На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


курсовая работа Соединения лития

Информация:

Тип работы: курсовая работа. Добавлен: 23.10.2012. Сдан: 2011. Страниц: 13. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


МИНИСТЕРСТВО  ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ 
 
 
 

ХИМИЧЕСКИЙ  ФАКУЛЬТЕТ
Кафедра неорганической химии 
 
 
 

Курсовая работа на тему:
«Соединения лития» 
 
 
 
 
 
 

Студентки химического факультета
1 курса  5 группы
Лычковской Екатерины Валерьевны 
 

Руководитель:
Кандидат  химических наук
Рабчинский Сергей Михайлович,
кафедра неорганической химии
Белорусский государственный университет 
 
 
 
 

Минск
2011 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

ВВЕДЕНИЕ.........................................................................................................3-4
ГЛАВА 1 Литий..................................................................................................5-7
ГЛАВА 2 Соединения Лития.............................................................................7
     2.1 Гидрид лития………………………………………………………8
     2.2 Оксид лития. Пероксид лития…………………………………….9-10
     2.3 Гидроксид лития…………………………………………………..10-11
     2.4 Галогениды лития…………………………………………………11-14
     2.5 Соли лития…………………………………………………………14-17
     2.6 Литийорганические соединения…………………………………17-18
ГЛАВА 3 Мировой рынок лития и его соединений.......................................19-20
ГЛАВА 4 Экспериментальная Часть……………………………………….21-24
ЗАКЛЮЧЕНИЕ....................................................................................................25
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК................................................................26
 

ВВЕДЕНИЕ

     В 1817 г. шведский химик А. Арфведзон, производя анализ сравнительно редкого минерала петалита, открыл в нем новый химический элемент. Присутствие этого элемента затем было обнаружено и в некоторых минералах, входящих в состав твердых каменистых пород. В настоящее время известно более двух десятков минералов, в составе которых присутствует химический элемент, открытый А. Арфведзоном. Этот элемент называется литием (от греческого слова "литос", что значит камень).
     В свободном виде литий получен  немецким химиком Р. Бунзеном и независимо от него английским физиком О. Матиссеном через 38 лет после открытия этого элемента. Литий - серебристо-белый, чрезвычайно легкий металл. По своей легкости литий занимает первое место среди других металлов. Он в 5 раз легче алюминия и почти в 2 раза легче воды. Поэтому литий плавает не только на воде, но даже и на керосине.
     Однако  из лития невозможно сделать не только самолет, но даже чайную ложку. Дело в  том, что литий энергично соединяется  с воздухом и водой, образуя вещества, совершенно лишенные механической прочности. Чайная ложка из лития при первом же помешивании горячего чая исчезла  бы в нем без остатка. Причем "растворение" ложки сопровождалось бы бурным выделением водорода, который вытесняется литием из воды. В природе лития сравнительно много, на его долю приходится 0,02 % от общего количества атомов земной коры. Крупнейшие месторождения литиевых соединений находятся в Канаде, США, в Юго-Западной Африке, Казахстане, Средней Азии. Помимо этого, обнаружено наличие растворимых соединений лития в насыщенных растворах  соляных озер. Так, например, в толще  соляных отложений озера Серлс в Калифорнии были обнаружены пустоты, заполненные, насыщенным рассолом, содержащим до 0,02 % соединений лития (хлористый литий). Растворимые соединения лития встречаются в некоторых источниках. Из них наибольшую известность получили источники курорта Виши и Дюркгейма.
     Литий применяется в металлургии. Ничтожные  добавки его (до 0,005 %) к меди улучшают ее качество. Литий благодаря своей  химической активности взаимодействует  с кислородом, азотом, серой, растворенными в меди, и, связывая их, играет для последней роль дегазатора. Незначительные добавки лития к алюминию, мангию и другим металлам повышают прочность и делают более стойкими против действия кислот и щелочей. В парах лития можно осуществлять сварку алюминия.
     Находят применение и соединения лития. Из них  особого внимания заслуживает соединение лития с водородом - гидрид лития, играющий роль своеобразного материала  для получения водорода. Гидрид лития можно рассматривать как удобную "компактную упаковку" водорода. Главная область применения гидрида лития-термоядерные процессы.
     Соединения  лития применяются в керамике для приготовления глазурей и  эмалей, в стеклоделии - для производства "опаловых" стекол и фильтров, пропускающих ультрафиолетовые лучи. Добавка едкого лития в щелочные аккумуляторы значительно повышает их электроемкость. Некоторые соединения лития (углекислый литий, салициловокислый литий) применяются в медицине для растворения мочевой кислоты. Накопление ее является причиной подагры.
     Одной из сложных технических задач  в практике плавания на подводных  лодках является очистка воздуха  от углекислоты при помощи соединений лития. Решение этой проблемы было важно  для космонавтов, оповестивших мир  о новой победе человеческого  разума.
     Именно  соединения лития находят широкое  применение в промышленности. Они широко используются в атомной промышленности, металлургии, органическом синтезе, производстве стекол, глазурей и эмалей, батарей, в качестве химических реагентов. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

      ГЛАВА 1
      Литий
       ЛИТИЙ (лат. Lithium), Li, химический элемент с атомным номером 3, атомная масса 6,941. Химический символ Li читается так же, как и название самого элемента. В настоящее время для получения металлического лития его природные минералы или разлагают серной кислотой (кислотный способ), или спекают с CaO или CaCO3 (щелочной способ), или обрабатывают K2SO4 (солевой способ), а затем выщелачивают водой. В любом случае из полученного раствора выделяют плохо растворимый карбонат лития Li2CO3, который затем переводят в хлорид LiCl. Электролиз расплава хлорида лития проводят в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения
      Рис.1. Литий         температуры плавления смеси).
      2LiCl = 2Li + Cl2
      В дальнейшем полученный литий очищают  методом вакуумной дистилляции.
      Физические свойства
      Литий — серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, твёрже натрия, но мягче  свинца. Его можно обрабатывать прессованием и прокаткой.
      При комнатной температуре металлический  литий имеет кубическую объёмноцентрированную решётку (координационное число 8), которая при холодной обработке переходит в кубическую плотноупакованную решётку, где каждый атом, имеющий двойную кубооктаэдрическую координацию, окружён 12 другими. Ниже 78 К устойчивой кристаллической формой является гексагональная плотноупакованная структура, в которой каждый атом лития имеет 12 ближайших соседей, расположенных в вершинах кубооктаэдра.
      Из  всех щелочных металлов литий характеризуется  самыми высокими температурами плавления  и кипения (180,54 и 1340 °C, соответственно), у него самая низкая плотность  при комнатной температуре среди  всех металлов (0,533 г/см?, почти в  два раза меньше плотности воды).
      Маленькие размеры атома лития приводят к появлению особых свойств металла. Например, он смешивается с натрием  только при температуре ниже 380 °C и не смешивается с расплавленными калием, рубидием и цезием, в то время  как другие па?ры щелочных металлов смешиваются друг с другом в любых соотношениях. 
 

      Химические  свойства
      Литий является щелочным металлом, однако относительно устойчив на воздухе. Литий является наименее активным щелочным металлом, с сухим воздухом (и даже с сухим  кислородом) при комнатной температуре  практически не реагирует. По этой причине  литий является единственным щелочным металлом, который не хранится в  керосине (к тому же плотность лития  столь мала, что он будет в нём  плавать) и может непродолжительное  время храниться на воздухе.
      Во  влажном воздухе медленно реагирует  с азотом, находящимся в воздухе, превращаясь в нитрид Li3N, гидроксид LiOH и карбонат Li2CO3. 

      6Li + N2(влажн.) = 2Li3N
      2H2O + 2Li = 2LiOH + H2 ^
      2LiOH + CO2 = Li2CO3 v + H2O
        В кислороде при нагревании горит, превращаясь в оксид Li2O. Есть интересная особенность, что в интервале температур от 100 °C до 300 °C литий покрывается плотной оксидной плёнкой, и в дальнейшем не окисляется.
      4Li + O2 = 2Li2O
       В 1818 немецкий химик Леопольд Гмелин установил, что литий и его соли окрашивают пламя в карминово-красный цвет, это является качественным признаком для определения лития. Температура возгорания находится около 300 °C. Продукты горения раздражают слизистую оболочку носоглотки. 

      Спокойно, без взрыва и возгорания, реагирует с водой, образуя LiOH и H2.
      2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ^
      Реагирует также с этиловым спиртом (с образованием алкоголята), с водородом (при 500—700 °C) с образованием гидрида лития, с аммиаком и с галогенами (с  иодом — только Рис.2 Цвет       при нагревании).
  пламени 
      2Li + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2^
      2Li + H2 = 2LiH
      2Li + NH3 = Li2NH + H2
      2Li + I2 = 2LiI
        При 130 °C реагирует с серой с образованием сульфида. В вакууме при температуре выше 200 °C реагирует с углеродом (образуется ацетиленид). При 600—700 °C литий реагирует с кремнием с образованием силицида. Химически растворим в жидком аммиаке (?40 °C), образуется синий раствор.
      2Li + S = Li2S
      2Li + 2C = Li2C2
      4Li + Si = Li4Si
      O3 + 4NH3(ж) + Li = [Li(NH3)4]O3
      Литий хранят в петролейном эфире, парафине, газолине и/или минеральном масле в герметически закрытых жестяных коробках. Металлический литий вызывает ожоги при попадании на влажную кожу, слизистые оболочки и в глаза. Широкое применение находят соединения лития. 
 

      Глава 2
      Соединения  Лития 

       Литий большее  сходен с магнием, чем со своими соседями по группе. Эта так называемая диагональная периодичность является следствием близости ионных радиусов элементов: R(Li+) 76 пм, R(Mg2+) 72 пм; для сравнения R(Na+) 102 пм. Арфведсон первым отметил при открытии лития как нового элемента, что его гидроксид и карбонат значительно менее растворимы, чем соответствующие соединения натрия и калия, и что Рис.3 Расположение    карбонат (подобно карбонату магния) легче разлагается                                     Li и Mg                          при нагревании. Подобным образом, фторид лития (как и фторид магния) гораздо менее растворим в воде, чем фториды других щелочных элементов. Это связано с высокой энергией кристаллической решетки, образованной катионами и анионами малых размеров. Напротив, соли лития с большими неполяризуемыми анионами, такими как перхлорат-ион, значительно более растворимы, чем соли других щелочных элементов, вероятно, из-за высокой энергии сольватации катиона лития. По той же причинам безводные соли очень гигроскопичны.
      Соли  лития склонны к образованию  гидратов, обычно тригидратов, например LiX·3H2O (X = Cl, Br, I, ClO3, ClO4, MnO4, NO3, BF4 и т.д.). В большинстве этих соединений литий координирует шесть молекул Н2O, образуя цепочки из октаэдров с общими гранями. Сульфат лития, в отличие от сульфатов других щелочных элементов, не образует квасцы, так как гидратированный катион лития слишком мал, чтобы занять соответствующее место в структуре квасцов. 
 
 

      2.1. Гидрид лития 

      Гидрид  лития LiH получают взаимодействием расплавленного лития с водородом при 630–730° С в сосуде из железа, не содержащего углерод.
      2Li + H2 = 2LiH
      Физические  свойства
      Гидрид  лития - бесцветные кристаллы с кубической гранецентрирован-ной решеткой типа NaCl; Температура плавления составляет 692 °С (в инертной атмосфере), заметно возгоняется около 727 °С; плотность 0,78 г/см3; ?H0обр -90,7 кДж/моль, ?H0пл 21,8 кДж/моль. 

      Химические  свойства
      Гидрид  лития при электролизе в расплаве проводит электрический ток с выделением водорода на аноде. Под действием электромагнитного излучения в видимой, ультрафиолетовой или рентгеновской области окрашивается в голубой цвет благодаря образованию коллоидного раствора лития в гидриде лития.
      Гидрид  лития относительно устойчив в сухом  воздухе, быстро гидролизуется парами воды. Реагирует с водой, кислотами и спиртами с выделением водорода.
      LiH + H2O = LiOH + H2^
      2LiH + H2SO4 = Li2SO4 + H2^
      LiH + C2H5OH = C2H5OLi + H2^
      Применение
        Гидрид лития используется для получения водорода, которым наполняют метеорологические шары-зонды в полевых условиях. Кроме того, он служит восстановителем в органическом синтезе, а также для получения бороводородов, алюмогдидрида лития LiAlH4 и других гидридных соединений.
      2LiH = 2Li + H2^
      4LiH + AlCl3 = Li[AlH4] + 3LiClv
      Дейтерид лития-6 применяется в термоядерном оружии. Будучи твердым веществом, он позволяет хранить дейтерий при плюсовых температурах, кроме того, второй его компонент (литий-6) – это единственный промышленный источник получения трития. 

      63 Li + 1 0 n> 3 1 H + 4 2 He 
 
 
 

      2.2. Оксид лития. Пероксид лития. 

      Оксид лития Li2O – единственный среди оксидов щелочных элементов, образующихся в качестве основного продукта при нагревании металла выше 200° С (на воздухе). Его получают и прокаливанием нитрата при 600° С (в присутствии меди):
4LiNO3 = 2Li2О + 4NO2 + O2
      Он  образуется при нагревании нитрита  лития выше 190° С или карбоната лития выше 700° С в токе высушенного водорода.
      4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2
      Физические  свойства
      Оксид лития - бесцветные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 1453 °С, выше 1000 °С возгоняется, в присутствии паров воды возгонка ускоряется, в газообразном состоянии выше 1500 °С частично диссоциирует на Li и О2; плотность 2,013 г/см3; ? H0плав 35,6 кДж/моль, ?H0возг 425 кДж/моль (0 К), ?H0обр - 597,88 кДж/моль; S0298 37,61 Дж/(моль* К); диамагнитен.
      Химические  свойства
      Оксид лития с Н2, О2, С, СО не взаимодействует даже при нагревании. При высоких температурах реагирует с большинством металлов, кроме Au, Pt и Ni; в частности, или действии Mg, Аl или Mn выше 1000 °С восстанавливается до Li.
      Li2O + Mg = 2Li + MgO
        С оксидами ряда металлов дает  оксометаллаты, двойные и тройные оксиды.
      TeO2 + Li2O = Li2TeO3
      Взаимодействует с водой, образуя гидроксид лития.
      Li2O + H2O = 2LiOH
      Реагирует с кислотами, например HCl, с H2S при температуре 900-1000°C.
      Li2O + 2HCl (разб.) = 2LiCl + H2O
      Li2O + H2S = Li2S + H2O 

      Применение
      Оксид лития добавляют к смесям реагентов  при твердофазном синтезе двойных  и тройных оксидов для понижения  температуры процесса. Он является компонентом рентгенопрозрачных стекол и стекол с небольшим температурным коэффициентом линейного расширения. Его добавляют в глазури и эмали. Он повышает их химическую и термическую стойкость и прочность, снижает вязкость расплавов.
     Пероксид  лития Li2O2 в промышленности получают реакцией LiOH·H2O с пероксидом водорода с последующей дегидратацией гидропероксида острожным нагреванием при пониженном давлении.
LiOH·H2O + H2O2 > LiOOH·H2O+ H2O
2 LiOOH·H2O > Li2O2 + H2O2 + 2 H2O 

        Это белое кристаллическое вещество. Плотность составляет 1. 2063 г/см, температура плавления 195°С. Разлагается до оксида лития при нагревании выше 195° С. Его используют в космических аппаратах для получения кислорода:  

      2Li2O2 + 2CO2 = 2Li2CO3 +O2 

      2.3. Гидроксид лития
      Гидроксид лития при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы  с тетрагональной решёткой. При работе с ним необходимо проявлять осторожность, избегать попадания на кожу и слизистые  оболочки. Получают взаимодействием металлического лития с водой, взаимодействием оксида лития с водой или же взаимодействием карбоната лития с гидроксидом кальция:
      2Li + 2H2O = 2LiOH + H2^
      Li2O + H2O = 2LiOH
      Li2CO3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaCO3
        
 
 
 
 
 
 

      Рис.4 Гидроксид лития
      Физические свойства
      LiOH, бесцв. кристаллы с тетрагональной решеткой; температура плавления 473 °С, при более высокой температурере испаряется и частично диссоциирует на Li2О и Н2О; в парах при 820-870 °С содержится 90% (LiOH)2; плотность составляет 1,44г/см3; ?H0пл 20,9 кДж/моль, ?H0обр -484,90 кДж/моль; S0298 составляет 42,76 Дж/(моль•К).  
 

      Химические  свойства
      Гидроксид лития LiOH плавится при 470° С, при более высокой температуре испаряется и частично диссоциирует на оксид лития и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
    В парах  при 820–870°С содержится 90% димера (LiOH)2. Взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
      LiOH + HCl = LiCl + H2O
      2LiOH + H2SO4 = Li2SO4 + H2O
      Взаимодействует с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
      2LiOH + CO2 = Li2CO3 + H2O
      2LiOH + SO3 = Li2SO4 + H2O 

      Растворимость гидроксида лития в воде составляет 12,48 г на 100 г при 25°С. При выпаривании водных растворов гидроксида лития образуется моногидрат, который легко теряет воду при нагревании в инертной атмосфере или при пониженном давлении.
      Применение
      Гидроксид лития используется в производстве смазок на основе стеарата лития и для поглощения диоксида углерода в закрытых помещениях, например, в космических кораблях и на подводных лодках. Его преимущество по сравнению с другими щелочами – малая атомная масса. Добавка гидроксида лития к электролиту щелочных аккумуляторов примерно на одну пятую увеличивает их емкость и в 2–3 раза – срок службы. 

    2.4. Галогениды лития 

    Галогениды  лития рассмотрим на примере LiF и LiCl. 

   1)Фторид лития LiF получают взаимодействием гидроксида лития или солей лития с фтороводородом, фторидом аммония, гидродифторидом аммония или их водными растворами.
   LiOH + HF = LiF + H2O
   NH4HF2 + LiOH = LiF + H2O + NH3 
 
 
 
 
 

Физические  свойства
   Фторид  лития - бесцветные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 849 °С, температура кипения составляет 1700°С; плотность 2,60 г/см3; С0р 41,80 Дж/(моль•К); ?H0пл 27,08 кДж/моль (1122 К), ?H0возг 275,0 кДж/моль (0 К), ?H0исп 147 кДж/моль (1970 К), ?H0обр -618,3 кДж/моль, ?G0обр -586,2 кДж/моль; S0298 35,66 Дж/(моль•К). Растворимость в воде 1,33 г/л (25 °С). 

   Химические  свойства
   Хорошо растворим в концентрированной фтористоводородной кислоте, H2SO4 и HNO3. При концентрации HF в водном растворе выше 25,7% образует гидрофторид LiHF2. Хуже, чем в воде, растворяется в водных растворах NH3 и NH4F, не растворяется в этаноле и большинстве других органических растворителей.
   LiF(т) + HF (конц.) = Li(HF2)(р)
   LiF + H2SO4 (конц.) = LiHSO4 + HF^
   LiF + HNO3 (конц.) = LiNO3 + HF^
   Реагирует с гидроксидами и оксидами щелочноземельных металлов.
   2LiF + CaO = Li2O + CaF2
   2LiF + Li(OH)2 = 2LiOH + CaF2v
   Применение
   Еще в прошлом веке это вещество начали применять в металлургии как  компонент многих флюсов. Фторид лития  обладает термолюминесцентными свойствами. Он используется в рентгеновской и g-дозиметрии. Кристаллы фтористого лития, прозрачные для ультракоротких волн длиной до 100 нм, применяют в производстве оптических приборов, кроме того, фторид лития является компонентом электролитов при получении алюминия и фтора.
Он входит в состав эмалей, глазурей, керамики, люминофоров и лазерных материалов.
   Для атомной техники важно моноизотопное соединение пития – 7LiF, применяемое для растворения соединений урана и тория непосредственно в реакторах.  

   2) Хлорид лития LiCl получают реакцией карбоната лития Li2CO3 и соляной кислоты (HCl). Также он может быть получен по высоко экзотермической реакции металлического лития с хлором или с безводным газообразным хлороводородом. Безводный хлорид лития может быть получен из кристаллогидрата при нагревании его с хлороводородом.
   Li2CO3 + 2HCl = 2LiCl + CO2^ + H2O
   2Li + Cl2 = 2LiCl
     
 
 
 
 
 
 
 
 
 

   Рис.5 Хлорид лития
   Физические  свойства
   Хлорид  лития - бесцветные кубические кристаллы. Молекулярная масса (в а.е.м.): 42,39; температура плавления 614°C; температура кипения 1380°C, гигроскопичен, плотность составляет 2,07 (25°C, г/см3). Стандартная энтальпия образования ?H (298 К, кДж/моль): -408,3 (т). Стандартная энергия Гиббса образования ?G (298 К, кДж/моль): -384 (т) Стандартная энтропия образования S (298 К, Дж/моль·K): 59,3 (т) Стандартная мольная теплоемкость Cp (298 К, Дж/моль·K): 48,03 (т) Энтальпия плавления ?Hпл (кДж/моль): 13,4 Энтальпия кипения ?Hкип (кДж/моль): 150,6.
   Химические  свойства
   Хлорид  лития LiCl хорошо растворим в воде (84,67 г на 100 г при 25° С) и многих органических растворителях.
   LiCl + H2O = LiOH + H2^ + Cl2
   Как и любой другой ионный хлорид, хлорид лития в растворе может служить  источником хлорид-ионов, например, образовывать осадок при смешении с нитратом серебра:
   LiCl + AgNO3 > AgClv + LiNO3
   Реагирует с концентрированной серной кислотой при кипении, с солями различных  кислот.
   2LiCl(т)+ H2SO4 (конц.) = Li2SO4 + 2HCl^
   LiCl + LiHSO4 = Li2SO4 + HCl
   LiCl (конц.) + NH4F (конц.) = LiF v + NH4Cl
   3LiCl (конц.) + K3PO4 = Li3PO4v + 3KCl 

   Применение
     Большое сродство к воде служит основой для широкого применения рассолов хлорида (и бромида) лития в осушителях и воздушных кондиционерах. Хлорид лития является сырьем для получения металлического лития. Другая область применения этого соединения – в качестве флюса при пайке алюминиевых частей автомобиля. Его используют и в производстве флотационных жидкостей, как катализатор органического синтеза. Хлорид лития служит средством против обледенения самолетов. Он является твердым электролитом в химических источниках тока для имплантированных кардиостимуляторов.
3)Фторид лития LiF мало растворим в воде (1,33 г/л при 25° С). Его получают взаимодействием гидроксида лития или солей лития с фтороводородом, фторидом аммония, гидродифторидом аммония или их водными растворами.  

Еще в  прошлом веке это вещество начали применять в металлургии как  компонент многих флюсов. Фторид лития  обладает термолюминесцентными свойствами. Он используется в рентгеновской и g-дозиметрии. Кристаллы фтористого лития, прозрачные для ультракоротких волн длиной до 100 нм, применяют в производстве оптических приборов, кроме того, фторид лития является компонентом электролитов при получении алюминия и фтора. Он входит в состав эмалей, глазурей, керамики, люминофоров и лазерных материалов.  

Для атомной  техники важно моноизотопное соединение пития – 7LiF, применяемое для растворения соединений урана и тория непосредственно в реакторах. 
 
 

    2.5. Соли лития
    и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.