splošne značilnosti litij kot element
Kemijski simbol – Li
Relativna atomska masa – 6,941
V spojinah je litij enovalenten, oksidacijsko stanje v spojinah z nekovinami je +1.
Litij kot snov
Metode pridobivanja litija:
- Redukcija iz litijevega hidrida pri segrevanju:
2LiH → 2Li + H2
- Elektroliza raztopine litijevega hidrida:
2LiH (l) → 2Li + H 2
- Interakcija litijevega oksida z nekovinami:
2Li 2 O + Si → 4Li + SiO 2
- Interakcija litijevega oksida s kovinami:
Li 2 O + Mg → 2Li + MgO
3Li 2 O + 2Al → 6Li + Al 2 O 3
Fizikalne lastnosti litija:
- Mehka, duktilna alkalna kovina srebrno bele barve.
- Ima kovinski lesk.
- Na zraku se prekrije z oksidno-nitridnim filmom.
- Tališče je 180,5 °C, vrelišče pa 1336,6 °C.
Kemijske lastnosti litij:
Litij je zelo reaktiven in med kemičnimi reakcijami praviloma odda elektrone in se spremeni v pozitivno nabit ion. Pri zmernem segrevanju se vname, pri čemer se plamen plinskega gorilnika obarva temno rdeče.
Reagira z vodo, kislinami, nekovinami, amoniakom.
1. Večina Močno reagira s halogeni, kisikom in žveplom(to je zaradi njihove visoke elektronegativnosti):
4Li + O 2 → 2Li 2 O
2Li + S → Li 2 S
2Li + Cl 2 → 2LiCl
2. Lahko se oksidira z vodikovimi ioni ali drugimi kovinskimi ioni
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2Li + 2HCl → 2LiCl + H2
3. litij, pri interakciji z amoniakom tvori litijev amid in imid
2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2
2Li + NH 3 → Li 2 NH + H 2
Uporaba litija:
Zlitina, ki vsebuje litij, je učinkovit polprevodnik za termoelektrične pretvornike. Anode kemičnih tokovnih virov (baterije, galvanski členi itd.) so izdelane iz litija. Litijev nitrat se uporablja v pirotehniki za rdeče obarvanje luči. Steklo iz litij-aluminijevega silikata ima izjemno trdnost. Litijeve zlitine z različnimi kovinami so novi obetavni materiali v letalstvu in astronavtiki. Litijev hafniat je del posebnega emajla, namenjenega za odlaganje visokoradioaktivnih jedrskih odpadkov. Uporablja se v jedrskih reaktorjih kot učinkovito hladilno sredstvo. V medicini se litijeve spojine uporabljajo v obliki psihotropnih zdravil. Litijeve spojine se pogosto uporabljajo v tekstilni industriji (beljenje tkanin), hrani (konzerviranje) in farmaciji (proizvodnja kozmetike).
2. Lidin, R. A. Kemijske lastnosti anorganskih snovi / R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. – M.: Kemija, 2000.
3. Rudzitis, G. E. Kemija. Učbenik za 7.–11. razred večerne (izmenske) splošne šole. 2. del. / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Izobraževanje, 1985.
kemija, 9. r. karakterizirajo litij po načrtu. in dobil najboljši odgovor
Odgovor od
Litij je element 2. obdobja glavne podskupine skupine I periodni sistem D. I. Mendelejev, element IA ali podskupine alkalijskih kovin.
Struktura litijevega atoma se lahko odraža na naslednji način: 3Li - 2ē, 1ē. Atomi litija bodo pokazali močne redukcijske lastnosti: zlahka bodo oddali svoj edini zunanji elektron in posledično bodo prejeli oksidacijsko stanje (s.o.) +1. Te lastnosti atomov litija bodo manj izrazite kot lastnosti atomov natrija, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov: Rat (Li)< Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня.
Litij je preprosta snov, je kovina, zato ima kovinsko kristalno mrežo in kovinsko kemično vez. Naboj litijevega iona ni Li+1 (kot kaže s.o.), temveč Li+. So pogosti fizične lastnosti kovine, ki izhajajo iz njihove kristalne strukture: električna in toplotna prevodnost, kovnost, duktilnost, kovinski lesk itd.
Litij tvori oksid s formulo Li2O - to je bazični oksid, ki tvori sol. Ta spojina nastane zaradi ionske kemične vezi Li2+O2-, medsebojno deluje z vodo in tvori alkalijo.
Litijev hidroksid ima formulo LiOH. Ta osnova je alkalna. Kemijske lastnosti: interakcija s kislinami, kislinskimi oksidi in solmi.
V podskupini alkalijskih kovin ni splošne formule "Hlapne vodikove spojine". Te kovine ne tvorijo hlapnih vodikovih spojin. Spojine kovin z vodikom so binarne spojine ionskega tipa s formulo M+H-.
Odgovor od 2 odgovora[guru]
Zdravo! Tukaj je izbor tem z odgovori na vaše vprašanje: kemija, 9. razred. karakterizirajo litij po načrtu.
Odgovor od Irek Zzinurov[novinec]
Litij? to je element obdobja 2 glavne podskupine skupine I periodnega sistema D. I. Mendelejeva, elementa IA ali podskupine alkalijskih kovin.
Struktura litijevega atoma se lahko odraža na naslednji način: 3Li? 2e, 1e. Atomi litija bodo pokazali močne redukcijske lastnosti: zlahka bodo oddali svoj edini zunanji elektron in posledično bodo prejeli oksidacijsko stanje (s.o.) +1. Te lastnosti atomov litija bodo manj izrazite kot lastnosti atomov natrija, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov: Rat (Li)< Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня.
Litij? preprosta snov je kovina, zato ima kovinsko kristalno mrežo in kovinsko kemično vez. Naboj litijevega iona ni Li+1 (kot kaže s.o.), temveč Li+. Splošne fizikalne lastnosti kovin, ki izhajajo iz njihove kristalne strukture: električna in toplotna prevodnost, kovnost, duktilnost, kovinski lesk itd.
Litij tvori oksid s formulo Li2O? je bazični oksid, ki tvori sol. Ta spojina nastane zaradi ionske kemične vezi Li2+O2-, medsebojno deluje z vodo in tvori alkalijo.
Litijev hidroksid ima formulo LiOH. Je to osnova? alkalija. Kemijske lastnosti: interakcija s kislinami, kislinskimi oksidi in solmi.
V podskupini alkalijskih kovin ni splošne formule "Hlapne vodikove spojine". Te kovine ne tvorijo hlapnih vodikovih spojin. Spojine kovin z vodikom? binarne spojine ionskega tipa s formulo M+H-.
Litij(lat. Lithium), Li, kemični element z atomskim številom 3, atomsko maso 6.941. Kemijski simbol Li se bere na enak način kot ime samega elementa.
Litij se v naravi pojavlja kot dva stabilna nuklida 6Li (7,52 % mase) in 7Li (92,48 %). V periodnem sistemu D. I. Mendelejeva se litij nahaja v drugi periodi, skupini IA in spada med alkalijske kovine. Konfiguracija elektronske lupine nevtralnega litijevega atoma je 1s22s1. V spojinah ima litij vedno oksidacijsko stanje +1.
Kovinski polmer atoma litija je 0,152 nm, polmer iona Li+ je 0,078 nm. Zaporedni energiji ionizacije litijevega atoma sta 5,39 in 75,6 eV. Paulingova elektronegativnost je 0,98, največja za alkalijske kovine.
V svoji preprosti obliki je litij mehka, duktilna, lahka, srebrnkasta kovina.
Anode kemičnih tokovnih virov, ki delujejo na osnovi nevodnih trdnih elektrolitov, so izdelane iz litija. Tekoči litij lahko služi kot hladilno sredstvo v jedrskih reaktorjih. Z uporabo nuklida 6Li dobimo radioaktivni tritij 31H (T):
63Li + 10n = 31H + 42He.
1 element periodnega sistema Litij in njegove spojine se pogosto uporabljajo v industriji silikata za izdelavo posebnih vrst stekla in premaze izdelkov iz porcelana, v železni in neželezni metalurgiji (za dezoksidacijo, povečanje duktilnosti in trdnosti zlitin) , in za proizvodnjo masti. Litijeve spojine se uporabljajo v tekstilni (beljenje tkanin), živilski (konzerviranje) in farmacevtski (kozmetična) industriji.
Biološka vloga: Litij je v živih organizmih prisoten v sledovih, vendar se zdi, da nima bioloških funkcij. Ugotovili so njegov stimulativni učinek na nekatere procese v rastlinah in sposobnost povečanja njihove odpornosti proti boleznim.
Telo povprečnega človeka (tehta 70 kg) vsebuje približno 0,7 mg litija. Toksični odmerek 90-200 mg.
Značilnosti ravnanja z litijem: tako kot druge alkalijske kovine lahko kovinski litij povzroči opekline kože in sluznice, še posebej v prisotnosti vlage. Zato lahko z njim delate samo v zaščitni obleki in očalih. Litij hranite v nepredušni posodi pod plastjo mineralnega olja. Odpadkov litija ne smemo metati v smeti, za uničenje jih je potrebno obdelati z etilnim alkoholom:
2С2Н5ОН + 2Li = 2С2Н5ОLi + Н2
Nastali litijev etoksid se nato z vodo razgradi na alkohol in litijev hidroksid LiOH.
Litij (Li), 3
(molska masa)
(g/mol)
0,98 (Paulingova lestvica)
(prvi elektron)
519,9(5,39) kJ/mol (eV)
2,89 kJ/mol
148 kJ/mol
24,86 J/(K mol)
13,1 cm³/mol
kubično telo središče
(300 K) 84,8 W/(mK)
7439-93-2
Teoretične značilnosti raketnih goriv, ki jih tvori litij z različnimi oksidanti.
| Oksidator | Specifični potisk (P1, s) | Temperatura zgorevanja °C | Gostota goriva g/cm³ | Povečanje hitrosti, ΔVid, 25, m/s | Teža vsebnosti goriva % |
|---|---|---|---|---|---|
| Fluor | 378,3 sek | 5350 °C | 0,999 | 4642 m/s | 28 % |
| Tetrafluorohidrazin | 348,9 sek | 5021 °C | 0,920 | 4082 m/s | 21,07 % |
| ClF 3 | 320,1 sek | 4792 °C | 1,163 | 4275 m/s | 24 % |
| ClF5 | 334 sek | 4946 °C | 1,128 | 4388 m/s | 24,2 % |
| Perkloril fluorid | 262,9 sek | 3594 °C | 0,895 | 3028 m/s | 41 % |
| Fluor oksid | 339,8 sek | 4595 °C | 1,097 | 4396 m/s | 21 % |
| kisik | 247,1 sek | 3029 °C | 0,688 | 2422 m/s | 58 % |
| Vodikov peroksid | 270,5 sek | 2995 °C | 0,966 | 3257 m/s | 28,98 % |
| N2O4 | 239,7 sek | 3006 °C | 0,795 | 2602 m/s | 48 % |
| Dušikova kislina | 240,2 sek | 3298 °C | 0,853 | 2688 m/s | 42 % |
Prva stopnja
Možnost 1
1. Podana je enačba za reakcijo nevtralizacije natrijevega hidroksida s klorovodikovo kislino:
NaOH + HCl = NaCl + H20 + Q.
toplotni učinek;
sodelovanje katalizatorja;
smer.
Razmislite o tej kemijski reakciji z vidika teorije elektrolitske disociacije. Zapiši celotno in skrajšano ionsko enačbo.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Začetne snovi: 1 mol natrijevega hidroksida (1 atom natrija, 1 atom vodika, 1 atom kisika), 1 mol tekoče klorovodikove kisline (1 atom vodika, 1 atom klora).
Reakcijski produkti: 1 mol natrijevega klorida (1 atom natrija, 1 atom klora), 1 mol tekoče vode (1 atom kisika, 2 atoma vodika).
Reakcija je eksotermna
Izhodne snovi in produkti so v raztopini.
Brez katalizatorja
Ireverzibilna reakcija
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O
2. Opišite kemijski element magnezij po načrtu:
položaj elementa v PSHE;
atomska struktura;
Magnezij -- Mg
Serijska številka Z=12; masno število A = 24, jedrski naboj + 12, število protonov = 12, nevtroni (N = A-Z = 12) 24 – 12 = 12 nevtronov, elektroni = 12, perioda – 3, energijski nivoji - 3,
Struktura elektronske lupine: 12 M g 2e; 8e; 2e.
12 Mg)))
2 8 2
Oksidacijsko stanje +2;
Redukcijske lastnosti magnezija so bolj izrazite kot lastnosti berilija, vendar šibkejše od lastnosti kalcija, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov Be - M g - Ca;
Magnezijev ion M g 2+
MgO – magnezijev oksid je glavni oksid in ima vse značilne lastnosti oksidov. Magnezij tvori hidroksid Mg(OH)2, ki kaže vse značilne lastnosti baz.
3. Napišite enačbe za reakcije magnezijevega oksida in hidroksida s klorovodikovo kislino v molekulski in ionski obliki.
MgO+2HCl=MgCl₂ + H2O
MgO+2H+=Mg2+ + H2O
Mg(OH)2+2HCl= MgCl₂ + 2H2O
Mg(OH)2+2H+= Mg2+ + 2H2O
Možnost 2
1. Podan je diagram reakcije zgorevanja aluminija
Al + 02 → A1203 + Q.
Označite reakcijo na podlagi naslednjih značilnosti:
število in sestava vhodnih snovi in reakcijskih produktov;
toplotni učinek;
agregatno stanje snovi;
sodelovanje katalizatorja;
sprememba oksidacijskih stanj elementov;
smer.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3 + Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Aluminij je redukcijsko sredstvo, kisik pa oksidant.
Vhodne snovi: 4 mol aluminija, 3 mol kisika (3 molekule 2 atomov kisika). Produkt reakcije: 2 mola aluminijevega oksida (2 atoma aluminija, 3 atomi kisika v eni molekuli).
Reakcija je eksotermna.
Aluminij - trdno, kisik - g, aluminijev oksid - trdno.
Brez katalizatorja
Nepovratno.
2. Opišite kemijski element natrij po načrtu:
položaj elementa v PSHE;
atomska struktura;
formule oksidov in hidroksidov, njihova narava.
Natrij --Na
11 ne)))
2 8 1
Oksidacijsko stanje +1;
Natrijev ion Na+
3. Zapišite enačbe reakcij natrijevega oksida in hidroksida z raztopino žveplove kisline v molekulski in ionski obliki.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Možnost 3
1. Podana je reakcijska shema za proizvodnjo žveplovega oksida (VI) iz žveplovega oksida (IV)
S02 + 02 S03 + Q.
Sestavite enačbo za to reakcijo in vanjo vnesite koeficiente z uporabo metode elektronskega ravnotežja. Določite oksidant in reducent.
Označite reakcijo na podlagi naslednjih značilnosti:
število in sestava vhodnih snovi in reakcijskih produktov;
toplotni učinek;
agregatno stanje snovi;
sodelovanje katalizatorja;
sprememba oksidacijskih stanj elementov;
smer.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4 -2e →S+6 reducent
O02 +4e→2O-2 oksidant
Izhodni snovi sta 2 mola žveplovega oksida 4 (v eni molekuli je 1 atom žvepla, 2 atoma kisika) in 1 mol kisika (v eni molekuli sta 2 atoma kisika).
Reakcijski produkt sta 2 mola žveplovega oksida 6 (ena molekula ima 1 atom žvepla, 3 atome kisika)
Reakcija je eksotermna.
Žveplov oksid 4 in kisik sta plina, žveplov oksid (VI) je tekoč
S katalizatorjem
Reverzibilen.
2. Po načrtu okarakterizirajte kemični element litij:
atomska struktura;
formule oksidov in hidroksidov, njihova narava.
Litij Li
Serijska številka Z=3; masno število A = 7, jedrski naboj + 3, število protonov = 3, nevtroni (N = A-Z = 4) 7 – 3 = 4 nevtroni, elektroni = 3, perioda – 2, nivoji energije - 2
Struktura elektronske lupine: 3 Li 2е; 1e.
3 Li))
2 1
Oksidacijsko stanje +1;
Redukcijske lastnosti litija so manj izrazite kot lastnosti natrija in kalija, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov;
Litijev ion Li+
Li 2O – litijev oksid je glavni oksid in kaže vse značilne lastnosti oksidov. Litij Li tvori hidroksid Li OH (alkalije), ki kaže vse značilne lastnosti baz.
3. Napišite enačbe za reakcije litijevega oksida in hidroksida z žveplovo kislino v molekulski in ionski obliki.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Li 2O+H2SO4=H2O+ Li 2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li+
Možnost 4
1. Podana je enačba za reakcijo cinka s klorovodikovo kislino:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 + Q.
Označite reakcijo na podlagi naslednjih značilnosti:
število in sestava vhodnih snovi in reakcijskih produktov;
toplotni učinek;
agregatno stanje snovi, ki sodelujejo v reakciji;
sodelovanje katalizatorja;
sprememba oksidacijskih stanj kemičnih elementov;
smer.
Razmislite o tej kemijski reakciji z vidika teorije elektrolitske disociacije: zapišite celotno in skrajšano ionsko enačbo.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Izhodne snovi: 1 mol cinka, 2 mol klorovodikove kisline (1 atom vodika, 1 atom klora na molekulo). Reakcijski produkti: 1 mol cinkovega klorida (1 atom cinka, 2 atoma klora v PE), 1 mol vodika (2 atoma vodika).
Eksotermna reakcija
Cink - trdna snov, klorovodikova kislina - l., cinkov klorid, trdna snov. (raztopina), vodik – g.
Brez katalizatorja
S spremembami oksidacijskih stanj
Nepovratno
2H++2Cl-+Zn0=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zn0=Zn2++H20
2. Opišite kemijski element kalcij po načrtu:
položaj elementa v periodnem sistemu;
atomska struktura;
formule višjih oksidov in hidroksidov, njihova narava.
Kalcij Ca
Serijska številka Z=20; masno število A = 40, jedrski naboj + 20, število protonov = 20, nevtroni (N = A-Z = 20) 40 – 20 = 20 nevtronov, elektroni = 20, perioda – 4, energijski nivoji - 4,
Struktura elektronske lupine: 20 M g 2e; 8e; 8e; 2e.
20 so))))
2 8 8 2
Oksidacijsko stanje +2;
Redukcijske lastnosti kalcija so izrazitejše od magnezijevih, vendar šibkejše od stroncijevih, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov.
Kalcijev ion Ca 2+
Ca O - kalcijev oksid je glavni oksid in kaže vse značilne lastnosti oksidov. Kalcij tvori hidroksid Ca (OH)2, ki kaže vse značilne lastnosti baz.
3. Zapišite enačbe za reakcije kalcijevega oksida in hidroksida z dušikovo kislino v molekulski in ionski obliki.
CaO+2HNO3= Ca(NO3)₂ + H₂O
CaO+2H+= Ca 2+ + H₂O
Ca(OH)2+2HNO3= Ca(NO3)₂ + 2H₂O
Ca(OH)2+2H+= Ca 2+ + 2H₂O
Druga stopnja
Možnost 1
1. Reakcijska enačba za proizvodnjo dušikovega oksida (II) je podana:
N2 + 02 2NO - Q.
N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 reducent
O20+2*2e = 2O-2 oksidant
Izhodiščne snovi: dušik 1 mol, 2 atoma N, kisik 1 mol (2 atoma O).
Produkt reakcije: 2 mol dušikovega oksida 2 (v molekuli je 1 atom dušika in 1 atom kisika).
Izhodne snovi in produkti reakcije so plini.
Reakcija je endotermna.
Reverzibilen.
Brez katalizatorja.
S spremembami oksidacijskih stanj.
6 C))
2 4
Oksidacijsko stanje +4;
3. Sestavite formule za višji ogljikov oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo.
CO2 + H2O ↔ H2CO3
CO2 + H2O ↔ 2H+ + CO32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Možnost 2
1. Podana je enačba za reakcijo sinteze amoniaka:
N2 + 3H2 2NH3 + Q.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
Razmislite o tej reakciji z vidika ODD. Določite oksidant in reducent.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 oksidant
H20 -2*1е→2H+1 reducent
Vhodne snovi: 1 mol dušika (molekula z 2 atomoma dušika), 3 mol vodika (molekula z 2 atomoma vodika). Reakcijski produkt je amoniak, 2 mol. Molekula z 1 atomom dušika in 2 atomoma vodika. Začetne snovi in produkti reakcije so plini.
Reakcija:
Eksotermno.
Redox.
Naravnost.
Katalitično.
Reverzibilen.
2. Označite kemijski element žveplo glede na njegovo mesto v periodnem sistemu.
Žveplo - S
Redno število Z = 16 in masno število A = 32, jedrski naboj + 16, število protonov = 16, nevtroni (N = A-Z = 12) 32 – 16 = 16 nevtronov, elektroni = 16, perioda – 3, energijski nivoji - 3
16 S)))
Struktura elektronske lupine: 16 S 2e; 8e; 6e.
16 S)))
2 8 6
Stopnja oksidacije - (-2) in (+ 2; +4; +6)
Oksidacijske lastnosti žvepla so izrazitejše od lastnosti selena, a šibkejše od lastnosti kisika, kar je povezano s povečanjem atomskih polmerov od kisika do selena.
SO 3 – žveplov oksid je kisli oksid in ima vse značilne lastnosti oksidov.
Žveplo tvori hidroksid H2SO4, ki kaže vse značilne lastnosti kislin.
Žveplo iz vodikovih spojin tvori H2S.
3. Sestavite formule za višji žveplov oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo. Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
SO3 + H2O → H2SO4
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
2OH- + SO3 → SO42- + H2O
Na2O + SO3 → Na2SO4
Na2O + SO3 → 2Na+ +SO42-
Zn0 + H2+1SO4(dil) → Zn+2SO4 + H20
Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (reakcija nevtralizacije)
H+ + OH- → H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2
MgCO3 + 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2¬
Možnost 3
1. Podana je enačba za reakcijo bakrovega (II) klorida z natrijevim hidroksidom:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
Razmislite o reakciji z vidika TED: napišite celotno in skrajšano ionsko enačbo.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Izhodiščne snovi: 1 mol bakrovega klorida (1 atom bakra, 2 atoma klora), 2 mol natrijevega hidroksida (1 atom natrija, 1 atom kisika, 1 atom vodika v PE).
Reakcijski produkti: 1 mol bakrovega hidroksida (1 atom bakra, 2 atoma kisika, 2 atoma vodika), 2 mol natrijevega klorida (1 atom natrija, 1 atom klora v PE).
Reakcijski produkti in izhodne snovi so raztopljene trdne snovi. Cu(OH)2 – trdna oborina.
Reakcija:
Eksotermno
Brez sprememb oksidacijskih stanj
Naravnost
Brez katalizatorja
Nepovratno.
2. Označite kemični element fosfor glede na njegov položaj v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva.
Značilnosti P (fosfor)
Atomska masa = 31. Naboj jedra atoma P + 15, tj. ker je v jedru 15 protonov. Shema:
15Р 2е)8е)5е)
3. Sestavite formule za višji oksid in hidroksid fosforja, navedite njihovo naravo. Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
Možnost 4
1. Podana je enačba za reakcijo kalijevega karbonata s klorovodikovo kislino:
K2C03 + 2HCl = 2KCl + C02 + H20.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
Razmislite o tej reakciji z vidika TED: zapišite celotno in skrajšano ionsko enačbo.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
CO32- + 2H+= H2O + CO2
Izhodiščne snovi: 1 mol kalijevega karbonata (2 atoma kalija, 1 atom ogljika, 3 atomi kisika) trdna snov, 2 mol klorovodikove kisline (1 atom vodika, 1 atom klora v molekuli) tekočina.
Reakcijski produkti: 2 mola kalijevega klorida (v PE 1 atom kalija, 1 atom klora) trdna snov, 1 mol vode (2 volumna vodika, 1 atom kisika) tekočina, 1 mol ogljikovega dioksida (1 atom ogljika, 2 atoma kisika). ) - plin.
Reakcija:
Eksotermno.
Brez sprememb oksidacijskih stanj.
Naravnost.
Brez sodelovanja katalizatorja.
Nepovratno.
2. Označite kemijski element dušik glede na njegovo mesto v periodnem sistemu.
Dušik N je nekovina, period II (majhna), skupina V, glavna podskupina.
Atomska masa=14, jedrski naboj - +7, število energijskih nivojev=2
p=7, e=7,n=Ar-p=14-7=7.
Struktura elektronske lupine: 7 N 2e; 5e
7 N))
2 5
Oksidacijsko stanje +5;
Oksidacijske lastnosti so izrazitejše od ogljika, a šibkejše od kisika, kar je povezano s povečanjem naboja jedra.
Dušikov oksid N2O5 je kisel oksid in ima vse značilne lastnosti oksidov. Dušik tvori kislino HNO3, ki kaže vse značilne lastnosti kislin.
Hlapna vodikova spojina - NH3
3. Sestavite formule za višji dušikov oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo.
Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + H2O = 2H+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (raztopina) = 2KNO3 + H2O
N2O5 + 2K+ +2OH- = 2K+ +NO32- + H2O
N2O5 + 2OH- = NO32- + H2O
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H+ + 2NO3- → 2K+ + 2NO3- + H2O
K2O + 2H+ → 2K+ + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
H+ + OH- → H2O
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2¬
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + CO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2¬
2H+ + CO32- → H2O + CO2¬
S0 + 6HNO3(konc) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
Z disag.
4Zn + 9HNO3 = NH3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O
4Zn + 9H+ + 9NO3- = NH3 + 4Zn2+ + 8NO3- + 3H2O
3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2+ 4H2O
3Cu + 8H+ +8NO3-= 2NO + 3Cu2+ +6NO3-+ 4H2O
konc.
Zn + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Zn(NO3)2
Zn + 4H+ +4NO3-= 2NO2 + 2H2O + Zn2+ +2NO3-
Cu + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4H+ +4NO3- = 2NO2 + 2H2O + Cu2+ +2NO3-
Tretja stopnja
Možnost 1
1. Reakcijska enačba za proizvodnjo dušikove kisline je podana:
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 + Q.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
4N+4O2 + O02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4 -1e = N+5 reducent
O20 +4e = 2O-2 oksidant
Reakcija:
Eksotermno.
S spremembo stopnje oksidacije (ORR).
Brez sodelovanja katalizatorja.
Naravnost.
Reverzibilen.
Izhodiščne snovi: 4 mol dušikovega oksida 4 (1 atom dušika, 2 atoma kisika v molekuli) – plin, 1 mol kisika (2 atoma kisika v molekuli) – plin, 2 mola vode (1 atom kisika, 2 atoma vodika). atomi v molekuli) – tekočina
Reakcijski produkt so 4 mol dušikove kisline (1 atom dušika, 1 atom vodika, 3 atomi kisika na molekulo) - tekočina.
2. Označite kemijski element magnezij glede na njegovo mesto v periodnem sistemu.
Magnezij – zaporedna številka v periodnem sistemu Z = 12 in masno število A = 24. Jedrski naboj +12 (število protonov). Število nevtronov v jedru je N = A - Z = 12. Število elektronov = 12.
Element magnezij se nahaja v 3. periodi periodnega sistema. Zgradba elektronske lupine:
12 mg)))
2 8 2
Stopnja oksidacije +2.
Redukcijske lastnosti magnezija so bolj izrazite kot pri beriliju, vendar šibkejše od lastnosti kalcija (elementi skupine IIA), kar je povezano s povečanjem atomskih polmerov pri prehodu iz Be v Mg in Ca.
Magnezijev oksid MgO je bazični oksid in ima vse značilne lastnosti bazičnih oksidov. Baza Mg(OH)2 ustreza magnezijevemu hidroksidu, ki kaže vse značilne lastnosti baz.
3. Sestavite formuli magnezijevega oksida in hidroksida ter navedite njuno naravo.
Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
Magnezijev oksid MgO je glavni oksid, baza Mg(OH)2 pa ima vse značilne lastnosti baz.
MgO + H2O = Mg(OH)2
MgO + CO2 = MgCO3
MgO + CO2 = Mg2+ +CO32-
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
MgO + 2H+ = Mg2+ +H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
Mg(OH)2 + CO2 = Mg2+ +CO32- + H2O
3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3MgCl2
3Mg(OH)2 + 2Fe3+ = 2Fe(OH)3 + 3Mg2+
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4+= Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2
Možnost 2
1. Podana je enačba za reakcijo železa s klorom:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q.
Opišite kemijsko reakcijo z uporabo vseh kriterijev razvrščanja, ki ste jih preučevali.
Razmislite o reakciji v smislu oksidacijsko-redukcijskih procesov. Določite oksidant in reducent.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q
2
3 Fe – 3e– = Fe+III,
Cl2 + 2e– = 2Cl–I
2Fe – 6e– = 2Fe+III,
3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.
Fe – 3e– = Fe+III reducent
Cl2 + 2e– = 2Cl–I oksidant
Eksotermno
OVR
Naravnost
Nepovratno
Nekatalitično
Začetne snovi: 2 mol železa - trdna snov, 2 mol klora (molekula 2 atomov) - plin
Produkt: 2 mola železovega klorida (iz 1 atoma železa, 2 atoma klora v FE) - trdne snovi.
2. Označite kemijski element natrij glede na njegov položaj v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva.
Natrij --Na
Serijska številka Z=11; masno število A = 23, jedrski naboj + 11, število protonov = 11, nevtroni (N = A-Z = 11) 23 – 11 = 12 nevtronov, elektroni = 11, perioda – 3, energijski nivoji - 3,
Struktura elektronske lupine: 11 Na 2e; 8e; 1e.
11 ne)))
2 8 1
Oksidacijsko stanje +1;
Redukcijske lastnosti natrija so izrazitejše od litijevih, vendar šibkejše od kalijevih, kar je povezano s povečanjem polmerov atomov;
Natrijev ion Na+
Na 2O – natrijev oksid je glavni oksid in ima vse značilne lastnosti oksidov. Natrij tvori hidroksid NaOH (alkalije), ki kaže vse značilne lastnosti baz.
3. Sestavite formuli za natrijev oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo. Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O
2OH(-) + CO2 ---> CO3(2-) + H2O
2NaOH + SO2 ---> Na2SO3 + H2O
2OH(-) + SO2 ---> SO3(2-) + H2O
NaOH+ Al(OH)3 ---> Na
OH(-) + Al(OH)3 ---> Al(OH)4 (-)
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Na2O + H2O ---> 2NaOH
Na2O + H2O ---> 2Na+ +2OH-
Na2O + 2HCl ----> 2NaCl + H2O
Na2O + 2H+ ----> 2Na+ + H2O
Na2O + CO2 ---> Na2CO3
Na2O + CO2 ---> 2Na++CO32-
Na2O + SO2 ---> Na2SO3
Na2O + SO2 ---> 2Na++SO32-
Možnost 3
1. Reakcijska enačba za razgradnjo kalijevega nitrata je podana:
2KN03 = 2KN02 + O2 - Q.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
Razmislite o reakciji v smislu oksidacijsko-redukcijskih procesov. Določite oksidant in reducent.
2KNO3 = 2KNO2 + O2- Q
oksidant: N5+ + 2e− = N=3+|2| obnovitev
reducent: O2− − 4e− = O20 |1| oksidacijo
Izhodiščne snovi: 2 mol kalijevega nitrata (v PE je 1 atom kalija, 1 atom dušika, 3 atomi kisika) – trdne snovi.
Produkti reakcije so 2 mol kalijevega nitrita (v PE je 1 atom kalija, 1 atom dušika, 2 atoma kisika) - trdne snovi, 1 mol kisika (2 atoma kisika) - plin.
Endotermno
OVR
Naravnost
Nepovratno
Nekatalitično
2. Označite kemijski element ogljik glede na njegovo mesto v periodnem sistemu.
Ogljik C je kemijski element skupine IV periodnega sistema Mendelejeva: atomsko število 6, atomska masa 12,011.
Serijska številka Z=6; masno število A = 12, jedrski naboj + 6 število protonov = 6, nevtroni (N = A-Z = 6) 12 – 6 = 6 nevtronov, elektroni = 6, perioda – 2, energijski nivoji - 2,
Struktura elektronske lupine: 6 C 2e; 4e
6 C))
2 4
Oksidacijsko stanje +4;
Oksidacijske lastnosti ogljika so bolj izrazite kot pri boru, vendar šibkejše od dušika, kar je povezano s povečanjem naboja jedra.
CO2 je kislinski oksid, H2CO3 je kislina.
3. Sestavite formuli za ogljikov oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo.
Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
Ogljikov monoksid CO2 je kisel oksid in ima vse značilne lastnosti oksidov. Ogljik tvori kislino H2CO3, ki kaže vse značilne lastnosti kislin.
CO2 + H2O ↔ H2CO3
CO2 + H2O ↔ 2H+ + CO32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
Ca2+ +2OH- + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
2H+ +CO32- + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ + CO32- + 2Na+ +OH- = 2Na++CO32- + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 ↓+ 2H2O
Ca2+ +2OH- + 2H+ +CO32- → CaCO3 ↓+ 2H2O
Možnost 4
1. Reakcijska enačba za tvorbo železovega (III) hidroksida je podana:
4Fe(OH)2 + 2H20 + O2 = 4Fe(OH)3.
Označite reakcijo glede na vse klasifikacijske kriterije, ki ste jih preučevali.
Razmislite o reakciji v smislu oksidacijsko-redukcijskih procesov. Določite oksidant in reducent.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ -1е→ Fe3+ reducent
O20 + 4е→ 2O2- oksidant
Začetne snovi: 4 mol železovega hidroksida 2 (v PE 1 atom železa, 2 atoma kisika, 2 atoma vodika) - trdne snovi, 1 mol kisika (2 atoma kisika) - plin, 2 mol vode (2 atoma vodika, 1 atom kisika). atom v molekuli) - g.
Reakcijski produkt je 4 mol železovega hidroksida 3 (v PE je 1 atom železa, 3 atomi kisika, 3 atomi vodika) - trdne snovi.
Eksotermno
OVR
Naravnost
Nepovratno
Nekatalitično.
2. Označite kemijski element fosfor glede na njegovo mesto v periodnem sistemu.
Značilnosti P (fosfor)
Element z zaporedno številko 15 je v 3. periodi 5. skupine, glavne podskupine.
Atomska masa = 31. Naboj jedra atoma P + 15, tj. ker je v jedru 15 protonov.
Shema 15P 2e)8e)5e)
V jedru atoma je 16 nevtronov. V atomu je 15 elektronov, saj je njihovo število enako številu protonov in atomskemu številu. V atomu fosforja so 3 elektronske plasti, saj je P v 3. periodi. Zadnja plast ima 5 elektronov, saj je fosfor v skupini 5. Zadnji sloj ni dokončan. R-nekovinski, ker v kem reakcije s kovinami zahtevajo 3 elektrone, dokler plast ni dokončana. Njegov oksid je kisel P2O5. On je v interakciji. s H2O, bazami in bazičnimi oksidi. Njegov hidroksid H3PO4 je kislina. Ona sodeluje. s kovinami do H (vodik), z bazičnimi oksidi, bazami.
3. Sestavite formule za fosforjev oksid in hidroksid ter navedite njuno naravo.
Napišite enačbe za vse reakcije, značilne za te snovi v ionski in molekularni obliki.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
3Ca(OH)2 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3H2O.
3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
3Mg + 6H++ 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
4Li + O 2 = 2Li 2 O (1);
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (2).
Poiščimo skupno količino kisika:
n(O 2) = V(O 2) / V m;
n(O2) = 3,92 / 22,4 = 0,175 mol.
Naj bo za oksidacijo litija porabljenih x molov kisika, potem je pri oksidaciji natrija sodelovalo (0,175 - x) molov kisika.
Označimo količino litijeve snovi kot "a" in natrija kot "b", nato pa v skladu z zgoraj zapisanimi reakcijskimi enačbami:
b = 2 × (0,175 - x) = 0,35 - 2x.
Poiščimo masi litija in natrija (vrednosti relativnih atomskih mas, vzete iz periodnega sistema D.I. Mendelejeva, zaokrožene na cela števila - Ar(Li) = 7 amu; Ar(Na) = 23 amu. ):
m(Li) = 4x × 7 = 28x (g);
m(Na) = (0,35 - 2x) × 23 = 8,05 - 46x (g).
Glede na to, da je bila masa zmesi litija in natrija enaka 7,6 g, lahko zapišemo enačbo:
28x + (8,05 - 46x) = 7,6;
(-18) × x = -(0,45);
Posledično je količina kisika, porabljenega za oksidacijo litija, 0,025 mol, natrija - (0,175 - 0,025) = 0,15 mol.
Po enačbi (1) n(O 2) :n(Li 2 O) = 1 : 2, tj.
n(Li 2 O) = 2×n(O 2) = 2×0,025 = 0,05 mol.
Po enačbi (2) n(O 2) : n(Na 2 O 2) = 1: 1, tj. n(Na 2 O 2)=n(O 2)= 0,15 mol.
Zapišimo enačbe za reakcijo raztapljanja produktov oksidacije litija in natrija v žveplovi kislini:
Li 2 O + H 2 SO 4 = Li 2 SO 4 + H 2 O (3);
2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 = 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2 (4).
Izračunajmo maso žveplove kisline v raztopini:
m topljenec (H 2 SO 4) = m raztopina (H 2 SO 4) × w (H 2 SO 4) / 100 %;
m topljenca (H 2 SO 4) = 80 × 24,5 / 100 % = 19,6 g.
Količina snovi žveplove kisline bo enaka (molska masa - 98 g / mol):
n (H 2 SO 4) = m (H 2 SO 4) / M (H 2 SO 4);
n (H 2 SO 4) = 19,6 / 98 = 0,2 mol.
Določimo število molov reakcijskih produktov (3) in (4). Po enačbi (3) je n(Li 2 O) : n(Li 2 SO 4) = 1 : 1, tj. n(Li 2 O) = n(Li 2 SO 4) = 0,05 mol. Po enačbi (4) n(Na 2 O 2) : n(Na 2 SO 4) = 2: 2, tj. n(Na 2 O 2) = n (Na 2 SO 4) = 0,15 mol.
Poiščemo mase nastalih sulfatov (M(Li 2 SO 4) = 110 g/mol; M(Na 2 SO 4) = 142 g/mol):
m(Li 2 SO 4) = 0,05 × 110 = 5,5 (g);
m(Na 2 SO 4) = 0,15 × 142 = 21,03 (g).
Za izračun masnih deležev dobljenih snovi je treba najti maso raztopine. Vsebuje žveplovo kislino, litijev oksid in natrijev peroksid. Upoštevati je treba maso kisika, ki se sprosti iz reakcijske zmesi med reakcijo (4). Določimo masi litijevega oksida in natrijevega peroksida (M(Li 2 O) = 30 g/mol, M(Na 2 O 2) = 78 g/mol):
m(Li 2 O) = 0,05 × 30 = 1,5 (g);
m(Na 2 O 2) = 0,15 × 78 = 11,7 (g).
Po enačbi (4) n(O 2) : n(Na 2 O 2) = 1: 2, tj.
n(O 2) = ½ × n(Na 2 O 2) = ½ × 0,15 = 0,075 mol.
Potem bo masa kisika enaka (M(O 2) = 32 g/mol):
m(O 2) = 0,075 × 32 = 2,4 (g).
Da bi našli maso končne raztopine, je treba ugotoviti, ali žveplova kislina ostane v raztopini. Po enačbi (3) je n(Li 2 O):n(H 2 SO 4) = 1:1, tj. n(H2SO4) = n(Li2O) = 0,05 mol. Po enačbi (4) n(Na 2 O 2) : n(H 2 SO 4) = 2: 2, tj. n (H 2 SO 4) = n (Na 2 O 2) = 0,15 mol Tako je (0,05 + 0,15) = 0,2 mol žveplove kisline vstopilo v reakcijo, tj. se je popolnoma odzvala.
Izračunajmo maso raztopine:
m raztopina = m(Li 2 SO 4) + m(Na 2 SO 4) - m(O 2);
m raztopina = 5,5 + 21,03 – 2,4 = 24,13 g.
Nato bosta masna deleža natrijevega in litijevega sulfata v raztopini enaka:
w(Li 2 SO 4) = m(Li 2 SO 4) /m raztopina × 100 %;
w(Li 2 SO 4) = 5,5 / 24,13 × 100 % = 22,79 %.
w(Na 2 SO 4) = m(Na 2 SO 4) /m raztopine × 100 %;
w(Na 2 SO 4) = 21,03 / 24,13 × 100 % = 87,15 %.