Есть Ответ: 1)Формула простого вещества: Литий, Берилий, Бор, Углерод, Азот, Кислород, Фтор, Неон

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns1, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях 1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl NaOH → NH3 NaCl H2O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Есть ответ: 1)формула простого вещества: литий, берилий, бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:Li — карминно-красныйNa — жѐлтыйK — фиолетовыйRb — буро-красныйCs — фиолетово-красный

Литий, свойства атома, химические и физические свойства.

Li 3  Литий

6,938-6,997*      1s2 2s1

Литий — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 3. Расположен в 1-й группе (по старой классификации — главной подгруппе первой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула лития. Формула лития. Строение атома лития

Изотопы и модификации лития

Свойства лития (таблица): температура, плотность и пр.

Физические свойства лития

Химические свойства лития. Взаимодействие лития. Химические реакции с литием

Получение лития

Применение лития

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

СильвинитNaCl · KCl

Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K2CO3 – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV)  и кислород.

Например, нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

2NaNO3  → 2NaNO2    O2 

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например, нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

NaNO3    4Zn    7NaOH    6H2O  =  4Na2[Zn(OH)4]    NH3↑

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

5NaNO2    2KMnO4    3H2SO4  =  5NaNO3    2MnSO4    K2SO4    3H2O 

Общая характеристика элементов va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np3:

• N — 2s²2p³
• P — 3s²3p³
• As — 4s²4p³
• Sb — 5s²5p³
• Bi — 6s²6p³

Оксид азота i — n2o

Закись азота, веселящий газ — N2O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH4NO3 → N2O H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 O2

Оксид азота ii — no

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH3 O2 → (t, кат) NO H2O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 NO H2O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO2.

NO O2 → NO2

Оксид азота iii — n2o3

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As2O3 HNO3 H2O → H3AsO4 NO↑

As2O3 HNO3 H2O → H3AsO4 NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO NO2 → N2O3

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO2, соли которой называются нитриты (NO2-).
Реагирует с водой, основаниями.

H2O N2O3 → HNO2

NaOH N2O3 → NaNO2 H2O

Оксид азота iv — no2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при
разложении нитратов.

Cu HNO3(конц) → Cu(NO3)2 NO2 H2O

Cu(NO3)2 → (t) CuO NO2 O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO NO2 O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ C → CO₂ N₂

NO₂ P → P₂O₅ N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ NO₂ → SO₃ NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ H₂O → HNO₃ HNO₂

NO₂ LiOH → LiNO₃ LiNO₂ H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ H₂O O₂ → HNO₃

Оксид лития, химические свойства, получение

Получение оксида лития:

Оксид лития получается в результате следующих химических реакций:

1. 1. путем разложения пероксида лития:

2Li2О2  → 2Li2О О2 (t = 195 oC).

1. 2.путем взаимодействия лития с кислородом:

4Li О2 → 2Li2О.

Применение и использование оксида лития:

Оксид лития используется как компонент в производстве стекол, а также в химической промышленности.

Применение лития:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. 1. Водород
2. 2. Гелий
3. 3. Литий
4. 4. Бериллий
5. 5. Бор
6. 6. Углерод
7. 7. Азот
8. 8. Кислород
9. 9. Фтор
10. 10. Неон
11. 11. Натрий
12. 12. Магний
13. 13. Алюминий
14. 14. Кремний
15. 15. Фосфор
16. 16. Сера
17. 17. Хлор
18. 18. Аргон
19. 19. Калий
20. 20. Кальций
21. 21. Скандий
22. 22. Титан
23. 23. Ванадий
24. 24. Хром
25. 25. Марганец
26. 26. Железо
27. 27. Кобальт
28. 28. Никель
29. 29. Медь
30. 30. Цинк
31. 31. Галлий
32. 32. Германий
33. 33. Мышьяк
34. 34. Селен
35. 35. Бром
36. 36. Криптон
37. 37. Рубидий
38. 38. Стронций
39. 39. Иттрий
40. 40. Цирконий
41. 41. Ниобий
42. 42. Молибден
43. 43. Технеций
44. 44. Рутений
45. 45. Родий
46. 46. Палладий
47. 47. Серебро
48. 48. Кадмий
49. 49. Индий
50. 50. Олово
51. 51. Сурьма
52. 52. Теллур
53. 53. Йод
54. 54. Ксенон
55. 55. Цезий
56. 56. Барий
57. 57. Лантан
58. 58. Церий
59. 59. Празеодим
60. 60. Неодим
61. 61. Прометий
62. 62. Самарий
63. 63. Европий
64. 64. Гадолиний
65. 65. Тербий
66. 66. Диспрозий
67. 67. Гольмий
68. 68. Эрбий
69. 69. Тулий
70. 70. Иттербий
71. 71. Лютеций
72. 72. Гафний
73. 73. Тантал
74. 74. Вольфрам
75. 75. Рений
76. 76. Осмий
77. 77. Иридий
78. 78. Платина
79. 79. Золото
80. 80. Ртуть
81. 81. Таллий
82. 82. Свинец
83. 83. Висмут
84. 84. Полоний
85. 85. Астат
86. 86. Радон
87. 87. Франций
88. 88. Радий
89. 89. Актиний
90. 90. Торий
91. 91. Протактиний
92. 92. Уран
93. 93. Нептуний
94. 94. Плутоний
95. 95. Америций
96. 96. Кюрий
97. 97. Берклий
98. 98. Калифорний
99. 99. Эйнштейний
100. 100. Фермий
101. 101. Менделеевий
102. 102. Нобелий
103. 103. Лоуренсий
104. 104. Резерфордий
105. 105. Дубний
106. 106. Сиборгий
107. 107. Борий
108. 108. Хассий
109. 109. Мейтнерий
110. 110. Дармштадтий
111. 111. Рентгений
112. 112. Коперниций
113. 113. Нихоний
114. 114. Флеровий
115. 115. Московий
116. 116. Ливерморий
117. 117. Теннессин
118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH4NO2 → (t) N2 H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) Zn → Zn(NO3)2 N2 H2O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до 5.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Реакции, взаимодействие лития с оксидами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия лития, оксида азота (II) и оксида азота (IV):

Li2O NO2  NO → 2LiNO2 (t = 300 °C).

Реакция взаимодействия лития, оксида азота (II) и оксида азота (IV) происходит с образованием нитрита лития.

2. Реакция взаимодействия лития и воды:

2Li 2H2O → 2LiOH H2.

Реакция взаимодействия лития и воды происходит с образованием гидроксида лития и водорода. Реакция протекает бурно.

3. Реакция взаимодействия лития и оксида фосфора (V):

3P4O10  16Li → 10LiPO3  2Li3P (t = 300-400 °C).

Реакция взаимодействия оксида фосфора (V) и лития происходит с образованием метафосфата лития и фосфида лития.

Реакции, взаимодействие лития. уравнения реакции лития с веществами.

Литий реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, органическими соединениями и пр. веществами.

Реакции, взаимодействие лития с неметаллами

Реакции, взаимодействие лития с металлами и полуметаллами

Реакции, взаимодействие лития с оксидами

Реакции, взаимодействие лития с кислотами

Реакции, взаимодействие лития с водородосодержащими соединениями

Реакции, взаимодействие лития с органическими соединениями

Реакция взаимодействия лития и кислорода

Соли аммония

Получение

NH3 H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

Способ получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li Cl2

Способы получения

1. Щелочи получают электролизомрастворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl 2H2O → 2NaOH H2 Cl2

2.При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия ипероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na 2H2O → 2NaOH H2

Na2O H2O → 2NaOH

2NaH 2H2O → 2NaOH H2

Na2O2 H2O → 2NaOH H2O2

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бариятакже образуют щелочи.

Например, карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

K2CO3 Ca(OH)2 → CaCO3↓ 2KOH

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Физические свойства лития:

Литий представляет собой серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, твёрже натрия, но мягче свинца. В связи с ем его можно обрабатывать прессованием и прокаткой.

При комнатной температуре металлический литий имеет кубическую объёмноцентрированную решётку (координационное число 8), пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,35021 нм, Z = 2.

Однако ниже 78 К устойчивой кристаллической формой является гексагональная плотноупакованная структура, в которой каждый атом лития имеет 12 ближайших соседних атома, расположенных в вершинах кубооктаэдра. Кристаллическая решётка относится к пространственной группе P 63/mmc, параметры a = 0,3111 нм, c = 0,5093 нм, Z = 2.

Литий – очень легкий металл.

Литий имеет самую низкую плотность при комнатной температуре среди всех металлов (0,534 г/см³, почти в два раза меньше плотности воды). Вследствие своей низкой плотности литий всплывает не только в воде, но и, например, в керосине.

Литий не растворяется в воде, но реагирует с ней. Литий плохо растворяется в органических растворителях, ртути. Растворяется в жидком аммиаке с образованием синего раствора с металлической проводимостью. Растворяется в расплавленном алюминии.

Расплавленный литий растворяет металлы и обезуглероживает стали, что приводит к изменению прочности конструкционных материалов. Расплавленный литий не растворяет инертные газы.

Пары лития имеют ярко-красный цвет.

Температура плавления лития (Li) составляет 180,54 °C.

Температура кипения лития (Li) составляет 1330 °C.

Из всех щелочных металлов литий характеризуется самыми высокими температурами плавления и кипения (180,54 и 1339,85 °C, соответственно).

Маленькие размеры атома лития приводят к появлению особых свойств металла. Например, он смешивается с натрием только при температуре ниже 380 °C и не смешивается с расплавленными калием, рубидием и цезием, в то время как другие пары щелочных металлов смешиваются друг с другом в любых соотношениях.

Теплопроводность лития при 300 K составляет 84,8 Вт/(м·К).

Физические свойства оксида лития:

* Примечание:

— нет данных.

Формула оксида лития в химии

Химические и физические свойства лития, его реакция с кислородом

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.

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.

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K    I2  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na    S  =  Na2S

1.3.Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K        P    =   K3P

2Na    H2  =  2NaH

1.4.С азотомлитий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li     N2  =  2Li3N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na      2C    =    Na2C2

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li      O2   =   2Li2O

2Na    O2  =  Na2O2

K       O2   =   KO2

Цезийсамовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопытсамовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водойприводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водойочень бурно:

2K0 H2 O = 2K OH H20

Видеоопыт:взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2.Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na    2HCl  =  2NaCl    H2↑

2.3.При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

8Na    5H2SO4(конц.)  → 4Na2SO4    H2S    4H2O

2.4.Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na 10HNO3 (конц) → N2O 8NaNO3 5H2O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na 12HNO3 (разб)→ N2 10NaNO3 6H2O

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Na    10HNO3  =  8NaNO3    NH4NO3    3H2O

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами, феноломи органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиакомобразуются амиды и водород:

2Li 2NH3 = 2LiNH2 H2 ↑

 Ацетиленс натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na H2

 Фенолс натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

2C6H5OH    2Na  →  2C6H5ONa     H2↑

Метанолс натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН3ОН     2Na   →   2 CH3ONa     H2↑

 Уксусная кислотас литием образует ацетат лития и водород:

2СH3COOH       2Li     →  2CH3COOLi        H2↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами(реакция Вюрца).

Например, хлорметанс натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH3Cl 2Na   →  C2H6 2NaCl

2.6.В расплавещелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na AlCl3 → 3NaCl Al

Химические свойства оксида лития. химические реакции оксида лития:

Химические свойства оксида лития аналогичны свойствам оксидов других щелочных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида лития с магнием:

Li2O Mg  → 2Li  MgO (t > 800 oC).

В результате реакции образуется оксид магния и литий.

2. реакция оксида лития с магнием и водородом:

Li2O Mg  H2  → 2LiH MgO (t = 450-500 oC).

В результате реакции образуется оксид магния и гидрид лития.

3. реакция оксида лития с алюминием:

3Li2O 2Al → 6Li Al2O3 (t > 1000 oC).

В результате реакции образуется оксид алюминия и литий.

4. реакция оксида лития с алюминием и водородом:

3Li2O 2Al  3H2 → 6LiH Al2O3 (t = 600-700 oC).

В результате реакции образуется оксид алюминия и гидрида лития.

5. реакция оксида лития с кремнием:

2Li2O Si → 4Li SiO2 (t = 1000 oC).

В результате реакции образуется оксид кремния и литий.

6. реакция оксида лития с водой:

Li2О Н2О → 2LiОН.

Оксид лития медленно реагирует с водой, образуя гидроксид лития.

7. реакция оксида лития с оксидом углерода (углекислым газом):

Li2О СО2 → Li2СО3.

Оксид лития на воздухе реагирует с углекислым газом (являющийся кислотным оксидом), образуя соль – карбонат лития.

8. реакция оксида лития с оксидом кремния:

Li2О SiО2 → Li2SiО3 (t = 1200-1300 oC).

Оксид кремния также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – метасиликат лития.

9. реакция оксида лития с оксидом серы: 

Li2О SО2 → Li2SО3. 

Оксид серы также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль –  сульфит лития.

10. реакция оксида лития с оксидом азота (IV) и оксидом азота (II):

Li2O NO2  NO → 2LiNO2 (t = 300 oC).

В результате реакции образуются соль – нитрит лития.

11. реакция оксида лития с оксидом ванадия: 

V2O3  Li2O → 2LiVO2 (t = 1200 oC).

В результате реакции образуется диоксованадат лития.

12. реакция оксида лития с оксидом теллура: 

TeO2  Li2O → Li2TeO3 (to).

В результате реакции образуется теллурит лития.

13. реакция оксида лития с оксидом марганца: 

Mn2O3  Li2O → 2LiMnO2 (t = 800-900 oC).

В результате реакции образуется оксид марганца-лития.

14. реакция оксида лития с йодоводородом:

Li2O 2HI → 2LiI H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид лития и вода.

15. реакция оксида лития с сероводородом:

Li2O H2S → Li2S H2O (t = 900-1000 oC).

В результате химической реакции получается соль – сульфид лития и вода.

16. реакция оксида лития с плавиковой кислотой:

Li2O 2HF → 2LiF H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид лития и вода.

17. реакция оксида лития с азотной кислотой:

Li2O 2HNO3 → 2LiNO3 H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат лития и вода.

Аналогично проходят реакции оксида лития и с другими кислотами.  

18. реакция оксида лития с бромистым водородом (бромоводородом):

Li2O 2HBr → 2LiBr H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид лития и вода.