Какие химические свойства характерны для лития
[Deposit Photos]
Литий (Li) — химический элемент с порядковым номером «3» и атомной массой 6,941. Литий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов: 6Li (7,6% по массе) и 7Li (92,4%). В периодической таблице Менделеева литий расположен во втором периоде, первой группе. Элемент принадлежит к щелочным металлам. В соединениях литий проявляет степень окисления +1. В виде простого вещества литий — это пластичный легкий металл серебристого цвета.
[Deposit Photos]
Химические и физические характеристики лития
Литий — самый легкий из металлов. Имеет плотность 0,534 г/см³. Плавится при температуре 180,5 °С, кипит при температуре 1330 °С.
Литий очень активен. Вступает в реакцию с кислородом и азотом воздуха при нормальных условиях. По этой причине на воздухе литий быстро окисляется с образованием темного налета продуктов взаимодействия. Уравнения реакций:
4Li + O₂ = 2Li₂O;
6Li + N₂ = 2Li₃N.
Кусочки лития в масле
[Wikimedia]
Нажмите здесь, чтобы узнать больше о свойствах лития и других металлов.
Открытие лития и нахождение элемента в природе
Литий был открыт шведским ученым Арфведсоном в 1817 году. Сначала химик обнаружил элемент в минерале петалите, а затем — в сподумене и в лепидолите. Свое название металл получил из-за того, что был обнаружен в «камнях» (в переводе с греческого litos означает «камень»).
В 1818 году немецкий химик Гмелин впервые наблюдал характерное для солей лития пламя красного цвета. В 1821 году английскому химику Уильяму Томасу Бранду удалось выделить металл путем электролиза. В бóльших количествах литий смогли получить в 1855 году путем электролиза расплавленного хлорида. Уравнение реакции:
2LiCl = 2Li + Cl₂.
Литий распространен в земной коре, содержание металла в ней составляет примерно 3% по массе. Литий содержится в преимущественно в таких минералах: петалит, сподумен, лепидолит и амблигонит.
Лепидолит
[Deposit Photos]
В виде примеси литий содержится в некоторых породообразующих минералах и присутствует в минерализованных водах и рапе некоторых озер.
Литий: реакция с кислородом, применение металла
Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. В частности, изотоп 6Li служит промышленным источником для производства трития, а изотоп 7Li используется как теплоноситель. LiF используется при плавке алюминия. Литий и его соединения используются и в качестве добавок к ракетному топливу.
[Flickr, Creative commons by Steve Jurvetson is licensed under CC BY 2.0]
Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства при повышенных температурах. Гидроксид лития входит в состав электролита щелочных аккумуляторов, благодаря чему в два-три раза возрастает срок их службы. Применяется литий также в керамической, стекольной и других отраслях химической промышленности. В целом, по значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших элементов.
Реакция лития с кислородом приводит к образованию оксида Li₂O — бесцветного кристаллического вещества, имеющего температуру плавления 1438 °С и температуру кипения — около 2600 °С. Оксид лития получается при непосредственном окислении металлического лития при температуре выше 200 °С, а также разложением гидроксида LiOH, нитрата LiNO₃, карбоната Li₂СO₃.
Оксид лития Li₂O легко взаимодействует с водой с образованием гидроксида, LiOH. Данная реакция сопровождается сильным разогревом; LiOH поглощает CO₂ из воздуха, образуя карбонат, Li₂CO₃.
Характеристика, основные физические и химические свойства лития. Использование соединений лития в органическом синтезе и в качестве катализаторов. История открытия лития, способы получения, нахождение в природе, применение и особенности обращения.
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ РФ
Государственное образовательное учреждение
Среднего профессионального образования
Владимирский строительный колледж
Доклад
По теме: «Щелочные металлы. Литий»
Выполнил:
студент группы С-108
Катков Павел
Проверил:
преподаватель Шаврина Л.Е.
Владимир
2008
Li — Литий
ЛИТИЙ (лат. Lithium), Li, химический элемент с атомным номером 3, атомная масса 6,941. Химический символ Li читается так же, как и название самого элемента.
Литий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов 6Li (7,52% по массе) и 7Li (92,48%). В периодической системе Д. И. Менделеева литий расположен во втором периоде, группе IA и принадлежит к числу щелочных металлов. Конфигурация электронной оболочки нейтрального атома лития 1s22s1. В соединениях литий всегда проявляет степень окисления +1.
Металлический радиус атома лития 0,152 нм, радиус иона Li+ 0,078 нм. Энергии последовательной ионизации атома лития 5,39 и 75,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу 0,98, самая большая у щелочных металлов.
В виде простого вещества литий — мягкий, пластичный, легкий, серебристый металл.
Физические и химические свойства: из металлов литий самый легкий, его плотность 0,534 г/см3. Температура плавления 180,5°C, температура кипения 1326°C. При температурах от -193°C до температуры плавления устойчива кубическая объемно центрированная модификация лития с параметром элементарной ячейки а = 0,350 нм.
Из-за небольшого радиуса и маленького ионного заряда литий по своим свойствам больше всего напоминает не другие щелочные металлы, а элемент группы IIA магний (Mg). Литий химически очень активен. Он способен взаимодействовать с кислородом (O) и азотом (N) воздуха при обычных условиях, поэтому на воздухе он быстро окисляется с образованием темного налета продуктов взаимодействия:
4Li + O2 = 2Li2O,
6Li + N2 = 2Li3N
При контактах с галогенами литий самовоспламеняется при обычных условиях. Подобно магнию (Mg), нагретый литий способен гореть в CO2:
4Li + CO2 = C + 2Li2O
Стандартный электродный потенциал Li/Li+ имеет наибольшее отрицательное значение (E°298 = -3,05 B) по сравнению со стандартными электродными потенциалами других металлов. Это обусловлено большой энергией гидратации маленького иона Li+, что значительно смещает равновесие в сторону ионизации металла:
Liтвердый <> Li+раствор + e—
Для слабо сольватирующих растворителей значение электродного потенциала лития соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.
Соединения лития — соли — как правило, бесцветные кристаллические вещества. По химическому поведению соли лития несколько напоминают аналогичные соединения магния (Mg) или кальция (Ca). Плохо растворимы в воде фторид LiF, карбонат Li2CO3, фосфат Li2PO4, хорошо растворим хлорат лития LiClO3 — это, пожалуй, одно из самых хорошо растворимых соединения в неорганической химии (при 18°C в 100 г воды растворяется 313,5 г LiClO3).
Оксид лития Li2O — белое твердое вещество — представляет собой типичный щелочной оксид. Li2O активно реагирует с водой с образованием гидроксида лития LiOH.
Этот гидроксид получают электролизом водных растворов LiCl:
2LiCl + 2H2O = 2LiOH + Cl2 + H2
LiOH — сильное основание, но оно отличается по свойствам от гидроксидов других щелочных металлов. Гидроксид лития уступает им в растворимости. При прокаливании гидроксид лития теряет воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Большое значение в синтезе органических и неорганических соединений имеет гидрид лития LiH, который образуется при взаимодействии расплавленного лития с водородом (H):
2Li + H2 = 2LiH
LiH — ионное соединение, строение кристаллической решетки которого похоже на строение кристаллической решетки хлорида натрия NaCl. Гидрид лития можно использовать в качестве источника водорода для наполнения аэростатов и спасательного снаряжения (надувных лодок и т.п.), так как при его гидролизе образуется большое количество водорода (1 кг LiH дает 2,8 м3 H2):
LiH + H2O = LiOH + H2
Он также находит применение при синтезе различных гидридов, например, борогидрида лития:
BCl3 + 4LiH = Li[BH4] + 3LiCl.
Литий образует соединения с частично ковалентной связью Li—C, т. е. литийорганические соединения. Например, при реакции иодбензола C6H5I с литием в органических растворителях протекает реакция:
C6H5I + 2Li = C6H5Li + LiI.
Литий-органические соединения широко используются в органическом синтезе и в качестве катализаторов.
История открытия: литий был открыт в 1817 году шведским химиком и минералогом А. Арфведсоном сначала в минерале петалите (Li,Na)[Si4AlO10], а затем в сподумене LiAl[Si2O6] и в лепидолите KLi1.5Al1.5[Si3AlO10](F,OH)2. Свое название получил из-за того, что был обнаружен в «камнях» (греч. Litos — камень). Характерное для соединений лития красное окрашивание пламени впервые наблюдал немецкий химик Х. Г. Гмелин в 1818 году. В этом же году английский химик Г. Дэви электролизом расплава гидроксида лития получил кусочек металла. Получить свободный металл в достаточных количествах удалось впервые только в 1855 году путем электролиза расплавленного хлорида:
2LiCl = 2Li + Cl2
Получение: в настоящее время для получения металлического лития его природные минералы или разлагают серной кислотой (кислотный способ), или спекают с CaO или CaCO3 (щелочной способ), или обрабатывают K2SO4 (солевой способ), а затем выщелачивают водой. В любом случае из полученного раствора выделяют плохо растворимый карбонат лития Li2CO3, который затем переводят в хлорид LiCl. Электролиз расплава хлорида лития проводят в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси). В дальнейшем полученный литий очищают методом вакуумной дистилляции.
Нахождение в природе: литий довольно широко распространен в земной коре, его содержание в ней составляет 6,5·10-3% по массе. Как уже упоминалось, основные минералы, содержащие литий, — это петалит (содержит 3,5-4,9 % Li2O), сподумен (6-7 % Li2O), лепидолит (4-6 % Li2O) и амблигонит LiAl[PO4] — 8-10 % Li2O. В виде примеси литий содержится в ряде породообразующих минералов, а также присутствует в рапе некоторых озер и в минерализованных водах. В морской воде содержится около 2·10-5 % лития.
Применение: из лития изготовляют аноды химических источников тока, работающих на основе неводных твердых электролитов. Жидкий литий может служить теплоносителем в ядерных реакторах. С использованием нуклида 6Li получают радиоактивный тритий 31H (Т):
63Li + 10n = 31H + 42He.
Литий и его соединения широко применяют в силикатной промышленности для изготовления специальных сортов стекла и покрытия фарфоровых изделий, в черной и цветной металлургии (для раскисления, повышения пластичности и прочности сплавов), для получения пластичных смазок. Соединения лития используются в текстильной промышленности (отбеливание тканей), пищевой (консервирование) и фармацевтической (изготовление косметики).
Биологическая роль: литий в незначительных количествах присутствует в живых организмах, но, по-видимому, не выполняет никаких биологических функций. Установлено его стимулирующее действие на некоторые процессы в растениях, способность повышать их устойчивость к заболеваниям.
В организме среднего человека (масса 70 кг) содержится около 0,7 мг лития. Токсическая доза 90-200 мг.
Особенности обращения с литием: как и другие щелочные металлы, металлический литий способен вызывать ожоги кожи и слизистых, особенно в присутствии влаги. Поэтому работать с ним можно только в защитной одежде и очках. Хранят литий в герметичной таре под слоем минерального масла. Отходы лития нельзя выбрасывать в мусор, для уничтожения их следует обработать этиловым спиртом:
2С2Н5ОН + 2Li = 2С2Н5ОLi + Н2
Образовавшийся этилат лития затем разлагают водой до спирта и гидроксида лития LiOH.
Гидроксид лития, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Гидроксид лития – неорганическое вещество, имеет химическую формулу LiOH.
Краткая характеристика гидроксида лития
Физические свойства гидроксида лития
Получение гидроксида лития
Химические свойства гидроксида лития
Химические реакции гидроксида лития
Применение и использование гидроксида лития
Краткая характеристика гидроксида лития:
Гидроксид лития – неорганическое вещество белого цвета.
Химическая формула гидроксида лития LiOH.
Хорошо растворяется в воде, при этом выделяя тепловую энергию. Его растворимость в воде составляет 12,7 г/100 см3 при 25 °C. Растворимость с повышением температуры увеличивается и он полностью диссоциирует на оксид лития и воду при температуре 1000 °С.
Не растворяется в этаноле.
На воздухе гидрооксид лития поглощает углекислый газ и образует карбонат лития, токсичность которого определяется наличием лития.
Гидроксид лития – едкое, токсическое и коррозионно-активное вещество. Оно относится к веществам первого класса опасности. Поэтому при работе с ним требуется соблюдать осторожность. При попадании на кожу, слизистые оболочки и в глаза образуются серьёзные химические ожоги.
Гидрооксид лития пожаро- и взрывобезопасен.
Является сильным основанием, но наиболее слабым основанием среди щелочных металлов.
Физические свойства гидроксида лития:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | LiOН |
| Синонимы и названия иностранном языке | lithium hydroxide (англ.) литиевый щелок (рус.) гидрат окиси лития (рус.) едкий литий (рус.) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид | бесцветные тетрагональные кристаллы |
| Цвет | белый, бесцветный |
| Вкус | —* |
| Запах | без запаха |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 25 °C), кг/м3 | 1460 |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 25 °C), г/см3 | 1,46 |
| Температура кипения, °C | 925 |
| Температура плавления, °C | 462 |
| Температура разложения, °C | 930 |
| Гигроскопичность | гигроскопичен |
| Молярная масса, г/моль | 23,94637 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение гидроксида лития:
Гидроксид лития получается в результате следующих химических реакций:
– путем взаимодействия металлического лития с водой:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2.
– путем взаимодействия оксида лития с водой:
Li2O + H2O → 2LiOH.
– путем взаимодействия карбоната лития с гидроксидом кальция:
Li2CO3 + Ca(OH)2 → 2LiOH + CaCO3 (t < 600°C).
Реакция протекает при нагревании до температуры не более 600°C.
– обменными реакциями солей лития с гидроксидами других металлов:
Li2SO4 + Ba(OH)2 → 2LiOH + BaSO4.
Химические свойства гидроксида лития. Химические реакции гидроксида лития:
Гидроксид лития – химически активное вещество, сильное химическое основание.
Водные растворы LiOH имеют сильную щелочную реакцию.
Химические свойства гидроксида лития аналогичны свойствам гидроксидов других щелочных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция гидроксида лития с хлором:
2LiOH + Cl2 → LiClO + LiCl + H2O.
В результате реакции образуются хлорид лития, гипохлорит лития и вода. При этом гидроксид лития в качестве исходного вещества используется в виде холодного концентрированного раствора.
2. реакция гидроксида лития с серой:
2LiOH + 3S → Li2S + H2S + SO2 (t = 445 °C).
В результате реакции образуются сульфид лития, сероводород и оксид серы.
3. реакция гидроксида лития с йодом:
6LiOH + 3I2 → 5KI + KIO3 + H2O (t = 80 °C).
В результате реакции образуются йодид лития, иодат лития и вода.
4. реакция гидроксида лития с цинком и водой:
Zn + 2LiOH + 2H2O → Li2[Zn(OH)4] + H2.
В результате реакции образуются тетрагидроксоцинкат натрия и водород. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида лития.
5. реакция гидроксида лития с ортофосфорной кислотой:
H3PO4 + 3LiOH → Li3PO4 + 3H2O.
В результате реакции образуются ортофосфат лития и вода.
6. реакция гидроксида лития с азотной кислотой:
LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O.
В результате реакции образуются нитрат лития и вода.
Аналогично проходят реакции гидроксида лития и с другими кислотами.
7. реакция гидроксида лития с сероводородом:
H2S + 2LiOH → Li2S + 2H2O.
В результате реакции образуются сульфид лития и вода.
8. реакция гидроксида лития с фтороводородом:
HF + LiOH → LiF + H2O.
В результате реакции образуются фторид лития и вода.
9. реакция гидроксида лития с бромоводородом:
HBr + LiOH → LiBr + H2O.
В результате реакции образуются бромид лития и вода.
10. реакция гидроксида лития с йодоводородом:
HI + LiOH → LiI + H2O.
В результате реакции образуются йодид лития и вода.
11. реакция гидроксида лития с оксидом алюминия:
Al2O3 + 2LiOH → 2LiAlO2 + H2O.
Оксид алюминия является амфотерным оксидом. В результате реакции образуются алюминат лития и вода.
12. реакция гидроксида лития с оксидом углерода (углекислым газом):
2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O.
Оксид углерода является кислотным оксидом. В результате реакции образуются карбонат лития и вода. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида лития. Реакция протекает при комнатной температуре.
Также данная реакция протекает на воздухе. Гидрооксид лития поглощает углекислый газ и образуется карбонат лития.
13. реакция гидроксида лития с оксидом серы (IV):
2LiOH + SO2 → Li2SO3 + H2O.
Оксид серы (IV) является кислотным оксидом. В результате реакции образуются сульфит лития и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор гидроксида лития.
14. реакция гидроксида лития с оксидом серы (VI):
2LiOH + SO3 → Li2SO4 + H2O.
Оксид серы (VI) является кислотным оксидом. В результате реакции образуются сульфат лития и вода.
15. реакция гидроксида лития с оксидом кремния:
4LiOH + SiO2 ⇄ Li4SiO4 + 2H2O.
В результате реакции образуются ортосиликат лития и вода. В ходе реакции используется разбавленный раствор гидроксида лития. Реакция протекает при комнатной температуре.
16. реакция гидроксида лития с гидроксидом цинка:
Zn(OH)2 + 2LiOH → Li2[Zn(OH)4].
Гидроксид цинка является амфотерным основанием. В результате реакции образуется тетрагидроксоцинкат лития.
17. реакция гидроксида лития с сульфатом железа:
FeSO4 + 2LiOH → Fe(OH)2 + Li2SO4.
В результате реакции образуются гидроксид железа и сульфат лития.
18. реакция гидроксида лития с хлоридом железа:
FeCl3 + 3LiOH → Fe(OH)3 + 3LiCl.
В результате реакции образуются гидроксид железа и хлорид лития.
19. реакция гидроксида лития с нитратом цинка:
Zn(NO3)2 + 2LiOH → Zn(OH)2 + 2LiNO3.
В результате реакции образуются гидроксид цинка и нитрат лития.
20. реакция гидроксида лития с хлоридом меди:
CuCl2 + 2LiOH → Cu(OH)2 + 2LiCl.
В результате реакции образуются гидроксид меди и хлорид лития.
Аналогично проходят реакции гидроксида лития и с другими солями.
21. реакция термического разложения гидроксида лития:
2LiOH → Li2O + H2O (t = 800-1000°C).
В результате реакции образуются оксид лития и вода. Реакция протекает в атмосфере водорода.
Применение и использование гидроксида лития:
Гидроксид лития используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:
– в химической промышленности для получения солей лития;
– как компонент электролитов в щелочных аккумуляторах,
– как поглотитель углекислого газа в противогазах, подводных лодках и космических кораблях,
– в химической промышленности как катализатор полимеризации,
– в стекольной и керамической промышленности;
– при производстве водоупорных смазочных материалов, обладающих механической стабильностью в широком диапазоне температур.
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
карта сайта
гидроксид лития реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие гидроксида лития
реакции
Коэффициент востребованности
3 675