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Bitte helfen Sie dringend, Fragen zu beantworten. Vielen Dank im Voraus. Bitte richtige Antworten geben.1. Was sind chemische Phänomene?
1) Phänomene, die zu Veränderungen führen Aggregatzustand und Zusammensetzung der Materie.
2) Phänomene, durch die aus einigen Substanzen andere gebildet werden.
3) Phänomene, bei denen keine Stoffveränderungen beobachtet werden.
2. In welcher Reihe befinden sich komplexe Substanzen?
1) S, AL, N2
2) CO2, Eisen, H2O
3) HNO3, CaO, PH3
4) Si, P4, Fe2O3
3.
BEIwasdie ZeilegelegenFormelnOxide?
1) NH3, CuO, K2O
2) OF2, CO2, Al2O3
3) CaO, N2O5, Cr2O3
4) CS2, P2O5, B2O3
4. Waseine solcheSäuren?
2) Komplexe Substanzen, die Wasserstoff enthalten
3) Komplexe Substanzen, die einen Säurerest enthalten
4) Komplexe Substanzen, die Wasserstoffatome und einen Säurerest enthalten.
5. Was bezieht sich auf chemische Phänomene?
1) Wasserverdunstung
2) Holz verbrennen
3) Ölraffination
4) Zinn schmelzen
6. In welcher Reihe befinden sich nacheinander die Formeln von Base, Säure, basischem Oxid?
1) KOH HCl, CuO,
2) Ca(OH)2, SO2, CaO,
3) CO2, HNO3, MgO,
4) NaOH, BaO, K2S
7. Übereinstimmung einstellen:
Chemische Phänomene Anzeichen für chemische Phänomene
A. Rosten von Eisen 1) Niederschlag
B. Sauermilch 2) Farbänderung
B. Faulendes Fleisch 3) Gasentwicklung (Geruch), Verfärbung
D. Holzverbrennung 4) Wärme- und Lichtabgabe
8. InstallierenKonformität:
NameSäurenFormelSäuren
A. Schwefelsäure 1) HCl
B. Silizium 2) HNO3
B. Stickstoff 3) H2SO4
G. Salz 4) H2S
9.
Übereinstimmung einstellen:
Zusammengesetzte Formel Stoffname
A. ZnO 1) Magnesiumhydroxid
B. Ca (NO3) 2 2) Zinkoxid
B. H2SiO3 3) Schwefelsäure
D. Mn(OH)2 4) Manganhydroxid
5) Calciumnitrat
6) Kieselsäure
10. Spiel.
Ordnen Sie die Koeffizienten in den Gleichungen chemischer Reaktionen an
Art der chemische Reaktion Schema einer chemischen Reaktion
A. Zersetzungsreaktion 1. MgCO3 = CO2 + MgO
B. Austauschreaktion 2. CuO + AL = Cu + AL2O3
B. Substitutionsreaktion 3. N2 + O2 = NO2
D. Reaktion von Verbindung 4. ZnO + H2 = Zn + H2O
5. HCl + NaOH = NaCl + H2O
6. BaCL2 + Na2SO4 = BaSO4 + NaCl
11. Mit welchen der folgenden Stoffe reagiert Salzsäure:
a) Magnesiumoxid; b) Wasser; c) Natriumhydroxid; d) Eisen(II); e) Kupfer; f) Kaliumcarbonat;
G) Stickoxid (V).
Schreiben Sie die Gleichungen der ablaufenden Reaktionen auf, ordnen Sie die Koeffizienten an
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1. Zwei nummerierte Röhrchen enthalten farblose Lösungen von Glucose und Glycerin. Bestimmen Sie, in welchem Reagenzglas sich jede Substanz befindet.2. Diese Reagenzgläser enthalten farblose Lösungen Essigsäure, SMS und Seifen. Bestimmen Sie, in welchem Reagenzglas sich jede Substanz befindet.
Bitte helfen Sie mit, was Sie können. Sehr dringend. Es kann mehrere Antworten geben. 1. Calciumoxid interagiert mit jedem des Paares2. Die NAOH-Substanz wird benötigt, um die Umwandlung durchzuführen:
1) Cl2 -> NaCl
2) K2SO4 -> KOH
3) AlPO4 -> AlCl3
4) SO3 -> Na2SO4
3. Um eine chemische Reaktion nach dem Schema ZnSO4 + ... -> Zn + durchzuführen, müssen Sie Folgendes verwenden:
2) Aluminium
4. Formeln mit auswählen Ionentyp Anschlüsse:
5. Metalle können stehen in:
1) Hauptuntergruppen
4) kleine Perioden
6. Kupfer(II)hydroxid reagiert:
7. Mit jeder der Substanzen, deren Formeln BaCl2m Cu (OH) 2 sind, interagieren:
1) Magnesiumnitrat
2) Schwefelsäure
3) Natriumhydroxid
4) Zinksulfat
8. Säuren (H3PO4, HCl, H2S) reagieren mit Metallen:
1) mit allen
2) Widerstand gegen Wasserstoff
3) nach Wasserstoff stehend
9. kovalente Bindung gebildet zwischen chemischen Elementen:
1) Magnesium und Fluor
2) Chlor und Kohlenstoff
3) Kohlenstoff und Kalzium
4) Wasserstoff und Brom
10. Wählen Sie die Formeln von Substanzen mit einem kovalenten polaren Bindungstyp aus:
11. Anzeigen chemische Bindung in der FeCl3-Verbindung:
1) kovalent polar
3) kovalent unpolar
4) Metall
BITTE. DRINGEND! 1. Gegeben sei eine Mischung aus Kaliumchlorid und Eisen(III)-sulfat. Machen Sie Experimente, mit denen Sie feststellen könnenChloridionen Cl- und Fe3+-Ionen trennen. Schreiben Sie die Gleichungen der entsprechenden Reaktionen in molekularer, vollständiger und abgekürzter ionischer Form auf.
2. Ausgegebene Stoffe: Kupfer(II)-sulfat-Kristallhydrat, Magnesiumcarbonat, Natriumhydroxid, Eisen, Salzsäure, Eisen(III)-chlorid. Mit diesen Substanzen erhalten Sie:
a) Eisenhydroxid (III);
b) Magnesiumhydroxid;
c) Kupfer.
Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen Ihrer Experimente in molekularer, vollständiger und reduzierter ionischer Form auf.
3. In drei Reagenzgläsern werden kristalline Substanzen ohne Aufschrift gegeben:
a) Ammoniumsulfat;
b) Kupfer(III)nitrat;
c) Eisen(III)chlorid.
Erfahren Bestimmen Sie, welche Substanzen in jedem Schlick von Reagenzgläsern enthalten sind. Schreiben Sie die Gleichungen für die entsprechenden Reaktionen in molekularer, vollständiger und reduzierter ionischer Form auf.
4. Feststoffe werden in Reagenzgläser gegeben. Bestimmen Sie, in welchem Reagenzglas sich die einzelnen Substanzen befinden:
a) Natriumsulfat, Natriumsulfid, Natriumsulfit;
b) Kaliumcarbonat, Viburnumsulfat, Ammoniumchlorid:
c) Ammoniumsulfat, Aluminiumsulfat, Kaliumnitrat.
4) Natriumchlorid und Phosphin
Die Wasserstoffbrückenbindung ist charakteristisch für jede der beiden Substanzen, deren Formeln lauten:
1) CO2 und H2S; 3) H2O und C6H6;
2) C2H6 und HCHO; 4) HF und CH3OH
2 chemische Bindung im Fluormolekül 1 kovalent polar 2 ionisch 3 kovalent unpolar 4 Wasserstoff Stellen Sie eine Entsprechung zwischen Stoffname und Stoffart her Kristallgitter im festen Zustand.
Stoffname: Art des Kristallgitters:
A. Ammoniumsulfat; 1) Metall;
B) Aluminium; 2) ionisch;
B) Ammoniak; 3) nuklear;
D) Graphit 4) molekular
5.Installierendie Entsprechung zwischen dem Namen einer Substanz und der Art der darin enthaltenen chemischen Bindung.
NAME DES STOFFES:
ART DER CHEMISCHEN BINDUNG:
B) Metall
B) kovalent polar
D) kovalent unpolar
Calciumchlorid
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Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Eisen ohne Erhitzen reagiert.
1) Zinkchlorid
2) Kupfer(II)sulfat
4) verdünnte Salzsäure
5) Aluminiumoxid
Antwort: 24
Zinkchlorid ist ein Salz und Eisen ist ein Metall. Das Metall reagiert nur dann mit dem Salz, wenn es reaktiver ist als das im Salz. Die relative Aktivität von Metallen wird durch eine Reihe von Metallaktivitäten (mit anderen Worten eine Reihe von Metallspannungen) bestimmt. Eisen steht in der Aktivitätsreihe der Metalle rechts von Zink, ist also weniger aktiv und kann Zink nicht aus dem Salz verdrängen. Das heißt, die Reaktion von Eisen mit Substanz Nr. 1 geht nicht.
Kupfer (II) -sulfat CuSO 4 reagiert mit Eisen, da Eisen in der Aktivitätsreihe links von Kupfer angeordnet ist, dh ein aktiveres Metall ist.
Konzentrierter Stickstoff sowie konzentriert Schwefelsäure Aufgrund eines Phänomens wie der Passivierung können sie ohne Erwärmung nicht mit Eisen, Aluminium und Chrom reagieren: Auf der Oberfläche dieser Metalle bildet sich unter Einwirkung dieser Säuren ohne Erwärmung ein unlösliches Salz, das als Schutzhülle dient . Allerdings, wenn erhitzt, dies schützende Hülle löst sich auf und die Reaktion wird möglich. Diese. da angegeben ist, dass keine Erwärmung stattfindet, ist die Reaktion von Eisen mit konz. HNO 3 tritt nicht aus.
Salzsäure bezieht sich unabhängig von ihrer Konzentration auf nicht oxidierende Säuren. Metalle, die in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff stehen, reagieren mit nicht oxidierenden Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff. Eisen ist eines dieser Metalle. Fazit: die Reaktion von Eisen mit Salzsäure oh es ist undicht.
Bei einem Metall und einem Metalloxid ist die Reaktion wie bei einem Salz möglich, wenn das freie Metall aktiver ist als das, das Teil des Oxids ist. Fe ist gemäß der Aktivitätsreihe der Metalle weniger aktiv als Al. Das bedeutet, dass Fe nicht mit Al 2 O 3 reagiert.
2) Sauerstoff
3) NaOH (wässrig)
4) Kaliumchlorid
5) Lithiumiodid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 35
Erläuterung:
Offensichtlich ist jede Reaktion einer einfachen Substanz mit einer oder mehreren anderen Substanzen Redox.
Brom (Br 2) ist zunächst als Stoff mit stark oxidierenden Eigenschaften zu betrachten. Reaktionen, bei denen freies Brom auftritt restaurative Eigenschaften extrem klein (Wechselwirkung mit Fluor, Disproportionierung in Alkali).
1) Salpetersäure enthält zwei Elemente in höhere Abschlüsse Oxidation (Wasserstoff +1 und Stickstoff +5), d.h. sie können offensichtlich nicht durch Brom oxidiert werden. Sauerstoff, der eine Oxidationsstufe von -2 hat, kann aufgrund seiner größeren Elektronegativität als Brom nicht von Br 0 oxidiert werden. Schlussfolgerung Die Reaktion von HNO 3 mit Br 2 läuft nicht ab.
2) Sauerstoff, Chlor und Brom - reagieren nicht miteinander - alle drei dieser Stoffe können sich praktisch nur zeigen oxidierende Eigenschaften und "nicht bereit", Elektronen miteinander zu teilen. Schlussfolgerung: Die Reaktion von O 2 mit Br 2 findet nicht statt.
3) NaOH (wässrig). Aus einfache Substanzen nur Be, Zn, Al, Si, P, S und Halogene reagieren mit Alkalien. Brom ist ein Halogen und reagiert daher mit Alkali. Gleichzeitig unterscheiden sich die Reaktionsprodukte je nach Temperatur etwas:
2NaOH + Br2= NaBrO+ NaBr + H 2 O (bei Kälte)
6NaOH + 3Br 2 t° > NaBro 3+ 5NaBr + 3H 2 O
4) Kaliumchlorid. Ein freies Halogen reagiert mit einem Metallhalogenid, wenn das ursprüngliche freie Halogen elektronegativer ist (höher im Periodensystem angeordnet). Brom ist in der Tabelle niedriger als Chlor und reagiert daher nicht mit Kaliumchlorid.
5) Ähnlich wie Punkt 4. Brom ist in der obigen Tabelle Jod, daher reagiert es mit Lithiumjodid und verdrängt freies Jod:
Br 2 + 2LiI \u003d I 2 + 2LiBr
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste von Stoffen zwei aus, mit denen in normale Bedingungen Magnesium reagiert.
1) konzentrierte Schwefelsäure
2) Bariumchlorid
3) Natriumhydroxid
4) Zinknitrat
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 14
Erläuterung:
1) Konzentrierte Schwefelsäure reagiert unter normalen Bedingungen mit fast allen Metallen außer Platin, Gold und passivierenden Metallen (Cr, Fe, Al). Magnesium ist ein starkes Reduktionsmittel, daher stellt es S +6 auf den minimalen Oxidationszustand von Schwefel -2 (H 2 S) wieder her:
5H 2 SO 4 (konz.) + 4Mg \u003d 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
2) Bariumchlorid reagiert nicht mit Magnesium, weil Barium mehr ist aktives Metall als Magnesium.
3) Magnesium reagiert nicht mit Natriumhydroxid, weil nur Be, Zn, Al reagieren mit Alkalien von Metallen
4) Magnesium reagiert mit Zinknitrat, weil Magnesium ist aktiver als Zink, d.h. links von Zink in der Aktivitätsreihe:
Mg + Zn(NO 3) 2 = Mg(NO 3) 2 + Zn
5) Magnesium reagiert mit Schwefel, aber nur beim Erhitzen. Die Reaktion läuft nicht ohne Erhitzen ab. Fast alle Reaktionen dazwischen Feststoffe Heizung benötigen.
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Kupfer ohne Erhitzen reagiert.
1) verdünnte Schwefelsäure
2) verdünnte Salpetersäure
3) 10 % Salzsäure
4) Silbernitratlösung
5) Eisen(II)nitratlösung
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 24
Erläuterung:
Kupfer gehört zu den niederaktiven Metallen (in der Aktivitätsreihe rechts vom Wasserstoff angesiedelt). In dieser Hinsicht reagiert es nicht mit Lösungen von nicht oxidierenden Säuren. Aus diesem Grund sind die Antwortmöglichkeiten 1 und 3 nicht geeignet Salpetersäure bezieht sich unabhängig von ihrer Konzentration auf oxidierende Säuren, d.h. oxidiert nicht mit Wasserstoff in der Oxidationsstufe +1, sondern säurebildendes Element(Stickstoff) in der Oxidationsstufe +5. Damit erstreckt sich die Liste der Metalle, mit denen Salpetersäure reagieren kann, nicht nur auf Metalle, die in der Aktivitätsreihe vor Wasserstoff stehen, sondern auch auf alle Metalle danach (außer Platin und Gold):
3Cu + 8HNO 3 (diff.) \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Ein Metall mit einem Salz kann reagieren, wenn das ursprüngliche freie Metall aktiver ist als das im ursprünglichen Salz enthaltene. Da Kupfer aktiver ist als Silber, ist seine Reaktion mit Silbernitrat möglich und verläuft nach der Gleichung:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Da Kupfer weniger aktiv als Eisen ist, ist seine Reaktion mit Eisen(II)-Salzen unmöglich.
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Chrom reagiert Zimmertemperatur.
1) HCl (verschieden)
3) H 2 SO 4 (verschieden)
5) H2
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 13
Chrom ist ein Metall in der Aktivitätsreihe bis hin zu Wasserstoff. Aus diesem Grund reagiert es mit fast allen Säuren, einschließlich nicht oxidierenden Säuren. Zu den nicht oxidierenden Säuren gehören verdünnte Lösungen von Schwefel- und Salzsäure. Beide Reaktionen verlaufen je nach Art der Substitution unter Freisetzung von Wasserstoff: Fe, Al). Die Reaktion zwischen passivierten Metallen und konzentrierter Schwefel- oder konzentrierter Salpetersäure ist nur bei starker Erwärmung möglich.
Von Metallen reagieren bei Raumtemperatur nur Alkali- und Erdalkalimetalle mit Wasser. Chrom ist ein Metall durchschnittliche Aktivität(befindet sich zwischen Al und H), reagiert mit überhitztem Wasserdampf in heißem Zustand unter Bildung von Metalloxid und Wasserstoff.
Stickstoff reagiert bei Raumtemperatur nur mit einem einzigen Metall, Lithium.
Wasserstoff reagiert bei Raumtemperatur nicht mit Metallen. Beim Erhitzen kann Wasserstoff mit Alkali- und Erdalkalimetallen reagieren.
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Eisen unter normalen Bedingungen reagiert.
1) Schwefel (Kr.)
2) Schwefelsäure (konz., kalt)
3) Zinknitrat (Lösung)
4) Kupfer(II)nitrat (Lösung)
5) Schwefelsäure (konz., gor.)
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 45
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Brom reagiert.
1) Kaliumfluorid
2) Kaliumiodid
3) Kaliumchlorid
4) Kupfer(II)hydroxid
5) Natriumhydroxid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 25
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen Calcium jeweils reagiert.
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 24
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen Phosphor jeweils reagiert.
1) konzentrierte Salzsäure
2) verdünnte Schwefelsäure
3) konzentrierte Salpetersäure
4) Kupfer(II)hydroxid
5) Kaliumhydroxid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 35
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Chlor reagiert.
1) Eisen(II)chlorid
2) Eisen(III)chlorid
3) Eisen(III)-fluorid
4) Natriumfluorid
5) Natriumbromid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 15
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen Zink jeweils ohne Erhitzen reagiert.
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 15
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Silizium reagiert.
1) Magnesiumoxid
2) Wasserstoff
3) Sauerstoff
4) Natriumhydroxid
5) Aluminiumhydroxid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 34
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Chrom ohne Erhitzen reagiert.
1) Eisen(III)chlorid
2) konzentrierte Schwefelsäure
3) verdünnte Schwefelsäure
4) Zinkhydroxid
5) Natriumhydroxid
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 13
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Stickstoff beim Erhitzen reagieren kann.
2) Wasserstoff
4) konzentrierte Schwefelsäure
5) konzentrierte Salpetersäure
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 12
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils sowohl Wasserstoff als auch Chlor reagieren.
3) Calciumhydroxid
4) metallisches Calcium
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 45
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, in denen sich jeweils sowohl Eisen als auch Kupfer lösen.
1) Schwefelsäure (razb., Gor.)
2) Schwefelsäure (konz., gor.)
3) Schwefelsäure (konz., kalt)
4) Schwefelsäure (diff., kalt)
5) Salpetersäure (konz., gor.)
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 25
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils sowohl Schwefel als auch Chlor reagieren.
4) Sauerstoff
5) Kohlenmonoxid (IV)
Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Stoffe im Antwortfeld.
Antwort: 13
Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils sowohl Aluminium als auch Phosphor reagieren.
Analysieren wir die Aufgaben Nummer 9 von OGE-Optionen für 2016.
Probleme mit Lösungen.
Aufgabe Nummer 1.
Sind sie wahr die folgenden Urteileüber Alkalimetalle?
A. Bei der Wechselwirkung mit Halogenen Alkali Metalle Salze bilden.
B. Alkalimetalle mit Wasser Substitutionsreaktionen eingehen.
1. Nur A ist wahr
2. Nur B ist wahr
3. Beide Urteile sind richtig
4. Beide Urteile sind falsch
Erläuterung: A - richtig, mit einer Reaktion bestätigen
2Na + Cl2 → 2NaCl
B - auch wahr: Na + H2O → NaOh + H2
Natrium ersetzt ein Wasserstoffatom.
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 2.
Eisen verdrängt Metall aus Lösung:
1. ZnCl2 2. Cu(NO3)3 3. Al2(SO4)3 4. Mg(NO3)2
Erläuterung: Sie müssen sich eine Reihe von Belastungen von Metallen ansehen. Zn, Al und Mg sind stärker als Eisen, daher kann Eisen sie nicht aus der Lösung verdrängen, und Cu ist schwächer als Eisen:
Cu(NO3)2 + Fe → Cu + Fe(NO3)2
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nummer 3.
Eisen wird reduziert in der Reaktion zwischen:
1. Eisenoxid (III) und Kohlenstoff
2. Kupfer(II)sulfat und Eisen
3. Eisen(II)chlorid und Natriumhydroxid
4. Eisen und Schwefel
Erläuterung: Schreiben wir die Reaktionen auf
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2↓ + 2NaCl
Fe + S → FeS
Wird Eisen reduziert, so ist es ein Oxidationsmittel, das heißt, es muss Elektronen aufnehmen, und das geschieht nur in der ersten Reaktion. Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nummer 4.
Schwefel ist ein Oxidationsmittel in einer Reaktion, deren Gleichung lautet:
1. Zn + S → ZnS
2. 2SO2 + O2 → 2SO3
3. H2O + SO3 → H2SO4
4. S + O2 → SO2
Erläuterung: Wir schreiben die Änderung der Oxidationsstufen von Schwefel in jede Gleichung
1. 0 +2ē -2
2. +4 -2ē +6
3. +6 0ē +6
4. 0 -2ē +4
Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf, daher Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nummer 5.
Zink verdrängt Metall aus der Lösung
1. Calciumnitrat
2. Kaliumnitrat
3. Kupfer(II)nitrat
4. Aluminiumsulfat
Erläuterung: Von den angegebenen Metallen, die Teil der Salze sind, ist nur Kupfer schwächer als Zink (wenn man sich eine Reihe von Metallspannungen ansieht).
Cu(NO3)2 + Zn → Zn(NO3)2 + Cu
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 6.
Mit jeder der Substanzen, deren Formeln H2O, Fe2O3, NaOH sind, wird interagieren:
1. Kupfer
2. Aluminium
3. Kalzium
4. Silber
Erläuterung: wir brauchen Übergangsmetall, das mit Natrium ein komplexes Salz bilden würde, und es sollte auch stärker als Eisen sein und mit Wasser ein Hydroxid bilden. Unter gegebene Beschreibung geeignetes Aluminium:
Al + H2O → Al(OH)3 + H2
2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe
Al + NaOH + H2O → Na + H2
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nummer 7.
Sie können nicht miteinander interagieren:
1. Wasserstoff und Chlor
2. Wasserstoff und Sauerstoff
3. Helium und Chlor
4. Schwefel und Eisen
Erläuterung: Schreiben wir die Reaktionen zwischen diesen Substanzen auf:
1.H2 + Cl2 → aHCl
2. 2H2 + O2 → 2H2O
3. He + Cl2 ≠
4. S + Fe → FeS
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nummer 8.
Eisen verdrängt Metall aus der Lösung:
1. Zinkchlorid
2. Kupfersulfat (II)
3. Aluminiumnitrat
4. Magnesiumchlorid
Erläuterung: Von den Metallen, aus denen die oben genannten Verbindungen bestehen, ist Eisen stärker als nur Kupfer:
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nummer 9.
Natriumsulfit entsteht, wenn Natrium reagiert mit:
1. grau
2. Schwefelsäure
3. Schwefelsäure
4. Schwefelwasserstoff
Erläuterung: Natriumsulfit ist das Salz der schwefeligen Säure:
H2SO3 + Na → Na2SO3 + H2
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nummer 10.
Wasserstoff reagiert nicht
1. Mit Kupfer(II)oxid
2. Mit Chlor
3. Mit Kohlenmonoxid (IV)
4. Mit Sauerstoff
Erläuterung: schreibe die Reaktionen:
1. H2 + CuO → H2O + Cu (Wasserstoff stärker als Kupfer- dies folgt aus der Spannungsreihe von Metallen)
2. H2 + Cl2 → 2HCl
3. H2 + CO2 ≠ (Wasserstoff kann nicht mit Säureoxid reagieren)
4. 2H2 + O2 → 2H2O
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgaben zur selbstständigen Entscheidung.
1. Eine Substanz, die in Sauerstoff verbrennt, um ein Gas zu bilden, das, wenn es in Kalkwasser geleitet wird, einen weißen Niederschlag bildet:
1. Schwefel
2. Kohlenstoff
3. Stickstoff
4. Wasserstoff
2. Mit jeder der Substanzen, deren Formeln FeO, H2, O2 sind, wird interagieren
1. Chlor
2. Kohlenstoff
3. Stickstoff
4. Schwefel
3. Bei Raumtemperatur eine Reaktion zwischen
1. Wasser und Zink
2. Wasser und Natrium
3. Wasser und Kupfer
4. Wasser und Blei
4. Unter den Substanzen, deren Formeln H2, NaI, AgBr sind - mit Chlor reagieren (Eingabe)
1. Nur Natriumjodid
2. Nur Wasserstoff
3. Wasserstoff und Natriumiodid
4. Silberbromid und Natriumiodid
5. Die Verdrängung des Metalls aus der Salzlösung erfolgt während der Wechselwirkung zwischen
1. Cu und FeSO4
2. Fe und NaCl
3. Zn und Mg(NO3)2
4. Cu und HgCl2
6. Interagiert mit einer Lösung von Schwefelsäure
1. Merkur
2. Silber
3. Magnesium
4. Kupfer
7. Kann mit Zinkchlorid und Kupfer(II)sulfat interagieren
1. Eisen
2. Aluminium
3. Merkur
4. Kupfer
8. Bei der Wechselwirkung mit Wasser entsteht Alkali
1. Eisen
2. Kalium
3. Aluminium
4. Zink
9. Bei Raumtemperatur erfolgt die Reaktion zwischen
1. Quecksilber und Schwefel
2. Kupfer und Chlor
3. Lithium und Stickstoff
4. Aluminium und Jod
10. Bei der Bildung von Oxid die Reaktion von Wasser mit
1. Magnesium
2. Zink
3. Kalium
4. Barium
Die bereitgestellten Aufgaben wurden der Sammlung zur Vorbereitung auf die OGE in Chemie der Autoren entnommen: Koroshchenko A.S. und Kuptsova A.A.
MAGNESIUM(Magnesium) mg , Chemisches Element 2. ( IIa ) Gruppen Periodensystem. Ordnungszahl 12, relativ Atommasse 24.305. Natürliches Magnesium besteht aus drei natürlichen Isotopen 24 Mg (78,60 %), 25 Mg (10,11 %) und 26 Mg (11,29 %). Die Oxidationsstufe ist +2, sehr selten +1.Die Geschichte der Entdeckung des Elements. Magnesiumverbindungen sind dem Menschen schon sehr lange bekannt. Magnesit (griechisch Magnhsia oliqV ) wurde ein weiches, weißes, sich seifig anfühlendes Mineral (Speckstein oder Talkum) genannt, das in der Region Magnesia in Thessalien gefunden wurde. Beim Kalzinieren dieses Minerals weißes Puder, die als weiße Magnesia bekannt wurde.1695 N. Gro, Verdunstung Mineralwasser Bitterquelle (England), erhielt ein Salz mit bitterem Geschmack und abführender Wirkung ( MgSO 4 7 H 2 O ). Einige Jahre später stellte sich heraus, dass dieses Salz bei der Wechselwirkung mit Soda oder Pottasche ein weißes, lockeres Pulver bildet, das gleiche wie das, das beim Kalzinieren von Magnesit entsteht.1808 erhielt der englische Chemiker und Physiker Humphry Davy durch Elektrolyse von leicht angefeuchteter weißer Magnesia mit Quecksilberoxid als Kathode ein Amalgam eines neuen Metalls, das weiße Magnesia bilden konnte. Sie nannten es Magnesium. Davy erhielt kontaminiertes Metall und reines Magnesium wurde erst 1829 isoliert Französischer Chemiker Antoine Bussy (
Bussy Antoine) (1794–1882). Verbreitung von Magnesium in der Natur und seine industrielle Gewinnung. Magnesium liegt in kristalliner Form vor Felsen Axt in Form von unlöslichen Carbonaten oder Sulfaten sowie (in weniger zugängliches Formular) in Form von Silikaten. Erziele es allgemeiner Inhalt hängt maßgeblich vom verwendeten geochemischen Modell ab, insbesondere von den Gewichtsverhältnissen von Vulkan- und Sedimentgesteinen. Jetzt werden Werte von 2 bis 13,3 % verwendet. Der vielleicht akzeptabelste Wert liegt bei 2,76 %, womit Magnesium nach Calcium (4,66 %) an sechster Stelle steht, vor Natrium (2,27 %) und Kalium (1,84 %).Große Landflächen wie die Dolomiten in Italien bestehen überwiegend aus dem Mineral Dolomit.
MgCa(CO 3) 2 . Es gibt auch Sedimentminerale Magnesit MgCO 3, Epsomit MgSO 4 7 H 2 O, Carnallit K 2 MgCl 4 6 H 2 O, Langbeinit K 2 Mg 2 (SO 4) 3 .Es gibt Dolomitvorkommen in vielen anderen Gebieten, einschließlich Moskau und Leningrader Gebiete. Reiche Magnesitvorkommen wurden im Mittleren Ural und in Indien gefunden Region Orenburg. In der Gegend von Solikamsk, a größte Lagerstätte Carnallit. Magnesiumsilikate werden durch das Basaltmineral Olivin (
Mg, Fe) 2 (SiO 4), Speckstein (Talkumpuder) Mg 3 Si 4 O 10 (OH ) 2 , Asbest (Chrysotil) Mg 3 Si 2 O 5 (OH ) 4 und Glimmer. Spinell MgAl2O 4 bezieht sich auf Edelsteine.In den Gewässern der Meere und Ozeane sowie in natürlichen Solen ( cm. CHEMIE DER HYDROSPHÄRE). In einigen Ländern sind sie der Rohstoff für die Magnesiumproduktion. Nach Inhalt in Meerwasser aus Metallelemente es ist nach Natrium an zweiter Stelle. Jeder Kubikmeter Meerwasser enthält etwa 4 kg Magnesium. Auch Magnesium ist darin enthalten frisches Wasser, was zusammen mit Kalzium seine Starrheit verursacht.
Magnesium kommt immer in Pflanzen vor, da es Bestandteil der Chlorophylle ist.
Charakterisierung einer einfachen Substanz und industrielle Herstellung von metallischem Magnesium. Magnesium ist ein silbrig-weiß glänzendes Metall, relativ weich, dehnbar und formbar. Seine Festigkeit und Härte sind bei gegossenen Proben minimal, bei gepressten höher.Unter normalen Bedingungen ist Magnesium aufgrund der Bildung eines starken Oxidfilms beständig gegen Oxidation. Es reagiert jedoch aktiv mit den meisten Nichtmetallen, insbesondere wenn es erhitzt wird. Magnesium entzündet sich in Gegenwart von Halogenen (in Gegenwart von Feuchtigkeit) unter Bildung der entsprechenden Halogenide und brennt blendend helle Flamme an der Luft zu MgO-Oxid und Mg 3 N 2 -Nitrid:
Mg (c) + O 2 (g) \u003d 2 MgO (c); D G ° \u003d -1128 kJ / mol Mg (c) + N 2 (t) \u003d Mg 3 N 2 (c); DG° = -401 kJ/molTrotz des niedrigen Schmelzpunktes (650 °C) ist es unmöglich, Magnesium an Luft zu schmelzen.
Unter Einwirkung von Wasserstoff unter einem Druck von 200 atm bei 150 ° C bildet Magnesium ein Hydrid
MgH 2. AUS kaltes Wasser Magnesium reagiert nicht, sondern verdrängt Wasserstoff aus kochendem Wasser und bildet Hydroxid Mg (OH) 2: Mg + 2 H 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 2Am Ende der Reaktion entspricht der pH-Wert (10,3) der gebildeten gesättigten Magnesiumhydroxidlösung dem Gleichgewicht:
Mg(OH) 2(t) Mg 2+ + 2 OH - ; PR = 6,8 10 -12Der Oxidfilm auf der Oberfläche von Magnesium ist in einer schwach sauren Umgebung nicht stabil, daher wird Magnesium unter Einwirkung einer heißen konzentrierten Ammoniumchloridlösung zerstört:
Mg + 2NH 4 Cl \u003d MgCl 2 + 2NH 3 - + H 2 Unter Einwirkung von Dampf entstehen als Produkte Magnesiumoxid oder -hydroxid und Wasserstoff.Magnesium reagiert leicht mit Säuren und ergibt die entsprechenden Salze:
Mg + 2 H 3 O + = Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 OKalte konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure passivieren Magnesium. Durch die Bildung eines Schutzfilms aus Magnesiumfluorid ist es auch beständig gegen die Einwirkung von Fluorwasserstoff und Flusssäure.
Ammoniak interagiert mit Magnesium bei erhöhte Temperatur unter Bildung von Magnesiumnitrid. Methanol reagiert mit Magnesium bei 200 °C zu Magnesiummethylat
Mg(OMe ) 2 und Ethanol (aktiviert mit Spuren von Jod) interagieren Auf eine ähnliche Art und Weise schon bei Zimmertemperatur. Alkyl- und Arylhalogenide Empfang reagieren mit Magnesium zu Grignard-Reagenzien RMgX .Magnesium wird in produziert große Mengen Elektrolyse einer Schmelze einer Mischung aus Magnesium-, Kalium- und Natriumchlorid oder siliziumthermische Reduktion. Zum elektrolytischer Prozess gebrauchtes oder geschmolzenes wasserfreies Magnesiumchlorid
MgCl 2 (bei 750 °C) oder (bei etwas niedrigerer Temperatur) teilweise hydratisiertes Magnesiumchlorid, das aus Meerwasser isoliert wurde. Der Gehalt an Magnesiumchlorid in der Schmelze beträgt 5–8 %. Mit abnehmender Konzentration nimmt die Magnesiumabgabe durch Strom ab, und mit ihrer Zunahme steigt der Stromverbrauch. Der Prozess findet in speziellen Elektrolysebädern statt. Das geschmolzene Magnesium schwimmt an die Badoberfläche, wird von Zeit zu Zeit mit einer Vakuumkelle entnommen und in Formen gegossen.Das resultierende Magnesium, das etwa 0,1 % Verunreinigungen enthält, wird durch Umschmelzen mit Flussmitteln, Zonenschmelzen oder Vakuumsublimation gereinigt.
Beim thermischen Siliziumverfahren werden kalzinierter Dolomit und Ferrosilizium bei reduziertem Druck und einer Temperatur von 1150 ° C verwendet. Calciumcarbid bei 1280–1300 ° C (thermisches Carbidverfahren) oder Kohlenstoff über 2100 ° C (thermisches Carbidverfahren) wird ebenfalls verwendet als Reduktionsmittel eingesetzt:
MgO + C Mg + COBEI letzter Fall Bildung einer Mischung aus Kohlenmonoxid und Magnesiumdampf muss schnell mit einem Inertgas gekühlt werden, um eine Rückreaktion zu verhindern.
Die weltweite Magnesiumproduktion nähert sich 400.000 Tonnen pro Jahr. Hauptproduzenten sind die USA (43 %), die GUS-Staaten (26 %) und Norwegen (17 %). BEI letzten Jahren dramatisch steigende Magnesiumexporte nach China. In Russland ist einer der größten Produzenten von Magnesium
ein Titan-Magnesium-Werk in der Stadt Berezniki (Region Perm) und das Magnesiumwerk Solikamsk. Die Magnesiumproduktion wird auch in der Stadt Asbest entwickelt.Magnesium ist der leichteste industriell genutzte Strukturwerkstoff. Seine Dichte (1,7 g cm–3) beträgt weniger als zwei Drittel der von Aluminium. Magnesiumlegierungen wiegen viermal weniger als Stahl. Zudem ist Magnesium perfekt verarbeitet und kann von jedem gegossen und nachgebaut werden Standardmethoden Metallbearbeitung (Walzen, Stanzen, Ziehen, Schmieden, Schweißen, Löten, Nieten). Daher liegt sein Haupteinsatzgebiet als Leichtbaumetall.
Magnesiumlegierungen enthalten typischerweise über 90 % Magnesium sowie 2–9 % Aluminium, 1–3 % Zink und 0,2–1 % Mangan. Aufrechterhaltung der Kraft bei hohe Temperatur(bis 450 °C) verbessert sich deutlich, wenn mit Seltenerdmetallen (z. B. Praseodym und Neodym) oder Thorium legiert wird. Diese Legierungen können für Motorgehäuse von Kraftfahrzeugen sowie für Flugzeugrümpfe und Fahrwerke verwendet werden. Magnesium wird nicht nur in der Luftfahrt verwendet, sondern auch bei der Herstellung von Leitern, Laufstegen in Docks, Ladeplattformen, Förderbändern und Aufzügen sowie bei der Herstellung von fotografischen und optischen Geräten.
Industriealem Aluminium werden zur Verbesserung bis zu 5 % Magnesium zugesetzt mechanische Eigenschaften, Schweißbarkeit und Korrosionsbeständigkeit. Magnesium wird auch für den kathodischen Korrosionsschutz anderer Metalle, als Sauerstofffänger und als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Beryllium, Titan, Zirkonium, Hafnium und Uran verwendet. Mischungen von Magnesiumpulver mit Oxidationsmitteln werden in der Pyrotechnik zur Herstellung von Anzünd- und Brandsätzen verwendet.
Magnesiumverbindungen. Die vorherrschende Oxidationsstufe (+2) für Magnesium ist darauf zurückzuführen elektronische Konfiguration, Ionisationsenergien und Atomdimensionen. Die Oxidationsstufe (+3) ist unmöglich, da die dritte Ionisationsenergie für Magnesium 7733 kJ mol -1 beträgt. Diese Energie ist viel höher als durch die Bildung zusätzlicher Bindungen kompensiert werden kann, auch wenn diese überwiegend kovalent sind. Die Gründe für die Instabilität von Magnesiumverbindungen in der Oxidationsstufe (+1) sind weniger offensichtlich. Die Abschätzung der Bildungsenthalpie solcher Verbindungen zeigt, dass sie in Bezug auf ihre konstituierenden Elemente stabil sein müssen. Der Grund, dass Magnesiumverbindungen ( ich ) nicht stabil sind, ergibt sich ein viel höherer Wert der Bildungsenthalpie von Magnesiumverbindungen ( II ), was zu einer schnellen und vollständigen Disproportionierung führen sollte: Mg (c) + Cl 2 (g) = MgCl 2 (c); D Н° arr = –642 kJ/(mol MgCl 2) Mg (c) + Cl 2 (g) = 2 MgCl (c); D Н° arr = –250 kJ/(2 mol MgCl) MgCl (c) \u003d Mg (c) + MgCl 2 (c); D H° disprop = –392 kJ/(2 mol MgCl )Wenn ein Syntheseweg gefunden wird, der die Disproportionierung erschwert, können solche Verbindungen erhalten werden. Es gibt Hinweise auf die Bildung von Magnesiumpartikeln (
ich ) bei der Elektrolyse an Magnesiumelektroden. Also in der Elektrolyse NaCl An der Magnesiumanode wird Wasserstoff freigesetzt, und die Menge an Magnesium, die von der Anode verloren geht, entspricht einer Ladung von +1,3. Ebenso bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung Na2SO 4 entspricht die Menge an freigesetztem Wasserstoff der Oxidation von Wasser durch Magnesiumionen, deren Ladung +1,4 entspricht.Die meisten Magnesiumsalze sind gut wasserlöslich. Der Lösungsvorgang wird von einer leichten Hydrolyse begleitet. Die resultierenden Lösungen haben ein leicht saures Milieu:
2+ + H 2 O + + H 3 O +Magnesiumverbindungen mit vielen Nichtmetallen, einschließlich Kohlenstoff, Stickstoff, Phosphor und Schwefel, werden durch Wasser irreversibel hydrolysiert.Magnesiumhydrid Zusammensetzung m
g H 2 ist ein Polymer mit verbrückenden Wasserstoffatomen. Die Koordinationszahl von Magnesium darin beträgt 4. Diese Struktur führt zu einer starken Abnahme thermische Stabilität Verbindungen. Magnesiumhydrid wird leicht durch Luftsauerstoff und Wasser oxidiert. Diese Reaktionen werden von einer großen Energiefreisetzung begleitet.Magnesiumnitrid
Mg3N2 . Bildet gelbliche Kristalle. Die Hydrolyse von Magnesiumnitrid erzeugt Ammoniakhydrat:Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3 H2O Wird die Hydrolyse von Magnesiumnitrid in alkalischem Medium durchgeführt, entsteht kein Ammoniakhydrat, sondern gasförmiges Ammoniak. Die Hydrolyse in saurem Medium führt zur Bildung von Magnesium- und Ammoniumkationen: Mg 3 N 2 + 8 H 3 O + = 3 Mg 2+ + 2 NH 4 + + 8 H 2 OMagnesiumoxid
MgO gebrannte Magnesia genannt. Es wird durch Rösten von Magnesit, Dolomit, basischem Magnesiumcarbonat, Magnesiumhydroxid sowie durch Kalzinieren von Bischofit gewonnen. MgCl 2 6 H 2 O in einer Wasserdampfatmosphäre.Die Reaktivität von Magnesiumoxid hängt von der Temperatur seiner Herstellung ab. Magnesiumoxid hergestellt bei 500–700
° C wird als leichte Magnesia bezeichnet. Es reagiert leicht mit verdünnten Säuren und Wasser zu den entsprechenden Salzen oder Magnesiumhydroxid und absorbiert Kohlendioxid und Feuchtigkeit aus der Luft. Magnesiumoxid, erhalten um 1200–1600° C wird schwere Magnesia genannt. Es zeichnet sich durch Säurebeständigkeit und Wasserfestigkeit aus.Magnesiumoxid wird weithin als hitzebeständiges Material verwendet. Es zeichnet sich sowohl durch eine hohe Wärmeleitfähigkeit als auch durch gute elektrische Isoliereigenschaften aus. Daher wird diese Verbindung in isolierenden Heizkörpern für die lokale Beheizung verwendet.
Leichtere Sorten von Magnesia werden zur Herstellung von Magnesiazement und verwendet Baumaterial darauf basierend, sowie als Vulkanisationsmittel in der Gummiindustrie.
Magnesiumhydroxid
mg(OH ) 2 bildet farblose Kristalle. Die Löslichkeit dieser Verbindung ist gering (2 10 -4 mol/l bei 20°C). Es kann durch Einwirkung von Ammoniumsalzen in eine Lösung umgewandelt werden:Mg(OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d MgCl 2 + 2NH 3 H 2 OMagnesiumhydroxid ist thermisch instabil und zersetzt sich beim Erhitzen: Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 OIm industriellen Maßstab wird Magnesiumhydroxid durch Kalkfällung aus Meerwasser und natürlichen Solen hergestellt.
Magnesiumhydroxid ist eine milde Base, die in Form einer wässrigen Lösung (Magnesiamilch) weit verbreitet ist, um den Säuregehalt von Magensaft zu reduzieren. Doch trotz der Weichheit
mg(OH ) 2 neutralisiert Säuren 1,37 mal mehr als Natriumhydroxid NaOH und 2,85 Mal mehr als Natriumbicarbonat NaHCO 3 .Es wird auch zur Gewinnung von Magnesiumoxid, zur Zuckerraffination, zur Wasserreinigung in Kesselanlagen und als Bestandteil von Zahnpasten verwendet.
Magnesiumcarbonat
MgCO 3 bildet farblose Kristalle. Es kommt in der Natur in wasserfreier Form (Magnesit) vor. Außerdem sind Penta-, Tri- und Monohydrate von Magnesiumcarbonat bekannt.Die Löslichkeit von Magnesiumcarbonat in Abwesenheit von Kohlendioxid beträgt etwa 0,5 mg/L. In Gegenwart eines Überschusses an Kohlendioxid und Wasser wird Magnesiumcarbonat in lösliches Bicarbonat umgewandelt, und beim Kochen tritt der umgekehrte Prozess auf. Carbonat und Bicarbonat interagieren mit Säuren unter Freisetzung von Kohlendioxid und der Bildung der entsprechenden Salze. Beim Erhitzen zersetzt sich Magnesiumcarbonat, ohne zu schmelzen:
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2Mit diesem Verfahren wird Magnesiumoxid hergestellt. Darüber hinaus ist natürliches Magnesiumcarbonat ein Ausgangsstoff für die Herstellung von metallischem Magnesium und seinen Verbindungen. Es wird auch als Dünger und zur Verringerung der Bodensäure verwendet.
Loses Magnesiumcarbonat-Pulver wird dazwischen gegossen Doppelwandig Speicher für flüssiger Sauerstoff. Diese Wärmedämmung ist billig und zuverlässig.
Magnesiumsulfat
MgSO 4 ist im wasserfreien Zustand sowie in Form verschiedener Hydrate bekannt. Kieserit kommt in der Natur vor. MgSO 4 H 2 O, Epsomit MgSO 4 7 H 2 O und MgSO 4 6 H 2 O-Hexahydrat .In der Medizin wird Magnesiumsulfat-Heptahydrat verwendet
MgSO 4 7 H 2 O , allgemein bekannt als Bittersalz oder Bittersalz. Diese Verbindung hat eine abführende Wirkung. Für intramuskuläre bzw intravenöse Infusionen Magnesiumsulfat lindert Krampfzustände, reduziert Vasospasmus.Magnesiumsulfat wird in der Textil- und Papierindustrie als Farbstoffbeize sowie als Beschwerungsmittel für Baumwolle und Seide und als Papierfüllstoff verwendet. Es dient als Rohstoff für die Herstellung von Magnesiumoxid.
Magnesiumnitrat
Mg (Nr 3) 2 sind farblose hygroskopische Kristalle. Die Löslichkeit in Wasser bei 20 ° C beträgt 73,3 g pro 100 g. Das Hexahydrat kristallisiert aus wässrigen Lösungen. Oberhalb von 90°C dehydriert es zu einem Monohydrat. Dann erfolgt eine Wasserspaltung mit teilweiser Hydrolyse und Zersetzung zu Magnesiumoxid. Dieses Verfahren wird bei der Synthese von hochreinem Magnesiumoxid verwendet. Nitrate anderer Metalle werden aus Magnesiumnitrat sowie gewonnen diverse Anschlüsse Magnesium. Darüber hinaus ist Magnesiumnitrat Bestandteil von Mehrnährstoffdüngern und pyrotechnischen Mischungen.Magnesiumperchlorat
Mg(ClO 4) 2 bildet sehr hygroskopische farblose Kristalle. Es ist gut löslich in Wasser (99,6 g pro 100 g) und organischen Lösungsmitteln. Das Hexahydrat kristallisiert aus wässrigen Lösungen. konzentrierte Lösungen Magnesiumperchlorat in organischen Lösungsmitteln und seine Solvate mit Reduktionsmittelmolekülen sind explosiv.Teilweise hydratisiertes Magnesiumperchlorat mit 2–2,5 Wassermolekülen wird unter dem Handelsnamen "Anhydrone" hergestellt. Um wasserfreies Magnesiumperchlorat zu erhalten, wird es im Vakuum bei 200–300 °C getrocknet und als Gastrockner verwendet. Es absorbiert nicht nur Wasserdampf, sondern auch Ammoniak, Alkoholdämpfe, Aceton und andere polare Substanzen.
Magnesiumperchlorat wird als Friedel-Crafts-Acylierungskatalysator und als Oxidationsmittel in der Mikroanalyse verwendet.
Magnesiumfluorid
MgF 2 ist leicht wasserlöslich (0,013 g pro 100 g bei 25°C). Es kommt in der Natur als Mineral Selait vor. Magnesiumfluorid wird durch Umsetzung von Magnesiumsulfat oder -oxid mit Flusssäure oder Magnesiumchlorid mit Kalium- oder Ammoniumfluorid erhalten.Magnesiumfluorid ist Bestandteil von Flussmitteln, Gläsern, Keramiken, Emails, Katalysatoren, Mischungen zur Herstellung von künstlichem Glimmer und Asbest. Darüber hinaus ist es ein optisches und Lasermaterial.
Magnesiumchlorid
MgCl 2 ist einer der am stärksten industrialisierten wichtige Salze Magnesium. Seine Löslichkeit beträgt 54,5 g pro 100 g Wasser bei 20 ° C. Konzentrierte wässrige Lösungen von Magnesiumchlorid lösen Magnesiumoxid. Aus den resultierenden Lösungen kristallisieren MgCl 2 mMg (OH) 2 nH 2 O . Diese Verbindungen sind Bestandteil von Magnesiazementen.Magnesiumchlorid bildet mit 1, 2, 4, 6, 8 und 12 Wassermolekülen kristalline Hydrate. Mit steigender Temperatur nimmt die Anzahl der Kristallwassermoleküle ab.
In der Natur kommt Magnesiumchlorid in Form von Bischofitmineralien vor.
MgCl 2 6 H 2 O, Chlormagnesit MgCl 2, sowie Carnallit. Es kommt in Meerwasser, Sole von Salzseen, einigen unterirdischen Solen vor.Wasserfreies Magnesiumchlorid wird zur Herstellung von metallischem Magnesium und Magnesiumoxid, Hexahydrat - zur Herstellung von Magnesiazementen verwendet. Als Kältemittel und Frostschutzmittel wird eine wässrige Lösung von Magnesiumchlorid verwendet. Es dient als Vereisungsschutzmittel für Flugplätze, Eisenbahnschienen und Weichen sowie gegen das Einfrieren von Kohle und Erzen. Holz wird mit einer Magnesiumchloridlösung imprägniert, um es feuerfest zu machen.
Magnesiumbromid
MgBr 2 ist in Wasser sehr gut löslich (101,5 g pro 100 g bei 20 °C). Aus wässrigen Lösungen kristallisiert es von -42,7 bis 0,83 ° C in Form eines Decahydrats, bei höherer Temperatur - in Form eines Hexahydrats. Es bildet zahlreiche kristalline Solvate wie z MgB 2 6 ROH (R = Me, Et, Pr), MgBr 2 6 Me 2 CO, MgBr 2 3 Et 2 O sowie Ammine MgBr 2 nNH 3 ( n = 2–6).Komplexverbindungen von Magnesium. BEI wässrige Lösungen das Magnesiumion liegt als Aquakomplex vor [
Mg (H2O ) 6 ] 2+ . In einem nichtwässrigen Lösungsmittel wie flüssigem Ammoniak bildet das Magnesiumion Komplexe mit Lösungsmittelmolekülen. Aus solchen Lösungen kristallisieren üblicherweise Solvate von Magnesiumsalzen aus. Mehrere Halogenidkomplexe dieses Typs sind bekannt. MX 4 2– , wobei X ein Halogenidanion ist.Unter komplexe Verbindungen Magnesium, Chlorophylle, die modifizierte Porphyrinkomplexe des Magnesiums sind, von besonderer Bedeutung. Sie sind wichtig für die Photosynthese in grünen Pflanzen.
Magnesiumverbindungen. Für Magnesium wurden zahlreiche Verbindungen erhalten, die Metall-Kohlenstoff-Bindungen enthalten. Grignard-Reagenzien wird besonders viel Forschung gewidmet
RMgX (X = Cl, Br, I ).Grignard-Reagenzien sind die wichtigsten metallorganischen Verbindungen des Magnesiums und wahrscheinlich die am häufigsten verwendeten metallorganischen Reagenzien. Dies liegt an ihrer einfachen Herstellung und synthetischen Vielseitigkeit. Es wurde festgestellt, dass diese Verbindungen in Lösung verschiedene enthalten können chemische Partikel im bewegten Gleichgewicht.
Grignard-Reagenzien werden üblicherweise hergestellt, indem ein organisches Halogenid langsam unter kräftigem Rühren zu einer Suspension von Magnesiumspänen in einem geeigneten Lösungsmittel gegeben wird völlige Abwesenheit Luft und Feuchtigkeit. Die Reaktion beginnt normalerweise langsam. Es kann durch einen kleinen Jodkristall ausgelöst werden, der zerstört Schutzschicht auf der Metalloberfläche.
Grignard-Reagenzien werden häufig für die Synthese von Alkoholen, Aldehyden, Ketonen, Carbonsäuren, Ester und Amide und sind wahrscheinlich die wichtigsten Reagenzien zur Bildung von Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen sowie von Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen und anderen Elementen (Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel usw.).
Verbindungen
R2Mg zersetzen sich normalerweise beim Erhitzen. BEI kristalliner Zustand sie haben die Struktur von linearen Polymeren mit überbrückten Alkylgruppen. Verbindung MgMe 2 ist ein nichtflüchtiges Polymer, stabil bis ~250°C, unlöslich in Kohlenwasserstoffen und nur wenig löslich in Ether. Verbindung MgEt 2 und höhere Homologe sind sehr ähnlich MgMe 2 , aber sie zersetzen sich bei einer niedrigeren Temperatur (175–200 °C) und bilden das entsprechende Alken und MgH 2 durch die ihrer Herstellung entgegengesetzte Reaktion. ihnen ähnlich und MgPh 2; es ist in Benzol unlöslich, löst sich in Ether unter Bildung eines monomeren Komplexes auf MgPh 2 2 Et 2 O und zersetzt sich bei 280°C unter Bildung Ph 2 und metallisches Magnesium.Die biologische Rolle von Magnesium. Grüne Pflanzenblätter enthalten Chlorophylle, Magnesium enthaltende Porphyrinkomplexe, die an der Photosynthese beteiligt sind.Auch Magnesium ist daran beteiligt biochemische Prozesse in tierischen Organismen. Magnesiumionen werden benötigt, um die Enzyme zu initiieren, die für die Umwandlung von Phosphaten in den Transport verantwortlich sind Nervenimpuls und für den Kohlenhydratstoffwechsel. Sie sind auch an der Muskelkontraktion beteiligt, die durch Calciumionen ausgelöst wird.
Vor einigen Jahren fanden Wissenschaftler der University of Minnesota in den Vereinigten Staaten heraus, dass Eierschalen stärker sind, je mehr Magnesium sie enthalten.
Der Körper eines 65 kg schweren Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesium (hauptsächlich in Form von Ionen). Das meiste davon ist in den Knochen konzentriert. Die intrazelluläre Flüssigkeit enthält Magnesiumkomplexe mit ATP und ADP.
Der Tagesbedarf für dieses Element beträgt 0,35 g Bei eintöniger Ernährung, Mangel an grünem Gemüse und Obst sowie Alkoholismus tritt häufig Magnesiummangel auf. Aprikosen, Pfirsiche und Blumenkohl sind besonders reich an Magnesium. Es gibt es in gewöhnlichem Kohl, Kartoffeln, Tomaten.
Statistiken besagen, dass Bewohner von Gebieten mit wärmerem Klima Krämpfe haben Blutgefäße treten seltener auf als Nordländer. Es wird angenommen, dass der Grund dafür die Besonderheiten der Ernährung in kalten Regionen sind. Sie essen weniger Obst und Gemüse, was bedeutet, dass sie weniger Magnesium bekommen.
Studien französischer Biologen haben gezeigt, dass das Blut müder Menschen weniger Magnesium enthält als das Blut ausgeruhter Menschen. Sie denken, dass die Ernährung reich an Magnesium soll Ärzten im Kampf gegen eine so schwere Krankheit wie Überarbeitung helfen.
Elena
Savinkina LITERATUR Grünes Holz N. N., Earnshaw A. Chemie der Elemente, Oxford: Butterworth, 1997Kolman J., Rem K.-G. Visuelle Biochemie: Pro. mit ihm. M., Mir, 2000
