 |
 |
 |
|
|||||||||
|
 | |||||||||||
|
 |
||||||||
|
МЕНЮ
|
БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА - РЕФЕРАТЫ - Программа для поступающих в вузы (ответы)Программа для поступающих в вузы (ответы)Программа по химии для абитуриентов 1. Предмет химии. Явления химические и физические. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов. Понятие об амфотерности. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид- ион. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и быту. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе. Качественная реакция на карбонат-ион. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов. Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот. Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных эфиров. Химическая переработка жиров. Сахароза, ее гидролиз. Зинина). Предмет химии. Явления химические и физические. Химия - это наука о веществах и их превращениях. Она изучает состав и строение веществ, зависимость их свойств от строения, условия и способы превращения одних веществ в другие. Химия имеет большое практическое значение. Много тысячелетий тому назад человек использовал химические явления при выплавке металлов из руд, получении сплавов, варке стекла и т. д. Ещё в 1751г. М.В. Ломоносов в своём знаменитом «Слове о пользе химии» писал: «Широко распростирает химия руки свои в дела человеческие. Куда ни посмотрим, куда не оглянёмся - везде обращаются перед очами нашими успехи её применения.» В наше время роль химии в жизни общества неизмерима. Химические знания сейчас достигли такого уровня развития, что на их основе коренным образом меняются представления о природе и механизме ряда важнейших естественных и технологических процессов. Химия помогла нам открыть и использовать не только ранее неизвестные свойства веществ и материалов, но и создать новые, не существующие в природе вещества и материалы. Вещество - это вид материи, обладающей при определённых условиях постоянными физическими свойствами. Однако с изменением условий свойства вещества изменяются. Всякие изменения, происходящие с веществом, называются явлениями. Физическими называются такие явления, которые приводят к изменению
формы, агрегатного состояния, температуры вещества, не изменяя его состава. Химическими называются такие явления, при которых происходит коренное изменение состава и свойств веществ. В результате химических явлений происходит превращение одних веществ в другие, т.е. изменяется состав молекул, образуются молекулы другого вещества. Однако атомы при химических реакциях остаются неизменными. Примером может служить разложение известняка: CaCO3 > CaO + CO2 Химические явления иначе называют химическими реакциями. Характерные признаки химических явлений (реакций): выделение тепла, газа, выпадение осадка, изменение цвета, появление запаха. При физических явлениях этого наблюдать нельзя. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества. Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное учение. Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества. Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Следовательно, атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. В настоящее время известно 110 элементов, из которых 92 встречаются в природе. В зависимости от природы частиц, из которых построено вещество, различают вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Практически все органические вещества (т.е. подавляющее большинство известных веществ) состоят из молекул. Среди неорганических соединений молекулярное строение имеют примерно 5%. Таким образом, наиболее типичной формой существования вещества является молекула. Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства. При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться в твердом, жидком или газообразном состоянии. Вещества с немолекулярной структурой находятся только в твердом состоянии, преимущественно в кристаллической форме. Носителями химических свойств таких веществ являются не молекулы, а комбинации атомов или ионов которые образуют данное вещество. Символическая запись простейшего численного соотношения, в котором атомы
различных элементов образуют химическое соединение, называется формулой. Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы. В химии пользуются не их абсолютными значениями, а относительными. Относительной атомной массой химического Ar элемента называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе ) к 112 массы изотопов углерода – 12. 112 массы атома изотопа углерода 12 принята за атомную единицу массы (а. е. м.), международное обозначение - u. Относительная атомная масса является величиной безразмерной. Относительной молекулярной массой Mr вещества называется отношение массы его молекулы к 112 массы атома изотопа углерода 12. Поскольку большинство неорганических веществ при обычных условиях не имеют молекулярного строения, в данном случае можно говорить о формульной массе F, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого элемента в формуле. Единицей измерения количества вещества n (?) в Международной системе единиц является моль. Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, ионов, молекул, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12. Число атомов NA в 0,012 кг углерода (т.е. в 1моль) легко определить, зная массу атома углерода. Точное значение этой величины – 6,02·10Іі . Эта величина называется постоянной Авогадро и является одной из важнейших универсальных постоянных. Она равна числу структурных единиц в 1 моль любого вещества. Масса 1 моль вещества Х называется молярной массой М(Х) и представляет собой отношение массы m этого вещества к его количеству n. Закон сохранения массы: «Масса веществ, вступивших в химическую реакцию,
равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции, с учетом массы,
соответствующей тепловому эффекту реакции». Он был сформулирован великим
русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748г. и подтвержден экспериментально им
самим в 1756г. и независимо от него французским химиком А.Л.Лавуазье в Закон постоянства состава вещества: «Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный количественный состав». Закон Авогадро: «В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одно и то же количество молекул». Следствия: 1. Если число молекул некоторых газов равно, то при н.у. они занимают равные объемы. Если же число молекул равно 6,02·10Іі, то объем газа равен 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом. 1. Абсолютная плотность газа равна отношению его молекулярной массы к молярному объему 2. Относительная плотность газа (Х) по другому газу (Y) равна отношению молярной массы газа (Х) к молярной массе газа (Y). Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы. Вид атомов с одинаковыми химическими свойствами называется элементом. Понятие «химический элемент» в равной мере относится к атомам данного элемента как находящимся в свободном виде, так и входящим в состав соединений. Молекулы образуются из атомов. В зависимости от того, состоит ли молекула из атомов и того же элемента или из атомов различных элементов, все вещества делятся на простые и сложные. Простыми веществами называются такие, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного, двух и большего числа атомов одного элемента. В настоящее время является неоспоримым факт существования одного и того же элемента в свободном состоянии в виде ряда различных форм, т.е. в виде нескольких простых веществ. Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Эти видоизменения отличаются как числом, так и расположением одних и тех же атомов в молекуле. Сложными веществами или химическими соединениями называются такие, молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов. Атомы, вступившие в химическое соединение, не остаются неизменными. Они оказывают друг на друга взаимное влияние. В различных молекулах атомы находятся в различных состояниях. Химическая формула – это изображение состава вещества посредством химических знаков. Химические формулы обозначают молекулу вещества, ее качественный и количественный состав. Валентность. Составление химических формул по валентности. Важным понятием химии является валентность. Валентность – способность
атома соединяться с другими атомами определенным числом химических связей. СО: С?О С: 1s22s22p2 валентность:3 O: 1s22s22p4 Все сказанное относится к соединениям с ковалентной связью. Если элемент
образует ионные связи, то его валентность называется стехиометрической. Она
ничего не говорит о числе связей. Высшая валентность равна номеру группы, в
которой находится элемент, однако N, O и F имеют высшую валентность – 4.
Атом любого элемента состоит из ядра и и электронной оболочки (QA = 0, Массовое число – сумма количества нейтронов и протонов в ядре. Оно получается округлением относительной атомной массы изотопа до целого числа. Атомы одного элемента с разными числами нейтронов в ядре называются изотопами (Протий – 1p0n, Дейтерий – 1p1n, Тритий – 1p2n, Квадрий – 1p3n). Число электронов в электронной оболочке равно заряду ядра (или порядковому номеру элемента). Электроны в атоме различаются энергией, формой электронных облаков, размерами электронных облаков, расположением их в пространстве. Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения
чисел нейтронов и протонов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного
соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным. Чем больше расстояние от ядра до электрона, тем выше энергия последнего. В пределах одного уровня электроны могут иметь различную форму облаков. S P D F Электроны одного подуровня различаются расположением электронных облаков в пространстве. Каждому варианту расположения соответствует одна орбиталь. S – 1 P – 3 D – 5 F – 7 S: P: y y z z D: Атомы разных элементов с одинаковым числом нейтронов в ядре называются изотонами (K и Ca). Атомы элементов с одинаковыми массами называются изобарами. Каждый электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n – главное, l – орбитальное (побочное), m – магнитное, ms – спиновое. Главное квантовое число характеризует энергию электронов на данном уровне и размер электронного облака: чем больше значение n, тем больше энергия электронов и размер электронного облака. Число n изменяется от 1 до 7. Значение n данного электрона равно номеру уровня, на котором он находится. О ) ) ) ) 1 2 3 4 Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и принимает значения от 0 до n–1. Число значений l равно числу подуровней на данном уровне: L – 0 1 2 3 4 s p d f g Магнитное квантовое число характеризует расположение облаков в пространстве и принимает значения + l….0….- l. Число значений m равно числу орбиталей в главном подуровне: S l=0 m= P l=1 m= D l=2 m= F l=3 m= Спиновое квантовое число характеризует собственный момент количества движения электрона и принимает значения +1/2 и –1/2. Спин – чисто квантовое понятие, не имеющее аналогов в макромире. Это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Принцип минимальной энергии – атомные орбитали заполняются электронами последовательно с увеличением суммы n+l: 1s—>2s—>2p—>3s—>3p—>3d—>4s—>4p—>4d—>…. 1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2 1 2 3 3 4 5 4 5 6 Если сумма n+l для двух орбиталей одинакова, то в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим n. где x – молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k –
коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом) Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов, невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителя. Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов. На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин: безразмерных – массовая и молярная доли и размерных – молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и массовая концентрация вещества. Массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного вещества m1 к общей массе m: [pic] Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы. Молярная доля i-го компонента раствора xi – отношение количества вещества данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для бинарного раствора: [pic] [pic] Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы. Моляльность раствора b(X) – отношение количества растворенного вещества [pic] Моляльность выражается в моль/кг. Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) – отношение количества вещества к объему раствора: [pic] Молярная концентрация выражается в моль/л. Молярная концентрация вещества эквивалента (1/z*)X в растворе c[(1/z*)X] [pic] Она выражается в моль/л. Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) – отношение массы растворенного вещества Х к объему раствора: [pic] Массовая концентрация выражается в г/л. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости. Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах. Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы
определяется природой растворенного вещества и растворителя. Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных пар; доноры – атомы кислорода Н2О. Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо
водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар. Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается. По степени диссоциации ? в растворах электролиты подразделяют на сильные и слабые: [pic] Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у которых ? CuSO4 Несолеобразующие оксиды солей не образуют! Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из
перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать
различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует
основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства. Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени скисления металла и равно ее абсолютной величине. Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде. Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям. 1. CO2 + Ba(OH)2 > BaCO3 + H2O 2. 2KOH + H2SO4 > K2SO4 + 2H2O Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной. 3. 2NaOH + CuSO4 > Cu(OH)2 + Na2SO4. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства. Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные. По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие. Получение кислот: H2 + S > H2S SO3 + H2O > H2SO4 BaBr2 + H2SO4 > BaSO4 + 2HBr CuSO4 + H2S > H2SO4 + CuS 3P + 5HNO3 + 2H2O > 3H3PO4 + 5NO Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям,
металлам, солям и основным оксидам.
Гидролиз солей. Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей: 1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл. 2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или трехосновные кислоты. 3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а несколькими металлами. 4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками. 5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металла с неметаллом. Химические свойства: 1. 2NaCl + H2SO4 > Na2SO4 + 2HCl 2. Ba(OH)2 + CuSO4 > BaSO4 + Cu(OH)2 3. NaCl + AgNO3 > AgCl + NaNO3 4. Fe + CuSO4 > FeSO4 + Cu Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом. Na2SO3 > 2Na+ + SO32- Na+ + HOH > реакция не идет SO32- + HOH ? HSO3- + OH- HSO3- + HOH ? H2SO3 + OH- Na2SO3 + HOH ? NaHSO3 + NaOH NaHSO3 + HOH ? H2SO3 + NaOH Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда. CuCl2 > Cu2+ + 2Cl- Cl- + HOH > реакция не идет Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+ CuCl2 + HOH ? CuOHCl + HCl Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. CuF2 > Cu2+ + 2F- Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+ F- + HOH ? HF + OH- Cu2+ + F- + HOH ? CuOH+ + HF CuF2 + HOH ? CuOHF + HF Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v+ 3H2S^ Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза: [pic] Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ? НА + ОН– , согласно закону действующих масс, приближенно справедливо [pic]. Используя соотношение [pic], получаем [pic]. Для гидролиза по катиону К+ + НОН ? КОН + Н+ аналогично [pic]. Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ? КОН + НА [pic] В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону) усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты). Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений. 1. Металл > соль: 2Na + Cl2 > 2NaCl (t); NiSO4 + 2H2O > Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз); 2AgNO3 > 2Ag + 2NO2 + O2 (t); 2Na + Cl2 > 2NaCl (t); SiCl4 + 2Zn > Si + 2ZnCl2; 2Mg + O2 > 2MgO; 2Fe2O3 + 3C > 4Fe + 3CO2 (t); 4Р + 5О2 > 2Р2О5; SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO (t); CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O; СаСО3 > СаО + СО2 (t); СО2 + 2NaOH > Na2CO3 + H2O; СаСО3 > СаО + СО2 (t); CaO + H2O > Ca(OH)2; Cu(OH)2 > CuO + H2O (t); SO3 + H2O > H2SO4; H2SO3 > SO2 + H2O (t); NaOH + HCl > NaCl + H2O; СuSO4 + NaOH > Cu(OH)2 + Na2SO4; NaCl + H2SO4 > HCl + NaHSO4 (t); NaOH + HCl > NaCl + H2O. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве. В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по
физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе
металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В
свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся
кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все
металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с
характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство
металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы
условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности
различают металлы легкие (?5). Примером легких металлов
служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся
осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура
плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам). В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге,
образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с
другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов
происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо
металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют
собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав
сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом). Известно, что у металлов на ВЭУ имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому
они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5- Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au. В этом ряду каждый предыдущий металл вытесняет из соединений все последующие металлы. Электролиз – ОВ процесс, протекающий при прохождении постоянного
электрического тока через расплав или раствор электролита. Анодом
называется положительный электрод, на нем происходит окисление; катодом
называется отрицательный электрод, на нем происходит восстановление. При
электролизе расплава происходит распределение ионов соли в анодном и
катодном пространстве. Ион металла восстанавливается до металла, а
кислотный остаток бескислородной кислоты окисляется до соответствующего
газа или элемента. Электролиз растворов солей более сложен из-за
возможности участия в электродных процессах молекул воды. На катоде: 1)
ионы металлов от лития до алюминия не восстанавливаются, но идет процесс
восстановления водорода из воды, 2) ионы металлов от алюминия до водорода
восстанавливаются до металлов вместе с восстановлением водорода из воды, 3)
ионы металлов от висмута до золота восстанавливаются до металлов. На аноде: Основные промышленные способы получения металлов: 1. Пирометаллургический: 1) коксотермия Fe2O3 + 3CO > 2Fe + 3CO2 Fe(CO)3 > Fe 2) алюмотермия Fe2O3 + 2Al > 2Fe + Al2O3 3) магнийтермия TiO2 + 2Mg > Ti + 2MgO 4) водородотермия CuO + H2 > Cu + H2O 2. Электрохимический: 1) электролиз расплавов: NiCl2 > Ni + Cl2 2) электролиз растворов: MgSO4 + 2H2O > Mg + O2 + H2 + H2SO4 3. Гидрометаллургический: Cu + 2H2SO4 > CuSO4 + SO2 + 2H2O CuSO4 +
К элементам группы 1А относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий,
франций. Все металлы серебристого цвета, кроме цезия (желтый). Относятся к
легким металлам. Очень мягкие – режутся ножом. Все щелочные металлы сильные
восстановители. Реакционная способность возрастает в ряду литий – цезий. 6KCl + 4CaO + 2Al(Si) > 6K + 3CaCl2 + CaO·Al2O3(CaO·SiO2) Химические свойства: 1. С простыми веществами: 1) 2Э + H2 >2ЭH 2) 2Э + Hal2 > 2ЭHal 3) 2Э + O2 > Э2O2 (Li2O) 4) 2Э + S > Э2S 5) 6Э + N2 > 2Э3N t 6) 3Э + P > Э3P. 2. Со сложными веществами: 1) 2Э + 2HCl(p) > 2ЭCl + H2 2) 2Э + 2H2O > 2ЭOH + H2 3) 2Э + H2SO2 > Э2SO2 + H2 4) 8Э + 10HNO3 > 8ЭNO3 + NH4NO3 + 3H2O. Калий улучшает водный режим растений, способствует обмену веществ и
образованию углеводов, повышает морозо- и засухоустойчивость. Содержание
калия выражается в пересчете на К2О. Стандартным считается удобрение,
содержащее 41,6% К2О. Важнейшими калийными удобрениями являются хлорид и
сульфат калия. Хлорид калия содержит 50-60% К2О и его получают из
минералов, используя его особую растворимость. Сульфат калия содержит 45- 2KCl + 2MgSO4 > K2SO4·MgSO4 + MgCl2 K2SO4·MgSO4 + 2KCl > 2K2SO4 + MgCl2 Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения. К 2А группе относится элементы: бериллий, кальций, стронций, барий, радий. Строение ВЭУ этих элементов выражается общей формулой nsІnp°, где n номер периода. Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF2 (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом, кремнием: 4ЭО + 2Al > ЭО·Al2O3 + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba), BeF2 + Mg > MgF2 + Be, MgO + C > CO + Mg, 2MgO + 2CaO + Si > 2CaO·SiO2 + 2Mg Металлы группы 2А – сильные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают воду (кроме Be и Mg); легко растворяются в кислотах; Be реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Химическая активность повышается от Be к Ra. По химическим свойствам Be существенно отличается от остальных элементов группы. Mg также во многих отношениях отличается от щелочноземельных металлов. Э + H2 > ЭH2 (t; (кроме Be); Mg (p)), Э + Hal2 > ЭНal2 (t), 2Э + O2 > 2ЭO (t), Э + S > ЭS (t), 3Э + N2 > Э3N2 (t), 3Э + 2P > Э3P2 (t), Э + C > ЭC2 (t). Э + 2HCl > ЭCl2 + H2 ([Вe(OH2)4]Cl2), Э + H2SO4р > ЭSO4 + H2 ([Ве(OH2)4]SO4]), Э + 2H2SO4 > ЭSO4 + H2S + H2O (кроме Be), Be + NaOH > Na2[Be(OH)4], Э + HNO3p > Э(NO3)2 + N2O + H2O, Э + HNO3 > Э(NO3)2 + NH4NO3 + H2O. Важнейшими металлами из данной группы являются магний и кальций. Они широко используются для металлотермического получения ряда металлов; магниевые сплавы, как самые легкие, используются в авиационной промышленности. Различные соединения этих металлов находят различное применение в строительстве, для изготовления огнеупорных изделий, для осушки и очистки ряда веществ и в др. областях. Магний и кальций важны для всех форм жизни. Главная природная функция
магния связана с процессом фотосинтеза в растениях и микроорганизмах. Ионы
магния принимают также участие в регулировании действия некоторых ферментов
и клеточных систем. Биологические функции кальция разнообразны: он входит в
состав опорных и защитных частей организма, его соединения образуют основу
твердой части зубной ткани, скорлупы яйца. Ионы кальция содержаться в ряде
белков, оказывают существенное влияние на работу ферментных систем, на
процессы свертываемости крови, осмотическое равновесие в клетках. Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится, а в криничной – обычно плохо. Поэтому такую воду принято называть жесткой. Анализ жесткой воды показывает, что в ней содержится большое количество растворимых солей кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая вода неприменима для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и обеспечения паровых котлов, потому что при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит тепло, поэтому возможен перегрев моторов, паровых котлов, кроме того, быстрее происходит их снашивание. Существует два вида жесткости. Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами: 1. Кипячением: Ca(HCO3)2 > CaCO3 + CO2 + H2O; Mg(HCO3)2 > MgCO3 + CO2 + H2O. 2. Действием известкового молока или соды: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 > 2CaCO3 + 2H2O; Ca(HCO3)2 + Na2CO3 > CaCO3 + 2NaHCO3; Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов магния и кальция. Ее устраняют действием соды: CaSO4 + Na2CO3 > CaCO3 + Na2SO4; MgSO4 + Na2CO3 > MgCO3 + Na2SO4. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. В периодической системе алюминий находится в третьем периоде, в
главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение
атома 1s22s22p63s23p1. Металлический атомный радиус 0,143 нм, ковалентный - Наиболее характерная степень окисления атома алюминия +3. Алюминий - типичный амфотерный элемент. Для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы. Так, в кислой среде существует катионный аквакомплекс [Al(OH2)6]3+, а в щелочной - анионный гидрокомплекс и [Al(OH)6]3-. В виде простого вещества алюминий - серебристо-белый, довольно твердый
металл с плотностью 2,7 г/см3 (т. пл. 660оС, т. кип. ~2500оС). На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными окислителями (конц. HNO3, K2Cr2O7) или анодным окислением толщина защитной пленки возрастает. Устойчивость алюминия позволяет изготавливать из него химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной кислоты. Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов. Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов,
наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей
легкостью. Важнейшие из них - дюралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости. При накаливании мелко раздробленного алюминия он энергично сгорает на воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и бромом соединение происходит уже при обычной температуре, с иодом - при нагревании. При очень высоких температурах алюминий непосредственно соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не взаимодействует. По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то происходит энергичная реакция: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2( Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и H2SO4 на алюминий почти не действуют (на холоду), тогда как при средних концентрациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алюминий довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический металл в ней растворяется. При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2( Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат: Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] Суммарное уравнение растворения алюминия в водном растворе щелочи: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2( Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na2CO3. В ряду напряжений он располагается между Mg и Zn. Во всех своих устойчивых соединениях алюминий трехвалентен. Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. Ввиду нерастворимости Al2O3 в воде отвечающий этому оксиду гидроксид [Al(OH2)6]3+ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]2+ + H2O [Al(OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]+ + H2O [Al(OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3]0 + H2O Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH4OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве адсорбента. При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты: NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO2. Большинство из них в воде нерастворимо. С кислотами Al(OH)3 образует соли. Производные большинства сильных кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы растворимые соли алюминия и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается. Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически неактивен. Основной способ получения AlF3 основан на действии безводного HF на Al2O3 или Al: Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма
реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих
органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой
сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они
сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов
неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже
при обычных условиях, AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе Сульфат алюминия Al2(SO4)3.18H2O получается при действии горячей серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель, прочно удерживает его на волокне. Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его сплавов в технике. Металлы побочных подгрупп являются d-элементами. Особенность строения их
атомов заключается в том, что на внешнем электронном слое, как правило,
содержатся два s-электрона (иногда один – Cr, Cu, у палладия в его
невозбужденном состоянии нет s-электронов) и во втором снаружи электронном
слое их атомов имеется не полностью занятый электронами d-подуровень. Для
образования химических связей атомы элементов могут использовать не только
внешний электронный слой, но также d-электроны и свободные d-орбитали
предшествующего слоя. Этим и объясняются их отличительные свойства. Железо проявляет степени окисления +2, +3, +6. Железо в бинарных
соединениях проявляет степени окисления +2, +3 и образует оксиды FeO и Fe2O3 + 2NaOH > 2NaFeO2 + H2O. 4Fe(ОН)2 + О2 + Н2О > 4Fe(ОН)3. Fe(ОН)3 + 3HCl > FeCl3 + 3H2O; Fe(ОН)3 + 3KOH > K3[Fe(OH)6]. 2Fe(ОН)3 + 10KOH + 3Br2 > 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в лаборатории, его использование. Водород – первый элемент и один из двух представителей первого периода системы. По электронной формуле 1s№ он формально относится к s-элементам и является типовым аналогом типических элементов 1 группы (лития и натрия) и собственно щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень окисления +1, являются типичными восстановителями. Однако в состоянии однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А- группы валентный электрон экранирован электронами внутренних орбиталей. У атома водорода отсутствует эффект экранирования, чем и объясняется уникальность его свойств. С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного
электрона до электронной структуры последующего благородного газа. Давно известно, что реакционная способность водорода резко повышается, если его использовать в момент выделения. В этом случае химически реагируют не молекулы, а атомы водорода. Атомарный водород уже при комнатной температуре восстанавливает перманганат калия, реагирует с кислородом, многими металлами и неметаллами. Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы, состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре 2500є. Интересной особенностью молекулярного водорода является наличие в смеси двух видов молекул. Обе модификации отличаются друг от друга направлением собственного момента вращения протонов. В орто-форме о-Н2 оба протона вращаются вокруг своей оси в одинаковых направлениях, т.е. спины ядер параллельны (^^). У пара-формы п-Н2 ядра вращаются в противоположных направлениях и спины антипараллельны (^v). Существование орто- и пара- водорода – пример новой разновидности аллотропии. При нормальных условиях водород представляет собой очень легкий (в 14,32
раза легче воздуха) бесцветный газ без вкуса и запаха. Плотность его при 0є
равна 0,0000899 кг/л. Из всех газов водород обладает наибольшей
теплопроводностью. Водород очень трудно сжижается. Точки
кипения Исключительная прочность молекул водорода обусловливает высокие энергии
активации химических реакций с участием молекулярного водорода. При обычных
условиях водород взаимодействует только со фтором и при освещении с хлором. 1. H2 + 2Na > 2NaH 2. H2 + I2 > 2HI 3. H2 + PbO > Pb + H2O В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или серную кислоту. Крупным потребителем водорода в химической промышленности является
производство аммиака, львиная доля которого имеет на производство азотной
кислоты и минеральных удобрений. Кроме того, водород широко используется
для синтеза хлороводорода и метанола. Значительные количества водорода
расходуются в процессах каталитической гидрогенизации жиров, масел, углей и
нефтяных прогонов. Пламя водорода достигает 2700є С, благодаря чему он
применяется при сварке и резке тугоплавких металлов и кварца.
Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион. К 7А группе относятся элементы фтор, хлор, бром, йод, астат. Эти
элементы принято называть галогенами. Почти все способы получения свободных
галогенов основаны на окислении их отрицательных ионов различными
окислителями или под действием электрического тока. В промышленности Br2 и 16HCl + 2KMnO4 > 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O; 2NaBr + Cl2 > Br2 + 2NaCl; 2NaI + MnO2 + 2H2SO4 > I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O. Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность уменьшается в ряду F2 – At2. Фтор – один из сильнейших окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной температуре, с некоторыми из них (S, P) – даже при температуре жидкого воздуха (-190? С); окисляет инертные газы (Kr, Xe, Rn) и такие стойкие соединения, как вода и SiO2. Бром, йод, астат окисляются при действии сильных окислителей, хлор – только при взаимодействии с фтором. Способность окисляться повышается в ряду Br2 – At2. Для хлора, брома, йода характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию уменьшается в ряду Cl2 – I2. Э2 + H2 > 2HЭ Э2 + Hal2 > ЭHal F2 + O2 > O2F2 Э2 + S > SxЭy 3F2 + N2 > 2NF3 Э2 + P > PЭ3, PЭ5 2F2 + C > CF4 Э2 + Me > MeЭ, MeЭ2… 2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O Э + NaOH > NaЭ + NaЭO 2F2 + H2O > 2HF + OF2 Э + H2O > HЭ + HЭO I2 + HNO3(к) > HIO3 + NO2 + H2O Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко падает. Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при нагревании в присутствии катализатора: 2HBr + H2SO4(к) > Br2 + SO2 + 2H2O; 8HI + H2SO4(к) > 4I2 + H2S + 4H2O. Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в результате образования газообразного SiF4: 4HF(г) + SiO2 > SiF4 + 2H2O; 6HF(р-р) + SiO2 > H2[SiF6] + 2H2O. Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды. Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6 известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и порядкового номера галогена (при одинаковой СО): 2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O > 4H2SO4 + Br2O. Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования. 3НГО > HГO3 + НГ Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. К 6А группе относятся элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний. Э + H2 > H2Э (PoH2, Te) Э + Hal2 > ЭHal2, ЭHal4 Э + O2 > ЭO2 Э + S > SO2, PoS O + N2 > NO Э + P > ЭxPy Э + C > CЭ2 (Po) Э + Me > Me2Э, Me2Э2 Po + HCl > PoCl2 Э + H2SO4(к) > ЭO2 (PoSO4) Po + H2SO4(р) > PoSO4 Э + NaOH > Na2Э + Na2ЭO3 (Po) Po + HF > PoF2 Э + H2O > S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po) Э + HNO3(р) > Э + HNO3(к) > S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po(NO3)4). Рассмотрим подробнее соединения серы. С водородом этот элемент образует
соединение состава H2S. Это слабая двухосновная кислота; сильный
восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: в растворах – до
простых веществ, при сжигании – до оксидов. Она может быть получена
взаимодействием простых веществ или действием разбавленных кислот на соли. Сера образует три оксида: SO, SO2, SO3. Первый из них – бесцветный газ, разлагающийся уже при комнатной температуре. SO2, SO3 являются кислотными оксидами. SO2 получают в промышленности обжигом сернистых руд, в лаборатории – действием сильных кислот на сульфиты; SO3 – окисление SO2 в присутствии катализатора. SO2 в зависимости от условий может восстанавливаться и окисляться, для него характерны реакции диспропорционирования. Эти оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Н2SO3 получают
растворением SO2 в воде. Серную кислоту в промышленности получают двумя
способами: контактным и нитрозным. Контактный заключается в производстве Кроме Н2SO3 и Н2SO4 сера образует и ряд других кислот: политионовые Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и использование его в технике. Первый типический элемент VI группы – кислород – самый распространённый элемент на Земле: его содержание составляет почти 50 массовых долей, %. А по ОЭО кислород стоит на втором месте после фтора и поэтому образует огромное число соединений с другими элементами периодической системы. Известно более 1400 минералов, содержащих кислород. Важнейшие
кислородсодержащие минералы – кварц и его модификации, полевые шпаты,
слюды, глины, известняки. Огромное количество кислорода находится в воде
как в химически связанном, так и в растворённом состоянии. В свободном
состоянии кислород находится в атмосфере ( около 1015 т). Кислород воздуха
расходуется в процессах горения, гниения, ржавления, дыхания и непрерывно
регенерируется за счёт фотосинтеза. Кроме того, кислород является
обязательной составной составной частью организмов животных и растений. В технике кислород получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха и электролизом воды (как побочный продукт при получении водорода), а в лаборатории при термическом распаде оксидов (CrO3), пероксидов (BaO2), солей оксокислот (KNO3, KCIO3, KMnO4). Кислород – газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформируемости
электронной оболочки кислород имеет низкие температуры плавления (- Под действием УФ-излучения легко происходит фотолиз молекул кислорода,
поэтому на высоте более 100 км от поверхности земли основной формой
существования кислорода является атомарный. Аллотропной модификацией
кислорода является озон О3. В химическом строении молекулы озона
центральный атом кислорода подвергается spІ-гибридизации, а его 2pz-
орбиталь с такими же орбиталями крайних атомов кислорода образует ?р-р О 120? О О Озон – газ синего цвета, молекулы которого диамагнитны. Цвет его обусловлен большой полярностью и поляризуемостью молекулы О3 по сравнению с кислородом. Озон получается при действии тихого электрического разряда на кислород ( до 10 массовых долей, % О3) . В атмосфере озон образуется при грозовых разрядах и в верхних слоях под действием УФ–излучения. Озон сильно реакционноспособен. Его окислительные свойства выражены несравненно сильнее, чем у кислорода. По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством
простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов,
благородных газов, платины и золота. Два неспаренных электрона в
невозбужденном состоянии атома кислорода определяют его двухвалентность. 1. O2 + H2 > H2O 2. O2 + F2 > O2F2 3. O2 + S > SO2 4. O2 + N2 > 2NO (t>1200?) 5. 4P + 3O2 > P4O6 6. O2 + C > CO2 7. O2 + 2Mg > 2MgO Кислород применяется в металлургической и химической промышленности: доменный процесс, производство азотной и серной кислот. Кроме того, он используется для подземной газификации углей, газовой сварки и резки металлов. Замена воздуха кислородом в ряде производств ведет к интенсификации и сокращает производственный цикл. Смеси жидкого кислорода с горючими материалами ( угольный порошок, опилки, масла и др,) составляют основу мощных взрывчатых веществ – оксиликвитов, применяющихся при взрывных работах. Кроме того, жидкий кислород – окислитель для ракетных топлив и хладагент. Наконец, кислород используется для жизнеобеспечения на подводных лодках и космических кораблях, а также в медицине.
Вода является одним из наиболее распространенных и важных химических соединений на Земле. Поверхность земного шара на ѕ покрыта жидкой и твердой водой. В больших количествах вода содержится также в атмосфере и земной коре, в связанном состоянии входит в состав различных минералов и пород. Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды. Земные воды состоят из легкой вода, тяжелой воды по кислороду и тяжелой воды по водороду. Обычно под тяжелой водой подразумевают воду состава D2O c молекулярной массой 20. В тяжелой воде вещества растворяются хуже, а растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична: жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа погибают. Молекула воды из-за spі-гибридизации атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению водородных связей с соседними молекулами. О 104є27’ Н Н За счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар атома кислорода каждая молекула воды способна к образованию четырех водородных связей. Считается, что в твердой фазе все молекулы воды объединены водородными связями. При таянии льда разрывается около 15% Н-связей. При кипячении воды между ее молекулами еще остается часть Н-связей, которые полностью исчезают при нагревании водяного пара до 600єС. Такое своеобразие в структуре воды проявляется в ее свойствах, которые отличаются рядом аномалий. Чистая вода прозрачна и бесцветна. Она не имеет ни запаха, ни вкуса. При нормальном давлении аномально высоки температуры плавления и кипения воды по сравнению с этими показателями для соединений водорода с элементами 6А- группы, что объясняется прочностью системы водородных связей, объединяющих молекулы воды. Вода – довольно активный химический реагент. Химическая активность воды проявляется, прежде всего, в ее высокой растворяющей способности. Вода является катализатором целого ряда химических процессов. В ее отсутствие многие вещества почти не взаимодействуют химически. 1. Кислотно-основные реакции, в которых вода ведет себя, как амфотер: BaO + H2O > Ba(OH)2 P2O5 + 3H2O > 2H3PO4 2. Вода действует гидролитически на многие соли, образуя либо гидраты, либо продукты гидролиза: CaCl2 + 6H2O > CaCl2·6H2O Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v + 3H2S^ 3. Вода окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений до олова: 2К + Н2О > 2КОН + Н2. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли. К 5А группе относятся элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Азот в промышленности получают ректификацией воздуха, в лаборатории – окислением аммиака (1), реакциями внутримолекулярного окисления- восстановления соединений азота (2), восстановлением азотной кислоты (3): 1. 2NH3 + 3CuO > N2 + 3Cu + 3H2O; 2. NH4NO2 > N2 + H2O; 3. 5Mg + 12HNO3(p) > N2 + 5Mg(NO3)2 + 6H2O. Фосфор – в электрических печах по реакции: Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 > P2 + 3CaSiO3 + 5CO. Мышьяк – термическое разложение арсенопирита без доступа воздуха: FeAsS > As + FeS. Сурьма – сплавление сульфида сурьмы с железом: Sb2S3 + 3Fe > 2Sb + 3FeS. В ряду N – Bi усиливаются металлические свойства. Азот и фосфор –
типичные неметаллы; мышьяк и сурьма имеют как металлические, так и
неметаллические модификации; висмут – неметалл. Устойчивость
неметаллических модификаций в этом ряду падает, металлических – растет. Важнейшими элементами являются азот и фосфор. Рассмотрим более подробно
их соединения. Для них известны водородные соединения состава ЭH3, а также Для азота известна все оксиды отвечающие СО от +1 до +5, для фосфора –
степеням окисления +3 и +5. Синтезом из простых веществ при очень высоких
температурах можно получить только NО, остальные оксиды азота получают
косвенным путем. Р4О6 и Р4О10 можно получить при взаимодействии простых
веществ. Все оксиды азота, кроме NО термически неустойчивы. N2О и NО с
водой не реагируют, NО2 при растворении в воде диспропорционирует,
аналогично протекает реакция со щелочами. Оксиды азота (3, 5) и фосфора (3, Для азота и фосфора известны кислоты отвечающие степеням окисления +3 и Аммиак и азотная кислота используются для получения азотных удобрений, взрывчатых веществ. Фосфор и его соединения используются в производстве спичек. Роль азота и фосфора очень велика в жизни организмов. Они входят в состав молекул ДНК, с помощью которых осуществляется синтез белков и передача наследственной информации. Фосфор повышает засухо- и морозоустойчивость, способствует накоплению ценных веществ в растении. Удобрениями служат как природные фосфорные руды, так и продукты их химической переработки. Качество фосфорных удобрении характеризуется содержанием усвояемого Р в пересчете на Р2О5.Стандартным считается удобрение, содержащее 18,9% Р2О5. Сырьем для получения служат природные фосфорные руды – фосфориты и апатиты. Фосфоритная мука – это природный измельченный фосфорсодержащий минерал. Производство состоит из операций дробления, сушки и размола фосфоритов. Суперфосфат простой получается разложением природных фосфатов серной кислотой. Простой суперфосфат содержит от 14 до 21% усвояемого Р2О5: 4Ca5(PO4)3F + 14H2SO4 + 13H2O > 6Ca(H2PO4)2·H2O + 14CaSO4·0,5H2O + HF, Ca5(PO4)3F получают из кальцийфторапатита Ca5(PO4)3F·CaF5 Азот входит в состав хлорофилла и белков, являющихся основой живой ткани. Растения усваивают азот, содержащийся в почве в виде солей. Только некоторые растения (бобовые) усваивают азот воздуха. Основными азотными удобрениями являются: нитрат, сульфат, хлорид и фосфат аммония, калиевая, натриевая и кальциевая селитры, мочевина. Нитрат аммония – наиболее эффективное азотное удобрение, содержащее 35% азота. Получают нейтрализацией азотной кислоты сухим аммиаком: HNO3 + NH3 >NH4NO3 CaSO4 + (NH4)2CO3 > (NH4)2SO4 + 2NH3 + CO2 > NH2COONH4 > NH2CONH2 + H2O Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на карбонат-ион. 4А группе относятся элементы углерод, кремний, германий, олово и свинец. По химическим и физическим свойствам углерод и образуемые им соединения
резко отличаются от др. элементов группы. Будучи типичным неметаллом, С в
форме простого вещества, а также в соединениях с кислородом, азотом и серой
способен образовывать кратные связи в группировках типа >C=CC=O, Э + Н2 = Э + Г2 = C (CF4); Si, Ge, Sn (ЭГ4); Pb (F4, Cl4, Br2, I2) Э + О2 = ЭO2; Pb (PbO) Э + S = C, Si, Ge, Sn (ЭS2); Ge, Sn, Pb (ЭS) Si + N2 = Si3N4 Э + Р = Si, Ge, Sn (ЭР), ЭР2, ЭР3 Э + С = Э + Ме = карбиды, силициды, сплавы. Э + H2O = Э + H2SO4(k) = C, Si; Ge, Sn (Э(SO4)2); Pb(HSO4)2 Э + H2SO4(p) = C, Si, Ge; ЭSO4 (Pb пассивируется) Э + NaOH = C, Ge; Na2SiO3; Sn, Pb (Na2[Э(OH)4]) Э + HNO3(k) = Si; C (CO2); Ge, Sn (xЭO2·yH2O) Э + HNO3(p) = C, Si, Ge; Sn, Pb (Э(NO3)2) Э + HCl = C, Si, Ge; Sn, Pb (ЭCl2), (Pb пассивируется). Наиболее важными соединениями углерода является СН4 и СО2. СН4 является химически инертным газом. Огромные его количества находятся в природе в виде природного газа. Он широко используется в различных органических синтезах, а также в быту. СО2 представляет собой газ. Он проявляет кислотные свойства, являясь ангидридом угольной кислоты. Он используется в качестве восстановителя, в пищевой промышленности для газирования различных напитков, «сухой лед». Также большое практическое значение имеют соли не выделенной в свободном состоянии угольной кислоты Н2СО3. Из соединений кремния очень важен оксид SiO2. Это кислотный оксид. Он используется как восстановитель, а также в стекольной и цементной промышленности. В свободном виде кремний в природе не встречается, а только в
соединениях, важнейшим из которых является кремнезем SiO2. Кремний также
входит в состав полевого шпата и каолина. Кремнезем является главным сырьем
для производства стекла, цемента и керамики. Стекло получают из смеси песка Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2; CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2. Затем силикаты натрия и калия сплавляют с песком и получают стекло Если же вместо соды брать поташ К2CO3, то образуется тугоплавкое стекло Чтобы придать стеклу нужную окраску, в него добавляют соответствующие оксиды металлов: оксиды железа придают стеклу зеленый цвет, кобальта – синий, меди – голубой, серебра – желтый и т.д. Если в состав стекла входит оксид свинца, то получают хрусталь – ценное стекло, обладающее большой лучепреломляющей способностью. Хрусталь хорошо шлифуется, после чего приобретает сильный блеск. Цемент получают из известняка и глины. При этом используют и мергель. CaO·SiO2 + CO2 + H2O = CaCO3 + H2SiO3. При «схватывании» портландского цемента углекислота не участвует в процессе, а происходит гидролиз силикатов с последующим образованием нерастворимых кристаллогидратов: Ca3SiO5 + H2O = Ca2SiO4 + Ca(OH)2; Ca2SiO4 + 4H2O = Ca2SiO4·4H2O. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи, понятие о свободных радикалах. Создателем теории химического строения был великий русский химик «силами валентности»: в наше время выяснено, что силы валентности имеют электронную природу. Физические методы, в первую очередь рентгенография и электронография, позволяют определить реальное положение каждого атома в молекуле, получать как бы его фотографию. Это расположение согласуется с найденным чисто химическим путем. Поэтому мы чаще говорим просто о строении молекул, опуская прилагательное «химическое», которое обязательно употреблял Бутлеров. Структурные формулы в развернутой записи (т.е. с обозначением каждого атома и каждой связи) уже при небольшом усложнении молекулы становится трудно читаемыми. Поэтому с самого начала необходимо привыкнуть к структурным формулам в сокращенной записи, например: или Как видно из приведенных примеров, при сокращенной записи рядом с атомом углерода помещают непосредственно связанные с ним атомы и группы, затем ставят черточку и после нее переходят к другому атому углерода, со стоящими при нем заместителями. Чтобы еще более сократить запись, иногда совсем опускают черточки: например, СН3СН(ОН)СН3. При построении структурных формул органических соединений необходимо
учитывать найденную опытным путем валентность элементов-органогенов. Так,
валентность углерода 4, водорода 1, кислорода 2, галогенов 1. Азот, сера и
фосфор могут находиться в разных валентных состояниях. Все три особенности строения важны при рассмотрении свойств органических соединений. Теория химического строения позволила понять природу изомерии: молекулы структурных изомеров имеют одинаковый состав, но различаются порядком связи атомов. Например, формула С2Н6О отвечает двум различным веществам: диметиловому эфиру и этиловому спирту. Бутлеров не ограничился лишь теоретическим объяснении изомерии на основе теории строения. Он провел и ряд экспериментальных работ, подтвердив предсказания теории получением изобутана и третичного бутилового спирта. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, spі-гибридизация. Номенклатура алканов. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование. Алканы являются углеводородами, наиболее богатыми водородом, они
насыщены им до предела. Отсюда название – насыщенные или предельные
углеводороды. Их также называют парафинами. Общая черта в строении алканов
и циклоалканов – простая или одинарная связь между атомами углерода. на
образование этой связи затрачивается одна пара электронов, причем
максимальное перекрывание орбиталей находится на линии, соединяющей центры
атомов. Такую связь называют ?-связью, а электроны, образующие её – ?-
электронами. Распределение электронной плотности ?- связи симметрично
относительно оси, проходящей через центры связанных атомов. В молекулах
насыщенных углеводородов атомы углерода находятся в состоянии spі-
гибридизации и каждый из них образует четыре ?-связи с углеродом или
водородом. Состояние spі-гибридизации характеризуется тетраэдрической
конфигурацией, т.е. пространственное направление связей составляет 109є28’. Галогенирование: CH4 + Cl2 > CH3Cl + Cl2 > CH2Cl2 + Cl2 > CHCl3 + Cl2 > CCl4 (h?) Реакция идет по цепному механизму: a) Инициирование цепи: Cl2 > 2Cl? b) Рост цепи: H3C:H + Cl? > H:Cl + H3C? H3C? +Cl:Cl > H3C:Cl + Cl? c) Обрыв цепи: 2Cl? > Cl2 2H3C? > CH3–CH3 H3C? + Cl? > CH3–Cl 1. Нитрование (р-ция Коновалова): CH3CH2CH3 + HONO2 > CH3CH(NO2)CH3 + H2O (t=140°, p, 10%) 2. Крекинг: нагревание до 400°-600? сообщает молекулам достаточно энергии для того, чтобы произошел гомолитический разрыв С–С связи. При крекинге предельных углеводородов образуются более простые предельные и непредельные углеводороды. Наряду с собственно крекингом при термокаталитической обработке предельных углеводородов идут и другие процессы: * Дегидрирование – отнятие водорода с превращением предельных углеводородов в непредельные. * Ароматизация алканов и циклоалканов с превращением в ароматические углеводороды. * Изомеризация – перестройка углеродого скелета (при действии AlCl3). Метан используется в основном в качестве дешевого топлива. При горении он дает почти бесцветное пламя. Из метана получают ценные химические продукты: метанол, синтез-газ, формальдегид, ацетилен, различные хлорпроизводные. Этан используется при синтезе этилена. Пропан в смеси с бутаном используется в качестве топлива. Средние члены гомологического ряда используют как горючее для двигателей (бензин, керосин), а также в качестве растворителей. Высшие алканы – топливо для дизельных двигателей, смазочные масла и сырье для производства моющих средств. Этиленовые углеводороды (алкены); ?- и ?-связи, spІ-гибридизация. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Алкенами называются ненасыщенные углеводороды, содержащие в молекулах
одну двойную связь. Простейшим представителем алкенов является этилен С2Н4,
в связи, с чем соединения этого ряда называются также углеводородами ряда
этилена. Часто применяется для них название олефины. Гомологический ряд
алкенов имеет общую формулу СnН2n, т. е. как у циклоалканов. Таким образом,
алкены и циклоалканы – изомеры, относящиеся к разным классам. Характерной
особенностью строения алкенов является наличие в молекуле двойной связи Этилен является одним из важнейших полупродуктов для промышленности органического синтеза. Многие вещества, получаемые непосредственно из этилена, имеют практическое применение или используются для дальнейших синтезов. Пропилен используется для производства изопропилового спирта, ацетона, глицерина, полипропилена. Изобутилен используется для синтеза изооктана, полиизобутилена. Бутилены применяются для получения бутадиена – продукта для получения синтетического каучука. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил. Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров. Соединения с молекулярными массами от нескольких тысяч до миллионов
получили название высокомолекулярных (полимерных). В настоящее время
научились синтезировать много различных ВМС, нашедших применение для
изготовления различных материалов: пластмасс, волокон, эластомеров. Для
этих материалов очень важны физико-механические свойства – их прочность,
эластичность, термостойкость и др. В результате изучения ВМС установлено,
что их физико-механические свойства зависят, прежде всего, от формы
молекулы, химический состав играет подчиненную роль. По форме молекул
различают два крайних типа полимеров: линейные (нитевидные) и трехмерные Полиолефины. Особое значение приобрела полимеризация олефинов, при которой образуются ценные высокомолекулярные материалы. Полиэтилен – это по существу насыщенный углеводород с молекулярной
массой от 20 тысяч до миллиона. Он представляет собой прозрачный материал,
обладающий высокой химической стойкостью, температура размягчения 100- CH2=CH2 > ???–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–CH2–??? Полипропилен получают из пропилена аналогично полиэтилену. Это прозрачный материал с температурой размягчения 160-170°С, предел прочности при растяжении 260-500 кг/смІ, обладающий хорошими электроизоляционными свойствами. Особенностью полимеризации является получение нескольких видов строения молекулы: атактический полимер (1), синдиотактический полимер (2), изотактический полимер (3): 1. [pic] 2. [pic] 3. [pic] Полистирол – бесцветный прозрачный материал, хорошо известный в виде различных изделий из «органического стекла». Температура размягчения атактического полистирола ~85°С, а изотактического 230°С, что позволяет использовать последний при более высоких температурах. Строение изотактического полистирола следующее: [pic] Виниловые полимеры. Кроме углеводородов, способны полимеризоваться и
многие другие соединения с двойной связью, носящие название виниловых
мономеров. Их общая формула CH2=CH–X, где Х – хлор, CN, COOCH3 и др. ???–CH2–CH–CH2–CH–CH2–CH–CH2–CH–??? | | | | X X X Поливинилхлорид – прочный термопластичный материал, молекулярная масса Широко используются полиметилакрилат (1) и полиметилметакрилат (2),
получаемые из эфиров ненасыщенных кислот – акриловой и метакриловой. | | | | COOCH3 COOCH3 COOCH3 COOCH3 CH3 CH3 CH3 CH3 | | | | | | | COOCH3 COOCH3 COOCH3 COOCH3 Ценные материалы получаются при полимеризации нитрила акриловой кислоты | | | CN CN CN CN Из полиакрилонитрила изготавливается волокно нитрон – искусственная шерсть. Поливинилацетат. –CH2–CH– | O–CO–CH3 В реакции поликонденсации участвуют обычно бифункциональные мономеры, молекулы которых присоединяются друг к другу с отщеплением какой-либо простой молекулы (обычно воды). Полиамиды: Анид получают из адипиновой кислоты и гексаметилендиамина: nHOOC–(CH2)4–COOH + nH2N–(CH2)6–NH2 > > [–OC–(CH2)4–CO–NH–(CH2)4–NH–]n + nH2O Капрон получается из капролактама: > ???–NH–(CH2)5–CO–NH–(CH2)5–CO–NH–(CH2)5–CO–??? Энант получают при конденденсации ?-аминоэтановой кислоты. Это волокно имеет строение: ???–NH–(CH2)6–CO–NH–(CH2)6–CO–NH–(CH2)6–CO–??? Полиэфиры. При поликонденсации дикарбоновых кислот с многоатомными спиртами получают высокомолекулярные материалы полиэфирного типа. Лавсан – полиэфир этиленгликоля и терефталевой кислоты: HOOC– –COOH + HOCH2–CH2OH > > ???–O–CH2–CH2–O–OC– –CO–??? Глифталевые смолы получаются при поликонденсации глицерина и фталевой
кислоты. Наличие трех гидроксильных групп дает возможность для построения
трехмерного полимера: Вместо глицерина можно применять и пентаэритрит С(СН2ОН)4 (пентафталевые смолы). Наряду с фталевой кислотой вводят также насыщенные и ненасыщенные жирные кислоты. Глифталевые, пентафталевые смолы и продукты их модификации различными добавками объединены под общим названием алкидные смолы. Их растворяют в различных органических растворителях, добавляют красители и получают эмали и лаки, применяемые для окраски вагонов, станков, сельскохозяйственных машин. Алкидные смолы употребляют также при изготовлении типографических красок, линолеума, клеев. В этих областях применения имеет значение способность алкидных смол после высыхания давать прочные пленки. Фенолоформальдегидные смолы. Искусственный материал, полученный поликонденсацией фенола с формальдегидом, явился первой пластмассой, полученной еще в прошлом столетии, но сохранившей свое значение и в наше время. По фамилии изобретателя англичанина Бакеленда этот материал получил название бакелит. Поликонденсация фенола с формальдегидом проходит при длительном
нагревании компонентов в присутствии кислотных или основных катализаторов. [pic] Молекулярная масса нарастает постепенно. Если поликонденсацию остановить при достижении молекулярной массы 700 – 1000, то получается резол – твердая, очень хрупкая прозрачная масса, напоминающая янтарь. Этот материал легко растворяется в органических растворителях. Такие растворы используют в качестве лаков. При повышении температуры до В процессе прессования идет дальнейшая поликонденсация резольной смолы с образованием трехмерного полимера – резита (см. рис. 1). Резит не плавится и не растворяется.
Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический каучук. Алкадиены – соединения, содержащие в открытой углеродной цепи две
двойные связи. Общая форма алкадиенов СnН2n-2 (как и ацетиленов). Чтобы получить каучук с определенными свойствами, часто используют
реакцию сополимеризации – совместной полимеризации двух и более полимеров. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции присоединения). Использование ацетилена. Алкины – ненасыщенные углеводороды, содержащие в молекуле одну тройную связь. Общая формула – СnH2n-2. Главным фактором, характеризующим алкины, является наличие в молекуле тройной связи – С ? С – Углеродные атомы, образующие тройную связь, находятся в состоянии sp-
гибридизации. Каждый из них образует две ?-связи, две негибридизованные р-
орбитали расположены под прямым углом друг к другу и соответствующим
орбиталям другого атома. Они попарно перекрываются, образуя две ?-связи,
расположенные в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Изомерия алкинов
обусловлена разветвлением цепи и положением тройной связи: в этом у них
сходство с алкенами. Но для алкинов невозможно существование цис-транс-
изомеров, т.к. две ?-связи лежат на одной прямой. Основные способы
получения: из дигалогенпроизводных алканов отщеплением галогенводорода при
действии спиртового раствора КОН, взаимодействием алкилгалогенидов с
ацетиленидами. CHCl=CHCl+ Cl2 > CHCl2–CHCl2 Реакция протекает легче, чем для алкенов. Катализатором служит разбавленная серная кислота и соли двухвалентной ртути. Эта реакция была открыта М. Г. Кучеровым в 1881 г. и носит его имя. На основе ацетилена развились многие отрасли промышленности органического синтеза. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его использование. Ароматическими углеводородами называются вещества, в молекулах которого содержится одно или более бензольных колец. Простейшим представителем аренов является бензол. В 1865г. ученым Кекуле была предложена структура молекулы бензола. Главной особенностью ядра является то, что в нем нет ни настоящих простых, ни настоящих двойных связей: все шесть С–С связей одинаковы, а шесть ?-электронов образуют устойчивую группировку – электронный секстет. Эта устойчивость создается сопряжением всех ?- электронов. Объяснение эквивалентности всех связей было дано лишь с развитием квантовой теории химических связей. Каждый атом углерода находится в состоянии spІ-гибридизации, причем у каждого атома одна из негибридизованных р-орбиталей расположена перпендикулярно плоскости молекулы. При этом все они эквивалентны и образуют общую сопряженную ?- систему. Оставшаяся от связи с соседними атомами углерода р-орбиталь каждого атома сориентирована в плоскости кольца и используется для связи с атомом водорода. Бензол – прозрачная бесцветная жидкость с характерным запахом. Не смешивается с водой, но смешивается со многими органическими растворителями, сам бензол является хорошим растворителем. Горит коптящим пламенем. Ядовит. В промышленности получают риформингом нефти. В чистом виде основная реакция – дегидрогенизация гексана: С6Н14 > С6Н6 + 4Н2 (t, p). Химические свойства: 1. AlCl3 + Cl2 ? Cl?+ [AlCl4]?– С6Н6 + Cl2 > C6H5Cl + HCl 2. HNO3 + H2SO4 ? NO2?+[HSO4]?– + H2O С6Н6 + HNO3 > C6H5NO2 + H2O 3. 2H2SO4 ? SO3H?+[HSO4]?– + H2O С6Н6 + H2SO4 > C6H5SO3H + H2O 4. AlCl3 + RCl ? R?+[AlCl4]?– С6Н6 + RCl > C6H5R + HCl 5. С6Н6 + 3H2 > C6H12 Pt; t, p. 6. С6Н6 + 3Cl2 > C6H6Cl6 УФ-облучение. Производные бензола, которые можно рассматривать как продукты замещения
атомов водорода бензола алкильными радикалами, называются гомологами. Арены применяются как химическое сырье для получения лекарств, пластмасс, красителей, ядохимикатов и многих других органических веществ, широко используются арены как растворители. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической промышленности для получения различных веществ. Основными источниками углеводородов являются природный и попутные нефтяные газы, нефть и уголь. Природный газ. В состав природного газа входит в основном метан (около Попутные нефтяные газы. Они растворены под давлением в нефти. При ее
извлечении на поверхность давление падает, и растворимость уменьшается, в
результате чего газы выделяются и нефти. Попутные газы содержат метан и его
гомологи, а также негорючие газы – азот, аргон и СО2. Попутные газы
перерабатывают на газоперерабатывающих заводах. Из них получают метан,
этан, пропан, бутан и газовый бензин, содержащий углеводороды с числом
атомов углерода 5 и больше. Этан и пропан подвергают дегидрированию и
получают непредельные углеводороды – этилен и пропилен. Смесь пропана и
бутана (сжиженный газ) применяют как бытовое топливо. Газовый бензин
добавляют к обычному бензину для ускорения его воспламенения при запуске Нефть – жидкое горючее ископаемое темно-бурого цвета с плотностью 0,70 – Каменный уголь. Переработка каменного угля идет по трем основным
направлениям: коксование, гидрирование и неполное сгорание. Коксование
происходит в коксовых печах при температуре 1000–1200°С. При этой
температуре без доступа кислорода каменный уголь подвергается сложнейшим
химическим превращениям, в результате которых образуется кокс и летучие
продукты. Остывший кокс отправляют на металлургические заводы. При
охлаждении летучих продуктов (коксовый газ) конденсируются каменноугольная
смола и аммиачная вода. Несконденсированными остаются аммиак, бензол,
водород, метан, СО2, азот, этилен и др. Пропуская эти продукты через
раствор серной кислоты выделяют сульфат аммония, который используется в
качестве минерального удобрения. Бензол поглощают растворителем и отгоняют
из раствора. После этого коксовый газ используется как топливо или как
химическое сырье. Каменноугольная смола получается в незначительных
количествах (3%). Но, учитывая масштабы производства, каменноугольная смола
рассматривается как сырье для получения ряда органических веществ. Если от
смолы отогнать продукты, кипящие до 350°С, то остается твердая масса – пек. Если сухую перегонку угля проводить при 500–550°С, то получают деготь, который наряду с битумом используется в строительном деле как связующий материал при изготовлении кровельных, гидроизоляционных покрытий (рубероид, толь и др.). На сегодняшний день существует серьезная опасность экологической катастрофы. На земле практически нет места, где природа не потерпела бы от деятельности промышленных предприятий и жизнедеятельности человека. При работе с продуктами перегонки нефти нужно следить, чтобы они не попадали в почву и водоемы. Почва, пропитанная нефтепродуктами, теряет плодородие на многие десятки лет, и его очень трудно восстановить. Только за 1988 г. при повреждении нефтепроводов в одно из крупнейших озер попало около 110000 т нефти. Известны трагические случаи слива мазута и нефти в реки, в которых происходит нерест ценных пород рыб. Серьезную опасность загрязнения воздуха представляют ТЭС, работающие на угле, - они являются основным источником загрязнения. Отрицательно воздействуют на водоемы ГЭС, работающие в равнинах рек. Хорошо известно, что автомобильный транспорт сильно загрязняет атмосферу продуктами неполного сгорания бензина. Перед учеными стоит задача к минимуму сократить степень загрязнения окружающей среды! Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его использование. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование. Продукты замещения водорода в углеводородах гидроксильной группой называют спиртами. Общая формула спиртов R–OH. Гидроксильные производные ароматических углеводородов называют ароматическими спиртами в том случае, если гидроксильная группа находится в боковой цепи, и фенолами, если гидроксогруппа связана с углеродом ядра. По характеру углеводородного радикала алифатические спирты делятся на насыщенные и ненасыщенные. В зависимости от числа гидроксогрупп в молекуле различают одноатомные, двухатомные и многоатомные спирты. Углеродный атом способен прочно удерживать только одну гидроксильную группу; не может гидроксил стоять и при кратной связи, хотя из этих правил есть исключения. Изомерия спиртов обусловлена строением радикала (изомерия углеродного скелета) и положением гидроксила (изомерия положения). По положению гидроксила в молекуле, в зависимости от того, с каким атомом углерода связан (с первичным, вторичным или третичным) различают первичные, вторичные и третичные спирты. Широко используется рациональная номенклатура спиртов. Название
производится от соответствующего углеводородного радикала с добавлением
слова «спирт». Это удобно в случае несложных радикалов: метиловый спирт. Общими свойствами получения спиртов является гидратация олефинов в кислой среде, гидролиз галогенпроизводных, восстановление карбонильных соедининий. Функциональная группа спиртов – гидроксил – обуславливает главные химические свойства этих соединений. Спирты отличаются большой химической активностью. Вследствие многообразия реакций спиртов и доступности сырья для их получения спирты являются ценным исходным материалом для синтеза многих алифатических соединений. Связи С–О–Н поляризованы, причем отрицательным концом диполя является кислород, как наиболее электроотрицательный элемент. На атомах углерода и водорода имеются частичные положительные заряды. Такой электронный характер гидроксогруппы предопределяет ее склонность к реакциям гетеролитического типа, в ходе которых может разрываться либо связь С–О, либо связь О–Н. Спирты - практически нейтральные вещества: они не изменяют окраски индикаторов, не вступают в реакции ни с водными растворами щелочей, ни с разбавленными кислотами. Однако в определенных реакциях они проявляют свойства очень слабых кислот и оснований, т.е. являются амфотерами, подобно воде. Кислотные свойства спиртов выражены несколько слабее, чем у воды, хотя связь кислород–водород поляризована: О?––Н?+. Алкильные группы отталкивают от себя электроны, снижая тем самым легкость отщепления протона по сравнению с водой. У третичных спиртов кислотные свойства выражены наиболее слабо. Если же в радикал спирта ввести электроноакцепторный атом, то кислотные свойства усиливаются. Примером может служить перфторпроизводное триметилкарбинола, кислотные свойства его заметно выражены (разлагает соли угольной кислоты). 2C2H5OH + 2Na > 2C2H5ONa + H2. Основные свойства спиртов проявляются в их взаимодействии с сильными кислотами. При этом спирты подобно воде дают соль оксония: CH3–OH + HBr > [CH3–OH2]+Br– . 1. R–O–Na + R’I > R–O–R’ + NaI 2. ROH + HBr ? RBr + H2O 3. CH3CH2OH + HOSO3H ? CH3CH2–OSO3H + H2O 4. 2CH3OH + SO3 > (CH3)2SO2 + H2O 5. CH3COOH + HOC2H5 ? CH3COOC2H5 + H2O 6. CH2=CH2 < H3CH2OH > (CH3CH2)2O 7. Окисление первичных > альдегид, кислота. 8. Окисление вторичных > кетон. Главное промышленное применение метилового спирта – получение
формальдегида. Он используется также для синтеза метилирующих средств Наиболее важное значение из многоатомных спиртов имеют этиленгликоль H | СН2 – O O CH2 – OH | / | 2 | + Cu(OH)2 = | Cu CH2 – OH | / | CH2 – O O | H Гидроксильные группы в этиленгликоле могут замещаться на галоген. При
действии хлористого или бромистого водорода замещается одна гидроксогруппа
и получается галогенгидрин. Вторая гидроксогруппа замещается труднее – под
действием PCl5 или SOCl2. Этиленгликоль образует простые и сложные эфиры. Глицерин – вязкая гигроскопическая жидкость сладкого вкуса, смешивающаяся с водой в любых соотношениях. Глицерин входит в состав жиров и других веществ, образующих животные ткани. По своим свойствам глицерин подобен этиленгликолю: легко дает с гидроксидами тяжелых металлов глицераты; гидроксильные группы обмениваются на галоген, дает простые и сложные эфиры. Эфир глицерина и азотной кислоты – тринитрат глицерина по ошибке называют “нитроглицерином”. При обычных условиях это жидкость, чувствительная к удару, является сильно взрывчатым веществом. Разложение нитроглицерина – сильно экзотермическая реакция, при этом выделяется большое количество газов: 4CH2(ONO2)CH(ONO2)CH2(ONO2) = 12CO2 + 6N2 + 10H2O + O2 Для повышения стабильности нитроглицерина и обеспечения безопасности в обращении нитроглицерином пропитывают пористую массу и готовят так называемые динамиты. Они используются в военном и горном деле. Благодаря гигроскопичности глицерин используется в качестве увлажняющего средства при изготовлении фармацевтических препаратов и косметических средств, а также в кожевенной и текстильной промышленности. В пищевой промышленности его применяют для подслащивания ликеров и др. Из непредельных спиртов наибольшее промышленное значение имеет аллиловый спирт СН2=СН–СН3 . Получают в промышленности из пропилена высокотемпературным хлорированием и последующим гидролизом. Аллиловый спирт является промежуточным продуктом для синтеза глицерина. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение и применения фенола. Фенолы - гидроксилсодержащие ароматические соединения, в молекулах которых гидроксил связан непосредственно с углеродным атомом бензольного ядра. Общая формула: Ar–OH. Гидроксогруппа и бензольное ядро оказывают большое влияние друг на друга: неподеленная пара кислорода вступает в сопряжение с ?-электронами ядра (1). В результате электронная плотность переходит частично на связь С–О, увеличивая при этом электронную плотность в о- и п-положениях в ядре. Электронная пара связи О–Н сильнее притягивается к атому кислорода, способствуя тем самым созданию положительного заряда на атоме Н гдроксогруппы и отщеплению его в виде протона (2). В результате этого фенолы проявляет более сильный кислотный характер по сравнению со спиртами: 1. [pic] 2. [pic] Фенолы – высококипящие жидкости или кристаллические вещества, обладающие сильным характерным запахом. Плотность около 1. Свойства гидроксила Фенол > Вода > Cпирт 5. C6H5ОН + Cl–CO–CH3 > C6H5–О–CO–CH3 + HCl Свойства бензольного ядра 1. C6H5ОН + 3Br2 > C6H2Br3OH + 3HBr Фенол применяется для производства красителей пикриновой кислоты и особенно для получения пластмасс – фенолоформальдегидных смол. Растворы фенола используются для дезинфекции. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы. Соединения, в молекулах которых карбонильная группа связана с одним
органическим радикалом и с атомом водорода называются альдегидами. >С?+ = О?– Полярность сказывается на физических и химических свойствах. Многие альдегиды и кетоны хорошо растворимы в воде. Низшие альдегиды обладают резким запахом, многие высшие альдегиды и кетоны обладают приятным запахом и используются в парфюмерии. Реакции присоединения: 1. R–CHO + 2H > R–CH2–OH R’R”C=O + 2H > R’R”CH–OH 2. –C?+– + :CN > –C–CN + H+ > –C–CN || | | O?– O– OH 3. H2CО+ H2O > H2C–(OH)2 OH HCl OR’ 4. R–CHO + R’OH > R–C< + R’OH —> R–C< + H2O | OR’ | OR’ H H 5. R–COH + Ag2O > R–COOH + 2Ag Реакции замещения кислорода карбонильной группы. Формальдегид: в промышленности формальдегид получают из метилового спирта. Пары спирта вместе с воздухом пропускают над раскаленной медью: 2СН3ОН + 2О2 > 2СН2О + 2H2O К-р: Cu Другим важным способом является неполное окисление метана: СН4 + О2 >СН2О + H2O к-р: t=400° Используется для различных синтезов. Обладает токсичностью для микроорганизмов и применяется как дезинфицирующее средство. Используется в кожевенной промышленности, для хранения медицинских препаратов и т. д. Ацетальдегид: в промышленности получают из ацетилена по реакции Кучерова и окислением этанола. Современным способом получения является каталитическое окисление этилена: СН2=СН2 + ?О2 > СН3–СНО К-р: PdCl2 Используется для получения уксусной кислоты, этилацетата, “сухого спирта” (метальдегида) и этилового спирта. Ацетон: в промышленности получают каталитической кетонизацией уксусной кислоты, дегидрированием изопропилового спирта, прямым окислением пропилена: СН2=СН–СН3 + ?О2 > СН3–СО–СН3 К-р: PdCl2, Cu2Cl2 Ацетон применяется как растворитель для лаков, кинопленки, для получения искусственного ацетатного волокна, ацетилена, а также во многих синтезах. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот. Карбоновыми кислотами называются соединения, содержащие в молекуле группу –СООН , носящую название карбоксильной, происходящее от названий составляющих ее групп: карбонильной –СНО, гидроксильной –ОН. По числу карбоксильных групп кислоты делятся на одноосновные, двухосновные и многоосновные. По характеру радикала – на предельные, непредельные, ароматические и т. д. Изомерия обусловлена строением углеводородного радикала. Для низших членов ряда наиболее употребительны тривиальные названия. Кислоты имеют высокие температуры кипения и плавления, что обусловлено наличием водородных связей. Низшие кислоты обладают острым кислым запахом, высшие запаха не имеют. Низшие кислоты хорошо растворимы в воде, но с увеличением радикала растворимость уменьшается. Карбоксильная группа содержит в себе карбонильную и гидроксильную
группы. Вследствие близкого расположения они оказывают сильное влияние друг
на друга. Гидроксогруппа кислот легче отщепляет протон водорода, чем
гидроксогруппа спиртов. Причина усиления кислотности – полярная
карбонильная группа. Карбонильный атом углерода, несущий положительный
заряд, стремится погасить дефицит электронов, притягивая электронные пары
не только связей R–C и С=О, но и свободные электронные пары кислорода
гидроксильной группы. Поэтому гидроксильный кислород сильнее оттягивает
электронную пару связи О–Н (1), усиливая положительный заряд на водороде 1. [pic] 2. [pic] Химические свойства: 1. RCOOH + NaOH > RCOONa + H2O 2. 2RCOOH + Mg > (RCOO)2Mg + H2 3. RCOONa + HCl(p) > RCOOH + NaCl H2SO4 4. RCOOH + H2SO4(к) – не идет ( HCOOH —>СO + H2O) 5. Реакция ацилирования: Путем замещения гидроксильной группы различными группами можно получить функциональные производные кислот: аммиак-аммонийные соли, галогенангидриды, сложные эфиры, амиды, нитрилы и др. При гидролизе всех производных кислот получаются исходные кислоты. Кислоты находят широкое применение в промышленности. Муравьиная кислота применяется в текстильной и кожевенной промышленности; уксусная – в быту, при производстве специального шелка, красителей, сложных эфиров, ацетона; щавелевая – в крашении, при производстве красителей, в кожевенной промышленности. Высшие кислоты применяются при производстве мыла, каучука и резиновых изделий, линолеума, смазочных масел. Также кислоты широко используются в различных синтезах. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства. Химическая переработка жиров. Сложные эфиры являются наиболее важными функциональными производными
кислот с общей формулой R – CO – O – R’, т.е. их можно рассматривать как
производные кислот, у которых гидроксил замещен алкоксильной группой. [pic] Сложные эфиры широко распространены в природе. Аромат многих цветов, плодов, ягод обусловлен присутствием в них сложных эфиров. Чрезвычайно распространены в растительном и животном мире относящиеся к сложным эфирам жиры. Эфиры низших одноатомных спиртов и низших кислот – летучие жидкости с
приятным запахом цветов, ягод. Этилформиат имеет запах рома, изоамилацетат Важнейший способ получения сложных эфиров – взаимодействие карбоновых кислот со спиртами – реакция этерификации. RCOOH + R’OH ? RCOOR’ + H2O. В качестве катализаторов применяют конц. H2SO4 , газообразный HCl, BF3 и
др. Влияние кислотного катализатора заключается в протонировании
карбонильного кислорода и, следовательно, в увеличении положительного
заряда на атоме углерода карбоксильной группы, что делает его более
способным к присоединению нуклеофильного реагента – спирта: Реакция этерификации обратима. Избыток спирта или кислоты
благоприятствует сдвигу равновесия вправо. Увеличить выход эфира можно
также постоянным выведением одного из образующихся веществ из сферы
реакции. Скорость реакции этерификации зависит от природы спирта и кислоты,
а именно – с каким атомом углерода связана гидроксильная группа (первичным,
вторичным или третичным) и каково строение углеродной цепи, связанной с
карбоксильной группой. Объемистые радикалы создают пространственные
затруднения и мешают образованию промежуточных продуктов присоединения. Химические свойства: R – CO – OR’ + HOH ? RCOOH + R’OH R – CO – OR’ + R”OH ? R – CO – OR” + R’OH CH3 – CO – OC2H5 + NH3 > CH3 – CO – NH2 + C2H5OH R – CO – OR’ ? R – CH2OH + R’OH В состав растительных и животных организмов наряду с белковыми
веществами и углеводами входят жиры и жироподобные вещества. Главной
составной частью растительных и животных жиров являются сложные эфиры
глицерина и высших жирных кислот – триглицериды пальмитиновой, стеариновой,
олеиновой, линолевой и др. Химическая природа жиров бала установлена в
первой четверти XIX века Шеврелем. Во всех жирах остаток спирта один и тот
же (остаток глицерина): разница между жирами обусловлена остатками кислот. В промышленности реакция гидролитического расщепления жиров широко используется для получения глицерина и жирных кислот или их солей, т.е. мыла. Расщепление производят как в кислой, так и в щелочной среде. В первом случае образуется глицерин и смесь свободных кислот – стеарин: СН2 – ОСОС17Н35 Глицерин СН – ОСОС15Н31 > Стеариновая кислота Стеарин СН2 – ОСОС15Н31 Пальмитиновая кислота В щелочной среде наряду с глицерином получают соли этих кислот – мыла. Очень важной реакцией, имеющей промышленное значение, является реакция гидрогенизации жиров – превращение жидких жиров в твердые. Сущность этой реакции состоит в присоединения водорода к непредельным кислотам и превращение их в предельные (Ni, 200°C, 15 кгс/смІ): СН2 – ОСОС17Н35 СН2 – ОСОС17Н35 СН – ОСОС15Н31 + 6Н2 = СН – ОСОС17Н35 СН2 – ОСОС15Н31 СН2 – ОСОС17Н35 Лучшие сорта гидрированного жира используются для получения маргарина.
Впервые глюкоза была получена в 1811 г. русским химиком Г.З.Кирхгофом при гидролизе крахмала. В конце 60-х годов прошлого столетия А.А.Колли доказал, что в молекуле глюкозы имеется пять гидроксильных групп. Шестой атом кислорода, очевидно, должен входить в состав альдегидной группы, поскольку глюкоза дает многие качественные реакции на альдегидную группу – окисляется оксидом серебра (1), присоединяет синильную кислоту (4): Химические свойства: 1. [pic] 2. [pic] 3. [pic] 4. [pic] 5. [pic] 6. [pic] 7. [pic] 8. Спиртовое брожение. Эта реакция характерна для гексоз. Она осуществляется с помощью биологических катализаторов – ферментов. При сбраживании гексозы превращаются в этиловый спирт. Для пентоз брожение не характерно. C6H12O6 > 2CO2 + 2C2H5OH Наличие неразветвленной цепи углеродных атомов в глюкозе вытекает из ее превращения под действием иодоводорода в 2-иодгексан с нормальной цепью углеродных атомов (2). Образование в результате ацилирования (3) и алкилирования (5) соответственно пентаацетил- и пентаметилглюкозы также доказывает существование в глюкозе пяти гидроксогрупп. В конце прошлого столетия в классических работах Э.Фишера была установлена конфигурация природной глюкозы, выражаемая следующей проекционной формулой (см. рис. 2). Однако некоторые свойства моносахаридов не могут быть объяснены формулой альдегидоспирта. Так глюкоза вступает не во все реакции, характерные для альдегидов. Свойства глюкозы, которые не могут быть объяснены при рассмотрении альдегидной формулы глюкозы, находят свое объяснение, если придать ей циклическую формулу. Эту форму называют также окисной, или полуацетальной. Эта форма является таутомерной модификацией, находящейся в равновесии с альдегидной формой. [pic]Рис. 2 Сущность таутомерного перехода заключается в том, что атом водорода гидроксила при пятом атоме углерода перемещается к кислороду карбонильной группы: —> Зная строение моносахаридов, легко понять их химические свойства (см. выше). Глюкозу называют также виноградным сахаром, поскольку она содержится в виноградном соке. Кроме винограда глюкоза находится и в других сладких плодах и вообще в разных частях растений. Не менее распространена глюкоза и в животном мире: около 0,1% ее содержится в крови. Глюкоза разносится кровью по всему телу и служит источником энергии для организма. При нагревании моносахаридов со спиртами в присутствии кислотных катализаторов образуются, как мы уже знаем, гликозиды. Роль спиртового компонента в этой реакции может взять на себя, в частности, и вторая молекула моносахарида. В результате такой реакции от двух молекул моносахарида отщепляется вода и образуется дисахарид: 2С6Н12О6 > С12Н22О11 + Н2О. При гидролизе дисахаридов, они распадаются на соответствующие моносахариды. Важнейший из дисахаридов – сахароза – состоит из остатков ?- глюкозы и ?-фруктозы. Сахароза очень распространена в природе. Это химическое название обычного сахара, называемого также тростниковым или свекловичным. Получают сахарозу из сахарного тростника, произрастающего в тропиках, или из сахарной свеклы (содержит 12-15% сахарозы). Сахарную свеклу измельчают в стружку и извлекают из нее сахарозу горячей водой в специальных аппаратах, называемых диффузорами. Полученный раствор обрабатывают известью для осаждения примесей, а перешедшую частично в раствор гидроокись кальция осаждают пропусканием углекислого газа. Далее после отделения осадка раствор упаривают в вакуум-аппаратах. Так получается мелкокристаллический песок-сырец. После его дополнительной очистки получают рафинированный сахар. В зависимости от условий кристаллизации он выделяется либо в виде мелких кристаллов, либо в виде компактных «сахарных голов», которые распиливают или раскалывают на куски. Быстрорастворимый кусковой сахар получают прессованием мелко измельченного сахарного песка. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение, химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы. При конденсации большого числа моносахаридов друг с другом образуются полисахариды, состав которых выражается общей формулой (С6Н10О5)n, где n достигает величины сотен и тысяч. Важнейшие из полисахаридов – крахмал и глюкоза. Крахмал образуется в растениях пи фотосинтезе и откладывается в корнях,
клубнях и семенах. Внешний вид крахмала хорошо известен: это белое
вещество, состоящее из мелких зерен. Он нерастворим в холодной воде,
набухает и постепенно растворяется в горячей. Образующиеся вязкие растворы
при охлаждении превращаются в студневидную массу – клейстер. Крахмал
представляет собой смесь полисахаридов – амилопектина и амилозы. Применяя
особую обработку растворителями, из крахмала можно выделить чистую,
кристаллическую амилозу. Чистая амилоза не образует при набухании
клейстера, с йодом дает характерное темно-синее окрашивание; амилопектин
ответственен за образование клейстера, а с йодом дает слабое фиолетовое
окрашивание. И амилоза, и амилопектин состоят из остатков, связанных ?-
гликозидными связями, однако они различаются формой молекул. Амилоза
представляет собой линейный полисахарид, построенный из нескольких тысяч
остатков глюкозы, соединенных ?-глюкозидной связью. Строение амилозы
схематически выражается следующей формулой: По данным рентгеноструктурного анализа, молекула амилозы свернута в
спираль. Внутри спиралевой молекулы остается канал диаметром около 0,5 нм,
в котором могут располагаться подходящие по размеру молекулы, образуя
особого типа комплексы – так называемые соединения включения. Одним из них
является упомянутое ранее соединение амилозы с йодом синего цвета. Молекула
аминопектина, в отличие от амилозы, имеет разветвленное строение,
приближающееся к шарообразной форме. Определенная физическими методами
молекулярная масса амилопектина имеет величину порядка 10 - это значит,
что степень полимеризации равна примерно 6000. Подвергая крахмал гидролизу
кислотами, можно получить глюкозу в виде чистого кристаллического
препарата или в виде патоки – окрашенного некристаллизующегося сиропа. Целлюлоза представляет собой полисахарид, построенный из глюкозных
звеньев. Ее строение напоминает строение амилозы, т.е. она тоже состоит из
остатков глюкозы, но связаны они между собой ?-гликозидными связями, а не [pic] Молекулярная масса целлюлозы очень велика – порядка 500 тыс., она может
достигать и нескольких миллионов, т.е. в приведенной формуле n равно
десяткам тысяч. Клетчатка - главный «строительный материал» растений, из
которого состоят стенки растительных клеток. Целлюлоза не плавится и не
переходит в парообразное состояние: при нагревании примерно до 350°С она
разлагается – обугливается. Она нерастворима в воде и большинстве других
неорганических и органических растворителей. Нерастворимость целлюлозы
объясняют тем, что ее волокна представляют собой как бы «пучки»
расположенных параллельно нитевидных молекул, связанные множеством
водородных связей, которые образуются в результате взаимодействия
гидроксильных групп. Внутрь подобного «пучка» растворитель проникнуть не
может, а следовательно, не происходит и отрыва молекул друг от друга. [C6H7O2(OH)3]n + nHNO3 > [C6H7O2(ONO2)3]n + nH2O При действии на целлюлозу смеси уксусного ангидрида, уксусной к-ты и серной к-ты образуется триацетат целлюлозы: (CH3CO)2O [C6H7O2(OH)3]n ———> [C6H7O2(OCOCH3)3]n Из ацетатов целлюлозы готовят лаки, негорючую кинопленку, а также
ацетатное волокно. Нашли техническое применение и простые эфиры целлюлозы. [C6H7O2(OH)3]n + 2NaOH + 2CH3Cl > [C6H7O2(OH)(OCH3)2]n + 2NaCl + 2H2O При метилировании целлюлоза приобретает некоторую растворимость в воде; применяется главным образом как загуститель в текстильной, косметической и пищевой промышленности. Аналогично получают этицеллюлозу, которую используют для производства прочных морозостойких пленок. Искусственные волокна на основе целлюлозы ныне занимают видное место в общем балансе текстильного сырья. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания, взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция Зинина). Амины – органические производные аммиака, которые можно рассматривать
как продукты замещения атомов водорода аммиака на углеводородные радикалы. 1. R–NH2 2. R–NH–R’ 3.R3N. Низшие амины – газы, средние – жидкости, а начиная с С12 - твердые вещества. Запах низших аминов напоминает запах аммиака. С ростом числа атомов углерода растворимость в воде ухудшается. Являясь производными аммиака, они сохраняют основные свойства. Причина этому – свободная электронная пара азота. Химические свойства: 1. Присоединение алкилгалогенидов: C6H5NH2 + C2H5Cl > [C6H5–NH2–C2H5]+Cl– 2. Взаимодействие с HCl: C2H5NH2 + HCl > [C2H5NH3]+Cl– 3. Реакции с азотистой кислотой: а) первичные CH3NH2 + HNO2 > CH3OH + N2 + H2O б) вторичные (CH3)2NH + HNO2 > (CH3)2N–N=O + H2O в) третичные не реагируют. Простейшие алифатические амины – метиламин, диметиламин - используются при синтезе лекарственных веществ, в качестве ускорителей вулканизации и в других органических синтезах. Гексаметилендиамин NH2–(CH2)6–NH2 является исходным веществом для синтеза важного полимерного материала – найлона. Анилин – важнейший из ароматических аминов. Получается по реакции C6H5NO2 + 6H > C6H5NH2 + 2H2O. В промышленности получают каталитическим восстановлением нитробензола водородом; пропуская хлорбензол с аммиаком над одновалентной медью. Анилин применяется для получения красителей, лекарственных препаратов, вулканизаторов и стабилизаторов для резины, пластмасс, фотографических проявителей. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические полиамидные волокна. Понятие о строении белковых молекул. ?-аминокислоты как структурные единицы белков. Свойства и биологическая роль белков. Аминокислотами называются соединения, содержащие в молекуле амино- и
карбоксильную группы. В зависимости от взаимного положения групп различают [pic] Это сказывается и на физических свойствах аминокислот: подобно обычным неорганическим солям, аминокислоты представляют собой кристаллические вещества, растворимые в воде и мало растворимые в органических растворителях. Они плавятся при высоких температурах и обычно при этом разлагаются. Переходить в парообразное состояние они не способны. Получение: ClCH2–COOH + 3NH3 > H2N–CH2–COONH4 + NH4Cl (р-ция Фишера); СH3–CHO > CH3–CH(OH)–CN > CH3–CH(NH2)–CN > > H3–CH(NH2)–COOH (р-ция Зелинского). Химические свойства аминокислот в первом приближении являются суммой свойств имеющихся в их составе функций. Своеобразие аминокислот определяется, прежде всего, тем, что в них имеются две функции противоположного химического характера – аминогруппа со свойствами основания и карбоксильная группа со свойствами кислоты. Аминокислоты являются амфотерами. 1. H2N–CH2–COOH + HCl > HCl?H2N–CH2–COOH 2. H2N–CH2–COOH + NaOH > H2N–CH2–COONa |Реакции по карбоксильной группе | Аминокислоты способны взаимодействовать друг с другом, образуя длинные цепи: H2NCH2COOH + HNНСН2COOH > H2NCH2COHNCH2COOH + H2O Высокомолекулярные соединения, построенные из аминокислотных остатков,
называются белковыми веществами – белками. Внешний вид, физическое
состояние белков может быть столь же разнообразным, как и функции, которые
они выполняют в организме. Несмотря на внешнее несходство, различные
представители белков обладают некоторыми общими свойствами. Так, растворы
всех белков имеют коллоидный характер. При повышении температуры, УФ-
излучения или радиации, под влиянием кислот, щелочей и других реагентов
происходят изменения физико-химических свойств белков, называемые
денатурацией. При этом теряется биологическая активность. Денатурацию в
настоящее время связывают с изменением конформации[1] белковых молекул. Главной составной частью белковых веществ являются двадцать ?- аминокислот. Молекулы аминокислот связаны в белках по амидному типу. В данном случае эта связь называется пептидной, а соединения амидного типа, образованные несколькими молекулами аминокислот, называют пептидами. Синтез пептидов можно осуществить, например, ацилированием аминокислот хлорангидридами галогензамещенных кислот и действием аммиака: H2N–CH(CH3)–COOH + Cl–CH2–COCl > > Сl–CH2–CO–NH–CH(CH3)–COOH + HCl, Cl–CH2–CO–NH–CH(CH3)–COOH + NH3 > > H2N–CH2–CO–NH–CH(CH3)–COOH + HCl. Белки, дающие при гидролизе исключительно аминокислоты, называются
протеинами. Сложные белки или протеиды являются соединениями белков с
небелковой частью. В зависимости от природы небелковой части различают
следующие группы протеидов: (зрительный пурпур). (гемоглобин). Аминокислотный состав и последовательность связи аминокислот в молекуле белка определяют его первичную структуру. Полипептидная цепь может иметь различные конформации, которые определяют его вторичную структуру. Имеющая определенную конформацию цепь может далее складываться с созданием третичной структуры. Нет ни одного живого организма, растительного или животного, в котором белки не выполняли бы жизненно важных функций. Многочисленные ферменты – катализаторы обмена веществ в живых организмах – все без исключения относятся к белковым веществам. Всюду, где есть жизнь, встречаются и белковые вещества. 1. Алкан > Алкен + Н2 (t, Pt); Спирт + SOCl2 > Галогеналкан + SO2 + HCl; > Алкин + КГ + Н2О; >* Алкин + Н2 (t, Pd); > ?-аминокарбоновая кислота (*h?); Карбоновая кислота (*kat). Предмет химии. Явления химические и физические. 5 Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества. 6 Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы. 8 Валентность. Составление химических формул по валентности. 9 Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d- орбитали в атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го периодов периодической системы. 9 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы. 14 Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры химических соединений с разными видами связи. 15 Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения. 16 Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов. 17 Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы. 18 Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия. 20 Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в растворе. 22 Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости. 24 Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности. 26 Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства. 27 Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства. 28 Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей. 28 Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений. 30 Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве. 32 Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их использование. Калийные удобрения. 34 Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения. 35 Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. 37 Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его сплавов в технике. 40 Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид- ион. 43 Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и быту. 45 Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и использование его в технике. 47 Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве, быту. 49 Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения. 50 Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на карбонат-ион. 53 Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи, понятие о свободных радикалах. 55 Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, spі-гибридизация. Номенклатура алканов. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование. 57 Этиленовые углеводороды (алкены); ?- и ?-связи, spІ-гибридизация. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов. 59 Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил. Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров. 60 Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический каучук. 65 Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции присоединения). Использование ацетилена. 65 Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его использование. 66 Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической промышленности для получения различных веществ. 67 Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его использование. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование. 70 Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение и применения фенола. 73 Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы. 74 Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот. 75 Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз. Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных эфиров. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства. Химическая переработка жиров. 77 Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение, химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе. Сахароза, ее гидролиз 79 Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение, химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы. 82 Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания, взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция Зинина). 85 Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические полиамидные волокна. Понятие о строении белковых молекул. ?-аминокислоты как структурные единицы белков. Свойства и биологическая роль белков. 86 ----------------------- ----------------------- [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic] [pic]
|
РЕКЛАМА
|
|||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||
| БОЛЬШАЯ ЛЕНИНГРАДСКАЯ БИБЛИОТЕКА | ||
 |
© 2010 | |