вопросы химия
1. Современные представления о строении атома
- Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся вокруг него. Электроны в атоме движутся по энергетическим уровням или орбитам. Каждый уровень состоит из подуровней, которые образованы атомными орбиталями.
Выделяют четыре формы орбиталей:
s-орбиталь (шарообразная);
p-орбиталь (гантелеобразная или в форме восьмерки);
d-орбиталь (напоминает две скрещённые между собой p-орбитали);
f-орбиталь (орбиталь самой сложной формы, напоминает цветок).
Электроны заполняют уровни последовательно, в порядке увеличения их энергии (принцип наименьшей энергии). На внешнем (последнем, самом дальнем от ядра атома) энергетическом уровне находятся валентные электроны, которые участвуют в химических реакциях.
2. Строение ядра атома. Изотопы
- Ядро состоит из двух видов элементарных частиц:
Протоны — положительно заряженные частицы. Количество протонов определяет заряд ядра (порядковый номер элемента в таблице Менделеева).
Нейтроны — нейтральные частицы. Вместе протоны и нейтроны называют нуклонами. Ядро содержит более 99,9% массы атома, но занимает очень малую часть его объёма (порядка 10−15 метра в диаметре).
Изотопы — разновидности атомов одного и того же химического элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра, но разное число нейтронов. Например, протий, дейтерий и тритий — изотопы водорода.
В природе химические элементы существуют в виде смесей изотопов. Содержание каждого изотопа выражают в процентах. Относительная атомная масса элемента — это среднее значение масс всех его природных изотопов с учётом их распространённости.
3. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
- Периодический закон был открыт Д. И. Менделеевым в 1868 году. Современная формулировка закона гласит: «Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величин зарядов ядер их атомов». Периодическая система химических элементов — наглядное отражение периодического закона. В таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда и группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.
Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. Периоды с 1 по 3 считаются малыми, а с 4 по 7 — большими. Каждый период, за исключением первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом. Группа — вертикальный ряд химических элементов. Все элементы группы имеют одинаковое число валентных электронов и обладают схожими химическими свойствами. Всего в таблице восемь групп, каждая из которых разделена на главную и побочную.
4. Виды химических связей и способы их образования
- В химии различают четыре основных вида химических связей: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Каждый из них имеет свои особенности и способы образования.
Ковалентная связь
Ковалентная связь возникает между атомами неметаллов за счёт образования общих электронных пар из неспаренных электронов.
Способы образования:
Обменный — каждый атом отдаёт по одному электрону для формирования общей пары.
Донорно-акцепторный — один атом (донор) отдаёт электронную пару, а второй (акцептор) предоставляет вакантную валентную орбиталь.
Виды ковалентной связи:
Неполярная — общая электронная пара принадлежит обоим атомам одинаково, нет смещения электронной плотности. Примеры: H₂, O₂, Cl₂, F₂, N₂.
Полярная — общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому. Примеры: HCl, HBr, H₂O, NH₃.
Ионная связь
Ионная связь основана на электростатическом взаимодействии противоположно заряженных ионов — катионов и анионов.
Механизм образования: атомы одного элемента отдают электроны и превращаются в катионы, атомы другого элемента принимают электроны и превращаются в анионы. Катионы и анионы притягиваются друг к другу.
Примеры: NaCl, BaO, MgCl₂, CaF₂.
Металлическая связь
Металлическая связь возникает между положительными ионами металлов и общими электронами, которые свободно движутся по всему объёму.
Способ образования: атомы металлов легко отдают внешние электроны, в результате чего образуются катионы и обобществлённые электроны. Между ионами и свободными электронами возникают электростатические взаимодействия, которые и формируют металлическую связь.
Особенности: связь ненасыщаема, так как объединяет большое число атомов, и ненаправлена.
Водородная связь
Водородная связь возникает между положительно заряженным атомом водорода и более электроотрицательным атомом, чаще всего кислорода, азота или фтора.
Способы образования: электростатическое притяжение заряженных атомов, а также некоторое влияние вносит донорно-акцепторное взаимодействие. Атом водорода выступает акцептором электронов, атом другого неметалла — их донором.
Виды водородной связи:
Межмолекулярная — между несколькими однотипными молекулами. Примеры: вода (H₂O), аммиак (NH₃).
Внутримолекулярная — внутри одной молекулы. Чаще всего возникает в сложных молекулах органических веществ — белках, ДНК, аренах.
5. Типы кристаллических решеток. Зависимость свойств веществ от их кристаллической решетки
- Кристаллическая решётка — это внутренняя структура кристалла, порядок взаимного расположения атомов, ионов или молекул. Точки, в которых находятся эти частицы, называются узлами решётки. Частицы удерживаются на своих местах благодаря химическим связям между ними.
Выделяют четыре типа кристаллических решёток: молекулярную, атомную, ионную и металлическую. Каждый из них определяет характерные свойства веществ.
Молекулярная кристаллическая решетка
В узлах решётки находятся молекулы, связанные слабыми межмолекулярными силами.
Свойства веществ с молекулярной решёткой:
низкие температуры плавления и кипения (летучие и легкоплавкие);
невысокая твёрдость и прочность;
разная растворимость в воде (зависит от полярности молекул).
Пример: вода, «сухой лёд» (углекислый газ).
Атомная кристаллическая решетка
В узлах решётки расположены атомы, связанные ковалентными связями.
Свойства веществ с атомной решёткой:
очень высокие температуры плавления и кипения (тугоплавкие);
очень твёрдые и прочные;
не растворяются в воде и других растворителях.
Пример: алмаз, кремний, бор.
Ионная кристаллическая решетка
В узлах решётки находятся ионы, связанные электростатическими силами.
Свойства веществ с ионной решёткой:
высокие температуры плавления и кипения;
твёрдые, но непрочные, хрупкие;
в твёрдом состоянии не проводят электрический ток, а в расплавах и водных растворах — проводят.
Пример: соли, щёлочи, оксиды большинства металлов.
Металлическая кристаллическая решетка
Для металлов и их сплавов характерна металлическая решётка: в узлах находятся ионы и атомы металла, между которыми свободно перемещаются электроны.
Свойства веществ с металлической решёткой:
высокая электропроводность и теплопроводность;
характерный металлический блеск;
ковкость и пластичность.
Пример: металлы и их сплавы.
6. Многообразие органических и неорганических веществ, аллотропия неорганических веществ
- Многообразие органических и неорганических веществ обусловлено уникальными свойствами элементов, из которых они состоят.
Органические вещества
Многообразие органических веществ связано с способностью углерода образовывать цепочки из атомов. Связи между атомами углерода могут быть одинарными и кратными (двойными, тройными). Это позволяет создавать структуры различной размерности (линейные, плоские, объёмные). Также многообразие органических веществ обусловлено изомерией — существованием соединений с одинаковым составом, но разным строением и свойствами.
Неорганические вещества
Многообразие неорганических веществ обусловлено, например:
Различными степенями окисления элементов (например, азот может иметь степени окисления от -3 до +5).
Существованием полиморфных модификаций (например, алмаз и графит — аллотропные модификации углерода).
Образованием комплексных соединений с изомерами.
Большинство неорганических веществ имеют немолекулярное строение, поэтому они обладают высокими температурами плавления и кипения.
Аллотропия неорганических веществ — это способность одного химического элемента образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Такие вещества называются аллотропными модификациями элемента (аллотропами).
Причины аллотропии
Явление аллотропии обусловлено:
Различным числом атомов в молекуле. Например, кислород (O₂) и озон (O₃).
rovyun.narod.ru
Образованием различных кристаллических форм. Углерод существует в виде алмаза, графита, фуллерена и других модификаций, которые отличаются строением кристаллической решётки.
Примеры аллотропии
Ещё несколько примеров аллотропии неорганических веществ:
Сера. Может существовать в виде ромбической, моноклинной и пластической серы.
Фосфор. Выступает в нескольких аллотропных формах: белый, красный и чёрный фосфор.
Железо. Образует различные кристаллические формы, например, α-железо
7. Дисперсные системы.
- Дисперсная система — гетерогенная система, состоящая из двух и более фаз, одна из которых (дисперсная фаза) мелко раздроблена и равномерно распределена в другой (дисперсионной среде). Частицы дисперсной фазы и среды имеют поверхность раздела, поэтому системы называются неоднородными (гетерогенными). Классификация
Некоторые способы классификации дисперсных систем:
По размеру частиц дисперсной фазы. Выделяют грубодисперсные (взвеси) с частицами размером свыше 1000 нм и тонкодисперсные (коллоидные системы) с частицами от 1 до 1000 нм.
По агрегатному состоянию фаз. Дисперсная фаза и дисперсионная среда могут быть в твёрдом, жидком или газообразном состоянии.
Примеры
Некоторые примеры дисперсных систем:
Суспензии — твёрдое вещество распределено в жидкости.
Эмульсии — одна жидкость распределена в другой, нерастворяющей её жидкости.
Аэрозоли — твёрдые или жидкие частицы равномерно распределены в газообразной среде (туман, пыль).
8. Типы химических реакций
- 1. В химии выделяют четыре основных типа реакций, которые классифицируют по изменению состава веществ:
Реакции соединения (Характеризуются объединением двух или более веществ в одно, более сложное. Общая схема: A + B → AB.
Пример: образование оксида магния при взаимодействии магния с кислородом: 2Mg + O₂ → 2MgO.)
Реакции разложения (Процессы, в ходе которых одно сложное вещество распадается на два или более простых. Общая схема: AB → A + B.
Пример: термическое разложение карбоната кальция: CaCO₃ → CaO + CO₂.)
Реакции замещения (Происходят, когда один атом или группа атомов в молекуле заменяется другим атомом или группой атомов. Общая схема: A + BC → AC + B.
Пример: реакция цинка с соляной кислотой: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂.)
Реакции обмена (Характеризуются обменом составными частями между двумя сложными веществами. Общая схема: AB + CD → AD + CB.
Пример: реакция нейтрализации кислоты и основания: HCl + NaOH → NaCl + H₂O.)
2. По тепловому эффекту:
Экзотермические (с выделением тепла)
Эндотермические (с поглощением тепла)
3. По использованию катализатора
Каталитические (реакции, для осуществления которых необходим катализатор)
Некаталитические (реакции, которые проходят без участия катализатора)
4. По изменению степени окисления
ОВР (с изменением степеней окисления веществ)
Не ОВР (без изменения степеней окисления)
5. По обратимости
Обратимые (протекающая при данных условиях во взаимно противоположных направлениях)
Необратимые (протекают до конца, до полного израсходования одного из реагирующих веществ)
9. Понятие о скорости химических реакций. Факторы, влияющие на изменение скорости реакции.
- Скорость химических реакций — это изменение количеств реагирующих веществ (или продуктов реакции) в единицу времени. Она характеризует, насколько превращение веществ протекает быстро или медленно. На скорость реакции влияют различные факторы, среди которых концентрация реагентов, температура, наличие катализаторов и ингибиторов.
10. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения
- Обратимые химические реакции
Обратимые химические реакции протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном. При записи реакции вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».
Необратимые химические реакции
Необратимые химические реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.
Химическое равновесие — это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. В состоянии химического равновесия и прямая, и обратная реакции продолжают протекать, но так как их скорости равны, то концентрации всех веществ в реакционной системе не меняются.
Химическое равновесие может сместиться под действием различных факторов. Это происходит согласно принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет это воздействие.
Некоторые факторы, влияющие на смещение химического равновесия:
Температура. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении — в сторону экзотермической реакции.
Концентрация. При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции, и наоборот.
Давление (только для газов). При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма.
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, так как ускоряют одновременно и прямую, и обратную реакцию.
11. Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей
- Электролитическая диссоциация — процесс распада молекул веществ на ионы при растворении в воде или плавлении. Для разных классов веществ этот процесс имеет свои особенности.
Диссоциация неорганических кислот
Кислоты диссоциируют на катионы водорода (H+) и анионы кислотного остатка.
Некоторые примеры:
Сильные кислоты полностью распадаются на ионы, например: HCl = H+ + Cl-, H2SO4 = 2H+ + SO42-.
Слабые кислоты диссоциируют частично, например: HF = H+ + F-.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: на каждой ступени образуются один катион водорода и анион кислотного остатка. Например, диссоциация сернистой кислоты происходит в две ступени: H2SO3 = H+ + HSO3-, HSO3- = H+ + SO32-.
Диссоциация органических кислот
Органические кислоты (почти все) — слабые электролиты, которые незначительно диссоциируют в водных растворах на ионы. Процесс диссоциации обратим.
Диссоциация щелочей
Щёлочи диссоциируют на катионы металла и гидроксид-ионы.
Некоторые примеры:
Растворимые щёлочи (сильные электролиты) диссоциируют необратимо нацело: NaOH = Na+ + OH-, KOH = K+ + OH-.
Нерастворимые многокислотные основания диссоциируют обратимо и ступенчато, например: Cu(OH)2 = CuOH+ + OH- (первая ступень), CuOH+ = Cu2+ + OH- (вторая ступень).
Диссоциация солей
Соли диссоциируют на катионы металла (или аммония) и анионы кислотного остатка.
Некоторые особенности:
Средние соли диссоциируют в одну ступень, например: Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-.
Кислые соли распадаются ступенчато: на первом этапе отделяются катионы металла, на втором — катионы водорода. Например, KHSO4 = K+ + HSO4-, HSO4- = H+ + SO42-.
Основные соли также диссоциируют в две ступени: на первой отделяются кислотные остатки, за ними — гидроксильные группы OH-. Например, MgOHBr = MgOH+ + Br-.
12. Растворы, их характеристика
- Раствор — это однородная смесь двух или более компонентов. В отличие от механической смеси, раствор однороден, то есть его состав по всему объёму одинаков.
Некоторые характеристики растворов:
Агрегатное состояние: растворы могут быть жидкими (например, морская вода), газообразными (воздух) или твёрдыми (многие сплавы металлов).
Состав: любой раствор состоит из растворённого вещества и растворителя, то есть среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул или ионов.
Растворимость: это способность вещества растворяться в растворителе. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.
Концентрация: растворы делятся на ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные. Насыщенный раствор характеризуется строго определённым содержанием растворённого вещества в фиксированном количестве растворителя при данной температуре.
Содержание растворённого вещества: если раствор содержит много растворённого вещества по отношению к растворителю, то он называется концентрированным, если вещества мало — то разбавленным.
Способность проводить электрический ток: растворы электролитов (растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот и оснований) и растворы неэлектролитов (растворы веществ, которые не диссоциируют на ионы, поэтому не проводят электрический ток).
Назначение и область применения: химические, медицинские, строительные, специальные растворы и другие.
13. Окислительно-восстановительные реакции
- Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, в которых происходит одновременное окисление одного вещества (потеря электронов) и восстановление другого вещества (приобретение электронов). В таких реакциях электроны переходят от одного вещества к другому.
Процесс окисления и восстановления
Любая ОВР представляет собой совокупность двух процессов:
Окисление — процесс отдачи электронов, при котором степень окисления элемента повышается.
Восстановление — процесс присоединения электронов, при котором степень окисления элемента понижается.
Процесс окисления всегда сопровождается восстановлением, и наоборот.
Окислители и восстановители
Окислители — частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе реакции. При этом степень окисления окислителя понижается, а сам окислитель восстанавливается.
Восстановители — частицы, которые отдают электроны. При этом степень окисления восстановителя повышается, а сам восстановитель окисляется.
14. Неорганические вещества, классификация неорганических веществ
- Неорганические вещества (неорганические соединения) — это простые вещества и химические соединения, которые не являются органическими, то есть не содержат в своей основе углерод. Также к неорганическим веществам относят некоторые углеродсодержащие соединения (карбиды, цианиды, карбонаты, оксиды углерода и другие).
Неорганические вещества делятся на две группы: простые и сложные.
Классификация простых веществ
Простые вещества состоят из атомов одного элемента. По физическим и химическим свойствам они делятся на:
Металлы (Li, Na, K, Mg, Ca и др.);
Неметаллы (F₂, Cl₂, O₂, S, P и др.);
Амфотерные простые вещества (Zn, Al, Fe, Mn и др.);
Благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).
Классификация сложных веществ
Сложные вещества состоят из атомов двух или более элементов. По химическим свойствам они делятся на:
Оксиды. Выделяют основные, кислотные, амфотерные оксиды, двойные оксиды и несолеобразующие.
Гидроксиды. Включают основания (NaOH, Ca(OH)₂ и др.), кислоты (H₂SO₄, HNO₃ и др.), амфотерные гидроксиды (Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.).
Соли. Выделяют средние, кислые, основные соли, двойные и/или комплексные соли.
15. Гидролиз
-Гидролиз — это процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счёт реакции с молекулами воды. В результате гидролиза исходное соединение разрушается, и изменяется реакция среды.
Типы гидролиза
В зависимости от природы вещества выделяют разные типы гидролиза:
Гидролиз солей — разложение солей в водном растворе на кислоту и основание.
Гидролиз эфиров — разложение эфиров под воздействием воды на кислоты и соответствующие спирты.
Гидролиз амидов — разложение амидов на кислоты и амины под действием воды.
Гидролиз биологических макромолекул — разложение сложных биологических соединений (белков, нуклеиновых кислот, полисахаридов) на более простые компоненты при участии воды и ферментов.
Примеры гидролиза
Гидролиз хлорида натрия (NaCl) в воде приводит к образованию хлороводородной кислоты (HCl) и гидроксида натрия (NaOH).
Гидролиз этилацетата в воде даёт уксусную кислоту и этанол.
Гидролиз ацетамида в воде даёт уксусную кислоту и аммиак.
Факторы, влияющие на гидролиз
Некоторые факторы, которые влияют на гидролиз.
Температура — повышение температуры усиливает гидролиз, так как это эндотермическая реакция.
Концентрация продуктов гидролиза — повышение концентрации продуктов смещает равновесие влево, уменьшая степень гидролиза.
Разбавление раствора — уменьшение концентрации всех частиц в растворе (кроме воды) смещает равновесие в сторону протекания реакции, увеличивая степень гидролиза.
16. Основные законы химии (закон сохранения массы, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро).
- Закон сохранения массы гласит, что масса всех веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате этой реакции.
Это объясняется тем, что в ходе химических превращений количество атомов не изменяется, и общая масса исходных веществ, состоящих из этих атомов, равна общей массе продуктов реакции, которые образованы тем же набором атомов.
Закон постоянства состава утверждает, что любое вещество молекулярного строения имеет постоянный количественный и качественный состав независимо от способа его получения.
Согласно этому закону, образование сложного вещества сопровождается соединением химических элементов в определённых численных и массовых соотношениях. Например, молекула метана состоит из 1 атома углерода и 4 атомов водорода, и масса углерода к массе водорода относится как 3 : 1.
Закон Авогадро гласит, что в равных объёмах любых газов при одинаковых внешних условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Из этого закона следует, что при нормальных условиях (t = 0 °C, p = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объём 22,4 л.
17. Кислоты в свете теории электролитической диссоциации. Классификация кислот, химические свойства.
- Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации — это вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы водорода (H+) и анионы кислотных остатков.
Классификация кислот
одноосновные (HCl, HNO3);
многоосновные: двухосновные (H2S, H2SO4), трёхосновные (H3PO4).
По наличию или отсутствию атомов кислорода в молекуле:
бескислородные (HCl, H2S);
кислородсодержащие (HNO3, H2SO4).
По растворимости в воде:
растворимые (H2SO4, HNO3);
нерастворимые (H2SiO3).
По степени диссоциации:
сильные (H2SO4, HCl, HNO3);
слабые (H2S, H2SO3, H2CO3).
По летучести:
летучие (HCl, H2S);
нелетучие (H2SO4, H2SiO3).
По устойчивости:
устойчивые (H2SO4, HCl);
неустойчивые (H2CO3, H2SO3).
Химические свойства кислот
Изменение окраски индикаторов. Водные растворы кислот окрашивают лакмус в красный цвет, метилоранж — в розовый.
Взаимодействие с металлами. Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода. В результате образуется соль и выделяется водород.
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами. В результате реакции образуются соль и вода.
Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации).
Взаимодействие с солями. Реакции возможны, если в результате образуется практически нерастворимое в воде вещество (выпадает осадок), летучее вещество (газ) или слабый электролит.
Разложение кислородсодержащих кислот. При разложении образуются кислотный оксид и вода.
18. Жестокость воды. Способы устранения жестокости.
- Жёсткость воды — это совокупность свойств, обусловленных наличием в ней солей кальция и магния. Чем больше этих солей, тем жёстче вода.
Различают два вида жёсткости воды:
Временная (карбонатная). Обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, которые при нагревании разлагаются, образуя нерастворимые карбонаты, выпадающие в осадок.
Постоянная (некарбонатная). Связана с присутствием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния, которые не разлагаются при нагревании.
Общая жёсткость — суммарный показатель временной и
Методы устранения жесткости
Для устранения временной жёсткости воду кипячат. При нагревании гидрокарбонаты распадаются, а карбонаты выпадают в осадок
Однако термические методы не подходят для постоянной жёсткости, так как не удаляют остальные соли.
Для устранения постоянной жёсткости в воду добавляют вещества, которые связывают ионы кальция и магния в осадки. Например, используют соду (Na₂CO₃) или фосфат натрия (Na₃PO₄).
Также для смягчения воды применяют ионообменные смолы — полимеры, при пропускании через которые жёсткой воды ионы кальция и магния поглощаются, а выделяются ионы натрия или калия.
Ещё один механический метод — отстаивание воды. При длительном отстаивании в открытой посуде часть солей жёсткости выпадает в виде осадка на дне.
Также для устранения жёсткости используют заморозку воды. При заморозке соли жёсткости остаются в жидкой фазе, а чистая вода преобразуется в лёд.
19. Металлы - простые вещества. Общие способы получения металлов.
- Металлы — группа химических элементов, которые в виде простых веществ при нормальных условиях обладают характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, пластичность, ковкость и характерный металлический блеск.
Некоторые группы металлов:
Щелочные (например, литий, натрий, калий).
Щёлочноземельные (например, кальций, стронций, барий).
Переходные (например, уран, титан, железо, никель, кобальт, молибден, вольфрам, платина).
Постпереходные (например, алюминий, олово).
Тяжёлые (например, свинец, медь, ртуть, кадмий, кобальт).
Тугоплавкие (например, молибден, вольфрам).
Цветные (например, свинец, медь, олово, цинк, никель).
Благородные (например, золото, серебро и металлы платиновой группы).
В природе металлы существуют в составе химических соединений — оксидов, сульфидов и других, образующих руды. Золото, серебро и платина встречаются также в самородном состоянии.
К металлам относятся как собственно металлы (простые вещества), так и их сплавы и интерметаллические соединения (интерметаллиды), которые от обычных металлов отличаются более сложной кристаллической структурой
Металлы (кроме самородных) в природе находятся в окисленном виде и входят в состав соединений. Чтобы получить металл в виде простого вещества, необходимо осуществить процесс восстановления. Общие способы получения металлов включают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.
Примеры реакций
Получение меди. Природное соединение переводят в оксид и восстанавливают водородом: CuO + H₂ = Cu + H₂O.
Получение цинка. Сульфид цинка в природе встречается в виде сульфида, который подвергают обжигу и превращают в оксид, из которого металл восстанавливают углём: 2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.
Получение алюминия. Алюминий восстанавливают электрическим током из расплава оксида в криолите: 2Al₂O₃ = 4Al + 3O₂.
20. Коррозия металлов. Способы защиты от коррозии.
- Коррозия металлов — самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под воздействием факторов окружающей среды. Этот процесс приводит к ухудшению физико-механических свойств материалов, таких как прочность, пластичность, теплопроводность, электропроводность.
Выделяют два основных вида коррозии:
Химическая. Происходит в результате прямого взаимодействия металла с агрессивными веществами без участия электрического тока.
Электрохимическая. Возникает в присутствии электролита, например воды. В процессе участвуют анодные и катодные участки поверхности металла, что приводит к образованию гальванических элементов.
Методы защиты от коррозии
Легирование. В состав сплава вводят вещества, повышающие его устойчивость к коррозии (хром, никель, алюминий и др.).
Нанесение защитных покрытий. Используют металлические, неметаллические и химические покрытия.
Изменение свойств среды. Например, уменьшение концентрации коррозионно-активных веществ или добавление ингибиторов — веществ, замедляющих коррозию.
Электрохимические методы. К металлическому изделию прикрепляют куски более активного металла (протектора), который разрушается, а Примеры защиты
Цинкование. На поверхность металла наносят слой цинка, который препятствует окислению.
Использование нержавеющей стали. Защитный элемент (хром) находится не на поверхности, а внутри сплава, что повышает устойчивость конструкции к окислению.
Анодирование. На поверхность металла создают оксидную плёнку с помощью электрического тока.
21. Неметаллы - простые вещества.
- Неметаллы — химические элементы, которые образуют простые вещества, не проявляющие металлических свойств. Занимают правый верхний угол Периодической системы элементов Менделеева.
Классификация
Условно к неметаллам относят 22 элемента. Точного определения неметалла не существует, в разных источниках один и тот же элемент может быть отнесён к неметаллам, металлам или полуметаллам.
Физические свойства
Агрегатное состояние при обычных условиях: газы, жидкости или твёрдые вещества. Например, водород и кислород — газы, бром — жидкость, углерод и сера — твёрдые вещества.
Низкая электропроводность — большинство неметаллов являются диэлектриками. Исключения: графит (высокая электропроводность), кристаллический кремний (полупроводник).
Хрупкость — кристаллы неметаллов непластичны, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей.
Разнообразная окраска — йод — фиолетовый, сера — жёлтая, бром — бурый.
Химические свойства
Взаимодействие с металлами — неметаллы часто выступают окислителями, забирая у металлов электроны.
Реакции с водородом — многие неметаллы образуют соединения с водородом, называемые гидридами (например, вода H₂O, аммиак NH₃).
Образование кислотных оксидов — например, диоксид углерода (CO₂), который при растворении в воде образует кислоты
Двойственные свойства — многие неметаллы могут одновременно выступать как окислители и восстановители, например, хлор в реакции с щелочами.
Примеры неметаллов
Галогены — фтор, хлор, бром, йод.
Благородные газы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон.
Углерод — существует в разных формах, таких как алмаз, графит.
22. Чистые вещества и смеси.
- Чистые вещества — это индивидуальные вещества, которые состоят из частиц одного вида. Такие вещества не содержат примесей других соединений и обладают постоянными физическими свойствами в одних и тех же условиях.
Некоторые примеры чистых веществ: металлы и инертные газы, вода, поваренная соль.
Смеси — это системы, состоящие из нескольких веществ (компонентов), частицы которых отличаются друг от друга. В отличие от чистого вещества, смесь не обладает постоянным составом.
Некоторые примеры смесей: воздух, молоко, лимонад, морская и речная вода, сплавы металлов, плазма крови.
Смеси делятся на два вида:
Однородные (гомогенные) — имеют одинаковый состав и свойства во всех частях. Например, раствор соли в воде.
Неоднородные (гетерогенные) — состав и свойства различаются в разных частях смеси. Например, смесь песка и железных опилок.
В чистых веществах химические свойства постоянны и предсказуемы. В смесях свойства зависят от состава и соотношения компонентов.
23. Соли в свете теории электролитической диссоциации. Классификация, химические свойства.
- Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации — это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.
Классификация солей
По составу соли делят на:
Средние — продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.
Кислые — продукты неполного замещения атомов водорода на металл в кислоте. В наименованиях кислых солей указывают количество водорода приставками «гидро-» или «дигидро-», название кислотного остатка и название металла.
Основные — продукты неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток. В наименованиях основных солей указывают количество гидроксид-ионов приставкой «гидроксо-» или «дигидроксо-», название кислотного остатка и название металла с указанием валентности.
Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток.
Смешанные — содержат один металл и два разных кислотных остатка.
Комплексные — образованы комплексным катионом или анионом, связанным с несколькими лигандами.
Химические свойства солей
Взаимодействие с кислотами — соль образует новую соль и новую кислоту, если образуется осадок, газ или слабый электролит.
Взаимодействие со щелочами — соль образует новую соль и основание, если выпадает осадок, выделяется газ или образуется нерастворимое основание.
Взаимодействие с металлами — более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли.
Термическое разложение — некоторые соли разлагаются при нагревании.
Примеры солей
Средние соли: CuSO4 — сульфат меди (II), CaCl2 — хлорид кальция.
Кислые соли: LiHCO3 — гидрокарбонат лития, NaHSO4 — гидросульфат натрия.
Основные соли: Mg(OH)Cl — гидроксохлорид магния.
24. Основания в свете теории электролитической диссоциации. Классификация, способы получения, химические свойства.
- Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации — это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют гидроксид-ионы (OH–) в качестве анионов. В качестве катионов выступают катионы металла (или аммония).
Классификация
По растворимости в воде: растворимые (щёлочи) и нерастворимые. К щёлочам относятся основания, образованные щелочными и щёлочноземельными металлами, к нерастворимым — основания, образованные другими металлами.
По кислотности: однокислотные (одна группа OH–) и двухкислотные (две группы OH–).
По степени электролитической диссоциации: сильные (щёлочи) и слабые (нерастворимые основания, водный раствор аммиака).
По устойчивости: устойчивые (KOH, NaOH, Ba(OH)2 и др.) и неустойчивые (CuOH и др.).
Способы получения
Взаимодействие основных оксидов с водой. При обычных условиях с водой реагируют только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щёлочь).
Взаимодействие металлов с водой. В обычных условиях с водой реагируют только щелочные металлы (литий, натрий, калий и др.), а также кальций, стронций и барий.
Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Например, электролиз водного раствора хлорида натрия даёт гидроксид натрия.
Взаимодействие щелочей с солями. В этом процессе участвуют только растворимые вещества, а в результате реакции должна образоваться нерастворимая соль или нерастворимое основание.
Химические свойства
Взаимодействие с кислотами. Щёлочи образуют соль и воду, нерастворимые основания — соль и воду.
Взаимодействие с кислотными оксидами. Щёлочи образуют соль и воду, нерастворимые основания — соль и воду.
Взаимодействие с солями. Щёлочи образуют новые соль и основание, если соль растворима и в результате реакции выпадает осадок или выделяется газ.
Разложение при нагревании. Малорастворимые щёлочи и нерастворимые основания разлагаются на оксид металла и воду.
Примеры реакций
Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой: NaOH + HCl → NaCl + H₂O.
Реакция гидроксида кальция с оксидом углерода (IV): Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O.
Взаимодействие гидроксида натрия с сульфатом меди (II): 2NaOH + CuSO₄ → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓.
25. Оксиды. Классификация, способы получения, химические свойства.
- Оксиды — сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления –2
Классификация оксидов
Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие:
Солеобразующие. Взаимодействуют с кислотами или щелочами с образованием солей и воды. Делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Несолеобразующие. Не взаимодействуют с кислотами или щелочами, не образуют солей. К ним относятся CO, SiO, N₂O, NO
Способы получения оксидов
Окисление простых веществ кислородом. Например, при сгорании водорода в кислороде образуется оксид водорода (вода).
Обжиг некоторых бинарных соединений. Например, оксид цинка и оксид серы(IV) получают обжигом сульфида цинка.
Термическое разложение некоторых солей, оснований и кислот. Например, при обжиге известняка из карбоната кальция образуются оксид кальция и углекислый газ.
Химические свойства оксидов
Основные оксиды взаимодействуют с водой, образуя растворимое основание (щёлочь). Например, при взаимодействии оксида кальция с водой образуется гидроксид кальция.
Кислотные оксиды могут взаимодействовать с водой, образуя кислоты. Например, при взаимодействии оксида серы(VI) с водой образуется серная кислота.
Амфотерные оксиды при взаимодействии с кислотой или кислотным оксидом проявляют свойства, характерные для основных оксидов. Например, при взаимодействии оксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка и вода.
Примеры оксидов
оксид натрия (Na₂O);
оксид алюминия (Al₂O₃);
оксид цинка (ZnO);
26. Основные положения теории строения органических соединений А. М. Бутлерова. Изомерия, ее виды.
- Основные положения теории строения органических соединений А.М. Бутлерова:
1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определённой последовательности согласно их валентностям. Порядок связи атомов называется химическим строением.
2. Свойства вещества зависят не только от того, какие атомы и в каком количестве входят в состав молекулы, но и от порядка их соединения.
3. Атомы или группы атомов в молекуле взаимно влияют друг на друга, что отражается в химических свойствах вещества.
4. По свойствам вещества можно установить его строение, и наоборот — зная химическое строение соединения, можно предсказать его свойства.
Теория А.М. Бутлерова объяснила явление изомерии — существование веществ с одинаковым составом, но разным строением и свойствами. Бутлеров показал, что изомеры — это соединения, обладающие одинаковым элементным составом, но различным химическим строением.
Различают структурную и пространственную изомерию.
Структурная изомерия
Структурная изомерия обусловлена разным порядком соединения атомов в составе молекулы. Некоторые виды структурной изомерии:
Изомерия углеродного скелета — различие в порядке связи между атомами углерода, за счёт которых образуется скелет молекулы. Например, бутан и изобутан.
Изомерия положения функциональных групп (заместителей) — различное положение заместителя или функциональной группы при одинаковом углеродном скелете молекулы. Например, пропанол-1 и пропанол-2.
Изомерия положения кратной связи — различное положение кратной связи при одинаковом углеродном скелете молекулы.
Примеры структурной изомерии
Пространственная изомерия
Пространственная изомерия вызвана различным положением атомов в пространстве. Существует два вида пространственной изомерии:
Геометрическая (цис-транс-изомерия). Характерна для соединений с двойными связями и циклических соединений. Заместители могут располагаться либо по одну сторону плоскости двойной связи или цикла (цис-положение), либо по разные стороны (транс-положение).
Оптическая. Возникает, если молекула несовместима со своим изображением в зеркале. Это возможно, когда у атома углерода в молекуле четыре различных заместителя.
27. Классификация и номенклатура органических соединений.
- Классификация органических соединений построена на принципе, согласно которому физические и химические свойства соединения определяются двумя основными критериями — строением углеродного скелета соединения и его функциональными группами.
В зависимости от природы углеродного скелета органические соединения можно разделить на:
Ациклические. В их молекулах отсутствуют циклы, а все атомы углерода соединены друг с другом в прямые или разветвлённые открытые цепи. Среди ациклических соединений выделяют предельные (насыщенные), которые содержат в углеродном скелете только одинарные углерод-углеродные (С-С) связи, и непредельные (ненасыщенные), содержащие кратные — двойные (С=С) или тройные (С≡С) связи.
Циклические. В них присутствует три или более связанных атомов, образующие кольцо. В зависимости от того, какими атомами образованы циклы, различают карбоциклические соединения (содержат в своих циклах только атомы углерода) и гетероциклические соединения (содержат в составе углеводородного цикла один или несколько гетероатомов, чаще всего которыми являются атомы кислорода, азота или серы).
Номенклатура органических соединений — это система классификации и наименований органических веществ. В настоящее время распространена номенклатура ИЮПАК. Она основана на теории строения, и главный принцип заключается в том, что название соединения должно отражать его химическое строение.
Тривиальная номенклатура
Тривиальная номенклатура — система исторически сложившихся названий, которые не отражают состав и строение вещества. Они могут указывать на источник получения, свойства соединения или особенности его получения.
Систематическая номенклатура ИЮПАК
Систематическая номенклатура ИЮПАК — международная система, разработанная Международным союзом чистой и прикладной химии (IUPAC). Она отражает состав, химическое и пространственное строение соединения.
Название соединения состоит из сложного слова, составные части которого отражают определённые элементы строения молекулы.
Некоторые правила систематической номенклатуры ИЮПАК:
Выбор главной углеродной цепи. Это самая длинная цепь, содержащая максимальное число функциональных групп.
Нумерация атомов углерода в главной цепи так, чтобы атом, к которому присоединён заместитель (углеводородный радикал или функциональная группа), получил меньший номер.
Указание положения заместителя цифрой и его названия перед корнем названия. Если в молекуле несколько одинаковых заместителей, используют приставки умножения: «ди-», «три-», «тетра-» и т. д..
Обозначение функциональных групп. Если в соединении присутствует только одна функциональная группа, она обозначается суффиксом. Если групп несколько, выбор и нумерацию главной цепи определяет старшая из них.
Примеры названий по систематической номенклатуре ИЮПАК:
2,3,4-триметилгексан;
2-этил-1-бутен;
гептен-6-ол-2.
Рациональная номенклатура
Рациональная номенклатура — система, при которой за основу названия органического соединения берут название простейшего члена гомологического ряда. Все остальные соединения рассматриваются как производные этого соединения, образованные замещением в нём атомов водорода углеводородными или иными радикалами.
Например:
Предельные углеводороды рассматривают как производные метана, у которого один или несколько атомов водорода замещены на радикалы.
Непредельные углеводороды с двойной (тройной) связью — как замещённые этилена (ацетилена).
Одноатомные предельные спирты — как производные первого члена ряда спиртов — метилового спирта, который называют карбинолом.
Примеры названий по рациональной номенклатуре:
Диметилметан — название углеводорода, полученного как производное метана с замещением одного или нескольких атомов водорода на радикалы.
Метилизопропил-ацетилен — название алкина, образованное от ацетилена с добавлением названия радикала.
28. Классификация реакций органических соединений
- Классификация по конечному результату
Реакции замещения — замена одного атома или группы атомов в исходной молекуле на другие.
Реакции присоединения — две или более молекул реагирующих веществ соединяются в одну.
Реакции отщепления (элиминирования) — из молекулы исходного соединения образуются молекулы нескольких новых веществ.
Реакции изомеризации (перегруппировки) — из молекул одного вещества образуются молекулы других веществ того же качественного и количественного состава.
Реакции разложения — из молекулы сложного органического вещества образуется несколько менее сложных или простых веществ.
Реакции окисления и восстановления — если процесс сопровождается изменением степени окисления атома углерода в органическом соединении.
Классификация по механизму
Гомолитические (радикальные) — реакции с участием свободных радикалов — частиц с неспаренным электроном.
Гетеролитические (ионные) — реакции с участием ионов, а также частиц с неподелённой парой электронов или вакантной орбиталью (нуклеофилов и электрофилов).
В зависимости от природы атакующего реагента ионные реакции могут быть нуклеофильными (реагент предоставляет электронную пару) и электрофильными (реагент принимает электронную пару).
Другие классификации
По числу частиц, участвующих в элементарной стадии. Реакции делят на мономолекулярные (одна молекула) и ассоциативные (две или три молекулы).
По функциональным группам. Реакции классифицируют в зависимости от типа функциональной группы, участвующей в реакции в качестве реагента, и функциональной группы, которая образуется в результате этой реакции.
По изменению углеродного каркаса. Например, реакции могут классифицировать по расширению или сжатию кольца, изменению углеродного каркаса.
29. Предельные углеводороды (алканы). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Алканы (предельные, насыщенные углеводороды, парафины) — углеводороды, в молекулах которых все атомы углерода соединены только одинарными связями. Общая формула алканов: CnH₂n+2, где n — число атомов углерода.
Строение: атомы углерода находятся в состоянии sp³-гибридизации, каждый атом образует четыре σ-связи C–C и C–H. Молекулы алканов нелинейны, так как вращение вокруг связей C–C практически свободное.
Физические свойства:
При обычных условиях первые четыре члена гомологического ряда — газы, алканы с 5–15 атомами углерода — жидкости, вещества с 16 и более атомами углерода — твёрдые.
Все алканы бесцветны.
Метан и этан не имеют запаха, жидкие алканы обладают характерным запахом.
Алканы малополярны, не смачиваются водой, практически нерастворимы в ней, но хорошо растворимы в органических растворителях.
Гомологический ряд
Гомологический ряд алканов начинается с метана (CH₄). Каждый последующий член ряда имеет более длинную углеводородную цепь и отличается от предыдущего на гомологическую разность —CH₂-.
Примеры членов гомологического ряда:
Этан — C₂H₆;
Пропан — C₃H₈;
Бутан — C₄H₁₀;
Пентан — C₅H₁₂;
Гексан — C₆H₁₄.
Химические свойства
Для алканов характерны реакции замещения, в которых атомы водорода замещаются на другие атомы или группы атомов.
Некоторые типы реакций:
Галогенирование — реакция с галогенами (хлором, бромом), при которой галоген замещает атом водорода.
Нитрование (реакция Коновалова) — взаимодействие с разбавленной азотной кислотой, при котором атом водорода замещается нитрогруппой NO₂.
Каталитическое окисление — частичное окисление алканов при небольшой температуре и в присутствии катализаторов, могут образовываться кетоны, альдегиды, спирты, карбоновые кислоты.
Дегидрирование — отщепление водорода в присутствии катализатора (никеля, платины, палладия) при температуре 400–600°С, образуются алкены.
Получение
В промышленности алканы получают из природного сырья: нефти, каменного угля, природного и попутного газа.
Некоторые лабораторные способы получения:
Реакция Вюрца — взаимодействие галогеналканов с металлическим натрием, при котором происходит удвоение углеродного скелета.
Декарбоксилирование солей карбоновых кислот — взаимодействие солей карбоновых кислот с щелочами при сплавлении, при этом выделяется углеводород, который содержит на один атом углерода меньше, чем исходная соль.
Применение
Алканы применяются в различных областях, например:
Энергетическая промышленность — жидкие алканы входят в состав бензина, керосина, мазута, которые используют как топливо.
Химическая промышленность — алканы используют для производства растворителей, красок, лаков, мыла, свечей, мазей, асфальта.
Медицина и косметология — вазелин и вазелиновое масло применяют для приготовления мазей и увлажняющих косметических средств.
Строительство — гудрон (дёготь), содержащий смесь алканов, используют для изготовления асфальтовых дорог.
30. Предельные углеводороды (циклоалканы). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Циклоалканы — циклические насыщенные углеводороды, по химическому строению близкие к алканам. Содержат только простые одинарные σ-связи, не имеют ароматических связей.
Строение: атомы углерода находятся в состоянии sp3-гибридизации, образуют четыре σ-связи С–С и С–Н. Углы между связями зависят от размера цикла: чем меньше цикл, тем меньше угол, больше напряжение и выше реакционная способность. Свободное вращение вокруг связей, образующих цикл, невозможно.
Физические свойства: при обычных условиях циклопропан и циклобутан — газы, остальные циклоалканы — жидкости или твёрдые вещества. Температуры кипения и плавления выше, чем у соответствующих алканов. Циклоалканы практически не растворяются в воде.
Гомологический ряд
Общая формула гомологического ряда циклоалканов — CnH2n, где n — число атомов углерода в цикле.
Некоторые представители гомологического ряда:
C3H6 — циклопропан;
C4H8 — циклобутан;
C5H10 — циклопентан;
C6H12 — циклогексан.
Химические свойства
Химические свойства циклоалканов зависят от размера цикла:
Для малых циклов (циклопропан, циклобутан) характерны реакции присоединения с разрывом цикла.
Для больших циклов (циклопентан, циклогексан) — реакции замещения без разрыва цикла.
Некоторые реакции:
Гидрирование: циклопропан и циклобутан присоединяют водород при нагревании в присутствии катализатора, образуя алканы.
Галогенирование: циклопропан и циклобутан реагируют с галогенами, при этом происходит присоединение галогенов с разрывом цикла.
Дегидрирование: при нагревании циклоалканов в присутствии катализаторов протекает дегидрирование — отщепление водорода.
Получение
Циклоалканы получают разными способами, например:
Дегидрированием алканов. Алканы с длинным углеродным скелетом (5 и более атомов углерода в главной цепи) при нагревании в присутствии металлических катализаторов образуют циклические соединения.
Гидрированием бензола и его гомологов. Например, при гидрировании бензола при нагревании и в присутствии катализатора образуется циклогексан.
Дегалогенированием дигалогеналканов. При действии активных металлов на дигалогеналканы, в которых между атомами галогенов находится три и более атомов углерода, происходит отщепление галогенов и замыкание цикла.
Применение
Циклоалканы применяются в различных областях, например:
Синтез органических соединений. Циклоалканы служат промежуточными продуктами для синтеза более сложных химических соединений, таких как нейлон.
Растворители. Некоторые циклоалканы, такие как циклогексан, применяются в качестве растворителей в химической промышленности.
Топливо. Некоторые циклоалканы, например циклогексан, используются в качестве компонента жидких топлив или добавок для улучшения их характеристик.
31. Непредельные углеводороды (алкены). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Алкены — непредельные (ненасыщенные) углеводороды, в молекулах которых содержится одна двойная связь между атомами углерода. Также называются этиленовыми углеводородами или олефинами.
Общая характеристика
Строение: атомы углерода при двойной связи находятся в состоянии sp2-гибридизации. Двойная связь состоит из σ-связи, образованной sp2-гибридными орбиталями, и π-связи, возникающей за счёт перекрывания p-орбиталей. Угол между связями — 120°.
Физические свойства: при нормальных условиях алкены бесцветны, нерастворимы в воде, но растворяются в органических растворителях. Жидкие алкены обладают неприятным запахом. Агрегатное состояние зависит от количества атомов углерода и водорода: этен, пропен и бутен — газы, соединения от С5Н10 по С17Н34 — жидкости, остальные алкены — твёрдые вещества.
Гомологический ряд
Общая формула алкенов — CnH2n.
Простейший алкен — этилен (этен) C2H4.
Название алкена образуется от названия соответствующего алкана путём замены суффикса «-ан» на «-ен». В названии цифрой указывают положение двойной связи в углеродной цепи.
Химические свойства
Алкены химически активны. Их свойства обусловлены строением молекул: π-связь менее прочная, чем σ-связь, и легко разрушается под действием других соединений.
Некоторые реакции алкенов:
Гидрирование — присоединение водорода. Протекает при нагревании в присутствии катализаторов (платина, никель и др.).
Галогенирование — присоединение галогенов. При взаимодействии с алкенами красно-бурый раствор брома в воде (бромная вода) обесцвечивается.
Гидратация — присоединение воды. Образуются одноатомные спирты.
Полимеризация — соединение одинаковых молекул в более крупные молекулы. Протекает при высокой температуре и давлении, в присутствии катализатора.
Получение
В промышленности алкены получают из природного газа и нефти путём крекинга (термического или каталитического).
В лабораторных условиях алкены можно получить из спиртов и галогеналканов с помощью реакций дегидратации, дегидрогалогенирования или дегалогенирования.
Применение
Алкены широко используются в химических и промышленных процессах. Например:
Производство пластмасс (полиэтилен, полипропилен).
Изготовление синтетических волокон.
Синтез карбоновых кислот, альдегидов и кетонов.
Также этилен используют для ускорения созревания плодов, например, в теплицах.
Алкены не используют в качестве топлива из-за их высокой химической активности.
32. Непредельные углеводороды (алкадиены). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Алкадиены (диены) — непредельные (ненасыщенные) углеводороды с двумя двойными связями в молекулах.
Общая характеристика
Общая формула алкадиенов — CnH₂n-2, где n — число атомов углерода в молекуле.
В зависимости от взаимного расположения двойных связей выделяют три группы алкадиенов:
Кумулированные — двойные связи располагаются рядом. Пример — пропадиен (CH₂=C=CH₂).
Сопряжённые — двойные связи разделены одной одинарной. Пример — бутадиен-1,3 (дивинил).
Изолированные — двойные связи располагаются через две и более одинарных. Пример — пентадиен-1,4.
Гомологический ряд
Некоторые представители гомологического ряда алкадиенов:
пропадиен (C₃H₄);
бутадиен (C₄H₆);
пентадиен-1,3 (C₅H₈);
гексадиен (C₆H₁₀);
гептадиен (C₇H₁₂);
октадиен (C₈H₁₄);
нонадиен (C₉H₁₆);
декадиен (C₁₀H₁₈).
Химические свойства
Алкадиены легко вступают в реакции присоединения по одной из двойных связей или по обоим связям.
Некоторые реакции присоединения:
Гидрирование — присоединение водорода, протекает в присутствии металлических катализаторов, при нагревании и под давлением.
Галогенирование — присоединение галогенов, происходит даже при комнатной температуре в растворе.
Гидрогалогенирование — взаимодействие с галогеноводородами, протекает по правилу Марковникова.
Полимеризация — образование полимера с кратными связями, например, каучука.
Горение — алкадиены горят в присутствии кислорода с образованием углекислого газа и воды.
Получение
Алкадиены получают несколькими способами:
Дегидрирование алканов — отщепление водорода от молекулы алкана, происходит при повышенной температуре и в присутствии катализатора
Дегидрогалогенирование дигалогеналканов — реакция молекулы алкана с двумя атомами галогена со спиртовым раствором щёлочи.
Синтез Лебедева — нагревание этанола в присутствии катализатора (смесь оксидов Al₂O₃, MgO, ZnO), при этом образуются бутадиен-1,3, вода и водород.
Применение
Алкадиены и их производные используются в различных областях, например:
Производство синтетического каучука — алкадиены служат исходными веществами для синтеза синтетических каучуков, которые заменяют натуральный каучук.
Производство пластиков и смол — алкадиены используют в качестве мономеров.
Производство химических реактивов — некоторые алкадиены превращаются в химические реактивы, используемые в лабораторных исследованиях и промышленных процессах.
Производство красителей и лекарств — некоторые производные алкадиенов служат исходными веществами для синтеза красителей, лекарств и других органических соединений.
33. Непредельные углеводороды (алкины). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Алкины — непредельные (ненасыщенные) углеводороды, в молекулах которых присутствует одна тройная связь между атомами углерода (С≡С). Также алкины называют ацетиленовыми углеводородами.
Общая характеристика
Некоторые особенности строения алкинов:
Атомы углерода при тройной связи находятся в состоянии sp-гибридизации и имеют валентный угол 180°.
Длина тройной связи — примерно 0,121 нм.
Алкины плохо растворимы в воде, лучше — в органических растворителях.
Гомологический ряд
Первый представитель гомологического ряда — этин (ацетилен) (C₂H₂). Продолжить ряд можно, последовательно добавляя группу –СН₂– в углеводородную цепь
Некоторые другие члены гомологического ряда:
пропин (C₃H₄);
бутин (C₄H₆);
пентин (C₅H₈);
гексин (C₆H₁₀);
гептин (C₇H₁₂).
Химические свойства
Для алкинов характерны реакции присоединения. Некоторые из них:
Гидрирование — присоединение водорода, протекает ступенчато и в присутствии катализатора.
dzen.ru
Галогенирование — присоединение галогенов (брома или хлора).
dzen.ru
eni.ssau.ru
Гидрогалогенирование — присоединение галогеноводородов, протекает ступенчато и согласно правилу Марковникова.
dzen.ru
Гидратация (реакция Кучерова) — присоединение воды, ацетилен образует уксусный альдегид, остальные алкины — кетоны.
kp.ru
dzen.ru
Также алкины подвержены полному окислению — горению с образованием углекислого газа и воды. Под действием сильных окислителей происходит неполное окисление с разрывом молекулы на месте тройной связи.
Получение
Алкины не встречаются в природе, поэтому их получают только синтетическим путём.
Некоторые способы получения алкинов:
Дегидрирование алканов — при потере атомов водорода появляется тройная связь в молекуле.
Пиролиз метана — промышленный способ получения ацетилена, метан быстро пропускают между электродами при температуре 1500°С.
Гидролиз карбида кальция — лабораторный способ получения ацетилена, карбид кальция обрабатывают водой.
Дегидрогалогенирование дигалогеналканов — дигалогеналканы, в молекулах которых два атома галогена расположены у одного или у соседних атомов углерода, реагируют с избытком спиртового раствора щёлочей.
Применение
Алкины используются для производства органических соединений и материалов: альдегидов, кетонов, растворителей, исходных веществ для получения синтетических каучуков, поливинилхлорида и других полимеров.
Ацетилен применяют также для сварки и резки металлов — при горении ацетилена выделяется много теплоты, температура пламени достигает 3000°С.
34. Ароматические углеводороды (арены). Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Ароматические углеводороды (арены) — это непредельные циклические углеводороды, молекулы которых содержат одно или несколько бензольных колец с замкнутой системой сопряжённых связей.
Общая характеристика
Простейший представитель — бензол (C6H6). Для аренов характерен особый характер связи в бензольном кольце: сочетание шести σ-связей и единой замкнутой π-связи для 6 атомов углерода, которая более устойчива, чем двухэлектронные π-связи (как, например, в алкенах).
Физические свойства: первые члены гомологического ряда бензола — бесцветные жидкости со специфическим запахом, не растворимы в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях.
Гомологический ряд
Общая формула аренов — CnH2n–6 при n ≥ 6.
Некоторые представители гомологического ряда:
толуол (метилбензол) — C7H8;
этилбензол — C8H10;
пропилбензол — C9H12.
Для аренов характерна изомерия, связанная со строением радикалов, их составом и положением.
Химические свойства
Для аренов характерны реакции:
Замещения — замена атома водорода в бензольном кольце на атом другого химического элемента или группу (галоген, нитро-группа, алкильный заместитель и др.).
Присоединения — тяжёлые реакции, протекающие только в жёстких условиях (на свету или при сильном нагревании).
Окисления — бензол устойчив к действию окислителей, но гомологи бензола окисляются под действием перманганата калия и других окислителей.
Арены горят с образованием углекислого газа и воды, реакция сопровождается выделением большого количества теплоты.
Получение
Основные природные источники ароматических углеводородов — каменный уголь и нефть.
Некоторые способы получения аренов:
Дегидрирование алканов — предельные углеводороды (гексан, гептан и др.) при пропускании над нагретым платиновым катализатором отщепляют водород, происходит замыкание шестичленного цикла.
Тримеризация ацетилена — при пропускании ацетилена над раскалённым углём образуется бензол (реакция Зелинского).
Алкилирование бензола — получение гомологов бензола путём взаимодействия бензола с галогеналканами в присутствии галогенида алюминия.
Применение
Арены используются как сырьё для производства разнообразных органических веществ. Например:
Бензол — исходный продукт для получения нитробензола, хлорбензола, анилина, фенола и других веществ.
Толуол — применяется в производстве красителей, лекарственных и взрывчатых веществ (тротил, тол).
Ксилолы — используются как растворитель и исходный продукт для синтеза многих органических соединений.
Изопропилбензол (кумол) — исходное вещество для получения фенола и ацетона.
Винилбензол (стирол) — применяется в производстве полимерных материалов на основе полистирола.
35. Природные источники углеводородов.
- Природными источниками углеводородов являются нефть, каменный уголь, попутный нефтяной и природный газ.
Природный газ представляет собой смесь газов, основным компонентом которой является метан. Его содержание зависит от месторождения и составляет 75–98% от общего объёма смеси. Кроме метана в составе природного газа есть углеводороды с небольшим числом атомов углерода (этан, пропан, бутан), а также примеси неорганических газообразных веществ (азот, оксид углерода(IV), сероводород).
Попутный нефтяной газ также является природным, однако в природе он встречается вместе с нефтью. Он представляет собой смесь газов, находящуюся над нефтью или растворённую в ней за счёт высокого давления. Состав попутного нефтяного газа отличается от природного: он содержит меньше метана (до 50%), но больше — его гомологов (этан, пропан, бутан и др.).
Нефть представляет собой смесь углеводородов с примесями других органических веществ. Нефть не имеет определённой температуры кипения, поскольку каждый её компонент сохраняет в смеси свои индивидуальные свойства.
Каменный уголь является наиболее распространённым видом твёрдого топлива. Его запасы в природе значительно превосходят запасы нефти. Основная составляющая каменного угля — органические вещества, представленные смесью высокомолекулярных циклических соединений. Кроме органических веществ в его состав входят вода и минеральные соединения, которые образуют при сжигании золу. Каменный уголь не только является источником энергии, но и служит сырьём для химической промышленности.
36. Предельные одноатомные спирты. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Предельные одноатомные спирты (насыщенные спирты, алканолы) — производные предельных углеводородов, содержащие одну гидроксильную группу (-ОН).
Общая характеристика
Общая формула: CnH₂n+1-OH.
В зависимости от расположения гидроксильной группы в молекуле различают:
Первичные спирты — гидроксил прикреплён к первому атому углерода.
Вторичные спирты — гидроксил находится у второго атома углерода.
Третичные спирты — гидроксил соединён с третьим атомом углерода.
Физические свойства: спирты до C₁₂ — жидкости, высшие спирты — твёрдые вещества. Хорошо смешиваются с водой первые два спирта из гомологического ряда — метанол и этанол
Гомологический ряд
Некоторые представители гомологического ряда предельных одноатомных спиртов:
метанол (CH₃OH);
этанол (C₂H₅OH);
пропанол (C₃H₇OH);
бутанол (C₄H₉OH);
пентанол (C₅H₁₁OH).
Названия спиртов образуются от названий соответствующих алканов с добавлением суффикса «-ол».
Химические свойства
Некоторые химические свойства предельных одноатомных спиртов:
Взаимодействие с металлами: спирты реагируют только со щелочными и щелочноземельными металлами с разрывом связи О-Н.
Реакция с кислородом: спирты горят в присутствии перманганата или дихромата калия (KMnO₄, K₂Cr₂O₇).
Реакция с галогеноводородами: гидроксильная группа вытесняется галогеном.
Реакция с кислотами: спирты реагируют с минеральными и органическими кислотами с образованием сложных эфиров.
Дегидратация: протекает в присутствии сильной кислоты при высокой температуре, приводит к образованию алкенов или простых эфиров.
Получение
Некоторые способы получения предельных одноатомных спиртов:
Гидролиз галогеналканов. При взаимодействии галогенпроизводных предельных углеводородов с водными растворами щелочей атом галогена замещается на гидроксильную группу.
Гидратация алкенов. В присутствии кислот молекула воды присоединяется по двойной углерод-углеродной связи этиленовых углеводородов с образованием спирта.
Спиртовое брожение углеводов. Например, этанол получают при спиртовом брожении глюкозы под действием ферментов.
Применение
Предельные одноатомные спирты широко применяются в промышленности. Например:
Метанол используют как растворитель, в производстве муравьиной кислоты и формальдегида.
Этанол — исходное соединение для получения ацетальдегида, уксусной кислоты, а также для производства сложных эфиров карбоновых кислот. Кроме того, этанол — основной компонент всех спиртных напитков, его применяют в медицине как дезинфицирующее средство.
Бутанол используют как растворитель жиров и смол, а также как сырьё для получения душистых веществ (бутилацетата, бутилсалицилата).
37. Фенолы. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Фенолы — органические соединения ароматического ряда, в молекулах которых гидроксильные группы (OH) связаны с атомами углерода ароматического кольца. Простейший представитель — фенол (гидроксибензол).
Общая характеристика
Физические свойства фенолов:
Бесцветные или окрашенные кристаллические вещества с характерным запахом.
Малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях.
Токсичны, при хранении на воздухе постепенно темнеют из-за окисления.
Гомологический ряд
По числу OH-групп выделяют:
Одноатомные фенолы (аренолы) — одна OH-группа. Например, фенол и его гомологи.
Двухатомные фенолы (арендиолы) — две OH-группы. Примеры: пирокатехин, резорцин, гидрохинон.
Многоатомные фенолы — три и более OH-групп.
Химические свойства
Некоторые химические свойства фенолов:
Кислотные свойства: фенолы — слабые кислоты, со щелочами образуют соли — феноляты.
Реакции по бензольному кольцу: фенолам свойственно электрофильное замещение атомов водорода в орто- и пара-положениях кольца (галогенирование, нитрование, сульфирование).
Поликонденсация с формальдегидом: образует фенолформальдегидные смолы.
Взаимодействие с хлоридом железа (III): образует комплексные соединения железа, которые окрашивают раствор в сине-фиолетовый цвет (качественная реакция на фенол).
Получение
Некоторые способы получения фенолов:
Из каменноугольной смолы. Образуется при коксовании каменного угля, фенол — один из продуктов переработки этой смолы.
Кумольный метод. Изопропилбензол (кумол) окисляют кислородом воздуха, в результате образуются фенол и ацетон.
Щелочной гидролиз галогенбензолов. Например, при нагревании хлорбензола и гидроксида натрия под давлением получают фенолят натрия, который при обработке кислотой образует фенол.
Применение
Фенолы и их производные применяются в различных областях, например:
Производство пластмасс и синтетических волокон. Фенол используют для синтеза бакелита и других термореактивных смол.
Антисептики и дезинфицирующие средства. Растворы фенола применяют для дезинфекции помещений и белья.
Производство красителей и пигментов. Фенол служит сырьём для синтеза различных красителей.
Фармацевтика. Используется в производстве некоторых лекарственных препаратов и как промежуточное соединение в химических реакциях.
Консерванты (в пищевой промышленности). В ограниченных количествах фенол может использоваться как консервант.
38. Альдегиды. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Альдегиды — органические соединения, молекулы которых содержат карбонильную группу, соединённую с атомом водорода и углеводородным радикалом. Общая формула — RCH=O (R — водород или органический радикал).
Общая характеристика
В зависимости от строения углеводородного радикала различают предельные, непредельные, ароматические, гетероциклические и другие альдегиды. Названия альдегидов образуются от названий соответствующих алканов с добавлением суффикса «-аль».
Физические свойства:
Формальдегид (метаналь) — газ, остальные альдегиды — жидкости, реже твёрдые вещества.
Низшие альдегиды имеют резкий запах, с увеличением молекулярной массы растворимость в воде падает.
Альдегиды хорошо растворяются в спиртах, эфирах и других органических растворителях
Гомологический ряд
Некоторые представители гомологического ряда альдегидов:
Метаналь (формальдегид) — HCHO.
Этаналь (ацетальдегид) — CH3CHO.
Пропаналь — CH3CH2CHO.
Бутаналь — CH3CH2CH2CHO.
Химические свойства
Для альдегидов характерны реакции присоединения и окисления.
Некоторые реакции присоединения:
Гидрирование — присоединение водорода, в результате чего альдегид превращается в первичный спирт.
Гидратация — присоединение воды, возможна только для формальдегида и ацетальдегида.
Некоторые реакции окисления:
Взаимодействие с оксидом серебра(I) (реакция «серебряного зеркала») — альдегид превращается в кислоту, серебро выпадает в виде осадка.
Взаимодействие с гидроксидом меди(II) — при нагревании образуется красный оксид меди(I).
Горение — альдегиды окисляются до углекислого газа и воды.
Получение
Некоторые способы получения альдегидов:
Окисление спиртов — альдегиды образуются при окислении первичных спиртов.
Дегидрирование спиртов — пары спирта пропускают над нагретым катализатором (Cu, Ag, Cr, Zn).
Гидратация алкинов (реакция Кучерова) — присоединение воды к ацетилену в присутствии солей ртути, в результате чего образуется ацетальдегид.
Гидролиз дигалогенпроизводных — при действии воды образуются нестойкие двухатомные спирты, которые в момент образования выделяют воду, образуя соединения с карбонильной группой.
Применение
Альдегиды применяются в различных областях, например:
Промышленный органический синтез — альдегиды используют для получения спиртов и их производных, карбоновых кислот, гетероциклических соединений.
Производство полимерных материалов — например, фенолформальдегидные соединения применяют в пластмассах, покрытиях и клеях.
Фармацевтическая промышленность — формальдегид используют как консервант и антисептик в медицинских средствах.
Пищевая промышленность — альдегиды добавляют в продукты в качестве ароматизаторов, например, бензальдегид придаёт миндальный вкус.
39. Предельные карбоновые кислоты. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Предельные карбоновые кислоты (насыщенные одноосновные карбоновые кислоты) — это производные алканов, у которых один атом водорода заменён на карбоксильную группу (-COOH). Общая формула: CnH₂n+1COOH или CnH₂nO₂.
Общая характеристика
Физические свойства:
Низшие представители (до 4 атомов углерода в молекуле) — жидкости с характерным резким запахом.
Кислоты с 4–9 атомами углерода — вязкие маслянистые жидкости с неприятным запахом.
Вещества с более чем 9 атомами углерода в молекуле — твёрдые вещества, не растворяющиеся в воде.
Температуры кипения увеличиваются с ростом числа атомов углерода в молекуле.
Гомологический ряд
Некоторые представители гомологического ряда предельных карбоновых кислот:
Муравьиная кислота (HCOOH);
Уксусная кислота (CH₃COOH);
Пропановая кислота (C₂H₅COOH) — пропионовая;
Бутановая кислота (C₃H₇COOH) — масляная;
Валериановая кислота (C₄H₉COOH).
Химические свойства
Некоторые химические свойства предельных карбоновых кислот:
В водном растворе частично диссоциируют на ионы.
Взаимодействуют с активными металлами с выделением водорода.
Реагируют с основными и амфотерными оксидами металлов.
Образуют сложные эфиры при взаимодействии со спиртами (реакция этерификации).
Получение
Некоторые способы получения предельных карбоновых кислот:
Каталитическое окисление алканов. Например, муравьиную кислоту получают из метана, а уксусную — из бутана.
Окисление спиртов или альдегидов. Спирты окисляются до кислот при реакции с сильными окислителями, альдегиды — при взаимодействии с раствором перманганата калия в кислой среде.
Гидролиз сложных эфиров. Сложные эфиры подвергаются гидролизу в кислой среде при нагревании.
Предельные карбоновые кислоты применяются в различных областях, например:
Пищевая промышленность — в качестве консервантов, стабилизаторов, ароматизаторов.
Фармацевтика — для синтеза лекарственных препаратов и дезинфицирующих средств.
Промышленность — в производстве мыл, моющих средств, растворителей, пластификаторов.
Косметическая индустрия — для получения ароматических веществ, парфюмов, изготовления кремов и мазей.
40. Непредельные карбоновые кислоты. Представители, физические и химические свойства, получение.
- Непредельные (ненасыщенные) карбоновые кислоты — органические соединения, содержащие в молекуле одну или несколько карбоксильных групп (–СООН) и ненасыщенные (двойные, тройные) связи в углеродной цепи.
Представители
Некоторые представители непредельных карбоновых кислот:
Олеиновая кислота (C17H33COOH) — содержит одну двойную связь;
Линолевая кислота (C17H31COOH) — имеет две двойные связи;
Линоленовая кислота (C17H29COOH) — содержит три двойные связи;
Арахидоновая кислота — с четырьмя двойными связями.
Физические свойства
Агрегатное состояние: непредельные кислоты с числом углеродных атомов более 10 — чаще жидкости, транс-изомеры с любым числом атомов углерода — твёрдые кристаллические вещества.
Растворимость: низшие непредельные кислоты хорошо растворяются в воде, но чем длиннее углеводородная цепь, тем хуже растворимость.
Температуры плавления и кипения: с увеличением длины углеродной цепи эти показатели повышаются.
Химические свойства
Реакции присоединения: непредельные кислоты способны присоединять галогены, водород, воду. Например, у α,β-непредельных кислот присоединение галогенводородов и воды протекает против правила Марковникова.
Полимеризация: непредельные кислоты и их производные способны к реакциям полимеризации, которая запускается свободными радикалами в качестве катализаторов.
Окисление: мягкое окисление непредельных карбоновых кислот перманганатом калия в щелочной среде приводит к образованию дигидроксизамещённой карбоновой кислоты и выпадению оксида марганца (IV) — осадка бурого цвета. Жёсткое окисление непредельных карбоновых кислот дихроматом калия или перманганатом калия в присутствии серной кислоты сопровождается разрывом двойной связи и образованием смеси кислот или кетонов.
Получение
Окисление ненасыщенных альдегидов.
Конденсация альдегидов с натриевыми солями карбоновых кислот под влиянием ангидридов кислот (реакция Перкина).
Конденсация альдегидов с эфиром малоновой кислоты в ледяной уксусной кислоте с последующим омылением и декарбоксилированием путём нагревания.
41. Сложные эфиры. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Сложные эфиры — производные карбоновых или неорганических кислот, в которых атом водорода в гидроксильной группе замещён радикалом.
Общая характеристика
Общая формула сложных эфиров: R-COOR', где R и R' — углеводородные радикалы.
Физические свойства:
Сложные эфиры низших карбоновых кислот и простейших спиртов — бесцветные летучие жидкости, часто с приятным фруктовым запахом.
Сложные эфиры высших карбоновых кислот — твёрдые бесцветные воскообразные вещества, практически без запаха.
Плохо растворяются в воде, но хорошо — в органических растворителях (спирте, ацетоне и др.).
Гомологический ряд
Примеры сложных эфиров и их формулы:
Метилформиат — HCOOCH3;
Этилформиат — HCOOC2H5;
Метилацетат — CH3COOCH3;
Этилацетат — CH3COOC2H5;
Пропилацетат — CH3COOCH2CH2CH3.
Химические свойства
Некоторые химические свойства сложных эфиров:
Гидролиз. Сложные эфиры расщепляются под действием воды: в кислой среде — с образованием карбоновой кислоты и спирта, в щелочной — с образованием соли карбоновой кислоты и спирта.
Восстановление (гидрирование). В присутствии катализаторов сложные эфиры восстанавливаются до спиртов.
Окисление. В кислороде эфиры сгорают с образованием оксида углерода(IV) и воды.
Получение
Сложные эфиры получают несколькими способами:
Реакция этерификации — взаимодействие карбоновой кислоты и спирта. Например, при взаимодействии уксусной кислоты с этанолом образуется этилацетат.
Получение из солей кислот под действием галогенпроизводных углеводородов. Например, из ацетата серебра и этилхлорида можно получить этилацетат.
Получение из ангидридов или хлорангидридов кислот и алкоголятов. Вместо карбоновой кислоты можно взять её хлорангидрид, а вместо спирта — алкоголят.
Применение
Сложные эфиры применяются в различных областях, например:
В пищевой промышленности — при создании фруктовых эссенций.
В парфюмерной промышленности — сложные эфиры на основе ароматических спиртов.
В качестве растворителей — например, этилацетат используют для лаков и красок, в органическом синтезе.
Для синтеза полимеров — сложные эфиры непредельных спиртов, например винилацетат, образуют полимеры, которые применяются для изготовления искусственных кож.
42. Жиры. Общая характеристика, гомологический получение и применение.
- Жиры (триглицериды) — природные органические соединения, сложные эфиры трёхатомного спирта глицерина и высших карбоновых (жирных) кислот.
Общая характеристика жиров
Некоторые свойства жиров:
В живых организмах выполняют структурную и энергетическую функции: входят в состав клеточных мембран, в жировых клетках сохраняется энергетический запас.
Жиры нерастворимы в воде, но хорошо растворимы в органических растворителях (бензол, дихлорэтан, эфир и др.).
Если в составе жира преобладают насыщенные жирные кислоты, то при комнатной температуре он твёрдый (животный жир), если преобладают ненасыщенные — жидкий (растительные масла).
Классификация жиров
Жиры классифицируют по разным признакам, например:
По происхождению: животные и растительные жиры.
По строению углеводородных радикалов: предельные, непредельные и смешанные.
По количеству остатков карбоновых кислот: моноацилглицериды, диацилглицериды, триацилглицериды.
Получение жиров
Жиры образуются в результате реакции этерификации между глицерином и жирными карбоновыми кислотами, которая протекает в присутствии катализаторов.
Также жиры могут получать путём гидрирования — присоединения водорода к ненасыщенным жирным кислотам, что превращает их в насыщенные. Этот процесс используется для получения твёрдых жиров из жидких, например, маргарина.
Применение жиров
Жиры применяются в различных областях, например:
В пищевой промышленности — производство маргарина, майонеза, кондитерских изделий, молочных продуктов и мороженого, шоколада.
В косметической промышленности — масла используют для производства питательных кремов, масок, массажных средств и мыла.
В фармацевтической промышленности — например, рыбий жир и облепиховое масло входят в состав некоторых лекарственных препаратов.
В лакокрасочной промышленности — жиры и масла применяют для производства олифы, смазочных материалов, красок и лаков.
Примеры жиров
Некоторые примеры жиров:
Насыщенные жиры — содержатся в продуктах животного происхождения (мясо, молочные продукты), а также в тропических маслах (кокосовое, пальмовое).
Ненасыщенные жиры — содержатся в растительных маслах (подсолнечное, оливковое, рапсовое), жирной рыбе, орехах и семенах.
Трансжиры — продукт промышленной переработки, не встречаются в природе, содержатся в частично гидрогенизированных маслах, маргарине и хлебобулочных изделиях.
43. Углеводы. Классификация, физические и химические свойства, применение.
- Углеводы — это органические соединения, состоящие из кислорода, углерода и водорода, содержащие альдегидные/кетонные и гидроксильные группы. Общая формула углеводов — Cn(H2O)m.
Классификация углеводов происходит по двум признакам:
По количеству атомов углерода в одной молекуле (структурной единице):
триозы;
тетрозы;
пентозы;
гексозы;
гептозы.
По количеству структурных единиц:
Простые (моносахариды) — состоят из одной молекулы или структурной единицы.
Сложные (олигосахариды, полисахариды) — включают множество молекул.
Физические свойства углеводов:
Моносахариды и олигосахариды имеют схожие физические свойства: кристаллическое строение, сладкий вкус, растворимость в воде, прозрачность, нейтральная pH в растворе, низкие температуры плавления и кипения.
Полисахариды — более сложные вещества, они нерастворимы и не имеют сладкого привкуса.
Химические свойства углеводов зависят от их структуры. Например, моносахариды, в частности глюкоза, подвергаются многоступенчатому окислению (в отсутствии и присутствии кислорода). В результате полного окисления образуется углекислый газ и вода.
Применение углеводов:
Углеводы составляют главную часть пищевого рациона человека, поэтому широко используются в пищевой и кондитерской промышленности (крахмал, сахароза и др.).
В пищевой технологии применяют структурированные вещества полисахаридной природы, не имеющие сами по себе пищевой ценности, — гелеобразователи, загустители, стабилизаторы суспензий и эмульсий (альгинаты, агар, пектины, растительные галактоманнаны и др.).
Превращения моносахаридов при спиртовом брожении лежат в основе процессов получения этанола, пивоварения, хлебопечения.
Другие виды брожения позволяют получать из сахаров биотехнологическими методами глицерин, молочную, лимонную, глюконовую кислоты и многие другие вещества.
44. Амины. Общая характеристика, гомологический ряд, химические свойства, получение и применение.
- Амины — органические производные аммиака, в молекулах которых один, два или три атома водорода замещены на углеводородные радикалы.
Классификация аминов
По числу замещённых атомов водорода амины делят на:
Первичные — замещён один атом.
Вторичные — замещены два атома из трёх.
Третичные — замещены все три атома.
По характеру органической группы, связанной с азотом, амины бывают:
Алифатические — с прямой или разветвлённой углеводородной цепью.
Ароматические — с бензольным кольцом.
Жирно-ароматические — содержат ароматический и алифатический радикалы.
Физические свойства
Некоторые физические свойства аминов:
Низшие алифатические амины (метиламин, диметиламин, триметиламин) при комнатной температуре — газы с запахом аммиака.
Средние гомологи — жидкости с резким рыбным запахом.
Высшие амины — твёрдые вещества без запаха.
Ароматические амины — бесцветные жидкости с высокой температурой кипения или твёрдые вещества.
Низшие амины хорошо растворимы в воде, с увеличением числа углеводородных радикалов растворимость снижается. Ароматические амины в воде практически не растворяются.
Химические свойства
Амины обладают основными свойствами благодаря неподелённой электронной паре атома азота.
Некоторые химические свойства:
Взаимодействие с водой — амины обратимо реагируют с водой, среда водного раствора слабощелочная.
Взаимодействие с кислотами — амины образуют соли с минеральными и карбоновыми кислотами.
Окисление — амины сгорают в кислороде, образуя азот, углекислый газ и воду.
Взаимодействие с азотистой кислотой — первичные алифатические амины при действии азотистой кислоты превращаются в спирты, вторичные амины образуют нитрозосоединения — вещества жёлтого цвета.
Получение аминов
Некоторые способы получения аминов:
Реакция аммиака со спиртами — амины образуются при пропускании смеси спирта и аммиака над катализатором при повышенной температуре.
Реакция аммиака с галогеналканами — этот способ используется для получения первичных, вторичных и третичных аминов.
Восстановление нитросоединений — нитросоединения восстанавливают атомарным водородом, в реакции образуются первичные амины.
Применение аминов
Амины применяются в различных областях, например:
Лекарства — амины служат строительными блоками в синтезе анальгетиков, антигистаминных препаратов, антидепрессантов, антибиотиков и противовирусных средств.
Сельскохозяйственные химикаты — амины — активные ингредиенты или добавки в пестицидных составах (инсектициды, фунгициды, гербициды).
Косметика и средства личной гигиены — амины служат поверхностно-активными веществами, эмульгаторами и пенообразователями.
Чистящие средства — амины помогают удалять грязь, жир и разводы с поверхностей.
Текстильная промышленность — амины используют в качестве промежуточных продуктов для окрашивания и фиксирующих красители агентов.
Пищевая промышленность — амины применяют в качестве пищевых добавок для улучшения вкуса, консервирования и регулирования рН.
45. Ароматические амины. Анилин. получение и применение.
- Анилин (аминобензол, фениламин) — органическое соединение с формулой C₆H₅NH₂, родоначальник класса ароматических аминов. Представляет собой бесцветную маслянистую жидкость с характерным запахом, плохо растворим в воде, хорошо — в органических растворителях. На воздухе быстро окисляется и приобретает красно-бурую окраску. Весьма токсичен.
Получение
Основной способ получения анилина — каталитическое гидрирование нитробензола в газовой или жидкой фазе. Газофазное гидрирование проводят при 250–350 °C, жидкофазное — при более низких температурах (100–200 °C).
Также анилин можно получить путём аммонолиза галогенаренов или из производных фенола.
Химические свойства
Взаимодействие с кислотами: анилин образует соли фениламмония.
Реакции бензольного кольца: легко бромируется, при этом выпадает белый осадок.
Окисление: при горении в избытке кислорода происходит полное окисление до углекислого газа, воды и азота.
Применение
Анилин и его производные применяются в различных областях, например:
Производство красителей: анилиновые красители, такие как индиго и анилиновый чёрный, используются в текстильной промышленности для окрашивания тканей.
Фармацевтическая промышленность: многие лекарства, такие как анальгетики и противовоспалительные средства, содержат анилиновые производные
Полимерная промышленность: анилин служит исходным материалом для синтеза полиуретанов и эпоксидных смол.
Сельское хозяйство: входит в состав пестицидов и гербицидов.
Обработка резины: анилин играет важную роль в вулканизации резины.
46. Аминокислоты. Физические и химические свойства, получение и применение.
- Аминокислоты — это органические вещества, в молекулах которых содержатся две функциональные группы: карбоксильная (−COOH) и аминогруппа (−NH2).
Физические свойства:
Аминокислоты — бесцветные кристаллические вещества.
Имеют высокие температуры плавления.
Хорошо растворимы в воде, но малорастворимы в органических растворителях.
Аминокислоты бывают сладковатыми, горьковатыми и безвкусными.
Хорошо кристаллизуются и имеют высокую плотность.
Химические свойства:
Аминокислоты — амфотерные органические соединения, имеющие одновременно кислотные и основные свойства.
Способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей.
Аминокислоты реагируют со щелочами, спиртами, минеральными кислотами и азотистой кислотой.
Для аминокислот характерны реакции поликонденсации с образованием полипептидов — белков.
Для аминокислот характерны реакции разложения.
Получение:
Получают α-аминокислоты из α-галогензамещённых карбоновых кислот при взаимодействии с аммиаком.
Второй способ получения аминокислот — это гидролиз полипептидов — белков, при этом получается смесь аминокислот.
Ароматические аминокислоты получают при восстановлении нитропроизводных ароматических кислот по реакции Зинина.
Аминокислоты можно получить и микробиологическим синтезом.
Применение:
Аминокислоты используются как лекарства.
В сельском хозяйстве их применяют для подкормки животных.
Некоторые аминокислоты служат исходными веществами для синтеза полимеров (например, капрона).
Большинство аминокислот являются биологически активными веществами.
47. Белки. Классификация. Строение, физ. хим. свойства белков. Биологическое значение.
- Белки (протеины, полипептиды) — высокомолекулярные органические вещества, состоящие из альфа-аминокислот, соединённых в цепочку пептидной связью.
Классификация белков
Белки классифицируют по разным признакам, например:
По структуре. Выделяют простые (протеины) и сложные (протеиды) белки. Простые состоят только из аминокислот, сложные содержат небелковую часть (углеводы, липиды, нуклеиновые кислоты и др.).
По форме молекулы. Различают глобулярные (шарообразные) и фибриллярные (нитевидные) белки.
По функциям. По выполняемым функциям белки делят на структурные, транспортные, регуляторные, защитные и другие.
Строение белков
Молекулы белков имеют четыре уровня организации:
Первичная структура — последовательность аминокислотных остатков, сформированная в полипептидную цепь.
Вторичная структура — упорядоченное свёртывание полипептидной цепи в спираль или складчатый слой.
Третичная структура — укладка полипептидных цепей в глобулу (шарообразный клубок) или фибриллу (структуру вытянутой формы).
Четвертичная структура — комплекс из нескольких глобул, удерживаемый слабыми связями.
Физико-химические свойства белков
Агрегатное состояние. Зависит от молярной массы и пространственного строения: некоторые белки твёрдые (фибриллярные), другие — полужидкие или жидкие (глобулярные).
Растворимость в воде. Твёрдые белки не растворяются, жидкие и полужидкие — могут.
Денатурация. При нагревании, действии кислот, щелочей, некоторых солей и радиации происходит разрушение пространственной структуры белка.
Гидролиз. Белки расщепляются до аминокислот.
Биологическое значение белков
Белки играют важную роль в организме, например:
Строительная (структурная). Белки — основа клеточных мембран, компонент соединительной ткани (коллаген, эластин).
Транспортная. Белки переносят вещества (кислород, жирные кислоты, гормоны) к различным тканям и органам.
Регуляторная. Белки регулируют обмен веществ в клетках, например, инсулин контролирует уровень глюкозы в крови.
Защитная. При попадании в организм чужеродного белка или микроорганизма образуются антитела.
Двигательная. Специальные сократительные белки (актин, миозин) участвуют в сокращении скелетных мышц.
Примеры белков
Некоторые примеры белков:
Гемоглобин — переносит кислород в крови.
Альбумин — участвует в транспорте жирных кислот.
Иммуноглобулины — обеспечивают иммунную защиту.
Тромбин — участвует в свёртывании крови.
48. Полимеры. Классификация, свойства, применение.
- Полимеры — это высокомолекулярные соединения, состоящие из повторяющихся звеньев — мономеров
Классификация полимеров
Полимеры классифицируют по разным признакам, например:
По происхождению:
Природные — встречаются в природе естественным образом (целлюлоза, крахмал, белки).
Искусственные — получены путём химической модификации природных полимеров (нитроцеллюлоза, вискоза).
Синтетические — созданы человеком, не встречаются в природе (полиэтилен, полипропилен, ПВХ).
По структуре:
Линейные — мономеры соединены в одной цепи.
Разветвлённые — полимеры с боковыми ответвлениями цепи.
Сетчатые (сшитые) — разветвлённые цепи с поперечными связями.
По составу мономеров:
Гомополимеры — состоят из одного вида звеньев.
Сополимеры — включают звенья разного строения.
Свойства полимеров
Эластичность и прочность на разрыв. В зависимости от структуры и длины молекулярных цепей полимеры отличаются по степени гибкости.
Низкая теплопроводность. Упорядоченная молекулярная структура придаёт полимерам изоляционные свойства.
Влагостойкость. Позволяет создавать гидроизоляционные покрытия и утеплители.
Химическая стойкость. Большая часть полимеров не вступает в реакции с кислотами, растворителями, щелочами.
Износостойкость, морозостойкость. Полимеры устойчивы к механическим повреждениям, истиранию и выцветанию, выдерживают воздействие низких температур.
Биосовместимость. Некоторые полимерные соединения, например, полиуретаны, совместимы с человеческим организмом.
Применение полимеров
Пищевая промышленность. Полиэтилен используют для производства упаковки (пакеты, плёнка), из полипропилена делают контейнеры и упаковочные материалы.
Медицина. Силиконовые полимеры применяют для производства медицинских имплантатов, биосовместимые полимеры — для рассасывающихся швов и медицинских устройств.
Строительство. Полиуретановые пены и композиты используют в качестве теплоизоляции, ПВХ — для производства оконных рам и труб.
Автомобильная промышленность. Из синтетических полимеров — нейлона и полиэтилена — производят автокомпоненты (бампера, панели, салон автомобиля).
Электроника. Полистирол и полиакрилонитрил используют для компонентов электроники, включая изоляцию проводов и корпусов.
Текстильная промышленность. Полиэстер и нейлон применяют для создания тканей и текстильных изделий.
Примеры полимеров
Полиэтилен — используется для производства плёнок, пакетов, труб, контейнеров.
Полипропилен — применяется для производства упаковочных материалов, волокон, деталей автомобилей.
Поливинилхлорид (ПВХ) — используется для производства труб, оконных профилей, напольных покрытий, кабельной изоляции.
Полистирол — используется для производства упаковочных материалов, теплоизоляции, игрушек.
49. Нуклеиновые кислоты. Классификация, представители, получение, свойства. Применение.
- Нуклеиновые кислоты — высокомолекулярные органические соединения, биополимеры, образованные остатками нуклеотидов. Они присутствуют в клетках всех живых организмов и выполняют важнейшие функции по хранению, передаче и реализации наследственной информации.
Классификация
Выделяют два типа нуклеиновых кислот:
Дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК). В состав нуклеотидов входят остатки дезоксирибозы.
Рибонуклеиновая кислота (РНК). В нуклеотидах — остатки рибозы.
Представители
ДНК существует в форме двойной спирали, две цепи которой закручены друг относительно друга. Каждый виток спирали состоит из 10 пар нуклеотидов
РНК обычно одноцепочечна, но у некоторых вирусов выделяют двуцепочечные РНК. В зависимости от функций различают разные виды РНК, например:
Информационная (иРНК, мРНК) — переносит информацию о последовательности аминокислот белка к рибосомам.
Рибосомальная (рРНК) — участвует в синтезе рибосом.
Транспортная (тРНК) — доставляет аминокислоты к месту синтеза белка.
Получение
Выделение нуклеиновых кислот включает несколько этапов:
Лизис клеток — физический или химический.
Очистка — удаление примесей (белков, липидов, сахаров) с помощью концентрированного солевого раствора.
Отделение ДНК от РНК — для этого образец нуклеиновых кислот обрабатывают рибонуклеазами, которые деgrade РНК, или добавляют дезоксирибонуклеазы, чтобы получить ДНК.
Свойства
Некоторые свойства нуклеиновых кислот:
Хорошо растворимы в воде, практически нерастворимы в органических растворителях.
Чувствительны к действию температуры и критическим значениям уровня pH.
Молекулы ДНК с высокой молекулярной массой, выделенные из природных источников, способны фрагментироваться под действием механических сил, например при перемешивании раствора.
Нуклеиновые кислоты фрагментируются ферментами — нуклеазами.
Применение
Нуклеиновые кислоты и их фрагменты (олигонуклеотиды) применяются в различных областях, например:
Разработка терапевтических препаратов — олигонуклеотиды избирательно взаимодействуют с заданными нуклеотидными последовательностями, что позволяет влиять на генетические программы, ответственные за развитие патологий.
Редактирование генома — например, с помощью гидовых РНК, относящихся к системе CRISPR/Cas.
Нанотехнологии — нуклеиновые кислоты используются как строительные блоки для создания наноустройств и наноматериалов.