Lithium nach Plan charakterisieren. Eigenschaften von Lithium

Eigenschaften eines chemischen Elementmetalls basierend auf seiner Position im Periodensystem von D. I. Mendeleev

Lernziele. Erstellen Sie einen Plan für die allgemeinen Eigenschaften eines chemischen Elements entsprechend seiner Position im Periodensystem und bringen Sie Neuntklässlern bei, damit Eigenschaften eines Metallelements zu erstellen. Wiederholen Sie darauf aufbauend Informationen aus dem Kurs der 8. Klasse über den Aufbau des Atoms, über die Arten chemischer Bindungen, über die Klassifizierung anorganischer Stoffe und ihre Eigenschaften im Lichte von TED und OVR, über den genetischen Zusammenhang zwischen Verbindungsklassen . Führen Sie die Schüler in die Lösung von Problemen zur Ausbeutefraktion eines Reaktionsprodukts ein.

Ausrüstung und Reagenzien. Li, Li 2 O, LiOH; CaCO 3 und HNO 3 CO zu erhalten 2 ; Lösungen: CuSO 4 , N.H. 4 Cl, HCl, Phenolphthalein; Reagenzgläser, Gerät zur Gewinnung von Gasen.

I. Plan zur Charakterisierung eines chemischen Elements anhand seiner Position im Periodensystem

Im Gegensatz zum Plan im Lehrbuch wäre es natürlich logisch, eine allgemeine Beschreibung eines Elements genau mit der Definition seiner „Koordinaten“, also der Position im Periodensystem, zu beginnen. Schüler nennen diesen Punkt im Plan sehr oft einfach: „Adresse eines chemischen Elements“, das heißt, sie geben die Seriennummer des Elements, die Periode (sein Typ wird als klein oder groß bezeichnet) und die Gruppe (die Art der Untergruppe) an angegeben: Haupt- oder Nebenfach). Bei der Erfüllung dieses Punkts des Plans werden die Merkmale korrekt, wenn der Lehrer neue Bezeichnungen für die Art der Untergruppe einführt: A – für die Hauptgruppe und B (B) – für die Nebengruppe, was durch die Verwendung dieser Untergruppe bedingt ist Symbolik in Prüfungen und die Formulierung von Abschlussprüfungstickets für den Grund- und weiterführenden Schulgang.

Das Lehrbuch bietet eine Kurzfassung der Eigenschaften von Magnesium. Lassen Sie uns die Eigenschaften eines anderen chemischen Elementmetalls – Lithium – genauer enthüllen.

II. Eigenschaften des chemischen Elements Lithium anhand seiner Position im Periodensystem

1. Lithium ist ein Element der Periode 2 der Hauptuntergruppe der Gruppe I des Periodensystems von D. I. Mendelejew, ein Element der Gruppe IA oder (wenn sich die Schüler an den Kurs der achten Klasse erinnern) eine Untergruppe der Alkalimetalle.

2. Die Struktur des Lithiumatoms kann wie folgt wiedergegeben werden:

Es wäre richtig, wenn die Schüler hier die erste Existenzform eines chemischen Elements – Atome – charakterisieren würden.

Lithiumatome weisen stark reduzierende Eigenschaften auf: Sie geben leicht ihr einziges äußeres Elektron ab und erhalten dadurch eine Oxidationsstufe (s.o.) + 1. Diese Eigenschaften von Lithiumatomen sind weniger ausgeprägt als die von Natriumatomen, die ist mit einer Vergrößerung der Radien der Atome verbunden:

Der Lehrer kann auf das Problem achten: Warum liegt Lithium in der elektrochemischen Spannungsreihe vor Natrium? Der springende Punkt ist, dass eine Reihe von Spannungen nicht die Eigenschaften von Atomen charakterisieren, sondern die Eigenschaften von Metallen – einfachen Substanzen, d.h. die zweite Existenzform chemischer Elemente, für die nicht R eine wesentliche Rolle spielt beiund Parameter anderer Art: die Bindungsenergie des Kristallgitters, Standardelektrodenpotentiale usw.

Die reduzierenden Eigenschaften von Lithiumatomen sind ausgeprägter als die seines Nachbarn in dieser Periode – Beryllium, was sowohl mit der Anzahl der externen Elektronen als auch mit R zusammenhängt bei.

3. Lithium ist ein einfacher Stoff, es ist ein Metall und verfügt daher über ein Metallkristallgitter und eine chemische Metallbindung (der Lehrer wiederholt mit den Schülern die Definitionen dieser beiden Konzepte), deren Entstehung anhand des Diagramms dargestellt werden kann :

Der Lehrer macht darauf aufmerksam, wie die Ladung des Lithium-Ions geschrieben wird: nicht Li +1 (wie durch s.o. angegeben), ein Li + .

Im Zuge dieser Charakteristik wiederholen sich auch die allgemeinen physikalischen Eigenschaften von Metallen, die sich aus ihrer kristallinen Struktur ergeben: elektrische und thermische Leitfähigkeit, Formbarkeit, Duktilität, metallischer Glanz usw.

4. Lithium bildet ein Oxid mit der Formel Li 2 UM.

Der Lehrer wiederholt mit den Schülern die Zusammensetzung und Klassifizierung von Oxiden, woraufhin die Schüler selbst das Li formulieren 2 0 ist ein salzbildendes, basisches Oxid. Diese Verbindung entsteht aufgrund einer ionischen chemischen Bindung (warum?; der Lehrer bittet darum, das Bildungsdiagramm dieser Bindung aufzuschreiben:) und reagiert wie alle basischen Oxide mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser sowie mit sauren Oxiden sowie mit Wasser unter Bildung eines Alkalis. Die Studierenden benennen die Art der entsprechenden Reaktionen, schreiben ihre Gleichungen auf und berücksichtigen auch Reaktionen mit Säuren in ionischer Form.

5. Lithiumhydroxid hat die Formel LiOH. Das ist eine Base, ein Alkali.

Der Lehrer wiederholt mit den Schülern zwei theoretische Informationsblöcke, die auf dem Material des letzten Jahres basieren: die Struktur und die Eigenschaften von LiOH.

Struktur. Die Studierenden benennen selbst die Art der Verbindung zwischen Li + und er - - ionisch, man sagt, dass Li + ist ein einfaches Ion und OH - - schwierig. Dann bittet der Lehrer darum, die Art der Bindung zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen im Hydroxidion zu bestimmen. Die Jungs nennen es einfach: polare kovalente Bindung. Und dann betont der Lehrer, dass das Vorhandensein verschiedener Bindungsarten in einem Stoff ein Argument für die Aussage ist, dass die Einteilung chemischer Bindungen in verschiedene Arten relativ ist, alle Bindungen die gleiche Natur haben.

Chemische Eigenschaften: Wechselwirkungen mit Säuren, Säureoxiden und Salzen werden im Lichte der TED betrachtet und durch Reaktionsgleichungen in ionischer und molekularer Form (vorzugsweise in dieser Reihenfolge) veranschaulicht.

6. Um eine Wasserstoffverbindung zu charakterisieren (sie kann nur in der starken Klasse angegeben werden), ist es besser, eine Problemsituation zu verwenden: Warum gibt es in der horizontalen Spalte „Flüchtige Wasserstoffverbindungen“ in der Untergruppe der Alkalimetalle keine allgemeine Formel?

Die Schüler antworten vernünftigerweise, dass dies offensichtlich ist, da diese Metalle keine flüchtigen Wasserstoffverbindungen bilden. Der Lehrer fragt als Antwort: Welche Verbindungen können diese Metalle mit Wasserstoff bilden? Darauf antworten Studierende häufig, dass es sich wahrscheinlich um binäre Verbindungen vom ionischen Typ mit der Formel M handelt + N - . Dann kann der Lehrer diesen Teil der Beschreibung vervollständigen, indem er die Schlussfolgerung begründet, dass Wasserstoff völlig legitim eine doppelte Position im Periodensystem einnimmt: sowohl in der Gruppe IA als auch in der Gruppe VIIA.

III. Lösen von Problemen, um den Bruchteil der Reaktionsproduktausbeute vom theoretisch Möglichen zu ermitteln

Der erste Teil der Lektion ist der Anwendung theoretischer Erkenntnisse aus dem Kurs der achten Klasse zur Beschreibung der Eigenschaften eines bestimmten chemischen Elements gewidmet. Dies ist sozusagen die qualitative Seite einer sich wiederholenden und verallgemeinernden Einführungsstunde in die Chemie der Elemente.

Die quantitative Seite einer solchen Lektion kann durch Berechnungen dargestellt werden, die sich auf ein so allgemeines Konzept wie „das Verhältnis der Reaktionsproduktausbeute zum theoretisch Möglichen“ beziehen.

Der Lehrer erinnert daran, dass das Konzept „Bruch“ universell ist – es zeigt, welcher Teil des Ganzen berechnet wird – und erinnert sich an die Varianten dieses Konzepts, mit denen die Schüler letztes Jahr gearbeitet haben: den Anteil eines Elements an einer Verbindung, die Masse oder Volumenanteil einer Komponente in einem Stoffgemisch.

Nun, fährt der Lehrer fort, machen wir uns mit dem Anteil der Ausbeute des Reaktionsprodukts am theoretisch Möglichen vertraut und schlägt eine Lösung des Problems vor:

„Ermitteln Sie die Menge an Kohlendioxid (NO), die durch die Reaktion von 250 g Kalkstein mit 20 % Verunreinigungen mit einem Überschuss an Salpetersäure erhalten werden kann.“

Die Schüler bewältigen die Aufgabe problemlos, indem sie den Algorithmus zur Lösung von Berechnungen mithilfe chemischer Gleichungen wiederholen:

Der Lehrer stellt ein Problem: Ist es tatsächlich (in der Praxis) möglich, das berechnete theoretische Volumen zu erhalten? Denn die Technologie zur Herstellung chemischer Produkte lässt oft zu wünschen übrig. Und demonstriert die Wechselwirkung eines Marmorstücks mit Säure sowie die Ansammlung von CO 2 in den Kolben. Die Schüler können leicht erraten, dass das gesammelte Produktvolumen immer geringer sein wird als berechnet: Ein Teil davon geht verloren, während der Lehrer das Gerät mit einem Stopfen verschließt, ein Teil verdunstet, während das Ende des Gasauslassrohrs in den Kolben abgesenkt wird. usw.

Der Lehrer verallgemeinert, dass das Verhältnis des Volumens (oder der Masse) des resultierenden Produkts die praktische Ausbeute zum theoretisch berechneten Volumen (oder der Masse) ist und als Ausbeuteanteil bezeichnet wird – ω Ausfahrtoder W:

Dann bittet der Lehrer darum, die CO-Menge zu ermitteln 2 für das betrachtete Problem, wenn seine Ausgabe 75 % des theoretisch Möglichen beträgt:

Für das Haus wird das umgekehrte Problem vorgeschlagen:

„Als 800 mg einer 30 %igen Natronlauge (Natriumhydroxid) mit einer überschüssigen Kupfersulfatlösung (Kupfer(I)sulfat) reagierten, wurden 196 mg Sediment erhalten. Wie hoch ist der Ertrag als Prozentsatz des theoretisch Möglichen?“

IV. Genetische Serie von Metall

Am Ende der Lektion erinnern sich die Schüler an die Merkmale der genetischen Reihe eines Metalls:

1) dasselbe chemische Element - Metall;

2) verschiedene Existenzformen dieses chemischen Elements: einfache Substanzen und Verbindungen – Oxide, Basen, Salze;

3) gegenseitige Umwandlungen von Stoffen verschiedener Klassen.

Als Ergebnis schreiben die Schüler die genetische Reihe von Lithium auf:

was der Lehrer vorschlägt, zu Hause mit Reaktionsgleichungen in ionischer (wo dies geschieht) und molekularer Form zu veranschaulichen und alle Redoxreaktionen zu analysieren.

Erste Ebene

Variante 1


1. Die Gleichung für die Neutralisationsreaktion von Natriumhydroxid mit Salzsäure ist angegeben:
NaOH + HCl = NaCl + H20 + Q.

thermischer Effekt;
Beteiligung eines Katalysators;
Richtung.
Betrachten Sie diese chemische Reaktion aus der Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen auf.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Ausgangsstoffe: 1 Mol Natriumhydroxid (1 Natriumatom, 1 Wasserstoffatom, 1 Sauerstoffatom), 1 Mol flüssige Salzsäure (1 Wasserstoffatom, 1 Chloratom).
Reaktionsprodukte: 1 Mol Natriumchlorid (1 Natriumatom, 1 Chloratom), 1 Mol flüssiges Wasser (1 Sauerstoffatom, 2 Wasserstoffatom).
Die Reaktion ist exotherm
Die Ausgangsstoffe und Produkte liegen in Lösung vor.
Ohne Katalysator

Irreversible Reaktion
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Magnesium nach Plan:
Position des Elements im PSHE;
atomare Struktur;

Magnesium – Mg
Seriennummer Z=12; Massenzahl A = 24, Kernladung + 12, Anzahl Protonen = 12, Neutronen (N = A-Z = 12) 24 – 12 = 12 Neutronen, Elektronen = 12, Periode – 3, Energieniveaus – 3,
Elektronische Schalenstruktur: 12 M g 2е; 8e; 2e.
12 Mg)))
2 8 2
Oxidationsstufe +2;
Die reduzierenden Eigenschaften von Magnesium sind stärker ausgeprägt als die von Beryllium, jedoch schwächer als die von Calcium, was mit einer Vergrößerung der Radien der Be-Mg-Ca-Atome einhergeht;
Magnesiumion M g 2+
MgO – Magnesiumoxid ist das Hauptoxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Magnesium bildet das Hydroxid Mg(OH)2, das alle charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweist.

3. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von Magnesiumoxid und -hydroxid mit Salzsäure in molekularer und ionischer Form.
MgO+2HCl=MgCl₂ + H₂O
MgO+2H+=Mg2+ + H₂O
Mg(OH)2+2HCl= MgCl₂ + 2H₂O
Mg(OH)2+2H+= Mg2+ + 2H₂O

Option 2


1. Es wird ein Diagramm der Aluminiumverbrennungsreaktion gegeben
Al + 02 → A1203 + Q.

Charakterisieren Sie die Reaktion anhand der folgenden Merkmale:
Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte;
thermischer Effekt;
Aggregatzustand von Stoffen;
Beteiligung eines Katalysators;
Änderung der Oxidationsstufen von Elementen;
Richtung.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3+Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Aluminium ist ein Reduktionsmittel und Sauerstoff ist ein Oxidationsmittel.
Ausgangsstoffe: 4 Mol Aluminium, 3 Mol Sauerstoff (3 Moleküle mit 2 Sauerstoffatomen). Reaktionsprodukt: 2 Mol Aluminiumoxid (2 Aluminiumatome, 3 Sauerstoffatome in einem Molekül).
Die Reaktion ist exotherm.
Aluminium – fest, Sauerstoff – g, Aluminiumoxid – fest.
Ohne Katalysator

Irreversibel.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Natrium nach Plan:
Position des Elements im PSHE;
atomare Struktur;
Formeln von Oxid und Hydroxid, ihre Natur.
Natrium – Na

11 Na)))
2 8 1
Oxidationsstufe +1;

Natriumion Na+

3. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von Natriumoxid und -hydroxid mit einer Schwefelsäurelösung in molekularer und ionischer Form.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+

Option 3


1. Es wird ein Reaktionsschema für die Herstellung von Schwefeloxid (VI) aus Schwefeloxid (IV) angegeben.
S02 + 02  S03 + Q.
Erstellen Sie eine Gleichung für diese Reaktion und platzieren Sie die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand der folgenden Merkmale:
Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte;
thermischer Effekt;
Aggregatzustand von Stoffen;
Beteiligung eines Katalysators;
Änderung der Oxidationsstufen von Elementen;
Richtung.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4 -2e →S+6 Reduktionsmittel
O02 +4e→2O-2 Oxidationsmittel
Die Ausgangsstoffe sind 2 Mol Schwefeloxid 4 (in einem Molekül sind 1 Schwefelatom, 2 Sauerstoffatome) und 1 Mol Sauerstoff (in einem Molekül sind 2 Sauerstoffatome).
Das Reaktionsprodukt sind 2 Mol Schwefeloxid 6 (ein Molekül hat 1 Schwefelatom, 3 Sauerstoffatome)
Die Reaktion ist exotherm.
Schwefeloxid 4 und Sauerstoff sind Gase, Schwefeloxid (VI) ist flüssig
Mit Katalysator

Reversibel.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Lithium nach Plan:
atomare Struktur;
Formeln von Oxid und Hydroxid, ihre Natur.
Lithium Li
Seriennummer Z=3; Massenzahl A = 7, Kernladung + 3, Anzahl Protonen = 3, Neutronen (N = A-Z = 4) 7 – 3 = 4 Neutronen, Elektronen = 3, Periode – 2, Energieniveaus – 2
Elektronische Schalenstruktur: 3 Li 2е; 1e.
3 Li))
2 1
Oxidationsstufe +1;
Die reduzierenden Eigenschaften von Lithium sind weniger ausgeprägt als die von Natrium und Kalium, was mit einer Vergrößerung der Radien der Atome einhergeht;
Lithium-Ion Li+
Li 2O – Lithiumoxid ist das Hauptoxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Lithium Li bildet das Hydroxid Li OH (Alkali), das alle charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweist.

3. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von Lithiumoxid und -hydroxid mit Schwefelsäure in molekularer und ionischer Form.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Li 2O+H2SO4=H2O+ Li 2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li +

Option 4


1. Die Gleichung für die Reaktion von Zink mit Salzsäure lautet:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 + Q.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand der folgenden Merkmale:
Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte;
thermischer Effekt;
der Aggregatzustand der an der Reaktion beteiligten Stoffe;
Beteiligung eines Katalysators;
Änderung der Oxidationsstufen chemischer Elemente;
Richtung.
Betrachten Sie diese chemische Reaktion aus der Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation: Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen auf.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Ausgangsstoffe: 1 Mol Zink, 2 Mol Salzsäure (1 Wasserstoffatom, 1 Chloratom pro Molekül). Reaktionsprodukte: 1 Mol Zinkchlorid (1 Zinkatom, 2 Chloratome in PE), 1 Mol Wasserstoff (2 Wasserstoffatome).
Exotherme Reaktion
Zink – fest, Salzsäure – l., Zinkchlorid, fest. (Lösung), Wasserstoff – g.
Ohne Katalysator
Mit Änderungen der Oxidationsstufen
Irreversibel
2H++2Cl-+Zn0=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zn0=Zn2++H20

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Kalzium nach Plan:
Position des Elements im Periodensystem;
atomare Struktur;
Formeln höherer Oxide und Hydroxide, ihre Natur.
Kalzium Ca
Seriennummer Z=20; Massenzahl A = 40, Kernladung + 20, Anzahl Protonen = 20, Neutronen (N = A-Z = 20) 40 – 20 = 20 Neutronen, Elektronen = 20, Periode – 4, Energieniveaus – 4,
Elektronische Schalenstruktur: 20 M g 2е; 8e; 8e; 2e.
20 Sa))))
2 8 8 2
Oxidationsstufe +2;
Die reduzierenden Eigenschaften von Calcium sind stärker ausgeprägt als die von Magnesium, jedoch schwächer als die von Strontium, was mit einer Vergrößerung der Radien der Atome einhergeht
Calciumion Ca 2+
CaO – Calciumoxid ist das Hauptoxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Calcium bildet das Hydroxid Ca (OH)2, das alle charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweist.

3. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von Calciumoxid und -hydroxid mit Salpetersäure in molekularer und ionischer Form.
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

Zweites Level

Variante 1


1. Die Reaktionsgleichung für die Herstellung von Stickoxid (II) ist angegeben:
N2 + 02 2NO - Q.


N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 Reduktionsmittel
O20+2*2e = 2O-2 Oxidationsmittel
Ausgangsstoffe: Stickstoff 1 Mol, 2 Atome N, Sauerstoff 1 Mol (2 Atome O).
Reaktionsprodukt: 2 Mol Stickoxid 2 (im Molekül befinden sich 1 Stickstoffatom und 1 Sauerstoffatom).
Die Ausgangsstoffe und Produkte der Reaktion sind Gase.
Die Reaktion ist endotherm.
Reversibel.
Ohne Katalysator.
Mit Änderungen der Oxidationsstufen.




6 C))
2 4
Oxidationsstufe +4;

3. Erstellen Sie Formeln für höhere Kohlenoxide und Hydroxide und geben Sie deren Natur an.
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

Option 2


1. Die Gleichung für die Reaktion der Ammoniaksynthese ist angegeben:
N2 + 3H2  2NH3 + Q.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie diese Reaktion aus der Sicht von ODD. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 Oxidationsmittel
H20 -2*1е→2H+1 Reduktionsmittel
Ausgangsstoffe: 1 Mol Stickstoff (ein Molekül aus 2 Stickstoffatomen), 3 Mol Wasserstoff (ein Molekül aus 2 Wasserstoffatomen). Das Reaktionsprodukt ist Ammoniak, 2 mol. Molekül aus 1 Stickstoffatom und 2 Wasserstoffatomen. Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte sind Gase.
Reaktion:
Exotherm.
Redox.
Gerade.
Katalytisch.
Reversibel.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Schwefel anhand seiner Position im Periodensystem.
Schwefel - S
Ordnungszahl Z = 16 und Massenzahl A = 32, Kernladung + 16, Anzahl Protonen = 16, Neutronen (N = A-Z = 12) 32 – 16 = 16 Neutronen, Elektronen = 16, Periode – 3, Energieniveaus – 3
16 S)))
Elektronische Schalenstruktur: 16 S 2е; 8e; 6e.
16 S)))
2 8 6
Oxidationsstufe - (-2) und (+ 2; +4; +6)
Die oxidierenden Eigenschaften von Schwefel sind stärker ausgeprägt als die von Selen, jedoch schwächer als die von Sauerstoff, was mit einer Vergrößerung der Atomradien von Sauerstoff zu Selen einhergeht
SO 3 – Schwefeloxid ist ein saures Oxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf.
Schwefel bildet das Hydroxid H2SO4, das alle charakteristischen Eigenschaften von Säuren aufweist.
Schwefel bildet aus Wasserstoffverbindungen H2S.

3. Erstellen Sie Formeln für höhere Schwefeloxide und -hydroxide und geben Sie deren Natur an. Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
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 (Neutralisationsreaktion)
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¬

Option 3


1. Die Gleichung für die Reaktion von Kupfer(II)-chlorid mit Natriumhydroxid ist angegeben:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie die Reaktion aus TED-Sicht: Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Ausgangsstoffe: 1 Mol Kupferchlorid (1 Kupferatom, 2 Chloratome), 2 Mol Natriumhydroxid (1 Natriumatom, 1 Sauerstoffatom, 1 Wasserstoffatom in PE).
Reaktionsprodukte: 1 Mol Kupferhydroxid (1 Kupferatom, 2 Sauerstoffatome, 2 Wasserstoffatome), 2 Mol Natriumchlorid (1 Natriumatom, 1 Chloratom in PE).
Die Reaktionsprodukte und Ausgangsstoffe sind gelöste Feststoffe. Cu(OH)2 – fester Niederschlag.
Reaktion:
Exotherm
Keine Änderung der Oxidationsstufen
Gerade
Ohne Katalysator
Irreversibel.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Phosphor anhand seiner Position im Periodensystem von D. I. Mendelejew.
Eigenschaften P (Phosphor)
Atommasse = 31. Ladung des Atomkerns P + 15, d.h. weil der Kern 15 Protonen hat. Planen:
15Р 2е)8е)5е)

3. Erstellen Sie Formeln für höhere Oxide und Hydroxide des Phosphors und geben Sie deren Natur an. Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2




6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O

Option 4


1. Die Gleichung für die Reaktion von Kaliumcarbonat mit Salzsäure lautet:
K2C03 + 2HCl = 2KCl + C02 + H20.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie diese Reaktion aus der TED-Sicht: Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen auf.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
CO32- + 2H+= H2O + CO2
Ausgangsstoffe: 1 Mol Kaliumcarbonat (2 Kaliumatome, 1 Kohlenstoffatom, 3 Sauerstoffatome) fest, 2 Mol Salzsäure (1 Wasserstoffatom, 1 Chloratom im Molekül) flüssig.
Reaktionsprodukte: 2 Mol Kaliumchlorid (in PE 1 Kaliumatom, 1 Chloratom) fest, 1 Mol Wasser (2 Volumina Wasserstoff, 1 Sauerstoffatom) flüssig, 1 Mol Kohlendioxid (1 Kohlenstoffatom, 2 Sauerstoffatome). ) - Gas.
Reaktion:
Exotherm.
Keine Änderung der Oxidationsstufen.
Gerade.
Ohne Beteiligung eines Katalysators.
Irreversibel.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Stickstoff anhand seiner Position im Periodensystem.
Stickstoff N ist ein Nichtmetall, Periode II (klein), Gruppe V, Hauptuntergruppe.
Atommasse=14, Kernladung - +7, Anzahl der Energieniveaus=2
p=7, e=7,n=Ar-p=14-7=7.
Elektronische Schalenstruktur: 7 N 2е; 5e
7 N))
2 5
Oxidationsstufe +5;
Die oxidierenden Eigenschaften sind stärker ausgeprägt als die von Kohlenstoff, jedoch schwächer als die von Sauerstoff, was mit einer Erhöhung der Ladung des Kerns einhergeht.
N2O5-Stickoxid ist ein saures Oxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Stickstoff bildet die Säure HNO3, die alle charakteristischen Eigenschaften von Säuren aufweist.
Flüchtige Wasserstoffverbindung - NH3

3. Erstellen Sie Formeln für höhere Stickoxide und Hydroxide und geben Sie deren Natur an.
Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + H2O = 2H+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (Lösung) = 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(konz) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
Mit 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
Konz.
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-

Drittes Level

Variante 1


1. Die Reaktionsgleichung für die Herstellung von Salpetersäure lautet:
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03 + Q.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.

4N+4O2 + O02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4 -1e = N+5 Reduktionsmittel
O20 +4e = 2O-2 Oxidationsmittel
Reaktion:
Exotherm.
Mit einer Änderung des Oxidationsgrades (ORR).
Ohne Beteiligung eines Katalysators.
Gerade.
Reversibel.
Ausgangsstoffe: 4 Mol Stickoxid 4 (1 Stickstoffatom, 2 Sauerstoffatome in einem Molekül) – Gas, 1 Mol Sauerstoff (2 Sauerstoffatome in einem Molekül) – Gas, 2 Mol Wasser (1 Sauerstoffatom, 2 Wasserstoff). Atome in einem Molekül) – Flüssigkeit
Das Reaktionsprodukt sind 4 Mol Salpetersäure (1 Stickstoffatom, 1 Wasserstoffatom, 3 Sauerstoffatome pro Molekül) – flüssig.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Magnesium anhand seiner Position im Periodensystem.
Magnesium – Ordnungszahl im Periodensystem Z = 12 und Massenzahl A = 24. Kernladung +12 (Anzahl der Protonen). Die Anzahl der Neutronen im Kern beträgt N = A - Z = 12. Die Anzahl der Elektronen = 12.
Das Element Magnesium befindet sich in der 3. Periode des Periodensystems. Aufbau der elektronischen Hülle:
12 mg)))
2 8 2

Oxidationsstufe +2.
Die reduzierenden Eigenschaften von Magnesium sind stärker ausgeprägt als die von Beryllium, jedoch schwächer als die von Calcium (Elemente der Gruppe IIA), was mit einer Vergrößerung der Atomradien beim Übergang von Be zu Mg und Ca einhergeht.
Magnesiumoxid MgO ist ein basisches Oxid und weist alle typischen Eigenschaften basischer Oxide auf. Die Base Mg(OH)2 entspricht Magnesiumhydroxid, das alle charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweist.

3. Stellen Sie die Formeln für Magnesiumoxid und -hydroxid auf und geben Sie deren Natur an.
Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
Magnesiumoxid MgO ist das Hauptoxid; die Base Mg(OH)2 weist alle charakteristischen Eigenschaften von Basen auf.
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

Option 2


1. Die Gleichung für die Reaktion von Eisen mit Chlor lautet:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q.
Charakterisieren Sie die chemische Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie die Reaktion im Hinblick auf Oxidations-Reduktions-Prozesse. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.
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-Reduktionsmittel
Cl2 + 2e– = 2Cl–I Oxidationsmittel
Exotherm
OVR
Gerade
Irreversibel
Nicht katalytisch
Ausgangsstoffe: 2 Mol Eisen – fest, 2 Mol Chlor (Molekül aus 2 Atomen) – Gas
Produkt: 2 Mol Eisenchlorid (aus 1 Eisenatom, 2 Chloratomen in FE) – Feststoffe.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Natrium anhand seiner Position im Periodensystem von D. I. Mendelejew.
Natrium – Na
Seriennummer Z=11; Massenzahl A = 23, Kernladung + 11, Anzahl Protonen = 11, Neutronen (N = A-Z = 11) 23 – 11 = 12 Neutronen, Elektronen = 11, Periode – 3, Energieniveaus – 3,
Elektronische Schalenstruktur: 11 Na 2е; 8e; 1e.
11 Na)))
2 8 1
Oxidationsstufe +1;
Die reduzierenden Eigenschaften von Natrium sind stärker ausgeprägt als die von Lithium, jedoch schwächer als die von Kalium, was mit einer Vergrößerung der Radien der Atome einhergeht;
Natriumion Na+
Na 2O – Natriumoxid ist das Hauptoxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Natrium bildet das Hydroxid NaOH (Alkali), das alle charakteristischen Eigenschaften von Basen aufweist.

3. Erstellen Sie Formeln für Natriumoxid und -hydroxid und geben Sie deren Natur an. Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
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-

Option 3


1. Die Reaktionsgleichung für die Zersetzung von Kaliumnitrat lautet:
2KN03 = 2KN02 + O2 - Q.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie die Reaktion im Hinblick auf Oxidations-Reduktions-Prozesse. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.
2KNO3 = 2KNO2 + O2- Q
Oxidationsmittel: N5+ + 2e− = N=3+|2| Erholung
Reduktionsmittel: O2− − 4e− = O20 |1| Oxidation
Ausgangsstoffe: 2 Mol Kaliumnitrat (in PE gibt es 1 Kaliumatom, 1 Stickstoffatom, 3 Sauerstoffatome) – Feststoffe.
Die Reaktionsprodukte sind 2 Mol Kaliumnitrit (in PE gibt es 1 Kaliumatom, 1 Stickstoffatom, 2 Sauerstoffatome) – Feststoffe, 1 Mol Sauerstoff (2 Sauerstoffatome) – Gas.
Endothermisch
OVR
Gerade
Irreversibel
Nicht katalytisch

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Kohlenstoff anhand seiner Position im Periodensystem.
Kohlenstoff C ist ein chemisches Element der Gruppe IV des Periodensystems von Mendelejew: Ordnungszahl 6, Atommasse 12,011.
Seriennummer Z=6; Massenzahl A = 12, Kernladung + 6 Anzahl Protonen = 6, Neutronen (N = A-Z = 6) 12 – 6 = 6 Neutronen, Elektronen = 6, Periode – 2, Energieniveaus – 2,
Elektronische Schalenstruktur: 6 C 2e; 4e
6 C))
2 4
Oxidationsstufe +4;
Die oxidierenden Eigenschaften von Kohlenstoff sind stärker ausgeprägt als die von Bor, jedoch schwächer als die von Stickstoff, was mit einer Erhöhung der Ladung des Kerns einhergeht.
CO2 ist ein saures Oxid, H2CO3 ist eine Säure.

3. Erstellen Sie Formeln für Kohlenoxid und Hydroxid und geben Sie deren Natur an.
Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
CO2-Kohlenmonoxid ist ein saures Oxid und weist alle charakteristischen Eigenschaften von Oxiden auf. Kohlenstoff bildet die Säure H2CO3, die alle charakteristischen Eigenschaften von Säuren aufweist.
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

Option 4


1. Die Reaktionsgleichung für die Bildung von Eisen(III)-hydroxid ist angegeben:
4Fe(OH)2 + 2H20 + 02 = 4Fe(OH)3.
Charakterisieren Sie die Reaktion anhand aller von Ihnen untersuchten Klassifizierungskriterien.
Betrachten Sie die Reaktion im Hinblick auf Oxidations-Reduktions-Prozesse. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ ​​​​-1е→ Fe3+ Reduktionsmittel
O20 + 4е→ 2O2- Oxidationsmittel
Ausgangsstoffe: 4 Mol Eisenhydroxid 2 (in PE 1 Eisenatom, 2 Sauerstoffatome, 2 Wasserstoffatome) – Feststoffe, 1 Mol Sauerstoff (2 Sauerstoffatome) – Gas, 2 Mol Wasser (2 Wasserstoffatome, 1 Sauerstoff). Atom im Molekül) - g.
Das Reaktionsprodukt sind 4 Mol Eisenhydroxid 3 (in PE gibt es 1 Eisenatom, 3 Sauerstoffatome, 3 Wasserstoffatome) – Feststoffe.
Exotherm
OVR
Gerade
Irreversibel
Nicht katalytisch.

2. Charakterisieren Sie das chemische Element Phosphor anhand seiner Position im Periodensystem.
Eigenschaften P (Phosphor)
Das Element mit der laufenden Nummer 15 befindet sich in der 3. Periode der 5. Gruppe, der Hauptuntergruppe.
Atommasse = 31. Ladung des Atomkerns P + 15, d.h. weil der Kern 15 Protonen hat.
Schema 15P 2e)8e)5e)
Im Atomkern befinden sich 16 Neutronen. In einem Atom gibt es 15 Elektronen, da ihre Anzahl der Anzahl der Protonen und der Ordnungszahl entspricht. In einem Phosphoratom gibt es 3 Elektronenschichten, da sich P in der 3. Periode befindet. Die letzte Schicht hat 5 Elektronen, da Phosphor zur Gruppe 5 gehört. Die letzte Schicht ist noch nicht fertig. R-nichtmetallisch, weil chemisch Bei Reaktionen mit Metallen werden 3 Elektronen benötigt, bis die Schicht fertig ist. Sein Oxid ist P2O5-sauer. Er interagiert. mit H2O, Basen und basischen Oxiden. Sein Hydroxid H3PO4 ist eine Säure. Sie interagiert. mit Metallen bis H (Wasserstoff), mit basischen Oxiden, Basen.

3. Erstellen Sie Formeln für Phosphoroxid und -hydroxid und geben Sie deren Natur an.
Schreiben Sie Gleichungen für alle Reaktionen, die für diese Substanzen in ionischer und molekularer Form charakteristisch sind.
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

In dieser Präsentation werden die Eigenschaften eines chemischen Elementmetalls nach Plan besprochen: Position im PSCE, Struktur des Atoms und seiner elektronischen Hüllen, Vergleich mit seinen Nachbarn in der Gruppe und Periode, eine einfache Substanz und ihre Verbindungen: Oxide, Hydroxide, Salze.

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Vorschau:

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Folienunterschriften:

Eigenschaften eines chemischen Elements – Metall basierend auf seiner Position in D. I. Mendeleevs PSHE

Unterrichtsziele Erstellen Sie einen Plan für die allgemeinen Merkmale der Chemie. Element durch seine Position in PSCE Wiederholen Sie die Struktur des Atoms, Arten von Chemikalien. Zusammenhänge, Klassifizierung anorganischer Stoffe und ihrer Eigenschaften im Lichte von TED und ORR, genetische Beziehungen zwischen Klassen anorganischer Stoffe. Einführung der Schüler in Aufgaben zur Ausbeute eines Reaktionsprodukts

Merkmalsplan eines chemischen Elements entsprechend seiner Position im PSCE Adresse eines chemischen Elements Struktur des Atoms, gezeigte Eigenschaften, Vergleich mit benachbarten Elementen Physikalische Eigenschaften einer einfachen Substanz Das von diesem chemischen Element gebildete Oxid und seine Eigenschaften, Typ und chemisches Schema. Bindungen Von diesem chemischen Element gebildetes Hydroxid, seine Eigenschaften, Art der Bindung Wasserstoffverbindung, seine Eigenschaften Salze und ihre Eigenschaften

Charakterisieren wir das Element LITHIUM Ordnungszahl 3, Periode 2 (klein), Gruppe 1, Hauptuntergruppe (IA) + 3 Metallelement Li 0 – 1 e Li + Reduktionsmitteloxidation 2 1 n = 2 n = 1 S S p 1S 2 2 S 1 + S Li .

Vergleichen wir die Eigenschaften des Lithiumatoms mit benachbarten chemischen Elementen nach Gruppe und Periode. In der Gruppe: Lithium - Natrium Auf der Außenschale - 1 Elektron (Ähnlichkeit) Anzahl der Schalen: Natrium hat 1 Schale mehr, daher der Radius des Natriums Atom ist größer als das von Lithium, metallisch und die reduzierenden Eigenschaften von Natrium sind stärker. In der Periode: Lithium - Beryllium Anzahl der Schalen - jeweils 2 (Ähnlichkeit) Anzahl der externen Elektronen: Lithium hat 1 e und Natrium hat daher 2 e , der Radius des Lithiumatoms ist größer als der von Beryllium, die metallischen und reduzierenden Eigenschaften von Lithium sind stärker

Lithium ist eine einfache Substanz. Ein Alkalimetall hat eine silberne Farbe, ist sehr hell, wird unter einer Kerosinschicht gespeichert, kommt in der Natur nicht in freier Form vor und hat eine purpurrote Flammenfarbe T pl. = 180,6 0, T kochen. = 1342 0, Dichte 0,534 g/s·m 3 Metallkristallgitter Metallchemikalie. Bindung Li 0 – 1 e Li + Atomion Elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit, Formbarkeit, Plastizität, metallischer Glanz, mit einem Messer geschnitten, aber beim Schnitt oxidiert es aufgrund seiner Aktivität schnell und verdunkelt sich Chemische Eigenschaften: reagiert mit Wasser und nicht- Metalle (Sauerstoff, Stickstoff, Halogene, Wasserstoff usw.) – Reaktionsgleichungen erstellen

Lithiumoxid – Li 2 O Salzbildend, basisch Ionenbindung (Notieren Sie das Bindungsbildungsschema) Weiße Farbe Chemische Eigenschaften: Notieren Sie die Reaktionen von Lithiumoxid mit Wasser, Kohlenmonoxid (IV), Salzsäure. Zubereitung: Li 2 O 2 + 2 Li = 2 Li 2 O Lithiumperoxid Lithiumoxid

Lithiumhydroxid - LiOH Li + - OH - Ionenbindung Li + - einfaches Ion, OH - - komplexes Ion OH - - CPS Weißes hygroskopisches Pulver, seifig bei Berührung, ätzend Chemische Eigenschaften: Notieren Sie die Reaktionen von Lithiumhydroxid mit Schwefelsäure. Kupfer(II)sulfat ), Kohlenmonoxid (IV), außer Zersetzung beim Erhitzen. Herstellung: Elektrolyse von geschmolzenen halogenhaltigen Salzen 2 LiCl 2 Li + Cl 2

Wasserstoffverbindung – LiH-Lithiumhydrid. Feststoff, weiß, hygroskopisch. Wird als Reduktionsmittel C von Lithiumsalzen verwendet. Überprüfen Sie die Löslichkeit von Lithiumsalzen in Wasser anhand der Löslichkeitstabelle

Entdeckung von Lithium A. Arfvedson, 1817 – erkannte Lithium als neues Alkalimetall. Zuerst isoliert aus dem Schichtsilikatmineral Petalit LiAlSi 4 O 10. Name – vom griechischen „Stein“ G. Davy, 1818, Elektrolyse von geschmolzenem Lithiumoxid

Genetische Reihe eines Metalls Erinnern Sie sich an die Zeichen einer genetischen Reihe: Ein und dasselbe chemische Element-Metall. Verschiedene Existenzformen dieses Element-Metalls (einfache Substanz-Oxid-Base-Salz). Umwandlungen von Substanzen verschiedener Klassen

Genetische Reihe des Lithiummetalls Li  Li 2 O  LiOH  LiCl, Li 2 SO 4, LiNO 3 Aufgabe: Eine Kette von Transformationen durchführen (Reaktionsgleichungen aufstellen)

Probleme mit Verunreinigungen und der Ausbeute des Reaktionsprodukts Finden Sie das Volumen an Kohlendioxid (n.s.), das durch die Reaktion von 250 g Kalkstein mit 20 % Verunreinigungen mit einem Überschuss an Salpetersäure erhalten werden kann. Ist es möglich, das gesamte Volumen von 100 % zu erhalten? Finden Sie das Kohlendioxidvolumen, wenn die Gasausbeute 75 % des theoretisch möglichen beträgt.

Denken Sie an die Formeln! η – Produktausbeute m Bsp. V Bsp. η = ----- = ------- m theoretisch. V. Theor.

Hausaufgabe § 1, Übungen Lösen Sie das Problem. Als 800 mg einer 30 %igen Natriumhydroxidlösung mit einer überschüssigen Kupfersulfatlösung (Kupfer(II)sulfat) reagierten, wurden 196 mg Sediment erhalten. Wie hoch ist der Ertrag als Prozentsatz des theoretisch Möglichen?


Hausaufgabe Nr. 3

Charakterisieren Sie die Elemente P (Phosphor) und K (Kalium) nach dem Plan:

Eigenschaften des Elements laut Plan:

    Position des Elements im Periodensystem. Periode, Gruppe, Untergruppe.

    Seriennummer, Kernladung, Anzahl Protonen, Anzahl Elektronen, Anzahl Neutronen.

    Elektronische Struktur des Atoms. Elektronische Formeln (vollständig, gekürzt, elektronische Grafik) unter Berücksichtigung möglicher angeregter Zustände. Elementtyp (s, p, d, f).

    Mögliche Valenzzustände eines Atoms.

    Metall, Nichtmetall, amphoteres Metall.

    Das höchste Oxid eines Elements, sein Charakter.

    Hydroxid des Elements, sein Charakter.

    Beispiel für Salzformeln.

    Wasserstoffverbindungen.
    Beispielantwort.

Eigenschaften eines chemischen Elements-Metalls anhand seiner Position im Periodensystem am Beispiel von Lithium.

Lithium ist ein Element der Periode 2 der Hauptuntergruppe der Gruppe I des Periodensystems von D. I. Mendeleev, ein Element der IA oder der Hauptuntergruppe (Untergruppe der Alkalimetalle).
Die Struktur des Lithiumatoms kann wie folgt wiedergegeben werden: Nr. 3 Li: Protonen p + = 3, Elektronen ē = 3 (Li - 2ē, 1ē), Neutronen n 0 = 4 (A-p +) Elementtyp - S. Elektronische Formel: 1s 2 2s 1 Lithiumatome weisen stark reduzierende Eigenschaften auf: Sie geben leicht ihr einziges externes Elektron ab und erhalten dadurch eine Oxidationsstufe (s.o.) von +1. Diese Eigenschaften von Lithiumatomen sind weniger ausgeprägt als die von Natriumatomen, was mit einer Vergrößerung der Radien der Atome einhergeht: R (Li) Lithium ist eine einfache Substanz, ist ein Metall und hat daher einen metallischen Kristall Gitter und eine metallische chemische Bindung. Die Ladung des Lithium-Ions ist nicht Li +1 (wie durch die s.o. angezeigt), sondern Li +. Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen, die sich aus ihrer kristallinen Struktur ergeben: elektrische und thermische Leitfähigkeit, Formbarkeit, Duktilität, metallischer Glanz usw.
Lithium bildet ein Oxid mit der Formel Li 2 O – dabei handelt es sich um ein salzbildendes, basisches Oxid. Diese Verbindung entsteht aufgrund der ionischen chemischen Bindung Li 2 + O 2-, die mit Wasser interagiert und ein Alkali bildet.
Lithiumhydroxid hat die Formel LiOH. Diese Base ist Alkali. Chemische Eigenschaften: Wechselwirkung mit Säuren, Säureoxiden und Salzen.
Für die Untergruppe der Alkalimetalle gibt es keine allgemeine Formel „Flüchtige Wasserstoffverbindungen“. Diese Metalle bilden keine flüchtigen Wasserstoffverbindungen. Verbindungen von Metallen mit Wasserstoff sind binäre Verbindungen vom ionischen Typ mit der Formel M + H - .



 

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