Урок -конференция по теме «Радиоактивные излучения в природе, медицине, технике»

18.04.25

Ядерные реакции. Законы сохранения зарядового и массового числа

1 7.04.25 физика 9 класс

4 элемент в таблице Менделеева Be берилий

Атомный номер:4 Группа элементов:Щёлочноземельные металлы Молярная масса: 9,01218 г/моль Радиус атома:113,3 пм Электроотрицательность:1,57 ед. по шкале Полинга Агрегатное состояние:Твёрдое (при н.у) Плотность при н. у.:1,8477 г/см³ Температура плавления:1287 °C Температура кипения:2471 °C Бериллий

Бери́ллий (лат. Beryllium, от греч. βηρύλλιον, уменьшительное от βήρυλλος – берилл), Be, химический элемент II группы короткой формы (2-й группы длинной формы) периодической системы; атомный номер 4, атомная масса 9,01218.

изотопы

В природе встречается в основном стабильный нуклид 9Be, в следовых количествах – радионуклид 10Be (период полураспада T1/2 1,6·106 лет);

из 7 искусственно полученных радионуклидов наиболее устойчивый – 7Be (электронный захват, T1/2 53,2 сут).

Историческая справка

Минералы бериллия – аквамаpин, изумруд, александрит и дpугие – использовались в ювелирном деле ещё до н. э.; название «берилл» встречается в греческих и латинских античных произведениях. В 1798 г. французский химик Л.-Н. Воклен описал извлечённую им из минерала берилла неизвестную ранее «землю» – оксид бериллия. Металлический бериллий получен в 1828 г. Ф. Вёлеpом в Геpмании и А. Бюсси во Фpанции восстановлением хлорида бериллия калием.

Распространённость в природе

Содержание бериллия в земной коре 6·10–4 % по массе. В свободном виде не встречается. Важнейшие бериллиевые минералы, входящие в состав бериллиевых руд: берилл 3BeO·Al2O3·6SiO2 и его разновидности, фенакит 2BeO·SiO2, бертрандит 4BeO·2SiO2·H2O, гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S.

Минерал александрит, алюминат бериллия. Урал (Россия).

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома бериллия 2s2; в соединениях проявляет степень окисления +2, редко +1; электроотрицательность по Полингу 1,57; атомный радиус 113,3 пм, радиус иона Be2+ 30 пм (координационное число 3). Энергия ионизации Be0→ Be+→ Be2+ 899,4 и 1757,1 кДж/моль. Стандартный электродный потенциал пары Be2+/Be в водном растворе –1,847 В.

Бериллий – серебристо-белый твёрдый, хрупкий металл; tпл 1287 °С, tкип 2471 °С. До 1250 °С устойчив α-Be с гексагональной решёткой, выше 1250 °С – β-Be с кубической объёмноцентрированной решёткой. При 293 К плотность 1847,7 кг/м3, электрическое сопротивление 4·10–8 Ом·м; при 300 К теплопроводность 200 Вт/(м·К). Бериллий диамагнитен; удельная магнитная восприимчивость 1,3·10–8 м3/кг. Механические свойства бериллия сильно зависят от чистоты и способа термической обработки.

Бериллий не взаимодействует с воздухом и водой даже при температуре красного каления вследствие образования на поверхности плотной плёнки оксида BeO. При температуре выше 800 °С заметно окисляется. С галогенами при нагревании образует галогениды, наиболее важен из которых фторид BeF2; c азотом или аммиаком выше 600 °С образует нитрид Be3N2; c углеродом выше 1700 °С – карбид Be2C. Взаимодействует с разбавленной и концентрированной соляной и серной кислотами, при нагревании – с азотной. Соли сильных кислот растворимы в воде, при действии на них аммиака получают амфотерный гидроксид Be(OH)2. При взаимодействии Be(OH)2 с растворами карбоновых кислот образуются оксосоли, например оксоацетат Be4O(OOCCH3)6. С растворами щелочей бериллий образует бериллаты состава M2[Be(OH)4], с расплавами – M2BeO2. При высоких температурах восстанавливает оксиды и галогениды многих металлов до соответствующего металла. Бериллий в жидком состоянии растворяет многие металлы; с некоторыми металлами образует твёрдые растворы и интерметаллиды.

Летучие и растворимые соединения бериллия, пыль, содержащая бериллий или его соединения, очень токсичны, обладают аллергическим и канцерогенным действием, пары́ и пыль вызывают заболевание лёгких – бериллиоз.

Получение

Бериллий извлекают из руд несколькими методами. Сернокислотный метод заключается в спекании рудного концентрата с Na2CO3 или CaCO3, обработке спека концентрированной H2SO4 при температуре около 300 °C. К образовавшимся сульфатам бериллия и алюминия добавляют сульфат калия. В результате кристаллизуются плохо растворимые алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O. Раствор обрабатывают NaOH; при кипячении образуется Be(OH)2.

Фторидный метод основан на спекании концентрата с Na2[SiF6], который разлагается при нагревании с выделением летучего SiF4 (летучесть SiF4 ограничивает применение данного метода). При этом образуется тетpафтоpобеpиллат натрия Na2[BeF4], растворимый в воде, в отличие от криолита Na3[AlF6], образуемого алюминием. Из раствора Na2[BeF4] действием NaOH осаждают Be(OH)2. Дальнейшую очистку бериллия проводят, используя растворимый карбонатный комплекс бериллия (NH4)2[Be(CO3)2] или сублимацию оксоацетата бериллия Be(OH)2 переводят в BeF2 либо BeCl2. Металлический бериллий получают восстановлением BeF2 магнием при температуре около 1300 °C или электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Очистку бериллия проводят вакуумной дистилляцией или зонной плавкой.

Применение

Бериллий используют как легирующую добавку для увеличения прочности, твёрдости, электро- и теплопроводности сплавов. Сплав бериллия и меди – бериллиевая бронза (0,2–3 % бериллия) – обладает уникальной упругостью, из него изготавливают практически «вечные» пружины. Насыщение поверхности стальных изделий бериллия – бериллизация – увеличивает их коррозионную стойкость. Ядерные свойства нуклида 9Be важны для атомной физики: сечение захвата нейтронов бериллия мало (0,0092 баpн), поэтому бериллий используют для производства замедлителей и отражателей нейтронов в атомных реакторах. Нуклид 7Be – изотопный индикатор. Бериллий в смеси с соединениями радия служит источником нейтронов и дейтронов. Поскольку бериллий слабо поглощает рентгеновское излучение, из него изготавливают «окна» рентгеновских трубок. Бериллий используют в авиа- и ракетостроении (оболочки ракет и самолётов), электронике и электротехнике.

Елисеев Андрей Анатольевич, Третьяков Юрий Дмитриевич. Первая публикация: Большая российская энциклопедия, 2005.

17 элемент Cl хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы короткой формы (17-й группы длинной формы) периодической системы; относится к галогенам; атомный номер 17, атомная масса 35,453 а. е. м. В природе два стабильных нуклида 35Cl (75,78 %) и 37Cl (24,22 %); искусственно получены радионуклиды с массовыми числами 22–51, наиболее долгоживущий 36Cl (период полураспада T1/2 301 тыс. лет; β-распад и электронный захват).

Историческая справка

Газообразный хлор впервые выделен К. В. Шееле в 1774 г. окислением соляной кислоты пиролюзитом MnO2. Элементарную природу хлора установил в 1810 г. Г. Дэви и предложил в 1811 г. соответствующее окраске название «хлор» (от греч. χλωρός – жёлто-зелёный).

Распространённость в природе

Содержание хлора в земной коре 0,017 % по массе, в вулканических газах – до 1,3 %. Вследствие высокой химической активности в свободном виде не встречается. Входит в состав многих минералов. Собственные минералы хлора – в основном природные хлориды: каменная соль (галит) NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, каинит KCl·MgSO4·3H2O, бишофит MgCl2·6H2O. Главную роль в распространении хлора в земной коре играет водная миграция. Хлор в виде иона Cl– содержится в морской воде (18,83 г/дм3), подземных рассолах, соляных озёрах и др. Ионы Cl– важны для всех живых организмов (участвуют в регулировании водного обмена и др.); в составе тканей человека 0,25 % по массе хлора (в плазме крови 0,32–0,37 %), содержание хлора в тканях растений зависит от вида растения (например, в табаке – 2,3 %, в моркови – 1,5 %, в зерновых – 0,05 %).Каменная соль (галит), природный хлорид.

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома хлора 3s23р5; в соединениях проявляет степени окисления –1 (хлориды), +1 (гипохлориты), +3 (хлориты), +5 (хлораты) и +7 (перхлораты); электроотрицательность по Полингу 3,16; атомный радиус 99 пм; ионный радиус Сl– 184 пм. Молекула двухатомна, энергия диссоциации Cl2 239,24 кДж/моль.

При нормальных условиях хлор – жёлто-зелёный негорючий газ с резким удушающим запахом; tпл –100,98 °С, tкип –33,97 °С; плотность сухого газа 3,209 кг/м3 (0 °С), жидкого хлора 1558,9 кг/м3 (–33,97 °С). Хорошо растворим в неполярных жидкостях (например, TiCl4, SiCl4, SnCl4, гексане, CCl4), умеренно – в воде (образуется «хлорная вода»). При температуре ниже 9,6 °С в водных растворах образует гидраты переменного состава Cl2·nH2O (n = 6–8). Жидкий хлор – растворитель (TiCl4, SiCl4 и др.).

Хлор – один из наиболее химически активных элементов; непосредственно взаимодействует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и неметаллами (реакции хлора с кислородом, азотом, инертными газами требуют специальных методов активации), образуя соответствующие хлориды. Замещает водород в насыщенных углеводородах и присоединяется к олефинам. Вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами (из соединений хлора с водородом и металлами вытесняется фтором). Смесь хлора с водородом горит при 2200 °С бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлороводорода (цепная реакция). Смеси хлора с водородом, содержащие 5,8–88,5 % Н2, взрывоопасны. С кислородом хлор образует ряд оксидов (наиболее важны Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7); все оксиды хлора нестабильны и взрывоопасны. Бинарный хлорид азота NCl3, получаемый хлорированием аммиака или солей аммония, чрезвычайно взрывчатый. С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения. О взаимодействии хлора с органическими веществами см. Галогенирование. Причина высокой химической активности хлора – в сравнительной лёгкости образования атомов Cl из молекул Cl2, высоком сродстве атома Cl к электрону (348,7 кДж/моль – самое высокое среди химических элементов) и высокой энергии связи хлора с большинством элементов.

Получение

Практически весь производимый хлор получают электролизом водных растворов NaCl (реже KCl); другие продукты электролиза – щёлочь (1,13 т NaOH на 1 т Cl2) и водород. Используют 3 метода электролиза: с ртутным катодом (хлор выделяется на твёрдом аноде, электродные пространства не разделены); диафрагменный (оба электрода твёрдые, анодное и катодное пространства разделены фильтрующей диафрагмой); мембранный (анодное и катодное пространства разделены катионообменной мембраной). Первые два метода существуют свыше 100 лет, третий применяют в промышленности с 1975 г. Хлор в небольших количествах получают также в качестве побочного продукта при получении натрия и магния электролизом расплавленных солей, электролизом абгазной соляной кислоты или химическим окислением хлороводорода кислородом воздуха (процесс Кел-Хлор).

Электрохимические методы получения хлора, водорода и гидроксида натрия основаны на электролитическом разложении раствора поваренной соли, протекающем по суммарной реакции:

2NaCl+2H2​O⟶2NаOH+Cl2​+H2​.В целях экономии электроэнергии процесс ведут при температуре электролита 85–95 °С.

Методы различаются по реакциям, протекающим на катоде и в прикатодном пространстве и по способам разделения продуктов электролиза.

Анодный процесс по всем методам одинаков и сводится к выделению хлора на аноде по реакции:

2Cl−⟶Cl2​+2e.В электролизёре с ртутным катодом на катоде происходит разряд ионов натрия с образованием жидкого сплава – амальгамы натрия:

Na++e+nHg⟶Nа(Hg)n​.Амальгама натрия в отдельном аппарате (разлагателе) при взаимодействии с водой образует водород и гидроксид натрия:

Na(Hg)n​+H2​O⟶NаOH+0,5H2​+nHg.Регенерированная ртуть из разлагателя возвращается в электролизёр. При получении щёлочи в разлагатель подают обессоленную воду, что позволяет получать раствор гидроксида натрия высокой степени чистоты.

Принципиальная схема электролизёра с ртутным катодом.В диафрагменных и мембранных электролизёрах на катоде выделяется водород, а в прикатодном пространстве образуется раствор гидроксида натрия:

2H2​O+2e⟶H2​+2OH−.Различие в методах заключается в способе разделения продуктов электролиза. В диафрагменном методе анодная и катодная камеры разделены фильтрующей диафрагмой. Для предотвращения переноса ионов гидроксида в анодную камеру через диафрагму под действием электрического поля создают проток электролита через диафрагму из анодной камеры в катодную. Вследствие этого в католите всегда присутствует хлорид натрия, а концентрация гидроксида натрия не превышает 10–11 %.

Принципиальная схема электролизёра с вертикальной фильтрующей диафрагмой.В мембранном методе анодная и катодная камеры разделяются непроточной катионо-обменной мембраной, проницаемой для катионов натрия и непроницаемой для анионов гидроксида и хлора. Современные катионообменные мембраны позволяют получать раствор гидроксида натрия с концентрацией 32–35 %. Для получения раствора щёлочи такого состава в катодную камеру при электролизе добавляют обессоленную воду, что позволяет получать раствор гидроксида натрия высокой степени чистоты.

Принципиальная схема устройства мембранного электролизёра.Катионообменные мембраны, пропускающие лишь ионы Na+ и К+, изготовляются на основе фторполимерных смол с активными сульфо- и карбоксильными группами общей формулы R–SО3Н и R–СООН (срок службы – до 5 лет). Они обладают высокой химической стойкостью и высокой селективностью.

Мембранные электролизёры необходимо эксплуатировать при максимально возможной плотности тока, которая составляет 3–6 кА/м2. За счёт применения активированных анодов и катодов с низким перенапряжением для выделения хлора и водорода, использования высокоэффективных мембран с малым электросопротивлением, минимально возможного межэлектродного расстояния, напряжение на электролизёрах составляет 3,05–3,10 В, а расход электроэнергии на 1 т гидроксида натрия порядка 2000–2100 кВт·ч, что ниже, чем в диафрагменных электролизёрах при существенно меньших плотностях тока.

Благодаря использованию высоких плотностей тока мембранные электролизёры компактнее диафрагменных и требуют для своего размещения меньших производственных площадей.

Мембранный метод позволяет достичь выхода по току 95–97 % при концентрации щёлочи 32–35 %, экологически менее опасен, требует меньшего расхода энергии и меньших капиталовложений по сравнению с другими методами, поэтому доля хлора, получаемого этим методом, непрерывно возрастает – по состоянию на 2023 г. свыше 70 % производств хлора в мире используют мембранную технологию. Материал мембран, пропускающих лишь ионы Na+ и K+, – как правило, фторсодержащие полимеры (срок службы – до 5 лет). Мировое производство хлора 68–70 млн т/год (2023).

Применение

Хлор используют для производства окислительно-отбеливающих веществ – кальция гипохлорита, натрия гипохлорита, хлорной извести, хлоридов многих элементов, ряда хлорорганических продуктов (поливинилхлорида, хлоропренового каучука, дихлорэтана, перхлорэтилена, хлороформа, эпихлоргидрина и др.), для водоочистки. В мире на производство хлорсодержащих органических продуктов расходуется 60–75 % производимого хлора, неорганических – 10–15 %, в целлюлозно-бумажной промышленности – 5–15 %.

Токсичен, раздражает слизистые оболочки, дыхательные пути и лёгкие. Хлор – первое боевое отравляющее вещество, использованное во время Первой мировой войны (см. в статье Ипр).

Флид Марк Рафаилович

Опубликовано 1 августа 2022 г. в 11:58 (GMT+3).Последнее обновление 30 ноября 2023 г. в 08:23 (GMT+3).

Урок -конференция по теме «Радиоактивные излучения в природе, медицине, технике»

Урок цифры новые материалы

Квантовые вычисления и материалы будущего

Как выбрать профессию, которая будет востребована через 10 лет? И как уже сегодня школьники могут стать частью технологического прорыва? Этот «Урок Цифры» — не просто погружение в мир суперкомпьютеров и наноматериалов. Это шанс заглянуть в будущее, где квантовые вычисления создают «невозможные» материалы: от сверхлёгких сплавов для космоса до биосовместимых имплантатов.

В рамках конференции рассмотрим следующие вопросы:

Естественная радиоактивность. Радиоактивные излучения Земли.

Радиоактивное излучение космоса. Значение для человека

Искусственная радиоактивность.

Применение радиоактивности в медицине

Применение в технике. Получение новых материалов.

Литий

Ли́тий (от греч. λίθος – камень; лат. Lithium), Li, химический элемент I группы короткой формы (1-й группы длинной формы) периодической системы, атомный номер 3, атомная масса 6,941 а. е. м.; относится к щелочным металлам. Природный литий состоит из двух стабильных изотопов 6Li (7,59 %) и 7Li (92,41 %), для которых сечения захвата тепловых нейтронов сильно различаются (9,45·10–26 м2 и 3,3·10–30 м2 соответственно). Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 4–11. Литий открыт в 1817 г. шведским химиком А. Арфведсоном в минерале петалите. Металлический литий впервые получен в 1818 г. Г. Дэви.

Распространённость в природе

Содержание лития в земной коре составляет 6,5·10–3 % по массе; в свободном состоянии вследствие высокой химической активности не встречается. Литий накапливается преимущественно в пегматитах. Близость ионных радиусов Li+, Fe2+ и Mg2+ обусловливает вхождение Li+ в решётки магнезиально-железистых силикатов – пироксенов и амфиболов; литий содержится в виде изоморфной примеси в слюдах и др. Все минералы лития (силикаты, фосфаты и др.) редкие. Основные минералы: сподумен LiAl[Si2O6], лепидолит KLi1,5Al1,5[Si3AlO10](F,OH)2, петалит LiAl[Si4O10] и амблигонит LiAl[PO4](F,OH). Основные промышленные источники лития – пегматиты редких и рассеянных элементов (около 60 %) и рапа некоторых соляных озёр (до 40 %).

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома лития 2s1; в соединениях проявляет степень окисления +1; энергия ионизации Li0→Li+ 5,392 эВ, электроотрицательность по Полингу 0,98; атомный радиус 145 пм, ионный радиус Li+ (в скобках приведены координационные числа) 73 пм (4); 90 пм (6); 106 пм (8).

Компактный литий – серебристо-белый металл, быстро покрывающийся тёмно-серым налётом, состоящим из нитрида Li3N и оксида Li2O. При обычной температуре литий кристаллизуется в кубической объёмноцентрированной решётке; при температуре ниже –193 °C решётка гексагональная плотноупакованная; tпл 180,54 °C, tкип 1342 °C; самый лёгкий металл, плотность 0,534 г/см3 (25 °C); при 298 К температурный коэффициент линейного расширения 5,6·10–5 К–1, теплопроводность 85 Вт/(м·К), удельное электрическое сопротивление 9,4·10–8 Ом·м. Литий парамагнитен.

Литий – мягкий и пластичный металл, хорошо обрабатывается прессованием и прокаткой, легко протягивается в проволоку, твёрдость по Бринеллю 5 МПа (твёрже других щелочных металлов). Пары́ лития окрашивают пламя в тёмно-красный цвет.

Многие химические реакции лития протекают менее энергично, чем у других щелочных металлов. С сухим воздухом литий практически не реагирует при комнатной температуре, окисляется только при нагревании. Во влажном воздухе образуется преим. Li3N, при влажности воздуха более 80 % – LiOH и Li2CO3. С сухим O2 при комнатной температуре не реагирует, при нагревании горит голубым пламенем с образованием Li2O (пероксид Li2O2 получают только косвенным путём). С водой реагирует менее энергично, чем другие щелочные металлы, при этом образуется гидроксид LiOH и выделяется H2. Расплав лития при контакте с водой взрывается. Разбавленные минеральные кислоты энергично растворяют литий. В жидком аммиаке растворяется, образуя синий раствор. Литий непосредственно соединяется с F2, Cl2, Br2, при нагревании также и с I2, образуя галогениды (важнейший – хлорид лития LiCl). При нагревании (500 °С) взаимодействует с H2, образуя лития гидрид LiH, с серой – сульфид Li2S. С азотом литий медленно реагирует при комнатной температуре, энергично – при 250 °С с образованием нитрида Li3N. С фосфором литий непосредственно не взаимодействует, в специальных условиях могут быть получены фосфиды Li3P, LiP, Li2P2. Нагревание лития с углеродом приводит к образованию карбида Li2C2. Бинарные соединения лития – Li2O, LiH, Li3N, Li2C2, LiCl и др. и LiOH очень реакционноспособны; при нагревании или плавлении они разрушают многие металлы, фарфор, кварц и др. Литий легко сплавляется со многими металлами (кроме Fe и Ni), образуя твёрдые растворы (с Mg, Zn, Al) или интерметаллиды (с Ag, Hg, Mg, Al и др.). Литий образует многочисленные литийорганические соединения, что определяет его важную роль в органическом синтезе.

Мелкая крошка лития вызывает ожоги влажной кожи и глаз. Загоревшийся литий засыпают NaCl или содой. Хранят литий в герметически закрытых жестяных коробках под слоем пастообразной массы из парафина и минеральные масла.

Наиболее важные соединения лития: лития карбонат Li2CO3 (бесцветные кристаллы с плотностью 2110 кг/м3 и tпл 732 °С, плохо растворимые в воде; используют для получения других соединений лития, а также в производстве ситаллов, керамики, электроизоляционного фарфора, эмалей, глазурей, в пиротехнике, в чёрной металлургии, в качестве добавки в электролит алюминиевых электролизёров и пр.); лития хлорид LiCl (бесцветные гигроскопичные кристаллы с плотностью 2070 кг/м3 и tпл 610 °С, растворимые в воде и во многих органических растворителях; используют как высаливающий и дегидратирующий агент, в промышленности – для получения металлического лития электролизом, для кондиционирования воздуха, в производстве флюсов для плавки металлов и пр.); лития фторид LiF (бесцветные кристаллы с плотностью 2600 кг/м3 и tпл 849 °С; используют как материал термолюминесцентных дозиметров, как оптический материал, компонент электролитов, эмалей, глазурей и пр.); лития гидроксид LiOH (бесцветные кристаллы с плотностью 1440 кг/м3 и tпл 473 °С, менее растворимы в воде, чем гидроксиды других щелочных металлов; используют как добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, в качестве реагента для получения, например, олеатов, стеаратов и пальмитатов – компонентов консистентных смазок для авиации и военной техники с рабочим интервалом от –50 до +150 °С, как поглотитель CO2 на подводных лодках, самолётах и космических кораблях); лития ниобат (метаниобат лития) LiNbO3 (бесцветные кристаллы с плотностью 4628 кг/м3 и tпл 1260 °С; монокристаллы LiNbO3 выращивают по методу Чохральского и используют в качестве преобразователей энергии и звукопроводов, элементов модуляторов и другого в электрооптике, модуляторов лазерного излучения, пироэлектрических приёмников лучистой энергии и др.).

Получение

Соединения лития получают в результате гидрометаллургической переработки концентратов – продуктов обогащения литиевых руд. Основной промышленный минерал лития – сподумен – перерабатывают по известковому, сульфатному, сернокислотному и щёлочно-солевому методам. По известковому методу сподумен разлагается известняком при 1150–1200 °С:

Li2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​+8CaCO3​=Li2​O⋅Al2​O3​+4(2CaO⋅SiO2​)+8CO2​.Спек выщелачивают водой в присутствии избытка извести, при этом алюминат лития Li2O·Al2O3 разлагается:Li2​O⋅Al2​O3​+Ca(OH)2​=2LiOH+CaO⋅Al2​O3​.По сульфатному методу сподумен (и другие алюмосиликаты) спекают с K2SO4 (при 1050–1100 °С):Li2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​+K2​SO4​=Li2​SO4​+K2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​,сульфат лития растворяют в воде и из раствора содой осаждают карбонат лития:Li2​SO4​+Na2​CO3​=Li2​CO3​+Na2​SO4​.По сернокислотному способу получают раствор сульфата лития, затем карбонат; реакция применима только для β-модификации сподумена. При щёлочно-солевом методе после разложения сподумена смесью CaCO3 и CaCl2 в раствор переходит LiCl.

Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси LiCl и KCl при 400–460 °С с последующей очисткой от примесей (Na, K, Mg, Ca, Al, Fe) вакуумной дистилляцией, ректификацией или зонной плавкой. Металлический литий получают также вакуум-термическим восстановлением алюмината лития (алюминием при температуре 1150–1200 °С и давлении 15–66 Па), Li2O (кремнием или алюминием в присутствии CaO при температуре 950–1000 °С и давлении 0,1 Па), сподумена (ферросилицием в присутствии CaCO3 при температуре 1050–1150 °С и давлении 1,3–4,4 Па). Объём мирового производства лития около 7·106 т/год.

Применение

Важнейшая область применения лития – ядерная энергетика. Изотоп 6Li – единственный промышленный источник для производства трития. Жидкий литий используют в качестве теплоносителя в урановых реакторах, расплавленный 7LiF – как растворитель U и Th в гомогенных реакторах. Дейтерид 6Li – основа термоядерного оружия. Литий применяют в производстве анодов для химических источников тока на основе неводных и твёрдых электролитов; как компонент сплавов с Mg и Al, антифрикционных сплавов (баббитов), сплавов с Si для изготовления катодов в электровакуумных приборах; для раскисления, дегазации, рафинирования Cu, медных, цинковых и никелевых сплавов; как катализатор полимеризации (например, изопрена), ацетилирования и др. Соединения лития (например, карбонат) применяются для лечения психических заболеваний.

Зимина Галина Владимировна. Первая публикация: Большая российская энциклопедия, 2010.

Опубликовано 1 августа 2022 г. в 12:05 (GMT+3).Последнее обновление 2 мая 2023 г. в 12:23 (GMT+3).