2O (мирабилит, глауберова сіль), Na3AlF6 (криолит), Na2B4O7(10H2O (бура) та інших. У поєднанні з іншими елементами він входить до складу багатьох природних силікатів і алюмосиликатов. Дуже багато солей натрію перебуває у гідросфері. Абсолютна зміст натрію у морській воді близько 1,5(1016m.

Сполуки натрію зберігають у рослинних і тварин організмах, в цьому разі головним чином вигляді NaCl. У крові людини іони Na+ становлять 0,32%, в кістках 0,6%, в м’язової тканини 0,6 — 1,5%.

Натрій — найбільш уживаний їх лужних металів. Його одержують у багато електроліз розплаву NaCl з добавками CaCl2, KCl і іншими для зниження температури плавления.

Це м’який метал, легко реагує із жовтою водою, окислюється киснем і іншими элементами-окислителями — галогенами, халькогенами т.д. Бережуть натрій в запаяних посудинах, а небагато — під шаром керосина.

Застосовується натрій в металлотермии як і активний восстановитель в органічному синтезі. Також його використав газорозрядних лампах і хімічних джерелах тока.

Натрій одна із важливих елементів, входять до складу живих організмів, зокрема масова частка іонів Na+ в плазмі крові становить близько 0,3%.

Важкі лужні метали — калій, рубідій і цезій — ще більше реакционноспособны, ніж натрій. Усі вони з спалахом реагують з неметаллическими елементами, розкладають води і багатьох інших речовини. Бережуть їх як і натрій, в запаяних сосудах.

Подібно натрію калій є біогенним елементом, особливо істотним в фізіології рослин, які отримають її з грунту. При інтенсивної агротехніці природний круговорот калію порушується та її необхідно вводити у сухий ґрунт як калійних удобрений.

З важких лужних металів технічне застосування знаходить лише цезій, який, завдяки малому потенціалу іонізації використовується для створення фоточувствительных верств в вакуумних фотоэлементах.

Просте речовина натрий.

У нинішньому вигляді простого речовини натрій — легкий (пл. 0,97 г/см3), м’який сріблисто-білий метал зі порівняно невисокими температурами плавлення (98© і кипіння (883©.

По хімічним властивостями це найактивніший метал. На повітрі відразу ж окислюється, створюючи пухкі продукти окислення. При звичайній температурі самозаймається у атмосфері фтору і хлору. При невеличкому підігріванні енергійно взаємодіє зі рідким бромом, сірої, йодом, воднем і др.

З багатьма металами натрій утворює интерметаллические сполуки. Наприклад, з оловом він надає ряд сполук: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn та інших. Деяким металами дає тверді розчини. Эвтектический сплав 24% Na і 76% K є рідиною (температура кристалізації -12,6©.

Натрій використовують у металлотермии. Металевий натрій та її рідкий сплав з калієм використовують у органічному синтезі. Як восстановитель часто застосовується амальгама натрію. Натрій застосовується також як теплоносія в ядерних енергетичних установках, в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах, де потрібно рівномірне обігрів в межах 450 — 650(C.

Натрій отримують електроліз розплавленого NaCl і рідше NaOH. При виробництві натрію з NaCl (т. пл. 800© температуру плавлення електроліту знижують (до 575 — 585© добавкою KCl, CaCl2, NaF чи інших солей. Натрій бережуть у запаяних посудинах або під керосином.

Елементи підгрупи калия.

Калій K, Рубідій Rb, цезій Cs і францій Fr — повні електронні аналоги. Хоча в атомів лужних металів число валентных електронів однаково, властивості елементів підгрупи калію від властивостей натрію і, особливо, літію. Це пов’язано з помітним відмінностями величини радіусів їх атомів і іонів. З іншого боку, у літію в предвнешнем квантовому шарі 2 електрона, а й у елементів підгрупи калію — 8. У таблиці 1−2 докладання I наведено дані про літії, натрии і елементах підгрупи калия.

Елементи підгрупи калію — найтиповіші металеві елементи — катионогены. У цьому на підвищення порядкового номери цей ознака у елементів посилюється. Їх найбільш характерними є з'єднання з переважно іонним типом зв’язку. У результаті незначного поляризирующего дії іонів (малий заряд, стійкість електронної структури, великі розміри), комплексообразование для K+, Rb+, Cs+, Fr+ нехарактерно; навіть кристаллогидраты їм майже неизвестны.

Найважливішими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвинит NaCl (KCl, карналлит KCl (MgCl2(6H2O, каїніт KCl (MgSO4(3H2O.

Рубідій і цезій зберігають у мінералах калію. Францій радіоактивний, стабільних ізотопів немає. Він відкрито 1939 г. продукти радіоактивного розпаду урану (4(10−28г. на 1 грам природного урану). Його отримують штучно. Найбільш долгоживущий ізотоп 212Fr (T½ = 20 хв) утворюється при опроміненні урану протонами:

238U (p, 6p21n)212Fr.

У результаті малого періоду піврозпаду ізотопів бодай якихось помітних кількостей франція нагромадити вдасться, тому його властивості вивчені недостаточно.

Прості речовини підгрупи калия.

У нинішньому вигляді простих речовин калій та її аналоги — блискучі сріблисто-білі (крім золотаво-жовтого цезію) метали з объемно-центрированной кристалічною гратами (як Li і Na). Основні фізичні константи цих елементів наведені у таблиці 1−3 докладання I.

Як очевидно з наведених даних, щільність K, Rb і Cs невелика, температури плавлення і кипіння невисокі. Ці метали дуже лагідні і легко ріжуться ножем. Істотно, що з літію до натрію і далі до калію значення більшості констант змінюються досить резко.

Калій та її аналоги — виключно реакционноспособные метали. На повітрі калій відразу ж окислюється, створюючи пухкі продукти взаємодії; цезій і рубідій самовоспламеняются. У атмосфері фтору і хлору ці метали самовоспламеняются при умовах. Взаємодія його з рідким бромом супроводжується сильним вибухом. При нагріванні вони охоче взаємодіють із сірої, воднем та інших. металами. З металами вони утворюють здебільшого интерметаллические соединения.

Калій та її аналоги містяться у на самому початку низки напруг. Взаємодія калію із жовтою водою супроводжується самовоспламенением выделяющегося водню, а взаємодія рубідію і цезію — навіть взрывом.

Аналізовані метали при нагріванні і висвітленні порівняно легко втрачають електрони. Ця здатність зробила їх цінними матеріалами для виготовлення фотоэлементов.

У техніці калій отримують натрийтермическим методом з розплавленого гидроксида чи хлориду, рубідій і цезій — методами металлотермии і термічним розкладанням сполук. Калій та її аналоги бережуть у запаяних посудинах. Калій, ще, можна зберігати в керосине.

Сполуки з водородом.

Лужні метали безпосередньо взаємодіють із воднем, створюючи гидриды MH. Найхарактернішою ця реакція для лития:

2Li + H2 = 2LiH.

На відміну від сполук з p-элементами, у яких водень перебуває у позитивної ступеня окислення, в гидридах лужних металів він є у ступеня окислення -1, створюючи гидридный аніон H. У відсутність води гідрид літію не реагує з киснем і галогенами, але вода негайно його разлагает:

LiH + H2O = LiOH + H2(.

У цьому реакції протон виступає у ролі окислювача, а гидридный аніон — восстановителя:

H+ + H- = H2.

Гидриды інших лужних металів менш стійкі і більше реакционноспособны. Їх властивості визначаються властивостями гидридного аниона, тобто. є сильними восстановителями.

Сполуки з кислородом.

Попри те що, що лужні метали в усіх власних з'єднаннях перебувають у єдиною ступеня окислення +1, кожен із новачків утворює кілька бінарних сполук з киснем. Крім нормальних оксидів існують пероксиди, супероксиды і озониды лужних металлов.

Освіта таких сполук зумовлено більшою мірою властивостями кисню, ніж властивостями лужних металлов.

Особливості елементів першої групи освіти сполук з киснем полягають у тому, що стосовно великі однозарядні іони мають малим поляризующим дією і дестабілізують молекулярні іони кисню. При горінні в кисні виходять оксид літію, пероксид натрію і супероксиды інших металів: 2Li + ½O2 = Li2O 2Na + O2 = Na2O2 K + O2 = KO2.

Пероксид літію можна отримати непрямим путем.

Оксиди отримують з харчів згоряння, нагріваючи його з відповідним металлом:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O2 KO2 + 3K = 2K2O.

При взаємодії калію, рубідію і цезію з озоном утворюються озониды:

K + O2 = KO3.

Більшість сполук з киснем забарвлене. Оксиди літію і натрію безбарвні, але вже настав Na2O2 має ясно-жовту забарвлення, KO2 — помаранчевого, RbO2 — темно-коричневого цвета.

Природно, що нормальні оксиди лужних металів мало виявляють ні окисних, ні відбудовних властивостей, тоді як інші з'єднання є сильними окислювачами. Більшість органічних речовин (ефір, оцтової кислоти, деревна тирса, бавовну) реагують з Na2O2 чи KO2 зі спалахом чи з взрывом.

Пероксид натрію одержують у промисловості, у у великих кількостях шляхом спалювання металевого натрію в струмі повітря. При взаємодії його з водою йде реакція гидролиза:

O22- + H2O = OH- + HO2;

Водні розчини пероксиду натрію — досить сильні окислювачі і широко йдуть на відбілювання органічних коштів — деревної маси, тканин, меха.

Суміш пероксиду натрію з супероксида калію застосовується у ізолюючих дихальних апаратах, позаяк у цьому випадку число молей выделившегося кисню то, можливо одно числу молей поглиненої CO2:

Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + ½O2.

2KO2 + CO2 = K2CO3 + 3/2O2.

При співвідношенні Na2O2: KO2 = 1: 2 поглинання CO2 не викликає зміни загального давления.

Гидроксиды.

Усі бінарні сполуки елементів I групи з киснем реагують з водою, створюючи гидроксиды. Например:

Li2O + H2O = 2LiOH, Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O,.

2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2(.

Гидроксиды лужних металів, звані лугами, у питній воді добре розчиняються і цілком диссоциированы:

NaOH (кр) = Na+ (p-p) + OH- (p-p).

У чистому вигляді це тверді безколірні речовини, плавящиеся без розкладання при (300 — 500 (З. Тільки гидроксид літію при нагріванні вище Тпл = 445 (З втрачає воду:

2LiOH = Li2O + H2O.

Тверді гидроксиды та його концентровані розчини сильно гигроскопичны, вони жадібно поглинають вологу й закони використовують для осушення газів, котрі мають кислотними властивостями, зокрема аміаку. Вже за звичайних умовах тверді луги легко реагують з «кислотами» газами — CO2, SO2, NO2, галогенами, галогеноі халькогеноводородами. Тому луги широко йдуть на поглинання таких газів і очищення від нього кисню, водню, азота.

З цих причин як тверді луги, продовжує їх розчини слід зберігати в щільно закритою посуде.

Найбільше застосування знаходить NaOH — їдкий натр, що у величезних кількостях одержують у промисловості електроліз розчину хлориду натрію. Він широко застосовується під час виробництва целюлози, штучного шовку, при рафинировании рідких рослинних олій і нафти, в миловарної промисловості, при синтезі барвників та інших хімічних производствах.

Розчини лужних металлов.

Під час обговорення властивостей типових металів — галогенів, сірки, фосфору — неодноразово згадувалася спроможність розчинятися у деяких розчинниках, із яких потім є підстави виведені в незмінному вигляді. Такими розчинниками для неметаллов є малополярные речовини на кшталт CS2, CCl4 чи бензолу. Принаймні переходу від молекулярних кристалів до атомним і металевим здатність розчинятися без хімічних реакцій поступово зменшується, й прості речовини елементів IV і III групи переходить до розчин тільки внаслідок хімічного превращения.

Що стосується лужних металів зв’язку в металевих кристалах, здійснювані єдиним валентным електроном, настільки слабкі, що з’являється можливість їх руйнації внаслідок молекулярних, а чи не хімічних, у сенсі цього терміну, взаимодействий.

Так було в відсутність слідів заліза все лужні метали досить добре розчиняються у рідкому аміаку. У цьому утворюються блакитні чи сині розчини, у тому числі метали вивести в незмінному вигляді після випаровування аміаку. У такий спосіб натрій та інші метали може бути растворены у деяких органічних розчинниках — аминах і ефірах. Усі ці розчини мають хорошою электропроводимостью, що свідчить про іонній природі розчинених частинок. Різними методами доведено, що у всіх випадках має місце равновесие:

M (кр) (M (p-p) (M+ (p-p) + e- (p-p).

Як катіон металу, і електрон сильно сольватируются молекулами розчинника; наприклад, в аміаку утворюються іони Na (NH3)4+, і усе веде до спільного виграшу енергії при растворении.

Вочевидь, що сольватированные електрони в помітних кількостях не можуть існувати в розчинах, містять протони, оскільки неодмінно повинна бути реакция.

H+ (p-p) + e- (p-p) = ½H2(чи, інакше, обмін електроном між атомом металу і протоном:

M (кр) + H+ (p-p) = M+ (p-p) + ½H2(.

У водних розчинах той процес кількісно характеризується стандартним відбудовним потенціалом. Для лужних металів E (k практично однакові і рівні -2,9 В. Такі великі негативні значення E (свідчать, що за яких умов лужні метали що неспроможні існувати з і будь-якими водними розчинами, отже, неможливо знайти повернули з водного раствора.

Справді, все лужні метали енергійно, у часто зі вибухом, реагують з і розчинами кислот. З лужними розчинами, в яких концентрація протонів мала, реакції йдуть спокійніше. Натрій, кинутий на поверхню води, негайно плавиться з допомогою теплоти реакції, інколи ж запалює вирізняється водород:

Na (кр) + H2O (ж) = NaOH (p-p) + ½H2(.

Калій завжди реагує із жовтою водою зі спалахом чи з взрывом.

Солі лужних металлов.

У своїх з'єднаннях лужні метали перебувають у вигляді однозарядных катионів. Це ставитися як до бінарним сполукам — галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, і до солей зі складними многоатомными анионами.

Електростатичні взаємодії іонних кристалічних ґратах, містять однозарядні катиони, невідь що великі, і гідратації іонів цілком порівнянні із нею. Тому, за рідкісними винятками, солі лужних металів добре розчиняються у питній воді. Гірше інших розчиняються фториди, карбонат і фосфат літію і перхлораты калію, рубідію і цезия.

При сильному нагріванні солей, особливо в внесенні в полум’я палаючого водню чи побутового газу, відбувається ряд процесів що призводять до появі характерною забарвлення пламени.

Солі лужних металів знаходять саме широке застосування як і лабораторної практиці, і у різних галузях в промисловості й медицины.

Особливо широко використовуються карбонат і гидрокарбонат натрію, відомі під загальним назвою сода. У техніки і у побуті розрізняють кристалічну соду Na2CO3(10H2O, кальциновану соду — безводний карбонат Na2CO3 і питну соду — NaHCO3. З іншого боку, слід сказати, термін каустичну соду чи каустик використовують у техніці для позначення NaOH.

Основні споживачі соди — склоробне, миловарне, паперове, текстильне виробництво. Сода служить вихідним продуктом щоб одержати інших солей натрію. Питна сода широко застосовується у медицині. У лабораторної практиці сода використовується для нейтралізації кислот при нещасних случаях.

Додаток I.

Таблиця 1−1. Фізико-хімічні властивості лужних металів |Розмір |Li |Na |K |Rb |Cs | |Енергія іонізації атомів |5,4 |5,1 |4,3 |4,2 |3,9 | |I1, |(520) |(492) |(415) |(405) |(386) | |Ев (кДж/моль) | | | | | | |Спорідненість атомів до |0,6 |0,3 |0,5 |0,4 |0,4 | |електрону, |(57) |(29) |(48) |(39) |(39) | |Ев (кДж/моль) | | | | | | |Электроотрицательность |1,0 |1,0 |0,9 |0.9 |0,9 | |Орбітальний радіус атома, |0,159 |0,171 |0,216 |0,229 |0,252 | |нм | | | | | | |Энтальпия атомізації, |159 |107 |89 |81 |77 | |кДж/моль | | | | | | |Температура плавлення, (З |180 |98 |64 |39 |29 | |Температура кипіння, (З |1340 |886 |761 |690 |672 |.

Таблиця 1−2. Основні інформацію про лужних металах |Величина |3Li |11Na |19Ka |37Rb |55Cs |87Fr | |Атомний вагу |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 | |Металевий | | | | | | | |радіус |1,55 |1,89 |2,36 |2,48 |2,68 |2,80 | |Атома, А | | | | | | | |Радіус іона Еге+, А |0,68 |0,98 |1,33 |1,49 |1,65 |1,75 | |Енергія іонізації, | | | | | | | |Ев |5,39 |5,14 |4,43 |4,176 |3,89 |3,98 | |Еге ((Еге+ | | | | | | | |Зміст в земної| | | | | | | | |0,02 |2,0 |1,1 |4(10−3|9(10−5|(| |корі, ат. % | | | | | | | |Природні ізотопи |7Li |23Na |39Ka |85Rb |183Cs |(| | |92,7% |100% |93,1% |72,15%|100% | |.

Таблиця 1−3. Основні фізичні константи лужних металів |Розмір |Li |Na |K |Rb |Cs | |Щільність, г/см3 |0,53 |0,97 |0,85 |1,5 |1,9 | |Твердість (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 | |Теплоємність (H2O 1)|0,83 |0,29 |0,17 |0,08 |0,05 | |Теплопровідність |11 |21 |14 |8 |5 | |(H (возг.298,кДж/г-ат|159,3|92,0 |90,4 |82,1 |78,2 | |Т. пл., (З |179 |98 |63 |39 |29 | |Т. стосів., (З |1350 |900 |776 |680 |666 |.

Список використаної литературы.

М. З. Ахметов «Неорганічна хімія», Москва вид. Вищу школу 1975 г.

У. У. Пасинків «Матеріали електронної техніки», Москва вид. Вища школа 1980 г.

Ю. У. Ходаков, У. Л. Василевський «Метали», Москва вид. Просвітництво 1966 г.

А. У. Суворов, А. Б. Микільський «Загальна хімія», Санкт-Петербург вид. Хімія 1995 г.

З. І. Венецкий «Розповіді про металах», Москва вид. Металургія 1986 г.