Første niveau
Mulighed 1
1. Ligningen for reaktionen af neutralisation af natriumhydroxid med saltsyre er givet:
NaOH + HCl = NaCl + H20 + Q.
termisk effekt;
deltagelse af en katalysator;
retning.
Overvej denne kemiske reaktion ud fra teorien om elektrolytisk dissociation. Skriv de fulde og forkortede ionligninger ned.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Udgangsmaterialer: 1 mol natriumhydroxid (1 natriumatom, 1 hydrogenatom, 1 oxygenatom), 1 mol flydende saltsyre (1 hydrogenatom, 1 chloratom).
Reaktionsprodukter: 1 mol natriumchlorid (1 natriumatom, 1 kloratom), 1 mol flydende vand (1 oxygenatom, 2 hydrogenatom).
Reaktionen er eksoterm
Udgangsstofferne og produkterne er i opløsning.
Uden katalysator
Irreversibel reaktion
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O
2. Karakteriser det kemiske grundstof magnesium i henhold til planen:
position af elementet i PSHE;
atomare struktur;
Magnesium -- Mg
Serienummer Z=12; massetal A = 24, kerneladning + 12, antal protoner = 12, neutroner (N = A-Z = 12) 24 – 12 = 12 neutroner, elektroner = 12, periode – 3, energiniveauer - 3,
Elektronisk skalstruktur: 12 M g 2е; 8e; 2e.
12 M g)))
2 8 2
Oxidationstilstand +2;
Magnesiums reducerende egenskaber er mere udtalte end berylliums, men svagere end calciums, som er forbundet med en forøgelse af radierne af Be - M g - Ca-atomerne;
Magnesiumion M g 2+
MgO – magnesiumoxid er hovedoxidet og udstiller alt karakteristiske egenskaber oxider Magnesium danner Mg(OH)2-hydroxid, som udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
3. Skriv ligningerne for reaktionerne mellem magnesiumoxid og hydroxid med saltsyre i molekylær og ionisk form.
MgO+2HCl=MgCl2 + H20
MgO+2H+=Mg2+ + H20
Mg(OH)2+2HCl= MgCl2 + 2H20
Mg(OH)2+2H+= Mg2+ + 2H20
Mulighed 2
1. Et diagram over aluminiumforbrændingsreaktionen er givet
Al + 02 -> A1203 + Q.
Beskriv reaktionen iflg følgende tegn:
antal og sammensætning af udgangsmaterialer og reaktionsprodukter;
termisk effekt;
fysisk tilstand stoffer;
deltagelse af en katalysator;
ændring i oxidationstilstande af grundstoffer;
retning.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3+Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Aluminium er et reduktionsmiddel, og oxygen er et oxidationsmiddel.
Udgangsmaterialer: 4 mol aluminium, 3 mol oxygen (3 molekyler af 2 oxygenatomer). Reaktionsprodukt: 2 mol aluminiumoxid (2 aluminiumatomer, 3 oxygenatomer i et molekyle).
Reaktionen er eksoterm.
Aluminium - fast, oxygen - g, aluminiumoxid - fast.
Uden katalysator
Irreversibel.
2. Karakteriser det kemiske grundstof natrium i henhold til planen:
position af elementet i PSHE;
atomare struktur;
formler for oxid og hydroxid, deres natur.
Natrium - Na
11 Na)))
2 8 1
Oxidationstilstand +1;
Natriumion Na+
3. Skriv ligningerne for reaktionerne mellem natriumoxid og hydroxid med en opløsning af svovlsyre i molekylær og ionisk form.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2S04
2OH-+2H+=2H20
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Mulighed 3
1. Der er givet et reaktionsskema for fremstilling af svovloxid (VI) ud fra svovloxid (IV)
S02 + 02 S03 + Q.
Skriv en ligning for denne reaktion, og anbring koefficienterne i den ved hjælp af metoden elektronisk balance. Angiv oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.
Karakteriser reaktionen ud fra følgende egenskaber:
antal og sammensætning af udgangsmaterialer og reaktionsprodukter;
termisk effekt;
tilstand af aggregering af stoffer;
deltagelse af en katalysator;
ændring i oxidationstilstande af grundstoffer;
retning.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4-2e →S+6 reduktionsmiddel
O02 +4e→2O-2 oxidationsmiddel
Udgangsstofferne er 2 mol svovloxid 4 (i et molekyle er der 1 svovlatom, 2 oxygenatomer) og 1 mol oxygen (i et molekyle er der 2 oxygenatomer).
Reaktionsproduktet er 2 mol svovloxid 6 (et molekyle har 1 svovlatom, 3 oxygenatomer)
Reaktionen er eksoterm.
Svovloxid 4 og oxygen er gasser, Svovloxid (VI) er flydende
Med katalysator
Vendbar.
2. Karakteriser det kemiske grundstof lithium i henhold til planen:
atomare struktur;
formler for oxid og hydroxid, deres natur.
Lithium Li
Serienummer Z=3; massetal A = 7, kerneladning + 3, antal protoner = 3, neutroner (N = A-Z = 4) 7 – 3 = 4 neutroner, elektroner = 3, periode – 2, energiniveauer - 2
Elektronisk skalstruktur: 3 Li 2e; 1e.
3 Li))
2 1
Oxidationstilstand +1;
Lithiums reducerende egenskaber er mindre udtalte end natrium og kalium, hvilket er forbundet med en forøgelse af atomernes radier;
Lithium ion Li+
Li 2O – lithiumoxid er hovedoxidet og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber. Lithium Li danner hydroxid Li OH (alkali), som udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
3. Skriv ligningerne for reaktionerne mellem lithiumoxid og hydroxid med svovlsyre i molekylær og ionisk form.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2S04
2OH-+2H+=2H20
Li2O+H2SO4=H2O+ Li2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li+
Mulighed 4
1. Ligningen for reaktionen af zink med saltsyre er givet:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 + Q.
Karakteriser reaktionen ud fra følgende egenskaber:
antal og sammensætning af udgangsmaterialer og reaktionsprodukter;
termisk effekt;
aggregeringstilstanden for de stoffer, der deltager i reaktionen;
deltagelse af en katalysator;
ændring i oxidationstilstande af kemiske elementer;
retning.
Overvej denne kemiske reaktion ud fra teorien om elektrolytisk dissociation: nedskriv de fulde og forkortede ionligninger.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Udgangsstoffer: 1 mol zink, 2 mol saltsyre (1 brintatom, 1 kloratom pr. molekyle). Reaktionsprodukter: 1 mol zinkchlorid (1 zinkatom, 2 kloratomer i PE), 1 mol brint (2 hydrogenatomer).
Eksoterm reaktion
Zink - fast, saltsyre - l., zinkchlorid, fast. (opløsning), brint – g.
Uden katalysator
Med ændringer i oxidationstilstande
Irreversibel
2H++2Cl-+Zno=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zno=Zn2++H20
2. Karakteriser det kemiske grundstof calcium i henhold til planen:
elementets position i det periodiske system;
atomare struktur;
formler for højere oxid og hydroxid, deres natur.
Calcium Ca
Serienummer Z=20; massetal A = 40, kerneladning + 20, antal protoner = 20, neutroner (N = A-Z = 20) 40 – 20 = 20 neutroner, elektroner = 20, periode – 4, energiniveauer - 4,
Elektronisk skalstruktur: 20 M g 2е; 8e; 8e; 2e.
20 Sa))))
2 8 8 2
Oxidationstilstand +2;
Calciums reducerende egenskaber er mere udtalte end magnesiums, men svagere end strontiums, som er forbundet med en stigning i atomernes radier
Calciumion Ca 2+
Ca O - calciumoxid er hovedoxidet og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber. Calcium danner hydroxid Ca (OH)2, som udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
3. Skriv ligningerne for reaktionerne mellem calciumoxid og hydroxid med salpetersyre i molekylær og ionisk form.
CaO+2HNO3= Ca(NO3)2 + H2O
CaO+2H+= Ca2+ + H20
Ca(OH)2+2HNO3= Ca(NO3)2 + 2H20
Ca(OH)2+2H+= Ca2+ + 2H20
Andet niveau
Mulighed 1
1. Reaktionsligningen for fremstilling af nitrogenoxid (II) er givet:
N2 + 02 2NO - Q.
N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 reduktionsmiddel
O20+2*2e = 2O-2 oxidationsmiddel
Startstoffer: nitrogen 1 mol, 2 atomer N, oxygen 1 mol (2 atomer O).
Reaktionsprodukt: 2 mol nitrogenoxid 2 (der er 1 nitrogenatom og 1 oxygenatom i molekylet).
Reaktionens udgangsmaterialer og produkter er gasser.
Reaktionen er endoterm.
Vendbar.
Uden katalysator.
Med ændringer i oxidationstilstande.
6 C))
2 4
Oxidationstilstand +4;
3. Lav formler for højere carbonoxid og hydroxid og angiv deres karakter.
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
Mulighed 2
1. Ligningen for reaktionen af ammoniaksyntese er givet:
N2 + 3H2 2NH3 + Q.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej denne reaktion fra ODD's synspunkt. Angiv oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 oxidationsmiddel
H20 -2*1е→2H+1 reduktionsmiddel
Udgangsmaterialer: 1 mol nitrogen (et molekyle med 2 nitrogenatomer), 3 mol hydrogen (et molekyle med 2 hydrogenatomer). Reaktionsproduktet er ammoniak, 2 mol. Molekyle med 1 nitrogenatom og 2 hydrogenatomer. De oprindelige stoffer og reaktionsprodukter er gasser.
Reaktion:
Eksotermisk.
Redox.
Lige.
Katalytisk.
Vendbar.
2. Karakteriser det kemiske grundstof svovl efter dets placering i det periodiske system.
Svovl - S
Ordinaltal Z = 16 og massetal A = 32, kerneladning + 16, antal protoner = 16, neutroner (N = A-Z = 12) 32 – 16 = 16 neutroner, elektroner = 16, periode – 3, energiniveauer - 3
16 S)))
Elektronisk skalstruktur: 16 S 2е; 8e; 6e.
16 S)))
2 8 6
Oxidationstilstand - (-2) og (+ 2; +4; +6)
Svovls oxiderende egenskaber er mere udtalte end selens, men svagere end iltens, hvilket er forbundet med en stigning i atomradius fra oxygen til selen
SO 3 – svovloxid er et surt oxid og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber.
Svovl danner hydroxid H2SO4, som udviser alle syres karakteristiske egenskaber.
Svovl fra brintforbindelser danner H2S.
3. Lav formler for højere svovloxid og hydroxid og angiv deres karakter. Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
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
Zno + 2H+ → Zn2+ + H20
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (neutraliseringsreaktion)
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¬
Mulighed 3
1. Ligningen for reaktionen af kobber(II)chlorid med natriumhydroxid er givet:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej reaktionen fra TEDs synspunkt: skriv de fulde og forkortede ionligninger.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Startstoffer: 1 mol kobberklorid (1 kobberatom, 2 kloratomer), 2 mol natriumhydroxid (1 natriumatom, 1 oxygenatom, 1 hydrogenatom i PE).
Reaktionsprodukter: 1 mol kobberhydroxid (1 kobberatom, 2 oxygenatomer, 2 hydrogenatomer), 2 mol natriumchlorid (1 natriumatom, 1 chloratom i PE).
Reaktionsprodukterne og udgangsmaterialerne er opløste faste stoffer. Cu(OH)2 – fast bundfald.
Reaktion:
Eksotermisk
Ingen ændring i oxidationstilstande
Lige
Uden katalysator
Irreversibel.
2. Karakteriser det kemiske grundstof fosfor i henhold til dets position i det periodiske system af D.I.
Karakteristika P (fosfor)
Atommasse = 31. Ladning af kernen i et atom P + 15, dvs. fordi der er 15 protoner i kernen. Skema:
15Р 2е)8е) 5е)
3. Lav formler for højere oxid og hydroxid af fosfor, angiv deres art. Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
P2O5 + 3H2O = 2H3P04
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
6H++ 3CO32-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3P04 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
Mulighed 4
1. Ligningen for reaktionen af kaliumcarbonat med saltsyre er givet:
K2C03 + 2HCl = 2KCl + C02 + H20.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej denne reaktion fra TEDs synspunkt: skriv de fulde og forkortede ionligninger ned.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
CO32- + 2H+= H2O + CO2
Startstoffer: 1 mol kaliumcarbonat (2 kaliumatomer, 1 kulstofatom, 3 oxygenatomer) faste stoffer, 2 mol saltsyre (1 brintatom, 1 kloratom i et molekyle) væske.
Reaktionsprodukter: 2 mol kaliumchlorid (i PE 1 kaliumatom, 1 kloratom) faste stoffer, 1 mol vand (2 volumener brint, 1 oxygenatom) væske, 1 mol kuldioxid (1 kulstofatom, 2 oxygenatomer) ) - gas.
Reaktion:
Eksotermisk.
Ingen ændring i oxidationstilstande.
Lige.
Uden deltagelse af en katalysator.
Irreversibel.
2. Karakteriser grundstoffet nitrogen efter dets placering i det periodiske system.
Nitrogen N er en ikke-metal, periode II (lille), gruppe V, hovedundergruppe.
Atommasse=14, kerneladning - +7, antal energiniveauer=2
p=7, e=7, n=Ar-p=14-7=7.
Elektronisk skalstruktur: 7 N 2е; 5e
7 N))
2 5
Oxidationstilstand +5;
De oxiderende egenskaber er mere udtalte end carbons, men svagere end iltens, hvilket er forbundet med en stigning i ladningen af kernen.
N2O5 nitrogenoxid er et surt oxid og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber. Nitrogen danner syren HNO3, som udviser alle syres karakteristiske egenskaber.
Flygtig brintforbindelse - NH3
3. Lav formler for højere nitrogenoxid og hydroxid og angiv deres karakter.
Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + H2O = 2H+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (opløsning) = 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 + 3N02
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
Med 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-
Tredje niveau
Mulighed 1
1. Reaktionsligningen for fremstilling af salpetersyre er givet:
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 + Q.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
4N+4O2 + O02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4-1e = N+5 reduktionsmiddel
O20 +4e = 2O-2 oxidationsmiddel
Reaktion:
Eksotermisk.
Med en ændring i graden af oxidation (ORR).
Uden deltagelse af en katalysator.
Lige.
Vendbar.
Startstoffer: 4 mol nitrogenoxid 4 (1 nitrogenatom, 2 oxygenatomer i et molekyle) – gas, 1 mol oxygen (2 oxygenatomer i et molekyle) – gas, 2 mol vand (1 oxygenatom, 2 hydrogenatomer) atomer i et molekyle) – væske
Reaktionsproduktet er 4 mol salpetersyre (1 nitrogenatom, 1 brintatom, 3 oxygenatomer pr. molekyle) - væske.
2. Karakteriser det kemiske grundstof magnesium efter dets placering i det periodiske system.
Magnesium – serienummer i det periodiske system Z = 12 og massetal A = 24. Kerneladning +12 (antal protoner). Antallet af neutroner i kernen er N = A - Z = 12. Antallet af elektroner = 12.
Grundstoffet magnesium er placeret i 3. periode af det periodiske system. Struktur af den elektroniske skal:
12 mg)))
2 8 2
Oxidationstilstand +2.
Magnesiums reducerende egenskaber er mere udtalte end berylliums, men svagere end calciums (elementer af gruppe IIA), som er forbundet med en stigning i atomare radier under overgangen fra Be til Mg og Ca.
Magnesiumoxid MgO er et basisk oxid og udviser alle de typiske egenskaber for basiske oxider. Basen Mg(OH)2 svarer til magnesiumhydroxid, som udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
3. Lav formlerne for magnesiumoxid og hydroxid og angiv deres karakter.
Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
Magnesiumoxid MgO er hovedoxidet. Basen Mg(OH)2 udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
MgO + H2O = Mg(OH)2
MgO + CO2 = MgCO3
MgO + CO2 = Mg2+ +CO32-
MgO + H2SO4 = MgS04 + 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
Mulighed 2
1. Ligningen for jerns reaktion med klor er givet:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q.
Giv en beskrivelse kemisk reaktion i henhold til alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej reaktionen i form af oxidations-reduktionsprocesser. Angiv oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.
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 reduktionsmiddel
Cl2 + 2e– = 2Cl–I oxidationsmiddel
Eksotermisk
OVR
Lige
Irreversibel
Ikke-katalytisk
Indledende stoffer: 2 mol jern - fast, 2 mol klor (molekyle med 2 atomer) - gas
Produkt: 2 mol ferrichlorid (fra 1 jernatom, 2 kloratomer i FE) - faste stoffer.
2. Karakteriser det kemiske grundstof natrium i henhold til dets position i det periodiske system af D.I.
Natrium - Na
Serienummer Z=11; massetal A = 23, kerneladning + 11, antal protoner = 11, neutroner (N = A-Z = 11) 23 – 11 = 12 neutroner, elektroner = 11, periode – 3, energiniveauer - 3,
Elektronisk skalstruktur: 11 Na 2е; 8e; 1e.
11 Na)))
2 8 1
Oxidationstilstand +1;
Natriums reducerende egenskaber er mere udtalte end lithiums, men svagere end kaliums, hvilket er forbundet med en forøgelse af atomernes radier;
Natriumion Na+
Na 2O – natriumoxid er hovedoxidet og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber. Natrium danner hydroxid NaOH (alkali), som udviser alle basernes karakteristiske egenskaber.
3. Lav formler for natriumoxid og hydroxid og angiv deres art. Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2S04
2OH-+2H+=2H20
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-
Mulighed 3
1. Reaktionsligningen for nedbrydning af kaliumnitrat er givet:
2KN03 = 2KN02 + O2 - Q.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej reaktionen i form af oxidations-reduktionsprocesser. Angiv oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.
2KNO3 = 2KNO2 + O2- Q
oxidationsmiddel: N5+ + 2e− = N=3+|2| bedring
reduktionsmiddel: O2− − 4e− = O20 |1| oxidation
Startstoffer: 2 mol kaliumnitrat (i PE er der 1 kaliumatom, 1 nitrogenatom, 3 oxygenatomer) – faste stoffer.
Reaktionsprodukterne er 2 mol kaliumnitrit (i PE er der 1 kaliumatom, 1 nitrogenatom, 2 oxygenatomer) - faste stoffer, 1 mol oxygen (2 oxygenatomer) - gas.
Endotermisk
OVR
Lige
Irreversibel
Ikke-katalytisk
2. Karakteriser det kemiske grundstof kulstof efter dets placering i det periodiske system.
Kulstof C - kemisk element Gruppe IV periodiske tabel Mendeleev: atomnummer 6, atommasse 12.011.
Serienummer Z=6; massetal A = 12, kerneladning + 6 antal protoner = 6, neutroner (N = A-Z = 6) 12 – 6 = 6 neutroner, elektroner = 6, periode – 2, energiniveauer - 2,
Elektronisk skalstruktur: 6 C 2e; 4e
6 C))
2 4
Oxidationstilstand +4;
De oxiderende egenskaber af kulstof er mere udtalte end bor, men svagere end nitrogen, hvilket er forbundet med en stigning i ladningen af kernen.
CO2 er et surt oxid, H2CO3 er en syre.
3. Lav formler for carbonoxid og hydroxid og angiv deres art.
Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
CO2 kulilte er et surt oxid og udviser alle oxidernes karakteristiske egenskaber. Kulstof danner syren H2CO3, som udviser alle syres karakteristiske egenskaber.
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
Mulighed 4
1. Reaktionsligningen for dannelse af jern(III)hydroxid er givet:
4Fe(OH)2 + 2H20 + 02 = 4Fe(OH)3.
Karakteriser reaktionen efter alle de klassifikationskriterier, du har undersøgt.
Overvej reaktionen i form af oxidations-reduktionsprocesser. Angiv oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+-1е→ Fe3+ reduktionsmiddel
O20 + 4е→ 2O2- oxidationsmiddel
Indledende stoffer: 4 mol jernhydroxid 2 (i PE 1 jernatom, 2 oxygenatomer, 2 hydrogenatomer) - faste stoffer, 1 mol oxygen (2 oxygenatomer) - gas, 2 mol vand (2 hydrogenatomer, 1 oxygenatomer) atom i molekyle) - g.
Reaktionsproduktet er 4 mol jernhydroxid 3 (i PE er der 1 jernatom, 3 oxygenatomer, 3 hydrogenatomer) - faste stoffer.
Eksotermisk
OVR
Lige
Irreversibel
Ikke-katalytisk.
2. Karakteriser det kemiske grundstof fosfor efter dets placering i det periodiske system.
Karakteristika P (fosfor)
Elementet med løbenummer 15 er i den 3. periode af den 5. gruppe, hovedundergruppen.
Atommasse = 31. Ladning af kernen i et atom P + 15, dvs. fordi der er 15 protoner i kernen.
Skema 15P 2e)8e)5e)
Der er 16 neutroner i kernen af et atom. Der er 15 elektroner i et atom, da deres antal er lig med antallet af protoner og atomnummeret. Der er 3 elektronlag i et fosforatom, da P er i 3. periode. Det sidste lag har 5 elektroner, da fosfor er i gruppe 5. Det sidste lag er ikke afsluttet. R-ikke-metal, fordi i kemikalie reaktioner med metaller tager 3 elektroner, indtil laget er færdigt. Dets oxid er P2O5 surt. Han interagerer. med H2O, baser og basiske oxider. Dens hydroxid H3PO4 er en syre. Hun interagerer. med metaller op til H (brint), med basiske oxider, baser.
3. Lav formler for phosphoroxid og hydroxid og angiv deres art.
Skriv ligninger for alle reaktioner, der er karakteristiske for disse stoffer i ionisk og molekylær form.
P2O5 + 3H2O = 2H3P04
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++ 3CO32-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3P04 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
Lithium(lat. Lithium), Li, kemisk grundstof med atomnummer 3, atommasse 6.941. Det kemiske symbol Li læses på samme måde som navnet på selve grundstoffet.
Lithium forekommer i naturen som to stabile nuklider 6Li (7,52 vægtprocent) og 7Li (92,48%). I det periodiske system af D.I. Mendeleev er lithium placeret i den anden periode, gruppe IA og tilhører alkalimetallerne. Elektronskalkonfigurationen af et neutralt lithiumatom er 1s22s1. I forbindelser udviser lithium altid en oxidationstilstand på +1.
Lithiumatomets metalliske radius er 0,152 nm, Li+-ionens radius er 0,078 nm. De sekventielle ioniseringsenergier af lithiumatomet er 5,39 og 75,6 eV. Pauling-elektronegativiteten er 0,98, den højeste for alkalimetaller.
I formularen simpelt stof lithium er et blødt, duktilt, let, sølvfarvet metal.
Anoder af kemiske strømkilder, der opererer på basis af ikke-vandige faste elektrolytter, er lavet af lithium. Flydende lithium kan tjene som kølemiddel i atomreaktorer. Ved hjælp af nuklidet 6Li opnås radioaktivt tritium 31H (T):
63Li + 10n = 31H + 42He.
1 element i det periodiske system Lithium og dets forbindelser er meget udbredt i silikatindustrien til fremstilling af specielle typer glas og belægning af porcelænsprodukter, i jernholdig og ikke-jernholdig metallurgi (til deoxidation, forøgelse af duktiliteten og styrken af legeringer) , og til fremstilling af fedt. Lithiumforbindelser bruges i tekstil- (stofblegning), fødevare- (konserves) og farmaceutiske (kosmetiske) industrier.
Biologisk rolle: Lithium er til stede i spormængder i levende organismer, men ser ikke ud til at udføre nogen biologiske funktioner. Dets stimulerende effekt på visse processer i planter og evnen til at øge deres modstandsdygtighed over for sygdomme er blevet fastslået.
Kroppen af en gennemsnitlig person (vægt 70 kg) indeholder omkring 0,7 mg lithium. Toksisk dosis 90-200 mg.
Funktioner ved håndtering af lithium: ligesom andre alkalimetaller kan lithiummetal forårsage forbrændinger på hud og slimhinder, især i nærvær af fugt. Derfor kan du kun arbejde med det i beskyttelsestøj og briller. Opbevar lithium i en lufttæt beholder under et lag mineralolie. Lithiumaffald bør ikke smides i skraldespanden for at ødelægge det, det skal behandles med ethylalkohol:
2С2Н5ОН + 2Li = 2С2Н5ОLi + Н2
Det resulterende lithiumethoxid nedbrydes derefter med vand til alkohol og lithiumhydroxid LiOH.
Lithium (Li), 3
(molær masse)
(g/mol)
0,98 (Pauling-skala)
(første elektron)
519,9 (5,39) kJ/mol (eV)
2,89 kJ/mol
148 kJ/mol
24,86 J/(K mol)
13,1 cm³/mol
kubisk kropscentreret
(300 K) 84,8 W/(mK)
7439-93-2
Teoretiske karakteristika for raketbrændstoffer dannet af lithium med forskellige oxidationsmidler.
| Oxidant | Specifik drivkraft (P1, sek.) | Forbrændingstemperatur °C | Brændstoftæthed g/cm³ | Hastighedsforøgelse, ΔVid, 25, m/sek | Vægt brændstofindhold % |
|---|---|---|---|---|---|
| Fluor | 378,3 sek | 5350 °C | 0,999 | 4642 m/s | 28 % |
| Tetrafluorhydrazin | 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 % |
| Perchlorylfluorid | 262,9 sek | 3594 °C | 0,895 | 3028 m/s | 41 % |
| Fluoroxid | 339,8 sek | 4595 °C | 1,097 | 4396 m/s | 21 % |
| Ilt | 247,1 sek | 3029 °C | 0,688 | 2422 m/s | 58 % |
| Hydrogenperoxid | 270,5 sek | 2995 °C | 0,966 | 3257 m/s | 28,98 % |
| N2O4 | 239,7 sek | 3006 °C | 0,795 | 2602 m/s | 48 % |
| Salpetersyre | 240,2 sek | 3298 °C | 0,853 | 2688 m/s | 42 % |
Fuldført:
1. års elev, 2. gruppe
2 medicinske fakulteter
Svanen Ekaterina
Zaporozhye 2014
1. Elementets egenskaber
2. Historien om opdagelsen af lithium
3. Anskaffelse af lithium
4. Grundstoffets fysiske og kemiske egenskaber
5. De vigtigste lithiumforbindelser.
6. Ansøgning
7. Lithiumpræparater
Elementkarakteristika
LITHIUM(lat. Lithium) , Li, kemisk grundstof med atomnummer 3, atommasse 6.941. Det kemiske symbol Li læses på samme måde som navnet på selve grundstoffet. Lithium forekommer i naturen som to stabile nuklider 6Li (7,52 vægtprocent) og 7Li (92,48%). I det periodiske system af D.I. Mendeleev er lithium placeret i den anden periode, gruppe IA og tilhører alkalimetallerne. Elektronskalkonfiguration af neutralt lithiumatom 1 s 22s 1. I forbindelser udviser lithium altid en oxidationstilstand på +1. Lithiumatomets metalliske radius er 0,152 nm, Li+-ionens radius er 0,078 nm. De sekventielle ioniseringsenergier af lithiumatomet er 5,39 og 75,6 eV. Pauling-elektronegativiteten er 0,98, den højeste for alkalimetaller. I form af et simpelt stof er lithium et blødt, duktilt, let, sølvfarvet metal.
Historien om opdagelsen af lithium
Element nr. 3, kaldet lithium (fra det græske "lithos" - sten), blev opdaget i 1817. Da den fremragende engelske videnskabsmand udførte sine berømte eksperimenter Humphry Davy baseret på elektrolyse af alkaliske jordarter, var eksistensen af lithium i naturen endnu ikke kendt. Lithiumjord blev først opdaget i 1817 af den analytiske kemiker Arfvedson, en svensker af nationalitet. I 1800 fandt den brasilianske mineralog de Andrada e Silva på en videnskabelig rejse til Europa to nye mineraler i Sverige, som han kaldte petalit og spodumene, som blev genopdaget på øen Ute. Arfvedson blev interesseret i petalit. Efter at have foretaget en komplet kvalitativ og kvantitativ analyse, opdagede han et tab på omkring 4% af stoffet, dette advarede ham selvfølgelig og gav ham grund til at søge efter det manglende stof. Han gentog sine analyser mere omhyggeligt og omhyggeligt, han konstaterede, at petalit indeholdt "en brandsikker alkali af hidtil ukendt natur." Berzelius, hvis elev Arfvedson var, foreslog at kalde det lithion, da dette alkali, i modsætning til kalium og sodavand, først blev fundet i "mineralernes rige" (sten); Navnet er afledt af det græske - sten. Arfvedson fortsatte sin forskning og opdagede lithiumjord, eller lithin, i flere andre mineraler. Men han var ikke i stand til at isolere dette kemiske grundstof, det var meget aktivt, og det var svært at opnå det. Små mængder lithiummetal blev opnået af Davy og Brande ved elektrolyse af alkali. I 1855 Bunsen og Matthessen udviklede en industriel metode til fremstilling af lithiummetal ved elektrolyse af lithiumchlorid. I russisk kemisk litteratur tidlig XIX V. navne findes: lithion, litin (Dvigubsky, 1826) og lithium ( Hess); lithiumjord (alkali) blev undertiden kaldt litina.
Lithium fremstilles i to hovedfaser:
1) opnåelse af rent lithiumchlorid;
2) elektrolyse af smeltet lithiumchlorid.
Den vigtigste tekniske lithiummalm er lithiumaluminosilikat. Spodumenmalm udvindes først ved at adskille gangg fra spodumenmineralet.
En af metoderne til fremstilling af lithiumchlorid fra spodumen er klorristning af spodumen i en blanding med CaCO3 og NH4Cl ved 750 ° C. Resultatet er en kage bestående af lithiumchlorid, calciumsilikat, aluminiumoxid, samt kalium, natrium og calciumchlorider.
Plettet udvaskes koldt vand, mens lithium-, kalium- og natriumchlorider samt en lille mængde CaC12 og Ca(OH)2 passerer ind i opløsningen. Ved hjælp af industri klimaanlæg det nødvendige temperaturniveau opretholdes i rummet. Calcium omdannes til en uopløselig tilstand ved at behandle opløsningen med kaliumchlorid, bundfaldet fraskilles, og den rene opløsning inddampes, indtil saltene begynder at krystallisere. Derefter ledes tørt hydrogenchlorid gennem opløsningen, hvilket resulterer i, at opløseligheden af KCl og NaCl falder kraftigt, og de udfældes, som adskilles fra opløsningen. Opløsningen inddampes, og der krystalliserer LiClHo-hydrat, som derefter dehydreres ved opvarmning og derefter bruges som råmateriale til den elektrolytiske produktion af lithium.
Der er andre måder at nedbryde spodumen (sintring med kaliumsulfat eller en blanding af kalksten med calciumchlorid) med efterfølgende forarbejdning af kagerne for at opnå lithiumchlorid fra dem.
Lithiummetal opnås ved elektrolyse af lithiumchlorid ved 400-500°C. En blanding af LiCl og KCl indeholdende ca. 60% anvendes som elektrolyt. Anode- og katoderummene er adskilt af en membran af jernnet. Over katoden er der en modtager til flydende lithium, der flyder til overfladen af elektrolytten. Klor fjernes gennem en kanal placeret i det øverste loft af elektrolysatoren. Rør passerer gennem det samme loft for at forsyne badet med smeltet lithiumchlorid og udvinde det flydende metal.
Teknologisk tilstand og hovedindikatorer for elektrolyse: anodisk strømtæthed 2,1, katodisk 1,4 A/cm2; klemmespænding 6-8 V, strømudgang 90%. Forbrug pr. 1 kg lithium: 6,2 kg LiCl, 0,1-0,2 kg KG, DC-elektricitet 144-216 kJ.
Rå lithium indeholder mere end 99% Li de vigtigste urenheder (Na, K, Mg, Al, Fe, Si) kan fjernes ved at raffinere lithium ved sublimering eller ved destillation i vakuum.
Hjemmearbejde #3
Karakteriser grundstofferne P (fosfor) og K (kalium) efter planen:
Karakteristika for elementet ifølge planen:
Elementets placering i det periodiske system. Periode, gruppe, undergruppe.
Serienummer, nuklear ladning, antal protoner, antal elektroner, antal neutroner.
Atomets elektroniske struktur. Elektroniske formler (fuld, forkortet, elektronisk grafik) under hensyntagen til mulige exciterede tilstande. Elementtype (s, p, d, f).
Mulige valenstilstande for et atom.
Metal, ikke-metal, amfoterisk metal.
Det højeste oxid af et grundstof, dets karakter.
Hydroxid af grundstoffet, dets karakter.
Eksempel på saltformler.
Brintforbindelser.
Eksempel på svar.
Karakteristika for et kemisk grundstof-metal ved dets placering i det periodiske system med lithium som eksempel.
Lithium er et grundstof fra periode 2 i hovedundergruppen af gruppe I i det periodiske system af D.I. Mendeleev, et grundstof af IA eller hovedundergruppen (undergruppe af alkalimetaller).
Strukturen af lithiumatomet kan afspejles på følgende måde: Nr. 3 Li: protoner p + = 3, elektroner ē = 3 (Li - 2ē, 1ē), neutroner n 0 = 4 (A-p +) Grundstoftypen er S. Elektronisk formel: 1s 2 2s 1 Lithium-atomer vil udvise stærke reducerende egenskaber: de vil let opgive deres eneste eksterne elektron og resultere i en oxidationstilstand (s.o.) på +1. Disse egenskaber ved lithiumatomer vil være mindre udtalte end dem for natriumatomer, hvilket er forbundet med en stigning i atomernes radier: R (Li) Lithium er et simpelt stof, er et metal og har derfor en metalkrystal gitter og et metal kemisk binding. Ladningen af lithium-ionen er ikke Li +1 (som angivet af s.o.), men Li +. Generel fysiske egenskaber metaller, der stammer fra deres krystallinske struktur: elektrisk og termisk ledningsevne, formbarhed, duktilitet, metallisk glans osv.
Lithium danner et oxid med formlen Li 2 O - dette er et saltdannende, basisk oxid. Denne forbindelse dannes på grund af den ioniske kemiske binding Li 2 + O 2-, interagerer med vand og danner en alkali.
Lithiumhydroxid har formlen LiOH. Denne base er alkali. Kemiske egenskaber: interaktion med syrer, syreoxider og salte.
I undergruppen af alkalimetaller er der ingen generel formel "Flygtige hydrogenforbindelser". Disse metaller danner ikke flygtige brintforbindelser. Forbindelser af metaller med hydrogen er binære forbindelser af den ioniske type med formlen M + H - .
Indlæser...