Реферат: Щелочные металлы - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Щелочные металлы

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 30 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

Министерство связи Российской Федерации Санкт-Петербургский Государственный Университет Телекоммуника ций 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 свойствам м еталлы очень отличаются друг от друга: литий вдвое легче воды, а осмий тяж елее ее в 22,5 раза. Цезий или галлий можно легко расплавить в ладони, а вольф раму для плавления нужна температура лишь вдвое меньше, чем температура поверхности Солнца; литий, натрий или калий можно резать ножом, а чистый х ром не всякий резец возьмет… Различна и химическая активность металлов – от почти полной химической инертности золота или платины до неукроти мой реакционной способности калия или натрия. Но, несмотря на все свое разнообразие, эти элементы образую т единую семью, потому что все они относительно легко расстаются со свои ми наружными электронами и превращаются в положительные ионы. Элемент легко отдает электроны, если их на внешнем энергетическом уровн е мало (поэтому элементы первых трех групп, не считая бора, – металлы) или если радиус атома так велик, что ядро не в состоянии прочно удерживать на ружные электроны (поэтому висмут, атом которого имеет на внешнем энергет ическом уровне пять электронов, все-таки относят к металлам). Проследив, как изменяются свойства у элементов III периода, мы увидим, что с увеличением числа электронов во вн ешнем энергетическом уровне элементы постепенно переходят от активног о металла натрия к активному неметаллу хлору. IV период тоже начинается активным металлом калием. В конце этого периода перед инертным газом криптоном также стоит активный неметалл б ром. Следовательно, и в этом периоде должен происходить такой же переход. Почему же этот переход такой медленный? Дело в том, что у элементов IV периода от скандия до цинка «достраивает ся» не внешний энергетический уровень, а предыдущий. И лишь после цинка (н ачиная с галлия) число электронов на внешнем энергетическом уровне увел ичивается, так что у германия здесь четыре электрона. Он – «пограничный » элемент, за которым следуют неметаллы. Поскольку у элементов от скандия до никеля на внешнем энергетическом ур овне не больше двух электронов, то они металлы. Каждый большой период вкл ючает в себя подобный ряд, состоящий только из металлов. У этих рядов четные номера, а из большинства расположенных в них ме таллов состоят побочные подгруппы периодической системы. Получение и химические свойства Впервые металлы I группы ( Na и K ) был и получены английским химиком Х. Дэви в 1807г. электролизом щелочей, откуда и возникло их групповое название – щелочные металлы . В чистом виде элементы I г руппы – легкие, мягкие, блестящие металлы, быстро тускнеющие на воздухе из-за окисления кислородом и реакции с водой. Их основные свойства предс тавлены в виде таблицы 1-1 в приложении I . Литий Литий Li – s - элемент 1 s 2 2 s 1 . У лития, имеющего только один валентный электрон и большой атомный радиус, энергия ионизации зна чительно меньше, чем у бериллия (5,39 эв против 9,32 эв у Be ). Это типичный металлический элемент, щелочной металл. Однако от остальных ще лочных металлов литий отличает небольшой размер атома и иона; литий по с войствам напоминает также магний. Для лития наиболее характерно образование ионной связи. Поэтому коорди национное число Li в соединениях в отл ичие от остальных элементов второго периода больше 4. Вместе с тем вследс твие небольшого размера ион лития характеризуется высокой энергией со льватации, а в литийорганических соединениях литий образует ковалентн ую связь. Литий достаточно широко распространен в земной коре (0,002ат.%). Природный лит ий состоит из двух стабильных изотопов: 6 Li (7,3%) и 7 Li (92,7%) . Искусственно получе ны радиоактивные изотопы. Наибольшую ценность имеют минералы сподумен LiAl ( SiO 3 ) 2 , амблигонит LiAl ( PO 4 ) F и лепидолит Li 2 Al 2 ( SiO 3 ) 3 ( F , OH ) 2 . Литий – единственный элемент, реагирующий при обычных усл овиях с азотом. Поскольку при контакте с воздухом одновременно протекаю т реакции с кислородом и влагой, лития, как и другие щелочные металлы, можн о хранить только без доступа воздуха. При горении лития на воздухе одновременно образуются и оксид, и нитрид: 2 Li (кр) + 1/2 O 2 (г) = Li 2 O (кр), H = -598 кДж; 3 Li (кр) + 1/2 N 2 (г) = Li 3 N (кр), H = -164 кД ж. При небольшом нагревании ли тий реагирует с водородом, углеродом, фосфором и другими элементами, обр азуя многочисленные бинарные соединения, в кристаллах которых он прису тствует в виде однозарядного криптона. При реакциях с органическими галогенами образуются литийорганические соединения. C 2 H 5 Cl + 2 Li = C 2 H 5 Li + LiCl . Это чрезвычайно реакционно- способные вещества, загорающиеся при контакте с влажным воздухом. Их хор ошая растворимость в неполярных растворителях указывает на ковалентны й характер связи лития с органическим радикалом. Часто эти соединения об разуют полимеры, в которых координационное число лития достигает четыр ех. Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганические пр оизводные широко применяются при синтезе различных классов органическ их соединений. 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 / см 3 ). Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует у же при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя т емно-серый налет продуктов взаимодействия ( Li 2 O , Li 3 N ). Пр и температуре выше 200 C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома и йода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагрев ании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими нем еталлами. Будучи накален, горит в CO 2 . С металлами литий образует интерметаллические соединения. С магнием, ал юминием, цинком и с некоторыми другими металлами, кроме того, образует ог раниченные твердые растворы. Заметно отличается атомным радиусом от ос тальных щелочных металлов, дает с ними эвтектические смеси. Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, у сплавов алюминия с содержанием до одного процента лития повышается мех аническая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентов лития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводност ь и т.д. Литий по химической активности уступает некоторым металлам, хотя значе ние его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательное ( E 298 = 3,01 в ). Это обусловлен о большой энергией гидратации иона Li + , что обеспечивает смещение равновесия Li(т) Li + ( p ) + e - в сторону ионизации металла в значительно большей степени, чем это имеет место у остальных щелочных ме таллов. Для слабо сольватирующих растворителей (например, в расплавах со лей) значение его электродного потенциала соответствует его меньшей хи мической активности в ряду щелочных металлов. Литий энергично разлагает в оду, выделяя из нее водород; еще легче взаимодействует 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 является ато мная энергия. Литий, кроме того, используется в качестве теплоносителя в атомных реакторах. Натрий Атомный и ионный радиус натрия Na (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 ) значит ельно больше, чем лития, и признаки металлического элемента у натрия выр ажены сильнее. В этом отношении он уступает лишь элемента подгруппы кали я. 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 ) , Na 2 SO 4 10 H 2 O ( мирабилит, глауберова соль ) , Na 3 AlF 6 ( криол ит ) , Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O ( бура ) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав мно гих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное количество солей на трия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской вод е около 1,5 10 16 m . Соединения натрия содержатся в растительных и животных организмах, в по следнем 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. Е го получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl 2 , KCl и друг ими для понижения температуры плавления. Это мягкий металл, легко реагирующий с водой, окисляющийся кислородом и другими элементами-окислителями – галогенами, халькогенами т.д. Хранят натрий в запаянных сосудах, а небольшое количество – под слоем керосина . Применяется натрий в металлотермии и как активный восстановитель в орг аническом синтезе. Так же его используют в газоразрядных лампах и химиче ских источниках тока. Натрий является одним из важных элементов, входящих в состав живых орган измов, в частности массовая доля ионов Na + в плазме крови составляет около 0,3 %. Тяжелые щелочные металлы – калий, рубидий и цезий – еще более реакционноспособны, чем н атрий. Все они со вспышкой реагируют с неметаллическими элементами, разл агают воду и многие другие вещества. Хранят их как и натрий, в запаянных со судах. Подобно натрию калий является биогенным элементом, особенно существен ным в физиологии растений, которые получают его из почвы. При интенсивно й агротехнике естественный круговорот калия нарушается и его необходи мо вводить в почву в виде калийных удобрений. Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только це зий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для со здания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах. Простое вещество натрий В виде простого вещества натрий – легкий (пл. 0,97 г / см 3 ), мягкий серебристо-белый ме талл со сравнительно невысокими температурами плавления (98 C ) и кипения (883 C ). По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисл яется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самов оспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании эне ргично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др. С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. На пример, с оловом он дает ряд соединений: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn , Na 2 Sn , Na 3 Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые раствор ы. Эвтектический сплав 24% Na и 76% K представляет собой жидкос ть (температура кристаллизации – 12,6 C ). Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качест ве теплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиац ионных двигателей, в химических производствах, где требуется равномерн ый обогрев в пределах 450 – 650 C . Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH . При производст ве натрия из NaCl (т. пл. 800 C ) температуру пла вления электролита снижают (до 575 – 585 C ) добавкой KCl , CaCl 2 , NaF или других солей. Натрий хранят в запаянн ых сосудах или под керосином. Элементы подгруппы калия Калий K , Рубидий Rb , цезий Cs и франций Fr – полные электронные анал оги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинако во, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, о собенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрон а, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения I приведены сведения о литии , натрии и элементах подгруппы калия. Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы – катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак у элементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения с преиму щественно ионным типом связи. Вследствие незначительного поляризирующ его действия ионов (малый заряд, устойчивость электронной структуры, бол ьшие размеры), комплексообразование для K + , Rb + , Cs + , Fr + нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвес тны. Наиболее важными минералами калия являются: сильвин KCl , сильвинит NaCl KCl , карналлит KCl MgCl 2 6 H 2 O , каинит KCl MgSO 4 3 H 2 O . Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стаб ильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивного расп ада урана ( 4 10 -28 г. на 1 г рамм природного урана ). Его получают иску сственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212 Fr ( T 1/2 = 20 мин ) образуется при облучении урана протонами: 238 U ( p , 6 p 21 n ) 212 Fr Вследствие малого периода п олураспада изотопов сколько-нибудь заметных количеств франция накопит ь не удается, поэтому его свойства изучены недостаточно. Простые вещества подгруппы калия В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-б елые (за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центриро ванной кристаллической решеткой (как Li и Na ). Основные физические константы этих элементов приведены в табл ице 1-3 приложения I . Как видно из приведенных данных, плотность K , Rb и Cs невелика, температуры плавления и кипени я невысокие. Эти металлы очень мягки и легко режутся ножом. Существенно, ч то от лития к натрию и далее к калию значения большинства констант меняю тся довольно резко. Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. На во здухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия; цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металл ы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким б ромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимод ействуют с серой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют боль шей частью интерметаллические соединения. Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений. Взаимо действие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющего ся водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом. Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами для изг отовления фотоэлементов. В технике калий получают натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии и терм ическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянных с осудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине. Соединения с водородом Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, обр азуя гидриды MH . Наиболее характерна э та реакция для лития: 2 Li + H 2 = 2 LiH В отличие от соединений с p -элементами, в кот орых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах ще лочных металлов он присутствует в степени окисления – 1, образуя гидрид ный анион H . В отсутствие воды гидрид л ития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разл агает: LiH + H 2 O = LiOH + H 2 В этой реакции протон высту пает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя: H + + H - = H 2 Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства опред еляются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстан овителями. Соединения с кислородом Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединениях наход ятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образует нескольк о бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидов существую т пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов. Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствами ки слорода, чем свойствам щелочных металлов. Особенности элементов первой группы в образовании соединений с кислор одом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обла дают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные и оны кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксид натрия и супероксиды остальных металлов: 2Li + 1/2O 2 = Li 2 O 2Na + O 2 = Na 2 O 2 K + O 2 = KO 2 Пероксид лития может быть п олучен косвенным путем. Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим ме таллом: Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O 2 KO 2 + 3K = 2K 2 O При взаимодействии калия, р убидия и цезия с озоном образуются озониды: K + O 2 = KO 3 Большинство соединений с ки слородом окрашено. Оксиды лития и натрия бесцветны, но уже Na 2 O 2 имеет светло-желтую окраску, KO 2 – оранжевого, RbO 2 – темно-коричневого цве та. Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически не пр оявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остал ьные соединения являются сильными окислителями. Большая часть органич еских веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагирую т с Na 2 O 2 или KO 2 со вспышкой или со взрывом. Пероксид натрия получают в промышленности в больших колич ествах путем сжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимод ействии его с водой идет реакция гидролиза: O 2 2- + H 2 O = OH - + HO 2 - Водные растворы пероксида н атрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбел ивания органических средств – древесной массы, тканей, меха. Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующих д ыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося ки слорода может быть равно числу молей поглощенного CO 2 : Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + 1/2O 2 2KO 2 + CO 2 = K 2 CO 3 + 3/2O 2 При соотношении Na 2 O 2 : KO 2 = 1 : 2 поглощение CO 2 происходит без изменения общего давления. Гидроксиды Все бинарные соединения элементов I группы с кислородом реагируют с водой, образуя гидроксиды. Например : Li 2 O + H 2 O = 2 LiOH , Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O , 2 KO 2 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 Гидроксиды щелочных металл ов, называемые щелочами, в воде хорошо растворимы и практически полность ю диссоциированы: NaOH ( кр ) = Na + ( p-p ) + OH - (p-p) В чистом виде это твердые бе сцветные вещества, плавящиеся без разложения при 300 – 500 C . Только гидроксид лития при нагревании выше Т пл = 445 C теряет воду: 2 LiOH = Li 2 O + H 2 O Твердые гидроксиды и их кон центрированные растворы сильно гигроскопичны, они жадно поглощают вла гу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойства ми, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко ре агируют с «кислотами» газами – CO 2 , SO 2 , NO 2 , галогенами, галогено- и халькогеноводородами. По этому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки о т них кислорода, водорода, азота. В силу этих причин как твердые щелочи, так и их растворы следует хранить в плотно закрытой посуде. Наибольшее применение находит NaOH – е дкий натр, который в громадных количествах получают в промышленности эл ектролизом раствора хлорида натрия. Он широко применяется при производ стве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растите льных масел и нефти, в мыловаренной промышленности, при синтезе красител ей и в других химических производствах. Растворы щелочных металлов При обсуждении свойств типичных металлов – галогенов, серы, фосфор а – неоднократно упоминалась их способность растворяться в некоторых растворителях, из которых затем они могут быть выведены в неизменном вид е. Такими растворителями для неметаллов являются малополярные веществ а вроде CS 2 , CCl 4 или бензола. По мере перехода от молекулярных кристаллов к атомным и металлическим способн ость растворяться без химических реакций постепенно уменьшается, и про стые вещества элементов IV и III группы переходят в раствор только в результ ате химического превращения. В случае щелочных металлов связи в металлических кристаллах, осуществл яемые единственным валентным электроном, настолько слабы, что появляет ся возможность их разрушения в результате молекулярных, а не химических , в полном смысле этого слова, взаимодействий. Так, в отсутствие следов железа все щелочные металлы достаточно хорошо р астворимы в жидком аммиаке. При этом образуются голубые или синие раство ры, из которых металлы могут быть выведены в неизменном виде после испар ения аммиака. Подобным же образом натрий и другие металлы могут быть рас творены в некоторых органических растворителях – аминах и эфирах. Все э ти растворы обладают хорошей электропроводимостью, что говорит о ионно й природе растворенных частиц. Различными методами доказано, что во всех случаях имеет место равновесие: M ( кр ) M ( p-p) M + (p-p) + e - (p-p) Как катион металла, так и эле ктрон сильно сольватируются молекулами растворителя; например, в аммиа ке образуются ионы Na ( NH 3 ) 4 + , и это приводит к общему выигрышу энерги и при растворении. Очевидно, что сольватированные электроны в заметных количествах не мог ут существовать в растворах, содержащих протоны, так как непременно долж на идти реакция H + ( p - p ) + e - ( p - p ) = 1/2 H 2 или, иначе, обмен электроном м ежду атомом металла и протоном: M ( кр ) + H + (p-p) = M + (p-p) + 1/2H 2 В водных растворах этот про цесс количественно характеризуется стандартным восстановительным по тенциалом. Для щелочных металлов E k практически одинаковы и равны – 2,9В. Такие большие отрицательные значения E говорят о том, что ни п ри каких условиях щелочные металлы не могут существовать с водой и любым и водными растворами, а значит, не могут быть восстановлены из водного ра створа. Действительно, все щелочные металлы энергично, во многих случаях со взры вом, реагируют с водой и растворами кислот. Со щелочными растворами, в кот орых концентрация протонов мала, реакции идут более спокойно. Натрий, бр ошенный на поверхность воды, немедленно плавится за счет теплоты реакци и, а иногда поджигает выделяющийся водород: Na ( кр ) + H 2 O ( ж ) = NaOH ( p - p ) + 1/2 H 2 Калий всегда реагирует с во дой со вспышкой или со взрывом. Соли щелочных металлов Во всех своих соединениях щелочные металлы существуют в виде одноз арядных катионов. Это относиться как к бинарным соединениям – галогени дам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоато мными анионами. Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках, содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратации и онов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими исключени ями, соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Хуже других раст воримы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, рубидия и цез ия. При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящего водорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появл ению характерной окраски пламени. Соли щелочных металлов находят самое широкое применение как в лаборато рной практике, так и в различных областях промышленности и медицины. Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия, известн ые под общим названием сода . В технике и в быт у различают кристаллическую соду Na 2 CO 3 10 H 2 O , ка льцинированную соду – безводный карбонат Na 2 CO 3 и п итьевую соду – NaHCO 3 . Кроме того, следует упомянуть, что термин каустическая со да или каустик используется в т ехнике для обозначения NaOH . Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное, тексти льное производство. Сода служит исходным продуктом для получения други х солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. В лаборатор ной практике сода используется для нейтрализации кислот при несчастны х случаях. Приложение I Таблица 1-1. Физико-химические свойства щелочных метал лов Величина Li Na K Rb Cs Э нергия ионизации атомов I 1 , Эв (кДж / моль) 5,4 (520) 5,1 (492) 4,3 (415) 4,2 (405) 3,9 (386) Сродство атомов к электрону, Эв (кДж / моль) 0,6 (57) 0,3 (29) 0,5 (48) 0,4 (39) 0,4 (39) Электроотрицательность 1,0 1,0 0,9 0.9 0,9 Орбитальный радиус атома, нм 0,159 0,171 0,216 0,229 0,252 Энтальпия атомизации, кДж / моль 159 107 89 81 77 Т емпература плавления, C 180 98 64 39 29 Т емпература кипения, C 1340 886 761 690 672 Таблица 1-2. Основные сведения о щелочных металлах Величина 3 Li 11 Na 19 Ka 37 Rb 55 Cs 87 Fr Атом ный вес 6,94 22,99 39,1 85,47 132,9 [223] Вале нтные электроны (2) 2s 1 (8) 3s 1 (8) 4s 1 (8) 5s 1 (8) 6s 1 (8) 7s 1 Мета ллический радиус Атома, А 1,55 1,89 2,36 2,48 2,68 2,80 Ради ус иона Э + , А 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 1,75 Энер гия ионизации, Эв Э Э + 5,39 5,14 4,43 4,176 3,89 3,98 Соде ржание в земной коре, ат. % 0,02 2,0 1,1 4 10 -3 9 10 -5 Прир одные изотопы 7Li 92,7% 23Na 100% 39Ka 93,1% 85Rb 72,15% 183Cs 100% Таблица 1-3. Основные физические константы ще лочных металлов Величина Li Na K Rb Cs Плотность, г / см 3 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 ( H 2 O 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 1. Н. С. Ахметов «Неорганиче ская химия», Москва изд. Высшая школа 1975г. 2. В. В. Пасынков «Материалы электронной техники», Москва изд. Высшая школа 1980г. 3. Ю. В. Ходаков, В. Л. Василев ский «Металлы», Москва изд. Просвещение 1966г. 4. А. В. Суворов, А. Б. Никольс кий «Общая химия», Санкт-Петербург изд. Химия 1995г. 5. С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Сапёр Иванов очень не любит, когда его заставляют брать работу на дом.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Щелочные металлы", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru