Программа для вступників у вузи (ответы)

Програму з хімії для абитуриентов.

1. Предмет хімії. Явища хімічні і її фізичне. 2. Атомно-молекулярное вчення. Атоми. Молекули. Молекулярне і немолекулярное будова речовини. Відносна атомна і молекулярна маса. Закон збереження маси, його значення в хімії. Міль — одиниця кількості речовини. Молярная маса. Закон Авогадро і молярный обсяг газу. Відносна щільність речовини. 3. Хімічний елемент. Прості складні речовини. Хімічні формули. 4. Валентність. Упорядкування хімічних формул по валентності. 5. Будова атома. Склад атомних ядер. Фізичний сенс порядкового номери хімічного елемента. Ізотопи. Явище радіоактивності. Електронна будова атома. Поняття про електронному хмарі. Атомна електронна орбиталь. Енергетичний рівень і той подуровень. P. S-, p-, d-орбитали в атомі. Будова електронних оболонок атомів з прикладу елементів 1-го, 2- го, 3-го періодів періодичної системи. 6. Періодичний і періодична система хімічних елементів Д. И.

Менделєєва з урахуванням вчення про будову атомів. Структура періодичної системи. Зміна властивостей хімічних елементів та їхніх з'єднань по групах і періодах періодичної системи. 7. Природа і типи хімічного зв’язку. Освіта ковалентної зв’язку з прикладу молекул водню, хлороводорода і аміаку. Полярна і неполярная ковалентные зв’язку. Донорно-акцепторный механізм освіти ковалентної зв’язку з прикладу іона амонію. Іонна зв’язок. Воднева зв’язок. Приклади хімічних сполук з на різні форми зв’язку. 8. Класифікація хімічних реакцій за оцінками. Типи хімічних реакцій: сполуки, розкладання, заміщення, обміну. Тепловий ефект хімічної реакції. Термохимические рівняння. 9. Окислювально-відновні процеси. Ступінь окислення элемента.

Окислювання та своєчасне відновлення як процеси приєднання і віддачі електронів. Практичне використання окисно-відновних процесів. 10. Ставлення до швидкості хімічних реакцій. Залежність швидкості від природи й концентрації реагують речовин, температури. Каталіз і каталізатори. 11. Оборотність хімічних реакцій. Хімічне рівновага й умови, які впливають на усунення хімічного рівноваги. 12. Розчини. Розчинність речовин. Залежність розчинності від своїх природи, температури і тиску. Масова частка розчиненої речовини в розчині. 13. Електроліти і неэлектролиты. Электролитическая дисоціація. Сильні та «слабкі електроліти. Хімічні властивості кислот, підстав і солей у світі теорії електролітичної дисоціації. Реакції іонного обміну і їх необоротності. 14. Оксиди. Класифікація оксидів. Способи отримання й властивості оксидов.

Поняття про амфотерности. 15. Підстави. Луги і нерозчинні підстави. Способи отримання й хімічні властивості. 16. Кислоти. Класифікація кислот. Способи отримання й загальні хімічні властивості. 17. Солі. Склад солей та його назви. Набуття та хімічні властивості солей. Гідроліз солей. 18. Взаємозв'язок між різними класами неорганічних сполук. 19. Метали, їх розміщення періодичної системі. Фізичні і хімічні властивості. Основні способи промислового отримання металлов.

Електрохімічні засоби одержання металів. Електрохімічний ряд напруг металів. Поняття корозії з прикладу ржавления железа.

Значення металів в народному господарстві. 20. Лужні метали, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Сполуки натрію і калію у природі, їх використання. Калійні добрива. 21. Загальна характеристика елементів головною підгрупи другої групи періодичної системи. Кальцій, його з'єднання перетворені на природі. Жорсткість води та засоби її усунення. 22. Алюміній, характеристика елемента та її сполук з урахуванням розміщення у періодичної системи та будівлі атома. Фізичні і хімічні властивості алюмінію. Амфотерность оксиду і гидроксида алюмінію. 23. Метали побічних підгруп (хром, залізо, мідь). Фізичні і хімічні властивості. Оксиди і гидроксиды. Солі хрому, заліза і міді. Роль заліза та її сплавів у техніці. 24. Водень, його хімічні і навіть фізичні властивості. Одержання водню до лабораторій, його використання. 25. Галогены, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Хлор. Фізичні і хімічні свойства.

Хлороводород. Соляна кислота і його солі. Якісна реакція на хлоридіон. 26. Загальна характеристика елементів головною підгрупи шостий групи періодичної системи. Сірка, її фізичні і хімічні свойства.

Сірководень і сульфіди. Оксиди сірки. Сірчана кислота, її властивості і хімічні основи виробництва контактним способом. Солі сірчаної кислоты.

Якісна реакція на сульфат-ион. Сульфати у природі, в промисловості й побуті. 27. Кисень, його фізичні і хімічні властивості. Аллотропия. Одержання кисню до лабораторій і промисловості. Роль кисню у природі й використання її у техніці. 28. Вода. Електронний і просторове будова молекули води. Фізичні і хімічні властивості води. Вода у промисловості, сільське господарство, побуті. 29. Загальна характеристика елементів головною підгрупи п’ятої групи періодичної системи. Фосфор. Оксид фосфору, фосфорна кислота і його солі. Фосфорні добрива. 30. Азот, його фізичні і хімічні властивості. Аміак. Фізичні і хімічні властивості. Хімічні основи промислового синтезу аммиака.

Солі амонію. Азотна кислота. Хімічні особливості азотної кислоты.

Солі азотної кислоти. Азотні добрива. 31. Загальна характеристика елементів головною підгрупи четвертої групи періодичної системи. Кремній, його фізичні і хімічні свойства.

Оксид кремнію і кремнієва кислота. Сполуки кремнію у природі. 32. Вуглець, його аллотропные форми. Хімічні властивості вуглецю. Оксиди вуглецю, їх хімічні властивості. Вугільна кислота, карбонаты і гидрокарбонаты, їх властивості. Перетворення карбонатів і гидрокарбонатов.

Якісна реакція на карбонат-ион. 33. Теорія хімічної будови органічних речовин. Залежність властивостей органічних речовин від хімічної будови. Ізомерія. Електронна природа хімічного зв’язку в молекулах органічних сполук, типи розриву зв’язку, поняття про вільних радикалів. 34. Відповідний ряд граничних вуглеводнів (алканов), їх електронне і просторове будова, spі-гибридизация. Номенклатура алканов.

Фізичні і хімічні властивості алканов (реакції галогенирования і окислення). Уявлення про механізм цепних реакцій з участю вільних радикалів. Метан, його використання. 35. Этиленовые вуглеводні (алкены); ?- і ?-зв'язку, spІ-гибридизация.

Просторова (геометрична) ізомерія. Номенклатура етиленових вуглеводнів. Хімічні властивості (реакції приєднання водню, галогенів, галогеноводородов, води; реакції окислення і полимеризации).

Правило Марковникова. Набуття та використання етиленових вуглеводнів. 36. Загальні поняття хімії високомолекулярних сполук (мономер, полімер, структурне ланка, ступінь полімеризації). Поліетилен. Полихлорвинил.

Ставлення полімерів до нагріванню, дії розчинів кислот і щелочей.

Використання полімерів. 37. Диеновые вуглеводні, їх будова, хімічні властивості і. Природний каучук, його будову і їхні властивості. Синтетичний каучук. 38. Ацетилен. Будова потрійний зв’язку (sp-гибридизация). Одержання ацетилену карбидным способом і з метану. Хімічні властивості (реакції приєднання). Використання ацетилену. 39. Головні представники ароматичних вуглеводнів. Бензол. Електронна будова бензолу та її хімічні властивості (реакції заміщення і приєднання). Одержання бензолу до лабораторій і промисловості, його використання. 40. Вуглеводні у природі: нафту, природний і попутні гази. Переробка нафти: перегонка і тріщання. Використання нафтопродуктів на хімічної промисловості щоб одержати різних речовин. 41. Граничні одноатомные спирти. Будова і номенклатура. Хімічні властивості одноатомных спиртів (реакції заміщення, дегідратації і окислення). Промислові і лабораторні способи синтезу етанолу, його використання. 42. Многоатомные спирти: этиленгликоль і гліцерин, їх використання. 43. Фенолу, його будову. Порівняння хімічних властивостей фенолу зі властивостями граничних одноатомных спиртів. Кислотні властивості фенолу. Вплив гидроксильной групи на реакції заміщення в ароматическом ядрі. Набуття та застосування фенолу. 44. Альдегіди, їх будова, номенклатура, хімічні властивості (реакції окислення і відновлення). Набуття та використання мурашиного і оцтового альдегідів. Фенолформальдегидные смоли. 45. Карбонові кислоти. Будова карбоксильной групи. Хімічні властивості карбонових кислот. Мурашина кислота, її відбудовні способности.

Оцтова і стеаринова кислоти, їх застосування. Олеиновая кислота як заявив представник непредельных карбонових кислот. Жінка мила як солі вищих карбонових кислот. 46. Складні ефіри, їх номенклатура. Одержання складних ефірів та його гидролиз.

Застосування складних ефірів. Синтетичні волокна з урахуванням складних ефірів. 47. Жири як представники складних ефірів, їх роль природі й свойства.

Хімічна переробка жирів. 48. Вуглеводи, їх класифікація. Моносахариды. Глюкоза, її будова, хімічні властивості (реакція окислення і відновлення). Роль в природе.

Сахароза, її гідроліз. 49. Полісахариди як природні полімери. Крохмаль і целюлоза, їх будова, хімічні властивості. Вуглеводи як джерело сировини для хімічної промисловості. Штучні волокна з урахуванням целюлози. 50. Аміни, їх будову та номенклатура. Аміни як органічні підстави, взаимодейст-вие з кислотами. Анілін. Порівняння властивостей алкілі арилзамещенных амінів. Одержання аніліну з нитробензола (реакция.

Зинина). 51. Амінокислоти, їх будову та кислотно-основные властивості. Синтетичні полиамидные волокна. 52. Поняття будову білкових молекул. ?-амінокислоти як структурні одиниці білків. Властивості й біологічна роль білків. 53. Взаємозв'язок між класами органічних соединений.

Предмет хімії. Явища хімічні і физические.

Хімія — це наука про речовинах та його перетвореннях. Вона вивчає склад парламенту й будова речовин, залежність їх властивостей від будівлі, умови і знаходять способи перетворення одних речовин, у другие.

Хімія має велику практичного значення. Багато тисячоліть тому людина використовував хімічні явища при виплавці металів з руд, отриманні сплавів, варінні скла тощо. буд. Ще 1751 г. М. В. Ломоносов у своєму знаменитому «Слові про корисність хімії» писав: «Широко розпросторює хімія руки свої у справи людські. Куди не подивимося, куди не оглянёмся — скрізь звертаються перед очима нашими успіхи її применения.».

Нині роль хімії у суспільства невимірна. Хімічні знання зараз досягли цього рівня розвитку, що їх основі докорінно змінюються ставлення до природі й механізмі низки найважливіших природничих і технологічних процесів. Хімія допомогла нам відкрити і використовувати не лише раніше відомі властивості речовин і матеріалів, а й нові, не що у природі речовини і материалы.

Речовина — це вид матерії, яка має за певних умовах постійними фізичними властивостями. Проте якщо з зміною умов властивості речовини изменяются.

Всякі зміни, які з речовиною, називаються явищами. Явища бувають як фізичні, і химические.

Фізичними називаються такі явища, що призводять до зміни форми, агрегатного стану, температури речовини, не змінюючи її складу. Щодо хімічного складу речовини внаслідок фізичного явища не змінюється. Наприклад, воду можна перетворити на лід, на пару, та її хімічний склад при цьому залишиться прежним.

Хімічними називаються такі явища, у яких відбувається корінне зміна складу і властивостей речовин. Через війну хімічних явищ відбувається перетворення одних речовин на інші, тобто. змінюється склад молекул, утворюються молекули іншого речовини. Проте атоми при хімічних реакціях залишаються незмінними. Прикладом може бути розкладання известняка:

CaCO3 > CaO + CO2.

Хімічні явища інакше називають хімічними реакціями. Характерні ознаки хімічних явищ (реакцій): виділення тепла, газу, випадання осаду, зміна кольору, поява запаху. При фізичних явищах цього спостерігати нельзя.

Атомно-молекулярное вчення. Атоми. Молекули. Молекулярне і немолекулярное будова речовини. Відносна атомна і молекулярна маса. Закон збереження маси, його значення в хімії. Міль — одиниця кількості вещества.

Молярная маса. Закон Авогадро і молярный обсяг газу. Відносна щільність вещества.

Теоретичну основу сучасної хімії становить атомно-молекулярное учение.

Атоми — дрібні хімічні частки, є межею хімічного розкладання будь-якого вещества.

Хімічний елемент є вид атомів з позитивним зарядом ядра.

Отже, атом — це найменша частка хімічного елемента, яка зберігає усі його хімічні властивості. Нині відомо 110 елементів, у тому числі 92 зустрічаються в природе.

Залежно від природи частинок, із яких побудовані речовина, розрізняють речовини з молекулярної і немолекулярной структурою. Практично все органічні речовини (тобто. переважна більшість відомих речовин) складаються з молекул. Серед неорганічних сполук молекулярне будова мають приблизно 5%. Отже, найбільш типовою формою існування речовини є молекула.

Молекула — найменша частка речовини, здатна існувати самостійно й більше що зберігає його основні хімічні свойства.

При умовах речовини з молекулярної структурою можуть бути в твердому, рідкому чи газоподібному стані. Речовини з немолекулярной структурою знаходяться тільки в твердому стані, переважно у кристалічною формі. Носіями хімічних властивостей таких речовин є не молекули, а комбінації атомів чи іонів що утворюють дане вещество.

Символічна запис найпростішого чисельного співвідношення, у якому атоми різних елементів утворюють хімічну сполуку, називається формулою. Отже, формула висловлює певний (якісний і кількісний) склад сполуки. Так, SO2, N2, CO — формули речовин, мають молекулярне будова. Їх склад завжди суворо постійний. NaCl, AlF3, ZnS- формули речовин, які мають молекулярне будова при звичайних умовах. Склад таких речовин який завжди постійний і найчастіше залежить від умови для їхньої отримання. Відхилення від целочисленного співвідношення може бути виражені під час запису формули: Fe0,9S, TiO0,7, ZrN0,69. Речовини з їх постійним складом називаються дальтонидами, речовини зі змінним складом — бертоллидами.

Маси атомів хімічних елементів надзвичайно малі. У хімії користуються не їх абсолютними значеннями, а относительными.

Відносної атомної масою хімічного Ar елемента називається величина, рівна відношенню середньої маси атомів даного елемента (з урахуванням відсоткового змісту його ізотопів у природі) до 112 маси ізотопів вуглецю — 12. 112 маси атома ізотопу вуглецю 12 прийнята за атомну одиницю маси (а. е. м.), міжнародне позначення — u.

Відносна атомна маса є величиною безразмерной.

Відносної молекулярної масою Mr речовини називається ставлення маси молекули його до 112 маси атома ізотопу вуглецю 12.

Оскільки більшість неорганічних речовин при умовах не мають молекулярного будівлі, у разі можна казати про формульній масі F, розуміючи під нею суму атомних мас всіх елементів, які входять у з'єднання, з урахуванням числа атомів кожного елемента у формуле.

Одиницею виміру кількості речовини n (?) в Міжнародної системі одиниць є моль.

Міль — кількість речовини, що містить стільки структурних елементарних одиниць (атомів, іонів, молекул, електронів, еквівалентів тощо.), скільки міститься атомів в 0,012 кг ізотопу вуглецю 12.

Кількість атомів NA в 0,012 кг вуглецю (тобто. в 1моль) легко визначити, знаючи масу атома вуглецю. Точне значення цієї величини — 6,02· 10Іі. Ця величина називається постійної Авогадро і є одним із найважливіших універсальних постійних. Вона дорівнює числу структурних одиниць на 1 міль будь-якого вещества.

Маса 1 міль речовини Х називається молярной масою М (Х) і становить собою ставлення маси m цієї речовини для її кількості n.

Закон збереження маси: «Маса речовин, які почали хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, які утворилися внаслідок реакції, з урахуванням маси, відповідної тепловому ефекту реакції». Він було сформульовано великим російським ученим М. В. Ломоносовым в 1748 г. і підтверджено експериментально їм самим в 1756 г. навіть від нього французьким хіміком А. Л. Лавуазье в 1789 г.

Закон сталості складу речовини: «Будь-яке складне речовина молекулярного будівлі незалежно від способу отримання має постійний кількісний состав».

Закон Авогадро: «У рівних обсягах різних газів при однакових умовах міститься один і той кількість молекул».

Наслідки: 1. Якщо молекул деяких газів одно, то, при н.у. вони займають рівні обсяги. Якщо самого числа молекул одно 6,02· 10Іі, то обсяг газу дорівнює 22,4 л. Цей обсяг називається молярным объемом.

1. Абсолютна щільність газу дорівнює відношенню його молекулярної маси до молярному объему.

2. Відносна щільність газу (Х) з іншого газу (Y) дорівнює відношенню молярной маси газу (Х) до молярной масі газу (Y). Рівняння Клаперона: Рівняння Менделеева-Клаперона: Рівняння Бойля-Мариотта: Рівняння Шарля-Гей-Люсака:

Хімічний елемент. Прості складні речовини. Хімічні формулы.

Вигляд атомів з хімічними властивостями називається елементом. Атоми однієї й тієї ж елемента можуть бути різні лише масою. Хімічні властивості вони однакові. Існують різновиду атомів однієї й тієї ж елемента, звані изотопами.

Поняття «хімічний елемент» однаково належить до атомам даного елемента як які у вільному вигляді, і які входять у склад соединений.

Молекули утворюються з атомів. Залежно від цього, полягає чи молекула з атомів й того елемента або з атомів різних елементів, все речовини діляться на прості і сложные.

Простими речовинами називаються такі, молекули яких складаються з атомів одного елемента. Молекули простих речовин можуть бути вже з, двох і більшої кількості атомів одного елемента. Нині є незаперечним факт існування однієї й тієї ж елемента у вільному стані вигляді низки різної форми, тобто. у кількох простих веществ.

Існування елемента у вигляді кількох простих речовин називається аллотропией. Прості речовини, освічені у тому ж елементом, називаються аллотропическими видозмінами цього елемента. Ці видозміни відрізняються як числом, і розташуванням одним і тієї ж атомів в молекуле.

Складними речовинами чи хімічними сполуками називаються такі, молекули яких складаються з атомів двох чи більше елементів. Атоми, які вступили до хімічну сполуку, не залишаються незмінними. Вони надають друг на друга взаємовпливи. У різних молекулах атоми перебувають у різних состояниях.

Хімічна формула — це зображення складу речовини у вигляді хімічних знаків. Хімічні формули позначають молекулу речовини, її якісний і кількісний состав.

Валентність. Упорядкування хімічних формул по валентности.

Важливим поняттям хімії є валентність. Валентність — здатність атома з'єднуватися коїться з іншими атомами певною кількістю хімічних зв’язків. Числове значення валентності визначається загальною кількістю атомних орбиталей, що у освіті хімічного зв’язку: |^v|^ |^ | | | | |^ |^ |^v|^v|.

ЗІ: С? О З: 1s22s22p2 валентность:3.

O: 1s22s22p4.

Усе належить до сполук із ковалентної зв’язком. Якщо елемент утворює іонні зв’язку, його валентність називається стехиометрической. Вона щось говорить про числі зв’язків. Вища валентність дорівнює номера групи, в якою елемент, проте N, O і F мають вищу валентність — 4. Це тим, що атоми цих елементів що неспроможні переходити в порушена стан через брак вакантних орбиталей на ВЭУ.

Будова атома. Склад атомних ядер. Фізичний сенс порядкового номери хімічного елемента. Ізотопи. Явище радіоактивності. Електронна будова атома. Поняття про електронному хмарі. Атомна електронна орбиталь. Енергетичний рівень культури й подуровень. P. S-, p-, d-орбитали в атомі. Будова електронних оболонок атомів з прикладу елементів 1-го, 2-го, 3-го періодів періодичної системы.

Атом будь-якого елемента складається з ядра й електронної оболонки (QA = 0, QЯ = 1, MЯ = 1). Ядро складається з протонів (Q = 1) і нейтронів (Q = 0). Кількість протонів одно порядковому номера елемента. Кількість нейтронів в ядрі одно різниці між масовим числом ізотопу і порядковим номером.

Масове число — сума кількості нейтронів і протонів в ядрі. Воно виходить округленням відносної атомної маси ізотопу до цілого числа.

Атоми одного елемента з різними числами нейтронів в ядрі називаються ізотопами (Протій — 1p0n, Дейтерій — 1p1n, Тритій — 1p2n, Квадрий — 1p3n).

Кількість електронів в електронної оболонці одно заряду ядра (чи порядковому номера елемента). Електрони в атомі різняться енергією, формою електронних хмар, розмірами електронних хмар, розташуванням їх в пространстве.

Сталому стану ядер атомів відповідають певні співвідношення чисел нейтронів і протонів. При порушенні стійкого протонно-нейтронного співвідношення ядро (а разом із і атом) стає радіоактивним. Радіоактивність — мимовільна перетворення нестійких атомних ядер в інші ядра, що супроводжується испусканием різних частинок. Основними типами радіоактивного розпаду є ?-розпад і ?-распад.

Чим більший відстань від ядра до електрона, то вище енергія останнього. Усі електрони з запасом енергії утворюють один енергетичний рівень. Кількість енергетичних рівнів в атомі одно номера периода.

У межах рівня електрони може мати різну форму хмар. Електронний хмару — область околоядерного простору, у якій ймовірність перебування електрона дорівнює 90−95%. Електрони рівня з однаковою формою хмар утворюють один енергетичний подуровень. Кількість підрівнів цьому рівні одно його номеру.

P.S P D.

F.

Електрони одного подуровня різняться розташуванням електронних хмар у просторі. Кожному варіанту розташування відповідає одна орбиталь.

P.S — 1.

P — 3.

D — 5.

F — 7.

P.S: P: y y.

z z.

D:

Атоми різних елементів з числом нейтронів в ядрі називаються изотонами (K і Ca). Атоми елементів з масами називаються изобарами.

Кожен електрон в атомі характеризується чотирма квантовими числами: n — головне, l — орбітальне (побічне), m — магнітне, ms — спіновий. Головне квантове число характеризує енергію електронів цьому рівні, і розмір електронного хмари: що більше значення n, тим більше коштів енергія електронів і розмір електронного хмари. Кількість n змінюється від 1 до 7. Значення n даного електрона одно номера рівня, де вона находится.

Про)))).

1 2 3 4.

Орбітальне квантове число характеризує форму електронного хмари й приймає значення від 0 до n-1. Кількість значень l одно числу підрівнів на даному уровне:

L — 0 1 2 3 4 p. s p d f g.

Магнітне квантове число характеризує розташування хмар в просторі та приймає значення + l…0…- l. Кількість значень m одно числу орбиталей у головному подуровне:

P.S l=0 m=.

P l=1 m=.

D l=2 m=.

F l=3 m=.

Спіновий квантове число характеризує власний момент кількості руху електрона та приймає значення +½ і -½. Спін — суто квантове поняття, яке має аналогів в макросвіті. Це власний момент імпульсу електрона, не пов’язані з рухом в пространстве.

Принцип мінімальної енергії - атомні орбитали заповнюються електронами послідовно зі збільшенням суми 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.

Якщо сума n+l обох орбиталей однакова, то першу чергу заповнюється орбиталь із меншим n.

де x — молярная частка розчиненої речовини в насиченому розчині; k — коефіцієнт пропорційності, званий константою (коефіцієнтом) Генрі; р — парціальний давление.

Закон Генрі справедливий для випадку порівняно розбавлених розчинів, невисоких тисків й відсутності хімічного взаємодії між молекулами растворяемого газу та растворителя.

Присутність сторонніх речовин, зазвичай, зменшує розчинність даного речовини. Зменшення розчинності речовин, у присутності солей називається высаливанием. Розчинність малорастворимых електролітів зменшується під час введення в насичений розчин однойменних ионов.

Насправді склад розчинів висловлюють з допомогою наступних величин: безрозмірних — масова, й молярная частки і розмірних — молярная концентрація речовини, молярная концентрація речовини еквівалента, моляльность і масова концентрація вещества.

Масова частка розчиненої речовини w — ставлення маси розчиненої речовини m1 до спільної масі m:

[pic].

Масова частка виявляється у відсотків і в частках единицы.

Молярная частка i-го компонента розчину xi — співвідношення кількості речовини даного компонента і кількості речовини розчину. Для бінарного раствора:

[pic] [pic].

Молярная частка також виявляється у відсотків і в частках единицы.

Моляльность розчину b (X) — співвідношення кількості розчиненої речовини Х до масі розчинника m:

[pic].

Моляльность виявляється у моль/кг.

Молярная концентрація речовини в розчині частинок Х с (Х) — ставлення кількості речовини обсягу раствора:

[pic].

Молярная концентрація виявляється у моль/л.

Молярная концентрація речовини еквівалента (1/z*)X в розчині c[(1/z*)X] - співвідношення кількості розчиненої речовини еквівалента (1/z*)X обсягу раствора:

[pic].

Вона виявляється у моль/л.

Масова концентрація речовини Х в розчині Т (Х) — ставлення маси розчиненої речовини Х обсягу раствора:

[pic].

Масова концентрація виявляється у г/л.

Електроліти і неэлектролиты. Электролитическая дисоціація. Сильні та «слабкі електроліти. Хімічні властивості кислот, підстав і солей у світі теорії електролітичної дисоціації. Реакції іонного обміну і їх необратимости.

Взаємодія з розчинником розчиненої речовини може викликати розпад останнього на іони. Розпад розчиненої речовини на іони під дією молекул розчинника називається електролітичної дисоціацією чи іонізацією речовин, у растворах.

Можливість і рівень розпаду розчиненої речовини на іони визначається природою розчиненої речовини і розчинника. Електролітичної дисоціації піддаються іонні з'єднання заліза і молекулярні з'єднання з полярним типом зв’язку в полярних розчинниках. Вода належить до найбільш сильноионизирующим растворителям.

Речовини, распадающиеся в розчинах чи розплавах на позитивно заряджені (катиони) і негативно заряджені (аніони) іони, називаються электролитами. Электролитами є кислоти, підстави, соли.

Іони в розчині сольватированы (гидратированы), тобто. оточені оболонкою з молекул розчинника. Катиони До пов’язані з молекулами води гідратної оболонки донорно-акцепторной зв’язком і є акцепторами електронних пар; донори — атоми кисню Н2О.

Аніони, А — пов’язані з молекулами Н2О або кулоновскими силами, або водневої зв’язком, при освіті якому вони — донори електронних пар. Схематично гідратну оболонку іонів можна зобразити так: [pic][pic].

Зазвичай користуються спрощеними рівняннями електролітичної дисоціації, у яких гидратная оболонка іонів не указывается.

За рівнем дисоціації? в розчинах електроліти поділяють на сильні й слабые:

[pic].

Ступінь дисоціації висловлюють в частках одиниці чи відсотках. Електроліти, які мають? CuSO4.

Несолеобразующие оксиди солей не образуют!

Елементи, які мають постійної ЗІ, утворюють оксиди одній з перелічених груп. Елементи, виявляють зміну ЗІ можуть утворювати різні оксиди. Зазвичай, в нижчою ступеня окислення елемент утворює основний оксид, у перехідній ЗІ - амфотерный, у вищій — кислотний. |Основні |Кислотні | |Na2O + H2O > 2NaOH |SO3 + H2O > H2SO4 | |Na2O + SO3 > Na2SO4 |CO2 + CaO > CaCO3 | |CuO + H2SO4 > CuSO4 + H2O|CO2 + Ba (OH)2 > BaCO2 + | | |H2O |.

Підстави. Луги і нерозчинні підстави. Способи отримання й хімічні свойства.

Підставами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атома металу та однієї чи навіть кількох гідроксильних групп.

Кількість гідроксильних груп у молекулі підстави залежить від рівня скисления металу і одно її абсолютної величине.

Усі підстави — тверді речовини, мають різну забарвлення. Підстави лужних і щелочноземельных металів добре розчиняються у води та називаються лугами. Інші підстави погано розчиняються в воде.

Хімічні властивості підстав зумовлюються відношенням часу їхньої до кислотам, ангидридам кислот і солям.

1. CO2 + Ba (OH)2 > BaCO3 + H2O.

2. 2KOH + H2SO4 > K2SO4 + 2H2O.

Реакція взаємодії підстави, з кислотою називається реакцією нейтралізації, т.к. після закінчення середовище має стати нейтральной.

3. 2NaOH + CuSO4 > Cu (OH)2 + Na2SO4.

Кислоти. Класифікація кислот. Способи отримання й загальні хімічні свойства.

Кислотами називаються складні речовини, у складі молекул яких входять атоми водню, здатні заміщатися чи обмінюватися на металл.

За кількістю атомів водню, талановитими в отщеплению у водному розчині, кислоти ділять на одноосновные, двохосновні і трехосновные.

По складу кислоти діляться на бескислородные і кислородсодержащие.

Одержання кислот: 1. Бескислородные кислоти можна отримати за безпосередньої взаємодії неметалла з водородом:

H2 + P. S > H2S 2. Кисневовмісні кислоти нерідко можна отримати при розчиненні кислотних оксидів в воде:

SO3 + H2O > H2SO4 3. Як бескислородные, і кисневовмісні кислоти можна отримати роботу за реакцією обміну між солями та інші кислотами:

BaBr2 + H2SO4 > BaSO4 + 2HBr.

CuSO4 + H2S > H2SO4 + CuS 4. У окремих випадках щоб одержати кислот можна використовувати ВВ процессы:

3P + 5HNO3 + 2H2O > 3H3PO4 + 5NO.

Хімічні властивості кислот обумовлені відношенням часу їхньої до підставах, металам, солей і основним оксидам. 1. CuO + H2SO4 > CuSO4 + H2O 2. 2KOH + H2SO4 > K2SO4 + 2H2O 3. Zn + 2HCl > ZnCl2 + H2 4. CuCl2 + H2SO4 > CuSO4 + 2HCl.

Солі. Склад солей та його назви. Набуття та хімічні властивості солей.

Гідроліз солей.

Солями називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів металів і кислотних остатков.

Сіль є продукт повного чи часткового заміщення атомів водню кислоти металом. Звідси розрізняють такі групи солей:

1. Середні солі - все атоми водню в кислоті заміщені на металл.

2. Кислі солі - в повному обсязі атоми водню в кислоті заміщені на металл.

Зрозуміло, кислі солі можуть утворювати лише двохосновні чи трехосновные кислоты.

3. Подвійні солі - атоми водню кислоти заміщені не одним, а кількома металлами.

4. Основні солі - продукт неповного чи часткового заміщення гідроксильних груп підстав кислотними остатками.

5. Змішані солі - у яких міститься один катіон і двоє різних аниона.

Солі тісно пов’язані з всіма іншими класами неорганічних сполук і може отримати практично із будь-якої класу. Солі бескислородных кислот, ще, можна отримати за безпосередньої взаємодії металу з неметаллом.

Хімічні 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.

Обмінна реакція між водою і з'єднанням називається його гидролизом. Гідроліз солей є реакцію, зворотний реакції нейтралізації слабких кислот (підстав) сильними підставами (кислотами) чи слабких кислот слабкими підставами. Гидролизу по аниону піддаються солі, освічені катионом сильного основи, а аніоном слабкої кислоти. Складається лужне среда.

Na2SO3 > 2Na+ + SO32;

Na+ + HOH > реакція не идет.

SO32- + HOH? HSO3- + OH;

HSO3- + HOH? H2SO3 + OH;

Na2SO3 + HOH? NaHSO3 + NaOH.

NaHSO3 + HOH? H2SO3 + NaOH.

Гидролизу по катиону піддаються солі, освічені катионом слабкого основи, а аніоном сильної кислоти. Складається кисле среда.

CuCl2 > Cu2+ + 2Cl;

Cl- + HOH > реакція не идет.

Cu2+ + HOH? CuOH+ + H+.

CuCl2 + HOH? CuOHCl + HCl Гидролизом за другою щаблі при умовах можна пренебречь.

Гидролизу по катиону і аниону піддаються солі, освічені катионом слабкого основи, а аніоном слабкої кислоти. Реакція середовища залежить від співвідношення констант дисоціації які виникають кислот і оснований.

CuF2 > Cu2+ + 2 °F;

Cu2+ + HOH? CuOH+ + H+.

F- + HOH? HF + OH;

Cu2+ + F- + HOH? CuOH+ + HF.

CuF2 + HOH? CuOHF + HF Гідроліз у разі протікає досить інтенсивно. Якщо кислота і підставу, що утворюють сіль, як є слабкими электролитами, а й малорастворимы чи нестійкі і розкладаються із заснуванням газоподібних продуктів, гідроліз таких солей часом протікає практично необратимо:

Al2S3 + 6H2O > 2Al (OH)3v+ 3H2S^.

Кількісно гідроліз солі характеризується ступенем гидролиза:

[pic].

Для гідролізу по аниону загалом А- + НОН? НА + ВІН-, відповідно до закону діючих мас, наближено справедливо.

[pic].

Використовуючи співвідношення [pic], получаем.

[pic].

Для гідролізу по катиону До+ + НОН? КІН + М+ аналогично.

[pic].

Для гідролізу по катиону і аниону До+ + А- + НОН? КІН + НА.

[pic].

Відповідно до принципом Ле Шателье гідроліз по катиону (аниону) посилюється при додаванні до розчину солі підстави (кислоты).

Взаємозв'язок між різними класами неорганічних соединений.

1. Метал > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t); 2. Сіль > металл:

NiSO4 + 2H2O > Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);

2AgNO3 > 2Ag + 2NO2 + O2 (t); 3. Металоїд > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t); 4. Сіль > неметалл:

SiCl4 + 2Zn > Si + 2ZnCl2; 5. Метал > оксид металла:

2Mg + O2 > 2MgO; 6. Оксид металу > металл:

2Fe2O3 + 3C > 4Fe + 3CO2 (t); 7. Металоїд > оксид неметалла:

4Р + 5О2 > 2Р2О5; 8. Оксид неметалла > неметалл:

SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO (t); 9. Оксид металу > соль:

CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O; 10. Сіль > оксид металла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t); 11. Оксид неметалла> соль:

СО2 + 2NaOH > Na2CO3 + H2O; 12. Сіль > оксид неметалла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t); 13. Оксид металу > основание:

CaO + H2O > Ca (OH)2; 14. Підстава > оксид металла:

Cu (OH)2 > CuO + H2O (t); 15. Оксид неметалла > кислота:

SO3 + H2O > H2SO4; 16. Кислота > оксид неметалла:

H2SO3 > SO2 + H2O (t); 17. Підстава > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O; 18. Сіль > основание:

СuSO4 + NaOH > Cu (OH)2 + Na2SO4; 19. Сіль > кислота:

NaCl + H2SO4 > HCl + NaHSO4 (t); 20. Кислота > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O.

Метали, їх розміщення періодичної системі. Фізичні і хімічні властивості. Основні способи промислового отримання металлов.

Електрохімічні засоби одержання металів. Електрохімічний ряд напруг металів. Поняття корозії з прикладу ржавления железа.

Значення металів в народному хозяйстве.

Нині відомо 109 елементів, більшість із яких по фізичним, і за хімічними властивостями є металами. У природі метали зустрічаються як і вільному вигляді, і у вигляді сполук. У вільному вигляді існують хімічно менш активні, важко окисляющиеся киснем метали: платина, золото, срібло, ртуть, мідь та інших. все метали, крім ртуті, при умовах тверді речовини з характерним блиском, добре проводять електричний струм і тепло. Більшість металів може куватися, тягнутися і прокочуватися. По кольору, все метали умовно поділяються на дві групи: чорні і кольорові. За щільністю розрізняють метали легкі (?5). Прикладом легких металів служать калій, натрій, кальцій, алюміній та інших. До важкими металами ставляться осмій, олово, свинець, нікель, ртуть, золото, платина тощо. Температура плавлення металів також різна: від 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам). Метали можуть бути різні і з твердості: найбільш м’якими металами є натрій і калій (ріжуться ножем), а найбільш твердими — нікель, вольфрам, хром (останній ріже скло). Тепло й електрика різні метали проводять неоднаково: найкращим провідником електрики є срібло, гіршим — ртуть.

У розплавленому стані метали можуть розподілятися один одного, створюючи сплави. Більшість розплавлених металів можуть змішуватися друг з іншому в необмеженій кількості. При змішуванні розплавлених металів відбувається або просте розчинення розплавів одного металу у іншому, або метали входять у хімічну сполуку. Чаші всього сплави представляють собою суміші вільних металів зі своїми хімічними сполуками. До складу сплавів можуть входити ще й неметаллы (чавун — сплав заліза з вуглецем). Властивості металів істотно відрізняються від властивостей складових элементов.

Відомо, що з металів на ВЕУ є 1−3 валентных електрона. Тому вони порівняно легко віддають свої електрони неметаллам, в яких ВЕУ 5- 7 електронів. Так, метали безпосередньо реагують з галогенами. Більшість Ме добре реагують з киснем (виключаючи золото, платину, срібло), створюючи оксиди і пероксиди; взаємодіють із сірої з освітою сульфидов. Лужні і щелочноземельные метали легко реагують із жовтою водою із заснуванням розчинних у ній лугів. Ме середньої активності реагують із жовтою водою лише за нагріванні. Малоактивные Ме із жовтою водою взагалі реагують. Більшість металів розчиняється в кислотах. Проте хімічна активність різних металів різна. Вона визначається легкістю атомів металу віддавати валентные електрони. По активності все метали перебувають у певної послідовності, створюючи ряд активності чи ряд стандартних электродных потенциалов:

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.

У переліку кожен попередній метал витісняє з сполук все наступні металлы.

Електроліз — ВВ процес, протекающий під час проходження постійного електричного струму через розплав чи розчин електроліту. Анодом називається позитивний електрод, у ньому відбувається окислювання; катодом називається негативний електрод, у ньому відбувається відновлення. При електролізі розплаву відбувається розподіл іонів солі в анодном і катодному просторі. Іон металу відновлюється до металу, а кислотний залишок безкисневому кислоти окислюється до відповідного газу чи елемента. Електроліз розчинів солей складніший через можливість участі в электродных процесах молекул води. На катоді: 1) іони металів від літію до алюмінію не відновлюються, але — йде процес відновлення водню із води, 2) іони металів від алюмінію до водню відновлюються до металів разом із відновленням водню із води, 3) іони металів від вісмуту до золота відновлюються до металів. На аноді: 1) аніони бескислородных кислот окислюються до відповідних елементів, 2) при електролізі солей кислородсодержащих кислот відбувається окислювання не кислотних залишків, а води із кисню, 3) в лужних розчинах відбувається окислювання гидроксид-ионов до кисню та води, 4) при використанні розчинних анодів, ними утворюються катиони металу, з якого зроблено анод.

Основні промислові засоби одержання металлов:

1. Пирометаллургический:

1) коксотермия Fe2O3 + 3CO > 2Fe + 3CO2.

Fe (CO)3 > Fe + 5CO.

2) алюмотермия Fe2O3 + 2Al > 2Fe + Al2O3.

3) магнийтермия TiO2 + 2Mg > Ti + 2MgO.

4) водородотермия CuO + H2 > Cu + H2O.

2. Электрохимический:

1) електроліз розплавів: NiCl2 > Ni + Cl2.

2) електроліз розчинів: MgSO4 + 2H2O > Mg + O2 + H2 + H2SO4.

3. Гидрометаллургический:

Cu + 2H2SO4 > CuSO4 + SO2 + 2H2O.

CuSO4 + Fe > Cu + FeSO4.

Лужні метали, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Сполуки натрію і калію у природі, їх використання. Калійні удобрения.

До елементам групи 1А ставляться літій, натрій, калій, рубідій, цезій, францій. Усі метали сріблястого кольору, крім цезію (жовтий). Ставляться до легким металам. Дуже м’які - ріжуться ножем. Усі лужні метали сильні відновники. Реакційна здатність зростає у ряду літій — цезій. Найактивнішим є цезій, т. до. в нього найнижчий потенціал іонізації. Лужні метали енергійно реагують із більшістю неметаллов, розкладають воду, бурхливо реагують з розчинами кислот. Комплексообразование для лужних металів не характерно. У природою вільному вигляді не зустрічаються через їх надзвичайної активності. Літій істотно відрізняється від інших елементів групи: не має р-орбиталей. З властивостей він ближчі один до магнію, ніж до лужним металам. Найбільш промислово важливі метали — це калій і натрій. Основні природні сполуки цих металів — поварена сіль (NaCl), мирабилит (Na2SO4· 10H2O), сильвинит (NaCl· KCl), сильвін (KCl), ортоклаз (K[AlSiO3]), карналлит (KCl· MgCl2·6H2O). Основні засоби одержання — електроліз розплавів їх солей в суміші з KCl, CaCl2 (натрій) і NaCl (калій). Застосовується також відновлення оксидів, хлоридів, карбонатів алюмінієм, кремнієм, кальцієм, на магній при нагріванні в вакууме:

6KCl + 4CaO + 2Al (Si) > 6K + 3CaCl2 + CaO· Al2O3(CaO·SiO2).

Хімічні свойства:

1. З простими веществами:

1) 2Э + H2 >2ЭH.

2) 2Э + Hal2 > 2ЭHal.

3) 2Э + O2 > Э2O2 (Li2O).

4) 2Э + P. S > Э2S.

5) 6Э + N2 > 2Э3N t.

6) 3Э + P > Э3P.

2. З складними веществами:

1) 2Э + 2HCl (p) > 2ЭCl + H2.

2) 2Э + 2H2O > 2ЭOH + H2.

3) 2Э + H2SO2 > Э2SO2 + H2.

4) 8Э + 10HNO3 > 8ЭNO3 + NH4NO3 + 3H2O. Лужні метали та їхні сполуки — найважливіші компоненти різних хімічних виробництв. Їх використовують в металлотермическом виробництві різних металів, як-от Ti, Zr, Nb, Ta. Сполуки натрію і калію знаходять використання у мыловарении (Na2CO3), виробництві скла (Na2CO3, K2CO3, Na2SO4, Li2O), йдуть на відбілювання і дезінфекції (Na2O2), в ролі добрив (KCl, KNO3). З кухонної солі отримують багато питань хімічні сполуки: Na2CO3, NaOH, Cl2.

Калій покращує водний режим рослин, сприяє обміну речовин і освіті вуглеводів, підвищує морозоі засухоустойчивость. Зміст калію виявляється у перерахунку К2О. Стандартним вважається добриво, що містить 41,6% К2О. Найважливішими калійними добривами є хлорид і сульфат калію. Хлорид калію містить 50−60% К2О та її отримують з мінералів, використовуючи його особливу розчинність. Сульфат калію містить 45- 52% К2О виходить наступним образом:

2KCl + 2MgSO4 > K2SO4· MgSO4 + MgCl2.

K2SO4· MgSO4 + 2KCl > 2K2SO4 + MgCl2.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи другої групи періодичної системи. Кальцій, його з'єднання перетворені на природі. Жорсткість води та засоби її устранения.

До 2А групі належить елементи: берилій, кальцій, стронцій, барій, радій. Будова ВЕУ цих елементів виражається загальної формулою nsІnp°, де n номер периода.

Берилій, магній, кальцій одержують у основному електроліз розплавів їх хлоридів в суміші з NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) і CaF2 (Ca). Застосовується також відновлення оксидів і фторидів металів алюмінієм, на магній, вуглецем, кремнием:

4ЭО + 2Al > ЭО· Al2O3 + 3Э (Еге — Ca, Sr, Ba),.

BeF2 + Mg > MgF2 + Be,.

MgO + З > CO + Mg,.

2MgO + 2CaO + Si > 2CaO· SiO2 + 2Mg.

Метали групи 2А — сильні відновники. Вони досить легко реагують із більшістю неметаллов; вже за часів умовах інтенсивно розкладають воду (крім Be і Mg); легко розчиняються в кислотах; Be реагує з кислотами, і з лугами, створюючи акваі гидроксокомплексы. Хімічна активність підвищується від Be до Ra. По хімічним властивостями Be істотно відрізняється від інших елементів групи. Mg також у багатьох відносинах відрізняється від щелочноземельных металлов.

Еге + H2 > ЭH2 (t; (крім Be); Mg (p)),.

Еге + Hal2 > ЭНal2 (t),.

2Э + O2 > 2ЭO (t),.

Еге + P. S > ЭS (t),.

3Э + N2 > Э3N2 (t),.

3Э + 2P > Э3P2 (t),.

Еге + З > ЭC2 (t).

Еге + 2HCl > ЭCl2 + H2 ([Вe (OH2)4]Cl2),.

Еге + H2SO4р > ЭSO4 + H2 ([Ве (OH2)4]SO4]),.

Еге + 2H2SO4 > ЭSO4 + H2S + H2O (крім Be),.

Be + NaOH > Na2[Be (OH)4],.

Еге + HNO3p > Э (NO3)2 + N2O + H2O,.

Еге + HNO3 > Э (NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

Найважливішими металами з цієї групи є магній і кальцій. Вони широко йдуть на металлотермического отримання низки металів; магнієві сплави, як найбільш легкі, використовують у авіаційної промисловості. Різні сполуки цих металів знаходять різне використання у будівництві, виготовлення вогнетривких виробів, для осушення і очищення низки речовин й у ін. областях.

Магній і кальцій важливі всім форм життя. Головна природна функція магнію пов’язані з процесом фотосинтезу в рослинах і мікроорганізмах. Іони магнію приймають також участь у регулюванні дії деяких ферментів і клітинних систем. Біологічні функції кальцію різноманітні: він входить у склад опорних і захисних частин організму, його сполуки утворюють основу твердої частини зубної тканини, шкаралупи яйця. Іони кальцію утримуватися у низці білків, істотно впливають працювати ферментних систем, на процеси згортання крові, осмотическое рівновагу у клітинах. Поєднання кальцію і магнію нетоксичны.

Усі знають, що у дощовій воді мило добре піниться, а криничной — зазвичай погано. Тому таку воду прийнято називати жорсткої. Аналіз жорсткої води показує, що міститься велика кількість розчинних солей кальцію і магнію. Ці солі утворюють з милом нерозчинні сполуки. Така вода неприйнятна для охолодження двигунів внутрішнього згоряння забезпечення парових котлів, тому що за нагріванні жорсткої води на стінках охолоджувальних систем утворюється накип. Накип погано проводить тепло, тому може бути перегрів моторів, парових котлів, ще, швидше відбувається їх снашивание.

Існує дві виду жесткости.

Карбонатная, чи тимчасова, жорсткість обумовлена присутністю гидрокарбонатов кальцію і магнію. Її можна усунути такими способами:

1. Кипячением:

Ca (HCO3)2 > CaCO3 + CO2 + H2O;

Mg (HCO3)2 > MgCO3 + CO2 + H2O.

2. Діями вапняного молока чи соды:

Ca (OH)2 + Ca (HCO3)2 > 2CaCO3 + 2H2O;

Ca (HCO3)2 + Na2CO3 > CaCO3 + 2NaHCO3;

Некарбонатная, чи стала, жорсткість обумовлена присутністю сульфатів і хлоридів магнію і кальцію. Її усувають дією соды:

CaSO4 + Na2CO3 > CaCO3 + Na2SO4;

MgSO4 + Na2CO3 > MgCO3 + Na2SO4. Карбонатная і некарбонатная жорсткості у сумі утворюють загальну жорсткість воды.

Алюміній, характеристика елемента та її сполук з урахуванням розміщення у періодичної системи та будівлі атома. Фізичні і хімічні властивості алюмінію. Амфотерность оксиду і гидроксида алюминия.

У періодичної системі алюміній перебуває у третьому періоді, в головною підгрупі третьої групи. Заряд ядра +13. Електронна будова атома 1s22s22p63s23p1. Металевий атомний радіус 0,143 нм, ковалентный — 0,126 нм, умовний радіус іона Al3+ - 0,057 нм. Енергія іонізації Al — Al+ 5,99 эВ.

Найбільш характерна ступінь окислення атома алюмінію +3. Негативна ступінь окислення проявляється рідко. У зовнішньому електронному шарі атома існують вільні d-подуровни. Завдяки цього координаційне число в з'єднаннях може рівнятися як 4 (AlCl4-, AlH4-, алюмосиликаты), а й 6 (Al2O3,[Al (OH2)6]3+).

Алюміній — типовий амфотерный елемент. Йому притаманна як анионные, а й катионные комплекси. Так було в кислої середовищі існує катионный аквакомплекс [Al (OH2)6]3+, а лужної - аніонний гидрокомплекс і [Al (OH)6]3-.

У нинішньому вигляді простого речовини алюміній — сріблисто-білий, досить твердий метал з щільністю 2,7 г/см3 (т. пл. 660оС, т. стосів. ~2500оС). Кристалізується в гранецентрированной кубічної решітці. Характеризується високої тягучестью, теплопроводностью і електропровідністю (складової 0,6 електропровідності міді). З цією пов’язане його використання у виробництві електричних дротів. При однаковою електричної провідності алюмінієвий дріт важить вдвічі нижча медного.

На повітрі алюміній покривається найтоншої (0,1 мм), але ж надто щільною плівкою оксиду, яка захищає метал від подальшого окислення і придающей йому матовий вид. Після обробітку поверхні алюмінію сильними окислювачами (конц. HNO3, K2Cr2O7) чи анодним окисленням товщина захисної плівки зростає. Стійкість алюмінію дозволяє виготовляти потім із нього хімічну апаратуру і ємності для збереження і транспортування азотної кислоты.

Алюміній легко витягується в дріт і прокочується в тонкі листи. Алюмінієва фольга (завтовшки 0,005 мм) застосовується у харчової та фармацевтичної промисловості для упаковки продуктів і препаратов.

Основний масив алюмінію використовують із отримання різноманітних сплавів, поруч із хорошими механічними якостями що характеризуються своєї легкістю. Найважливіші їх — дюралюміній (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe і Si), силумін (85 — 90% Al, 10 — 14% Sk, 0,1% Na) та інших. Алюмінієві сплави застосовують у ракетній техніці, в авіа-, авто-, судноі приладобудуванні, у виробництві посуду та у багатьох інших галузях промисловості. За шириною застосування сплави алюмінію займають друге місце після сталі та чугуна.

Алюміній, ще, застосовується як легирующая добавка до багатьох сплавів щоб надати їм жаростойкости.

При накаливании дрібно роздрібненого алюмінію він енергійно згоряє на повітрі. Аналогічно протікає і зміцнити взаємодію його із сірою. З хлором і бромом з'єднання відбувається вже за часів звичайній температурі, з иодом — при нагріванні. При дуже високих температур алюміній безпосередньо з'єднується і з азотом і вуглецем. Навпаки, з воднем не взаимодействует.

Стосовно воді алюміній цілком стійкий. Але якщо механічним шляхом, або амальгамированием зняти предохраняющее дію оксидной плівки, це відбувається енергійна реакция:

2Al + 6H2O = 2Al (OH)3 + 3H2(.

Дуже розбавлені, і навіть дуже концентровані HNO3 і H2SO4 на алюміній майже діють (на холоду), тоді як із середніх концентраціях цих кислот поволі розчиняється. Чистий алюміній досить стійкий і ворожість до соляної кислоті, але звичайний технічний метал у ній растворяется.

При дії на алюміній водних розчинів лугів шар оксиду розчиняється, причому утворюються алюминаты — солі, містять алюміній в складі аниона:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al (OH)4].

Алюміній, позбавлений захисної плівки, взаємодіє зі водою, витісняючи з її водород:

2Al + 6H2O = 2Al (OH)3 + 3H2(.

Утворений гидроксид алюмінію реагує з головою луги, створюючи гидроксоалюминат:

Al (OH)3 + NaOH = Na[Al (OH)4].

Сумарна рівняння розчинення алюмінію на водному розчині щелочи:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al (OH)4] + 3H2(.

Алюміній помітно розчиняється в розчинах солей, мають унаслідок їх гідролізу кислу чи лужну реакцію, наприклад, в розчині Na2CO3.

Серед напруг він розташовується між Mg і Zn. У своїх стійких з'єднаннях алюміній трехвалентен.

Оксид алюмінію є білу, дуже тугоплавкую (т. пл. 2050оС) і нерастворимую у питній воді масу. Природний Al2O3 (мінерал корунд), а також отриманий штучно і далі сильно прожарений відрізняється великий твердістю і нерастворимостью в кислотах. У розчинне стан Al2O3 (т. зв. глинозем) можна перевести сплавлением зі щелочами.

Через нерастворимости Al2O3 у питній воді відповідальний цьому оксиду гидроксид Al (OH)3 можна отримати лише непрямим шляхом з солей. Одержання гидроксида можна як наступній схеми. При дії лугів іонами OHпоступово заміщуються в аквокомплексах [Al (OH2)6]3+ молекули воды:

[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 є об'ємистий драглистий осад білого кольору, практично нерозчинний у питній воді, але легко растворяющийся в кислотах і сильних лугах. Вона має, отже, амфотерный характер. Але й основні особливо кислотні його властивості виражені досить слабко. У надлишку NH4OH гидроксид алюмінію нерозчинимо. Один із форм дегидратированного гидроксида — алюмогель використовують у техніці як адсорбента.

При взаємодії з сильними лугами утворюються відповідні алюминаты:

NaOH + Al (OH)3 = Na[Al (OH)4].

Алюминаты найактивніших одновалентных металів у питній воді добре розчиняються, але в силу сильного гідролізу розчини їх стійкі лише за наявності достатнього надлишку луги. Алюминаты, вироблені з більш слабких підстав, гидролизованы в розчині практично нацело і тому можна отримати лише сухим шляхом (сплавлением Al2O3 з оксидами відповідних металів). Утворюються метаалюминаты, за складом вироблені від метаалюминиевой кислоти HAlO2. Більшість їх у питній воді нерастворимо.

З кислотами Al (OH)3 утворює солі. Похідні більшості сильних кислот добре розчиняються у воді, але досить значно гидролизованы, і тому розчини їх показують кислу реакцію. Ще сильніше гидролизованы розчинні солі алюмінію і слабких кислот. У результаті гідролізу сульфід, карбонат, ціанід та інших солі алюмінію з водних розчинів отримати не удается.

Галогениды алюмінію умовах — безколірні кристалічні речовини. Серед галогенидов алюмінію AlF3 дуже відрізняється як від своїх аналогів. Він тугоплавок, мало розчиняється у питній воді, хімічно неактивен. Основний спосіб отримання AlF3 грунтується на дії безводного HF на Al2O3 чи Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.

Сполуки алюмінію з хлором, бромом і иодом легкоплавки, дуже реакционноспособны і добре розчиняються у воді, а й у багатьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенидов алюмінію із жовтою водою супроводжується значним виділенням теплоти. У водному розчині усі вони сильно гидролизованы, та на відміну від типових кислотних галогенидов неметаллов їх гідроліз неповний і зворотній. Будучи помітно летючими вже при умовах, AlCl3, AlBr3 і AlI3 димлять у вологому повітрі (внаслідок гідролізу). Вони можна отримати прямим взаємодією простих веществ.

Сульфат алюмінію Al2(SO4)3.18H2O виходить при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид алюмінію чи каолін. Застосовується очищення води, і навіть при приготуванні деяких сортів бумаги.

Алюмокалиевые галун KAl (SO4)2.12H2O застосовують у у великих кількостях для дубления шкір, соціальній та красильном справі як протравлення для бавовняних тканин. У разі дію квасцов грунтується на тому, що утворені унаслідок їх гідролізу гидроксид алюмінію відкладається в волокнах тканини в мелкодисперсном безпечному стані й, адсордбируя барвник, міцно тримає його за волокне.

З інших похідних алюмінію слід сказати його ацетат (інакше — уксуснокислую сіль) Al (CH3COO)3, використовуваний при фарбуванні тканин (в ролі протравлення) й у медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у питній воді. Фосфат алюмінію нерозчинимо у воді й оцтової кислоті, але розчинний в сильних кислотах і лугах. Попри наявність величезних кількостей алюмінію на нирках, рослинах, як правило, містять мало цього елемента. Ще значно менший за нього вміст у тварин організмах. Людина вона становить лише десятитисячні частки відсотки за масі. Біологічна роль алюмінію не вияснена. Токсичністю сполуки їх обладают.

Метали побічних підгруп (хром, залізо, мідь). Фізичні і хімічні властивості. Оксиди і гидроксиды. Солі хрому, заліза і міді. Роль заліза та її сплавів в технике.

Метали побічних підгруп є d-элементами. Особливість будівлі їх атомів у тому, що у зовнішньому електронному шарі, зазвичай, містяться два s-электрона (іноді один — Cr, Cu, у паладію у його невозбужденном стані немає s-электронов) і друге зовні електронному шарі їх атомів є в повному обсязі зайнятий електронами d-подуровень. Для освіти хімічних зв’язків атоми елементів може використати як зовнішній електронний шар, але й d-электроны і вільні d-орбитали попереднього шару. Цим і пояснюються їх відмітні властивості. Зростання порядкового номери не супроводжується істотним зміною структура зовнішнього електронного шару; тому хімічні властивості цих елементів змінюються негаразд різко, як в елементів головних підгруп. Закономірності зміни хімічної активності у елементів побічних підгруп згори донизу інші, ніж в головних підгруп, хімічна активність (з малим винятком) зменшується. Приміром, золото хімічно менш активно проти міддю. У побічних підгрупах зі зростанням порядкового номери елемента окисні властивості знижуються. Так, сполуки хрому (VI) — сильні окислювачі, а сполук молібдену (VI) і вольфраму — не характерні. Можна відзначити окремі загальні закономірності загальних підгруп. Максимальна позитивна ступінь окислення збігаються з номером групи (винятки складають залізо — +6; кобальт, нікель, мідь — +3). Зі збільшенням ступеня окислення атомів металів побічних підгруп основні властивості їх оксидів і гидроксидов зменшуються, а кислотні - посилюються. З металів побічних підгруп найбільше практичного значення мають мідь, цинк, титан, хром, залізо. Властивості сполук заліза і хрому розглянемо подробнее.

Залізо виявляє ступеня окислення +2, +3, +6. Залізо в бінарних з'єднаннях виявляє ступеня окислення +2, +3 і утворить оксиди FeO і Fe2O3. Ці оксиди — тверді речовини, з великою часткою нестехиометрии, практично нерозчинні у воді й лугах, що свідчить про основному характері проявляемых властивостей (лише Fe2O3 — амфотер). При нагріванні що з восстановителем (Н2, ЗІ, З повагою та ін.) оксид FeO відновлюється до металу, а при звичайному нагріванні перетворюється на оксид Fe2O3 чи Fe3O4. Оксид Fe2O3 взаємодіє зі лугами, оксидами і карбонатами різних металів (зазвичай при сплавці) із заснуванням феритів — солей залозистою кислоти НFeO2, не виділеної у вільному состоянии:

Fe2O3 + 2NaOH > 2NaFeO2 + H2O. При додаванні лугів до розчинів, що містить Fe2+, випадає осад гидроксида Fe (ОН)2. Гидроксид заліза Fe (ОН)2 желтовато-белого кольору, на повітрі легко перетворюється на буре Fe (ОН)3:

4Fe (ОН)2 + О2 + Н2О > 4Fe (ОН)3. Fe (ОН)2 легко розчинний в кислотах, але під впливом сильно концентрованих лугів утворюють сполуки типу Na2[Fe (OH)4]. При нагріванні без доступу повітря Fe (ОН)2 перетворюються на FeO. Гидроксид Fe (ОН)3 випадає в осад при дії лугів на розчини солей Fe3+. Для нього характерні амфотерные свойства:

Fe (ОН)3 + 3HCl > FeCl3 + 3H2O;

Fe (ОН)3 + 3KOH > K3[Fe (OH)6]. При окислюванні Fe (ОН)3 в лужної середовищі утворюються ферраты — солі не виділеної у вільному стані залізної кислоти Н2FeO4:

2Fe (ОН)3 + 10KOH + 3Br2 > 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O. Ферраты є дуже сильними окислювачами. Хром утворює п’ять оксидів (+2, +3, +4, +5, +6). Усі оксиди при звичайних умовах — тверді речовини. Найбільш стійкий — Cr2O3, може бути отримано за безпосередньої взаємодії простих речовин. Інші оксиди виходять непрямим шляхом. Нижчі оксиди — сильні відновники і мають кислотними властивостями. Зі збільшенням ЗІ спостерігається збільшення кислотних властивостей. Так, Cr2O3 — амфотер, CrO3 — типовий кислотний оксид зі властивостями найсильнішого окислювача. CrO3 при розчиненні у питній воді утворює хромовую кислоту Н2CrO4 чи дихромовую кислоту Н2Cr2O7, що є кислотами середньої сили та існує лише у водних розчинах. Солі цих кислот є сильними окислювачами. При дії на розчини солей Cr2+ лугів випадає малорастворимое підставу Cr (ОН)2, що є (як і солі Cr2+) сильним восстановителем. Cr (ОН)2 вже в повітрі окислюється до Cr (ОН)3, що є зеленувато-сірий драглистий осад. Cr (ОН)3 — амфотер, при взаємодії зі лугами утворює гидроксохромиты типу Mn[Cr (OH)n+3] (n=1, 2, 3 і росте зі збільшенням концентрації луги). При прокаливании ці солі обезвоживаются і переходить до безводні хромиты, є солями не виділеної у вільному стані хромистой кислоти НСrO2. Хромиты утворюються також за сплавці Cr2O3 чи Cr (ОН)3 зі лугами чи основними оксидами. При розчиненні Cr (ОН)3 в кислотах утворюються відповідні солі Cr3+.

Водень, його хімічні і навіть фізичні властивості. Одержання водню до лабораторій, його использование.

Водень — перший елемент і з два представники першого періоду системи. По електронної формулі 1s№ формально належить до s-элементам і є типовим аналогом типових елементів 1 групи (літію і натрію) і власне лужних металів. Водень і метали 1А-группы виявляють ступінь окислення +1, є типовими восстановителями. Однак у стані однозарядного катиона М+ (протона) водень немає аналогів. У металах 1Агрупи валентний електрон екранований електронами внутрішніх орбиталей. У атома водню відсутня ефект екранізування, що навіть пояснюється унікальність його свойств.

З іншого боку, як в водню, і у галогенів бракує одного електрона до електронної структури наступного шляхетного газу. Справді, водень, подібно галогенам, виявляє ступінь окислення -1 і окисні властивості. Подібний водень з галогенами і з агрегатному станові й існувати за складом молекул Э2.

Давно відомо, що реакційна здатність водню різко підвищується, якщо його залучити до момент виділення. І тут хімічно реагують не молекули, а атоми водню. Атомарний водень вже за часів кімнатної температурі відновлює перманганат калію, реагує з киснем, багатьма металами і неметаллами.

Молекула водню являє приклад найпростішої молекули, складається з двох атомів, пов’язаних ковалентної зв’язком. У результаті великий міці й високої енергії дисоціації розпад молекул водню на атоми відбувається у помітної ступеня лише за температурі 2500є.

Цікавою особливістю молекулярного водню є у суміші два види молекул. Обидві модифікації відрізняються одна від друга напрямом власного моменту обертання протонів. У орто-форме о-Н2 обидва протона обертаються навколо своєї осі в однакових напрямах, тобто. спини ядер рівнобіжні (^^). У пара-формы п-Н2 ядра обертаються в протилежних напрямах, і спини антипараллельны (^v). Існування ортоі кількаводню — приклад нової різновиду аллотропии.

При нормальних умов водень є дуже легкий (в 14,32 разу легше повітря) безбарвний газ без смаку і запаху. Щільність його за 0є дорівнює 0,899 кг/л. З усіх газів водень має найбільшої теплопроводностью. Водень дуже важко сжижается. Крапки кипіння (-252,56є) і плавлення (-259,1є) відстоять друг від друга всього на 6,5є. Рідкий водень — прозора, безбарвна, неэлектропроводная рідина. Водень погано розчиняється у питній воді, ще гірше в органічних розчинниках. Невеликі кількості водню розчиняються переважають у всіх розплавлених металлах.

Виняткова міцність молекул водню обумовлює високі енергії активації хімічних реакцій з участю молекулярного водню. При звичайних умовах водень взаємодіє лише з фтором і за висвітленні з хлором. При нагріванні ж молекулярний водень входить у хімічне взаємодія із багатьма металами, неметаллами і складними веществами.

1. H2 + 2Na > 2NaH.

2. H2 + I2 > 2HI.

3. H2 + PbO > Pb + H2O.

У лабораторних умовах водень отримують дією цинку на соляну чи сірчану кислоту.

Великим споживачем водню у хімічній промисловості є виробництво аміаку, левова частка якого тримає в виробництво азотної кислоти і мінеральних добрив. З іншого боку, водень широко використовується для синтезу хлороводорода і метанолу. Значні кількості водню витрачаються у процесах каталітичної гідрогенізації жирів, масел, вугілля і нафтових прогонів. Полум’я водню сягає 2700є З, завдяки і він застосовується під час зварювання і краянні тугоплавких металів і кварцу. Восстановительная здатність водню використовують у металургії при отриманні металів з їхньої оксидів і галогенидов. Рідкий водень застосовують у техніці низьких температур, соціальній та реактивної техніці як одна з найефективніших реактивних топлив.

Галогены, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Хлор. Фізичні і хімічні властивості. Хлороводород.

Соляна кислота і його солі. Якісна реакція на хлорид-ион.

До 7А групи належать елементи фтор, хлор, бром, йод, астат. Ці елементи прийнято називати галогенами. Майже всі засоби одержання вільних галогенів засновані на окислюванні їх негативних іонів різними окислювачами або під дією електричного струму. У промисловості Br2 і I2 отримують окисленням бромидов і иодидов природної води хлором, в лабораторії - окислювання різними сильними окислювачами соляної кислоти, бромидов, иодидов:

16HCl + 2KMnO4 > 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O;

2NaBr + Cl2 > Br2 + 2NaCl;

2NaI + MnO2 + 2H2SO4 > I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

Хімічна активність простих речовин галогенів надзвичайно висока. Вони виявляють сильні окисні властивості, енергійно реагують із металами, більшістю неметаллов, окисляют ряд складних речовин. Окислювальна здатність зменшується у низці F2 — At2. Фтор — одне із найсильніших окислювачів, із більшістю простих речовин реагує бурхливо вже за часів звичайній температурі, з них (P.S, P) — навіть за температурі рідкого повітря (-190? З); окисляє інертні гази (Kr, Xe, Rn) і ті стійкі сполуки, як вода і SiO2. Бром, йод, астат окислюються при дії сильних окислювачів, хлор — лише за взаємодії з фтором. Здатність окисляться зростає у ряду Br2 — At2. Для хлору, брому, йоду характерні реакції диспропорционирования; спроможність до диспропорционированию зменшується у низці Cl2 — I2.

Э2 + H2 > 2HЭ.

Э2 + Hal2 > ЭHal.

F2 + O2 > O2F2.

Э2 + P. S > SxЭy.

3F2 + N2 > 2NF3.

Э2 + P > PЭ3, PЭ5.

2F2 + З > CF4.

Э2 + Me > MeЭ, MeЭ2…

2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O.

Еге + NaOH > NaЭ + NaЭO.

2F2 + H2O > 2HF + OF2.

Еге + H2O > HЭ + HЭO.

I2 + HNO3(к) > HIO3 + NO2 + H2O.

З бінарних сполук галогенів найбільше значення мають сполуки галогенів з воднем. Галогенводороды — гази (крім НF), добре розчинні у питній воді; НF — сильно дымящая надворі рідина, отруйна, в воді розчиняється необмежено. У розчині НF молекули асоційовані за рахунок водневих зв’язків. Термічна стійкість у низці НF — НI різко падает.

Водні розчини НГ (крім НF) — сильні кислоти; НF — кислота середньої сили. HBr і HI — відновники; HCl окислюється при дії сильних окислювачів; газоподібний хлорид водню окислюється киснем при нагріванні у присутності катализатора:

2HBr + H2SO4(к) > Br2 + SO2 + 2H2O;

8HI + H2SO4(к) > 4I2 + H2S + 4H2O.

Фтористий водень і плавикова кислота руйнують кварц і скло в результаті освіти газоподібного SiF4:

4HF (г) + SiO2 > SiF4 + 2H2O;

6HF (р-р) + SiO2 > H2[SiF6] + 2H2O.

Усі сполуки галогенів з киснем, виключаючи ОF2, — кислотні оксиди. Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаємодії із жовтою водою утворюють відповідні кислоти. ClO2 і Cl2O6 диспропорционируют й утворять дві кислоти. Кисневі сполуки галогенів — сильні окислювачі. Для оксидів хлору в проміжних ступенях окислення характерні реакції диспропорционирования.

Усі гидроксиды галогенів добре розчиняються у воді, HClO4, HIO3, H5IO6 відомі у вільному вигляді. HIO — слабкий амфотер з величезним переважанням основних властивостей, інші гидроксиды галогенів — кислоти. Оксокислоты — сильні окислювачі. Їх окисні властивості розпаляються із зменшенням ЗІ і порядкового номери галогена (при однаковою СО):

2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O > 4H2SO4 + Br2O.

Для НДО, HСlO2, HСlO3 характерні також реакції диспропорциони-рования.

3НГО > HГO3 + НГ.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи шостий групи періодичної системи. Сірка, її фізичні і хімічні свойства.

Сірководень і сульфіди. Оксиди сірки. Сірчана кислота, її властивості і хімічні основи виробництва контактним способом. Солі сірчаної кислоти. Якісна реакція на сульфат-ион. Сульфати у природі, в промисловості й быту.

До 6-А групи входять елементи: кисень, сірка, селен, телур, полоній. Усі елементи мають хорошою хімічної активністю. Найбільш хімічно активним є кисень. Він взаємодіє безпосередньо з усіма простими речовинами, крім галогенів, шляхетних металів Ag, Au, Pt і шляхетних газів, створюючи оксиди. Найактивніші лужні метали (K, Rb, Cs) утворюють у своїй надпероксиды ЭО2, а Na — пероксид Na2О2. Кисень окислюється лише за взаємодії з фтором. На відміну від кисню P. S, Se, Te, Po можуть окисляться і відновлюватися. За помірного нагріванні вони активно взаємодіють із багатьма простими речовинами, при сплавці - із багатьма металами, досить легко окисляються киснем і галогенами. Серед P. S — Po здатність окисляться посилюється, здатність відновлюватися зменшується. При кип’ятінні в розчинах лугів P. S, Se і Te диспропорционируют, при нагріванні реагують з кислотами-окислителями. З кислотами-неокислителями — не реагують. Po взаємодіє зі кислотами як типовий метал. P. S, Se, Te можуть розчинятися в розчинах своїх аніонів Э2- із заснуванням полианионов Эn2-.

Еге + H2 > H2Э (PoH2, Te).

Еге + Hal2 > ЭHal2, ЭHal4.

Еге + O2 > ЭO2.

Еге + P. S > SO2, PoS.

O + N2 > NO.

Еге + P > ЭxPy.

Еге + З > CЭ2 (Po).

Еге + Me > Me2Э, Me2Э2.

Po + HCl > PoCl2.

Еге + H2SO4(к) > ЭO2 (PoSO4).

Po + H2SO4(р) > PoSO4.

Еге + NaOH > Na2Э + Na2ЭO3 (Po).

Po + HF > PoF2.

Еге + H2O > S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po).

Еге + HNO3(р) >

Еге + HNO3(к) > S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po (NO3)4).

Розглянемо докладніше сполуки сірки. З воднем цей елемент утворює з'єднання складу H2S. Це слабка двухосновная кислота; сильний восстановитель, легко окислюється киснем повітря: в розчинах — до простих речовин, під час спалювання — до оксидів. Вона може бути отримана взаємодією простих речовин чи дією розбавлених кислот на солі. Відомі два низки сполук сірки із металами — сульфіди і полисульфиды. Усі сульфіди, виключаючи сульфіди лужних, щелочноземельных металів і амонію, не розчиняються у воді. Сульфіди важких металів вирізняються в різні кольору. Розчинні сульфіди виходять нейтралізацією лугів сірководневою кислотою і відновленням сульфатів вугіллям, нерозчинні сульфіди — синтез з простих речовин, і навіть обмінна реакція. У водному розчині сульфіди гидролизуются; окремі необоротно. Багато нерозчинні у питній воді сульфіди розчиняються в кислотах-неокислителях. Сульфіди, ПР яких мало, нерозчинні в кислотах-неокислителях, але розчиняються у концентрованої азотної кислоті, царської горілці. Усі сульфіди — восстановители.

Сірка утворює три оксиду: SO, SO2, SO3. Перший — безбарвний газ, що розкладається вже за часів кімнатної температурі. SO2, SO3 є кислотними оксидами. SO2 одержують у промисловості випаленням сірчистих руд, в лабораторії - дією сильних кислот на сульфіти; SO3 — окислювання SO2 в присутності каталізатора. SO2 залежно та умовами може відновлюватися і окисляться, йому характерні реакції диспропорционирования.

Ці оксидам відповідають гидроксиды — кислоти. Н2SO3 отримують розчиненням SO2 у питній воді. Сірчану кислоту у промисловості отримують двома способами: контактним і нитрозным. Контактний залежить від виробництві SO2, окислюванні їх у SO3 і перетворення їх у Н2SO4. SO2 одержують у основному випаленням піриту. Отриманий SO2 піддають ретельної очищенні. Після очищення SO2 в суміші з повітрям вступає у контактний апарат, де під впливом каталізатора V2O5 окислюється в SO3. SO3 потім розчиняють в конц. Н2SO4, одержуючи цим олеум. При нитрозном способі SO2 окисляют оксидом азоту (IV). Кінцевий продукт містить 78% Н2SO4. Концентрована Н2SO4 є сильним окислювачем. Н2SO3 ж виявляє відбудовні властивості, але за дії сильних відновлювачів відновлюється. Серед похідних гидроксидов найбільше значення мають сульфіти і сульфати. Розчинні в воді солі піддаються гидролизу. При дії сильних кислот сульфіти розкладаються. Водні розчини сульфітів мають відбудовними властивостями, але за дії сильних відновлювачів виявляють окисні свойства.

Крім Н2SO3 і Н2SO4 сірка утворює й інших кислот: политионовые (Н2SnO6): трисульфоновая (Н2SO6), тетратионовая (Н2S4O6), полисерные (Н2SO4· nSO3): пиросерная (Н2S2O7), трисерная (Н2S3O10) і т.д.

Кисень, його фізичні і хімічні властивості. Аллотропия. Одержання кисню до лабораторій і промисловості. Роль кисню у природі й використання її у технике.

Перший типовий елемент VI групи — кисень — самий поширений елемент Землі: його зміст становить близько 50 масових часткою, %. А по ОЭО кисень слід за другому місці після фтору і тому утворює величезну кількість сполук коїться з іншими елементами періодичної системы.

Відомо більш 1400 мінералів, містять кисень. Найважливіші кисневовмісні мінерали — кварц та її модифікації, польові шпаты, слюди, глини, вапняки. Дуже багато кисню перебуває у воді як і хімічно пов’язаному, і у растворённом стані. У вільному стані кисень перебуває у атмосфері (близько 1015 т). Кисень повітря витрачається у процесах горіння, гниття, ржавления, подиху і безупинно регенерується рахунок фотосинтезу. З іншого боку, кисень є обов’язкової складової складовою організмів тварин і звинувачують рослин. Так було в людське тіло міститься до 65 масових часткою, % кислорода.

У техніці кисень отримують фракционированной перегонкою рідкого повітря і електроліз води (як побічний продукт і при отриманні водню), а лабораторії при термічному розпаді оксидів (CrO3), пероксидов (BaO2), солей оксокислот (KNO3, KCIO3, KMnO4).

Кисень — газ без запаху і кольору. У результаті поганий деформируемости електронної оболонки кисень має низькі температури плавлення (- 118,8єС) і кипіння (-182,9єС). Рідкий кисень світло-блакитного кольору, а твёрдый — кристали синього кольору. В усіх життєвих агрегатних станах кисень парамагнитен. Він мало розчинний у питній воді: обсягом води при 20єС розчиняється 3 обсягу кисню. Але це невеличка розчинність має величезне значення життєдіяльності що у воді организмов.

Під впливом УФ-излучения легко відбувається фотоліз молекул кисню, на висоті 100 кілометрів від землі основний формою існування кисню є атомарний. Аллотропной модифікацією кисню є озон О3. У хімічному будову молекули озону центральний атом кисню піддається spІ-гибридизации, яке 2pzорбиталь із орбиталями крайніх атомів кисню утворює ?р-р -зв'язку уздовж усієї молекулы:

О.

120?

Про О.

Озон — газ синього кольору, молекули якого диамагнитны. Колір його обумовлений великий полярністю і поляризуемостью молекули О3 проти кислородом.

Озон виходить при дії тихого електричного розряду на кисень (до 10 масових часткою, % О3). У атмосфері озон утворюється під час грозових розрядах й у вищих шарах під впливом УФ-излучения. Озон сильно реакционноспособен. Його окисні властивості виражені незрівнянно сильніше, ніж в кислорода.

По хімічної активності кисень поступається лише фтору. З більшістю простих речовин він реагує безпосередньо, крім галогенів, шляхетних газів, платини і золота. Два неспаренных електрона в невозбужденном стані атома кисню визначають його двухвалентность. Проте максимальна ковалентность його дорівнює 4. Атом кисню може перебуває у sp-, sp2-, sp3-гибридном состоянии.

1. O2 + H2 > H2O.

2. O2 + F2 > O2F2.

3. O2 + P. S > SO2.

4. O2 + N2 > 2NO (t>1200?).

5. 4P + 3O2 > P4O6.

6. O2 + З > CO2.

7. O2 + 2Mg > 2MgO.

Кисень застосовується у металургійної та хімічної промисловості: доменний процес, виробництво азотної і сірчаної кислот. З іншого боку, він використовується для підземної газифікації вугілля, газової зварювання і різання металів. Заміна повітря киснем у низці виробництв веде до інтенсифікації і скорочує виробничий цикл. Суміші рідкого кисню з пальними матеріалами (вугільний порошок, тирсу, оливи й ін,) становлять основу потужних вибухових речовин — оксиликвитов, що застосовуються при вибухових роботах. З іншого боку, рідкий кисень — окислювач для ракетного палива і хладагент. Нарешті, кисень використовується для життєзабезпечення на підводних човнах і космічних кораблях, соціальній та медицине.

Вода. Електронний і просторове будова молекули води. Фізичні і хімічні властивості води. Вода у промисловості, сільське господарство, быту.

Вода одна із найпоширеніших і важливих хімічних сполук Землі. Поверхня земної кулі на ѕ покрита рідкої та міцної водою. У у великих кількостях вода міститься й у атмосфери і земної корі, в пов’язаному стані входить до складу різних мінералів і пород.

Три ізотопу водню і трьох стабільних ізотопу кисню у різних поєднаннях можуть утворювати 18 изотопических різновидів води. Земні води складаються з легкої вода, важкої води по кисню важкою води по водню. Зазвичай під важкої водою розуміють воду складу D2O з молекулярної масою 20. У важкої воді речовини розчиняються гірше, а розчини менше проводять електричний струм. Вона гигроскопична: жадібно поглинає вологу з повітря. Поміщені у ній без попередньої підготовки живі істоти погибают.

Молекула води через spі-гибридизации атома кисню має кутову конфігурацію, а атоми водню, з'єднані із дуже электроотрицательным атомом кисню, визначають її спроможність до встановленню водневих зв’язку з сусідніми молекулами.

О.

104є27'.

М Н.

за рахунок двох атомів водню і двох несвязывающих електронних пар атома кисню кожна молекула води здатна до утворення чотирьох водневих зв’язків. Вважається, що у твердої фазі все молекули води об'єднані водневими зв’язками. При таненні льоду розривається близько 15% Н-связей. При кип’ятінні води між її молекулами ще є частина Н-связей, які повністю зникають при нагріванні водяної пари до 600єС. Таке своєрідність у структурі води проявляється у її властивості, які відрізняються поруч аномалий.

Чиста вода прозора і безбарвна. Вона немає ні запаху, ні смаку. При нормальному тиску аномально високі температури плавлення і кипіння води проти цими показниками для сполук водню із елементами 6-Агрупи, що міцністю системи водневих зв’язків, що об'єднує молекули воды.

Вода — досить активний хімічний реагент. Хімічна активність води проявляється, передусім, у її високої розчинюючої здібності. Вода є каталізатором цілого ряду хімічних процесів. У його відсутність багато речовини майже взаємодіють химически.

1. Кислотно-основные реакції, у яких вода поводиться, як амфотер:

BaO + H2O > Ba (OH)2.

P2O5 + 3H2O > 2H3PO4.

2. Вода діє гидролитически на багато солі, створюючи або гідрати, або продукти гидролиза:

CaCl2 + 6H2O > CaCl2· 6H2O.

Al2S3 + 6H2O > 2Al (OH)3v + 3H2S^.

3. Вода окисляє метали, які працюють у электрохимическом ряду напруг до олова:

2К + Н2О > 2КОН + Н2.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи п’ятої групи періодичної системи. Фосфор. Оксид фосфору, фосфорна кислота і його солі. Фосфорні добрива. Азот, його фізичні і хімічні властивості. Аміак. Фізичні і хімічні властивості. Хімічні основи промислового синтезу аміаку. Солі амонію. Азотна кислота. Хімічні особливості азотної кислоти. Солі азотної кислоти. Азотні удобрения.

До 5А групи належать елементи азот, фосфор, миш’як, сурма і вісмут. Загальна формула ВЕУ nsІnpіnd° (азот — 2sІ2pі). Азот є безбарвний газ, фосфор є кристалічним речовиною і є в вигляді трьох модифікацій — білий, червоний і чорний, миш’як і сурма — металлоподобные кристалічні речовини сірого кольору, вісмут — сріблястобілий м’який металл.

Азот у промисловості отримують ректифікацією повітря, до лабораторій — окисленням аміаку (1), реакціями внутримолекулярного окисленнявідновлення сполук азоту (2), відновленням азотної кислоти (3):

1. 2NH3 + 3CuO > N2 + 3Cu + 3H2O;

2. NH4NO2 > N2 + H2O;

3. 5Mg + 12HNO3(p) > N2 + 5Mg (NO3)2 + 6H2O.

Фосфор — в електричних печах по реакции:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 > P2 + 3CaSiO3 + 5CO.

Миш’як — термічне розкладання арсенопирита без доступу воздуха:

FeAsS > As + FeS.

Сурма — сплавлення сульфіду сурми з железом:

Sb2S3 + 3Fe > 2Sb + 3FeS.

Серед N — Bi посилюються металеві властивості. Азот і фосфор — типові неметаллы; миш’як і сурма мають як металеві, і неметалеві модифікації; вісмут — металоїд. Стійкість неметалічних модифікацій у цій низці падає, металевих — зростає. Молекулярний азот мало активний, при кімнатної температурі реагує лише із літієм. При активації молекул азот окисляє багато метали, створюючи нитриды; окислюється лише за взаємодії з киснем і фтором. Інші елементи мають вищої хімічної активністю. Вони можуть окисляться і відновлюватися, легко реагують із низкою неметаллов і багатьма металами. З кислотами-неокислителями де вони реагують, при нагріванні взаємодіють із кислотами-окислителями. При переході від миш’яку до вісмуту стабілізується нижча ступінь окислення +3; хімічна зв’язок в з'єднаннях ставати дедалі більше іонної; основні властивості оксидів і гидроксидов посилюються. |N2 + H2 > NH3 (t); | |Еге + Г2 > NF3; PГ3, PГ5; As, Sb, Bi — ЭГ3, ЭГ5; | |Еге + О2 > NО; P4О6, P4О10; As, Sb, Bi — Э2О3; | |Еге + P. S > N2; ЭxSy; | |P + N2 > P3N5; | |Еге + З > C2N2; CP3. | |Еге + H2SO4(k) > HAsO2; Sb, Bi — Э2(SO4)3; | |Еге + H2SO4(p) > | |Еге + NaOH > PH3 + NaH2PO2; Na3AsO3; | |P + H2O > PH3 + H3PO2; | |Еге + HNO3(p) > H3AsO4; Sb2O3; Bi (NO3)3; | |Еге + HNO3(k) > P, As — H3ЭO4, Sb2O5. |.

Найважливішими елементами є азот і фосфор. Розглянемо докладніше їх сполуки. Їх відомі водневі сполуки складу ЭH3, і навіть N2H4 (гидразин), HN3, P2H4 (дифосфан). РH3 — отрутний газ, погано розчинну у питній воді. NH3 — не уїдливий і добре розчинний у питній воді. NH3 отримують синтезом з простих речовин, а лабораторії при реакції хлориду амонію з вапном. РH3 — взаємодією білого фосфору з концентрованим розчином луги. Ці речовини — сильні відновники. Для NH3 характерні реакції приєднання з допомогою донорно-акцепторного взаємодії. ЭH3 з ильными кислотами утворюють солі амонію і фосфония соответственно.

Для азоту відома все оксиди відповідальні ЗІ від +1 до +5, для фосфору — ступенів окислення +3 і +5. Синтезом з простих речовин за дуже високих температурах можна лише NО, інші оксиди азоту отримують непрямим шляхом. Р4О6 і Р4О10 можна отримати роботу при взаємодії простих речовин. Усі оксиди азоту, крім NО термічно нестійкі. N2О і NО з водою не реагують, NО2 при розчиненні у питній воді диспропорционирует, аналогічно протікає реакція зі лугами. Оксиди азоту (3, 5) і фосфору (3, 5) при розчиненні у питній воді утворюють відповідні кислоти. Кислотний характер оксидів виражений тим більше, що менше атомний номер елемента і вищі їхні ЗІ: N2О5 — найбільш кислотний оксид. Усі оксиди азоту — окислювачі, N2О5 — сильніший окислювач. Р4О6 — восстановитель легко окислюється киснем, сірої, галогенами.

Для азоту та фосфору відомі кислоти відповідальні ступенів окислення +3 і +5 (для фосфору також +1 і +4). Кислоти азоту до лабораторій отримують дією сильних окислювачів на нітрати і нітрити. Н3РО3 до лабораторій отримують гидролизом хлориду фосфору. Н3РО4 — розчиненням відповідного оксиду у питній воді. Кислоти азоту — сильні окислювачі, проте, НNО2 відновлюється при дії лише сильних відновлювачів. Кислоти фосфору є сильними восстановителями, але за дії сильних відновлювачів вони восстанавливаются.

Аміак і азотна кислота йдуть на отримання азотних добрив, вибухових речовин. Фосфор та його сполуки використовують у виробництві сірників. Роль азоту NO та фосфору дуже великий у житті організмів. Вони входить у склад молекул ДНК, з допомогою яких здійснюється синтез білків і передача спадкової информации.

Фосфор підвищує засухоі морозоустойчивость, сприяє нагромадженню цінних речовин, у рослині. Добривами служать як природні фосфорні руди, і продукти їх хімічної переробки. Якість фосфорних добриві характеризується змістом усвояемого Р враховуючи Р2О5. Стандартным вважається добриво, що містить 18,9% Р2О5. Сировиною щоб одержати служать природні фосфорні руди — фосфорити і апатити. Фосфоритне борошно — це природний подрібнений фосфорсодержащий мінерал. Виробництво складається з операцій роздрібнення, сушіння і розмелювання фосфоритів. Суперфосфат простий виходить розкладанням природних фосфатів сірчаної кислотою. Простий суперфосфат містить від 14 до 21% усвояемого Р2О5:

4Ca5(PO4)3 °F + 14H2SO4 + 13H2O > 6Ca (H2PO4)2· H2O + 14CaSO4· 0,5H2O + HF,.

Ca5(PO4)3 °F отримують з кальцийфторапатита Ca5(PO4)3F· CaF5 Суперфосфат подвійний відрізняється меншим змістом баласту і у 2 — 3 рази більше усвояемого Р2О5.

Азот входить до складу хлорофілу і білків, які є основою живої тканини. Рослини засвоюють азот, що міститься у грунті як солей. Тільки деякі рослини (бобові) засвоюють азот повітря. Основними азотними добривами є: нітрат, сульфат, хлорид і фосфат амонію, калієва, натрієва і кальцієва селітри, сечовина. Нітрат амонію — найбільш ефективне азотне добриво, що містить 35% азоту. Отримують нейтралізацією азотної кислоти сухим аммиаком:

HNO3 + NH3 >NH4NO3 Сульфат амонію містить 21,2% азоту та виходить поглинанням сірчаної кислотою аміаку газу коксових печей, нейтралізацією сірчаної кислоти синтетичним аміаком, обробка гіпсу розчинами карбонату аммония:

CaSO4 + (NH4)2CO3 > (NH4)2SO4 + CaCO3 Сечовина — найцінніше добриво, що містить 46,6% азоту та одержуване в промисловості з аміаку і вуглекислого газа:

2NH3 + CO2 > NH2COONH4 > NH2CONH2 + H2O.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи четвертої групи періодичної системи. Кремній, його фізичні і хімічні властивості. Оксид кремнію і кремнієва кислота. Сполуки кремнію у природі. Вуглець, його аллотропные форми. Хімічні властивості вуглецю. Оксиди вуглецю, їх хімічні властивості. Вугільна кислота, карбонаты і гидрокарбонаты, їх властивості. Перетворення карбонатів і гидрокарбонатов. Якісна реакція на карбонат-ион.

4А групи входять елементи вуглець, кремній, германій, олово і свинець. Вуглець відома з давніх часів. Він можна отримати при нагріванні деревини без доступу повітря, при обвуглюванні тварин залишків, неповному згорянні органічних речовин (сажа). Графіт і алмаз зустрічаються у природі, але протягом останнього час їхнього переважно отримують штучно. Карбин виходить синтетично при каталітичному окислюванні ацетилену і є найстабільнішою формою вуглецю. У 1990 р. з сажі, освіченою при випаровуванні графіту в електричної дузі у атмосфері гелію, було виділено нову форму З — фулерен С60. Кремній отримують відновленням SiO2 на магній чи вуглецем в електричної печі. Високої чистоти Si отримують відновленням SiCl4 цинком чи воднем. Інші елементи — термічне відновлення оксидних сполук з допомогою Н2, З, СО.

По хімічним і фізичним властивостями вуглець і утворювані їм сполуки суттєво різняться від ін. елементів групи. Будучи типовим неметаллом, З в формі простого речовини, соціальній та з'єднаннях з киснем, азотом і сіркою здатний утворювати кратні зв’язку в угрупованнях типу >C=CC=O, O=C=O, -C=N, >C=S. Для Si і Ge сполук з цими угрупованнями не встановлено, Sn і Pb утворюють сполуки, характерні для металів. При умовах все аллотропные модифікації вуглецю дуже інертні, ін. елементи групи досить активні і взаємодіють із багатьма речовинами. При збільшенні температури хімічна активність всіх речовин, освічених елементами групи, різко зростає. У з'єднаннях З повагою та Si виявляють ЗІ -4, +2, +4, Ge, Sn і Pb — +2, +4. Стійкість сполук, у вищих ЗІ від Si до Pb уменьшается.

Еге + Н2 =.

Еге + Г2 = З (CF4); Si, Ge, Sn (ЭГ4); Pb (F4, Cl4, Br2, I2).

Еге + О2 = ЭO2; Pb (PbO).

Еге + P. S = З, Si, Ge, Sn (ЭS2); Ge, Sn, Pb (ЭS).

Si + N2 = Si3N4.

Еге + Р = Si, Ge, Sn (ЕР), ЭР2, ЭР3.

Еге + З =.

Еге + Ме = карбиды, силициды, сплавы.

Еге + H2O =.

Еге + H2SO4(k) = З, Si; Ge, Sn (Э (SO4)2); Pb (HSO4)2.

Еге + H2SO4(p) = З, Si, Ge; ЭSO4 (Pb пассивируется).

Еге + NaOH = З, Ge; Na2SiO3; Sn, Pb (Na2[Э (OH)4]).

Еге + HNO3(k) = Si; З (CO2); Ge, Sn (xЭO2· yH2O).

Еге + HNO3(p) = З, Si, Ge; Sn, Pb (Э (NO3)2).

Еге + HCl = З, Si, Ge; Sn, Pb (ЭCl2), (Pb пассивируется).

Найважливішими сполуками вуглецю є СН4 і СО2. СН4 є хімічно інертним газом. Величезні його кількості перебувають у природою вигляді газу. Він широко використовують у різноманітних органічних синтезах, соціальній та побуті. СО2 є газ. Він виявляє кислотні властивості, будучи ангідридом вугільної кислоти. Він використовують у ролі відновлювача, у харчовій промисловості для газирования різних напоїв, «сухий лід». Також велике практичного значення мають солі не виділеної у вільному стані вугільної кислоти Н2СО3. З сполук кремнію дуже важливий оксид SiO2. Це кислотний оксид. Він використовують як восстановитель, соціальній та скляної і цементної промышленности.

У вільному вигляді кремній у природі не зустрічається, а в з'єднаннях, найважливішим із якого є кремнезем SiO2. Кремній також входить до складу польового шпату і каоліну. Кремнезем головне сировиною для скла, цементу і кераміки. Скло отримують з суміші піску SiO2, соди Na2CO3 і вапняку CaCO3, яку нагрівають до 1500 °C. У цьому протікають реакции:

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2;

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2.

Потім силікати натрію і калію сплавляють з піском й отримують скло Na2O· CaO·6SiO2.

Якщо ж замість соди брати поташ К2CO3, то утворюється тугоплавкое скло К2O· CaO·6SiO2.

Щоб надати склу потрібну забарвлення, до нього додають відповідні оксиди металів: оксиди заліза надають склу зелений колір, кобальту — синій, міді - блакитний, срібла — жовтий тощо. Якщо склад скла входить оксид свинцю, то отримують кришталь — цінне скло, що має великий лучепреломляющей здатністю. Кришталь добре шліфується, після чого набуває сильний блеск.

Цемент отримують з вапняку і глини. У цьому використовують і мергель. Цю суміш ліплять у спеціальних печах і отриману спечену масу розмелюють. Він широко використовують у будівництві як в’язкий матеріал, який за змішуванні із жовтою водою твердне. Умовно розрізняють два типу цементу за принципом їх «згортання» — звичайний цемент і портландский цемент. Процес «схоплювання» звичайного цементу, що складається з силікату кальцію, відбувається внаслідок освіти карбонату кальцію з допомогою вуглекислого газу воздуха:

CaO· SiO2 + CO2 + H2O = CaCO3 + H2SiO3.

При «схоплюванні» портландского цементу вуглекислота не бере участь у процесі, а відбувається гідроліз силікатів з наступним освітою нерозчинних кристаллогидратов:

Ca3SiO5 + H2O = Ca2SiO4 + Ca (OH)2;

Ca2SiO4 + 4H2O = Ca2SiO4· 4H2O.

Теорія хімічної будови органічних речовин. Залежність властивостей органічних речовин від хімічної будови. Ізомерія. Електронна природа хімічного зв’язку в молекулах органічних сполук, типи розриву зв’язку, поняття про вільних радикалах.

Творцем теорії хімічної будови був великого русского хімік А. М. Бутлеров. Основні становища своєї теорії він сформулював в 1858—1861 рр. Деяка труднощі нам у тому, що творець теорії будівлі не формулював пункт за пунктом становища своєї теорії щодо одного місці: вони пронизують все наукову творчість самого Бутлерова та її учнів. 1. Атоми в органічних молекулах пов’язані один з одним у порядку хімічними силами. Цей лад Бутлеров і називав хімічним будовою. За часів Бутлерова в загальних словах називали ці силы.

«силами валентності»: нашого часу з’ясовано, що сили валентності мають електронну природу. 2. Будова можна вивчити експериментально, використовуючи хімічні методи — аналіз стану і синтез. Нині під час встановлення будівлі широко використовують також фізичні методи — різновиди оптичної спектроскопії, рентгенографію, электронографию, визначення дипольных моментов.

Фізичні методи, насамперед рентгенографія і электронография, дозволяють визначити реального стану кожного атома в молекулі, отримувати як його фотографію. Це розташування цілком узгоджується з знайденим суто хімічним шляхом. Тому ми частіше говоримо просто про будову молекул, опускаючи прикметник «хімічне», яка не обов’язково вживав Бутлеров. 3. Формули будівлі висловлюють порядок хімічного зв’язку атомів. У формулах будівлі (структурних формулах) символи елементів з'єднують рисками, умовно які зображують хімічну зв’язок, например:

Структурні формули в розгорнутої записи (тобто. із визначенням кожного атома і «кожної зв’язку) вже за часів невеличкому ускладненні молекули стає важко читаються. Тому від початку слід звикнути до структурним формулам в скороченою записи, например:

или.

Як очевидно з наведених прикладів, при скороченою записи поруч із атомом вуглецю поміщають безпосередньо пов’язані з нею атоми і групи, потім ставлять рисочку і після неї переходять до іншого атома вуглецю, зі що стоять за нього заступниками. Щоб ще більше скоротити запис, іноді опускають рисочки: наприклад, СН3СН (ОН)СН3.

При побудові структурних формул органічних сполук необхідно враховувати знайдену дослідним шляхом валентність элементов-органогенов. Так, валентність вуглецю 4, водню 1, кисню 2, галогенів 1. Азот, сірка і фосфор можуть міститися у різних валентных станах. 4. Кожне речовина має одну певну формулу будівлі, яка відображатиме порядок хімічного зв’язку атомів в реальною молекулі. Це становище глибоко матеріалістично, філософськи правильно: основу лежить реально що у природі об'єкт — молекула, і структурна формула повинна можливо точніше відбити цей об'єкт. Виконання цієї вимоги підпорядковані все сучасні «вдосконалення» в написанні формул органічних речовин — введення у них позначень електронних пар, стрілок, пунктирів, знаків заряду. Усе це покращує відповідність між формулою та реальною молекулою, тобто. відповідає принципам теорії будівлі. 5. Пов’язані в молекулі атоми виявляють одне на друга взаємовпливи: властивість кожного атома у складі молекули залежить тільки від щодо його власної природи, а й від, у якому цей атом перебуває. З взаємним впливом атомів ми постійно зустрічались у всім курсі органічної хімії. Поки обмежимося найпростішим прикладом: й у молекулі води, й у молекулі хлористого водню є атом водню, але як різні його властивості в обох речовинах! 6. Фізичні і хімічні властивості органічних сполук визначаються складом і будовою їх молекул. За часів Бутлерова можна було судити лише про хімічному будову — порядку хімічного зв’язку атомів. Нині є можливість визначати просторове будова; визначати розподіл електричних зарядів — електронне строение.

Усі три особливості будівлі важливі під час розгляду властивостей органічних соединений.

Теорія хімічної будови дозволила зрозуміти природу ізомерії: молекули структурних ізомерів мають однакову склад, але різняться порядком зв’язку атомів. Наприклад, формула С2Н6О відповідає двом різним речовин: диметиловому ефіру і етиловому спирту.

Бутлеров не обмежився лише теоретичним поясненні ізомерії з урахуванням теорії будівлі. Він провів і кілька експериментальних робіт, підтвердивши передбачення теорії отриманням изобутана і третинного бутилового спирта.

Відповідний ряд граничних вуглеводнів (алканов), їх електронне і просторове будова, spі-гибридизация. Номенклатура алканов.

Фізичні і хімічні властивості алканов (реакції галогенирования і окислення). Уявлення про механізм цепних реакцій з участю вільних радикалів. Метан, його использование.

Алканы є вуглеводнями, найбільш багатими воднем, вони насичені їм вкрай. Звідси назва — насичені чи граничні вуглеводні. Їх також називають парафинами. Загальна риса у структурі алканов і циклоалканов — проста чи одинарна зв’язок між атомами вуглецю. на освіту цьому разі витрачається одна пара електронів, причому максимальне перекриття орбиталей перебуває в лінії, що з'єднує центри атомів. Таку зв’язок називають ?-зв'язком, а електрони, що утворюють її - ?- електронами. Розподіл електронної щільності ?- зв’язку симетрично щодо осі, що проходить через центри пов’язаних атомів. У молекулах насичених вуглеводнів атоми вуглецю нині напівживі spігібридизації і з них утворює чотири ?-зв'язки Польщі з вуглецем чи воднем. Стан spі-гибридизации характеризується тетраэдрической конфігурацією, тобто. просторове напрям зв’язків становить 109є28'. Для алканов характерно структурне ізомерія: розбіжність у порядку зв’язків. Для назви алканов використовується раціональне номенклатура, але перші чотири представника мають тривіальні назви: це метан, етан, пропан, бутан. Перші чотири члени гомологического низки є газами, від С5 до С15 — рідини, з С16 — твёрдые речовини. У гомологическом ряду алканов поступово підвищуються температури кипіння, плавлення, а як і відносна щільність. Алканы з розгалуженою ланцюгом киплять за більш низьких температурах, ніж ізомери із нормальною ланцюгом щільності всіх алканов менше одиниці. Вони мало розчиняються у воді, проте розчиняються у ефірі та інших органічних розчинниках метан і етан практично позбавлені запаху, вуглеводні С3 — С15 мають добре відомий запах бензину чи гасу, вищі членів ряду позбавлені запаху через їхньою малою летючості. У хімічному відношенні алканы малоактивны. Парафины вступають лише радикальні реакції заміщення, що у досить жорстких умовах. До реакцій приєднання алканы не способны!

Галогенирование:

CH4 + Cl2 > CH3Cl + Cl2 > CH2Cl2 + Cl2 > CHCl3 + Cl2 > CCl4 (h?).

Реакція йде з ланцюговому механізму: a) Ініціювання цепи:

Cl2 > 2Cl? b) Зростання цепи:

H3C:H + Cl? > H: Cl + H3C?

H3C? +Cl:Cl > H3C: Cl + Cl? з) Обрив цепи:

2Cl? > Cl2.

2H3C? > CH3-CH3.

H3C? + Cl? > CH3-Cl.

1. Нітрація (р-ция Коновалова):

CH3CH2CH3 + HONO2 > CH3CH (NO2)CH3 + H2O (t=140°, p, 10%).

2. Крекінг: нагрівання до 400°-600? повідомляє молекулам досить енергії у тому, щоб стався гомолитический розрив С-С связи.

При крекінгу граничних вуглеводнів утворюються простіші граничні і непредельные вуглеводні. Поруч із власне крекингом при термокаталитической обробці граничних вуглеводнів йдуть та інші процессы:

* Дегидрирование — позбавити водню з перетворенням граничних вуглеводнів в непредельные.

* Ароматизация алканов і циклоалканов з на ароматні углеводороды.

* Ізомеризація — перебудова углеродого скелета (при дії AlCl3).

Метан використовують у основному ролі дешевого палива. При горінні він надає майже безкольорове полум’я. З метану отримують цінні хімічні продукти: метанол, синтез-газ, формальдегід, ацетилен, різні хлорпроизводные. Етан використовується при синтезі етилену. Пропан в суміші з бутаном використовують у яких як паливо. Середні члени гомологического низки використовують як пальне для двигунів (бензин, гас), соціальній та ролі розчинників. Вищі алканы — паливо для дизельних двигунів, мастильні оливи й сировину для миючих средств.

Этиленовые вуглеводні (алкены); ?- і ?-зв'язку, spІ-гибридизация.

Просторова (геометрична) ізомерія. Номенклатура етиленових вуглеводнів. Хімічні властивості (реакції приєднання водню, галогенів, галогеноводородов, води; реакції окислення і полімеризації). Правило Марковникова. Набуття та використання етиленових углеводородов.

Алкенами називаються ненасичені вуглеводні, містять в молекулах одну подвійну зв’язок. Найпростішим представником алкенов є етилен С2Н4, у зв’язку з, із чим сполуки цього самого ряду називаються також вуглеводнями низки етилену. Часто застосовується їм назва олефины. Відповідний ряд алкенов має загальну формулу СnН2n, т. е. як в циклоалканов. Отже, алкены і циклоалканы — ізомери, які стосуються різним класам. Характерною особливістю будівлі алкенов є у молекулі подвійний зв’язку >C=C CH2Cl-CH2Cl 2. CH3-CH=CH2 + HBr > CH3-CHBr-CH3 3. CH2=CH2 + H2O > CH3-CH2OH 4. CH2=CH2 + H2 > CH3-CH3 (Pt) 5. 3СН2=CH2 + 2KMnO4 + 4H2O > 3HOCH2CH2OH + 2MnO2 + 2КОН.

Етилен одна із найважливіших напівпродуктів для промисловості органічного синтезу. Багато речовини, одержувані безпосередньо з етилену, мають практичне застосування або використовуються для подальших синтезів. Пропілен використовується для изопропилового спирту, ацетону, гліцерину, поліпропілену. Изобутилен використовується для синтезу изооктана, полиизобутилена. Бутилены застосовуються щоб одержати бутадієну — продукту щоб одержати синтетичного каучука.

Загальні поняття хімії високомолекулярних сполук (мономер, полімер, структурне ланка, ступінь полімеризації). Поліетилен. Полихлорвинил.

Ставлення полімерів до нагріванню, дії розчинів кислот і щелочей.

Використання полимеров.

Сполуки з молекулярними масами від кількох основних тисяч до мільйонів дістали назву високомолекулярних (полімерних). Нині навчилися синтезувати багато різних ВМС, знайшли застосування виготовлення різних матеріалів: пластмас, волокон, эластомеров. Для цих матеріалів дуже важливі фізико-механічні властивості - їх міцність, еластичність, термостойкость та інших. Через війну вивчення ВМС встановлено, що й фізико-механічні властивості залежать, передусім, від форми молекули, хімічний склад грає підпорядковану роль. За формою молекул розрізняють два крайніх типу полімерів: лінійні (нитковидні) і тривимірні (об'ємні, глобулярные). Є й багато ін. полімерів, котрі посідають проміжне становище між тими крайніми типами. Характерні особливості лінійних полімерів — це здатність утворювати міцні волокна і плівки, значна еластичність, здатність розчинятися, а у разі підвищення температури — плавитися. Типові представники лінійних полімерів — каучук та її синтетичні аналоги, полиамидные волокна. Тривимірні полімери не плавляться, нерозчинні, значно менш еластичні, ніж лінійні полімери, навіть тендітні. Лінійні полімери можна перетворити на тривимірні, «зшиваючи» ланцюгові молекули в просторову сітку. Саме такою процес відбувається за вулканізації каучуку. Інші типові представники тривимірних полімерів — фенолоформальдегидные і глифталевые смоли. Звісно, як форма, а й хімічну природу макромолекули впливає фізико-механічні властивості полімеру. Залежно від складу основний ланцюга розрізняють полімери карбоцепные (полімерна ланцюг полягає тільки з атомів вуглецю) і гетероцепные (у складі полімерної ланцюга входять атоми та інших. елементів). Важливий клас утворюють элементоорганические полімери, у яких крім звичайних элементов-органогенов належать факти й атоми ін. елементів — кремнію, фосфору, бору, титану, а ін. ВМС творяться у результаті сполуки безлічі молекул низькомолекулярних речовин — мономерів. Це може здійснюватися шляхом полімеризації чи поліконденсації. Відповідно полімери зі способів отримання поділяють на полимеризационные і поликонденсационные. Реакція полімеризації полягає в приєднання друг до друга значної частини молекул мономерів. Реакції полімеризації йдуть з допомогою приєднання до кратним зв’язкам або розкриття циклів. Ланцюговий реакції створить стимули кокой-то ініціатор. Ініціатором часто служать речовини, легко распадающиеся на вільні радикали. Важливе значення у техніці має спільна полімеризація суміші мономерів: такий процес називається сополимеризацией. Змінюючи склад суміші мономерів, можна тонко регулювати властивості одержуваних материалов.

Полиолефины. Особливого значення придбала полімеризація олефинов, при якої утворюються цінні високомолекулярні материалы.

Поліетилен — це з суті насичений вуглеводень з молекулярної масою від 20 тисяч мільйон. Він є прозорий матеріал, у якого високої хімічної стійкістю, температура розм’якання 100- 130 °C, межа міцності при розтягненні 120−340 кг/смІ, має низьку теплоі электропроводность.

CH2=CH2 > ???-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-???

Поліпропілен отримують з пропилену аналогічно полиэтилену. Це прозорий матеріал з температурою розм’якання 160−170°С, межа міцності при розтягненні 260−500 кг/смІ, у якого хорошими электроизоляционными властивостями. Особливістю полімеризації є отримання кількох видів будівлі молекули: атактический полімер (1), синдиотактический полімер (2), изотактический полімер (3):

1.

[pic].

2.

[pic].

3.

[pic].

Полістирол — безбарвний прозорий матеріал, добре відомий у вигляді різних виробів із «органічного скла». Температура розм’якання атактического полістиролу ~85°С, а изотактического 230 °C, що дозволяє використовувати останній за більш високих температур. Будова изотактического полістиролу следующее:

[pic].

Вінілові полімери. Крім вуглеводнів, здатні полимеризоваться і багатьох інших з'єднання з подвійний зв’язком, що носять назва вінілових мономерів. Загальна формула CH2=CH-X, де Х — хлор, CN, COOCH3 та інших. Формула одержуваних полімерів следующая:

???-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-???

| | |.

|.

X X X X.

Полівінілхлорид — міцний термопластичный матеріал, молекулярна маса 300−400 тисяч. При звичайній температурі це твердий матеріал, але його можна зробити м’яким і гнучким, змішуючи з труднолетучими розчинниками, так званими пластификаторами.

Широко використовуються полиметилакрилат (1) і полиметилметакрилат (2), отримані з ефірів ненасичених кислот — акрилової і метакриловой. 1. nCH2=CH > ???-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-???

| | |.

|.

COOCH3 COOCH3 COOCH3 COOCH3.

CH3 CH3 CH3.

CH3.

| | | | 2. nCH2=C > ???-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-???

| | |.

|.

COOCH3 COOCH3 COOCH3 COOCH3.

Цінні матеріали виходять при полімеризації нитрила акрилової кислоти (акрилонитрила): nCH2=CH > ???-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-???

| | | |.

CN CN CN CN.

З полиакрилонитрила виготовляється волокно нитрон — штучна шерсть.

Поливинилацетат.

-CH2-CH-.

|.

O-CO-CH3.

У реакції поліконденсації беруть участь зазвичай бифункциональные мономери, молекули яких приєднуються друг до друга з отщеплением будь-якої простий молекули (зазвичай воды).

Полиамиды:

Анид отримують з адипиновой кислоти і гексаметилендиамина: nHOOC-(CH2)4-COOH + nH2N-(CH2)6-NH2 >

> [-OC-(CH2)4-CO-NH-(CH2)4-NH-]n + nH2O.

Капрон виходить з капролактама:

> ???-NH-(CH2)5-CO-NH-(CH2)5-CO-NH-(CH2)5-CO-???

Энант отримують при конденденсации ?-аминоэтановой кислоти. Це волокно має строение:

???-NH-(CH2)6-CO-NH-(CH2)6-CO-NH-(CH2)6-CO-???

Полиэфиры. При поліконденсації дикарбоновых кислот з многоатомными спиртами отримують високомолекулярні матеріали полиэфирного типа.

Лавсан — полиэфир этиленгликоля і терефталевой кислоты:

HOOC- -COOH + HOCH2-CH2OH >

> ???-O-CH2-CH2-O-OC- -CO-???

Глифталевые смоли виходять при поліконденсації гліцерину і фталевої кислоти. Наявність трьох гідроксильних груп дає змога побудови тривимірного полімеру: [pic].

Замість гліцерину можна застосовувати і пентаэритрит С (СН2ОН)4 (пентафталеві смоли). Поруч із фталевої кислотою вводять також насичені і ненасичені жирні кислоти. Глифталевые, пентафталеві смоли і продукти їх модифікації різними добавками об'єднані під загальним назвою алкідні смоли. Їх розчиняють у різних органічних розчинниках, додають барвники і отримують емалі і лаки, застосовувані для забарвлення вагонів, верстатів, сільськогосподарських машин. Алкідні смоли вживають також за виготовленні типографических фарб, лінолеуму, клеїв. У цих галузях застосування має значення здатність алкідних смол коли висохнуть давати міцні пленки.

Фенолоформальдегидные смоли. Штучний матеріал, отриманий поликонденсацией фенолу з формальдегідом, з’явився першої пластмасою, отриманої ще у столітті, але зберегла своє значення і до нашого час. На прізвище винахідника англійця Бакеленда цей матеріал отримав назва бакелит.

Поліконденсація фенолу з формальдегідом проходить якщо нагріванні компонентів у присутності кислотних чи основних каталізаторів. Спочатку утворюється прозора жовтувата рідина, яка містить метилольные похідні фенолу. Ці продукти при подальшому нагріванні конденсуються друг з одним, спочатку створюючи малоразветвленный полімер типа:

[pic].

Молекулярна маса наростає поступово. Якщо поликонденсацию зупинити під час досягнення молекулярної маси 700 — 1000, виходить резол — тверда, дуже тендітна прозора маса, нагадує бурштин. Скло легко розчиняється в органічних растворителях.

Такі розчини використовують як лаків. При підвищенні температури до 60−90°С резол плавиться, його застосовують виготовлення пресспорошков. [pic] Рис. 1.

У процесі пресування йде подальша поліконденсація резольной смоли з освітою тривимірного полімеру — резита (див. рис. 1). Резит не плавиться і растворяется.

Диеновые вуглеводні, їх будова, хімічні властивості і использование.

Природний каучук, його будову й поліпшуючи властивості. Синтетичний каучук.

Алкадиены — сполуки, містять у відкритій вуглецевої ланцюга дві подвійні зв’язку. Загальна форма алкадиенов СnН2n-2 (як і ацетиленов). Отже, алкадиены изомерны алкинам. Ізомерія алкадиенов на свій чергу обумовлена будовою вуглецевого скелета і відносним розташуванням подвійних зв’язків. По взаємному розташуванню подвійних зв’язків розрізняють такі алкадиены: з кумулированными подвійними зв’язками (С=С=С), з сполученими подвійними зв’язками (С=С-С=С), з ізольованими подвійними зв’язками (С=С-С-С-С=С). Найбільш промислово важливими алкадиенами є бутадиен-1,3 і изопрен. Промисловими способами отримання бутадиена-1,3 є дегидрирование бутану, і навіть за способом Лебедєва (з етанолу); изопрена — дегидрирование изобутилена. Як багато і для алкенов, для алкадиенов характерні реакції полімеризації і приєднання. Найбільш практично важливими є реакції полімеризації, т.к. у тому основі лежить отримання синтетичних каучуков. При полімеризації изопрена отримують полімер, схожий за будовою елементарного ланки природний каучук. nCH2=CH-CH=CH2 > (-CH2-CH=CH-CH2-)n nCH2=CH-CH (CH3)=CH2 > (-CH2-C (CH3)=CH-CH2-)n.

Щоб самому отримати каучук з деякими властивостями, часто використовують реакцію сополимеризации — спільної полімеризації двох і більше полімерів. Каучуки широко застосовують у виробництві гуми. Щоб перетворити каучук в гуму, його наповнюють сажею, глиною і піддають вулканізації. Вулканізація — зшивання різних ланцюгів полімеру. Найчастіше вулканизируют каучук з з підвищення міцності, еластичності, зниження растворимости.

Ацетилен. Будова потрійний зв’язку (sp-гибридизация). Одержання ацетилену карбидным способом і з метану. Хімічні властивості (реакції приєднання). Використання ацетилена.

Алкины — ненасичені вуглеводні, містять в молекулі одну потрійну зв’язок. Загальна формула — СnH2n-2. Головним чинником, що характеризує алкины, є у молекулі потрійний связи.

— З? З -.

Вуглецеві атоми, що утворюють потрійну зв’язок, нині напівживі spгібридизації. Усі вони утворює дві ?-зв'язку, дві негибридизованные рорбитали розташовані під прямим кутом друг до друга і відповідатиме орбиталям іншого атома. Вони попарно перекриваються, створюючи дві ?-зв'язку, які працюють у двох взаємно перпендикулярних площинах. Ізомерія алкинов обумовлена розгалуженням кайдани й посадили становищем потрійний зв’язку: у тому вони схожість із алкенами. Для алкинов неможливо існування цис-трансізомерів, т.к. дві ?-зв'язку лежать в одній прямий. Основні способи отримання: з дигалогенпроизводных алканов отщеплением галогенводорода при дії спиртового розчину КІН, взаємодією алкилгалогенидов з ацетиленидами. 1. CH? CH + Cl2 > CHCl=CHCl.

CHCl=CHCl+ Cl2 > CHCl2-CHCl2 2. CH? СH + HF > CH2=CHF 3. CH? CH + H2 > CH2=CH2 + H2 > CH3-CH3 4. CH? CH + HOH > [CH2=CHOH] > CH3CHO.

Реакція протікає легше, ніж для алкенов. Каталізатором служить разбавленная сірчана кислота і солі двухвалентной ртуті. Ця реакція була відкрита М. Р. Кучеровым в 1881 р. і має його имя.

За підсумками ацетилену розвинулися багато галузей промисловості органічного синтеза.

Головні представники ароматичних вуглеводнів. Бензол. Електронна будова бензолу та її хімічні властивості (реакції заміщення і приєднання). Одержання бензолу до лабораторій і промисловості, його использование.

Ароматичними вуглеводнями називаються речовини, в молекулах якого міститься одне чи більше бензольных кілець. Найпростішим представником аренов є бензол. У 1865 г. ученим Кекулі було запропоновано структура молекули бензолу. Головною особливістю ядра і те, що він немає справжніх простих, ні справжніх подвійних зв’язків: всі шість С-С зв’язків однакові, а шість ?-електронів утворюють стійку угруповання — електронний секстет. Ця стійкість створюється сполученням всіх ?- електронів. Пояснення еквівалентності всіх зв’язків дали лише з розвитком квантової теорії хімічних зв’язків. Кожен атом вуглецю перебуває у стані spІ-гибридизации, причому в кожного атома одне з негибридизованных р-орбиталей розташована перпендикулярно площині молекули. У цьому усі вони еквівалентні й утворять загальну сполучену ?- систему. Що Залишилося від в зв’язку зі сусідніми атомами вуглецю р-орбиталь кожного атома зорієнтована у площині кільця і використовується для зв’язки Польщі з атомом водню. Бензол — прозору безбарвну рідину з дуже характерною запахом. Не змішується із жовтою водою, але змішується із багатьма органічними розчинниками, сам бензол є гарним розчинником. Горить коптящим полум’ям. Ядовит.

У промисловості отримують риформингом нафти. У чистому вигляді основна реакція — дегидрогенизация гексана:

С6Н14 > С6Н6 + 4Н2 (t, p). Іншою важливою методом є тримеризация ацетилену під давлением.

Хімічні 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.

Похідні бензолу, які можна як продукти заміщення атомів водню бензолу алкильными радикалами, називаються гомологами. Заступники впливають на фізичні властивості бензолу: температура кипіння ізомерів з розгалуженими бічними ланцюгами нижче, ніж із нормальними. До хімічним властивостями додаються хімічні властивості заместителей.

Арени застосовуються як хімічне сировину щоб одержати ліків, пластмас, барвників, отрутохімікатів і багатьох інших органічних речовин, широко використовуються арени як растворители.

Вуглеводні у природі: нафту, природний і попутні гази. Переробка нафти: перегонка і тріщання. Використання нафтопродуктів на хімічної промисловості щоб одержати різних веществ.

Основними джерелами вуглеводнів є природний і попутні нафтові гази, нафта та природний уголь.

Природний газ. До складу газу входить у основному метан (близько 93%). Крім метану природного газу утримує ще й інші вуглеводні, а також азот, СО2, і найчастіше — сірководень. Природний газ при згорянні виділяє багато тепла. У цьому плані вона значно перевершує решта видів палива. Тому 90% усієї кількості газу витрачається в яких як паливо на місцевих електростанціях, промислових підприємствах і побуті. Інші 10% використовують як цінна сировина для хімічної промисловості. Для цього він з газу виділяють метан, етан і інші алканы. Продукти, які можна з метану мають важливе промислове значение.

Попутні нафтові гази. Вони растворены під тиском не в нафті. За її добуванні на поверхню тиск падає, і розчинність зменшується, в результаті чого гази виділяються і. Попутні гази містять метан та її гомологи, і навіть негорючие гази — азот, аргон і СО2. Попутні гази переробляють на газопереробних заводах. У тому числі отримують метан, етан, пропан, бутан і газовий бензин, у якому вуглеводні із кількістю атомів вуглецю 5 і більше. Етан і пропан піддають дегидрированию і отримують непредельные вуглеводні - етилен і пропілен. Суміш пропану і бутану (скраплений газ) застосовують як побутове паливо. Газовий бензин додають до бензину з прискорення його запалення під час запуску ДВС.

Нафта — рідке пальне копалину темно-бурого кольору, з щільністю 0,70 — 1,04 г/смі. Нафта є складну суміш речовин — переважно рідких вуглеводнів. По складу нафти бувають парафиновыми, нафтеновыми і ароматичними. Проте особливо часто зустрічається нафту змішаного типу. Крім вуглеводнів, у складі нафти входять домішки органічних кисневих і сірчистих сполук, і навіть вода і розчинені у ній кальцієві і магнієві солі. Є не в нафті і механічні домішки — пісок, і глина. Нафта — цінна сировина щоб одержати високоякісних видів моторних палив. Після очищення від води та інших небажаних домішок нафту піддають переробці. Основний спосіб нафтопереробки — перегонка. Вона полягає в різниці температур кипіння вуглеводнів, входять до складу нафти. Оскільки нафту містить сотні різних речовин, чимало з яких мають близькі температури кипіння, виділення індивідуальних вуглеводнів практично неможливо. Тому перегонкою нафту поділяють на фракції, киплячі у досить широкому інтервалі температур. Перегонкою при звичайному тиску нафту поділяють чотирма фракції: бензинову (30−180°С), гасову (120−315°С), дизельну (180−350°С) і мазут (залишок після перегонки). За більш ретельної перегонці кожну з цих фракцій можна розділити на кілька інших більш вузьких фракцій. Так, з бензинової фракції (суміш вуглеводнів С5 — С12) можна назвати петролейный ефір (40−70°С), власне бензин (70−120°С) і нафта (120−180°С). До складу петролейного ефіру входять пентан і гексан. Він є чудовим розчинником жирів і смол. Бензин містить неразветвленные граничні вуглеводні від пентанов до деканів, циклоалканы (циклопентан і циклогексан) і бензол. Бензин після відповідної переробки застосовується у якій як пальне для авіаційних і автомобільних ДВС. Нафта, яке у собі вуглеводні С8 — С14 і гас (суміш вуглеводнів С12 — С18) використовують як пальне для побутових нагрівальних і освітлювальних приладів. Гас багато (після ретельної очищення) застосовують у якій як пальне для реактивних літаків і ракет. Дизельна фракція нефтеперегонки — пальне для дизельних двигунів. Мазут є сумішшю висококиплячих вуглеводнів. З мазуту шляхом перегонки під зменшеним тиском отримують мастильні олії. Залишок від перегонки мазуту називається гудроном. З нього отримують бітум. Ці продукти використовують у дорожньому будівництві. Мазут застосовують як і котельне топливо.

Камінний вугілля. Переробка кам’яного вугілля йде з трьох основних напрямам: коксування, гідрування і неповне згоряння. Коксування відбувається у коксових печах за нормальної температури 1000−1200°С. Під час цієї температурі без доступу кисню кам’яне вугілля піддається надзвичайно складним хімічним перетворенням, у яких утворюється кокс і леткі продукти. Охолонувши кокс відправляють на металургійні заводи. При охолодженні летючих продуктів (коксовий газ) конденсуються кам’яновугільна смола і аміачна вода. Несконденсированными залишаються аміак, бензол, водень, метан, СО2, азот, етилен та інших. Пропускаючи продукти через розчин сірчаної кислоти виділяють сульфат амонію, що використовується в ролі мінерального добрива. Бензол поглинають розчинником і відганяють з розчину. Після цього коксовий газ використовують як паливо чи як хімічне сировину. Кам’яновугільна смола виходить в незначних кількостях (3%). Але, враховуючи масштаби виробництва, кам’яновугільна смола сприймається як сировину щоб одержати низки органічних речовин. Якщо від смоли відігнати продукти, киплячі до 350 °C, то залишається тверда маса — пік. Його застосовують виготовлення лаків. Гідрування вугілля здійснюється за температурі 400−600°С під тиском водню до 25 МПа у присутності каталізатора. У цьому утворюється суміш рідких вуглеводнів, яка може бути використана як моторне паливо. Перевагою цього є можливість гидрирования низькосортного бурого вугілля. Неповне згоряння вугілля дає оксид вуглецю (II). На катализаторе (нікель, кобальт) при звичайному чи підвищеному тиску з водню й CO можна отримати роботу бензин, у якому граничні і непредельные вуглеводні: nCO + (2n+1)H2 > CnH2n+2 + nH2O; nCO + 2nH2 > CnH2n + nH2O.

Якщо суху перегонку вугілля проводити при 500−550°С, то отримують дьоготь, що поряд із бітумом використовують у будівельному справі як що з'єднує матеріал під час виготовлення покрівельних, гідроізоляційних покриттів (руберойд, толь і др.).

Сьогодні є серйозна небезпека екологічної катастрофи. На землі у тому місця, де природа не зазнала від діяльності промислових підприємств і життєдіяльності людини. При працювати з продуктами перегонки нафти слід уважно стежити, що вони не потрапляли в грунт, і водойми. Грунт, просякнута нафтопродуктами, втрачає родючість на багато років, і його важко відновити. Лише у 1988 р. при ушкодженні нафтопроводів до одного з найбільших озер потрапило лише близько 110 000 т нафти. Відомі трагічні випадки зливу мазуту й нафти на річки, у яких відбувається нерест цінних порід риб. Серйозну небезпека забруднення повітря представляють ТЕС, працівники вугіллі, — є є основним джерелом забруднення. Негативно впливають на водойми ГЕС, працюють у рівнинах річок. Відомо, що автомобільний транспорт сильно забруднює атмосферу продуктами неповного згоряння бензину. Перед вченими поставлено завдання до мінімуму скоротити ступінь забруднення навколишнього среды!

Граничні одноатомные спирти. Будова і номенклатура. Хімічні властивості одноатомных спиртів (реакції заміщення, дегідратації і окисления).

Промислові і лабораторні способи синтезу етанолу, його использование.

Многоатомные спирти: этиленгликоль і гліцерин, їх использование.

Продукти заміщення водню в вуглеводнях гидроксильной групою називають спиртами. Загальна формула спиртів R-OH. Гидроксильные похідні ароматичних вуглеводнів називають ароматичними спиртами у разі, якщо гидроксильная група перебуває у бічний ланцюга, і фенолами, якщо гидроксогруппа пов’язані з вуглецем ядра. За характером вуглеводневої радикала алифатические спирти діляться на насичені і ненасичені. У залежність від числа гидроксогрупп в молекулі розрізняють одноатомные, двухатомные і многоатомные спирти. Вуглецевий атом здатний міцно утримувати тільки один гидроксильную групу; неспроможна гидроксил стояти і при кратною зв’язку, хоча з цих правил є исключения.

Ізомерія спиртів обумовлена будовою радикала (ізомерія вуглецевого скелета) і становищем гидроксила (ізомерія становища). Згідно з положенням гидроксила в молекулі, залежно від цього, з якою атомом вуглецю пов’язаний (з первинним, вторинним чи третинним) розрізняють первинні, вторинні і третинні спирты.

Широко використовується раціональна номенклатура спиртів. Назва виробляється від відповідного вуглеводневої радикала з додаванням слова «спирт». Це зручно у разі нескладних радикалів: метиловий спирт. Складніший за будовою спирт можна як похідне метилового спирту — карбинола (карбинольная номенклатура). За сучасними міжнародних правил до назви вуглеводнів додається закінчення ол і цифра, що означає атом вуглецю, яка має стоїть гидроксил.

Спільними властивостями отримання спиртів є гідратація олефинов в кислої середовищі, гідроліз галогенпроизводных, відновлення карбонильных соедининий.

Функціональна група спиртів — гидроксил — зумовлює головні хімічні властивості цих сполук. Спирти вирізняються великою хімічної активністю. У результаті різноманіття реакцій спиртів і доступності сировини їхнього отримання спирти є цінним вихідним матеріалом для синтезу багатьох алифатических сполук. Зв’язки С-О-Н поляризованы, причому негативним кінцем диполя є кисень, як найбільш електронегативний елемент. На атомах вуглецю і водню є часткові позитивні заряди. Такий електронний характер гидроксогруппы визначає її схильність до реакцій гетеролитического типу, під час яких може розриватися або зв’язок С-О, або зв’язок О-Н.

Спирти — практично нейтральні речовини: де вони змінюють забарвлення індикаторів, не входять у реакції ні з водними розчинами лугів, ні з розведеними кислотами. Однак у певних реакціях вони виявляють властивості дуже слабких кислот й підстав, тобто. є амфотерами, подібно воді. Кислотні властивості спиртів виражені трохи слабша, ніж в води, хоча зв’язок кислород-водород поляризована: О?--Н?+. Алкильные групи відштовхують від електрони, знижуючи цим легкість відщіплення протона проти водою. У третинних спиртів кислотні властивості виражені найбільш слабко. Якщо ж у радикал спирту запровадити электроноакцепторный атом, то кислотні властивості посилюються. Прикладом може бути перфторпроизводное триметилкарбинола, кислотні властивості його помітно виражені (розкладає солі вугільної кислоты).

2C2H5OH + 2Na > 2C2H5ONa + H2.

Основні властивості спиртів виявляється у їх взаємодії з сильними кислотами. У цьому спирти подібно воді дають сіль 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. Окислювання первинних > альдегид, кислота.

8. Окислювання вторинних > кетон.

Головне промислове застосування метилового спирту — отримання формальдегіду. Він застосовується також для синтезу метилирующих коштів (хлористого мітила, диметилсульфата), отримання оцтової кислоти. Також використовують як розчинник. Етиловий спирт є сировиною щоб одержати синтетичного каучуку. Він також використовують як розчинник для екстракції і кристалізації, виготовлення лаків і водно-дисперсійних фарб, для консервування анатомічних препаратів, як дезінфікуючий засіб, для виготовлення лікарських речовин, в парфумерної промисловості для виготовлення одеколону і духів. Великі кількості спирту витрачаються для синтезу ефіру, складних ефірів органічних кислот, хлороформу, йодоформу і ін. Пропиловые, бутиловые і амиловые спирти використовують як розчинників. Вищі жирні спирти застосовують у ролі ПАР: антииспарителей (захист водойм), пенообразователей та інших. Диэфиры на основі вищих жирних спиртів — хороші мастила для авіаційних двигунів. У великій кількості вищі жирні спирти йдуть на отримання синтетичних мийних засобів. За підсумками вищих жирних спиртів отримують четвертинні амонієві солі, микродобавки що у воду знезаражують її. Циклогексанол використовують у промисловості для отримання синтетичних волокон капрон і найлон.

Найбільш важливого значення з багатоатомних спиртів мають этиленгликоль (двоатомний) і гліцерин (трехатомный). Этиленгликоль — безбарвна рідина, яка змішується із жовтою водою у різноманітних співвідношеннях. Гликоли як і одноатомные спирти не змінюють забарвлення індикатора, але мають кілька більш кислотним характером проти одноатомными спиртами. Солі утворюються при дії як лужних металів, а й гидроксидов важких металів. Причиною легкого освіти гликолятов важких металів не лише підвищена кислотність этиленгликоля, а й підвищена стійкість цих гликолятов, мають характер внутрикомплексных соединений:

H.

|.

СН2 — O O — CH2.

CH2 — OH | /.

|.

2 | + Cu (OH)2 = | Cu | +2H2O.

CH2 — OH | /.

|.

CH2 — O O — CH2.

|.

H.

Гидроксильные групи в этиленгликоле можуть заміщатися на галоген. При дії хлористого чи бромистого водню заміщується одна гидроксогруппа виходить галогенгидрин. Друга гидроксогруппа заміщується важче — під дією PCl5 чи SOCl2. Этиленгликоль утворює прості складні ефіри. Водний 50%-ный розчин этиленгликоля використовують у ролі незамерзающей рідини (антифриз) для охолодження автомобільних двигателей.

Гліцерин — в’язка гігроскопічна рідина солодкого смаку, смешивающаяся із жовтою водою у різноманітних співвідношеннях. Гліцерин входить до складу жирів та інших речовин, їхнім виокремленням тварини тканини. За властивостями гліцерин подібний до этиленгликолю: легко дає з гидроксидами важких металів глицераты; гидроксильные групи обмінюються на галоген, дає прості і складні ефіри. Ефір гліцерину і азотної кислоти — тринитрат гліцерину по помилці називають «нітрогліцерином». При умовах це рідина, чутлива до удару, є сильно вибуховою речовиною. Розпад нітрогліцерину — сильно экзотермическая реакція, у своїй виділяється дуже багато газов:

4CH2(ONO2)CH (ONO2)CH2(ONO2) = 12CO2 + 6N2 + 10H2O + O2.

На підвищення стабільності нітрогліцерину і забезпечення безпеки в зверненні нітрогліцерином просочують пористу масу чуток і готують звані динаміти. Їх використовують у військовому і гірському деле.

Завдяки гигроскопичности гліцерин використовують у ролі зволожуючого кошти за виготовленні фармацевтичних препаратів і косметичних коштів, соціальній та шкіряної і текстильної промисловості. У харчової промисловості його застосовують для подслащивания лікерів і др.

З непредельных спиртів найбільше промислове значення має тут аллиловый спирт СН2=СН-СН3. Отримують у промисловості з пропилену высокотемпературным хлоруванням і гидролизом. Аллиловый спирт є проміжним продуктом для синтезу глицерина.

Фенолу, його будову. Порівняння хімічних властивостей фенолу зі властивостями граничних одноатомных спиртів. Кислотні властивості фенолу. Вплив гидроксильной групи на реакції заміщення в ароматическом ядрі. Набуття та застосування фенола.

Феноли — гидроксилсодержащие ароматичні сполуки, в молекулах яких гидроксил пов’язаний безпосередньо з вуглецевим атомом бензольного ядра. Загальна формула: Ar-OH. Гидроксогруппа і бензольное ядро надають великий вплив друг на друга: неподеленная пара кисню входить у поєднання з ?-електронами ядра (1). Через війну електронна щільність переходить частково на зв’язок С-О, збільшуючи у своїй електронну щільність в проі п-положениях в ядрі. Електронна пара зв’язку О-Н сильніше притягається до атома кисню, сприяючи цим створенню позитивного заряду на атомі М гдроксогруппы і отщеплению його вигляді протона (2). Внаслідок цього феноли виявляє сильніший кислотний характер порівняно з спиртами:

1.

[pic].

2.

[pic].

Феноли — висококиплячі рідини чи кристалічні речовини, які мають сильним характерним запахом. Щільність близько 1.

Властивості гидроксила.

Фенолу > Вода > Cпирт 1. C6H5ОН + NaOH > C6H5ОNa + H2O 2. 2C6H5ОН + 2Na > 2C6H5ОNa + H2 3. C6H5ОNa + CO2 + H2O > C6H5ОН + NaHCO3 4. Ar-OH + RX > Ar-O-X + NaX.

5. C6H5ОН + Cl-CO-CH3 > C6H5-О-CO-CH3 + HCl 6. C6H5ОН + Zn > C6H6 + ZnO.

Властивості бензольного ядра.

1. C6H5ОН + 3Br2 > C6H2Br3OH + 3HBr 2. C6H5ОН + Cl2 > о-C6H4ClОН + п-C6H4ClОН 3. C6H5ОН +3HNO3 (до) > C6H2(NO2)3ОН + 3H2O 4. C6H5ОН + HNO3(p) > о-C6H4NO2ОН + п-C6H4NO2ОН 5. C6H5ОН + CH2C (CH3)CH3 > (CH3)3C-C6H4?OH.

Фенолу застосовується для барвників пікринової кислоти і особливо отримання пластмас — фенолоформальдегидных смол. Розчини фенолу йдуть на дезинфекции.

Альдегіди, їх будова, номенклатура, хімічні властивості (реакції окислення і відновлення). Набуття та використання мурашиного і оцтового альдегідів. Фенолформальдегидные смолы.

Сполуки, в молекулах яких карбонильная група пов’язані з одним органічним радикалом і з атомом водню називаються альдегидами. Сполуки, у яких карбонильная група пов’язані з двома органічними радикалами, називаються кетонами. У функціональної групі альдегідів і кетонов зв’язок між вуглецем і киснем подвійна. Вуглецевий атом карбонильной групи перебуває у стані sp2-гибридизации та її конфігурація є пласкою. На відміну від подвійний С=С зв’язку, внаслідок більшої ЭО кисню проти вуглецем, зв’язок поляризована з допомогою усунення електронної щільності ?-до кислороду:

>З?+ = О?-.

Полярність б'є по фізичних і хімічних властивості. Багато альдегіди і кетоны добре розчиняються у воді. Нижчі альдегіди мають різким запахом, багато вищі альдегіди і кетоны мають приємним запахом й закони використовують в парфюмерии.

Реакції присоединения:

1. R-CHO + 2H > R-CH2-OH R’R"C=O + 2H > R’R"CH-OH.

2. -З?± + :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.

Реакції заміщення кисню карбонильной группы.

Формальдегід: у промисловості формальдегід отримують з метилового спирту. Пари спирту разом із повітрям пропускають над розпеченій медью:

2СН3ОН + 2О2 > 2СН2О + 2H2O К-р: Cu.

Іншою важливою способом є неповне окислювання метана:

СН4 + О2 >СН2О + H2O к-р: t=400°.

Використовується щодо різноманітних синтезів. Володіє токсичністю для мікроорганізмів використовується як дезінфікуючий засіб. Використовується в шкіряної промисловості, для зберігання медичних препаратів тощо. д.

Ацетальдегід: у промисловості отримують з ацетилену за реакцією Кучерова і окисленням етанолу. Сучасним способом отримання є каталітичне окислювання этилена:

СН2=СН2 + ?О2 > СН3-СНО К-р: PdCl2.

Використовується щоб одержати оцтової кислоти, этилацетата, «сухого спирту» (метальдегида) і етилового спирта.

Ацетон: у промисловості отримують каталітичної кетонизацией оцтової кислоти, дегидрированием изопропилового спирту, прямим окисленням пропилена:

СН2=СН-СН3 + ?О2 > СН3-СО-СН3 К-р: PdCl2, Cu2Cl2.

Ацетон застосовується як розчинник для лаків, кіноплівки, щоб одержати штучного ацетатного волокна, ацетилену, і навіть у багатьох синтезах.

Карбонові кислоти. Будова карбоксильной групи. Хімічні властивості карбонових кислот. Мурашина кислота, її відбудовні способности.

Оцтова і стеаринова кислоти, їх застосування. Олеиновая кислота я як представник непредельных карбонових кислот. Жінка мила як солі вищих карбонових кислот.

Карбоновыми кислотами називаються сполуки, містять в молекулі групу -СООН, яка звалася карбоксильной, що від назв з яких складається груп: карбонильной -СНО, гидроксильной -ВІН. За кількістю карбоксильных груп кислоти діляться на одноосновные, двохосновні і многоосновные. За характером радикала — на граничні, непредельные, ароматні тощо. буд. Ізомерія обумовлена будовою вуглеводневої радикала. Для нижчих членів низки найбільш уживані тривіальні назви. Кислоти мають високих температур кипіння і плавлення, що зумовлено наявністю водневих зв’язків. Нижчі кислоти мають гострим кислим запахом, вищі запаху немає. Нижчі кислоти добре розчиняються у воді, але зі збільшенням радикала розчинність уменьшается.

Карбоксильная група містить у собі карбонильную і гидроксильную групи. У результаті близького розташування вони надають сильний вплив друг на друга. Гидроксогруппа кислот легше отщепляет протон водню, ніж гидроксогруппа спиртів. Причина посилення кислотності - полярна карбонильная група. Карбонильный атом вуглецю, що має позитивний заряд, прагне погасити дефіцит електронів, притягаючи електронні пари як зв’язків R-C і С=О, а й вільні електронні пари кисню гидроксильной групи. Тому гидроксильный кисень сильніше відтягує електронну пару зв’язку О-Н (1), посилюючи позитивного заряду на водні (2):

1.

[pic].

2.

[pic].

Хімічні свойства:

1. RCOOH + NaOH > RCOONa + H2O.

2. 2RCOOH + Mg > (RCOO)2Mg + H2.

3. RCOONa + HCl (p) > RCOOH + NaCl.

H2SO4.

4. RCOOH + H2SO4(к) — не йде (HCOOH —>СO + H2O).

5. Реакція ацилирования:

Шляхом заміщення гидроксильной групи різноманітними групами можна було одержати функціональні похідні кислот: аммиак-аммонийные солі, галогенангидриды, складні ефіри, аміди, нитрилы та інших. При гідролізі всіх похідних кислот виходять вихідні кислоты.

Кислоти знаходять широке використання у промисловості. Мурашина кислота застосовується у текстильної і шкіряної промисловості; оцтова — у побуті, під час виробництва спеціального шовку, барвників, складних ефірів, ацетону; щавлева — в фарбуванні, під час виробництва барвників, в шкіряної промисловості. Вищі кислоти застосовуються під час виробництва мила, каучуку і гумових виробів, лінолеуму, мастил. Також кислоти широко використовують у різних синтезах.

Складні ефіри, їх номенклатура. Одержання складних ефірів та його гідроліз. Застосування складних ефірів. Синтетичні волокна з урахуванням складних эфиров.

Жири як представники складних ефірів, їх роль природі й свойства.

Хімічна переробка жиров.

Складні ефіри є найважливішими функціональними похідними кислот із загальною формулою R — CO — O — R', тобто. їх можна як похідні кислот, які мають гидроксил заміщений алкоксильной групою. Ізомерія складних ефірів обумовлена будовою радикалів, що з ацилатной группой.

[pic].

Складні ефіри поширені у природі. Пахощі багатьох квітів, плодів, ягід обумовлений присутністю у яких складних ефірів. Надзвичайно поширені в і тваринний світ які стосуються складним эфирам жиры.

Ефіри нижчих одноатомных спиртів і нижчих кислот — леткі рідини з приємним запахом квітів, ягід. Этилформиат має запах рома, изоамилацетат — запах груш, этилбутират — запах морель, изоамилбутират — запах ананасів, бензилацетат — запах жасмину та інших. Через їх запаху ці ефіри використовують у парфумерної і харчової промисловості як «фруктові есенції». Ці ефіри мало розчиняються у воді, добре розчиняються в органічних розчинниках, самі є розчинниками. Температури кипіння складних ефірів нижче, ніж в відповідних кислот, тому що їм не властива ассоциация.

Найважливішим способом отримання складних ефірів — взаємодія карбонових кислот зі спиртами — реакція этерификации.

RCOOH + R’OH? RCOOR' + H2O.

Як каталізаторів застосовують конц. H2SO4, газоподібний HCl, BF3 і ін. Вплив кислотного каталізатора залежить від протонировании карбонильного кисню і, отже, у збільшенні позитивного заряду на атомі вуглецю карбоксильной групи, що робить шкіряного більш здатним до приєднання нуклеофильного реагенту — спирту: [pic].

Реакція этерификации оборотна. Надлишок спирту чи кислоти сприяє зрушенню рівноваги вправо. Збільшити вихід ефіру можна також постійним виведенням однієї з які виникають речовин зі сфери реакції. Швидкість реакції этерификации залежить від природи спирту і кислоти, саме — з якою атомом вуглецю пов’язана гидроксильная група (первинним, вторинним чи третинним) і яким будова вуглецевої ланцюга, що з карбоксильной групою. Об'ємні радикали створюють просторові труднощі і заважають освіті проміжних продуктів приєднання. Особливо недостатньо піддаються этерификации третинні спирты.

Хімічні властивості: 1) Дія води (гидролиз):

R — CO — OR' + HOH? RCOOH + R’OH 2) Реакція переэтерификации:

R — CO — OR' + R"OH? R — CO — OR" + R’OH 3) Дія аміаку (аммонолиз):

CH3 — CO — OC2H5 + NH3 > CH3 — CO — NH2 + C2H5OH 4) Восстановление.

R — CO — OR'? R — CH2OH + R’OH.

До складу рослинних і тварин організмів поруч із білковими речовинами і вуглеводами входять жири й жироподобные речовини. Головною складовою рослинних і тварин жирів є складні ефіри гліцерину та вищих жирних кислот — триглицериды пальмітинової, стеаринової, олеїнової, лінолевої та інших. Хімічна природа жирів балу встановлена у першої чверті ХІХ століття Шеврелем. В усіх життєвих жирах залишок спирту і той ж (залишок гліцерину): відмінність між жирами обумовлена залишками кислот. Жири немає різкій температури плавлення і, попередньо размягчаясь, плавляться у певному інтервалі температур. Жири легко розчиняються в органічних розчинниках; вони нерозчинні у питній воді, але можуть утворювати із нею стійкі емульсії у присутності ПАР (молоко). При тривалому зберіганні надворі, під впливом вологи і світла жири прогоркают — набувають неприємного запаху та смак, у своїй підвищується, і їх кислотность.

У промисловості реакція гидролитического розщеплення жирів широко використовується щоб одержати гліцерину і жирних кислот чи його солей, тобто. мила. Розщеплення виробляють як і кислої, і у лужної середовищі. У першому разі утворюється гліцерин і суміш вільних кислот — стеарин:

СН2 — ОСОС17Н35 Глицерин.

СП — ОСОС15Н31 > Стеаринова кислота Стеарин.

СН2 — ОСОС15Н31 Пальмитиновая кислота.

У лужної середовищі поруч із гліцерином отримують солі цих кислот — мыла.

Дуже важливою реакцією, має промислове значення, є реакція гідрогенізації жирів — перетворення рідких жирів в тверді. Сутність реакції полягає у приєднання водню до непредельным кислотам і перетворення в граничні (Ni, 200 °C, 15 кгс/смІ):

СН2 — ОСОС17Н35 СН2 — ОСОС17Н35.

СП — ОСОС15Н31 + 6Н2 = СП — ОСОС17Н35.

СН2 — ОСОС15Н31 СН2 — ОСОС17Н35.

Найкращі сорти гідрованого жиру йдуть на отримання маргарину. Маргарин є емульсію гідрованого жиру, тваринного жиру (яловичого) або олій рослинного олії на молоці. По очах і запаху продукт нагадує вершкове олію: щоб надати жовтого кольору ще на нього додають яєчний жовток, а надання характерного запаху — дикетон диацетил СН3СОСОСН3.

Вуглеводи, їх класифікація. Моносахариды. Глюкоза, її будова, хімічні властивості (реакція окислення і відновлення). Роль у природі. Сахароза, її гидролиз.

Вперше глюкоза отримали в 1811 р. російським хіміком Г. З. Кирхгофом при гідролізі крохмалю. Наприкінці 1960;х років минулого століття А. А. Колли довів, що у молекулі глюкози є п’ять гідроксильних груп. Шостий атом кисню, очевидно, має входити у складі альдегидной групи, оскільки глюкоза дає багато якісні реакцію альдегидную групу — окислюється оксидом срібла (1), приєднує синильну кислоту (4):

Хімічні свойства:

1.

[pic].

2.

[pic].

3.

[pic].

4.

[pic].

5.

[pic].

6.

[pic].

7.

[pic].

8. Спиртове бродіння. Ця реакція й у гексоз. Вона здійснюється з допомогою біологічних каталізаторів — ферментів. При сбраживании гексозы перетворюються на етиловий спирт. Для пентоз бродіння не характерно.

C6H12O6 > 2CO2 + 2C2H5OH.

Наявність неразветвленной ланцюга вуглецевих атомів в глюкозі випливає з його перетворення під впливом иодоводорода в 2-иодгексан із нормальною ланцюгом вуглецевих атомів (2). Освіта внаслідок ацилирования (3) і алкилирования (5) відповідно пентаацетилі пентаметилглюкозы також доводить існування у глюкозі п’яти гидроксогрупп. Наприкінці минулого століття, у класичних роботах Э. Фишера було встановлено конфігурація природної глюкози, висловлюване наступній проекційної формулою (див. рис. 2).

Утім, деякі властивості моносахаридов неможливо знайти пояснити формулою альдегидоспирта. Так глюкоза вступає не все реакції, характерні для альдегідів. Властивості глюкози, які можна пояснити при розгляді альдегидной формули глюкози, знаходять своє пояснення, якщо дати їй циклічну формулу. Цю форму називають також окисной, чи полуацетальной. Ця форма є таутомерной модифікацією, що у рівновазі з альдегидной формой.

[pic]Рис. 2.

Сутність таутомерного переходу у тому, що атом водню гидроксила при п’ятому атомі вуглецю переміщається до кисню карбонильной группы:

—>

Знаючи будова моносахаридов, легко зрозуміти їх хімічні властивості (див. выше).

Глюкозу називають також виноградним цукром, оскільки він міститься у виноградному соку. Крім винограду глюкоза і за іншими солодких плодах і загалом у різних частинах рослин. Так само поширена глюкоза і в тваринний світ: близько 0,1% її міститься у крові. Глюкоза розноситься кров’ю з усього тілу і є джерелом енергії для организма.

При нагріванні моносахаридов зі спиртами у присутності кислотних каталізаторів утворюються, як ми знаємо, гликозиды. Роль спиртового компонента у цій реакції може він, зокрема, й інша молекула моносахарида. У результаті реакції від двох молекул моносахарида відщепляється вода й утворюється дисахарид:

2С6Н12О6 > С12Н22О11 + Н2О.

При гідролізі дисахаридов, вони розпадаються на відповідні моносахариды. Найважливіший з дисахаридов — сахароза — складається з залишків ?- глюкози і ?-фруктози. Сахароза дуже поширена у природі. Це хімічне назва звичайного цукру, званого також тростинним чи буряковою. Отримують сахарозу з цукрової тростини, що росте в тропіках, або з цукрових буряків (містить 12−15% сахарозы).

Цукрову буряки подрібнюють в стружку і беруть із неї сахарозу гарячої водою у спеціальних апаратах, званих диффузорами. Отриманий розчин обробляють вапном для осадження домішок, а яка частково в розчин гидроокись кальцію в облогу беруть пропусканием вуглекислого газу. Далі після відділення осаду розчин упаривают в вакуум-аппаратах. Так виходить мелкокристаллический песок-сырец. Після його додаткової очищення отримують рафінований цукор. Залежно та умовами кристалізації він виділяється або у формі дрібних кристалів, або у формі компактних «цукрових голів», які розпилюють чи розколюють на шматки. Швидкорозчинний кусковий цукор отримують пресуванням дрібно подрібненого цукрового песка.

Полісахариди як природні полімери. Крохмаль і целюлоза, їх будова, хімічні властивості. Вуглеводи як джерело сировини для хімічної промисловості. Штучні волокна з урахуванням целлюлозы.

При конденсації значної частини моносахаридов друг з одним утворюються полісахариди, склад яких виявляється загальної формулою (С6Н10О5)n, де n сягає величини сотень і тисяч. Найважливіші з полісахаридів — крохмаль і глюкоза.

Крохмаль утворюється в рослинах пі фотосинтезі і відкладають у коренях, клубнях і насінні. Зовнішній вид крохмалю добре відомий: цю білу речовина, що складається з дрібних зерен. Він нерозчинимо у холодній воді, набухає та поступово розчиняється у гарячій. Які Утворюються грузлі розчини при охолодженні перетворюються на студневидную масу — клейстер. Крохмаль є сумішшю полісахаридів — амилопектина і амилозы. Застосовуючи особливу обробку розчинниками, з крохмалю можна назвати чисту, кристалічну амилозу. Чиста амилоза не утворює при набряканні клейстеру, з йодом дає характерне темно-синє забарвлення; амилопектин відповідальний освіту клейстеру, і з йодом дає слабке фіолетове забарвлення. І амилоза, і амилопектин складаються із залишків, пов’язаних ?- гликозидными зв’язками, але вони різняться формою молекул. Амилоза є лінійний полісахарид, побудований з тисяч залишків глюкози, з'єднаних ?-глюкозидной зв’язком. Будова амилозы схематично виражається наступній формулою: [pic].

За даними рентгеноструктурного аналізу, молекула амилозы згорнута в спіраль. Усередині спиралевой молекули залишається канал діаметром близько 0,5 нм, у якому можуть розташовуватися підходящі за величиною молекули, створюючи особливого типу комплекси — звані сполуки включення. Однією з них є згадане раніше з'єднання амилозы з йодом синього кольору. Молекула аминопектина, на відміну амилозы, має розгалужене будова, дедалі ближчий до кулеподібної формі. Певна фізичними методами молекулярна маса амилопектина має величину порядку 10 — це що означає, що ступінь полімеризації дорівнює приблизно 6000. Піддаючи крохмаль гидролизу кислотами, можна отримати роботу глюкозу як чистого кристалічного препарату або у вигляді меляси — пофарбованого некристаллизующегося сиропу. Найбільше значення крохмаль має у ролі харчового продукту: як хліба, картоплі, круп, будучи головним джерелом вуглеводів у нашій раціоні харчування. Значні кількості крохмалю вживаються для проклеивания (шлихтования) тканин, склеювання папери, і картону, виробництва канцелярського декстринового клею. У аналітичної хімії крохмаль служить індикатором в йодометрическом методі титрования.

Целюлоза є полісахарид, побудований з глюкозных ланок. Її будова нагадує будова амилозы, тобто. вона також складається з залишків глюкози, але пов’язані вони між собою ?-гликозидными зв’язками, а чи не ?-гликозидными, як і амилозе.

[pic].

Молекулярна маса целюлози дуже великий — майже 450 тис., вони можуть досягати і знання кількох мільйонів, тобто. в наведеної формулі n одно десяткам тисяч. Клітковина — головний «будівельний матеріал» рослин, з якого складаються стінки рослинних клітин. Целюлоза не плавиться і перетворюється на парообразное стан: при нагріванні приблизно до 350 °C вона розкладається — обвуглюється. Вона нерастворима у воді й більшості інших неорганічних і органічних розчинників. Нерозчинність целюлози тим, що її волокна є хіба що «пучки» розташованих паралельно ниткоподібних молекул, пов’язані безліччю водневих зв’язків, утворювані внаслідок взаємодії гідроксильних груп. Всередину подібного «пучка» розчинник проникнути не може, отже, немає і відриву молекул друг від друга. Целюлоза розчинна в розчині гидроксида міді в концентрованому водному аміаку (реактив Швейцера). Концентровані кислоти і концентрований розчин хлориду цинку також розчиняє целюлозу, та заодно відбувається її частковий розпад (гідроліз), що супроводжується зменшенням молекулярної маси. Хімічні властивості целюлози визначаються, передусім, присутністю гідроксильних груп. Діючи металевим натрієм, можна отримати тринатрийалкоголят целюлози [C6H7O2(ONa)3]n. Під впливом концентрованих водних р-ров лугів відбувається мерсеризация — часткове освіту алкоголятов целюлози, що веде до набряканню волокна і підвищенню його сприйнятливості до барвникам. Через війну окислення в макромолекуле целюлози з’являється певна кількість карбонильных і карбоксильных груп. Під упливом сильних окислювачів відбувається розпад макромолекул. Гидроксильные групи целюлози здатні алкилироваться і ацилироваться, даючи прості складні ефіри. Целюлоза використовується людиною з дуже давніх-давен. Спочатку застосовували деревину як горючий і будівельний матеріал; потім бавовняні, лляні та інших. волокна стали використовувати як текстильне сировину. Перші промислові способи переробки целюлози виникли у зв’язку з розвитком паперову промисловість. Папір — це людина тонка шар клітковини, спресованих і проклеенных для створення механічної міцності, і навіть гладкою поверхні для запобігання розтікання чорнила. Целюлоза застосовується як як в паперовому виробництві, але — йде поки що не подальшу хімічну переробку. Найбільше значення мають прості складні ефіри целюлози. Так, при дії на целюлозу сумішшю сірчаної і азотної кислот отримують нітрати целюлози. Усі вони горючи і взрывчаты. Максимальне число залишків азотної кислоти, які можна вводити на клітковину, одно 3 кожне ланка глюкозы:

[C6H7O2(OH)3]n + nHNO3 > [C6H7O2(ONO2)3]n + nH2O.

При дії на целюлозу суміші оцтового ангідриду, оцтової до-ти і сірчаної до-ти утворюється триацетат целлюлозы:

(CH3CO)2O.

[C6H7O2(OH)3]n ———> [C6H7O2(OCOCH3)3]n.

З ацетатов целюлози готують лаки, негорючую кіноплівку, і навіть ацетатное волокно. Знайшли технічне застосування й прості ефіри целюлози. Так, обробляють целюлозу спочатку лугом, та був хлористим метилом (під тиском), отримують метилцеллюлозу:

[C6H7O2(OH)3]n + 2NaOH + 2CH3Cl > [C6H7O2(OH)(OCH3)2]n + 2NaCl + 2H2O.

При метилировании целюлоза набуває деяку розчинність у питній воді; застосовується переважно як загуститель в текстильної, косметичної і харчової промисловості. Аналогічно отримують этицеллюлозу, яку використовують із виробництва міцних морозостойких плівок. Штучні волокна з урахуванням целюлози нині займають чільне місце у загальному балансі текстильного сырья.

Аміни, їх будову та номенклатура. Аміни як органічні підстави, взаимодейст-вие з кислотами. Анілін. Порівняння властивостей алкілі арилзамещенных амінів. Одержання аніліну з нитробензола (реакція Зинина).

Аміни — органічні похідні аміаку, які так можна трактувати як продукти заміщення атомів водню аміаку на углеводородные радикали. Залежно від кількості замещенных на радикали атомів водню розрізняють первинні (1), вторинні (2) і третинні (3) амины:

1. R-NH2 2. R-NH-R' 3. R3N.

Нижчі аміни — гази, середні - рідини, а починаючи з С12 — тверді речовини. Запах нижчих амінів нагадує запах аміаку. Зі збільшенням кількості атомів вуглецю розчинність у питній воді погіршується. Будучи похідними аміаку, вони зберігають основні властивості. Причина цьому — вільна електронна пара азота.

Хімічні свойства:

1. Приєднання алкилгалогенидов:

C6H5NH2 + C2H5Cl > [C6H5-NH2-C2H5]+Cl-.

2. Взаємодія з HCl:

C2H5NH2 + HCl > [C2H5NH3]+Cl-.

3. Реакції з азотистої кислотою: а) первинні CH3NH2 + HNO2 > CH3OH + N2 + H2O б) вторинні (CH3)2NH + HNO2 > (CH3)2N-N=O + H2O в) третинні не реагируют.

Найпростіші алифатические аміни — метиламин, диметиламин — використовуються при синтезі лікарських речовин, як прискорювачів вулканізації й у інших органічних синтезах. Гексаметилендиамин NH2-(CH2)6-NH2 є вихідним речовиною для синтезу важливого полімерної матеріалу — найлона.

Анілін — найважливіший із ароматичних амінів. Виходить за реакцією Зинина:

C6H5NO2 + 6H > C6H5NH2 + 2H2O.

У промисловості отримують каталітичним відновленням нитробензола воднем; пропускаючи хлорбензол з аміаком над одновалентной міддю. Анілін застосовується щоб одержати барвників, лікарських засобів, вулканизаторов і стабілізаторів для гуми, пластмас, фотографічних проявителей.

Амінокислоти, їх будову та кислотно-основные властивості. Синтетичні полиамидные волокна. Поняття будову білкових молекул. ?-амінокислоти як структурні одиниці білків. Властивості й біологічна роль белков.

Амінокислотами називаються сполуки, містять в молекулі аминоі карбоксильную групи. Залежно від взаємної становища груп розрізняють ?-, ?- і ?-амінокислоти. Одночасне присутність у молекулі амінокислоти кислотною і основний груп призводить до внутрімолекулярної нейтралізації. Зважаючи на це, вільні амінокислоти правильніше представляти як внутрішніх солей типа:

[pic].

Це позначається на фізичних властивості амінокислот: подібно звичайним неорганічним солей, амінокислоти є кристалічні речовини, розчинні у воді й мало розчинні в органічних розчинниках. Вони плавляться при високих температур і звичайно у своїй розкладаються. Переходити в парообразное стан де вони 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).

Хімічні властивості амінокислот у першому наближенні є сумою властивостей наявних у їхньому складі функцій. Своєрідність амінокислот визначається, передусім, тим, що мені є дві функції протилежного хімічного характеру — аминогруппа зі властивостями основи, а карбоксильная група зі властивостями кислоти. Амінокислоти є амфотерами.

1. H2N-CH2-COOH + HCl > HCl? H2N-CH2-COOH.

2. H2N-CH2-COOH + NaOH > H2N-CH2-COONa.

|Реакции по карбоксильной групі | |H2NCH2COOH + NaOH > H2NCH2COONa + H2O | |2H2NCH2COOH + Na > H2NCH2COONa + H2 | |H2NCH2COOH + CH3OH > H2NCH2COOCH3 + H2O | |H2NCH2COOH > CH3NH2 + CO2 | |Реакції по аминогруппе | |H2NCH2COOH + HCl > HCl· H2NCH2COOH | |H2NCH2COOH + HNO2 > HOCH2COOH + N2 + H2O | |H2NCH2COOH + CH3COCl > CH3CONHCH2COOH + HCl |.

Амінокислоти здатні взаємодіяти друг з одним, створюючи довгі цепи:

H2NCH2COOH + HNНСН2COOH > H2NCH2COHNCH2COOH + H2O.

Високомолекулярні сполуки, побудовані з амінокислотних залишків, називаються білковими речовинами — білками. Зовнішній вид, фізичне стан білків може бути настільки ж різноманітним, як і функції, які виконують в організмі. Попри зовнішнє неподібність, різні представники білків мають деякими загальними властивостями. Так, розчини всіх білків мають колоїдний характер. При підвищенні температури, СФвипромінювання чи радіації, під впливом кислот, лугів та інших реагентів відбуваються зміни фізико-хімічних властивостей білків, звані денатурацією. У цьому втрачається біологічна активність. Денатурацію в час пов’язують із зміною конформации[1] білкових молекул. Білкові речовини глушаться фосфорно-вольфрамовой, фосфорно-молибденовой, пікринової, трихлоруксусной, саліцилової та інші кислотами, і навіть солями багатьох важких металів. Бєлки дають і з кольорові реакції. Наприклад, специфічні забарвлення виникають при взаємодії їх з лужними розчинами солей міді (биуретовая реакция).

Головною складовою білкових речовин є двадцять ?- аминокислот.

Молекули амінокислот пов’язані в білках по амидному типу. У разі цей зв’язок називається пептидной, а сполуки амидного типу, освічені кількома молекулами амінокислот, називають пептидами. Синтез пептидів можна здійснити, наприклад, ацилированием амінокислот хлорангидридами галогензамещенных кислот і під дією 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.

Бєлки, дають при гідролізі виключно амінокислоти, називаються протеїнами. Складні білки чи протеїди є сполуками білків з небелковой частиною. Залежно від природи небелковой частини розрізняють такі групи протеидов: 1. Фосфопротеиды містять фосфор (казеїн). 2. Ліпопротеїди — сполуки білків з речовинами, родинними жирам.

(зоровий пурпур). 3. Гликопротеиды, мукопротеиды — сполуки білків з вуглеводами (альбумины і глобулины сироватки). 4. Металлопротеиды — складні білки, містять комплексно пов’язаний металл.

(гемоглобін). 5. Нуклеопротеиды — сполуки білків з нуклеїновими кислотами.

Амінокислотний склад парламенту й послідовність зв’язку амінокислот в молекулі білка визначають його первинну структуру. Полипептидная ланцюг може мати різні конформації, які визначають його вторинну структуру. Маючи певну конформацию ланцюг може далі складатися зі створенням третинної структуры.

Немає жодної живого організму, рослинного рослинного або тваринного, у якому білки не виконували б життєво важливих функцій. Численні ферменти — каталізатори обміну речовин, у живих організмах — все без винятку ставляться до білковим речовин. Усюди, де є, трапляються й дещо білкові вещества.

1. Алкан > Алкен + Н2 (t, Pt); 2. Алкен + Н2 > Алкан (t, Pt); 3. Алкан +Г2 > Галогеналкан + НГ (h?); 4. Галогеналкан + Н2 > Алкан + НГ, р-ция Вюрца; 5. Алкан + О2 > Спирт (t, p, kat); 6. Спирт + Н2 > Алкан + Н2О (t, p, kat); 7. Спирт + НГ > Галогеналкан + Н2О;

Спирт + SOCl2 > Галогеналкан + SO2 + HCl; 8. Галогеналкан + КІН (Н2О) > Спирт + КГ; 9. Спирт + Спирт > Простий ефір + Н2О (H2SO4; Al2O3 + t); 10. Простий ефір + HI > Спирт + Иодалкан (t, p); 11. Спирт > Алкен + Н2О (H2SO4, t>160); 12. Алкен + Н2О > Спирт (H2SO4); 13. Алкен + НГ > Галогеналкан; 14. Галогеналкан + КІН (спирт) > Алкен + КГ + Н2О; 15. Галогеналкан + Г2 > Дигалогеналкан + НГ (h?); 16. Дигалогеналкан + Н2 > Галогеналкан + НГ (t, p, kat); 17. Дигалогеналкан + Ме > Алкен + МеГ2; 18. Алкен + Г2 > Дигалогеналкан; 19. Алкен + О2 > Альдегид (кетон) (t, p, Pd); 20. Альдегид + Н2 > Спирт >* Алкен + Н2О (*H2SO4, t>160); 21. Спирт + [O]> Альдегид + Н2О (H2O2, KMnO4 +H2O, K2Cr2O7 + H2O); 22. Альдегид + Н2 > Спирт (t, p, kat); 23. Спирт + Карбоновая кислота > Складний ефір + Н2О (H2SO4); 24. Складний ефір > Спирт + Карбоновая кислота (H2O, t); 25. Альдегид + SOCl2 > Дигалогеналкан + SO2; 26. Дигалогеналкан + КІН (Н2О) > Альдегид + КГ + Н2О; 27. Дигалогеналкан + КІН (спирт) > Алкин + КГ + Н2О; 28. Алкин + 2НГ > Дигалогеналкан; 29. Алкин + Н2 > Алкен (t, p, kat); 30. Алкен > Алкин + Н2 (t, kat); 31. Алкин + Н2О > Альдегид (кетон) (H2SO4 + HgІ); 32. Альдегид + SOCl2 > SO2 + Дигалогеналкан + КІН (спирт) >

> Алкин + КГ + Н2О; 33. Дигалогеналкан + Г2 > Тригалогеналкан (h?); 34. = 16. 35. Тригалогеналкан + Н2 > Алкан > Алкин + Н2 (t, p, kat); 36. Алкин + Г2 > Дигалогеналкен + НГ > Тригалогеналкан; 37. Альдегид + [O] > Карбоновая кислота (Ag2O, Cu (OH)2, H2O2, KMnO4 +H2O); 38. Карбоновая кислота + Н2 > Альдегид (t, p, kat); 39. Карбоновая кислота + КІН > Сіль + КІН > К2СО3 + Алкан >

>* Алкин + Н2 (t, Pd); 40. Алкин + [O] > Суміш карбонових кислот (KMnO4 +H2O); 41. Карбоновая кислота + Спирт > Складний ефір + Н2О (H2SO4); 42. Складний ефір + Н2О > Карбоновая кислота + Спирт (t, p; H); 43. Карбоновая кислота + РCl5 > Трихлоралкан + POCl3 + HCl (t); 44. Тригалогеналкан + КІН (Н2О) > Карбоновая кислота + КГ + Н2О; 45. 3С2Н2 > С6Н6 (t, p); 46. Арен + Н2 >* Циклогексан + Н2 > Гексан >* Гексин + Н2 (*t, kat); 47. Карбоновая кислота + Cl2 >* ?-хлоркарбоновая кислота + NH3 >

> ?-аминокарбоновая кислота (*h?); 48. Аминокарбоновая кислота + HNO2 > N2 + Оксикарбоновая кислота + Н2 >*.

Карбоновая кислота (*kat).

Предмет хімії. Явища хімічні і навіть фізичні. 5.

Атомно-молекулярное вчення. Атоми. Молекули. Молекулярне і немолекулярное будова речовини. Відносна атомна і молекулярна маса. Закон збереження маси, його значення в хімії. Міль — одиниця кількості речовини. Молярная маса. Закон Авогадро і молярный обсяг газу. Відносна щільність речовини. 6.

Хімічний елемент. Прості складні речовини. Хімічні формули. 8.

Валентність. Упорядкування хімічних формул по валентності. 9.

Будова атома. Склад атомних ядер. Фізичний сенс порядкового номери хімічного елемента. Ізотопи. Явище радиоактивности.

Електронна будова атома. Поняття про електронному хмарі. Атомна електронна орбиталь. Енергетичний рівень цін та подуровень. P. S-, p-, dорбитали в атомі. Будова електронних оболонок атомів з прикладу елементів 1-го, 2-го, 3-го періодів періодичної системи. 9.

Періодичний і періодична система хімічних елементів Д. И.

Менделєєва з урахуванням вчення про будову атомів. Структура періодичної системи. Зміна властивостей хімічних елементів та їхніх з'єднань по групах і періодах періодичної системи. 14.

Природа і типи хімічного зв’язку. Освіта ковалентної зв’язку з прикладу молекул водню, хлороводорода і аміаку. Полярна і неполярная ковалентные зв’язку. Донорно-акцепторный механізм освіти ковалентної зв’язку з прикладу іона амонію. Іонна зв’язок. Воднева зв’язок. Приклади хімічних сполук з на різні форми зв’язку. 15.

Класифікація хімічних реакцій за оцінками. Типи хімічних реакцій: сполуки, розкладання, заміщення, обміну. Тепловий ефект хімічної реакції. Термохимические рівняння. 16.

Окислювально-відновні процеси. Ступінь окислення элемента.

Окислювання та своєчасне відновлення як процеси приєднання і віддачі електронів. Практичне використання окисно-відновних процесів. 17.

Ставлення до швидкості хімічних реакцій. Залежність швидкості від природи й концентрації реагують речовин, температури. Каталіз і каталізатори. 18.

Оборотність хімічних реакцій. Хімічне рівновага й умови, які впливають на усунення хімічного рівноваги. 20.

Розчини. Розчинність речовин. Залежність розчинності від своїх природи, температури і тиску. Масова частка розчиненої речовини в розчині. 22.

Електроліти і неэлектролиты. Электролитическая дисоціація. Сильні та «слабкі електроліти. Хімічні властивості кислот, підстав і солей у світі теорії електролітичної дисоціації. Реакції іонного обміну і їх необоротності. 24.

Оксиди. Класифікація оксидів. Способи отримання й властивості оксидов.

Поняття про амфотерности. 26.

Підстави. Луги і нерозчинні підстави. Способи отримання й хімічні властивості. 27.

Кислоти. Класифікація кислот. Способи отримання й загальні хімічні властивості. 28.

Солі. Склад солей та його назви. Набуття та хімічні властивості солей. Гідроліз солей. 28.

Взаємозв'язок між різними класами неорганічних сполук. 30.

Метали, їх розміщення періодичної системі. Фізичні і хімічні властивості. Основні способи промислового отримання металлов.

Електрохімічні засоби одержання металів. Електрохімічний ряд напруг металів. Поняття корозії з прикладу ржавления железа.

Значення металів в народному господарстві. 32.

Лужні метали, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Сполуки натрію і калію у природі, їх використання. Калійні добрива. 34.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи другої групи періодичної системи. Кальцій, його з'єднання перетворені на природі. Жорсткість води та засоби її усунення. 35.

Алюміній, характеристика елемента та її сполук з урахуванням розміщення у періодичної системи та будівлі атома. Фізичні і хімічні властивості алюмінію. Амфотерность оксиду і гидроксида алюминия.

Метали побічних підгруп (хром, залізо, мідь). Фізичні і хімічні властивості. Оксиди і гидроксиды. Солі хрому, заліза і меди.

Роль заліза та її сплавів у техніці. 40.

Галогены, їх характеристика з урахуванням розміщення у періодичної системи та будову атомів. Хлор. Фізичні і хімічні свойства.

Хлороводород. Соляна кислота і його солі. Якісна реакція на хлоридіон. 43.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи шостий групи періодичної системи. Сірка, її фізичні і хімічні свойства.

Сірководень і сульфіди. Оксиди сірки. Сірчана кислота, її властивості і хімічні основи виробництва контактним способом. Солі сірчаної кислоты.

Якісна реакція на сульфат-ион. Сульфати у природі, в промисловості й побуті. 45.

Кисень, його фізичні і хімічні властивості. Аллотропия. Одержання кисню до лабораторій і промисловості. Роль кисню у природі й використання її у техніці. 47.

Вода. Електронний і просторове будова молекули воды.

Фізичні і хімічні властивості води. Вода у промисловості, сільське господарство, побуті. 49.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи п’ятої групи періодичної системи. Фосфор. Оксид фосфору, фосфорна кислота і його солі. Фосфорні добрива. Азот, його фізичні і хімічні свойства.

Аміак. Фізичні і хімічні властивості. Хімічні основи промислового синтезу аміаку. Солі амонію. Азотна кислота. Хімічні особливості азотної кислоти. Солі азотної кислоти. Азотні добрива. 50.

Загальна характеристика елементів головною підгрупи четвертої групи періодичної системи. Кремній, його фізичні і хімічні свойства.

Оксид кремнію і кремнієва кислота. Сполуки кремнію в природе.

Вуглець, його аллотропные форми. Хімічні властивості вуглецю. Оксиди вуглецю, їх хімічні властивості. Вугільна кислота, карбонаты і гидрокарбонаты, їх властивості. Перетворення карбонатів і гидрокарбонатов.

Якісна реакція на карбонат-ион. 53.

Теорія хімічної будови органічних речовин. Залежність властивостей органічних речовин від хімічної будови. Ізомерія. Електронна природа хімічного зв’язку в молекулах органічних сполук, типи розриву зв’язку, поняття про вільних радикалів. 55.

Відповідний ряд граничних вуглеводнів (алканов), їх електронне і просторове будова, spі-гибридизация. Номенклатура алканов.

Фізичні і хімічні властивості алканов (реакції галогенирования і окислення). Уявлення про механізм цепних реакцій з участю вільних радикалів. Метан, його використання. 57.

Этиленовые вуглеводні (алкены); ?- і ?-зв'язку, spІ-гибридизация.

Просторова (геометрична) ізомерія. Номенклатура етиленових вуглеводнів. Хімічні властивості (реакції приєднання водню, галогенів, галогеноводородов, води; реакції окислення і полимеризации).

Правило Марковникова. Набуття та використання етиленових вуглеводнів. 59.

Загальні поняття хімії високомолекулярних сполук (мономер, полімер, структурне ланка, ступінь полімеризації). Поліетилен. Полихлорвинил.

Ставлення полімерів до нагріванню, дії розчинів кислот і щелочей.

Використання полімерів. 60.

Диеновые вуглеводні, їх будова, хімічні властивості і. Природний каучук, його будову і їхні властивості. Синтетичний каучук. 65.

Ацетилен. Будова потрійний зв’язку (sp-гибридизация). Одержання ацетилену карбидным способом і з метану. Хімічні властивості (реакції приєднання). Використання ацетилену. 65.

Головні представники ароматичних вуглеводнів. Бензол. Електронна будова бензолу та її хімічні властивості (реакції заміщення і приєднання). Одержання бензолу до лабораторій і промисловості, його використання. 66.

Вуглеводні у природі: нафту, природний і попутні гази. Переробка нафти: перегонка і тріщання. Використання нафтопродуктів на хімічної промисловості щоб одержати різних речовин. 67.

Граничні одноатомные спирти. Будова і номенклатура. Хімічні властивості одноатомных спиртів (реакції заміщення, дегідратації і окислення). Промислові і лабораторні способи синтезу етанолу, його використання. Многоатомные спирти: этиленгликоль і гліцерин, їх використання. 70.

Фенолу, його будову. Порівняння хімічних властивостей фенолу зі властивостями граничних одноатомных спиртів. Кислотні властивості фенолу. Вплив гидроксильной групи на реакції заміщення в ароматическом ядре.

Набуття та застосування фенолу. 73.

Альдегіди, їх будова, номенклатура, хімічні властивості (реакції окислення і відновлення). Набуття та використання мурашиного і оцтового альдегідів. Фенолформальдегидные смоли. 74.

Карбонові кислоти. Будова карбоксильной групи. Хімічні властивості карбонових кислот. Мурашина кислота, її відбудовні способности.

Оцтова і стеаринова кислоти, їх застосування. Олеиновая кислота як заявив представник непредельных карбонових кислот. Жінка мила як солі вищих карбонових кислот. 75.

Складні ефіри, їх номенклатура. Одержання складних ефірів та його гідроліз. Застосування складних ефірів. Синтетичні волокна з урахуванням складних ефірів. Жири як представники складних ефірів, їх роль природі й властивості. Хімічна переробка жирів. 77.

Вуглеводи, їх класифікація. Моносахариды. Глюкоза, її будова, хімічні властивості (реакція окислення і відновлення). Роль у природі. Сахароза, її гідроліз 79.

Полісахариди як природні полімери. Крохмаль і целюлоза, їх будова, хімічні властивості. Вуглеводи як джерело сировини для хімічної промисловості. Штучні волокна з урахуванням целюлози. 82.

Аміни, їх будову та номенклатура. Аміни як органічні підстави, взаимодейст-вие з кислотами. Анілін. Порівняння властивостей алкілі арилзамещенных амінів. Одержання аніліну з нитробензола (реакция.

Зинина). 85.

Амінокислоти, їх будову та кислотно-основные властивості. Синтетичні полиамидные волокна. Поняття будову білкових молекул. ?-амінокислоти як структурні одиниці білків. Властивості й біологічна роль білків. 86.

———————————- [1] Різні геометричні форми молекул, перехідні один одного шляхом обертання навколо простих зв’язків, називають конформациями чи поворотними изомерами.

———————————- [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].

[pic].