Пероксида лития плюс вода

Пероксид лития — неорганическое соединение с формулой Li ₂ O ₂ . Это белое негигроскопичное твердое вещество. Из-за высокого соотношения кислород: масса и кислород: объем твердое вещество использовалось для удаления CO ₂ из атмосферы в космических кораблях .

Содержание

Подготовка

Его получают по реакции пероксида водорода и гидроксида лития . Эта реакция первоначально дает гидропероксид лития :

Этот гидропероксид лития также был описан как тригидрат монопероксогидрата пероксида лития (Li ₂ O ₂ · H ₂ O ₂ · 3H ₂ O). Обезвоживание этого материала дает безводную пероксидную соль:

Li ₂ O ₂ разлагается примерно при 450 ° C с образованием оксида лития :

Структура твердого Li ₂ O ₂ была определена с помощью рентгеновской кристаллографии и теории функционала плотности . Твердое вещество имеет затененные «этаноподобные» субъединицы Li ₆ O ₂ с расстоянием OO около 1,5 Å.

Использует

Он используется в очистителях воздуха, где важен вес, например, в космических кораблях для поглощения углекислого газа и выделения кислорода в реакции:

Он поглощает больше CO _2, чем гидроксид лития того же веса , и предлагает бонус в виде выделения кислорода. Кроме того, в отличие от большинства пероксидов других щелочных металлов, он не гигроскопичен .

Обратимая реакция пероксида лития — основа прототипа литий-воздушной батареи . Использование кислорода из атмосферы позволяет батарее исключить накопление кислорода для его реакции, уменьшая вес и размер батареи.

В 2014 году Университет штата Огайо объявил об успешной комбинации воздушно-литиевой батареи с воздухопроницаемым сетчатым солнечным элементом . Ожидается, что сочетание двух функций в одном устройстве («солнечная батарея») значительно сократит затраты по сравнению для разделения устройств и контроллеров, которые используются в настоящее время.

Источник

Пероксид лития

Пероксид лития — соединение щёлочного металла лития и кислорода. Химическая формула Li₂O₂.

Содержание

Получение

Получают пероксид лития взаимодействием перекиси водорода и гидроокиси лития в этаноле

Для получения безводного продукта, кристаллогидрат необходимо долго сушить в вакууме над P₂O₅.

В небольших количествах образуется при горении лития в кислороде:

Физические свойства

Пероксид лития представляет собой мелкие белые кристаллы, тетрагональной сингонии, параметры ячейки a = 0,548 нм, c = 0,774 нм, Z = 8.

Химические свойства

При нагревании пероксид лития не плавясь разлагается:

Взаимодействует с водой (по разному при разных температурах):

Реакция с кислотой тоже зависит от температуры:

Поглощает углекислоту из воздуха:

Применение

Пероксид лития служит добавкой к стеклам, глазурям и эмалям для повышения их термостойкости, уменьшения вязкости расплавов и коэффициента термического расширения, а также в поглотителях углекислоты, используемых в космических кораблях.

Литература

• Гринвуд, Норман Н., Ерншоу, А., Химия в элементах, 1997, ISBN 0-7506-3365-4
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М .: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М .: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

• Дополнить статью (статья слишком короткая либо содержит лишь словарное определение).

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое «Пероксид лития» в других словарях:

Пероксид водорода — Пероксид водорода … Википедия

Гидроксид лития — Гидроксид лития … Википедия

Гидрид лития — Общие … Википедия

Оксид лития — Оксид лития … Википедия

Дихромат лития — Общие Систематическое наименование Дихромат лития Традиционные названия Бихромат лития; хромовокислый литий Химическая формула Li2Cr2O7 Физические свойства … Википедия

Хромат лития — Общие Систематическое наименование Хромат лития Традиционные названия Хромовокислый литий Химическая формула Li2CrO4 Физические свойства Сост … Википедия

Алюмогидрид лития — Алюмогидрид лития … Википедия

Карбонат лития — Эта статья о химическом соединении. О его применении в медицине см. Препараты лития. Карбонат лития Общие Химическая форм … Википедия

Фторид лития — Общие … Википедия

Нитрат лития — Нитрат лития … Википедия

Источник

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :

• Li — 2s 1
• Na — 3s 1
• K — 4s 1
• Rb — 5s 1
• Cs — 6s 1
• Fr — 7s 1

Природные соединения

В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• NaCl — галит (каменная соль)
• KCl — сильвин
• NaCl*KCl — сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно — безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Реакции с неметаллами

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Реакция с водой

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный, цезий — синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

Химические свойства

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам — растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH — едкий натр, KOH — едкое кали.

Получение

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)

Химические свойства

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 — получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной, и азотистой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник