cesio

El cesio es el elemento químico con número atómico 55 y peso atómico de 132,905 uma. Su símbolo es Cs, y es el más pesado de los metales alcalinos en el grupo IA de la tabla periódica, a excepción del francio


Propiedades físicas
Estado de la materia
Sólido
Punto de fusión
301,59 K
Punto de ebullición
944 K
Entalpía de vaporización
67,74 kJ/mol
Entalpía de fusión
2,092 kJ/mol
Presión de vapor
2,5 kPa
Velocidad del sonido
Sin datos

Información diversa
Electronegatividad
0,79 (Pauling)
Calor específico
240 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica
4,89 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica
35,9 W/(m·K)
1er potencial de ionización
375,7 kJ/mol
2° potencial de ionización
2234,3 kJ/mol
3er potencial de ionización
3400 kJ/mol

Efectos ambientales del cesio
El cesio se encuentra en la naturaleza principalmente a causa de la erosión y desgaste de rocas y minerales. Es también liberado al aire, al agua y al suelo a través de la minería y fábricas de minerales. Los isótopos radiactivos del cesio pueden ser disminuidos sólo en su concentración a través de la desintegración radiactiva. El cesio no radiactivo puede también ser destruido cuando entra en el ambiente o reacciona con otros compuestos en moléculas muy específicas.
Tanto el cesio radiactivo como el estable actúan químicamente igual en los cuerpos de los humanos y los animales.
El cesio en el aire puede viajar largas distancias antes de precipitarse en la tierra. La mayoría de los compuestos del cesio son muy solubles en agua. En suelos, por otro lado, el cesio no puede ser eliminado por el agua subterránea; allí permanece en las capas superiores del suelo y es fuertemente unido a las partículas del mismo, y como resultado no queda disponible para ser tomado por las raíces de las plantas. El cesio radiactivo tiene la oportunidad de entrar en las plantas al caer sobre las hojas. Los animales que son expuestos a muy altas dosis de cesio muestran cambios en el comportamiento, como es el incremento o la disminución de la actividad.
Aplicaciones
El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos espectrográficos, contadores de centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales infrarrojas y varios aparatos ópticos y de detección. Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica, como absorbentes en plantas de purificación de dióxido de carbono, en microquímica. Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico. El isótopo cesio-137 se utiliza habitualmente en procedimientos de braquiterapia para el tratamiento del cancer.
CaracterísticasGENERALES
El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. Es el más reactivo y menos electronegativo de todos los elementos. El cesio reacciona en forma vigorosa con oxígeno para formar una mezcla de óxidos. En aire húmedo, el calor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender el metal. El cesio no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con el agua y aun con hielo a temperaturas hasta -116 °C (-177 °F) así como con los halógenos, amoníaco y monóxido de carbono. En general, con compuestos orgánicos el cesio experimenta los mismos tipos de reacciones que el resto de los metales alcalinos, pero es mucho más reactivo.
CONCLUCIONES Bueno este es un elemento de la tabla periódica que pertenece a los metales alcalinos y puede tener varios efectos al combinarse con agua como por ejemplo la explosividad.
Los metales alcalinos son muy reactivos, por eso siempre están en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no estado puro.Muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos.

litio

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA del litio.
3 Li ═1s2 2s1
3 Li═ [2 He] 2s1
PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DEL LI
Propiedades Físicas
En el sistema periódico de los elementos, el litio encabeza el grupo I o grupo de los metales alcalinos, constituido por Li, Na, K, Rb, Cs, (Fr), los que se caracterizan por tener un sólo electrón en un orbital “s” más allá de la capa central electrónica.
El litio metálico, es de color blanco plateado y blando. Es el metal más liviano que se conoce, densidad de 0,531 g/cm³, de número atómico 3 y peso atómico 6,941. Posee el mayor punto de fusión (186°C) y ebullición (1336°C) del grupo de metales alcalinos; posee además, el calor específico más alto de este grupo (0,784 cal/g°C a 0°C). En estado natural existen dos isótopos estables: Li7 en proporción de 92,4 % en peso y Li6 con 7,6%. Es interesante la comparación de los tres metales más importantes del grupo I, como son: Li, Na y K en sus propiedades más características porque pueden deducirse posibles usos industriales, métodos de obtención del metal o de sus compuestos. Por sus semejanzas en sus propiedades físicas y químicas.

Densidad
7.0160040 u
Radio atómico (calc)
167 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente
134 pm
Radio de van der Waals
183 pm
Configuración electrónica
[He]2s1
Electrones por nivel de energía
2
Estado(s) de oxidación
1 (base fuerte)
Propiedades físicas
Estado ordinario
Sólido (no magnético)
Punto de fusión
453,69 K
Punto de ebullición
Punto de inflamabilidad
1615 K
Entalpía de vaporización
145,92 kJ/mol
Entalpía de fusión
3 kJ/mol
Velocidad del sonido
6000 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividad (Pauling)
0,98 (Pauling) 1 (Allred y Rochow)
Calor específico
3582 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
10,8 × 106 S/m
Conductividad térmica
84,7 W/(K·m)
1.ª Energía de ionización
520,2 kJ/mol
2.ª Energía de ionización
7298,1 kJ/mol
3.ª Energía de ionización
11815,0 kJ/mol
4.ª Energía de ionización
{{{E_ionización4}}} kJ/mol
5.ª Energía de ionización
{{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Energía de ionización
{{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Energía de ionización
{{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª Energía de ionización
{{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Energía de ionización
{{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Energía de ionización
{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos más estables
iso
AN
Periodo
MD
Ed
PD
MeV
6Li
0,075
estable con 3 neutrones
7Li
0,925
estable con 4 neutrones
8Li
Sintético
838 ms
β-
16,004
8Be
Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria.

Propiedades Químicas
El litio, así como el resto de los metales del grupo I es fuertemente electropositivo lo que le confiere gran poder de reactividad frente a los agentes químicos.El poder polarizan te del Li+ es mayor que todos los iones alcalinos,lo que se manifiesta en una gran tendencia a solventarse y a formar uniones covalentes.
El Li reacciona lentamente con el H2O a 25 °C, el sodio lo hace en forma violenta, el potasio se inflama, mientras que el rubidio y el cesio lo hacen en forma explosiva. El Li es particularmente reactivo con el N2, formando Li3N, ésta reacción es lenta a 25 °C y se hace más rápida con el aumento de temperatura (el Mg tiene el mismo comportamiento con el N2 formando el Mg3N2). Ambos metales, Li y Mg, se pueden usar para separar N de otros gases.
Con él O o el aire seco, reacciona en caliente, formando solamente el Li2O (a veces trazas de Li2O2); en cambio con los otros metales alcalinos la oxidación puede continuar formando los peróxidos (M2O2) y en el caso del K, Rb y Cs se obtienen los su peróxidos correspondientes (MO2) Con el H a la temperatura ambiente, el Li, igual que el resto de los metales alcalinos, no reacciona. El Li reacciona con el H2 a 600 - 700 °C formando el hidruro de litio (LiH); mientras que los otros metales alcalinos lo hacen a 350 - 400 °C. El LiH,es el más estable de los hidruros alcalinos; se funde antes de descomponerse y no es atacado por el oxígeno a temperaturas por debajo del rojo. Por acción del NH3 gaseoso a temperaturas inferiores a 70 °C, se forma una disolución azul intensa. Calentando el Li en corriente de NH3 a 400 °C se produce la amida: LiNH2. Por calentamiento de la amida se forma:
2LiNH2 -------------------------Li2NH + NH3
El Li, es el único metal alcalino que forma la imida Li2NH.

Fuentes de litio
Los compuestos de litio se hallan muy difundidos en la naturaleza, aunque en proporción muy escasa. El litio contenido en el agua de mar es muy escaso, su contenido es de 0,1 partes por millón, debido a que este metal tiende a fijarse en las arcillas que se depositan en los fondos marinos. El litio se encuentra en las cenizas de las plantas, principalmente del tabaco, remolacha y caña de azúcar. También se halla en las aguas de ciertos manantiales, llamados por eso liníticas y consideradas hace algún tiempo eficaz contra el reumatismo y la gota. El contenido de litio de la corteza terrestre ha sido estimado en 65 partes por millón. Aproximadamente 145 minerales existentes en ella contienen litio, pero sólo algunos lo poseen en cantidades comerciales: El litio se obtiene de dos fuentes principales:
· Yacimientos en vetas.
· Salmueras naturales.
APLICASIONES DEL LI
En su forma pura, es un metal blando, de color blanco plata, que se oxida rápidamente en aire o agua. Es el elemento sólido más ligero y se emplea especialmente en aleaciones conductoras del calor, en baterías eléctricas y, sus sales, en el tratamiento de ciertos tipos de depresión. La mayoría de las baterías para uso en dispositivos electrónicos están hechas de litio. Es el metal más ligero, su densidad es la mitad de la del agua. Al igual que los demás metales alcalinos es univalente y muy reactivo, aunque menos que el sodio, por lo que no se encuentra libre en la naturaleza. Por su elevado calor específico, el litio se emplea en aplicaciones de transferencia de calor, y por su elevado potencial electroquímico constituye un ánodo adecuado para las baterías eléctricas. También se le dan los siguientes usos:
Las sales de litio, particularmente el carbonato de litio (Li2CO3) y el citrato de litio, se emplean en el tratamiento de la manía y la depresión bipolar, aunque últimamente, se ha extendido su uso a la depresión unipolar. Es un estabilizador del estado de ánimo. Se piensa que su eficacia contra estos trastornos se basa en sus efectos antagonistas sobre la función serotoninérgica.
El cloruro de litio y el bromuro de litio tienen una elevada higroscopicidad por lo que son excelentes secantes. El segundo se emplea en bombas de calor de absorción, entre otros compuestos como el nitrato de litio.
El estearato de litio es un lubricante de propósito general en aplicaciones a alta temperatura.
El litio es un agente altamente empleando en la síntesis de compuestos orgánicos.

hidrogeno

Hidrógeno – H
Propiedades Químicas del Hidrogeno–Efectos del Hidrogeno sobre la salud-Efectos ambientales del Hidrogeno.

Nombre

Hidrógeno
Número atómico

1
Valencia

1
Estado de oxidación

+1
Electronegatividad

2,1
Radio covalente (Å)

0,37
Radio iónico (Å)

2,08
Radio atómico (Å)

-
Configuración electrónica

1s1
Primer potencial de ionización (eV)

13,65
Masa atómica (g/mol)

1,00797
Densidad (g/ml)

0,071
Punto de ebullición (ºC)

-252,7
Punto de fusión (ºC)

-259,2
Descubridor

Boyle en 1671

Hidrógeno
Primer elemento de la tabla periódica. En condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido, compuesto de moléculas diatómicas, H2. El átomo de hidrógeno, símbolo H, consta de un núcleo de unidad de carga positiva y un solo electrón. Tiene número atómico 1 y peso atómico de 1.00797. Es uno de los constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido de manera amplia no sólo en la Tierra sino en todo el universo. Existen 3 isótopos del hidrógeno: el protio, de masa 1, que se encuentra en más del 99.98% del elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza aproximadamente en un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturaleza, pero que puede producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.
Usos: El empleo más importante del hidrógeno es en la síntesis del amoniaco. La utilización del hidrógeno está aumentando con rapidez en las operaciones de refinación del petróleo, como el rompimiento por hidrógeno (hydrocracking), y en el tratamiento con hidrógeno para eliminar azufre. Se consumen grandes cantidades de hidrógeno en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. La hidrogenación se utiliza en la manufactura de productos químicos orgánicos. Grandes cantidades de hidrógeno se emplean como combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor, y como un propulsor de cohetes impulsados por energía nuclear. Propiedades: El hidrógeno común tiene un peso molecular de 2.01594. El gas tiene una densidad de 0.071 g/l a 0ºC y 1 atm. Su densidad relativa, comparada con la del aire, es de 0.0695. El hidrógeno es la sustancia más inflamable de todas las que se conocen. El hidrógeno es un poco más soluble en disolventes orgánicos que en el agua. Muchos metales absorben hidrógeno. La adsorción del hidrógeno en el acero puede volverlo quebradizo, lo que lleva a fallas en el equipo para procesos químicos.
A temperaturas ordinarias el hidrógeno es una sustancia poco reactiva a menos que haya sido activado de alguna manera; por ejemplo, por un catalizador adecuado. A temperaturas elevadas es muy reactivo.
Aunque por lo general es diatómico, el hidrógeno molecular se disocia a temperaturas elevadas en átomos libres. El hidrógeno atómico es un agente reductor poderoso, aun a la temperatura ambiente. Reacciona con los óxidos y los cloruros de muchos metales, entre ellos la plata, el cobre, el plomo, el bismuto y el mercurio, para producir los metales libres. Reduce a su estado metálico algunas sales, como los nitratos, nitritos y cianuros de sodio y potasio. Reacciona con cierto número de elementos, tanto metales como no metales, para producir hidruros, como el NaH, KH, H2S y PH3. El hidrógeno atómico produce peróxido de hidrógeno, H2O2, con oxígeno. Con compuestos orgánicos, el hidrógeno atómico reacciona para generar una mezcla compleja de productos; con etileno, C2H4, por ejemplo, los productos son etano, C2H6, y butano, C4H10. El calor que se libera cuando los átomos de hidrógeno se recombinan para formar las moléculas de hidrógeno se aprovecha para obtener temperaturas muy elevadas en soldadura de hidrógeno atómico.
El hidrógeno reacciona con oxígeno para formar agua y esta reacción es extraordinariamente lenta a temperatura ambiente; pero si la acelera un catalizador, como el platino, o una chispa eléctrica, se realiza con violencia explosiva. Con nitrógeno, el hidrógeno experimenta una importante reacción para dar amoniaco. El hidrógeno reacciona a temperaturas elevadas con cierto número de metales y produce hidruros. Los óxidos de muchos metales son reducidos por el hidrógeno a temperaturas elevadas para obtener el metal libre o un óxido más bajo. El hidrógeno reacciona a temperatura ambiente con las sales de los metales menos electropositivos y los reduce a su estado metálico. En presencia de un catalizador adecuado, el hidrógeno reacciona con compuestos orgánicos no saturados adicionándose al enlace doble.
Compuestos principales: El hidrógeno es constituyente de un número muy grande de compuestos que contienen uno o más de otros elementos. Esos compuestos incluyen el agua, los ácidos, las bases, la mayor parte de los compuestos orgánicos y muchos minerales. Los compuestos en los cuales el hidrógeno se combina sólo con otro elemento se denominan generalmente hidruros.
Preparación: Se pueden aplicar muy diversos métodos para preparar hidrógeno gaseoso. La elección del método depende de factores como la cantidad de hidrógeno deseada, la pureza requerida y la disponibilidad y costo de la materia prima. Entre los procesos que más se emplean están las reacciones de metales con agua o con ácidos, la electrólisis del agua, la reacción de vapor con hidrocarburos u otros materiales orgánicos, y la descomposición térmica de hidrocarburos. La principal materia prima para la producción de hidrógeno son los hidrocarburos, como el gas natural, gas de aceite refinado, gasolina, aceite combustible y petróleo crudo.
Efectos del Hidrógeno sobre la salud
Efectos de la exposición al hidrógeno: Fuego: Extremadamente inflamable. Muchas reacciones pueden causar fuego o explosión. Explosión: La mezcla del gas con el aire es explosiva. Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación. Inhalación: Altas concentraciones de este gas pueden causar un ambiente deficiente de oxígeno. Los individuos que respiran esta atmósfera pueden experimentar síntomas que incluyen dolores de cabeza, pitidos en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los sentidos. La piel de una víctima puede presentar una coloración azul. Bajo algunas circunstancias se puede producir la muerte. No se supone que el hidrógeno cause mutagénesis, embriotoxicidad, teratogenicidad o toxicidad reproductiva. Las enfermedades respiratorias pre-existentes pueden ser agravadas por la sobreexposición al hidrógeno. Riesgo de inhalación: Si se producen pérdidas en su contenedor, se alcanza rápidamente una concentración peligrosa.
Peligros físicos: El gas se mezcla bien con el aire, se forman fácilmente mezclas explosivas. El gas es más ligero que el aire.
Peligros químicos: El calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. Reacciona violentamente con el aire, oxígeno, halógenos y oxidantes fuertes provocando riesgo de incendio y explosión. Los catalizadores metálicos, tales como platino y níquel, aumentan enormemente estas reacciones.Elevadas concentraciones en el aire provocan una deficiencia de oxígeno con el riesgo de inconsciencia o muerte. Comprobar el contenido de oxígeno antes de entrar en la habitación. No hay advertencia de olor si hay concentraciones tóxicas presentes. Medir concentraciones de hidrógeno con un detector de gas adecuado (un detector normal de gas inflamable no es adecuado para este propósito).
Efectos ambientales del Hidrógeno
Estabilidad ambiental: El hidrógeno existe naturalmente en la atmósfera. El gas se disipará rápidamente en áreas bien ventiladas.

sodio1

sodio
Neón ← Sodio → Magnesio
Li


11
Na

Na
K
Tabla completa • Tabla extendida
Información general
Nombre, símbolo, número
Sodio, Na, 11
Serie química
Metales alcalinos
Grupo, período, bloque
1, 3, s
Densidad
968 kg/m3
Apariencia
Blanco plateado
N° CAS
{{{CAS}}}
N° EINECS
{{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica
22.98976928(2) u
Radio medio
180 pm
Radio atómico (calc)
190 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente
154 pm
Radio de van der Waals
227 pm
Configuración electrónica
[Ne]3s1
Electrones por nivel de energía
2,8,1 (Imagen)
Estado(s) de oxidación
1 (base fuerte)
Óxido
Estructura cristalina
cúbica centrada en el cuerpo
Propiedades físicas
Estado ordinario
sólido (no magnético)
Punto de fusión
370,87 K
Punto de ebullición
1156 K
Punto de inflamabilidad
{{{P_inflamabilidad}}} K
Entalpía de vaporización
96,42 kJ/mol
Entalpía de fusión
2,598 kJ/mol
Presión de vapor
1,43 × 10-5 Pa a 1234 K
Temperatura crítica
{{{T_crítica}}} K
Presión crítica
{{{P_crítica}}} Pa
Volumen molar
{{{volumen_molar}}} m3/mol
Velocidad del sonido
3200 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividad (Pauling)
0,93
Calor específico
1230 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
21 × 106/m S/m
Conductividad térmica
141 W/(K·m)
1.ª Energía de ionización
495,8 kJ/mol
2.ª Energía de ionización
4562 kJ/mol
3.ª Energía de ionización
6910,3 kJ/mol
4.ª Energía de ionización
9543 kJ/mol
5.ª Energía de ionización
13354 kJ/mol
6.ª Energía de ionización
16613 kJ/mol
7.ª Energía de ionización
20117 kJ/mol
8.ª Energía de ionización
25496 kJ/mol
9.ª Energía de ionización
28932 kJ/mol
10.ª Energía de ionización
141362 kJ/mol
Isótopos más estables
iso
AN
Periodo
MD
Ed
PD
MeV
22Na
Sintético
2,602 a
ε
2,842
22Ne
23Na
100%
estable con 12 neutrones
Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria.
El sodio es un elemento químico de símbolo Na (del latín, natrium y de árabe natrun) número atómico 11, fue descubierto por Sir Humphry Davy. Es un metal alcalino blando, untuoso, de color plateado, muy abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxigeno y reacciona violentamente con el agua.
El sodio está presente en grandes cantidades en el océano en forma iónica. También es un componente de muchos minerales y un elemento esencial para la vida.
Características principales
Al igual que otros metales alcalinos el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C.
Usos del sodio [editar]
El sodio metálico se emplea en síntesis orgánica como agente reductor. Es además componente del cloruro de sodio necesario para la vida. Otros usos son:
En aleaciones antifricción (oro).
En la fabricación de desodorantes (en combinación con ácidos grasos).
En la purificación de metales fundidos.
La aleación Na K, es un material empleado para la transferencia de calor además de desecante para disolventes orgánicos y como reductor. A temperatura ambiente es líquida. El sodio también se emplea como refrigerante.
Aleado con plomo se emplea en la fabricación de aditivos detonantes para las gasolinas.
Se emplea también en la fabricación de células fotoeléctricas.
Iluminación mediante lámparas de vapor de sodio.
Los óxidos NaO2 generados por combustión controlada con oxígeno se utilizan para intercambiar el dióxido de carbono por oxígeno y regenerar así el aire en espacios cerrados (p. ej. en submarinos)
Sodio
Elemento químico, símbolo Na, número atómico 11 y peso atómico 22.9898. Es un metal suave, reactivo y de bajo punto de fusión, con una densidad relativa de 0.97 a 20ºC (68ºF). Desde el punto de vista comercial, el sodio es el más importante de los metales alcalinos.
El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre, que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. El sodio es, después del cloro, el segundo elemento más abundante en solución en el agua de mar. Las sales de sodio más importantes que se encuentran en la naturaleza son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bórax), el nitrato de sodio (nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.
El sodio reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir hidróxido de sodio e hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. El sodio no reacciona con nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas, pero puede reaccionar con amoniaco para formar amida de sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC (390ºF) para formar el hidruro de sodio. El sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo hace con los halógenos. También reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el metal y cloruro de sodio.
El sodio no reacciona con los hidrocarburos parafínicos, pero forma compuesto de adición con naftaleno y otros compuestos aromáticos policíclicos y con aril alquenos. La reacción del sodio con alcoholes es semejante a la reacción del sodio con agua, pero menos rápida. Hay dos reacciones generales con halogenuros orgánicos. Una de éstas requiere la condensación de dos compuesto orgánicos que contengan halógenos al eliminar éstos. El segundo tipo de reacciones incluye el reemplazo del halógeno por sodio, para obtener un compuesto organosódico.
Número Atómico: 11Masa Atómica: 22,9898Número de protones/electrones: 11Número de neutrones (Isótopo 23-Na): 12Estructura electrónica: [Ne] 3s1Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 1Números de oxidación: +1
Electronegatividad: 0,93Energía de ionización (kJ.mol-1): 494Afinidad electrónica (kJ.mol-1): 53Radio atómico (pm): 191Radio iónico (pm) (carga del ion): 102 (+1)
Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 2,64Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 89,04
Punto de Fusión (ºC): 97,8Punto de Ebullición (ºC): 883Densidad (kg/m3): 971,2; (20 ºC)Volumen atómico (cm3/mol): 23,67Estructura cristalina: CúbicaColor: Plateado.