Основні питання до тем з хімії при підготовці до ЗНО [ПІДРУЧНИК]

Скачати

Основні питання до тем  і систематизований шкільний курс хімії (підготовка до ЗНО)

Підготував вчитель хімії «Школа І ступеня – гімназія» Городиський І.Й.

 

Львів-2015

 

Анотація

 

Посібник містить основні питання і теоретичні відомості для підготовки учнів загальноосвітніх навчальних закладів до ЗНО.

Посібник складається із двох частин:

І частина – Основні питання до тем з хімії при підготовці до ЗНО.

ІІ частина – Систематизований теоретичний курс хімії.

У І частині посібника наведені основні питання до кожної з тем, які використовувалися в тестах ЗНО. У ІІ частині – подано теоретичний матеріал для підготовки до ЗНО. Весь матеріал цієї частини посібника розділено на три тематичні блоки:

«Загальна хімія»

«Неорганічна хімія»

«Органічна хімія», які в свою чергу розподілені за розділами і темами.

В посібнику розкрито обсяг вимог до знань та умінь учнів в кожному розділі і темі згідно з Програмою зовнішнього незалежного оцінювання з хімії і використовується номенклатура хімічних елементів і речовин, а також термінологію, які відповідають ДСТУ 2439-94: Елементи хімічні і речовини прості. Терміни та визначення. –  К., Держспоживстандарт України – 1994. Назви органічних сполук відповідають останнім рекомендаціям IUPAC: Номенклатура органічних сполук /авт. Толмачова В.С., Ковтун О.М., Дубовик О.А., Фіцайло С.С./ Тернопіль: Мандрівець, 2011.

Посібник призначений для випускників загальноосвітніх навчальних закладів, які готуються до ЗНО з хімії, абітурієнтів та вчителів шкіл.

 

Основні питання до тем з хімії при підготовці до ЗНО

 

РОЗДІЛ 1. Загальна хімія

 

1.1.Основні поняття, закони і закономірності хімії.

Тема 1. Основні поняття хімії.

• речовина, матеріал
• молекула
• атом, хімічний елемент
• чисті речовини і суміші
• методи розділення сумішей
• масова частка хім.елемента
• масові відношення хімічних елементів у формулі речовини +
• відносна атомна маса елементів, визначення, формула,символ,одиниці.
• відносна молекулярна маса речовини,визначення, формула, символ,одиниці.
• прості і складні речовини
• кількість речовини, визначення, формула, символ,одиниці.
• молярна маса,визначення,формула,символ, одиниці
• молярний об’єм ,визначення,формула,символ,одиниці
• число Авогадро,визначення, формула, позначення,одиниці.
• відносна густина газів, визначення,формула,позначення,одиниці.
• розв’язування задач за формулами молярної маси,молярного об’єму, числа Авогадро, відносної густини газів.

–   визначення маси речовини за відомими кількостями речовини атомів

речовини +

 

 

Тема 2.Основні закони хімії.

 

• закон постійності складу речовин, визначення, вчений
• закон збереження маси речовин, визначення, вчений
• закон Авогадро, визначення, вчений
• закон об’ємних відношень газів, визначення, вчений
• Періодичний закон (сучасне і менделєєвське формулювання)
• Принцип Ле Шательє, визначення, вчений.

 

 

Тема 3. Хімічні реакції.

 

• 14 типів реакцій, визначення , приклад
• Швидкість хім.реакцій і фактори, що впливають на неї
• Закон діючих мас, визначення, приклад
• Правило Вант-Гоффа, визначення, приклад
• Хім.рівновага,фактори,що впливають на зміщення хім..ріноваги, приклади (подібність та відмінність у порівнянні із швидкістю хім.

реакцій)

–   задачі на тепловий ефект реакцій (знаходження його або знаходження

кількості тепла, якщо відомий  тепловий ефект реакції, виміряний в

кДж або кДж/моль) +

–   вправи на зміщення хім.рівноваги за допомогою  концентрації,

температури та тиску

1.2. Розчини.
Тема 4.Загальні характеристики розчинів.

 

• склад розчинів
• види розчинів: насичений, ненасичений,концентрований розведений
• кристалогідрати, їх назви +
• розчинність, коефіцієнт розчинності
• Розчинні (більше 100 г), малорозчинні (0,1 – 100 г), нерозчинні (0,01 г) речовини у воді
• Емульсія, суспензія, істинні розчини
• Густина розчинів,визначення, формула.

–    масова частка води або солі у формулі кристалогідрату.

 

 

Тема 5. Кількісні характеристики розчинів.

 

• масова частка розчиненої речовини, формула, позначення,одиниці.
• Розв’язування задач за формулою масової частки розч. Речовини.
• Розв’язування задач за формулою розчинності.

–    задачі на масову частку розчиненої речовини, якщо відомі або моль або

          об′єм розчиненої речовини і об′єм води в мл.

 

 

Тема 6. Електролітична дисоціація.

 

• провідники І і ІІ роду
• електроліти і неелектроліти, приклади
• електролітична дисоціація (ЕД), визначення,оборотність ЕД
• ЕД кислот ,основ,солей
• Зміна забарвлення індикаторів у розчинах кислот і лугів
• Ступінь ЕД, формула, позначення , одиниці
• Розв’язування задач на ступінь ЕД
• Сильні та слабкі електроліти, приклади
• Реакції йонного обміну, визначення, умови їх проходження
• Розв’язування вправ на складання реакцій йонного обміну (молекулярне,повне та скорочене йонне рівняння)
• Написання реакцій в молекулярному вигляді, якщо відомо скорочене

йонне рівняння. +

• Гідроліз солей, визначення, 4 типи гідролізу солей
• Визначення рН середовища за формулами солей

 

  1.3.Періодичний закон і Періодична система хімічних

        елементів. Будова речовини.

 

Тема 7.Періодичний закон і Періодична система Д.І.Менделєєва.

Тема 8.Будова атома.

 

• класифікація хім..елементів (родини-групи)
• класифікація хім..елементів Менделєєвим
• Періодичний закон (менделєєвське формулювання)
• Будова періодичної системи (періоди, групи і підгрупи, їх позначення)
• Будова атомів і ядра: протони,електрони,нейтрони
• Ізотопи,нукліди:визначення, приклади
• Сучасне формулювання періодичного закону
• Радіоактивність, ядерні реакції:визначення приклади
• Протонне число,нуклонне число
• Фіз.зміст номеру групи
• Фіз..зміст номера періоду
• Фіз..зміст порядкового номеру
• Планетарна модель будови атомів
• Види електронів:s,p,d,f-електрони,Їх кількість і форми руху
• Електронні формули (структури) елементів та йонів
• Нормальний та збуджений стани атомів елементів
• Графічні формули елементів або розміщення електронів по квантових комірках (для атомів і йонів). Визначення число енергетичних комірок

атомів або йонів,які мають спарені або неспарені електрони.

• Зміна металічних і неметалічних властивостей елементів у періодах та групах.
• Формули вищих оксидів елементів.
• Особливості будови атомів Cr I Cu.

 

 

Тема 9.Хімічний зв’язок і будова речовини.

 

• електронегативність елементів (Ме і НеМе)
• ковалентний полярний та неполярний зв’язки, визначення, механізм утворення
• схеми перекривання електронних хмар атомів у молекулах речовин(s–s, s–p, p–p)на прикладі: H₂, HCl, Cl₂. +
• йонний зв’язок, визначення, механізм утворення
• визначення за формулами речовин типу хімічного зв’язку
• визначення кількості електронних пар між атомами в речовинах з ковалентним полярним та неполярним зв’язками
• водневий зв’язок
• донорно-акцепторний зв’язок
• металевий зв’язок
• кристалічні гратки, їх типи
• залежність фіз.властивостей речовин від типу кристалічних граток
• ступінь окиснення елементів,позначення
• визначення С.О. елементів за формулами речовин (правила)

 

 

Тема 10.Окисно-відновні реакції (ОВР).

 

• ОВР: визначення
• Окисник та відновник: визначення
• Основні представники окисників та відновників
• Окиснення та відновлення: визначення
• Розв’язування вправ на розгляд реакцій як окисно-відновних з використанням схем електронного балансу
• Види ОВР.
• Напівсхеми реакцій, в яких елемент виступає: окисником, відновником,

відновником і окисником одночасно.

 

Розділ 2. Неорганічна хімія.

 

2.1.Основні класи неорганічних сполук.

 

Тема 11.Оксиди.

 

• Оксиди,визначення, назви
• Класифікація оксидів: солетворні і несолетворні (індиферентні), визначення
• Класифікація солетворних оксидів: основні,кислотні і амфотерні,визначення
• Хімічні властивості основних,кислотних та амфотерних оксидів
• Подвійні і змішані оксиди
• Визначення за формулами речовин різних класів оксидів
• Визначення формул речовин за відомою масовою часткою хім..елементів
• Добування оксидів
• Забарвлення оксидів те малів.

 

Тема 12.Основи

 

• основи, визначення, назви
• класифікація основ: нерозчинні основи і луги, одно кислотні і багатокислотні
• луги як електроліти
• хімічні властивості лугів та нерозчинних основ
• визначення за формулами речовин – формул основ
• добування основ
• забарвлення нерозчинних основ

 

Тема 13.Кислоти.

 

• кислоти ,визначення, назви
• класифікація кислот: одноосновні і багато основні, безоксигенові і оксигеновмісні
• кислоти як електроліти
• хімічні властивості кислот
• добування кислот
• амфотерні гідроксиди, визначення, назви, приклади
• хімічні властивості амфотерних гідроксидів
• добування амфотерних гідроксидів

 

Тема 14. Солі.

 

• солі, визначення, назви
• класифікація солей: середні (нормальні), кислі, основні.
• Солі як електроліти
• Хімічні властивості середніх солей, їх добування
• Кислі солі,їх добування,назви
• Основні солі,їх добування,назви
• Визначення за формулами речовин формули різних класів солей
• Забарвлення нерозчинних солей

 

 

2.2.Металічні елементи.

 

Тема 15. Загальна характеристика металів.

 

• особливості будови атомів металів
• розміщення металів в періодичній системі
• металічний зв’язок і металічна кристалічна гратка
• найважливіші родини металів
• загальні фіз..властивості Ме
• загальні хім..властивості Ме
• добування Ме та їх методи
• сплави: чавун і сталь,їх склад
• споруди або пристрої, в яких одержують чавун і сталь
• процеси, що відбуваються під час добування чавуну і сталі (процеси окиснення і відновлення)
• електрохімічний ряд напруг Ме
• процес корозії, її види і запобігання процесу корозії (оцинковування,

нікелювання, хромування, лудіння (Sn)

• електроліз розчинів та розплавів електролітів
• способи використання електролізу: гальваностегія і гальванопластика.

 

 

Тема 16.Лужні метали і Кальцій та їх сполуки.

 

• місце лужних і лужно-земельних металів у періодичній системі,

представники їх

• електронні структури лужних та лужно-земельних Ме та їх йонів
• число електронів на зовнішньому енергетичному рівні для елементів цих груп
• фізичні властивості лужних і лужно-земельних Ме
• хімічні властивості лужних та лужно-земельних Ме
• добування цих Ме (електроліз розплавів солей)
• якісні реакції на Na⁺, K⁺, Ca²⁺
• природні сполуки калію, натрію, кальцію, їх назви
• ступені окиснення характерні для лужних та лужно-земельних Ме
• твердість води, її види
• солі, що визначають твердість води
• методи усунення твердості води

 

Тема 17.Алюміній і Ферум та їх сполуки.

 

• місце знаходження Алюмінію в періодичній системі
• кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні в АІ
• фіз..властивості алюмінію(особливості )
• електронна формула АІ,а також АІ³⁺
• ступені окиснення характерні для АІ
• хім..властивості АІ як перехідного елементу
• явище алюмотермії
• оксид та гідроксид АІ, амфотерні властивості
• добування АІ, сплави алюмінію: дюраль, силумін +
• природні сполуки алюмінію
• місце знаходження Феруму в періодичній системі
• кількість електронів на зовн.енергетичному рівні в Ферумі
• електронна формула атома Fe, йонів Fe²⁺ і  Fe³⁺
• С.О. характерні для Феруму
• Фіз..властивості заліза (особливість – намагнічування)
• хім.властивості заліза
• оксиди та гідроксиди Феруму,хім..властивості
• забарвлення гідроксидів Феруму
• якісні реакції на Fe(II) I Fe(III) – жовта та червона кров′яні солі
• природні сполуки Феруму,їх назви.

 

2.3.Неметалічні елементи.

 

Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.

 

• особливості будови атомів неметалів
• місце знаходження атома Гідрогену в періодичній системі
• характерні С.О. для атома Н в формулах
• фіз..властивості водню
• хім. властивості водню
• добування водню у промисловості і лабораторії
• Гідроген – елемент Всесвіту
• Галогени у періодичній таблиці
• Характерні С.О. елементів галогенів
• Електронні формули галогенів та їх йонів
• Фіз..властивості галогенів (агрегатний стан, забарвлення)
• Хім.властивості хлору, добування хлору у промисловості і у лабораторії, застосування(як дезінфектанта) +
• Хлоридна кислота: фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування
• Якісна реакція на хлоридну кислоту та її солі (їх забарвлення)
• Оксигеновмісні сполуки Хлору: оксиди, кислоти та солі, їх назви та формули
• Природні сполуки галогенів, їх назви

 

 

Тема 19. Оксиген і Сульфур та їх сполуки.

 

• місце знаходження Оксигену у періодичній системі
• характерні С.О. Оксигену у формулах
• алотропні видозміни О: кисень і озон

–    застосування озону як дезінфектанта +

• фіз..властивості кисню та озону
• хім..властивості кисню
• добування кисню у промисловості і в лабораторії(всі можливі реакції)
• місце знаходження атома Сульфуру в періодичній системі
• С.О. характерні для Сульфуру
• Алотропні видозміни Сульфуру: кристалічна сірка ( S₈ ,циклічна форма), пластична сірка ( S_n    , лінійна форма)
• сірка: фіз.. та хім.. властивості, добування і застосування сірки
• сірководень, сульфідна кислота: фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування(мінеральна вода із специфічним запахом)
• якісна реакція на сульфідну кислоту та її солі
• оксиди Сульфуру: формули, назви, фіз.. та хім..властивості, добування та застосування
• сульфітна кислота та її солі, формули та назви
• сульфатна кислота: формула, фіз.. та хім.. властивості (розведена і концентрована)
• якісна реакція на сульфатну кислоту та її солі
• добування у промисловості (із піриту – 3 стадії з рівняннями)
• застосування сульфатної кислоти

 

 

 

 

Тема 20. Нітроген і Фосфор та їх сполуки.

 

• Розміщення Нітрогену в періодичній системі
• С.О. Нітрогену у формулах, валентність Нітрогену у сполуках
• Азот: будова молекули, фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування (добування у лабораторії при розкладі амоній нітриту) +
• Амоніак: будова молекули, фіз.. та хім.. властивості, добування у промисловості та лабораторії, застосування(хім..властивості: окиснення амоніаку купрум (ІІ) оксидом). +
• Солі амонію: назви, фіз.. та хім.. властивості, добування солей амонію
• Якісна реакція на йон-амонію
• Оксиди Нітрогену: формули, класифікація оксидів Нітрогену, фіз.. та хім.. властивості
• «бурий газ»
• Нітратна кислота: фіз.. та хім.. властивості (розведена та концентрована)
• Добування нітратної кислоти у промисловості (з амоніаку – 3 стадії з рівняннями), застосування
• Нітрати (селітри) їх властивості (реакції розкладу), добування та застосування
• Основні азотні добрива
• Фосфор – розміщення у періодичній системі
• Алотропні видозміни Р: білий фосфор Р₄ і червоний фосфор
• Фосфор: фіз..та хім.. властивості
• Добування фосфору у промисловості (реакція з фосфориту)
• Фосфін: формула, добування
• Оксиди фосфору: фіз.. та хім.. властивості
• Кислоти фосфору: формули і назви
• Фосфатна кислота: фіз.. та хім.. властивості
• Якісна реакція на фосфатну кислоту та її солі
• Кислі та середні солі фосфатної кислоти: формули, назви
• Природні сполуки фосфору
• Основні фосфорні добрива

 

Тема 21. Карбон і Силіцій та їх сполуки.

 

• Карбон і Силіцій: місце знаходження у періодичній системі

С.О. Карбону та Силіціюу сполуках

• Алотропні видозміни Карбону (застосування і фіз..властивості)
• Оксиди Карбону: СО і СО₂
• СО – назви, фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування
• СО₂ – назви, фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування
• Карбонатна кислота: хім.. властивості, добування та застосування
• Карбонати і гідроген карбонати: формули, назви, хім.. властивості, застосування
• Якісна реакція на карбонат-йон і гідроген карбонат-йон
• Кремній: алотропні видозміни, хім.. властивості, добування
• Оксид Силіцію: фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування
• Силікатна кислота: фіз.. та хім.. властивості, добування та застосування
• Найважливіші силікати
• Скло, його види ( віконне, тугоплавке, кришталеве): формули, добування (основні речовини)
• Природні сполуки Карбону і Силіцію, їх назви і формули

 

 

Розділ 3.Органічна хімія.

 

3.1. Вуглеводні.

 

Тема 22. Насичені вуглеводні.

 

• елементи-органогени
• теорія хім..будови органічних сполук: основні положення, вчений
• види формул: емпірична,структурна,електронна)
• ізомери, ізомерія: визначення приклади
• види ізомерії: структурна (розгалуження у вуглеводневому ланцюзі,розміщення кратних зв’язків,розміщення функціональних груп) і геометрична ізомерії
• алкани: визначення, загальна формула
• назви, формули 10 алканів
• гомологи,гомологічна різниця: визначення, приклади
• назви і формули радикалів алканів
• номенклатура алканів (систематична,міжнародна,номенклатура IUPAC і тривіальна, історична), локанти, родоначальна структура, замісники.
• Первинні, вторинні , третинні і четвертинні атоми Карбону
• sp³– гібридизація, σ-зв’язок (види хім.зв’язку),його довжина і кут
• фіз..властивості алканів (агрегатний стан)
• хім..властивості алканів: реакції заміщення (галогенування, нітрування),ізомеризації,розкладу,окиснення-горіння
• умови проведення хім..реакцій для алканів
• добування алканів та застосування ( добування метану реакцією натрій ацетату з натрій гідроксидом при сплавлянні) +
• реакція Вюрца
• циклоалкани: загальна формула,їх представники
• фіз..та хім..властивості циклоалканів (особливості)
• добування та застосування цикоалканів

 

 

 

 

 

 

Тема 23. Ненасичені вуглеводні.

 

• алкени: визначення, загальна формула
• номенклатури алкенів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• радикали алкенів: назви та формули
• ізомерії характерні для алкенів (структурна і геометрична)
• визначення числа структурних ізомерів для алкенів за формулою
• будова алкенів, sp²-гібридизація, σ і π-зв’язки,їх довжина і кут
• фіз..властивості (агрегатний стан)
• хім..властивості: реакції приєднання (гідрування,галогенування, гідро галогенування,гідратації і полімеризації), реакції окиснення-горіння
• якісні реакції на алкени
• умови проведення реакцій для алкенів
• правило Марковникова, прикладли
• добування та застосування алкенів
• алкіни: визначення, загальна формула
• будова алкінів, sp-гбридизація, σ і 2π-зв’язки,довжина і кут
• номенклатури алкінів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• визначення числа структурних ізомерів алкінів за формулами
• фіз..властивості алкінів
• хім..властивості алкінів: реакції приєднання (гідрування,хлорування,гідро галогенування,гідратації,полімеризації) і реакції окиснення-горіння
• реакція Кучерова
• особливості реакцій приєднання для алкінів
• реакція заміщення для алкінів (реакція з арґентум нітратом)
• якісні реакції на алкіни як ненасичені вуглеводні
• добування ацетилену у промисловості і в лабораторії
• застосування алкінів (ацетилену)

 

Тема 24. Ароматичні вуглеводні.

     –    арени: визначення, загальна формула

• формули бензену: Кекуле і сучасна, спряження, sp²-гібридизація, довжина зв’язку
• номенклатури аренів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• визначення за формулою, речовини, що відносяться до аренів
• визначення числа структурних ізомерів аренів
• радикали аренів: назви , формули
• фіз..властивості (агрегатний стан)
• хім..властивості бензену: реакції заміщення ( галогенування, нітрування), реакції приєднання (галогенування, гідрування), реакції окиснення-горіння
• умови проведення хім..реакцій для бензену
• гомологи бензену (толуен): фіз.. та хім.. властивості
• особливості хім..реакцій толуену у порівнянні з бензеном (реакції

галогенування і нітрування)

• добування аренів (бензену і толуену) і їх застосування
• стирен

 

 

Тема 25. Природні джерела вуглеводнів.

 

• види природніх джерел вуглеводнів
• природний газ: його вклад, застосування
• попутний нафтовий газ: його склад, застосування
• нафта : її склад
• методи переробки нафти
• ректифікаційна перегонка нафти і її продукти
• вакуумна перегонка мазуту
• крекінг: термічний та каталітичний
• склад бензинів термічного і каталітичного крекінгів
• риформінг або ароматизація
• детонаційна стійкість бензинів (А-72 – А-98)
• коксування кам’яного вугілля і його продукти, використання їх
• склад кам’яновугільної смоли

 

 

3.2.Оксигеновмісні органічні сполуки.

 

Тема 26. Спирти  і феноли.

 

• спирти: визначення, загальна формула
• функціональна група, функціональна група спиртів
• класифікація спиртів
• насичені одноатомні спирти, загальна формула
• первинні, вторинні, третинні одноатомні спирти
• номенклатури одноатомних спиртів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• фіз.. властивості спиртів, водневий зв’язок
• хім..властивості спиртів: реакції з натрієм, з НСІ, реакції дегідратації (міжмолекулярна і внутрішньо молекулярна),окиснення-горіння
• умови проведення реакцій для спиртів
• етери: формули, назви
• добування одноатомних спиртів та їх застосування
• багатоатомні спирти: гліцерин і етиленгліколь
• фіз.. та хім.. властивості багатоатомних спиртів
• реакція з нітратною кислотою
• якісна реакція на багатоатомні спирти
• добування багатоатомних спиртів та їх застосування
• феноли, визначення
• фенол: будова молекули , формула
• відмінність фенолів від ароматичного спирту
• функціональна група фенолу
• фіз.. властивості фенолу
• хім..властивості фенолу (їх особливості у порівнянні із спиртами і бензеном – реакції галогенування і нітрування)
• якісна реакція на фенол
• добування та застосування фенолу

 

Тема 27. Альдегіди, карбонові кислоти й естери

 

• альдегіди: визначення, загальна формула
• функціональна карбонільна група альдегідів
• номенклатури альдегідів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• визначення числа структурних ізомерів за формулами
• фіз.. властивості (особливі)
• хім.. властивості альдегідів: реакції приєднання (гідрування, гідро галогенування), окиснення-горіння
• якісні реакції на альдегіди: реакції «срібного» і «мідного» дзеркала
• добування альдегідів та їх застосування
• карбонові кислоти, визначення, загальна формула
• функціональна карбоксильна група карбонових кислот
• класифікація карбонових кислот
• номенклатури карбонових кислот
• фіз.. властивості кислот, водневий зв’язок
• хім.. властивості кислот
• реакції етерифікації
• особливості мурашиної кислоти у будові і властивостях
• добування та застосування карбонових кислот
• представники різних класів карб.кислот (вищі насичені, ненасичені, двоосновні, ароматичні, оксикислоти), формули, назви
• мило: формули, назви, одержання
• склад твердого та рідкого мила
• естери, склад, загальна формула
• естерна група
• номенклатури естерів
• фіз.. та хім.. властивості естерів
• реакція гідролізу, омилення естерів
• добування та застосування естерів
• жири, склад, загальна формула
• класифікація жирів,склад рідких та твердих жирів
• фіз.. та хім.. властивості жирів
• реакція омилення та гідрування жирів
• добування та застосування жирів

 

 

 

 

 

 

 

Тема 28. Вуглеводи

 

• вуглеводи, їх загальна формула
• класифікація вуглеводів
• основні моносахариди: глюкоза, фруктоза, рибоза, дезоксирибоза
• глюкоза, її формули, функціональні групи
• фіз. та хім. властивості глюкози
• 3 якісні реакції на глюкозу
• Реакція з спиртами
• Реакції бродіння глюкози
• добування та застосування глюкози
• основні представники дисахаридів: мальтоза, сахароза, лактоза
• сахароза, її формула , склад
• фіз. та хім. властивості сахарози
• реакція гідролізу та її продукти
• добування та застосування сахарози
• реакція фотосинтезу
• полісахариди: крохмаль і целюлоза
• крохмаль: формула, склад, будова, фіз.. та хім.. властивості
• якісна реакція на крохмаль
• реакція ступінчастого гідролізу крохмалю та її продукти
• добування та застосування крохмалю
• целюлоза: формула, склад, будова, фіз.. та хім..властивості
• реакція нітрування та етерифікації та їх продукти
• відмінність між крохмалем та целюлозою
• добування та застосування целюлози

 

3.3.Нітрогеновмісні органічні сполуки.

 

Тема 29. Аміни.

 

• аміни , визначення, загальна формула
• функціональна аміно групи
• класифікація амінів
• номенклатури амінів, локанти, родоначальна структура, замісники.
• визначення числа структурних ізомерів за формулами
• аміни – органічні основи
• фіз. властивості амінів
• насичені аміни: хім. властивості
• ароматичні аміни (анілін): хім.. властивості (особливості реакцій галогенування і нітрування у порівнянні з бензеном)
• відмінність між насиченими і ароматичними амінами у будові та властивостях
• сила основності амінів
• реакція Зініна
• добування та застосування амінів

Тема. 30. Амінокислоти і білки.

 

• амінокислоти: будова, склад, загальна формула
• 2 функціональні групи амінокислот
• класифікація амінокислот
• номенклатури амінокислот
• назви ά-амінокислот
• амінокислоти як амфотерні органічні сполуки
• фіз.. властивості
• хім.. властивості амінокислот ( по аміно і карбоксильній групах)
• відмінність амфотерних неорганічних сполук і амінокислот як амфотерних орг.. сполук за властивостями
• реакція поліконденсації, пептиди
• добування та застосування амінокислот
• Білки: будова, склад, загальна формула
• Пептидний зв’язок і пептидна група
• структури білків
• хім.. властивості білків: денатурація, ренатурація, гідроліз білків та його продукти
• кольорові реакції на білки
• добування та застосування білків

 

 

 Тема 31. Нуклеїнові кислоти.

 

• нуклеїнові кислоти: будова і склад
• будова і склад нуклеозидів та нуклеотидів
• види нуклеїнових кислот
• РНК, її склад
• ДНК, її склад
• принцип компліментарності, приклади
• структури РНК і ДНК
• функції РНК і ДНК в організмі

 

Тема 32. Високомолекулярні сполуки і полімерні матеріали на основі них.

• ВМС: назви, склад, загальна формула
• Основні поняття ВМС: мономер, полімер, структурна ланка, ступінь полімеризації
• види реакцій синтезу ВМС: полімеризації, співполімеризації, поліконденсації
• групи ВМС: пластмаси, каучуки, синтетичні волокна
• пластмаси, їх типи, основні представники пластмас: поліетилен, поліпропілен, полівінілхлорид, полістирол
• каучуки: основні преставники каучуків: бутадієновий і ізопреновий каучуки; цис- і транс-форми каучуків
• дієнові вуглеводні, їх назви, основні представники: дивініл, ізопрен
• синтетичні волокна: види, основні представники: капрон.

 

 

Тема 33. Типи розрахункових задач.

–    знаходження масових відношень хім.елементів за формулою речовини

–    обчислення маси елемента за відомою масою речовини (і навпаки)

• знаходження масової частки хім.елементу за формулою речовини
• знаходження маси, об’єму, кількості речовини за хім.. рівняннями
• розрахунки за термохімічними рівняннями
• розрахунки за правилом Вант-Гоффа
• розрахунки на зміщення хім.. рівноваги
• задачі на домішки
• задачі на вихід продукту реакції
• задачі на надлишок та недостачу
• задачі на виведення формули речовини за відомими масовими частками хім.. елементів та відносною густиною +
• задача на виведення формули речовини за відомими продуктами згоряння і відносною густиною +
• задачі на виведення формули речовини за відомими масовими відношеннями хімічних елементів +
• розрахунки за формулами молярної маси, молярного об’єму, числа Авогадро, відносної густини газів
• знаходження масової частки розчиненої речовини у розчині
• задачі на молярну концентрацію(молярність)
• задачі на суміш речовин
• задачі на металічну пластинку

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Систематизований теоретичний курс хімії

(підготовка до ЗНО)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

І.Загальна хімія

 

Тема 1. Основні поняття хімії.

Хімія – це наука про речовини, їх властивості і перетворення, що відбуваються

між ними.

Речовини – це все те , із чого складаються предмети (тіла) , що нас оточують в

навколишньому середовищі.(Певний вид матерії).

Матеріал – це речовина, яку використовують для одержання різних предметів і

продуктів.

Молекула – це найменша частина речовини, яка зберігає її властивості.

Атом – це найменша частинка молекули, що складається із ядра та електронів.

Хімічний елемент – це певний вид атомів, який має однаковий заряд ядра.

Проста речовина – це речовина, молекула якої складається з одного виду атомів (H₂, O₂ , P₄, S₈, Ca і т.д.).

Складна речовина (сполука) – це речовина, молекула якої складається із кількох видів атомів.

Чиста речовина – це речовина, що складається з одного виду молекул(без

домішок) ( кисень, вода, залізо). Кожна чиста речовина має тільки свої

фізичні та хімічні властивості.

Суміш – це сукупність кількох речовин. Суміші не мають властивостей. Кожну

речовину суміші можна розділити.

Методи розділення сумішей:

• випарювання (Розчин цукру, солі у воді);
• фільтрування (суміш води і крейди або глини);
• відстоювання (суміш води і крейди або глини);
• перегонка або дистиляція (суміш води і спирту або оцту, перегонка природної води);
• дія магнітом (суміш заліза з іншими металами).

Відносна атомна маса елементів –  це відношення маси атомів елементів до 1/12

маси атома Карбону( нукліду ¹²С).    1/12 маси С = 1 а.о.м.(атомна

Позначається – Аr                                                              одиниця маси)

Одиниці вимірювання – безрозмірна величина або а.о.м.

Аr(О) = 16.         або 16 а.о.м.

Відносна молекулярна маса речовини –  це відношення маси молекули

речовини до 1/12  маси атома Карбону( нукліду ¹²С).

Позначається – Мr

Одиниці вимірювання – безрозмірна величина або а.о.м.

Мr(О₂) = 32.      або 32 а.о.м.

Обчислюється відносна молекулярна маса речовина за формулою як сума

            відносних атомних мас елементів із врахуванням індексів.

Мr(СО₂) = Аr(С)  + 2 Аr(О) = 12 + 2·16 = 44.

Полярність – це несиметричність розміщення спільних  пар  електронів у

молекулі між двома атомами неметалів , яка приводить до

утворення різнойменно заряджених частин молекул.

Енергія йонізації  – енергія необхідна для відриву найслабкішого електрона в

атомі з утворенням катіону( X  → X⁺  +  e)

Кількість речовини – фізична величина, що означає кількість структурних частинок (молекул, атомів , йонів),  з яких складаються речовини.

Позначається –   ν    або    n

Одиниці –    моль.

 

Молярна маса – фізична величина, що означає відношення маси речовини до

кількості речовини.

Позначається:  М                m

              Формула:                    М= ——

                                                               ν

одиниці:  г/моль

 

Молярний об’єм газів –  фізична величина, що означає відношення об’єму газу

до кількості речовини газу.

Позначається:    V_m                               V

Формула:                         V_m = ——

ν

Одиниці:   л/моль

 

Число Авогадро – фізична величина , яка показує число частинок  речовини в

одному молі її

Позначається:   N_A                    N

                      Формула:                  N_A = ——–

ν

Одиниці:    1/ моль  або  моль^-1       N_A = 6,02·10²³ моль^-1    

 

Відносна густина газів – фізична величина , що означає відношення  молярної

маси газів  до молярної маси взятого за зразок.

Позначається:  D

Три види відносної густини газів:

М(газу)

D(О₂) = ——-         ;

32

 

М(газу)

D(Н₂) = ——-         ;

2

 

М(газу)

D(повітря) = ——- ;

29

Відносну густину використовують для визначення молярної маси газу:

 

М(газу) = D(H₂) · 2;          М(газу) = D(О₂) · 32;         М(газу) = D(повітря) · 29;

Запам’ятай

 

                    V             V                     m             m              N          N

V_m = ——   ν =——-;     M = ——-     ν = —- ; N_A= —–   ν = —- ; якщо

ν             V_m                    ν                M          ν             N_A

 

 

V       m                m        N            V    N

ν = ν;  то   —- = —– ;  або  —– = —-    або —-  = —–

V_m    М                М   N_A                   V_m         N_A

 

Маса 1 моль = Мr;        Об’єм 1 моль газу = 22,4 л;    1 моль речовини = 6,02·10²³ молекул

 

Приклади задач:

Задача 1.

Яка маса 5 моль натрій оксиду?  (В: 310 г).

Задача 2.

Яка кількість речовини міститься у газі водню об’ємом 112 л (н.у.)? (В: 5 моль )

Задача 3.

Скільки молекул міститься у кисні кількістю речовини 2 моль? ( В:   N= 12,04·10²³молекул).

Задача 4.

Яка маса газу кисню об’ємом 56 л (н,у,). (В: m = 80 г)

Задача 5

Яка відносна густина за киснем газу СО₂ ?  (D(О₂) = 44.

Задача 6.

Яка молярна маса газу якщо відносна густина за киснем дорівнює 2.

В:  М(газу=64г/моль)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 2. Основні  закони хімії.

 

Закон постійності складу речовин

«Склад речовини постійний не залежно від способу її добування і місця знаходження у природі». Французький вчений Пруст. Використовується для написання формул речовин.

 

Закон збереження маси речовин під час хімічних реакцій

«Маси речовин до реакції дорівнюють масі речовин після реакції». Російський вчений Ломоносов. Використовується для запису рівнянь реакцій і їх зрівнювання.

 

Закон Авогадро (тільки для газів)

«В рівних об’ємах різних газів при однакових умовах міститься однакове число молекул». Італійський вчений Авогадро. Використовується для визначення молярного об’єму, відносної густини газів.

 

Закон об’ємних відношень газів

«Об’єми газів  , що вступають в реакцію і утворюються  внаслідок неї є співвідношенням простих цілих чисел». Французький вчений Гей-Люсак. Використовується для знаходження об’ємів газів за рівняннями реакцій, якщо всі речовини і вихідні і продукти реакцій є тільки газами.

N_2(г)  +   3H_2(г)  =  2NH_3(г)                    не тільки

1 моль  N₂   +   3моль H₂    =  2 моль NH₃  ,     а також

1 V  N₂   +   3 V H₂    =  2 V NH₃       (V = мл, л, дм³, м³)

 

Періодичний закон

Менделєєвське формулювання: «Властивості хімічних елементів, а також сполук утворених ними перебувають у періодичній залежності від їх атомних мас».

Сучасне формулювання: «… від заряду ядра атома».

 

Принцип Ле Шательє

«При  зміні зовнішніх умов (концентрації, температури і тиску) хімічна рівновага оборотної реакції зміщується у той бік, де цей вплив є найменшим»

Французький вчений  Ле Шательє. Використовується для зміщення хімічної рівноваги оборотної реакції.

 

 

 

 

 

Тема 3. Хімічні реакції.

Хімічна реакція (хімічне явище) – це реакція, під час якої відбувається перетворення одних речовин в інші. Хімічна реакція записується хімічним рівнянням. Речовини у лівій частині рівняння називаються вихідними речовинами або реагентами, а у правій частині – продукти реакцій.

Відомо 14 типів хімічних реакцій за такими ознаками:

І. за числом вихідних речовин і продуктів реакцій:

1. Реакція сполучення – це реакція, під час якої із кількох речовин

утворюється тільки одна складна речовина

C  +  O₂  =  CO₂

CaO  +   CO₂  =  CaCO₃

2CO  +  O₂   =  2CO₂

2. 2. Реакція розкладу (розкладання) – це реакцій, під час якої з однієї складної

утворюються декілька  речовин.

2Н₂О  =  2Н₂  +  О₂

СаСО₃  =  СаО  +  СО₂

2KClO₃  =  2KCl  +  3O₂

3. 3. Реакція обміну – це реакція між двома складними речовинами, внаслідок

якої складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

NaOH  +  HCl  =  NaCl  +  H₂O

4. Реакція заміщення – це реакція між простою і складною речовиною,

внаслідок якої проста речовина заміщує один із атомів у складній

речовині.

Zn  +  2HCl  =  ZnCl₂  +  H₂

ІІ. За зміною ступеня окиснення елементів.

1. Реакція окисно-відновна – це реакція, яка відбувається із зміною ступенів

окиснення  одних і тих самих елементів у вихідних речовинах і

продуктах реакцій

4Р⁰  +  5О₂⁰  =  2Р₂⁺⁵О₅^-2

Р⁰  –  5е    =  Р⁺⁵                  4  – реакція окиснення

20

О₂⁰  +  4е  =  2О^-2            5 – реакція відновлення

Р⁰  – відновник;

О₂⁰  – окисник.

2. Реакція йонного обміну – це реакція між йонами в розчинах електролітів, яка відбувається в напрямку зв’язування йонів з утворенням:

А) осаду;

Б) газу;

В)  малодисоційовану речовину (Н₂О).

NaOH  +  HCl  =  NaCl   +  H₂O

Na⁺  +  OH^–  +  H⁺  +  Cl^–  =  Na⁺  +  Cl^–  +  H₂O

H⁺  +  OH^–   =   H₂O

 

 

 

 

ІІІ. За використанням каталізатора.

1. Реакція каталітична – це реакція, яка відбувається тільки в присутності

       каталізатора.

 

Fe                                      V₂O₅                                 MnO₂

N₂  +  3H₂  ↔  2NH₃       2SO₂  +   O₂  ↔    2SO₃             2H₂O₂ === 2H₂O  +  O₂

Pt                                                    H₂O

4NH₃  +  5O₂ ==== 4NO  +  6H₂O              2Al  + 3I₂  === 2AlI₃

 

2. 2. Реакція некаталітична – це реакція, яка відбувається без каталізатора

С  +  O₂  =  CO₂

1. IV. За тепловим ефектом реакції:

Тепловий ефект реакції – це кількість виділеної або поглинутої теплоти (різниця між енергіями продуктів реакції і енергіями вихідних речовин). Він завжди записується у правій частині хімічного рівняння із знаком «+» чи «-« і вимірюється у кДж, а також у кДж/моль(при цьому необхідно враховувати коефіцієнт перед формулою у рівннянні реакції). Наприклад:Тепловий ефект реакції горіння фосфору становить: 3200 кДж чи 800кДж/моль

4Р  +  5О₂  =  2Р₂О₅  + 3200кДж        або ∆Н= -3200кДж

4Р  +  5О₂  =  2Р₂О₅  +4 ∙ 800кДж/моль      або ∆Н= -3200кДж

1. Реакція екзотермічна – це реакція, що відбувається з виділенням тепла.

C  +   O₂  =  CO₂  +  240 кДж;  або  С  +  О₂  =  СО₂;  ∆Н= -240кДж

2. Реакція ендотермічна – це реакція, що відбувається з поглинанням тепла.

СаСО₃  =  СаО  +  СО₂ – 180кДж; або СаСО₃  =  СаО  +  СО₂; ∆Н= +180кДж

1. V. За оборотністю реакції:
2. Реакція оборотна – це реакція, яка відбувається у двох взаємно протилежних напрямках одночасно.

пряма

2SO₂  +  O₂         ↔        2SO₃

зворотна

Оборотна реакція поділяється на:

1. пряма
2. зворотна.
3. Реакція необоротна – це реакція, яка відбувається тільки в одному напрямку

зліва направо.

С  +  О₂  =  СО₂;    або  С  +  О₂  →  СО₂   або  С  +  О₂  →  СО₂

1. VI. За агрегатним станом вихідних речовин:
2. Реакція гомогенна – це реакція, в якій вихідні речовини є в однакових

агрегатних станах.

Fe_(тв.) +  S_(тв.)  =  FeS ;      2Н_2(г.)  + О_2(г.)  =  2Н₂О.

2. Реакція гетерогенна – це реакція, в якій вихідні речовини є в різних агрегатних станах.

С_(тв.)  +  О_2(г.)  =  СО₂;        2Na_(тв.)  +  2Н₂О_(рід.)  =  2NaOH  +  H₂↑

 

Виняток:

Тільки в каталітичній реакції, якщо вихідні речовини є в однакових агрегатних станах, а каталізатор в іншому, то це тільки гетерогенна реакція.

Fe_(тв.)

N_2(г.)  +  3Н_2(г.)     ↔   2NH₃

 

 

 

Швидкість хімічних реакцій

 

Швидкість хімічних реакцій – це відношення зміни концентрації однієї з вихідних речовин до зміни часу.

∆С

Формула: ύ_(х.р.) = —–;   Одиниці:  моль/л·с

∆t

ν

де: ∆С =  С_поч. –  С_кінц. , а С_m – молярна концентрація;  С_m = ——- ;   моль/л

(тільки для газів і розчинів)                                                   V_(р-ну)

∆ t = t_кінц. – t_поч.

Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції:

1. від природи реагуючих речовин (чим активніша речовина, тим швидкість реакції є більшою).
2. від подрібненості (тільки для твердих речовин) ( чим більш подрібнена

речовина тим швидкість гетерогенної реакції є більшою).

3. від каталізатора (каталізатори – це речовини, які прискорюють

швидкість хімічної реакції, але при  цьому не витрачаються; інгібітори –

це речовини, які сповільнюють швидкість хімічної реакції).

4. від концентрації ( тільки для газів та розчинів).

Від концентрації швидкість хімічної реакції залежить за законом діючих  

     мас: «Швидкість хімічної  реакції прямо пропорційна

 добутку концентрацій вихідних речовин у степенях коефіцієнтів»

N_2(г.)  +  3Н_2(г.)     ↔   2NH₃

• ύ_(х.р.) = k·С(N₂) C³(H₂) , де k – константа хім.реакції, постійна

величина для даної реакції.

С_(тв.)  +  О_2(г.)  =  СО₂;

• ύ_(х.р.) = k·С(О₂)

5. від температури. Від температури швидкість хім..реакції залежить за

     правилом Вант-Гоффа: «При збільшенні температури на кожні 10⁰

швидкість хім..реакції зростає в 2-4 рази».

                                              _{t(кінц.) – t(поч.)}

ύ_{(кінцева)}                     ^{————————-}

———– ==  γ                   ¹⁰ 

ύ_{(початкова)}

 

де: γ – температурний коефіцієнт, що дорівнює 2-4.

Задача.

Як зміниться швидкість хім..реакції при збільшенні температури від 60⁰ до 90⁰ , якщо температурний коефіцієнт дорівнює 2.

 

  _{t(кінц.) – t(поч.)}

ύ_{(кінцева)}                ^{————————-}                           ύ_{(кінцева)}                 ^90-60

———– ==  γ        ^{10                                             —————–}  == 2  ¹⁰     = 2³ = 8.                                                                      ύ_{(початкова)}                                               ύ_{(початкова)}                

 

 

Хімічна рівновага

 

Хімічна рівновага характерна тільки для оборотніх реакцій. Хімічна

 рівновага – це стан оборотної реакції, коли швидкість  прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Хім..рівновага для практичної діяльності людини є не вигідною тому, що утворюються і продукти реакції і вихідні речовини. Хім..рівновагу необхідно змістити або в бік прямої реакції, або в бік зворотної реакції. ЇЇ можна змістити користуючись принципом Ле Шательє.

Фактори, що впливають на зміщення хім..рівноваги:

І. від концентрації. При збільшенні  концентрації вихідних речовин

хім..рівновага зміщується в бік прямої реакції, а при підвищенні

           концентрації продуктів реакції – в бік зворотної реакції і навпаки.

Наприклад:       2SO₂  +  O₂         ↔        2SO₃

С(SO₂) або C(O₂)  > то хім..рівновага зміщується в бік прямої реакції

С(SO₃)   > то хім..рівновага зміщується в бік зворотньої реакції і навпаки.

ІІ. Від температури. При підвищенні температури хім..рівноваги зміщується

           в бік ендотермічної реакції, а при пониженні температури – в бік

екзотермічної реакції.

Наприклад:     N_2(г.)  +  3Н_2(г.)     ↔   2NH₃  +  QкДж

Температуру >, то хім.рівновага зміщується в бік зворотньої реакції.

Температуру < , то хім..рівновага зміщується в бік прямої реакції.

ІІІ. Від тиску (тільки для газів). При підвищенні тиску хім..рівновага

           зміщується в бік зменшення об’ємів газоподібних продуктів і навпаки.

            N_2(г)  +   3H_2(г)  ↔  2NH_3(г)                   

 1 моль  N₂   +   3моль H₂    ↔  2 моль NH₃  ,

1 V  N₂   +   3 V H₂    ↔  2 V NH₃ 

4V  ↔  2V

Тиск > , то хім.рівновага зміщується в бік прямої реакції.

Тиск < , то хім.рівновага зміщується в бік зворотньої реакції.

Виняток:                 N_2(г)  +   О_2(г)  ↔  2NО_(г)                    

1 V  N₂   +   1 V О₂    ↔  2 V NО 

2V  ↔  2V

Якщо об’єми вихідних речовин і продуктів реакції є однаковими, то тиск не впливає на зміщення хім..рівноваги.

 

 

Тема 4. Загальні характеристики розчинів.

 

Розчин – це суміш, що складається з двох компонентів:

1. розчиненої речовини (р.р.)
2. розчинника (р-ка)

В залежності від кількості розчиненої речовини і розчинника  розчини поділяються:

1. насичені розчини – це розчини, в яких не може додатково розчинитися розчинена речовина при даній температурі.

2.ненасичені розчини – це розчини, в яких може додатково розчинитися розчинена речовини при даній температурі.

3. концентровані розчини – це розчини, в яких багато розчиненої речовини, аде мало розчинника (води).
4. розведені або розбавлені розчини – це розчини, в яких мало розчиненої речовини, а багато розчинника (води).

Процес при якому розчиняємо розчинену речовину в розчиннику(воді)

називається процесом розчинення.

При розчиненні речовини у воді відбувається взаємодія молекул води з молекулами розчиненої речовини і цей процес називається гідратацією.

У розчині молекули розчиненої речовини зв’язані з певною кількістю молекул води і ці сполуки називаються гідрати. Але вода може входити до складу солей у твердому кристалічному стані і це є кристалогідрати, а вода в них називається кристалізаційною водою.

Приклади найважливіших кристалогідратів і їх назви:

1. CuSO₄·5H₂O – мідний купорос; купрум (ІІ) сульфат, пентагідрат
2. FeSO₄·7H₂O – залізний купорос; ферум (ІІ) сульфат, гептагідрат
3. Na₂CO₃·10H₂O – кристалічна сода; натрій карбонат, декагідрат
4. CаSO₄·2H₂O – гіпс; кальцій сульфат, дигідрат.

Задача 1.

Знайти відносну молекулярну масу мідного купоросу.

Задача 2.

Скільки молекул кристалізаційної води входить до складу однієї формульної одиниці кристалогідрату, якщо при  прожарюванні певної кількості його було одержано натрій сульфат масою 21,3 г та воду масою 27 г.

Різні речовини по різному розчиняються у воді при даній температурі, тому для кількісної характеристики процесу розчинення вводять поняття «розчинність» або «коефіцієнт розчинності».

Розчинність – це певна маса розчиненої речовини, що може розчинитися в  100 г води при даній температурі.

В залежності від розчинності всі речовини поділяються на:

1. Розчинні (більше 100 г р.р. на 100 г води)
2. малорозчинні (від 1г до 10 г р.р. на 100 г води)
3. нерозчинні (менше 0,01 г р.р. на 100 г води)

Розчинність переважної більшості твердих речовин зростає із збільшенням температури і навпаки.

Розчинність газів із  пониженням температури і підвищенням  тиску зростає і навпаки із збільшенням температури і зниженням тиску спадає(всі газовані напої охолоджуємо перед використанням)

Дисперсні системи – це суміші в яких одна речовина рівномірно розміщена в іншій речовині. Дисперсні системи складаються з двох компонентів:

1. дисперсна фаза (подібно як розчинена речовина в розчині)
2. дисперсне(дисперсійне) середовище (подібно як розчинник).

 Дисперсна система в залежності від розмірів дисперсної фази поділяються на:

1. Істинні розчини – дисперсні системи в яких розмір частинок дисперсної фази менше 1 нм.

Наприклад: розчин цукру, солі, спирту у воді; повітря, сплави металів. Для  істинних розчинів характерна властивість – однорідність.

2. Колоїдні розчини(колоїди) – дисперсні системи в яких розмір частинок дисперсної фази є від 1 до 100 нм.

Наприклад: білок яйця, мармелад, желе, холодець. Колоїди подібні до істинних розчинів однорідністю (прозорістю), але відрізняються від них тим, вже під мікроскопом видно частинки дисперсної фази. А також при довгому стоянні випадають в осад і ефект Тиндаля.

3. Грубодисперсні системи (суспензії і емульсії) – дисперсні системи в яких розмір частинок дисперсної фази більше 100 нм.

Наприклад: суспензія (тверда нерозчинна речовина у воді)

Суміш глини, крейди у воді.

Емульсія (рідка нерозчинна речовина у воді)

Суміш олії, бензину у воді.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 5. Кількісні характеристики розчинів .

 

Щоб кількісно визначити саме масу розчиненої речовини у розчині вводять поняття «масова частка  розчиненої речовини у розчині»

Масова частка розчиненої речовини у розчині – це фізична величина ,що означає відношення маси розчиненої речовини до маси розчину.

Позначається:  ώ(р.р.)

m(р.р.)

Формула:      ώ(р.р.)=————– ·100%

m(р-ну)

 

Одиниці: у % або частках від одиниці. Наприклад: ω =10% або ω =0,1.

Необхідно знати, що при розв’язування задач на масову частку розчиненої речовини завжди використовується маса розчиненої речовини і маса розчину, а також

1см³ = 1мл;                          1л =  1дм³;

1л = 1000см³ або мл;           1м³ = 1000л або дм³

Тільки для води: об’єм і маса для води є однакові числові значення, бо густина води дорівнює 1г/мл. Наприклад:  100мл води = 100г води

Формула густини розчинів:

                                   m(р-ну)

ρ(р-ну)  = ———– ;

V(р-ну)

 

Додатково

Молярна концентрація  – це фізична величина ,що означає відношення кількості  розчиненої речовини до об´єму  розчину(тільки в л або дм³).

Позначається: С_м

ν  (р.р.)                                      m(р.р.)

Формула:     С_м =————–            або  С_м     =—————————-

V (р-ну)(в л)                     М(р.р.) ·V (р-ну)(в л)

 

Одиниці:  моль/ л  або  М . Наприклад: С_м =1моль/л   або   С_м =1М.

 

 

Приклади задач:

Задача 1.

До 150 г води додали 50 г солі. Яка масова частка солі в розчині?

Задача 2.

Приготувати розчин масою 200г з масовою часткою солі 20%. Яку масу води  і солі необхідно взяти?

Задача 3.

До розчину масою 200 г з масовою часткою кислоти 30% додали 50 г води. Яка масова частка кислоти у новому розчині?

Задача 4.

До розчину масою 400г з масовою часткою 25% додали 40 г солі. Яка масова частка солі в новому розчині?

Задача 5.

Із розчину масою 300г з масовою часткою цукру 15% випарували 50г води. Яка масова частка цукру в новому розчині?

Задача 6.

Змішали два розчини: розчин масою 300г з масовою часткою солі 12% і

розчин масою 150г з масовою часткою солі 30%. Знайти масову частку солі в одержаному розчині?

 

Задача 7.^*

Приготувати розчин об’ємом 300мл з масовою часткою солі 20%(або 0,2). Який  об’єм води (в мл) і масу солі потрібно взяти, якщо  густина розчину = 1,2 г/мл?

Задача 8^*.

До розчину об’ємом 200мл з масовою часткою солі 0,2 (густиною розчину 1,5г/мл) долили 150 мл води. Знайти масову частку солі у новому розчині.

Задача 9.^*

У 200мл води розчинили 56л (н.у.) аміаку. Знайти масову частку аміаку в одержаному розчині.

Задача 10^*.

У 300мл води розчинили 2 моль  натрій карбонату. Знайти масову частку натрій карбонату в одержаному розчині.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 6. Електролітична дисоціація (ЕД) .

 

Всі речовини, що вивчає хімія щодо провідності електричного струму поділяються на :

1. Провідники І роду – це всі метали і їх сплави. Провідником електричного струму є негативно заряджені електрони.
2. Провідники ІІ роду – це розчини кислот, лугів і солей. Провідником

електричного струму в них є позитивно(катіони) і негативно(аніони)

заряджені йони.

Речовини ще поділяються на:

1. електроліти – це речовини, розчини або розплави яких проводять

електричний струм.

До них відносяться: кислоти, основи і солі   тільки розчинні у воді.

(Скористатись таблицею розчинності)

2. неелектроліти – це речовини, розчини або розплави яких не проводять

       електричний струм.

До них відносяться: прості речовини, оксиди, нерозчинні основи,

кислоти  і солі, а також майже всі органічні речовини.

При розчиненні електролітів у воді відбувається їх розпад на йони

(катіони і аніони) тому, що розчини електролітів є провідниками ІІ роду, а

в них провідником електричного струму є катіони і аніони.

Електролітична дисоціація(ЕД) – це реакція розпаду електролітів на

йони під час розчинення їх у воді або розплавлення.

ЕД є реакція оборотня.

Теорія ЕД була відкрита шведським вченим С.Арреніусом.

 

ЕД кислот

 

Кислоти дисоціюють на катіони Гідрогену (Н⁺) і аніони кислотного залишку.

Кислоти, що містять 2 і більше атомів Гідрогену (дво і триосновні)

дисоціюють ступінчасто, тобто по о д н о м у відривають атоми Н і переводять у вигляді катіону Гідрогену Н⁺.

Наприклад:

HCl  ↔  H⁺  + Cl^– ;

 

1 стадія     H₂SO₄  ↔  H⁺  + HSO₄^–

2 стадія     HSO₄^–  ↔  H⁺  + SO₄^2-

Загальне:     H₂SO₄  ↔  2H⁺  + SO₄^2-

 

H₂SіO₃ ≠

 

 

 

 

ЕД основ(лугів)

 

Тільки луги (розчинні основи) дисоціюють на катіон металу і Гідроксид–іон  ОН^–.

Луги, що містять 2 і більше груп Гідроксиду  ОН (дво і трикислотні)

дисоціюють ступінчасто, тобто по о д н і й відривають групи ОН і переводять у вигляді аніону Гідроксиду ОН^–.

Наприклад:

NaOH  ↔  Na⁺  + OH^– ;

 

1 стадія     Ba(OH)₂  ↔  BaOH⁺  + OH^–

2 стадія     BaOH⁺  ↔  Ba²⁺  + OH^–

Загальне:     Ba(OH)₂  ↔  Ba²⁺  + 2OH^–

 

Fe(OH)₂ ≠

 

ЕД солей

 

Солі  зразу ж  дисоціюють на катіон металу і аніон кислотного залишку.

Наприклад:

AlCl₃  ↔  Al³⁺  + 3Cl^– ;

 

Fe₂(SO₄)₃  ↔  2Fe³⁺  + 3SO₄^2-

 

CaCO₃ ≠

 

Так як реакція ЕД є оборотною(відбувається одночасно процес розпаду

молекул і сполучення йонів), то для кількісної характеристики її вводять поняття «ступінь електролітичної дисоціації».

Ступінь ЕД – фізична величина , що означає відношення числа молекул ,що практично розпалися на йони до загального числа молекул, введених у розчин.                                                              N (дисоційованих)

Позначається:   α;     Формула:      α = ————————-·100%

N (загальної)

Одиниці:   у %  або частках від одиниці.

Задача 1.

У розчині є 200 молекул електроліту, розпалися на йони 60 молекул. Знайти ступінь ЕД електроліту.

Задача 2.

У розчині мурашиної кислоти (НСООН) масою 200 г з масовою часткою кислоти 9,2% міститься 3,76·10^-3 моль катіонів Гідрогену. Знайти  ступінь ЕД кислоти (у%).

 

В залежності від ступеня ЕД всі електроліти поділяються на:

1. сильні електроліти;
2. слабкі електроліти.

Сильні електроліти – це електроліти, які практично повністю розпадаються на йони(у розчині існують у вигляді йонів, а не  молекул) і ступінь ЕД близький до 100%.

До сильних електролітів відносяться:  солі і луги  тільки розчинні у воді і кислоти(тільки HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄).

Слабкі електроліти – це електроліти, які частково дисоціюють на Йони (у розчині практично існують переважно у вигляді молекул, ніж йонів).

До слабких електролітів відносяться: всі інші солі і основи мало і нерозчинні у воді, а також кислоти(H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, HF)  і всі органічні речовини, прості речовини, оксиди.

 

Реакції йонного обміну.

 

Всі реакції в хімії практично переважно відбуваються в розчинах, а якщо беруть участь електроліти, то у розчинах вони розпадаються на йони. Тому реакції в розчинах відбуваються не між молекулами електролітів, а між йонами – реакції йонного обміну.

При написанні реакцій йонного обміну (молекулярне, повне йонне і скорочене йонне рівняння) необхідно користуватися поняттями «сильні» і «слабкі» електроліти.

 

Вправа:  Написати рівняння реакції в молекулярному, повному та скороченому йонних виглядах:

1.   NaOH  +  HCl  =  NaCl   +  H₂O

Na⁺  +  OH^–  +  H⁺  +  Cl^–  =  Na⁺  +  Cl^–  +  H₂O

H⁺  +  OH^–   =   H₂O

Додаткові вправи:

2. FeO  +  HNO₃  =
3. FeCl₃  +  AgNO₃  =
4. Al  +  CuSO₄  =
5. H₂S  +  KOH  =
6. Al₂(SO₄)₃  +  BaCl₂  =
7. Ca  + H₃PO₄  =
8. Ba(OH)₂  +  CuSO₄   =
9. Fe(OH)₃  +   HBr   =
10. P₂O₅  +  NaOH  =

Згідно йонної теорії:  сильні кислоти позначаються  Н⁺, сильні основи (луги) –  ОН^– , а розчинні солі  розпадаються або на катіони металів, або на аніони кислотних залишків. Слабкі електроліти і неелектроліти записуємо в молекулярному вигляді.

Вправа:  Скласти рівняння реакції в молекулярній та повній йонній формах відповідно до схеми:   Н⁺  +  ОН^–  =  Н₂О

HCl  + КOH     =  КCl   +  H₂O

H⁺  +  Cl^–  +  К⁺  +  ОН^–  =  К⁺  +  Cl^–  +  H₂O

 H⁺  +  OH^–   =   H₂O

 

Приклади вправ:

1. Cu(OH)₂ +  2H⁺   =  Cu²⁺  +  2H₂O
2. Ag⁺ +  Cl^–  =  AgCl↓
3. S^2- +  2H⁺  =  H₂S
4. Ca²⁺ +  CO₃^2-  =  CaCO₃
5. Mg +  2H⁺  =  Mg²⁺  +  H₂↑
6. CO₂ + 2OH^–  = CO₃^2-  +  H₂O
7. 2K +  Fe²⁺  =  2K⁺  +  Fe
8. Al(OH)₃ +  3H⁺   =  Al³⁺  +  3H₂O

 

Зміна забарвлення індикаторів

 

У розчинах кислот:

 Лакмус  із фіолетового на червоний

Метилоранж  із оранжевого на червоний

Універсальний індикатор із жовтого на червоний

Фенолфталеїн   не змінює

У розчинах лугів:

Лакмус  із фіолетового на синій

Метилоранж  із оранжевого на жовтий

Універсальний індикатор із жовтого на синій

Фенолфталеїн   із безбарвного на малиновий

 

 

Гідроліз розчинів солей

 

Гідроліз солей – це реакції йонного обміну між йонами солі і молекулами води, внаслідок яких утворюється середовище: кисле, лужне або нейтральне

Вид середовища визначається «водневим показником» – рН і він має значення від 1 до 14.

Якщо:  рН > 7 – лужне середовище(ОН^–)

рН < 7  – кисле  середовище (Н⁺)

рН  = 7  – нейтральне середовище (H₂O)

Є 4 випадки гідролізу солей. У формулі солі  метал відповідає за основу, а кислотний залишок за кислоту, яка утворює дану сіль.

Необхідно знати: якою сильною основою чи сильною кислотою утворена дана сіль таке і буде середовище.

1. Сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою (лужне середовище)

Na₂CO₃

NaOH –  сильна основа

H₂CO₃ – слабка кислота

рН > 7 – лужне середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

2. Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (кисле середовище)

ZnCl₂

Zn(OH)₂ –  слабка основа

HCl – сильна кислота

рН < 7 –  кисле середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

3. Сіль утворена сильною основою і сильною кислотою (нейтральне середовище)

NaCl

NaOH –  сильна основа

HCl – сильна кислота

рН = 7 –  нейтральне середовище. Гідроліз не відбувається.

4. Сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (нейтральне середовище)

ZnS

Zn(OH)₂ –  слабка основа

H₂S  – слабка кислота

рН = 7 – нейтральне середовище

Гідроліз  відбувається до кінця і при цьому сіль взаємодіє водою і утворюється

нерозчинна основа і слабка кислота. Реакція гідролізу є необоротною.

ZnS  +  2HOH →  Zn(OH)₂↓  +  H₂S↑

 

Вправа:  Визначити рН середовища у водних розчинах таких солей:

K₂SO₃ :  KOH – сильна основа; H₂SO₃ – слабка кислота

рН > 7 (лужне середовище)

 

Приклади вправ:

1. MgCl₂
2. K₂S
3. ZnSO₄
4. BaCl₂
5. CuSO₃
6. KNO₃
7. Al₂(CO₃)₃
8. K₂CO₃
9. FeBr₃

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 7. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

Тема 8. Будова атома.

На початку XIX  столітті вчені класифікували хім..елементи  за такими ознаками:

1. метали і неметали
2. валентністю
3. родинами або групами подібних елементів.

Менделєєв Д.І. ,вивчивши всі класифікації до нього, запропонував свою класифікацію. За основу її він взяв атомну масу хімічних елементів( постійну величину на той час) і розмістив всі  елементи(їх було 63, а зараз більше 110) у порядку  зростання їх атомних мас. Кожному елементу він дав свій номер, який назвав порядковим номером і одержав таблицю – періодичну систему – у кожному горизонтальному рядочку (періоді) повторюються певні закономірності:

1. металічні властивості спадають;
2. неметалічні властивості зростають;
3. Валентність в оксидах цих елементів зростає від І доVIII.
4. Валентність у гідрогенових сполуках тільки неметалів спадає від IV до І;
5. Властивості гідроксидів всіх елементів змінюються від основних

                через амфотерні до кислотних.

На основі  цих закономірностей Менделєєв вивів періодичний закон:

«Властивості хім.елементів, а також сполук утворених ними перебувають у періодичній залежності від їх атомних масс.»

            У періодичній системі є відхилення від періодичного закону:

1. ₊₁₈Ar – ₊₁₉K
2. ₊₂₇Co – ₊₂₈Ni
3. ₊₅₂Te –  ₊₅₃I

Причину цих відхилень Менделєєв вважав треба шукати в будові атомів хім..елементів.

 

Будова атома

       Атом складається із позитивного ядра і негативно  заряджених електронів, які рухаються навколо нього по електронних шарах (енергетичних рівнях або  електронних орбіталях).

Атом⁰  =  ядро⁺  +  електрони^–

Позитивно заряджене ядро складається із позитивних протонів і нейтральних нейтронів.

Ядро⁺  =  протони⁺  +  нейтрони⁰

Позначення елементарних частинок атома:

1

Протони:   ₊₁¹р;    Нейтрони –    ₀¹n;    Електрони:   _-1⁰е;    m (е) =  —— m(р або n )

1840

(Масою _-1⁰е можна нехтувати)

 

Вся маса атома зосереджена в ядрі і визначається масою  протона і нейтрона

Сума  протонів і нейтронів ( n +  р) називається нуклони.

    Вчені відкрили, що порядковий номер елемента – це числове значення заряду ядра цього атома.

Наприклад:

₊₁₉³⁹К, де:  39 – відносна атомна маса, а +19 –заряд ядра атома.

Порядковий номер елемента означає:

1. числове значення заряду ядра атома;
2. кількість протонів у ядрі;
3. кількість електронів у атомі.

Наприклад:

₊₁₉³⁹К ( 19p; 19e; n = 39 -19 =20)

 

₊₁¹H ( 1p; 1e; 0n);               ₊₁₂²⁴Mg (12p; 12e; 12n)

Вчені відкрили, що майже всі елементи у природі існують у вигляді не менше двох різновидів і більше – ізотопів (нуклідів) – це різновиди одного і того ж елемента, які мають одинаковий заряд ядра , але різну атомну масу.

Наприклад:

₊₁¹Н –  Протій;  ₊₁²Н – Дейтерій;  ₊₁³Н –Тритій.

₊₁₇³⁵Cl     і   ₊₁₇³⁷Cl

Відносна атомна маса елементів у періодичній системі – це середнє арифметичне атомних мас ізотопів цього елемента , враховуючи процент його у природі.

Існування ізотопів(нуклідів) елементів свідчить про те, що атомна маса не є постійна величина для хім..елемента, а  постійною величиною є заряд ядра атома.  Тому сучасне формулювання періодичного закону: « … від заряду ядра атома».

Існування ізотопів пояснює ще явище радіоактивності. Ізотопи ще відрізняються ще один від одного кількістю нейтронів у ядрі ( починаючи з Полонію, кількість ізотопів збільшується до сотні і більше).

 Радіоактивність – це перетворення одних елементів в інші, але при цьому виділяється такі частинки:

• α- частинки – ₂⁴Не;
• β- частинки –    _-1⁰е
• ₊₁¹р;    ₀¹n;  γ – частинки.

Явища радіоактивності зображують ядерними реакціями:

• ₊₄₆¹¹¹Pd →  ₊₄₇¹¹¹Ag  +  β ( _–1⁰е )

–    ₊₈₆²²²Rn   →  ₈₄²¹⁸Po  +  α (₂⁴Не)

Необхідно пам’ятати:

₊₈₆²²²Rn , де: 222- ще називають нуклонне число (відносна атомна маса)

+86 –  протонне число (заряд ядра).

Завдання: Скільки різновидів молекул води може утворитися із нукліду Оксигену  ¹⁶О і ізотопів Гідрогену  ¹Н,  ²Н,  ³Н ?

Відповідь: 6.    ¹Н¹Н¹⁶О;    ²Н²Н¹⁶О;   ³Н³Н¹⁶О;  ¹Н²Н¹⁶О;   ¹Н³Н¹⁶О;   ²Н³Н¹⁶О.

 

Будова періодичної системи

Періодична система складається з:

• 7 періодів;
• VIII груп.

Періоди – це горизонтальні рядки хім..елементів, які починаються лужним металом і закінчуються інертним газом.

Періоди поділяються на:

• малі ( 1 – 3)
• великі (4 – 7)

   Групи –  це вертикальні рядки хім..елементів. в яких містяться родини подібних елементів.

Групи поділяються на підгрупи:

• головна;
• побічна.

Головна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи як малих так і великих періодів. Головна підгрупа позначається буквою А(а). 

Наприклад: І-А – лужні метали ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Побічна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи тільки великих періодів. Побічна підгрупа позначається буквою В(в). 

Наприклад: І-Б –  Сu,  Ag, Au.

 

Види електронів

В атомі ядро відповідає за масу атома і за позитивний заряд, а електрони – за властивості атома. Хіміків  в атомі цікавить більше електрони, ніж інші частинки.

Відомі такі види електронів в атомі:

1. s – електрони: максимальна кількість – 2; починають заповнюватися з першого електронного шару; мають 1 форму руху (сферичну).
2. р – електрони: максимальна кількість – 6; починають заповнюватися з другого електронного шару; мають 3 форми руху (гантелеподібну).

S і  p – електрони – це електрони внутрішніх шарів і тільки зовнішнього шару.

Елементи,  які містять s  і  p – електрони, містяться тільки в головних підгрупах .

3. d – електрони: максимальна кількість – 10; починають заповнюватися з третього електронного шару; мають 5 форм руху .

 d – електрони – це електрони передостаннього шару  атома.

Елементи, які містять d – електрони, містяться тільки в побічних підгрупах.

4. f – електрони: максимальна кількість – 14; починають заповнюватися з четвертого електронного шару; мають 7 форм руху .

f  – електрони – це електрони передпередостаннього шару  атома.

 

 

Типи форм руху різних видів  електронів:

 

 

 

Номер періоду для хім.елементів означає:

1. кількість електронних шарів для всіх елементів цього періоду;
2. вказує на номер зовнішнього шару

Номер групи для хім..елементів означає:

1. валентність (найвищу) елементів в оксидах для всіх елементів цієї групи;
2. вказує на кількість електронів зовнішньому електронному шарі тільки для елементів головних підгруп.

 

Електронні та електронно-графічні формули (конфігурації) елементів.

Наприклад:

 ₊₈¹⁶О 1s²2s²2p⁴

 

 

 

₊₁₈⁴⁰Ar  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

 

                         

 

₊₂₆⁵⁶Fe  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

 

 

₂₁⁴⁵Sc  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

 

 

 

 

 

Для атомів елементів характерний нормальний(стаціонарний) і збуджений стани.

Нормальний(стаціонарний) стан атома ми описуємо електронними (конфігураціями) формулами, користуючись періодичної системи.

Збуджений стан атома –  це стан при якому є можливість спареним електронам тільки зовнішнього шару атома розпаровуватись на вільні електронні хмари тільки  зовнішнього шару.

 

Наприклад:

 

 

₊₆¹²С  1s²2s²2p²                                            нормальний стан

 

 

 

₊₆¹²С  1s²2s¹2p³                                          збуджений стан

 

 

 

Електронні формули йонів елементів записуються таким чином:

1. для катіонів елементів – від електронної формули нормального стану атома елемента віднімаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу(конфігурацію) йону Калію (К⁺):

₊₁₉³⁹К⁰  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹          нормальний стан

                                                     К⁰   –  1е  →  К⁺

₊₁₉³⁹К⁺  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰             йон – катіон

2. 2. для аніонів елементів – до електронної формули(конфігурації) нормального стану атома елемента додаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу йону Хлору (Сl^–):

₊₁₇^35,5Cl⁰  1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   нормальний стан

                                                     Cl⁰   +  1е  →  Cl^–

₊₁₇^35,5Cl^–  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶             йон – аніон

 

В елементах побічних підгруп переважно на зовнішньому шарі міститься 2 електрони, тільки для Хрому (Cr)   і  Купруму (Cu) тільки  1 електрон.

₊₂₄Cr             1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

₊₂₉Cu             1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

У періодах металічні властивості зменшуються, а неметалічні – збільшуються  зліва на право.

У групах металічні властивості збільшуються, неметалічні  – зменшуються

зверху донизу.

Радіус атомів   у періодах зменшується із збільшенням порядкового номеру елементів, хоч кількість електронних шарів залишається однаковою( зростає  позитивний заряд ядра і загальна кількість електронів)

Радіус атомів   у групах  збільшується із збільшенням порядкового номеру елементів, бо зростає кількість електронних шарів .

Вправи:   Написати електронні та електронно-графічні формули(конфігурації)  в нормальному та збуджених станів  таких атомів елементів, а також для йонів (катіонів та аніонів):   ₊₃₃Аs,  ₊₁₄Si,  ₊₁₃Al,  ₊₃₄Se,  ₊₁₁Na,  ₊₁₅P,  O^2-,  Al³⁺, F^–, Ca²⁺.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 9. Хімічний зв’язок і будова речовини.

 

Хімічний зв’язок поділяється  на:

1. внутрішньо-молекулярний зв’язок (між атомами або йонами);
2. міжмолекулярний зв’язок.

Внутрішньомолекулярний зв’язок поділяється  на:

1. ковалентний;
2. йонний;
3. донорно-акцепторний;
4. металевий.

Міжмолекулярний зв’язок поділяється  на:

1. водневий зв’язок.

Загальні закономірності утворення хім.зв’язок :

1. Нейтральні атоми взаємодіють між собою за рахунок переважно неспарених електронів зовнішнього шару;
2. Щоб утворився хім. зв’язок між атомами кожен із них намагається завершити свій зовнішній шар до 8 електронів, крім атом Н до 2 електронів(подібно як інертні гази, які вже мають завершений зовнішній шар і не утворюють хім. зв’язку ні між собою, ні з іншими атомами):

Щоб краще зрозуміти механізм утворення хім.зв’язку необхідно ввести поняття «електронегативність елементів» – це властивість атомів одного елемента

відтягувати на себе електрони від іншого атома елемента. Електронегативність найбільш характерна для Неметалів і існує «Ряд електронегативності неметалів»: Si, H, P, S, Br, Cl, N, O, F

→ → → → → → → →

зростає електронегативність

 

Ковалентний зв’язок

 

Ковалентний зв’язок – це  зв’язок між атомами тільки неметалів за допомогою спільних електронних пар.

Наприклад:                Н₂

Н·  + ·Н  → Н (:)Н

:        НCl     :

H·  +  ·Cl:  →  H (:) Cl:

:                    :

Ковалентний зв’язок поділяється на:

1. ковалентний неполярний зв’язок – це зв’язок між атомами тільки однакових неметалів за допомогою спільних електронних  пар і спільні електронні пари однаковою мірою належать обом атомам.

Наприклад: N₂  ,      Cl₂  ,   O₃   ,    S₈  ,  P₄      

2. ковалентний полярний зв’язок – це зв’язок між атомами тільки різних неметалів за допомогою спільних електронних  пар і спільні електронні пари зміщені в бік більш електронегативного елемента.

Наприклад:  H₂O ,  NH₃, H₂SO₄, C₂H₅OH.

 

1. s – s
2. s – p
3. p – p

 

Йонний зв’язок

 

Йонний зв’язок – це  зв’язок між йонами металу і йонами неметалу.

Наприклад:          NaCl

Na⁰  –  1e  →  Na⁺       Атоми Металів ніколи не приймають електрони на

Cl⁰ +  1e →  Cl^–        зовнішній шар , а тільки віддають всі електрони із

                                   зовнішнього шару, таким чином його зовнішнім шаром

стає передостанній, а він вже містить 8 елeктронів.

₊₁₁Na⁰   1s²2s²2p⁶3s¹      –  1e  →  Na⁺    1s²2s²2p⁶3s⁰            

Йони – це заряджені частинки(катіони і аніони), в які перетворюються атоми  при віддачі або прийомі електронів.

Необхідно пам’ятати:

Речовини, що містять у своєму складі  Метал і Неметал завжди складаються із катіону Металу і аніону Неметалу.

Наприклад:   NaOH,  K₂SO₄, Al₂O₃, CH₃COOK.

 

Донорно-акцепторний зв’язок

 

Донорно-акцепторний зв’язок (координаційний)– це  зв’язок, який утворюється між двома різними неметалами при якому один із атомів дає у спільне користування пару електронів,  а інший бере не даючи нічого.

Наприклад:   йон-амонію (NH₄⁺), йон-гідроксонію  (Н₃О⁺), аміни.

:                           :

NH₃                 ·N·  +  3H·  →  Н:N:Н → :NH₃

•                           Н

 

 

 

:NH₃   +  HCl →  →[Н:NH₃]⁺ Cl   →   NH₄⁺ Cl^–

↕

Н⁺ + Cl^–

 

Металічний зв’язок

 

Металічний зв’язок  – це зв’язок, який характерний для металів і їх сплавів і утворюється за рахунок атомів Металів і йонів Металів , які поперемінно змінюються і вільних електронів, що рухаються між ними.

 

 

Водневий зв’язок

 

Водневий зв’язок –  це міжмолекулярний зв’язок, який утворюється між деяким негативним атомом Оксисену однієї молекули і деяким позитивним атомом гідрогену іншої молекули.

Наприклад: HF, вода, спирт, карбонові кислоти, білки, нуклеїнові кислоти

Н^δ+ ─ О^δ-  ·· ·· Н^δ+─ О^δ- ·· ·· Н^δ+ ─ О^δ- ·· ·· Н ─ О    вода

|                       |                       |                     |

Н                     Н                     Н                   Н

 

 

Н^δ+─ О^δ- ·· ·· Н^δ+ ─ О^δ- ·· ·· Н^δ+ ─ О^δ- ·· ·· Н ─ О        спирти

|                       |                       |                     |

R                      R                     R                   R

 

Кристалічні гратки речовин

 

Кристалічні гратки речовин  – це правильне розміщення частинок(атомів, молекул, йонів) , з яких складається речовина, у просторі речовини, що перебуває тільки у твердому кристалічному стані.

В залежності від частинок, з яких складається речовина кристалічні гратки поділяються на такі типи:

1. Молекулярна кристалічна гратка. Вона характерна для речовин з ковалентним полярним і неполярним зв’язками. При звичайних умовах речовини з молекулярною кристалічною граткою є газами або рідинами або твердими речовинами, які мають низькі температури кипіння чи плавлення.

(між молекулами існують слабкі зв’язки).

Наприклад: О₂, Н₂О, HNO₃, органічні сполуки, Р₄(білий фосфор)!

2. Йонна кристалічна гратка. Вона характерна для речовин з йонним зв’язками. При звичайних умовах речовини з йонною кристалічною граткою є тільки твердими речовинами, які мають високі температури плавлення і добре розчинні у воді(між йонами існують сильні зв’язки).

Наприклад: Основи, солі, оксиди металів.

3. Атомна кристалічна гратка (виняток). Вона характерна для речовин з ковалентним полярним і неполярним зв’язками. При звичайних умовах речовини з атомною кристалічною граткою є тільки твердими речовинами, які мають високі плавлення і дуже тверді..

(між атомами існують сильні ковалентні  зв’язки).

Наприклад: тільки C,  Si, SiC, SiO₂, Р(червоний фосфор)!

 

Металічна  кристалічна гратка.  Вона характерна для речовин  з металічним зв’язком. При звичайних умовах речовини з металічною кристалічною граткою є  тільки твердими речовинами (крім ртуті), які мають переважно високі плавлення і дуже тверді (між атомами металів і катіонами металів , які поперемінно змінюються, і вільними електронами , які є спільними для всіх частинок у металах, існують міцні зв´язки).

 

 

 

Вправи:   Визначити вид хімічного зв′язку і тип кристалічних граток для  речовин, формули яких такі: Na₂S; S₈; C₂H₆O; Fe; SiC; KIO₄; NaHCO₃; CO₂; BaCl₂; Si; NH₄Cl; C₆H₁₂O₆.

 

 

 

 

 

Тема 10. Окисно-відновні реакції (ОВР).

 

Ступінь окиснення елемента (С.О.) – це число, яке показує кількість частково або повністю зміщених електронів від одного атома до іншого у формулі речовин.

С.О. елемента записується біля кожного елемента справа вверху( запис здійснюється таким чином: спочатку записується заряд , а потім число: Н⁺¹,

О^-2, Fe⁺³, Ca⁰) у формулі речовини. С.О. елемента стосується тільки одного атома елемента у формулі речовини..

Правила визначення С.О. елементів у формулах речовин:

1. С.О. атомів Гідрогену (Н) у складних речовинах завжди дорівнює +1 (крім гідридів металів – NaH^-1, CaH₂^-1, AlH₃^-1).
2. С.О. атомів Оксисену (О) у складних речовинах завжди дорівнює -2 (крім формул – H₂⁺¹О₂^-1, О⁺²F₂^-1)
3. С.О. атомів Металів у складних речовинах завжди позитивний, а числове значення відповідає валентності.
4. С.О. атомів у  простих речовинах завжди дорівнює 0.
5. Сума всіх позитивних С.О. елементів дорівнює сумі всіх негативних С.О. елементів у формулі речовини.

Наприклад: H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2;    H₃⁺¹P⁺⁵O₄^-2;      K₂⁺¹Cr⁺⁶O₄^-2;

+2         -8       +3        -8          +2          -8

Окисно-відновні реакції (ОВР) будемо розглядати, користуючись методом електронного балансу:

4Р⁰  +  5О₂⁰  =  2Р₂⁺⁵О₅^-2

Р⁰  –  5е    =  Р⁺⁵                  4  – реакція окиснення

20

О₂⁰  +  4е  =  2О^-2           5 – реакція відновлення

Р⁰  – відновник;

О₂⁰  – окисник.

Відновник – це елемент, який віддає електрони.

Окисник – це елемент, який приймає електрони.

Відновлення – це процес приймання електронів.

Окиснення – це процес віддачі електронів.

Відновник віддає електрони при цьому підвищує свій С.О. елементів, але сам при цьому окислюється.

Окисник приймає електрони при цьому понижує свій С.О. елементів, але сам при цьому відновлюється.

Якщо елемент має декілька С.О. то елемент з найменшою С.О. є тільки відновником, з найвищою С.О. – тільки окисником, а з проміжною С.О. –

і окисником, і відновником одночасно.

Наприклад:

С.О.     S                          -2; │    0;      +4;   │   +6

тільки відновник │і окисник, і   │тільки окисник

відновник

 

ОВР поділяються на такі види:

 

 

1. Реакція міжмолекулярного окиснення і відновлення  

 

 

2K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2  + 16H⁺¹Cl^-1 = 2Mn⁺²Cl₂^-1  +  2K⁺¹Cl^-1  + 5Cl₂⁰  + 8H₂⁺¹O^-2

Mn⁺⁷  +  5е    =  Mn⁺²                2  – реакція відновлення

10

2Cl^-1  –  2е     =  Cl₂⁰             5 – реакція окиснення

Mn⁺⁷  – окисник;

Сl^-1  –  відновник.

 

 

2.Реакція внутрішньомолекулярного окиснення  і відновлення  

 

 

2K⁺¹Сl⁺⁵O₃^-2   =  2K⁺¹Cl^-1  + 3O₂⁰

Cl⁺⁵  +  6е    =  Cl^-1                2  – реакція відновлення

12

2O^-2  –  4е     =  O₂⁰             3 – реакція окиснення

Cl⁺⁵  – окисник;

O^-2  –  відновник.

 

3.Реакція  самоокиснення  і самовідновлення (диспропорціонування) 

 

 

Cl₂⁰  + 6Na⁺¹O^-2H⁺¹= 5Na⁺¹Cl^-1  +  Na⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2   + 3H₂⁺¹O^-2

Cl₂⁰  +  2е    =  2Cl^-1                    5  – реакція відновлення

10

Cl₂⁰  –  10е     =  2Cl⁺⁵             1 – реакція окиснення

Cl₂⁰  – окисник і відновник

 

4. Реакція конпропорціонування

N^-3H₄N⁺³O₂  =  N⁰₂  + 2H₂O

N^-3  –  6е    =  N⁰ ₂                  1  – реакція окиснення

6

N⁺³  +  6е     =  N⁰₂            1 – реакція відновлення

N^-3  –  відновник

N⁺³  –  окисник

S⁺⁴O₂  + 2H₂S^-2   =  3S⁰  +  2H₂O

S⁺⁴  +  4е    =  S⁰                   1  – реакція відновлення

4

S^-2   –  2е     =   S⁰             2 – реакція окиснення

 

S⁺⁴  – окисник

S^-2  –   відновник

При чому  реакції конпропорціонування також можуть бути внутрішньо (перший приклад) і міжмолекулярними (другий  приклад).

 

Розгляд реакцій як ОВР методом електронного балансу використовується для урівнювання рівнянь реакцій, якщо класичним способом є неможливо.

 

  Додаткові вправи:

Розглянути реакції як окисно-відновні методом електронного балансу, вказати окисник та відновник, реакції окиснення і відновлення:

1.^⃰ Mg   +  HNO₃  =  Mg(NO₃)₂  +  NH₄NO₃  +  H₂O

2.^⃰ K₂Cr₂O₇  +  FeSO₄  +  H₂SO₄  = Cr₂(SO₄)₃  +  Fe₂(SO₄)₃  + K₂SO₄  +  H₂O     !

3. KMnO₄ =  MnO₂  +  K₂MnO₄  + O₂⁰ .              !
4. P₄ + H₂O    =   H₃PO₄  + H₂
5. FeS₂ + O₂  =  Fe₂O₃  +  SO₂                        !
6. Hg + HNO₃  =  Hg₂(NO₃)₂  + NO  +  Н₂О          !
7. K₂MnO₄ + H₂O  =  MnO₂  +  KMnO₄  +  KOH .              !
8. Fe + Fe₂(SO₄)₃  =  FeSO₄
9. (NH₄)₂S + K₂Cr₂O₇  +  H₂O  =  S  +  Cr(OH)₃  +  KOH  +  NH₃
10. FeSO₄ + O₂  +  H₂SO₄  =  Fe₂(SO₄)₃ +  H₂O
11. Hg + Hg(NO₃)₂  =  Hg₂(NO₃)₂
12. PbS + H₂O₂  =  PbSO₄  +  H₂O
13. H₂O₂ + KMnO₄  +  H₂SO₄  =  O₂  +   MnSO₄  +  K₂SO₄  +  H₂O
14. Fe(CrO₂)₂ + O₂  +  K₂CO₃  =  Fe₂O₃  +  K₂CrO₄  +  CO₂
15. H₃PO₄ + Zn  +  H₂SO₄  =  ZnSO₄  +  PH₃  +  H₂O
16. CrCl₂ + NO  +  HCl  =  CrCl₃  +  N₂  + H₂O
17. Al + KMnO₄  +  H₂SO₄  =  Al₂(SO₄)₃  +  MnSO₄  +  K₂SO₄  + H₂O
18. Br₂ + Ca₃P₂  +  H₂O  =  HBr  +  Ca₃(PO₄)₂
19. KMnO₄ + FeSO₄  +  H₂SO₄  =  Fe₂(SO₄)₃  +  MnSO₄  +  K₂SO₄  +  H₂O
20. P₂S₃ + HNO₃  =  H₃PO₄  +  H₂SO₄  +  NO₂  +  H₂O
21. KNO₃ + S  +  C  =  K₂SO₄  +  CO₂  +  N₂
22. KNO₃ + S  +  C  =  K₂S   +  CO₂  +  N₂.
23. C +  CrO₃  +  H₂SO₄  =  CO₂  +  Cr₂(SO₄)₃  +  H₂O
24. CrO =  Cr  +  Cr₂O₃
25. KBrO₃ + KBr  +  H₂SO₄  =  Br₂  +  K₂SO₄  +  H₂O
26. NH₄NO₃ =  N₂O  +  H₂O
27. Ca +  H₂SO₄  =  CaSO₄  +  H₂S  +  H₂O
28. N₂O + CO  =  N₂  +  CO₂
29. HNO₂ = NO  +  HNO₃  +  H₂O
30. KH + H₂O  =  KOH  +  H₂

 

 

 

ІІ. Неорганічна хімія

                              Основні класи неорганічних сполук         

 

Існують такі класи неорганічних сполук:

1. оксиди;
2. основи;
3. кислоти;
4. солі.

Тема 11. Оксиди.

 

Оксиди – це складні речовини, що містять тільки два елементи, один з яких Оксиген.

Наприклад:       СаО  –  кальцій оксид

СО₂  –  карбон (IV) оксид

Na₂O  – натрій оксид

Оксиди поділяються на такі класи:

1. солетворні;
2. несолетворні(індиферентні).

Солетворні оксиди поділяються:

1. основні;
2. кислотні;
3. амфотерні;
4. подвійні;
5. змішані.

 

Основні оксиди.

 

Основні оксиди – це оксиди тільки металів із валентністю І або ІІ і їм відповідають основи.

Наприклад: Na₂O, CaO, FeO, CrO, МnO.

 

Хімічні властивості основних оксидів

1. Реакція з водою.

Деякі основні оксиди ( тільки оксиди лужних та лужно-земельних металів) взаємодіють з водою, утворюючи луги. 

K₂O  +  H₂O  =  2KOH

CaO  +  H₂O  =  Ca(OH)₂

FeO  +  H₂O  ≠

1. Реакція з кислотами.

Всі основні оксиди взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду.

Реакція обміну.

FeO   +  2HCl  =  FeCl₂  +  H₂O

3K₂O   +  2H₃PO₄  =  2K₃PO₄  +  3H₂O

2. Реакція з кислотними або амфотерними оксидами.

Всі основні оксиди взаємодіють з кислотними або амфотерними оксидами утворюючи сіль.      Реакція сполучення.

                                   Na₂O  +  CO₂  =  Na₂CO₃

 

Кислотні оксиди

 

Кислотні оксиди – це оксиди всіх неметалів і деяких металів із валентністю VI  і VII  і їм відповідають кислоти.

Наприклад:     СО₂  –  H₂CO₃  –  карбонатна кислота

SO₂  –  H₂SO₃  –   сульфітна кислота

SО₃  –  H₂SO₄  –   сульфатна кислота

SiО₂  –  H₂SiO₃  –  силікатна кислота

N₂О₅  –  HNO₃  –   нітратна кислота

P₂O₅  –   H₃PO₄  –   ортофосфатна кислота

СrО₃  –  H₂CrO₄  –  хроматна кислота

Mn₂O₇  – HMnO₄  –  перманганатна кислота

 

Хімічні властивості кислотних оксидів

 

1. Реакція з водою.

Всі кислотні оксиди ( крім SiO₂) взаємодіють з водою, утворюючи кислоти. 

SO₃  +  H₂O  =  H₂SO₄

P₂O₅  +  3H₂O  =  2H₃PO₄

SiO₂  +  H₂O  ≠

2. Реакція з лугами.

Всі кислотні оксиди взаємодіють з лугами (розчинні основи – NaOH,

 KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂) утворюючи сіль і воду.

 

SiO₂   +  Ba(OH)₂  =  BaSiO₃  +  H₂O

N₂O₅   +  2KOH  =  2KNO₃  +  H₂O

3. Реакція з основними або амфотерними оксидами.

Всі кислотні оксиди взаємодіють з основними або амфотерними оксидами утворюючи сіль.      Реакція сполучення.

                                   Na₂O  +  SO₃  =  Na₂SO₄

 

Амфотерні оксиди

 

Амфотерні оксиди – це оксиди деяких металів, які одночасно проявляють властивості і кислотних і основних оксидів і їм одночасно відповідають і основа, і кислота.

 Наприклад:   ZnO  –   Zn(OH)₂  –  H₂ZnO₂

BeO  –   Be(OH)₂  –   H₂ВеO₂

                                      Fe₂O₃  –  Fe(OH)₃  –   H₃FeO₃

Al₂O₃  –  Al(OH)₃  –   H₃AlO₃

Cr₂O₃  –  Cr(OH)₃  –   H₃CrO₃

 

Хімічні властивості амфотерних оксидів

 

1. Реакція з водою.

Амфотернін оксиди не взаємодіють з водою

ZnO  +  H₂O  ≠

 

 

2. Реакція з кислотами.

Всі амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду, подібно як основні оксиди.  Реакція обміну.

ZnO   +  2HCl  =  ZnCl₂  +  H₂O

Al₂O₃   +  2H₃PO₄  =  2AlPO₄  +  3H₂O

3. Реакція з лугами.

Всі амфотерні оксиди взаємодіють з лугами,  утворюючи сіль і воду подібно як кислотні оксиди.

 

ZnO  +  Ba(OH)₂  =  BaZnO₂  +  H₂O

Al₂O₃   +  6KOH  =  2K₃AlO₃  +  3H₂O

4. Реакція з кислотними або основними оксидами.

Всі амфотерні оксиди взаємодіють з кислотними або основними оксидами утворюючи сіль.      Реакція сполучення.

                                   ZnO  +  CO₂  =  ZnCO₃

                                                      Al₂O₃   +  3K₂O  =  2K₃AlO₃

 

Подвійні оксиди

 

Подвійні оксиди – це оксиди деяких неметалів (кислотні оксиди), яким відповідають по дві кислоти

Наприклад:                  → HN⁺³O₂  – нітритна кислота

N⁺⁴O₂ →

→ HN⁺⁵O₃  – нітратна кислота

 

→ HCl⁺³O₂  – хлоритна кислота

Cl⁺⁴O₂ →

→ HCl⁺⁵O₃  –  хлоратна кислота

 

→ HCl⁺⁵O₃  –  хлоратна кислота

Cl⁺⁶O₃ →

→ HCl⁺⁷O₄  – перхлоратна кислота

 

 

 

 

Хімічні властивості подвійних оксидів

 

1. Реакція з водою.

Всі подвійні оксиди  взаємодіють з водою, утворюючи по дві кислоти. 

2СlO₃  +  H₂O  =  HClO₃  +  HClO₄

 

2. Реакція з лугами.

Всі подвійні оксиди взаємодіють з лугами,  утворюючи дві солі і воду. 

 

4NO₂   +  2Ba(OH)₂  =  Ba(NO₃)₂  +  Ba(NO₂)₂  + 2H₂O

 

3. Реакція з основними або амфотерними оксидами.

Всі  подвійні оксиди взаємодіють з основними або амфотерними оксидами утворюючи дві солі.

                                   Na₂O  +  2ClO₂  =  NaClO₂  +  NaClO₃

 

Змішані оксиди

 

Змішані оксиди – це оксиди деяких  металів, що одночасно містять і основний і амфотерний оксид.

Наприклад:       Fe₃O₄  (FeO·Fe₂O₃)  – ферум(ІІ,ІІІ) оксид, залізна окалина

Для них характерна реакція тільки з кислотами, при цьому утворюються дві солі і вода.

     Fe₃O₄    +  8HCl  =  Fe⁺²Cl₂  +  2Fe⁺³Cl₃  +  4H₂O

(Fe⁺²O·Fe⁺³₂O₃)

     Fe₃O₄    +  4H₂SO₄  =  Fe⁺²SO₄ +  Fe⁺³₂(SO₄)₃  +  4H₂O

(Fe⁺²O·Fe⁺³₂O₃)

 

Несолетворні (індиферентні) оксиди

 

Несолетворні оксиди – це оксиди деяких Неметалів, які  не взаємодіють ні з кислотами, ні з лугами і не утворюють солей.

Наприклад: N₂O, NO, CO.

Для них характерна реакція тільки з киснем (О₂):

2СО  +  О₂  =  2СО₂

2NO  +  O₂ =  2NO₂

                           2N₂O  +  O₂  =  4NO

 

Добування оксидів.

 

1. Реакція речовин(простих і складних) з киснем.

С  +  О₂   =  СО₂

2Н₂S  +  3O₂  =  2SO₂  +  2H₂O

2. Реакція розкладу деяких кислот.

H₂CO₃  =  CO₂  +  H₂O

4HNO₃  = 4NO₂  +  2H₂O  +  O₂

3. Реакція розкладу нерозчинної основи.

Cu(OH)₂  =  CuO  +  H₂O

4. Реакція розкладу деяких солей.

CaCO₃  =  CaO  +  CO₂

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO  +  4NO₂  +  O₂

 

Забарвлення деяких  основних оксидів(металів):

1. CuO – чорний колір
2. Сu₂O – червоний колір
3. Сr₂O₃ –  зелений колір
4. Fe₂O₃ –  бурий колір

Всі інші оксиди металів є білі тверді речовини.

 

 

 

Тема 12. Основи.

 

Основи – це складні речовина, які складаються з атомів металу і гідроксид-групи.

Наприклад.

NaOH   –  натрій гідроксид

Fe(OH)₂  –  ферум(ІІ) гідроксид

Основи поділяють за:

І. за розчинністю у воді:

1. розчинні або луги;
2. нерозчинні.

Луги є електролітами. Луги – це електроліти, які дисоціюють на йони-Гідроксиду(ОН^–).

ІІ. За кількістю груп ОН:

1. однокислотні (NaOH, KOH);
2. багатокислотні (Fe(OH)₂, Al(OH)₃)

 

Хімічні властивості

 

І. Луги

1.Реакція зміни забарвлення індикаторів (реакція дисоціації)

Тільки   розчинах лугів індикатори змінюють забарвлення:

Лакмус  із фіолетового на синій

Метилоранж  із оранжевого на жовтий

Універсальний індикатор із жовтого на синій

Фенолфталеїн   із безбарвного на малиновий

                 NaOH  ↔  Na⁺  + OH^–    

2. Реакція з кислотними або амфотерними або подвійними оксидами.

Тільки луги взаємодіють з кислотними або амфотерними або подвійними оксидами утворюючи сіль і воду .

                                   2NaОН  +  CO₂  =  Na₂CO₃  + Н₂О

3. Реакція з кислотами.

Всі луги взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду.  Реакція обміну,

а називається реакція нейтралізації – це реакція між основою і кислотою.

                                   NaOН  +  HCl  =  NaCl  +  H₂O

4. Реакція з солями.

Тільки луги взаємодіють з солями, якщо утворюється хоча б одна нерозчинна речовина .      Реакція обміну .

                                   FeCl₃  +  3NaOH =  Fe(OH)₃↓  +  3NaCl

                                                       KNO₃  +  NaOH  ≠

CuSO₄  +  Ba(OH)₂   =  Cu(OH)₂↓+  BaSO₄↓

ІІ. Нерозчинні основи

 

1. Реакція з кислотами.

Всі нерозчинні основи взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду.  Реакція обміну, а називається реакція нейтралізації.

                                   Fe(ОН)₂  +  2HCl  =  FeCl₂  +  2H₂O

2. 2. Реакція розкладу при нагріванні.

Тільки нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на оксид

     металу і воду.

Cu(OH)₂ =  CuO  +  H₂O

 

Добування основ

І. лугів.

1. Реакція лужних або лужно-земельних металів з водою.

2Na  +  2H₂O  = 2NaOH  +  H₂↑

Ca  +  2H₂O  = Ca(OH)₂  +  H₂↑

2. 2. Реакція оксидів лужних і лужно-земельних металів з водою.

BaO  +  H₂O  = Ba(OH)₂

ІІ. Нерозчинних основ.

1. Реакція лугів з солями.

        FeCl₂  +  2NaOH =  Fe(OH)₂↓  +  2NaCl

 

Забарвлення деяких нерозчинних оcнов:

1. Cu(OH)₂ – голубий колір
2. СuOН –  жовтий колір
3. Fe(OH)₂ –  брудно-зелений колір
4. Fe(OH)₃ – «бурий» осад

Всі інші основи(луги і нерозчинні) є білі тверді речовини.

 

 

 

 

 

 

 

Тема 13. Кислоти.

 

Кислоти – це складні речовина, які складаються з атомі Гідрогену і  кислотного залишку.

Наприклад.

HCl   –  хлоридна кислота

H₂ SO₄ –  сульфатна кислота

Кислоти поділяють за:

І. вмістом Оксисену в кислотному залишку:

1. безоксигенові (HCl, H₂S)
2. оксигеновмісні (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄)

Кислоти є електролітами. Кислоти – це електроліти, які дисоціюють на йони-Гідрогену(Н⁺).

І. За кількістю атомів  Гідрогену (Н):

3. одноосновні (HСl, HNO₃);→
4. багатоосновні (H₂SO₃, H₃PO₄)

 

Хімічні властивості кислот

 

1.Реакця зміни забарвлення індикаторів  (реакція дисоціації).

   У розчинах кислот:

   Лакмус  із фіолетового на червоний

  Метилоранж  із оранжевого на червоний

  Універсальний індикатор із жовтого на червоний

  Фенолфталеїн   не змінює

HCl  ↔  H⁺  + Cl^– ;

2. Реакція з основними або амфотерними оксидами.

Кислоти взаємодіють з основними або амфотерними або змішаними оксидами утворюючи сіль і воду .

                                   2НCl  +  CаO  =  СaCl₂  + Н₂О

3. Реакція з основами.

Всі кислотии взаємодіють з основами, утворюючи сіль і воду.  Реакція обміну, а називається реакція нейтралізації.

                                   NaOН  +  HCl  =  NaCl  +  H₂O

4. Реакція з солями.

Сильні кислоти (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄) взаємодіють з солями, утвореними слабкими кислотами (H₂CO₃, H₂SO₃ ,H₂SiO₃, H₂S, HF).      Реакція обміну .

                                   2HCl  +  Na₂CO₃ =  H₂CO₃  +  3NaCl

                                                      H₂CO₃  +  NaCl  ≠

5. Реакція з металами.

Кислоти взаємодіють з металами, які стоять у ряду металів до Н, утворюючи сіль і водень.  Реакція заміщення.

Zn  +  2HCl  = ZnCl₂  +  H₂↑

Cu  + HCl  ≠

 

Добування кислот

 

І. Безокигенові.

1. Реакція неметалів з воднем.

S  +  H₂  =  H₂S↑ ;          Cl₂  +  H₂  =  2HCl↑ ;

2. Реакція сильних кислот  з солями, утвореними слабкими кислотами

2HCl  +  Na₂S =  H₂S  +  2NaCl

ІІ. Оксигеновмісних.    

1. 1. Реакція кислотних або подвійних оксидів з водою.

СO₂  +  H₂O  = H₂CO₃

2NO₂  +  H₂O =  HNO₃  +  HNO₂

2. Реакція сильних кислот  з солями, утвореними слабкими кислотами

2NaNO₃  +  H₂SO₄ =  Na₂SO₄  +  2HNO₃

                                  Амфотерні гідроксиди

 

Амфотерні гідроксиди –це гідроксиди деяких металів, які одночасно проявляють властивості як кислот так і основ.

Наприклад:     :             Zn(OH)₂  –  H₂ZnO₂

Be(OH)₂  –   H₂ВеO₂

                                                     Fe(OH)₃  –   H₃FeO₃

Al(OH)₃  –   H₃AlO₃

Cr(OH)₃  –   H₃CrO₃

                                                  

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

1. Реакція з кислотами.

Всі амфотерні гідроксиди взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду, подібно як основи.  Реакція обміну.

Zn(OH)₂   +  2HCl  =  ZnCl₂  +  2H₂O

Al(OH)₃   +  H₃PO₄  =  AlPO₄  +  3H₂O

2. Реакція з лугами.

Всі амфотерні  гідроксиди взаємодіють з лугами,  утворюючи сіль і воду подібно як кислоти.

 

Zn(OH)₂  +  Ba(OH)₂  =  BaZnO₂  +  2H₂O

Н₂ZnO₂                               або

Zn(OH)₂   +  Ba(OH)₂  =  Ва [Zn(OН)₄]

Al(OH)₃   +  3KOH  =  K₃AlO₃  +  3H₂O

Н₃AlO₃                          або

Al(OH)₃   +  3KOH  =  K₃ [Al(OН)₆]

 

3. 3. Реакція розкладу при нагріванні.

Амфотерні гідроксиди при нагріванні розкладаються на оксид

     металу і воду, подібно як нерозчинні основи.

Zn(OH)₂ =  ZnO  +  H₂O

 

Добування амфотерних гідроксидів

1. Реакція лугів з солями.

             FeCl₃  +  3NaOH =  Fe(OH)₃↓  +  3NaCl

 

Тема 14. Солі.

 

Солі – це складні речовини, які складаються з атомів металу і кислотного залишку.

Наприклад:

AlCl₃  –   алюміній хлорид

Fe₂(SO₄)₃  – ферум (ІІІ) сульфат

Солі поділяються на:

1. Середні(нормальні) солі (містять Ме + кислотний залишок);;
2. кислі солі (містять Ме + Н + кислотний залишок);
3. основні солі(містять Ме + ОН + кислотний залишок);

Cолі  є  електролітами.  Солі  – це електроліти, які дисоціюють на катіони металів і аніони кислотного залишку.

 

 

Хімічні властивості середніх солей

 

1. Реакція з кислотами.

Солі, утворені слабкими кислотами, взаємодіють з сильними кислотами, якщо утворюється нова сіль і нова кислота.      Реакція обміну .

                                   2HCl  +  Na₂CO₃ =  H₂CO₃  +  3NaCl

                                                      H₂CO₃  +  NaCl  ≠

2. Реакція з лугами.

 Солі взаємодіють з лугами, якщо утворюється хоча б одна нерозчинна речовина .      Реакція обміну .

                                   FeCl₃  +  3NaOH =  Fe(OH)₃↓  +  3NaCl

                                                       KNO₃  +  NaOH  ≠

3. Реакція з металами.

Солі, утворені слабкими металами, взаємодіють із сильними металами. (Сильні метали ті, які знаходяться лівіше у ряду металів).

Zn  +  CuCl₂  = ZnCl₂  +  Cu

Cu  + ZnCl₂  ≠

4. Реакція з солями.

Солі взаємодіють між собою, якщо утворюється хоча б одна нерозчинна сіль.

ZnСl₂  +  Na₂CO₃  = ZnCO₃ ↓ +  2NaCl

Cu(NO₃)₂  + NaCl  ≠

 

 

Кислі солі.

 

Одержують кислі солі реакцією нейтралізації дво або триосновних кислот з

лугами.                                  NaОН  +  H₂SO₄ =  NaHSO₄  +  H₂O

                                                                 натрій гідрогенсульфат

2NaOH  +  H₂SO₄ =  Na₂SO₄  +  2H₂O

 

NaOH  +  H₃PO₄ =  NaH₂PO₄  +  H₂O

натрій дигідрогенортофосфат

2NaOH  +  H₃PO₄ =  Na₂HPO₄  +  2H₂O

натрій гідрогенортофосфат

3NaOH  +  H₃PO₄ =  Na₃PO₄  +  3H₂O

 

Назви кислих солей

 

Магній гідрогенкарбонат  –  Mg(HCO₃)₂

ферум (ІІІ) дигідрогенортофосфат – Fe(H₂PO₄)₃

натрій гідрогенсульфід  –  NaHS

 

Основні солі

 

Одержують основні солі реакцією нейтралізації дво або трикислотних основ з  кислотами.          

Al(OH)₃  +  HCl =  Al(OH)₂Cl +  H₂O

алюміній дигідроксохлорид

Al(OH)₃  +  2HCl =  Al(OH)Cl₂ +  2H₂O

алюміній гідроксохлорид

Al(OH)₃  +  3HCl =  AlCl₃ +  3H₂O

 

Назви основних солей

 

Магній  гідроксоортофосфат  –  [Mg(OH)]₃PO₄

ферум (ІІ) гідроксосульфат –[Fe[(OH)]₂SO₄

кальцій гідроксонітрат  –  Сa(OH)NO₃

 

Забарвлення деяких солей:

 

1. AgCl – білий сирнистий осад;
2. AgBr –  жовтуватий сирнистий осад;
3. AgI –  жовтий сирнистий осад;
4. Ag₃PO₄ – жовтий кристалічний осад;
5. BaSO₄ –  білий кристалічний осад;
6. PbS –  чорний осад.

Всі інші солі(розчинні і нерозчинні) є білі тверді речовини.

 

Металічні елементи

 

Тема 15. Загальна характеристика металів.

 

Серед 110 елементів 88 елементів – це метали.

Особливості будови типових атомів металів:

1. Один або два електрони на зовнішньому шарі;
2. Мають великий радіус, тобто велику кількість електронних шарів;
3. Атоми металів мають властивість тільки віддавати електрони з

зовнішнього шару, тобто у хімічних реакціях виступають тільки

відновниками і у сполуках мають тільки позитивну ступінь

 окиснення.  ( С.О. Ме –    0 ,  +n)

У періодичній системі   металічні елементи знаходяться у лівій нижній її частині(якщо провести діагональ від Бору до Астату – для р-металічних елементів).

Типові метали знаходяться: у І-А і ІІ-А группах, а також у всіх побічних підгрупах

Для металів характерний металічний зв’язок і металічна кристалічна гратка. Молекули металів складаються з одного атома: Na, Fe, Ag, Al .

Є такі найважливіші родини металів:

1. І-А група – «лужні метали» (Li – Fr);
2. ІІ-А група – «лужно-земельні метали» (Ca – Ra).

 

Загальні фізичні властивості металів:

 

1. Металічний блиск (Ag, Au);
2. За агрегатним станом метали всі тверді речовини, крім ртуті (Hg);
3. електропровідні і теплопровідні (Ag, Au, Cu, Al);
4. мають різні густини: легкі метали (ρ<5 г/мл), важкі метали(ρ>5 г/мл)

ρ(Li)=0,5 г/мл; ρ(Os) = 22 г/мл.

5. мають різні температури плавлення(t_{(плавлення)}Hg = -39⁰; t_{(плавлення)}W =

+3500⁰C

6. Чорні (залізо і його сплави) і кольорові метали (всі інші).
7. Благородні метали (срібло, золото, платина, паладій).

 

Загальні хімічні властивості металів:

 

1. Реакція з неметаллами: (утворюють солі, тільки кисень – оксиди)

2Fe  +  3Cl₂  =  2FeCl₃

2Ca  +  O₂  –  2CaO

2. Реакція з водою:

А) при звичайних умовах взаємодіє тільки з лужними та лужно-земельними металами, утворюючи луг і водень:

2Na  +  2H₂O  = 2NaOH  +  H₂↑

Ca  +  2H₂O  = Ca(OH)₂  +  H₂↑

Б) при нагріванні взаємодіють всі інші метали, крім благородних металів(Pt, Au), утворюючи оксид металу і водень

Zn  +  H₂O  =  ZnO  +  H₂

Au  +  H₂O ≠

3. 3. Реакція з кислотами.

Метали, що стоять у ряді металів до Н, взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і водень.

                                              Zn  +  2HCl  = ZnCl₂  +  H₂↑

Cu  + HCl  ≠

4. Реакція з солями.

Солі, утворені слабкими металами, взаємодіють із сильними металами. (Сильні метали ті, які знаходяться лівіше у ряду металів).

Zn  +  CuCl₂  = ZnCl₂  +  Cu

Cu  + ZnCl₂  ≠

 

Методи добування металів.

 

Відомі такі методи добування металів із руд:

1. Пірометалургій ний – це метод при якому використовується високі температури (1500-1800⁰С) і такі відновники: С(кокс), СО (чадний газ), Н₂, Al(алюмотермія).

Цим  методом одержують чавун і сталь.

Fe₂O₃  +  3C  =  2Fe  +  3CO

Fe₂O₃  +  3CO  =  2Fe  +  3CO₂

Fe₂O₃  +  3H₂  =  2Fe  +  3H₂O

Fe₂O₃  +  2Al  =  2Fe  +  Al₂O₃

2. 2. Гідрометалургійний –  це метод при якому руду розчиняють у

            кислотах і одержаний розчин солі піддають електролізу або

            витіснення  більш активним металом.

Цим  методом одержують кольорові метали: мідь(Сu), цинк(Zn),

нікель(Ni), марганець(Mn) .

CuO   + Н₂SO₄  =  CuSO₄  +  H₂O

CuSO₄   +  Fe  =  FeSO₄  +  Cu

2. Електрометалургійний – це метод при якому руду піддають реакції

     електролізу розплаву.

Цим методом одержують активні метали: алюміній, лужні та лужно-

земельні метали.

Добування натрію методом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na⁺  +  Cl^–

(-) K:  Na⁺  +  1e  → Na⁰

(+) A: Cl^–    –   1e    → Cl⁰;  2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na  +  Cl₂↑

 

 

Сплави металів

 

Залізо утворює два сплави:

1. Чавун ( сплав Fe – 96-98% + C – 3-4% + Si, P, S – 1%)
2. Сталь ( сплав Fe – 99% + C – 1%)

Чавун – твердий сплав, Але при ударах тріскає.

Сталь – пластична.

 

Виробництво чавуну

 

Сировиною для виготовлення для чавуну є:

1. залізна руда (Fe₂O₃) – червоний залізняк, гематит;
2. кокс (С);
3. флюси (СаСО₃).

Одержують чавун у доменних печах.

У доменну піч зверху закидають шарами : шар коксу і шар руди з флюсами(Fe₂O₃ + CaCO₃) і т.д. Знизу в домну вдувають  повітря збагачене киснем. Згоряє кокс:  С  +  О₂  =  СО₂  + QкДж   і при цьому температура підвищується до 1800⁰С. Нагрітий СО₂ стикається із шарами коксу і утворюється чадний газ:  СО₂  +  С  = 2СО. ∙ – чадний газ  відновлює залізо із руди(поступово):   Fe⁺³₂O₃ →   Fe⁺³₂O₃ ∙ Fe⁺²O  → Fe⁺²O  → Fe⁰

Fe⁺³₂O₃  +  3CO  =  2Fe   +  3CO₂

У руді є багато природних домішок(пісок), щоб їх вивести із чавуну використовують флюси:   СаСО₃ = СаО  + СО₂↑

СаО  +  SiO₂  =  CaSiO₃ , при цьому утворюються легкоплавкі силікати, які збираються над чавуном у вигляді шлаку.

 

Виробництво сталі

 

Сировиною для виробництва сталі є:

1. Рідкий чавун;
2. металобрухт;
3. флюси (СаСО₃);
4. розкислювачі (Mn).

Одержують сталь у кисневих конверторах.

У конвертор заливають рідкий чавун і засипають металобрухт і через трубу пропускають кисень, при цьому відбувається окиснення всіх складників чавуну(найбільше заліза):

2Fe  +  O₂  =  2FeO  + QкДж

С  +  О₂  =   СО₂↑ +  QкДж

Si  +  O₂  =  SiO₂   + QкДж

4P  +  5O₂ =  2P₂O₅  + QкДж

S  +  O₂  =  SO₂↑ +  QкДж

При цьому температура підвищується за рахунок тепла екзотермічних реакцій

до 1800⁰С . SiO₂   P₂O₅ забирають флюсами і утворюються шлаки(силікати і фосфати).

СаСО₃ = СаО  + СО₂↑

СаО  +  SiO₂  =  CaSiO₃

3СаО  + Р₂О₅  =  Са₃(РО₄)₂

Щоб вивести FeO із сталі використовують розкислювач (Мn).

FeO  +  Mn   =  MnO  +  Fe

 

Реакції, що відбуваються під час виробництва чавуну:

С  +  О₂  =  СО₂  + QкДж   – окиснення

СО₂  +  С  = 2СО   –  окиснення

Fe⁺³₂O₃  +  3CO  =  2Fe   +  3CO₂  –  відновлення.

Реакції, що відбуваються під час виробництва сталі:

С  +  О₂  =  СО₂  + QкДж   – окиснення

2Fe  +  O₂  = 2 FeO  + QкДж   – окиснення

і  т. д.

FeO  +  Mn   =  MnO  +  Fe  – відновлення

 

Корозія металів

 

Корозія металів – це руйнування металів під дією навколишнього середовища.

Корозія металів поділяється на:

хімічна корозія – це руйнування металів під дією речовин навколишнього середовища:  О₂, Н₂О_, СО₂, SO₂ …

4Fe  +  3O₂  +  6H₂O  =  4Fe(OH)₃

Сірий колір       бурий колір(іржа)

2Cu  +  O₂  =  2CuO

Червоний колір      чорний колір

CuO  +  CO₂  =  CuCO₃

Чорний колір          голубий колір

електрохімічна корозія – це корозія, що відбувається на стику двох металів різної активності в присутності води і руйнується більш активний метал.

 

Наприклад:             Н₂О                                                           Н₂О

Zn  || Fe                                           Ni || Fe

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺      ||                                                     || Fe⁰ – 2e = Fe²⁺

Руйнується цинк –                                                       Руйнується залізо більш

більш активний метал                                                 активний метал

 

Методи запобігання корозії:

1. захист фарбою, лаком, смолою, жиром;
2. гальваностегія – покриття основного металу більш активним методом електролізу.

• оцинкування;
• нікелювання;
• хромування;
• лудіння або лудження(покриття оловом –Sn)

 

 

Електроліз розплавів та розчинів солей

Електроліз – це окисно-відновні реакції, які відбуваються на електродах в розплавах або розчинах електролітів (солей), якщо через них пропустити постійний електричний струм.

Електроди поділяються на:

1. катод;
2. анод.

Катод – негативно заряджений електрод (тому, що має надлишок електронів і він може віддавати електрони позитивно зарядженим йонам -катіонам).

Анод –  позитивно заряджений електрод (тому, що має недостачу електронів і він може приймати електрони від негативно заряджених йонів – аніонів)

При пропусканні постійного електричного струму до катоду будуть рухатися – катіони, а до аноду – аніони (звідси і походять назви йонів – катіонів та аніонів).

 

1. Електроліз розплаву CuCl₂

При електролізі розплаву солі утворюються тільки катіони і аніони солі.

CuCl₂ ↔Cu²⁺  +  2Cl^–

 

(-) K:     Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

 

(+) A:    Cl^–   – 1e  → Cl⁰ ;  2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння електролізу:

CuCl₂  →  Cu⁰  +  Cl₂↑

 

2. Електроліз розчину CuCl₂

 

При електролізі розчину солі будуть утворюватися не тільки катіони та аніони солі, а і  йони Н⁺ і ОН^–, які утворюються в результаті дисоціації води (вода хоч слабкий електроліт, але одна з мільярду молекул розпадається на йони).

До катода підходять катіони електроліту і Н⁺, а до аноду – аніони електроліту і ОН^–

Із двох йонів біля аноду і катоду буде розряджатися один йон – більш активніший.

 

 

Ряд активності катіонів:

K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, H⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Ag⁺, Pt²⁺, Au³⁺

→     →   →    →   →     Хімічна активність збільшується  →   →   →    →

 

Ряд активності аніонів:

І^–,  Br^–, S^2- , Cl^– , OH^– , SO₄^2-, NO₃^– , F^–   та інші аніони оксигеновмісних кислот

→   →    →   →     Хімічна активність зменшується  →   →   →    →

 

CuCl₂ ↔Cu²⁺  +  2Cl^–

Н₂О  ↔  Н⁺  +  ОН^–

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰                                                 Cu²⁺  – більш активніший

(-) K:      Н⁺

Cl^–   – 1e  → Cl⁰ ;  2Cl⁰ → Cl₂                     Cl^–    – більш активніший

(+) A:    ОН^–

Загальне рівняння електролізу:

CuCl₂  + Н₂О    →  Cu⁰  +  Cl₂↑  + Н₂О

CuCl₂  →  Cu⁰  +  Cl₂↑

 

3. Електроліз розчину NaCl

 

NaCl ↔  Na⁺  +  Cl^–

Н₂О  ↔  Н⁺  +  ОН^–

Na⁺                                             Н⁺ – більш активніший

(-) K:     Н⁺  +  1е →  Н⁰;  2Н⁰ → Н₂

Cl^–   – 1e  → Cl⁰ ;  2Cl⁰ → Cl₂           Cl^– –  більш активніший

(+) A:     ОН^–

Загальне рівняння електролізу:

2NaCl  + 2Н₂О    → Н₂  +  Cl₂↑  +   2NaOH

 

Застосування електролізу

 

1. для одержання активних металів (K, Na, Ca, Mg, Al) і деяких активних неметалів (Cl₂, F₂).
2. для покриття металічних предметів іншими металами ( нікелювання, хромування оцинкування, золочення, лудіння або лудження) – це явище гальваностегії;
3. явище гальванопластики – це одержання копій із різних барел’єфів статуеток (при цьому виріб оброблюють графітом і використовують як катод і проводять процес електролізу розчину солі малоактивного металу і одержують покриття металом виробу. І це є кліше для одержання копій.

 

Д/з: Написати схеми електролізу розплавів та розчинів таких солей:

Na₂S, FeCl₂, FeBr₃, HgCl₂, CaCl₂, KBr,  NaI, K₂S, CuBr₂.

Тема 16. Лужні метали і Кальцій та їх сполуки.

Лужні метали

До лужних металів відносяться елементи І-А групи: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Це група найтиповіших металів.

На зовнішньому шарі в них тільки один неспарений електрон.

Na⁰        –        1e          =        Na⁺

₊₁₁²³Na⁰  1s²2s²2p⁶3s¹                            ₊₁₁²³Na⁺  1s²2s²2p⁶3s⁰

В сполуках лужні метали  проявляють такі:

– СО  – +1;

–  валентність – І;

–  заряд йона –  +.

Фізичні властивості лужних металів

1. Сріблясто-білого кольору;
2. м’які;
3. легкі (ρ(Li)=0,50 г/мл; ρ(Na) = 0,98 г/мл.)
4. легкоплавкі(температура від +200⁰С до +28⁰С.)

Лужні і лужно-земельні метали на повітрі є дуже активними і взаємодіють з киснем і водою при звичайних умовах, тому їх зберігають під шаром гасу(жиру).

Хімічні властивості лужних металів

 

|→ + Cl₂ → Me⁺¹Cl

|→ +   S  → Me⁺¹₂S

Ме     →   →   |→ +  H₂  → Me⁺¹H^-1   –    Na⁺¹H^-1! – натрій гідрид

(Li – Fr)                |→ +  H₂O → Me⁺¹OH  +  H₂↑

|→ +  HCl →  Me⁺¹Cl  +  H₂↑

|→ +  Me*Cl → Me⁺¹Cl  +  Me* |

 

З киснем лужні метали взаємодіють так: тільки Літій з киснем утворює оксид(Li₂O), а всі інші лужні метали утворюють пероксиди формулою (Me₂O^-1₂)

4Li  +  O₂  =  2Li₂O

2Na  +  O₂  =  Na₂O₂   натрій пероксид

Na₂O₂  +  2Na  =  2Na₂O  натрій оксид

Якісною реакцією на лужні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

• Na – жовте
• K – фіолетове

 

Лужно-земельні метали

 

До лужно-земельних металів відносяться деякі елементи ІІ-А групи:  Сa, Sr , Ba, Ra. Це група типових металів.

На зовнішньому шарі в них два  електрони.

 

Сa⁰        –        2e          =        Сa²⁺

₊₂₀⁴⁰Сa⁰  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s²                            ₊₂₀⁴⁰Сa²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰

В сполуках лужно-земельні метали  проявляють такі:

– СО  – +2;

–  валентність – ІІ;

–  заряд йона –  2+.

Фізичні властивості лужно-земельних металів

5. Сріблясто-білого кольору;
6. твердіші за лужні метали;
7. легкі (ρ(Са)=1,55 г/мл;)
8. тугоплавкі за лужні метали(t_{(плавлення)}Са = +851⁰С)

 

Хімічні властивості лужно-земельних металів

 

|→ + Cl₂ → Me⁺²Cl₂

|→ +   S  → Me⁺²S

|→ +  H₂  → Me⁺²H₂^-1   –    Ca⁺²H₂^-1! – кальцій гідрид

Ме       →    →   |→ +   O₂ → Me⁺²O

(Ca –  Ra)                 |→ +  H₂O → Me⁺²(OH)₂  +  H₂↑

|→ +  HCl →  Me⁺²Cl₂  +  H₂↑

|→ +  Me*Cl → Me⁺²Cl₂  +  Me* |

 

Якісною реакцією на лужно-земельні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

• Сa – червоний(цегляний)

Лужні і лужно-земельні метали утворюють по одному оксиду, які є типовими основними оксидами. Їх формули: Ме⁺¹₂О і Ме⁺²О.

Також вони утворюють по одному гідроксиду, які є лугами. Їх формули:

Ме⁺¹ОН і  Ме⁺²(ОН)₂

Добування лужних і лужно-земельних металів

Одержують лужні і лужно-земельні метали у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплавів солей.

Добування натрію методом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na⁺  +  Cl^–

(-) K:  Na⁺  +  1e  → Na⁰

(+) A: Cl^–    –   1e    → Cl⁰;  2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na  +  Cl₂↑

 

Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування

І. Калію:

   – KCl –  калійна сіль (сильвін);  (як калійне добриво)

– K₂CO₃  –   поташ;(калійне добриво, виробництво тугоплавкого скла і кришталю)

–  KOH –   «їдке калі»; (як електроліт в лужних акумуляторах, виробництва рідкого мила)

–  KCl∙MgCl₂∙6H₂O –  карналіт; (як калійне добриво)

–  NaCl∙KCl  – сильвініт

ІІ. Натрію

• NaCl – кухонна(кам´яна) сіль (галіт); (як смаковий продукт, одержання натрію)
• NaCl∙KCl – сильвініт
• Na₂SO₄∙10H₂O – мірабіліт
• Na₂СO₃∙10H₂O – кристалічна сода
• Na₂СO₃ –  кальцинована сода; (усунення твердості води, одержання звичайного скла, твердого мила)
• NaНСO₃ –  питна сода ( як розпушувач у харчовій промисловості, у вогнегасниках, для пониження кислотності в шлунку)
• NaОН –  «їдкий натр», каустик, каустична сода. (одержання твердого мила, штучних волокон, очищення нафтопродуктів, реакціях гідролізу)

ІІІ. Кальцію.

    –     СаСО₃  –  крейда, мармур, вапняк, ракушник; (у будівництві, виготовлення пам’ятників, одержання негашеного вапна, вуглекислого газу)

–    СaSO₄∙2H₂O  – гіпс;( одержання паленого гіпсу-алебастру- (СаSO₄)₂∙0,5Н₂О)

–    СаО  –  «негашене вапно»;(одержання гашеного вапна)

–    Са(ОН)₂  –  «гашене вапно», «вапняне молоко», «вапняна вода».(для визначення вуглекислого газу, в будівництві, для побілки стовбурів дерев,виготовлення цукру, для одержання  «хлорного вапна», для боротьби з хворобами рослин-бордоська суміш- CuSO₄∙5Н₂О + Ca(OH)₂ )

–    СаСО₃·MgCO₃ – доломіт.

 

Твердість води

  Під твердістю води розуміють наявність у воді солей тільки Магнію та Кальцію, а саме гідрогенкарбонатів, хлоридів і сульфатів:

Ca(HCO₃)₂ , Mg(HCO₃)_{2 ,} CaCl_2, MgCl₂ , CaSO₄, MgSO₄.

Твердість води поділяється на:

1. Карбонатна або тимчасова твердість . Вона визначається наявністю в ній солей гідроген карбонатів Кальцію та Магнію: Ca(HCO₃)₂ , Mg(HCO₃)
2. Не карбонатна або постійна твердість. Вона визначається наявністю в ній солей хлоридів і сульфатів Кальцію та Магнію: CaCl_2, MgCl₂ , CaSO₄, MgSO₄.

 

Методи усунення твердості води

 

І. Тимчасової або карбонатної твердості.

1. кип’ятіння:

Ca(HCO₃)₂ =  СaCO₃↓  +  CO₂↑  +  H₂O

 Mg(HCO₃)₂   =  MgCO₃↓  +  CO₂↑  +  H₂O

2. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

Ca(HCO₃)₂  + Na₂CO₃ =  СaCO₃↓  + 2NaHCO₃

Mg(HCO₃)₂  + Na₂CO₃ =  MgCO₃↓  + 2NaHCO₃

3. додаванням  мила – С₁₇Н₃₅СООNa  або С₁₅Н₃₁СООNa:

Ca(HCO₃)₂  + 2С₁₇Н₃₅СООNa =  (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca ↓  + 2NaHCO₃

Mg(HCO₃)₂  + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Mg↓ + 2NaHCO₃

ІІ. Постійної або не карбонатної твердості.

1. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

CaCl₂  + Na₂CO₃  = СaCO₃↓  + 2NaCl

MgSO₄  + Na₂CO₃ =  MgCO₃↓  + Na₂SO₄

2. 2. додаванням  мила – С₁₇Н₃₅СООNa  або  С₁₅Н₃₁СООNa:

CaCl₂  + 2С₁₇Н₃₅СООNa =  (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca ↓  + 2NaCl

MgSO₄  + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Mg↓ + Na₂SO₄

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 17. Алюміній і Ферум та їх сполуки.

Алюміній  та його сполуки

 

Алюміній знаходиться у ІІІ-А групі.

На зовнішньому шарі в нього три  електрони. Алюміній – нетиповий метал(перехідний, амфотерний елемент).

Al⁰        –        3e          =        Al³⁺

₊₁₃²⁷Al⁰  1s²2s²2p⁶3s²3р¹                           ₊₁₃²⁷Al³⁺  1s²2s²2p⁶3s⁰3р⁰

В сполуках алюміній  проявляє такі:

– СО  – +3;

–  валентність – ІІІ;

–  заряд йона –  3+.

Алюміній – це третій(Оксисен, Силіцій) за поширеністю елемент у земній корі, а серед металів –найбільш розповсюджений – 8%, а залізо – 4%

Фізичні властивості алюмінію

1.Сріблясто-білого кольору;

2. м’який. Дуже пластичний, легко витягується у дріт і прокатується у листи і фольгу. З електропровідністю поступається тільки золоту, сріблу і міді(2/3 міді).
3. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)
4. тугоплавкі за лужні метали(t_{(плавлення)}Al = +660⁰С)

У ряді металів він стоїть біля активних металів, але при звичайних умовах(на відміну від лужних та лужно-земельних металів) не взаємодіє ні з киснем , ні з водою тому, що він зверху покритий тонкою, щільною, прозорою плівкою, яка не допускає до поверхні кисень і воду. Знищити оксидну плівку на алюмінію можна тільки хімічно(не механічно), а саме ртуттю(Hg) або солями Меркурію(Hg(NO₃)₂).

 

Хімічні властивості алюмінію

 

|→ + Cl₂ → Al⁺³Cl₃

|→ +   S  → Al₂⁺³S₃

|→ +  H₂  → Al⁺³H₃^-1   –    Al⁺³H₃^-1! – алюміній гідрид

Al          →    →   |→ +   O₂ → Al₂⁺³O₃  (знищивши оксидну плівку)

|→ +  H₂O → Al⁺³(OH)₃  +  H₂↑(знищивши плівку)

|→ +  HCl →  Al⁺³Cl₃  +  H₂↑

|→ +  Me*Cl → Al⁺³Cl₃  +  Me*

На відміну від типових металів алюміній як нетиповий метал взаємодіє з розчинами лугів(подібно як неметали), утворюючи сіль і водень:

2Al  +  2H₂O  +  2NaOH  =  2NaAlO₂  +  3H₂↑

Натрій метаалюмінат

А також алюміній вступає в реакцію з оксидами малоактивних металів і ця реакція називається алюмотермія.

                              2Al  +  3FeO  =  Al₂O₃  + 2Fe

Алюміній утворює  один оксид, який є  амфотерним оксидом (Al₂O₃). Також він утворює  один гідроксид, який  є амфотерним гідроксидом(Al(OH)₃).

 

Добування алюмінію

 

Одержують алюміній у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплаву Al₂O₃  .

Добування алюмінію методом електролізу розплаву Al₂O₃  .

Al₂O₃  ↔  2Al³⁺  +  3O^2-

(-) K:  Al³⁺  +  3e  → Al⁰

(+) A: 2O^2-    –   4e    → O₂⁰

Загальне рівняння:

2 Al₂O₃  → 4Al  +  3O₂↑

 

Природні сполуки алюмінію і їх застосування

1. Al₂O₃ – корунд ( червоні кристали – рубін, сині кристали – сапфір)
2. Al₂O₃∙nH₂O – боксит (алюмінієва руда)
3. Al₂O₃∙2SiO₂ ∙2H₂O – каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки  Fe₂O₃ )

Алюміній використовується:

1. одержання сплавів легких і міцних:

• дюралюміни – це сплав Al + Cu + Mg
• силумін – це сплав Al + Si.

2. виробництво електричних дротів, різної хім..апаратури, фольги.
3. для алітування – це насичення поверхні стальних і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту від корозії.
4. виробництва терміту (суміш залізної окалини і алюмінію) при цьому утворюється температура за 2000⁰C, а також для одержання деяких металів методом алюмотермії.

 

 

Ферум та його сполуки

 

 

Ферум міститься  VІІІ-Б групі. Fe – це d–елемент.

На зовнішньому шарі в нього два  електрони. Ферум – це  типовий метал.

На відміну від лужних, лужно-земельних металів та алюмінію як елементів головних підгруп, Ферум як елемент побічної підгрупи може віддавати електрони як з зовнішнього щару , так із передостаннього d-електронного шару.Тому для нього характерні аж дві ступені окиснення.

 

 

 

 

 

Fe⁰        –        2e          =        Fe²⁺

₊₂₆⁵⁶Fe⁰  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² 3d⁶                           ₊₂₆⁵⁶Fe²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰3d⁶

                                                                                        

Fe⁰        –        3e          =        Fe³⁺

₊₂₆⁵⁶Fe⁰  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² 3d⁶                            ₊₂₆⁵⁶Fe³⁺  1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰3d⁵

 

                                                                                            

 

В сполуках Ферум  проявляє такі:

– СО  – +2 і  +3;

–  валентність – ІІ  і  ІІІ;

–  заряд йона –  2+  і  3+

 

Фізичні властивості заліза

1. Сріблясто-білого (сірого) кольору;
2. має магнітні властивості на  відміну від інших металів ;
3. важкий (ρ(Fe)=7,87 г/мл;)
4. тугоплавкий (t_{(плавлення)}Fe = +1539⁰С)

 

Хімічні властивості заліза

 

Залізо відноситься до металів середньої активності у ряді металів.

 

|→ + Cl₂ → Fe⁺³Cl₃

|→ +   S  → Fe⁺²S

|→ +  H₂  ≠

Fе       →    →     |→ +   O₂ → Fe₃O₄  (тільки при t⁰ = 1000⁰С)

|→ +  H₂O → Fe₃O₄+  H₂↑(тільки при t⁰ = 1000⁰С)

|→ +  HCl →  Fe⁺²Cl₂  +  H₂↑

|→ +  CuCl₂ → Fe⁺²Cl₂  +  Cu

                                               |→ + O₂ +  H₂O  → Fe(OH)₃  (звичайні умови)

іржа

Ферум утворює  три оксиди:

1. FeO – ферум (ІІ) оксид (основний оксид)
2. Fe₂O₃ – ферум (ІІІ) оксид (амфотерний оксид)
3. Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃) – залізна окалина обо ферум(ІІ,ІІІ) оксид )змішаний оксид)

 

Ферум утворює два гідроксиди:

1. Fe(OH)₂ – ферум (ІІ) гідроксид (нерозчинна основа)
2. Fe(OH)₃ –  ферум (ІІІ)  гідроксид (амфотерний гідроксид).

4Fe(OH)₂  +  2H₂О  + O₂ =  4Fe(OH)₃  

 

Якісні реакції на солі Fe²⁺ і  Fe³⁺

І. Fe²⁺.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється брудно-зелений осад Fe(OH)₂:

             FeCl₂   +   2NaOH   =   Fe(OH)₂ ↓ +   2NaCl  

2. Реакція з червоною кров’яною сіллю K₃[Fe⁺³(CN)₆] і при цьому утворюється синій осад «турнбулева синь»:

3Fe⁺²Cl₂   + 2K₃[Fe⁺³(CN)₆]    =  Fe₃[Fe⁺³(CN)₆]₂↓ +   6KCl  

                                                        «турнбулева синь»

ІІ. Fe³⁺.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється бурий осад Fe(OH)₃:

             FeCl₃   +   3NaOH   =   Fe(OH)₃ ↓ +   3NaCl  

2. Реакція з жовтою кров’яною сіллю K₄[Fe⁺²(CN)₆] і при цьому утворюється синій осад «берлінська блакить»:

4Fe⁺³Cl₃   + 3K₄[Fe⁺²(CN)₆]    =  Fe₄[Fe⁺²(CN)₆]₃↓ +   12KCl  

                                                        «берлінська блакить»

3. Реакція з калій роданідом KSCN і при цьому утворюється криваво-

          червоний осад Fe(SCN)₃:

                 FeCl₃   +   3KSCN   =   Fe(SCN)₃ ↓ +   3KCl   

 

 

Природні сполуки Феруму

 

1. Fe₂O₃ – гематит, червоний залізняк
2. Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃) – магнетит, магнітний залізняк, залізна окалина.
3. FeS₂ – пірит, залізний або сірчаний колчедан.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Неметалічні елементи

 

Особливості будови атомів неметалів:

 

1. Мають велику кількість електронів на зовнішньому шарі (3-8 електронів);
2. мають малий радіус(мала кількість електронних шарів);
3. неметали переважно приймають електрони до завершення зовнішнього шару, тобто переважно є окисниками, але деякі з них можуть і віддавати електрони(крім Флору), тобто виступають і відновниками.
4. Неметали мають найвищу позитивну С.О., яка відповідає номеру групи і найнижчу негативну С.О. таку скільки електронів бракує до завершення зовнішнього шару.

Із  110 елементів – 22 неметали. Це переважно р-елементи, крім Н і Не –s – елементи. Елементи-неметали у періодичній системі знаходяться і правій верхній частині її. Якщо провести діагональ від Бору до Астату, то на лінії діагоналі і зверху неї знаходяться неметали.

 

 

 

 

 

Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.

 

Гідроген  та його сполуки.

 

Атоми Гідрогену найбільш розповсюджені у Всесвіті і входять до складу Сонця, зірок, а на Землі є тільки 1%.

    Атом Гідрогену у періодичній системі знаходиться у двох групах одночасно:

І-А група (лужні метали) і VІІ-А група(галогени). На одному (першому) електронному шарі він містить 1 електрон, якщо він віддасть , то матиме С.О. +1(як лужні метали), він може також і прийняти електрони і одержить С.О. -1(як галогени).

Атом Н у формулах речовин має такі С.О. : -1,  0 ,  +1.(найбільш характерна С.О. +1, крім гідридів металів -1.)

Атом Гідрогену (Н) утворює тільки одну просту речовину – Н₂ – водень.

За фізичними властивостями водень – це газ, найлегший із всіх відомих (Мr(H₂₎ = 2), нерозчинний у воді(1: 0,019), але розчиняється у металі Платина (Pt) (1: 850). При  високих тисках(тисячах атмосфер) водень проходить через металічну обшивку приладів як повітря через губку (вибухонебезпечний !), а також , коли вдихати водень, то голос змінюється.

 

 

 

 

Хімічні властивості водню

 

1. реакція горіння:

2Н⁰₂  +  О₂  =  2Н⁺¹₂О            Суміш 2V Н₂  +  1V O₂  – «гримучий газ»

Н⁰₂ – відновник

2. реакція з неметалами:

Н⁰₂  +  Cl₂  =  2Н⁺¹Cl

Н⁰₂  +  S  =  Н₂⁺¹S

3Н⁰₂  +  N₂  =  2NН₃⁺¹

Н⁰₂ – відновник

3. реакція з деякими металами (лужними, лужно-земельними і алюмінієм):

2Na +  H₂⁰  =  2NaН^-1                   Н⁰₂ – окисник

4. реакція з оксидами малоактивних металів:

Fe₂O₃  + 3Н₂  = 2Fe  +  3H₂O

 

5. 5. реакція гідрування – це приєднання водню до атомів Карбону при подвійному чи потрійному зв’язку ворнанічних речовинах:

СН₂   =  СН₂   +  Н₂    →    СН₃− СН₃

етен                               етан

 

Добування водню

 

1. У промисловості водень одержують при розкладі метану:

                                         2СН₄   →    С₂Н₂   +  3Н₂

2. У лабораторії водень одержують при взаємодії металів, що стоять у ряду металів до Н з кислотами:

Fe  +  2HCl  →  FeCl₂  +  H₂ ↑

 

Застосування водню

1. як екологічно чисте пальне;
2. синтез хлороводню і хлоридної кислоти; амоніаку, метанолу;
3. відновлення металів із руд;
4. одержання твердих жирів із олії (реакціях гідрування органічних речовин);
5. для наповнення стратостатів і метеорологічних шарів.

 

 

Галогени та їх сполуки

 

До галогенів відносяться елементи VII-А групи: F, Cl, Br, I, (At – це метал). Галогени – це родина найактивніших неметалів і серед них «король» всіх неметалів – F.

Для галогенів найбільш характерні такі С.О.:  -1, 0, +1, +4, +6, +7.

(тільки F має: -1, 0)

Галогени як найактивніші неметали будуть приймати електрони і виступаючи переважно як окисники, тому найбільш характерна С.О.: -1.

          Електронна формула атома Хлору:   ₊₁₇^35,5Cl

          1s²2s²2p⁶3s²3р⁵                                                                     

 

 

Електронна формула аніону Хлору:    Cl^–

Cl⁰  + 1e  →   Cl^–

1s²2s²2p⁶3s²3р⁶

Атоми галогенів утворюють тільки одну просту речовину формулами:

F₂  , Cl₂  , Br₂  , I₂  .

За фізичними властивостями галогени:

F₂  – блідо-жовтого кольору газ;

Cl₂  – жовтувато-зеленого кольору газ;

Br₂  – темно-червоного кольору рідина;

I₂  – фіолетово-чорного кольору кристали.(явище сублімації – перехід з твердого стану до газоподібного, минаючи рідкий)

Найбільше практичне значення серед галогенів має Хлор і його сполуки.

 

Хлор

 

За фізичними властивостями хлор – це газ з різким запахом, трохи розчинний у воді(1:2,5) – розчин хлору у воді називається «хлорною водою». Він важчий за повітря (Мr(Cl₂₎ = 71), дуже отруйний.

Хімічні властивості хлору

1. реакція з всіма металами, навіть благородними:

2Na  +  Cl₂⁰  =  2NaCl^-1       «галогени» з грецької

2Au  +  3Cl₂  =  2AuCl₃         «ті, що утворюють солі»

Cl⁰₂ – окисник

2. 2. реакція з неметалами(крім С,O₂):

Н₂  +  Cl₂⁰  =  2НCl^-1

2Cl₂⁰   +  2P   =  2PCl₅^-1

Cl₂⁰  –  окисник

3. реакція з водою:

А) на початку реакції (свіжо приготовлена «хлорна вода»)

Н₂О +  Cl₂⁰ =  НCl^-1  +  НCl⁺¹ O

Н-ОН

гіпохлоритна кислота

HClO  =  HCl  +  O (атомарний Оксисен)

Cl₂⁰  – і окисник, і відновник

Б) в кінці реакції (при тривалому стоянні)

2Н₂О +  2Cl₂⁰ =  4НCl^-1  +  O₂↑

Cl₂⁰ – окисник

 

 

4. реакція з лугами:

 

А) при звичайних умовах

2NaОH +  Cl₂⁰ =  NaCl^-1  +  NaCl⁺¹O  +  H₂O

Na-OH                            натрій гіпохлорит

Cl₂⁰  – і окисник, і відновник

Б) при нагріванні

6NaОH +  3Cl₂⁰ =  NaCl^-1  +    NaCl⁺⁵O₃  +3H₂O

Cl₂⁰  – і окисник, і відновник   натрій хлорат

5. 5. реакція з солями, утвореними менш активними галогенами

NaF +  Cl₂⁰ ≠

2NaBr +  Cl₂⁰ =  2NaCl^-1  +  Br₂

Cl₂⁰  –  окисник,

 

Добування хлору

 

1. У промисловості хлор одержують електролізом розплаву або розчину кухонної солі:

NaCl ↔ Na⁺  +  Cl^–

(-) K:  Na⁺  +  1e  → Na⁰

(+) A: Cl^–    –   1e    → Cl⁰;  2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na  +  Cl₂↑

2. У лабораторії сполук Мангану і хлоридної кислоти:

2KMnO₄  + 16HCl = 2MnCl₂  +  2KCl  + 5Cl₂↑  + 8H₂O

MnO₂  + 4HCl = MnCl₂  + Cl₂  + 2H₂O

 

                                                                                         Застосування хлору

1. одержання хлороводню і хлоридної кислоти;
2. для відбілювання тканин і паперу;
3. для знезараження питної води як дезінфектант;
4. добування синтетичного каучуку, волокон, пластмас.

 

 

Гідрогенові сполуки Хлору

 

Атом Хлору утворює дві такі сполуки: (явище неорганічної ізомерії)

HCl – хлороводень, гідроген хлорид

HCl – хлоридна кислота, соляна кислота.

 

Хлороводень

 

Хлороводень – газ з різким звапахом, добре розчинний (1:500), розчин хлороводню у воді називається хлоридна кислота, отруйний.

         Для хлороводню характерна тільки реакція з лугами і амоніаком:

NaOH + HCl = NaCl  + H₂O (спільна властивість з HCl-кислотою)

NH₃ + HCl = NH₄Cl

 

Хлоридна кислота

 

HCl – сильна кислота.

 

Хімічні властивості хлоридної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація:

HCl  ↔  Н⁺  +  Cl^–

2. реакція з металами до Н:

Zn + 2HCl = ZnCl₂  + H₂↑

З.  реакція з оксидами металів:

FeO + 2HCl = FeCl₂  + H₂O

4. реакція з основами(реакція нейтралізації):

 NaOH + HCl = NaCl  + H₂O

5. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na₂СO₃ + 2HCl = 2NaCl  + H₂O  + СО₂↑(Н₂СО₃)

ІІ. Якісна реакція:

1. якісною реакцією на хлоридну кислоту і її солі є AgNO₃, при цьому утворюється білий сирнистий осад AgCl:

                      AgNO₃ + HCl = AgCl↓  + HNO₃

 

Добування HCl

1. 1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + Cl₂ = 2НCl ↑

2. У лабораторії реакцією кристалічної кухонної солі з концентрованою сульфатною кислотою:

2NaCl_(кр.) + H₂SO₄  = Na₂SO₄  + 2HCl↑

 

Застосування хлоридної кислоти

1. для одержання солей;
2. для очищення поверхні металів від іржі;
3. 0,5%-розчин використовують при пониженні кислотності в шлунку;
4. добування пластмас.

 

Оксиди Хлору

 

Атом Хлору утворює такі оксиди:

1. Cl₂⁺¹O –  кислотний оксид
2. Cl⁺⁴O₂ –  подвійний оксид
3. Cl⁺⁶O₃ –  подвійний оксид
4. Cl₂⁺⁷O₇ – кислотний оксид.

Ці оксиди утворюють такі кислоти:

Cl₂⁺¹O   →  НCl⁺¹O – гіпохлоритна кислота

→  НСl⁺³O₂  – хлоритна кислота

Cl⁺⁴O₂ →

→  НСl⁺⁵O₃  – хлоратна кислота

→  НСl⁺⁵O₃   – хлоратна кислота

Cl⁺⁶O₃→

→  НСl⁺⁷O₄  – перхлоратна кислота

Cl₂⁺⁷O₇     →  НСl⁺⁷O₄ –  перхлоратна кислота

 

Природні сполуки галогенів

 

1. NaCl – кухонна сіль, галіт;
2. NaCl∙KCl – сильвініт;
3. KCl –  сильвін;
4. KClO₃ – бертолетова сіль;
5. СаСl(ClO)  або   CaOCl₂ – хлорне вапно.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 19. Оксиген і Сульфур та їх сполуки.

Оксиген  та його сполуки.

    

     Оксиген – найпоширеніший хімічний елемент у земній корі – 49%.

     Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2,   0 ,   +2 (О⁺²F₂^-1).

Атом Оксигену на відміну від галогенів утворює кілька простих речовин і це явище називається алотропією,  а ці прості речовини називають алотропними видозмінами .

→  O₂  – кисень

O     →

→  O₃  – озон

 

Кисень

 

Фізичні властивості кисню

Кисень – це газ, без запаху і смаку, малорозчинний у воді (1: 0,03), підтримує дихання живих організмів і горіння речовин( у повітрі кисню – 21%, азоту – 78% і 1% – інертні гази). Рідкий кисень(-183^оС) та інші гази у рідкому стані зберігають у посудині Дюара(термос).

 

Хімічні властивості кисню

1. Кисень взаємодіє з простими і складними речовинами і внаслідок реакції утворюються оксиди цих елементів і ця реакція називається

окиснення.

                        C  +  O₂  =   CO₂ ;  4Р  +  5О₂  =  2Р₂О₅

                     CH₄  +  2O₂  =  CO₂  +  2H₂O

Для всіх складних речовин реакція окиснення поділяється:

А) повне окиснення ( кожний із елементів окислюється до відповідних оксидів):

                                        4NH₃  +  5O₂  =  4NO  + 6H₂O

CH₄  +  2O₂  =  CO₂  +  2H₂O

Б) неповне окиснення (один із елементів не окислюється до оксиду, а утворюється проста речовина):

4NH₃  +  3O₂  =  2N₂  + 6H₂O

CH₄  +  O₂  =  C  +  2H₂O

 

Якісна реакція на кисень –  тліюча дерев´яна скіпка в атмосфері кисню яскраво спалахує.

Виняток:         2С  +   O₂  =  2CO ;     4Р  +  3О₂  =  2Р₂О₃

2CH₄  +  3O₂  =  2CO  +  4H₂O

 

Добування кисню

1. У промисловості кисень одержують із повітря, його розділенням на складники.
2. У лабораторії кисень одержують при розкладі деяких речовин:

2KMnO₄   =  MnO₂  +  K₂MnO₄  + O₂ ↑

Калій перманганат (марганцівка)

2KClO₃   =   2KCl  + 3O₂ ↑.

Калій хлорат (бертолетова сіль)

2H₂O₂   =  2H₂O  +  + O₂ ↑.

Гідроген пероксид (перекис водню, пергідроль)

2H₂O   =  2H₂↑ +  + O₂ ↑.

Електроліз води          

Застосування кисню

1. В медицині (кисневі подушки);
2. для різання і зварювання металів;
3. в авіації для дихання;
4. в металургії для покращення виробництва;
5. як вибухівка (рідкий кисень)

Озон використовується як сильний окисник і для очищення питної води (дезінфектант, подібно як хлор), а також для очищення стічних промислових вод. За фізичними властивостями озон – це газ голубого кольору, краще за кисень розчинний у воді(1:0,5), дуже отруйний. Одержують озон із кисню при високих температурах(електричний розряд чи блискавка у природі чи космічна радіація):

3O₂   =  2O₃  ( у лабораторії в озонаторах)

При звичайних умовах озон розкладається :

O₃   =  O₂  +  О (атомарний Оксиген)- сильний окисник

В кінцевому результаті утворюється кисень:

2O₃   =  3O₂

 

Сульфур і його сполуки.

 

Атом Сульфуру знаходиться у VI-А групі і входить до родини –«халькогени» з грецької «ті, що утворюють руди» (O, S, Se, Te).

Для Сульфуру характерні такі С.О.:  -2, 0, +4, +6. Для нього  як і для Окисгену характерна алотропія.

→  S₈  – кристалічна сірка (моноклінна і ромбічна)

S     →

→  S_n  –  пластична

 

 

 

 

 

 

У хімічних реакціях кристалічна і пластична сірка позначається  – S.

 

 

Сірка

 

За фізичними властивостями Сірка – жовта кристалічна речовина, (ρ(S)=2,08 г/мл ), нерозчинна у воді, температура плавлення більше 100⁰С, у порошкоподібному стані не змочується водою і плаває по воді(явище флотації).

 

Хімічні властивості сірки

1. реакція з металами (крім благородних: Pt, Au):

Fe  +  S⁰  =  FeS^-2

2Na  +  S⁰  =  Na₂S^-2

2. реакція з неметалами:

S⁰  +  O₂  =  S⁺⁴O₂     (горіння сірки)

                         S⁰   +  H₂  =  H₂S^-2

3. реакція з лугами:

3S  +  6NaOH  =  2Na₂S  +  Na₂SO₃ +  3H₂O

 

 

Добування сірки

Одержують сірку тільки у промисловості з родовищ.

 

Застосування сірки

1. Виробництва сульфатної кислоти;
2. одержання гуми;
   3. у медицині для виготовлення мазей;
   4. у виробництві сірників;
   5. у боротьбі з шкідниками та хворобами рослин.
   6. Для демеркуризації приміщень(забирає ртуть)

 

Гідрогенові сполуки Сульфуру

 

Атом Сульфуру (подібно до Хлору) утворює дві такі сполуки:

H₂S –  сірководень, гідроген сульфід

H₂S – сульфідна кислота, сірководнева кислота.

 

Сірководень

 

Сірководень – газ із запахом «тухлих яєць», отруйний,розчинний у воді, розчин сірководню у воді називається сульфідна кислота.

 

                                       Хімічні властивості сірководню

1. реакція горіння:

А) повне окиснення:

2H₂S  +  3O₂  =  2SO₂  + 2H₂O

Б)  неповне окислення: (якісна реакція на сірководень – при неповному згорянні утворюється жовтий наліт сірки на внесеному в полум´я  холодному предметі)

2H₂S  +  O₂  =  2S  + 2H₂O

2. реакція з галогенами:

                          H₂S  +  Cl₂  =  S  + 2HCl

 

Cульфідна кислота

 

H₂S – це слабка кислота(двоосновна) .

 

Хімічні властивості сульфідної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂S  ↔  Н⁺  +  НS^–

HS^–  ↔  H⁺    +  S^2-

2. реакція з металами до Н:

Mg + H₂S = MgS  + H₂↑

З.  реакція з оксидами металів:

MgO + H₂S = MgS  + H₂O

4. реакція з лугами (утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

 NaOH + H₂S = NaHS  + H₂O

Натрій гідрогенсульфід

2NaOH  +  H₂S  =  Na₂S  + 2H₂O

 

ІІ. Якісна реакція:

1.Якісною реакцією на сульфідну кислоту і її солі є Pb(NO₃)₂, при цьому утворюється чорний осад PbS:

                      Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓  + 2HNO₃

     

Добування H₂S

1. 1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + S = Н₂S ↑

2. У лабораторії одержують реакцією солей (сульфідів) з сильною кислотою:

2HCl + FeS  = H₂S↑ + FeCl₂

Застосування сульфідної кислоти

1. для виявлення різних металів;
2. для виробництва сульфатної кислоти.

 

                                  Оксигеновмісні сполуки Сульфуру

 

Оксиди Сульфуру

 

Атом Сульфуру утворює два оксиди:

1. S⁺⁴O₂ – сульфур (IV) оксид (сірчистий газ);
2. S⁺⁶O₃ –  сульфур (VІ) оксид.

SO₂ і  SO₃   – кислотні оксиди

За фізичними властивостями :

SO₂ – це газ зрізким запахом «запах паленого сірника» , розчинний у воді

SO₃ – це рідина, бурхливо розчиняється у воді, розчиняється в концентрованій Н₂SO₄, утворюючи олеум.

Хімічні властивості оксидів

І. Загальні властивості як кислотних оксидів            

1. реакція з водою:

SO₂  +  Н₂О  ↔  Н₂SO₃        сульфітна кислота

SO₃  +  Н₂О   =  Н₂SO₄         сульфатна кислота

2. реакція з лугами: (можуть утворюватися і кислі солі)

SO₂  +  2NaОH  =  Na₂SO₃  + H₂O

SO₃  +  2NaОH  =  Na₂SO₄  + H₂O

SO₂  +  NaОH  =  NaНSO₃  натрій гдрогенсульфіт

SO₃  +  NaОH  =  NaНSO₄    натрій гідрогенсульфат

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція окиснення (тільки для SO₂ ):

2SO₂  +  О₂  ↔ 2SO₃

 

Добування оксидів Сульфуру

 

І. SO₂ 

1. У промисловості: S +  О₂  =  SO₂

4FeS₂   +  11O₂  =  2Fe₂O₃  +  8SO₂

2. У лабораторії із сульфітів металів з сильними кислотами:

Na₂SO₃  +  2HCl  =  2NaCl  +  H₂SO₃ (SO₂ ↑ +  H₂O)

 

1. II. SO₃
2. Тільки у промисловості реакцією:

V₂O₅

2SO₂  +  О₂  ↔   2SO₃

 

 

Затосування оксидів Сульфуру

І. SO₂ 

1. для одержання сульфатної кислоти;
2. для дезинфекції зерносховищ;
3. для відбілювання соломи, вовни, а також знебарвлення кольору квіток.
4. II. SO₃
5. для виробництва сульфатної кислоти;
6. для одержання олеуму(розчин SO₃ у 100% сульфатній кислоті)

 

Сульфітна кислота

H₂S⁺⁴O₃ – це слабка кислота. Для неї характерні хімічні властивості як загальні властивості кислоти (подібно як сульфідна), тільки при звичайних умовах вона розкладається:

H₂SO₃   ↔  SO₂ ↑ +  Н₂О

 

Cульфатна кислота(Сірчана кислота)

 

H₂S⁺⁶O₄  – це найсильніша із всіх відомих кислот і кислота-окисник(є ще HNO₃).

За фізичними властивостями   сульфатна кислота – олієподібна прозора рідина , без запаху, в два рази важча за воду, добре розчиняється у воді і при цьому виділяється велика кількість тепла(розчинення сульфатної кислоти повинно відбуватися таким чином: «Спочатку вода, а потім кислота, бо інакше буде велика біда».  Сульфатної кислоти характерна – гігроскопічність – це властивість вбирати воду із газів чи речовин (як осушувач газів).  

 

Хімічні властивості сульфатної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂SО₄  ↔  Н⁺  +  НSО₄ ^–

HSO₄^–  ↔  H⁺    +  SO₄^2-

2. реакція з оксидами металів:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄  + H₂O

3. реакція з лугами (утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

 NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄  + H₂O

Натрій гідрогенсульфат

2NaOH  +  H₂SO₄  =  Na₂SO₄  + 2H₂O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

H₂SO₄ + 2NaCl = 2HCl  + Na₂SО₄

Na₂СO₃ + 2H₂SO₄  = Na₂SO₄   + H₂O  + СО₂↑(Н₂СО₃)

 

ІІ. Специфічні реакції:

      Сульфатна кислота виступає кислотою-окисником , бо має найвищий позитивний С.О. +6 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.

1. реакція з металами:

А) концентрована  H₂SO₄  (при нагріванні) взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи сульфат металу, SO₂ і воду.

Ме  + H₂SO_4(конц.)  =  МеSO₄  + SO₂ ↑  + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰  + 2H₂S⁺⁶O_4(конц.)  =  Cu⁺²S⁺⁶O₄  + S⁺⁴O₂ ↑  + 2H₂O

S⁺⁶  +  2е    =  S⁺⁴                1  – реакція відновлення

2

Cu⁰  –  2е     =  Cu⁺²         1 – реакція окиснення

S⁺⁶  – окисник;

Сu⁰  –  відновник.

При звичайних умовах концентрована H₂SO₄ не взаємодіє з такими металами: Fe, Ni, Cr і Al.

Виняток: Концентрована H₂SO₄ може взаємодіяти з активними металами ,

утворюючи сульфат металу , S або  H₂S і воду :

4Mg⁰  + 5H₂S⁺⁶O_4(конц.)  =  4Mg⁺²S⁺⁶O₄  + H₂S^-2 ↑  + 4H₂O

 

 Б) розведена H₂SO₄ взаємодіє з металами тільки до Н, утворюючи сіль і водень:

Fе  + H₂SO_4(розв.)  =  FеSO₄  + H₂ ↑

2. якісною реакцією на сульфатну кислоту і її солі є Ва(NO₃)₂ або BaCl₂ , при цьому утворюється білий кристалічний осад BaSO₄:

                      Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓  + 2HNO₃

 

 

 

Добування сульфатної кислоти

 

         Одержують сульфатну кислоту тільки у промисловості за схемою:

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

1. 1. 4FeS₂ +  11O₂  =  2Fe₂O₃  +  8SO₂

                        V₂O₅

2. 2SO₂ +  О₂  ↔ 2SO₃
3. SO₃ +  Н₂О   =  Н₂SO₄

 

Застосування сульфатної кислоти

 

1. при виробництві бензину і ДП;
2. для одержання мінеральних добрив;
3. для добування солей(мідний і залізний купорос);
4. як електроліт в акумуляторах машин.

 

Природні сполуки Сульфуру

1. S – природна сірка;
2. FeS₂ – пірит, сірчаний або залізний колчедан;
3. H₂S – сірководень (міститься у деяких природних  мінеральних водах);
4. CaSO₄∙2H₂O – гіпс.

 

Тема 20. Нітроген і Фосфор та їх сполуки.

 

Нітроген  та його сполуки.

Нітроген  і Фосфор  та їх сполуки використовуються в основному людиною як мінеральні добрива (азотні і фосфорні).

Нітроген знаходиться у V-А групі, на зовнішньому шарі в нього 5 електронів, найвища С.О. – +5, а найнижча – -3.

         Атом Нітрогену у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +1, +2, +3,+4,+5.

         Атом Нітрогену подібно як галогени утворюють тільки одну просту речовину – азот – N₂.

Азот

        

За фізичними властивостями азот – це газ, без запаху, без смаку, трохи розчинний у воді (1:0,02), не отруйний, але не підтримує  ні дихання, ні горіння (78% азоту в повітрі.)

Хімічні властивості азоту

N⁰₂ – малоактивний, бо  містить аж  три спільні пари електронів  між двома атомами N.

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах):

N₂⁰  + 3Mg  =  Mg₃N₂^-3         магній нітрид

N⁰₂ – окисник

2. 2. реакція з неметалами (при високих температурах):

2000⁰С (або електричний розряд чи блискавка)

N₂⁰  +  O₂⁰  =  2N⁺²O

N₂⁰  –  відновник

 

 

звичайні умови

2NO  +  O₂  =  2NO₂

Fe

N₂⁰  +  3Н₂    ↔  2N^-3Н₃ ;  N₂⁰  –  окисник

(амоніак, аміак)

 

 

Добування азоту

 

1. У промисловості азот одержують із повітря.
2. У лабораторії азот одержують при розкладі амоній нітриту:

NH₄NO₂ = N₂↑  +  2H₂O

 

Застосування азоту

1. синтез аміаку;
2. рідкий азот використовується в охолоджувальних системах;
3. як інертне середовище.

 

Гідрогенові сполуки Нітрогену

 

Атом Нітрогену утворює тільки одну таку сполуку: N^-3Н₃⁺¹  – амоніак, аміак.

 

Амоніак

 

За фізичними властивостями амоніак – це газ з різким запахом, найкраще із всіх газів  розчинний у воді(1 : 700)(«нашатирний спирт»  і  «аміачна вода»), розчин , легший за повітря.

 

Хімічні властивості амоніаку

:                           :

NH₃                 ·N·  +  3H·  →  Н:N:Н → :NH₃

• Н

В молекулі :NH₃  на атомі Нітрогену міститься неподільна пара електронів, яка братиме участь хімічних реакціях.

 

1. реакція горіння:

А) повне  окиснення (каталітичне окиснення):

Pt

4NH₃  +  5O₂  =  4NO  + 6H₂O

Б) неповне окиснення:

4NH₃  +  3O₂  =  2N₂  + 6H₂O

2. реакція з водою (бере участь неподільна пара електронів):

 

 

 

:NH₃   +  H₂O   ↔   [Н:NH₃]⁺ OH^–  ↔  NH₄⁺ OH^–

↕                              амоній гідроксид

Н⁺ + OH^–

:NH₃   +  H₂O   ↔    NH₄ OH ;                   NH₄⁺  – йон-амонію

NH₄⁺ OH^–    ↔   NH₄⁺    +   OH^–(лужне середовище)

NH₄⁺ OH^–  –   слабкий електроліт

3. реакція з кислотами(бере участь неподільна пара електронів):

(багатоосновні кислоти з амоніаком утворюють середні і кислі солі амонію) 

 

:NH₃   +  HCl →  →[Н:NH₃]⁺ Cl   →   NH₄⁺ Cl^–

↕                                 амоній хлорид

Н⁺ + Cl^–

H₂SO₄  +  NH₃  = NH₄HSO₄      амоній гідрогенсульфат

H₂SO₄  +  2NH₃  = (NH₄)₂SO₄      амоній сульфат

 

Добування амоніаку

 

1. У промисловості амоніак одержують:

                                        Fe

N₂⁰  +  3Н₂    ↔  2N^-3Н₃

2. У лабораторії амоніак одержують із солей амонію і лугів при нагріванні:

NH₄Cl  +  NaOH  =  NaCl  +  NH₄OH

↕

NH₃↑  +  H₂O

 

 

Застосування амоніаку

1. як азотне добриво;
2. для виробництва нітратної кислоти;
3. для виведення людини із стану втрати свідомості;
4. у рідкому стані використовують як холодоагент в холодильниках.

 

Солі амонію

 

Солі амонію подібні до солей Калію і Натрію(зарядом йону – +). Це білі кристалічні речовини всі добре розчинні у воді.( NH₄Cl  – нашатир)

 

Хімічні властивості солей амонію

І. Загальні властивості як   солей.

1. реакція з лугами:

NH₄Cl  +  NaOH  =  NaCl  +  NH₄OH

↕

NH₃↑  +  H₂O

Реакція солей амонію з лугами при нагріванні є якісною реакцією для солей амонію і при цьому утворюється газ з різким запахом, або мокрий! індикатор змінює забарвлення як в лужному середовищі.

2. реакція з іншими солями:

NH₄Cl  +  AgNO₃  =  AgCl ↓ +  NH₄NO₃

3. реакція з кислотами:

(NH₄)₂ CО₃   + 2НСl  =  2NH₄Cl  + H₂O  + СО₂↑(Н₂СО₃)

ІІ. Специфічні властивості.                                                          

1. реакція розкладу при нагріванні:

А) солі амонію утворені кислотами-неокисниками, розкладаються з утворенням амоніаку і кислоти:

NH₄Cl   =  НCl  +  NH₃↑

(NH₄)₃РО₄   =  Н₃РО₄  +  3NH₃↑

2NH₄НCО₃   =  Н₂О  + СО₂↑  +  2NH₃↑

(NH₄)₂ CО₃   =  Н₂О  + СО₂↑  +  2NH₃↑

«амоняк»

2NаН CО₃   =  Н₂О  + СО₂↑  +  Na₂CO₃ (розклад «питної соди» при

нагріванні в тісті).

Б) солі амонію утворені кислотами-окисниками (H₂SO₄, HNO₃) розкладаються за окисно-відновними реакціями:

NH₄NО₃   =  N₂О↑  +  2H₂O

3(NH₄)₂SO₄  =    2 NH₃↑  +     3SО₂↑ +     2N₂↑  +  6H₂O

 

Застосування солей амонію

1. як азотні добрива;
2. NH₄Cl – нашатир – для очищення поверхні паяльника від бруду під час  паяння.
3. NH₄Н CО₃ і (NH₄)₂ CО₃  – «амоняк» – в кулінарії при випіканні тортів.
4. Суміш NH₄NО₃ + Аl  – «амонал» – вибухова речовина.

 

                            Оксигеновмісні сполуки Нітрогену

Оксиди Нітрогену

 

Атом Нітрогену утворює аж 5 оксидів:

 

5. N₂⁺¹O –  нітроген (І) оксид, «веселящий газ»
6. N⁺²O – нітроген (ІI) оксид
7. N₂⁺³O₃ – нітроген (ІII) оксид
8. N⁺⁴O₂ –  нітроген (ІV) оксид, «бурий газ» – червоного кольору газ
9. N₂⁺⁵O₅ – нітроген (V) оксид

N₂⁺¹O  і  N⁺²O –  несолетворні оксиди

N⁺⁴O₂  – подвійний оксид

N₂⁺³O₃  і  N₂⁺⁵O₅  – кислотні оксиди

 

Кислотні і подвійний оксиди утворюють такі кислоти:

→  HN⁺³O₂  – нітритна кислота

N⁺⁴O₂ →

→  НN⁺⁵O₃  – нітратна кислота

 

N₂⁺³O₃     →  НN⁺³O₂ –  нітритна кислота

N₂⁺⁵O₅     →  НN⁺⁵O₃ –  нітратна кислота

 

 

 

Нітратна кислота (Азотна)

 

HN⁺⁵O₃ –  це рідина, має запах «бурого газу», добре розчинна у воді, при попаданні на білок дає жовте забарвлення (ксантопротеїнова реакція на білки).

Хімічні властивості нітратної кислоти

 

HN⁺⁵O₃ – сильна кислота і кислота- окисник(H₂SO₄)

І. Загальні властивості як кислоти.

1. реакція дисоціація :

HNО₃  ↔  Н⁺  +  NО₃^–

2. реакція з оксидами металів:

MgO + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂  + H₂O

3. реакція з лугами:

 NaOH + HNO₃ = NaNO₃  + H₂O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na₂СO₃ + 2HNO₃  = 2NaNO₃  + H₂O  + СО₂↑(Н₂СО₃)

 

ІІ. Специфічні реакції:

      Нітратна кислота виступає кислотою-окисником , бо має найвищий позитивний С.О. +5 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.

Необхідно пам’ятати: концентрована і розведена нітратна кислота взаємодіє з металами і ніколи не утворюється водень!, як всі інші кислоти.

1. реакція з металами:

А) концентрована  HNO₃  взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO₂ і воду (при нагріванні).

 

Ме  + HNO_3(конц.)  =  Ме(NO₃)_n  + NO₂ ↑  + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰  + 4HN⁺⁵O_3(конц.)  =  Cu⁺²(N⁺⁵O₃)₂  + 2N⁺⁴O₂ ↑  + 2H₂O

N⁺⁵  +  1е    =  N⁺⁴                2  – реакція відновлення

2

Cu⁰  –  2е     =  Cu⁺²         1 – реакція окиснення

N⁺⁵  – окисник;

Сu⁰  –  відновник.

 

При звичайних умовах концентрована HNO₃ не взаємодіє (пасивує)з такими металами:

Fe, Ni, Cr і Al.

Б) розведена HNO₃ взаємодіє з металами  до Н і після Н, крім благородних, утворюючи нітрат металу, NO і воду:

Ме  + HNO_3(розв.)  =  Ме(NO₃)_n  + NO↑  + H₂O (загальне рівняння)

3Cu⁰  + 8HN⁺⁵O_3(розв.)  =  3Cu⁺²(N⁺⁵O₃)₂  + 2N⁺²O↑  + 4H₂O

N⁺⁵  +  3е    =  N⁺²                2  – реакція відновлення

6

Cu⁰  –  2е     =  Cu⁺²         3 – реакція окиснення

N⁺⁵  – окисник;

Сu⁰  –  відновник.

 

Виняток: Дуже розведена HNO₃ може взаємодіяти з активними металами ,

утворюючи нітрат металу , N₂ або  N₂О  або  N^-3H₄N⁺⁵O₃ і воду :

4Mg⁰  + 10HN⁺⁵O_3(розв.)  =  4Mg⁺²(N⁺⁵O₃)₂  + N^-3H₄N⁺⁵O₃    + 3H₂O

N⁺⁵  +  8е    =  N^-3                  1  – реакція відновлення

8

Mg⁰  –  2е     =  Mg⁺²         4 – реакція окиснення

N⁺⁵  – окисник;

Mg⁰  –  відновник.

 

2. якісною реакцією на нітратну кислоту і її солі є дія на них конц. H₂SO₄  і міді(Cu) і нагрівання , при цьому утворюється «бурий газ» NO₂:

         2NaNO₃ + H₂SO_4конц.)  = Na₂SO₄   +   2НNO₃

2HNO_3конц.) +  Cu =  2NO₂↑  + Cu(NO₃)₂  + 2H₂O

Загальне рівняння:

             4NaNO₃ + 2H₂SO_4конц.) +  Cu = 2Na₂SO₄  + 2NO₂↑  + Cu(NO₃)₂  + 2H₂O

3. розклад при нагріванні і навіть від сонячного світла:

4HNO₃  =  O₂↑ + 4NO₂↑  + 2H₂O

 

Добування нітратної кислоти

 

I.Одержують нітратну кислоту  у промисловості за схемою:

NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃

Pt

1. 4NH₃ +  5O₂  =  4NO  + 6H₂O
2. 2NO  +  О₂  =  2NO₂
3. 4NO₂ +  2Н₂О + O₂  =  4НNO₃
4. II. У лабораторії нітратну кислоту одержують дією на нітрати металів концентрованою сульфатною кислотою:

2NaNO_3(кр.) + H₂SO₄  = Na₂SO₄  + 2HNO₃↑

 

Застосування нітратної кислоти

 

1. для добування азотних добрив;
2. для одержання вибухових речовин;
3. для добування барвників, ліків.

 

Нітрати(солі нітратної кислоти)

 

Деякі нітрати  називають селітрами:

1. KNO₃ – калійна селітра(індійська);
2. NaNO₃ – натрієва селітра(натронна,чилійська);
3. Ca(NO₃)₂ – кальцієва селітра(вапняна, норвежська);
4. NH₄NO₃ – аміачна селітра(амонійна).
5. Вa(NO₃)₂ – барієва селітра(баритна)
6. Mg(NO₃)₂ – магнієва селітра

 

Всі нітрати  є розчинні у воді. Для нітратів металів! найбільш характерними будуть реакції розкладу при нагріванні (при цьому утворюється КИСЕНЬ!):

 

до]Mg

|→→→→→     Me(NO₂)_n  +  O₂↑

|  [Mg – Cu]

Ме(NO₃)_n     →     |→→→→→     Me_nO_m   +  NO₂↑+  O₂↑

| від ]Аg

|→→→→→     Me  + NO₂↑  +  O₂↑

2NaNO₃     = 2NaNO₂     +  O₂↑

2Cu(NO₃)₂   =     2CuO   +  4NO₂↑+  O₂↑

2AgNO₃   =  2Ag   +  2NO₂↑+  O₂↑

Тільки:             NH₄NO₃   =   N₂O↑+  2H₂O

                                                

 

Основні азотні добрива

 

1. NH₃ – газ-аміак чи рідкому стані;
2. NH₄OH (NH₃∙H₂O) – аміачна вода, «нашатирний спирт»;
3. Всі селітри і солі амонію.
4. (NH₂)₂CO – сечовина, карбамід.

 

 

 

 

 

Фосфор та його сполук

 

Атом Фосфору також знаходиться в V-А групі і відноситься до елементів родини: «пніктогени» з грецької « ті, що смердять або мають різкий запах» (N, P, As).  Він на зовнішньому шарі має 5 електронів. , найвища С.О. – +5, а найнижча – -3.

         Атом Фосфору у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +3,+5.

Для атома Фосфору(на відміну від атома Нітрогену) характерна алотропія:

1. Р₄ – білий фосфор;
2. Р –  червоний, чорний, фіолетовий фосфор.

Фосфор

 

Р₄ – це тверда речовина, що на повітрі самозагоряється, зберігають його під водою (молекулярна кристалічна гратка).

Р – червоний фосфор – це червоного кольору тверда речовина (атомна кристалічна гратка)

 

Хімічні властивості фосфору

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах):

2Р⁰  + 3Mg  =  Mg₃Р₂^-3             магній фосфід

Р⁰ – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

4Р⁰  +  3O₂⁰  =  2Р₂⁺³ O₃    

4Р⁰  +  5O₂⁰  =  2Р₂⁺⁵O₅

Р⁰  –  відновник

Р⁰  +  Н₂   ≠

 

Добування фосфору

 

Одержують фосфор тільки у промисловості за реакцією (фосфорна руда- фосфорити + пісок + кокс і при температурі 2000⁰С або електрична дуга) :

Сa₃(PO₄)₂  + 3SiO₂  +  5C = 2P  +  3CaSiO₃  + 5CO↑

 

Застосування фосфору

 

1. для виробництва сірників(боковій поверхні сірникової коробки), ортофосфатної кислоти;
2. для димових завіс у військовій справі.

 

 

 

Гідрогенові сполуки Фосфору

 

Фосфор утворює тільки одну таку сполуку РН₃ – фосфін – це газ, який на повітрі самозагоряється: 2РН₃  +  4О₂ = Р₂О₅  +  3Н₂О, газ, що утворює «блукаючі вогні» на могилах.

 

Оксигеновмісні сполуки Фосфору

 

Атом Фосфору утворює два оксиди:

1. Р₂⁺³ O₃ – кислотний оксид
2. Р₂⁺⁵O₅ – кислотний оксид (має гігроскопічні властивості як Н₂SO₄)

 

Ці оксиди утворюють такі кислоти:

Р₂⁺³O₃   →  Н₃Р⁺³O₃ – фосфітна кислота

 

→  НР⁺⁵O₃  –  метафосфатна кислота

Р₂⁺⁵О₅  →       |→  Н₃Р⁺⁵O₄ –  ортофосфатна кислота

→  Н₄Р₂⁺⁵O₇   – пірофосфатна кислота

 

Хімічні властивості оксидів Фосфору

 

1. реакція з водою:

Р₂⁺⁵О₅  + Н₂О  =  2НР⁺⁵O₃

Р₂⁺⁵О₅  + 3Н₂О  =  2Н₃Р⁺⁵O₄

Р₂⁺⁵О₅  + 2Н₂О  = Н₄Р₂⁺⁵O₇ 

Р₂⁺³О₃  + 3Н₂О  =  2Н₃Р⁺³O₃

1. реакція з лугами:

Р₂О₅  + 2NaОH  =  2NaРO₃   +   Н₂О

Р₂О₅  + 6NaОH     =  2Na₃РO₄   +  3Н₂О

Р₂О₅  +  4NaОH    = Na₄Р₂⁺⁵O₇   +   2Н₂О

Р₂О₃  + 6NaОH     =  2Na₃РO₃   +  3Н₂О

 

Ортофосфатна кислота (Фосфорна)

 

H₃РО₄ – це  кислота середньої активності, триосновна.

 

Хімічні властивості ортофосфатної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₃РО₄  ↔  Н⁺  +  H₂РО₄^–

H₂РО₄ ^–  ↔  H⁺    +  HРО₄^2-

                                     HРО₄^2-  ↔  H⁺    +  РО₄^3-

2. реакція з металами до Н:

3Mg + 2H₃РО₄ = Mg₃(РО₄)₂  + 3H₂↑

З.  реакція з оксидами металів:

3MgO  +2H₃РО₄ = Mg₃(РО₄)₂  + 3H₂О

4.реакція з лугами (утворюючи дві кислі і середню сіль, бо триосновна кислота):

NaOH  +  H₃PO₄ =  NaH₂PO₄  +  H₂O

натрій дигідрогенортофосфат

2NaOH  +  H₃PO₄ =  Na₂HPO₄  +  2H₂O

натрій гідрогенортофосфат

3NaOH  +  H₃PO₄ =  Na₃PO₄  +  3H₂O

                                                                         натрій ортофосфат

ІІ. Якісна реакція:

2. якісною реакцією на ортофосфатну кислоту і її солі є AgNO₃, при цьому утворюється жовтий кристалічний осад Ag₃PO₄:

                      3AgNO₃  +  H₃PO₄ =  Ag₃PO₄ ↓ +  3HNO₃

 

 

     

Солі ортофосфатної кислоти

 

Ортофосфатна кислота утворює три ряди солей(дві кислі і одна середня):

1. Дигідрогенортофосфати:

             NaH₂PO₄  ;       Са(H₂PO₄)₂;         Al(H₂PO₄)₃

 

2. Гідрогенортофосфати:

Na₂HPO₄  ;       СаНPO₄  ;   Al₂(НPO₄)₃

3. Ортофосфати:

Na₃PO₄  ;       Са₃( PO₄)₂;         AlPO₄

 

Найважливішою властивістю ортофосфатів є те, що нерозчинні ортофосфати

взаємодіють з сильними кислотами(в тому числі Н₃PO₄), утворюючи розчинні дигідрогенортофосфати:

 

Ca₃(PO₄)₂  +  4 Н₃PO₄  =  3Ca(Н₂PO₄)₂

Ca₃(PO₄)₂  +   2Н₂SO₄  =  Ca(Н₂PO₄)₂  + 2CaSO₄

Ca₃(PO₄)₂  +   4НNO₃  =  Ca(Н₂PO₄)₂  + 2Ca(NO₃)₂

 

Основні фосфорні добрива

1. Ca₃(PO₄)₂ – фосфоритне борошно(кісткове);
2. Ca(Н₂PO₄)₂∙CaSO₄ –  простий суперфосфат;
3. Ca(Н₂PO₄)₂ –  подвійний суперфосфат;
4. CaНPO₄ –  преципітат;
5. NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄  – амофос;
6. NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄  + KCl  –  амофоска.

 

 

 

Тема 21. Карбон і Силіцій та їх сполуки.

Карбон  та його сполуки.

 

Карбон і  Силіцій як елементи-неметали знаходиться у ІV-А групі, на зовнішньому шарі в нього 4 електроніи найвища С.О. – +4, а найнижча – -4.

      Силіцій і Карбон знаходяться у групі ,яка рівновіддалено знаходиться як від типових металів , так і типових неметалів. Тому вони одинаково проявляють властивості як Ме, так і НеМе, хоч відносяться до НеМеталів (подібно як Гідроген).  Атоми  С і Si,утворюють речовини, що  мають атомну кристалічну гратку ( Si, C, SiC, SiO₂) , хоч всі інші НеМе – молекулярну.

         Атом Карбону у формулах речовин має такі С.О.: -4, 0, +2,+4.

         Атом Карбону подібно як «халькогени» і фосфор утворюють  декілька простих речовин (алотропія) :

1. алмаз (діамант- дорогоцінний камінь, найтвердіший );
2. графіт (для виготовлення електродів в процесі електролізу, олівців, в ядерній промисловості t_пл.= +3800 ^оС);
3. кам’яне вугілля( як тверде паливо, для виготовлення коксу);
4. деревне вугілля (як адсорбент ! – речовина, що поглинає гази і розчинені речовини, в медицині);
5. сажа(для виготовлення чорної фарби, гуми);
6. карбін (полімерна сполука , що містить подвійні – =С=С=С= – або одинарні і потрійні зв′язки між атомами Карбону – -С≡С-С≡С-);
7. фулерен (С₆₀ –сферичної форми, які містять п′яти або шестикутники з атомів Карбону).

Всі алотропні модифікації  Карбону мають формулу  –  С

Хімічні властивості вуглецю

 

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах і при цьому утворюються карбіди, що мають різні негативні С.О. атома Карбону)):

2С⁰  + Са  =  СаС₂^-1                    кальцій карбід

4Al   +  3C⁰ = Al₄C₃^-4                 алюміній карбід

С⁰ – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

2С⁰  +  O₂⁰  =  2С⁺² O      «чадний газ»

С⁰  +  O₂⁰  =  С⁺⁴O₂         «вуглекислий газ»

С⁰  –  відновник

С⁰  +  2Н₂   = СН₄        метан

3. реакція з водою ( при температурі 1000⁰С):

                             С  +  Н₂О  =  СО  +  Н₂   (суміш СО  +  Н₂ –«водяний газ»)

4. реакція з вуглекислим газом (при температурі 1000⁰С):

С  +  СО₂  = 2СО   «генераторний газ»

5. реакція з оксидами малоактивних металів (при нагріванні):

                                С  +  FeO  = Fe  +  CO

 

 

Гідрогенові сполуки Карбону

         Ці сполуки вивчають в темі органічної хімії «Вуглеводні».

 

Оксигенові сполуки Карбону

Оксиди Карбону

 

Атом Карбону утворює два оксиди:

1. С⁺² O – карбон (ІІ) оксид, «чадний газ» – несолетвірний оксид
2. С⁺⁴O₂ – карбон (ІV) оксид, «вуглекислий газ»  – кислотний оксид

 

Карбон(ІІ) оксид

 

За фізичними властивостями СО  – газ без запаху і смаку , дуже отруйний

(за масою майже однаковий з повітрям Mr(CO) = 28, а повітря – 29).

 

Хімічні властивості чадного газу

 

1. реакція горіння:

2СО  +  О₂  = 2СО₂  +  Q (при цьому виділяється більше тепла,

ніж при горінні вуглецю)

2. реакція з оксидами малоактивних металів:

CO  +  FeO  =  Fe  +  CO₂

 

Добування «чадного газу»

1. У промисловості його одержують реакціями:

С  +  Н₂О  =  СО  +  Н₂

С  +  СО₂  = 2СО

2. У лабораторії одержують реакцією розкладу мурашиної кислоти конц. сульфатною кислотою:

к.H₂SO₄

НСООН →  СО↑  + Н₂О

 

Застосування «чадного газу»

 

1. як газоподібне паливо;
2. для одержання чавуну і сталі.

 

Карбон (ІV) оксид

 

За  фізичними властивостями СО₂  – це газ без запаху і смаку, 1,5

рази важчий за повітря(Mr(CO₂) = 44). Порівняно добре розчинний у воді (1:0,88) («газована вода»). У твердому стані  його називають «сухий лід». У твердому стані вуглекислий газ переходить зразу у газоподібний, минаючи рідкий – явище сублімації (ще характерне для йоду).

 

Хімічні властивості вуглекислого газу

 

І. Загальні властивості як кислотного оксиду.

1. реакція з водою:

СO₂  +  Н₂О  ↔  Н₂СO₃       карбонатна кислота

 

2. реакція з лугами: (можуть утворюватися середні і кислі солі)

СO₂  +  2NaОH  =  Na₂СO₃  + H₂O

СO₂  +  NaОH  =  NaНСO₃  натрій гідрогенкарбонат

 

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція з «вапняною водою» Са(ОН)₂ – якісна реакція на СО₂ при цьому вапняна вода мутніє:

СO₂  + Са(ОН)₂ =    СаСO₃↓  +  Н₂О

2. реакція фотосинтезу:

6СО₂  +  6Н₂О  = С₆Н₁₂О₆  +  6О₂↑

3. реакція з магнієм( тільки магній горить у вуглекислому газі):

СО₂  +  2Mg  =  2MgO  +  C

 

Добування вуглекислого газу

 

1. У промисловості при розкладі вапняку(крейди):

СаСО₃  =  СаО  +  СО₂↑

2. У лабораторії із карбонатів металів з сильними кислотами:

СaСO₃  +  2HCl  =  СаCl₂  +  H₂СO₃ (СO₂ ↑ +  H₂O)

 

Затосування вуглекислого газу

 

1. для газування напоїв і вод ;
2. при гасінні пожеж;
3. «сухий лід» для зберігання продуктів.

 

Карбонатна кислота

 

H₂СО₃ – це слабка кислота, двоосновна.

 

Хімічні властивості карбонатної кислоти

 

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂СО₃  ↔  Н⁺  +  НСО₃^–

HСО₃^–  ↔  H⁺    +  СО₃^2-

2. реакція з металами до Н:

Mg + H₂СО₃ = MgСО₃  + H₂↑

З.  реакція з оксидами металів:

MgO + H₂СО₃ = MgСО₃  + H₂O

4. реакція з лугами (утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

 NaOH + H₂СО₃ = NaHСО₃  + H₂O

Натрій гідрогенкарбонат

2NaOH  +  H₂СО₃  =  Na₂СО₃  + 2H₂O

ІІ. Специфічна реакція:

1. розклад при звичайних умовах:

Н₂СO₃ ↔   СO₂  +  Н₂О

     

Добування H₂СО₃

 

1. 1. У промисловості і у лабораторії одержують реакцією:

СO₂  +  Н₂О  ↔  Н₂СO₃

 

Застосування карбонатної кислоти

 

1. для газування напоїв;
2. у вогнегасниках.

 

Солі карбонатної кислоти

 

Карбонатна кислота утворює два ряди солей: одну кислу і одну нормальну.

1. Гідрогенкарбонати:

NaHCO₃ ,       Ca(HCO₃)_{2 ,}         Al(HCO₃)₃

2. Карбонати:

Na₂CO₃ ,         CaCO₃,            Al₂(CO₃)₂

 

Хімічні властивості солей карбонатної кислоти

 

І. Загальні властивості як солей

1. реакція з сильними кислотами – це якісна реакція на карбонати і гідроген карбонати, бо утворюється газ, який дає помутніння «вапняної води» (СО₂).

NaHCO₃  +  HCl  =  NaCl  +  H₂СO₃ (СO₂ ↑ +  H₂O)

Na₂СO₃+  2HCl  =  2NaCl  +  H₂СO₃ (СO₂ ↑ +  H₂O)

2.реакція з солями:

Na₂СO₃+  СаCl₂  =  2NaCl  +  СаСO₃ ↓

3. реакція з лугами:

Na₂СO₃+  Са(ОН)₂  =  2NaОН  +  СаСO₃↓

ІІ.  Специфічні властивості.

1. розклад при нагріванні:

     А) Гідрогенкарбонати

      а) реакція розкладу  гідрогенкарбонатів утворених тільки лужними металами:

                        2NaHCO₃   =  Na₂CО₃  +  H₂СO₃ (СO₂ ↑ +  H₂O)

б) реакція розкладу гідроген карбонатів всіх інших металів :

Ca(HCO₃)₂  =  СаО      + 2СO₂ ↑ +  H₂O

     Б) Карбонати                                                                                         

а) реакція розкладу карбонатів тільки лужних металів не відбувається:

Na₂СO₃  ≠

б) карбонати всіх інших металів розкладаються на оксид металу і вуглекислий газ:

СаСО₃  =  СаО  +  СО₂

 

               Природні карбонати і гідроген карбонати

     –     СаСО₃  –  крейда, мармур, вапняк, ракушник; (у будівництві, виготовлення пам’ятників, одержання негашеного вапна, вуглекислого газу)

• Na₂СO₃∙10H₂O – кристалічна сода
• Na₂СO₃ –  кальцинована сода; (усунення твердості води, одержання звичайного скла, твердого мила)
• NaНСO₃ –  питна сода ( як розпушувач у харчовій промисловості, у вогнегасниках, для пониження кислотності в шлунку)

     –    Ca(HCO₃)₂ , Mg(HCO₃)₂  – визначають твердість води.

–     СаСО₃ ∙ MgCO₃  – доломіт

 

Карбонати і гідрогенкарбонати переходять один в одного такими реакціями:

1. 1. гідроген карбонати в карбонати:

2NaHCO₃   =  Na₂CО₃  + СO₂ ↑ +  H₂O

або

NaHCO₃    +  NaOH =  Na₂CО₃   +  H₂O

2. карбонати в гідроген карбонати:

Na₂CО₃  +  H₂СO₃ (СO₂ ↑ +  H₂O)  =    2NaНСO₃

 

Силіцій і його сполуки

 

Атом Силіцію знаходиться у ІV-А групі, на зовнішньому шарі в нього 4 електрони, найвища С.О. – +4, а найнижча – -4.

         Атом Силіцію у формулах речовин має такі С.О.: -4, 0, +4.

         Атом Силіцію подібно як «халькогени», Фосфор  і Карбон утворюють  декілька простих речовин (алотропія) :

1. кристалічний кремній
2. пластичний кремній.

Всі алотропні модифікації  Силіцію  мають формулу  –  Si

 

У природі (на Землі) Силіцій на другому місці по розповсюдженості – 28%, а Оксисен  –49%.

 

Хімічні властивості кремнію

 

1. реакція з металами(тільки активними і при високих температурах):

Si⁰  + 2Са  =  Са₂Si^-4               кальцій силіцид

4Al   +  3Si⁰ = Al₄Si₃^-4               алюміній силіцид

Si⁰ – окисник

2. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

Si⁰  +  O₂⁰  =  Si⁺⁴O₂                  «пісок»

Si⁰  –  відновник

Si  + C  =  Si⁺⁴C^-4     Cиліцій карбід (карборунд)

Si⁰  +  2Н₂    ≠

3. реакція з лугами ( при температурі ):

                             Si  +  2NaOH  +  Н₂О  =   Na₂SiO₃  +  2H₂↑

 

                     Добування кремнію

1. реакція з магнієм:

SiО₂  +  2Mg  =  2MgO  +  Si

 

2. реакція з вугіллям (при температурі 2000^оС)

SiО₂  +  2С  =  2СO  +  Si

 

                         Застосування кремнію

 

1. як напівпровідник;
2. для одержання жаро і кислотостійких сплавів;
3. для виробництва карборунду SiC – наждачний папір

(найтвердіший синтетичний кристал)

 

Гідрогенові сполуки Силіцію

 

Атом Силіцію утворює одну таку сполуку: SiH₄  – cилан  –  це рідина, яка на повітрі самозагоряється: SiH₄  + 2O₂  =  SiO₂ +  2H₂O/

Одержують силан реакцією: Mg₂Si  +4HOH  =  2Mg(OH)₂   +  SiH₄

 

Оксигенові сполуки Силіцію

 

Атом Силіцію утворює дві такі сполуки:

1. Si⁺² O – силіцій (ІІ) оксид, –  несолетвірний оксид
2. Si⁺⁴O₂ – силіцій (ІV) оксид, «пісок»  – кислотний оксид

 

Силіцій (ІV) оксид

 

Хімічні властивості Силіцій (ІV) оксиду

SiO₂  має атомну ! кристалічну гратку.

І. Загальні властивості як кислотного оксиду.

1. реакція з водою(не взаємодіє):

SiO₂  +  Н₂О ≠

 

2. реакція з лугами: (може утворювати середні солі)

SiO₂  +  2NaОH  ↔ Na₂SiO₃  + H₂O

 

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція з тільки флюоридною(плавиковою) кислотою:

SiO₂  +  4HF =    SiF₄↑  +  2Н₂О

3. реакція з магнієм( тільки магній горить у Силіцій (ІV) оксидi):

SiО₂  +  2Mg  =  2MgO  +  Si

 

Силікатна (кремнієва)кислота

 

H₂SiO₃ – найслабша із всіх відомих кислот, а також нерозчинна у воді.

                 (кислота – неелектроліт!)

Хімічні властивості силікатної кислоти

 

І.Загальні властивості як кислоти

1. тільки реакція з лугами при нагріванні:

                           2NaOH  +  H₂SiО₃  =  Na₂SiО₃  + 2H₂O

     ІІ. Специфічні властивості

1. реакція розкладу при нагріванні:

H₂SiО₃  =  SiО₂  + H₂O

(«силікагель»(біле вугілля) – адсорбент газів і рідин як деревне вугілля)

 

Добування силікатної кислоти

 

У промисловості і  у лабораторії одержують дією сильних кислот розчинні силікати :

                           Na₂SiO₃   +2HCl  =  2NaCl  +  H₂SiO₃↓ 

Серед солей силікатної кислоти розчинні у воді тільки Na₂SiO₃   і  К₂SiO₃   їх називають «розчинним склом»(входять до складу силікатного клею і у будівництві для захисту дерев’яних деталей споруд від руйнування)

 

                                            Застосування сполук Силіцію

 

     Найбільше в природі сполук Силіцію у вигляді піску, гірських порід, тому переробкою їх займається силікатна промисловість .

Основні її напрямки :

1. Виробництво скла.

     Нагрівають суміш Na₂CO₃  , CaCO₃ , SiO₂ (1:1: 6) до температури  1500⁰С і відбувається реакція:

Na₂CO₃  +   CaCO₃   +   6SiO₂    = Na₂O  +  CaO  +  2CO₂↑ +  6SiO₂

– звичайне(віконне і пляшкове) скло  – Na₂O∙CaO∙6SiO₂

– тугоплавке скло  – К₂O∙CaO∙6SiO₂

– кришталеве скло  – К₂O∙PbO∙6SiO₂

2. 2. керамічні вироби (вироби з білої і червоної глини ).
3. виробництво цементу (нагрівають суміш глини з крейдою – мергель – до 1000⁰С)

 

Природні сполуки Силіцію

 

1. SiO₂ – кремнезем( входить до складу піску), кварц, гірський кришталь;
2. Al₂O₃∙2SiO₂ ∙2H₂O –  каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки  Fe₂O₃ )

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ІІІ. Органічна хімія

 

Вуглеводні

 

Тема 22.Насичені вуглеводні

 

Органічна хімія вивчає сполуки Карбону з іншими елементами . Крім Карбону до складу органічних речовин входять: Н, О, N, Галогени і ці елементи називають елементами–органогенами.

У 1861 році російський вчений О.М.Бутлеров сформулював основні положення теорії хімічної будови орг.речовин:

1. Атоми у молекулах орг. речовин розміщені не безладно, а у певній послідовності згідно їх валентності;
2. Властивості орг.речовин залежать не тільки від кількісного і якісного складу, а від послідовності сполучення атомів у молекулах;
3. Атоми або групи атомів в органічних сполуках взаємно впливають одна на одну і це відбивається на хімічних властивостях;
4. За будовою орг.сполук можна розпізнати їх властивості і навпаки за властивостями – будову.

Із першого положення теорії випливає, що елементи-органогени мають постійну валентність в органічних сполуках.

|                  |

– C  –  IV –          ─C─             ─C═             ═ C═              ─C≡

|

Атом Карбону в органічних сполуках перебуває тільки у збудженому стані і на зовнішньому шарі  містить   4 неспарені електрони(тому і чотиривалентний), а саме один (1)s-електрон і три (3)р-електрони.    

                       ₊₆¹²С  1s²2s¹2p³                              збуджений стан

 

 

– H   – I  –             H─

 

–  O  –  II  –              O ═             ─ O ─

 

 

|                   |

–  N   –   III    –              ─N─        ,     N═         ,            N≡

 

– Галогени: Сl, Br, I  –  I   –      Cl─     ,    Br ─  ,        I─

 

 

Органічні сполуки мають три види формул:

1. молекулярна (емпірична) – це формула в якій показано кількісний і якісний склад молекули.

Метан   –  СН₄

Бензен   –  С₆Н₆

3. структурна – це формула в якій показано послідовність сполучення атомів у молекулах за допомогою валентностей (рисочок).

Н

|

метан    Н  ─C─ Н

|

Н

3. електронна – це формула в якій показано послідовність сполучення атомів у молекулах орг.сполук за допомогою спільних електронних пар.

Н

:

метан      Н : C : Н

:

Н

Друге положення пояснює явище ізомерії – це явище існування кількох речовин, які мають однаковий кількісний і якісний склад тобто однакову молекулярну формулу, але відрізняються за послідовністю розміщення атомів у молекулах і тому мають різні хімічні властивості. Ці речовини називаються ізомерами.

 

С₄Н₁₀                                                            С₄Н₁₀

_{1           2             3            4                                         1              2           3}

СН₃─СН₂─СН₂─СН₃                        СН₃─СН─СН₃

|

⁴СН₃

н. – бутан                          ізобутан  (2-метилпропан)

 

С₂Н₆О                                С₂Н₆О

 

СН₃─СН₂ ─О─Н                   СН₃─  О ─ СН₃

спирти                               етери

 

Вуглеводні

 

Вуглеводні – це орг.сполуки, що містять тільки атоми Карбону і Гідрогену.

      Вуглеводні поділяються:

1. насичені;
2. ненасичені;
3. ароматичні.

 

Насичені вуглеводні

 

Насичені вуглеводні – це вуглеводні, в молекулах яких між атомами Карбону існує тільки одинарний зв’язок.

Насичені вуглеводні поділяються на:

1. алкани( парафіни)(метанові вуглеводні);
2. циклоалкани (циклопарафіни).

 

Алкани

 

Алкани – це насичені вуглеводні, які мають лінійний або розгалужений ланцюг з атомів Карбону.

Загальна формула алканів:  С_nH_2n+2    де: n = 1,2,3 і т.д.

Найпростішим їх предстаником є метан – СН₄ – Але існує і цілий ряд їх, який називають гомологічний ряд, а ці вуглеводні називають гомологами – це орг.сполуки, що мають одинакову будову, тобто однакове розміщення атомів у молекулах і  однакові хімічні властивості, але відрізняються за складом на одну або декілька СН₂ груп . Група СН₂ – називається гомологічна різниця.

Формули і назви алканів:

_С₂Н₆                              1. СН₄  – метан                  6. С₆Н₁₄   – гексан

                         СН₄                      2.С₂Н₆  – етан                     7. С₇Н₁₆  – гептан

СН₂                       3. С₃Н₈ – пропан               8. С₈Н₁₈  – октан

4. С₄Н₁₀ – бутан 9. С₉Н₂₀  – нонан
5. С₅Н₁₂ – пентан             10. С₁₀Н₂₂  – декан

 

Радикали алканів

 

Радикали – це нейтральні частинки, які утворюються, якщо від молекули відірвати тільки один атом Гідрогену.

Радикали алканів називають  – алкіли. Назви алкілів походять від відповідних назв алканів  із заміною  закінчення ан на ил або іл

Назви алканів                                          Назви алкілів

1. СН₄ – метан                                      СН₃–    –  метил

                    2.С₂Н₆  – етан                                         С₂Н₅–    –  етил

3.   С₃Н₈ – пропан                                   С₃Н₇–    –  пропіл
4. С₄Н₁₀ – бутан                                С₄Н₉–    –   бутил

і т.д.

 

Номенклатура алканів

 

 

 

 

 

 

Алгоритм

для складання назв розгалужених алканів за структурними формулами:

 

1. Визначити (виокремити) найдовший  карбоновий ланцюг – родоначальну структуру (головний ланцюг).

 

1. Пронумерувати атоми  Карбону родоначальної структури. При цьому нумерацію необхідно починати з того кінця до якого ближче  замісники (розгалуження).

 

1. До замісників відносяться:

• Окремі атоми (галогени – Cl, Br, I), які можуть знаходитися як біля крайніх атомів, так і всередині родоначальної структури;
• Групи атомів – вуглеводневі радикали (CH₃, C₂H₅, C₃H₇ і т.д.), які  не можуть знаходитися як біля крайніх атомів, тільки всередині родоначальної структури, а також групи атомів ( NO₂), які можуть знаходитися як біля крайніх атомів, так і всередині родоначальної структури;

1. У назві вуглеводню спочатку

наводяться назви замісників, приєднаних до родоначальної структури,

із  вказівкою номера атома Карбону, до якого вони  приєднані. Номери

атомів Карбону(локанти) відокремлюються від назв замісників дефісом.

 

1. Якщо замісників декілька, то в назві вони наводяться в українському алфавітному порядку(за першими буквами їх назв). Якщо є декілька однакових замісників, то їхня назва вказується тільки один раз, а їхнє число вказується префіксами: ди(два), три(три), тетра(чотири), пента(п´ять) тощо й обов´язково  цифрами(локантами) через  кому вказується положення кожного з однакових замісників.

 

1.  В останню чергу записується назва алкану, що відповідає числу атомів Карбону в родоначальній структурі.

 

 

                        С₂Н₅

     _{6             5           4} |           _{3            2           1}          

СН₃─СН─СН─СН─СН─СН₂

                 |                |        |        |

СН₃          СН₃  СН₃   Cl

4-етил-2,3,5-триметил-1-хлорогексан

 

_{6            7}

                           С₂Н₅      СН₂─СН₃

     _{1             2              3} |          _{4         5} |                     

СН₃─СН─СН─СН₂─СН─СН₃

                 |                    

СН₃                          

3-етил-2,5-диметилгептан

 

Групи: СН₃ ; С₂Н₅ ; Cl називаються замісниками або розгалуженням.

Цифри, які стоять у назвах вуглеводнів перед замісниками у родоначальній структурі (головний ланцюг атомів Карбону) називаються локантами.

 Атоми Карбону  алканів в родоначальній структурі (головному ланцюзі) поділяються на:

1. первинні[ п.]  ( атом Карбону зв’язаний тільки з одним атомом Карбону у родоначальній структурі);
2. вторинні[ в.]  ( атом Карбону зв’язаний тільки з двома атомами Карбону у родоначальній структурі);
3. третинні[ т.]  ( атом Карбону зв’язаний тільки з трьома атомами Карбону у родоначальній структурі);
4. четвертинні[ ч.]  ( атом Карбону зв’язаний тільки з чотирьома атомами Карбону у родоначальній структурі);

Наприклад:

                          СН₃         СН₃

       _{п.              т.       т.} |           _{в.        ч.} |        _п.            

СН₃─СН─СН─СН₂─С ─СН₃

       ^{6         5} |    ^{4        3    2}│    ¹

СН₃                              СН₃

2,2,4,5-тетраметилгексан

 

Для всіх атомів Карбону в алканах характерна sp³-гібридизація – це означає, що взаємодіє одна s-електронна хмаринка і 3р-електронні хмаринки атома Карбону і утворюються чотири гібридизовані(одинакові)  хмаринки:

 

 

 

Ці електронні хмаринки відштовхуються у просторі !  атома Карбону і розміщуються під кутом 109⁰28′  до вершин тетраедра.

 

Між атомами С – С і С -Н виникає ковалентний зв’язок, який називають ще – σ(сигма) – зв’язком – це зв’язок, який утворюється між двома гібридизованими хмаринками атомів С ( С-С) або гібридизованою хмаринкою атома С і не гібридизованою хмаринкою атома Н ( С-Н).

Віддаль між атомами Карбону ( С-С) в алканах становить 0,154 нм.

 

Фізичні властивості алканів

 

Метан – бутан (СН₄ – С₄Н₁₀) – гази

Пентан –  С₁₄Н₃₀ – рідини

С₁₅Н₃₂  і вищі алкани  – тверді речовини(парафін).

 

 

Хімічні властивості алканів

 

За хімічними властивостями алкани малоактивні сполуки завдяки

міцним σ – зв’язкам. Вони стійкі до дії кислот, лугів і окисників. Для алканів найбільш характерними будуть реакції заміщення атомів Н на одновалентні атоми або групи атомів, наприклад, галогени.

І. Реакції заміщення

1. реакція галогенування

Це взаємодія алканів з галогенами Cl₂, Br₂, I₂ (тільки не з «хлорною» чи «бромною водою») і при цьому один або всі почергово атоми Н заміщуються на Галоген. Каталізатор – світло, опромінення.

СН₄  +  Cl₂  → CH₃Cl  + HCl

хлорметан

CH₃Cl  +  Cl₂  →    CH₂Cl₂  +  HCl

дихлорметан

CH₂Cl₂  +  Cl₂   →   CHCl₃  +   HCl

трихлорметан

CHCl₃   +  Cl₂  →   CCl₄    +  HCl

тетрахлорметан

C₃H₈  + Cl₂  → C₃H₇Cl    +  HCl

або

C₃H₈  + 8Сl₂  → C₃Сl₈    +  8HCl

 

На заміщення одного атома Н в алканах необхідно одна молекула галогену.

(Алкани не знебарвлюють «бромну воду»)

2. реакція нітрування або реакція Коновалова

Це реакція алканів з нітратною кислотою в присутності конц. сульфатної кислоти (як каталізатора) і при цьому тільки один атом Н в алканах заміщується на нітро-групу.

HNO₃    –     HO-NO₂ – структурна формула нітратної кислоти

-NO₂  – нітро-група

1. H₂SO₄

СН₄  + HO-NO₂  →  CH₃NO₂  +  H₂O

 

ІІ. Реакція розкладу

1. реакція крекінгу

Це реакція розкладу алканів на менші алкани і алкени, починаючи з пропану

СН₄  ≠  ;    С₂Н₆  ≠

С₃Н₈  →  СН₄   +  С₂Н₄

Пропан   метан    етен

2.реакція термічного розкладу

При температурі 1000⁰С алкани розкладаються на вуглець і водень.

СН₄  →  С   +  2Н₂↑

С₃Н₈  →  3С   +  4Н₂↑

 

Виняток: тільки метан при температурі 1500⁰С розкладається:

2СН₄  →    С₂Н₂  +  3Н₂

Етин(ацетилен)

 

3. реакція дегідрування(дегідрогенізації)

Це реакція відщеплення молекули  водню від алканів (починаючи з етану) і при цьому утворюється алкен і водень. Каталізатор – платина.

С₂Н₆  →  Н₂   +  С₂Н₄

етен

ІІІ. реакція ізомеризації

Починаючи з бутану нормальні (лінійні) алкани перетворюються в розгалужені алкани і навпаки. Каталізатор – сполуки Алюмінію.

 

С₄Н₁₀                                                                 С₄Н₁₀

_{1           2             3            4                                               1              2           3}

СН₃─СН₂─СН₂─СН₃     →                   СН₃─СН─СН₃

Н.-бутан                                                   |

⁴СН₃         ізобутан

     н. – бутан                                ізобутан  (2-метилпропан)

 

1. IV. реакція окиснення
2. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

C₃H₈  + 5О₂  → 3CО₂    +  4H₂О          повне окиснення

(2C₃H₈  + 7О₂  → 6CО    +  8H₂О)       неповне окиснення

(C₃H₈  + 2О₂  → 3C   +  4H₂О)             неповне окиснення 

2C₆H₁₄  + 19О₂  → 12CО₂    +  14H₂О

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Алкани не окислюються розчином KMnO₄ і не  знебарвлюють його

 

 

Добування алканів

І. СН₄

1. У промисловості одержують метан із природніх родовищ і реакцією:

С  +  2Н₂     →     СН₄

2. У лабораторії:

        А) реакцією алюміній карбіду з водою або кислотами

Al₄C₃  +12H-OH  →  3CH₄ ↑  +  4Al(OH)₃↓

або        HCl

Б) реакцією натрій етаноату(ацетату) з NaOH:

CH₃COONa  +NaOH  → CH₄↑  +  Na₂CO₃

ІІ. Загальні методи добування

1. Реакція В’юрца

Це реакція двох ! однакових або різних моногалогеналканів з лужними металами при цьому утворюється алкан із більшою кількістю атомів Карбону і сіль.

2СН₃Cl   +  2Na   →  C₂H₆    +  2NaCl

C₂H₅Cl  + 2Na  + ClCH₃  →  C₃H₈  +  2NаСl

3. Реакція «водяного газу»

Суміш алканів можна одержати на основі  «водяного газу»(суміш карбон(ІІ) оксиду і водню). Каталізатор  Fe, Co і  тиск.

nCO  +  (2n + 1)H₂   →   C_nH_{2n + 2}  +  H₂O

 

 

 

 

Застосування алканів

І. СН₄   (рудниковий чи болотний газ)

1. як газоподібне паливо у промисловості та побуті і як газ-пальне для автомобілів;
2. для одержання розчинників, сажі, різних орг.сполук;
3. для різання та зварювання металів.

ІІ. Інші алкани

1. етан, пропан, бутан використовується для одержання пластмас, канчуків.

(пропан і бутан  – у вигляді скрапленого газу в балонах і запальничках)

2. рідкі алкани (від пентану) використовуються як пальне для автомобілів – бензин і ДП;
3. тверді алкани використовуються для виготовлення парафінових свічок, а також в медицині;
4. суміш рідких і твердих алканів використовується для одержання мазей у лікувальних цілях.

 

 

 

Циклоалкани

 

Циклоалкани(циклопарафіни) – це насичені вуглеводні, які мають замкнутий ланцюг із атомів Карбону.

Загальна формула циклоаканів: :  С_nH_2n   де: n = 3,4,5,6  і т.д.

Назви циклоалканів походять від відповідних назв алканів, які мають таку ж кількість атомів Карбону, із додаванням префікса –цикло-

 

 

C₃H₆                        C₄H₈               C₆H₁₂

Циклопропан        циклобутан     циклогексан

 

C₅H₁₀    циклопентан

 

Фізичні властивості циклоалканів

 

Циклопропан і циклобутан –  гази,

Циклопентан  і циклогексан  – рідини

 

Хімічні властивості циклоалканів

 

Для циклоалканів як і для алканів найбільш характерні реакції типу заміщення, однак в циклоалканах гібридизований кут не відповідає 109⁰28^‘, в циклопропані  – 60⁰ , циклобутані – 90⁰, циклогексані – 120⁰.Тому в циклоалканах є напруження у циклі, яке може привести до розриву циклу. Для циклоалканів ще характерними будуть реакції типу приєднання із розривом циклу.

І. Реакції заміщення

1. реакція галогенування (подібно як алкани)

 

C₅H₁₀  + Cl₂  → C₅H₉Cl    +  HCl

хлороциклопентан

Виняток: циклопропан і циклобутан вступає в реакцію галогенування не як заміщення, а як приєднання і при цьому відбувається розрив циклу і по місцях розриву відбувається приєднання двох атомів галогенів.

                       C₃H₆  + Cl₂  → ClСН₂-СН₂-СН₂Cl

1,3-дихлоропропан

                       C₄H₈  + Cl₂  → ClСН₂-СН₂-СН₂-СН₂Cl

1,4-дихлоробутан

(Циклоалкани не знебарвлюють «бромну воду» подібно як алкани)

2. реакція нітрування або реакція Коновалова( подібно як алкани)

 

1. H₂SO₄

С₃Н₆  + HO-NO₂  →  C₃H₅NO₂  +  H₂O

нітроциклопропан

ІІ. Реакція розкладу

1.реакція термічного розкладу(подібно як алкани)

С₃Н₆  →  3С   +  3Н₂↑

2. реакція дегідрування(дегідрогенізації) (подібно як алкани)

 

С₃Н₆  →  Н₂   +  С₃Н₄

циклопропен

Виняток: тільки циклогексан вступає реакцію дегідрування з утворенням бензену:

С₆Н₁₂    →        С₆Н₆  +  3Н₂

циклогексан       бензен

ІІІ. реакція ізомеризації (починаючи з циклобутану)

  

                                       

 

Циклогексан   →   метилциклопентан

 

1. IV. реакція окиснення
2. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

2C₃H₆  + 9О₂  → 6CО₂    +  6H₂О     повне окиснення

(C₃H₆  + 3О₂  → 3CО    +  3H₂О)      неповне окиснення

(2C₃H₆  + 3О₂  → 6C   +  6H₂О)        неповне окиснення

2C₅H₁₀  + 15О₂  → 10CО₂    +  10H₂О

 

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Циклоалкани не окислюються розчином KMnO₄ і не  знебарвлюють його.

1. V. Реакція приєднання
2. реакція гідрування(гідрогенізації)

Це реакція приєднання водню до циклоалканів і при цьому розривається цикл і по місцях розриву приєднуються два атоми Гідрогену і утворюється алкан

C₃H₆  + Н₂  → СН₃-СН₂-СН₃

Циклопропан            пропан

 

Добування циклоалканів

 

І. Загальні методи добування

1. Реакція В’юрца

Це реакція дигалогеналканів (галогени знаходяться по двох крайніх атомах С) з лужними металами при цьому утворюється циклоалкан і сіль.

 

ClСН₂-СН₂-СН₂Cl  +  2Na    → C₃H₆  +  2NaCl

1,3-дихлоропропан        Са       циклопропан

2. Циклогексан одержують гідруванням бензену

С₆Н₆  +  3Н₂   →   С₆Н₁₂

Бензен                        циклогексан

 

Застосування циклоалканів

 

1. циклопропан як засіб для наркозу;
2. циклогексан і циклопентан як розчинники і як сировина для одержання різних орг. речовин.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 23. Ненасичені вуглеводні

 

Ненасичені вуглеводні –  це вуглеводнів молекулах яких між атомами Карбону існує подвійний або потрійний зв’язок.

Ненасичені вуглеводні поділяються:

1. алкени(етиленові вуглеводні);
2. алкіни (ацетиленові вуглеводні).

 

Алкени

 

Алкени – це ненасичені вуглеводні в молекулах яких є тільки один подвійний зв’язок між атомами Карбону.

Загальна формула алкенів:  С_nH_2n    де: n = 2,3,4 і т.д.

 

Номенклатура алкенів

 

За міжнародною(систематичною або номенклатурою ІЮПАК) назви алкенів походять від відповідних назв алканів із заміною закінчення ан на ен.

За історичною номенклатурою назви алкенів походять від відповідних назв радикалів алканів з додаванням закінчення ен

             С₂Н₄                    С₃Н₆                             С₄Н₈

СН₂ = СН₂ СН₂ = СН – СН₃          СН₂ = СН – СН₂ – СН₃

Етен                пропен                          бут-1-ен

Етилен             пропілен                     бутилен

 

Радикали алкенів

Радикали алкенів називають  – алкеніли.

Назви алкенів                           Назви алкенілів

 

                 С₂Н₄  – етен                                    СН₂ = СН –    –  етеніл  або

СН₂ = СН₂                                                                 вініл

Ізомерія алкенів

Для алкенів характерні такі види ізомерії:

1. структурна ізомерія

А) ізомерія пов’язана із розміщенням подвійного  зв’язку

(починаючи з бутену):              С₄Н₈

СН₂ = СН – СН₂ – СН₃                                              СН₃ – СН  =  СН – СН₃

               Бут-1-ен                                                      бут-2-ен

Б)  ізомерія пов’язана із розгалуженням, розміщенням замісників

(починаючи з бутену):       С₄Н₈

СН₂ = СН – СН₂ – СН₃                                         СН₂ = СН  – СН₃

                     Бут-1-ен                                                |

СН₃

2-метилпроп-1-ен

Алгоритм

для складання назв розгалужених алкенів(алкінів) за структурними формулами:

 

1. Визначити (виокремити) найдовший  карбоновий ланцюг – родоначальну структуру (головний ланцюг), що містить кратний зв´язок

(подвійний чи потрійний).

 

1. Пронумерувати атоми  Карбону родоначальної структури. При цьому нумерацію необхідно починати з того кінця, до якого ближче  кратний зв´язок.

 

1. У назві вуглеводню спочатку

наводяться назви замісників, приєднаних до родоначальної структури,

із  вказівкою номера атома Карбону, до якого вони  приєднані. Номери

атомів Карбону(локанти) відокремлюються від назв замісників дефісом.

 

1. Якщо замісників декілька, то в назві вони наводяться в українському алфавітному порядку(за першими буквами їх назв). Якщо є декілька однакових замісників, то їхня назва вказується тільки один раз, а їхнє число вказується префіксами: ди(два), три(три), тетра(чотири), пента(п´ять) тощо й обов´язково  цифрами(локантами) через  кому вказується положення кожного з однакових замісників.

 

1.  Після цього  записується назва  алкану (перший склад), що містить таке ж  число  атомів Карбону в родоначальній структурі.

 

1. Потім вказують цифрою(локантом) атом Карбону родоначальної структури, до якого найближче розміщений кратний зв´язок, відокремлюючи двома дефісами (справа і зліва).

 

1. В останню чергу записуємо закінчення – ен (ин).

 

 

_{6              7}

                     С₂Н₅       СН₂ ─СН₃

     _{1               2    3} |         _{4         5} |                     

СН₃─С=С─СН₂─СН─СН_3-

                 |                    

СН₃                          

3-етил-2,5-диметилгепт-2-ен

2. геометрична, оптична (цис-, транс-) ізомерія (можлива!, починаючи з бут-2-ену, якщо подвійний зв’язок знаходиться в середині молекули, а не біля крайніх атомів Карбону)

Якщо розмістити атоми або групи атомів, які знаходяться біля двох атомів  подвійного зв’язку, під кутом 120⁰  і провести горизонтальну вісь через атоми Карбону, якщо одинакові групи атомів будуть знаходитися по одну із   сторін – це цис-ізомер, а якщо по різні – тран-ізомер.

Наприклад:                  СН₃ – СН  =  СН – СН₃     Бут-2-ен

 

СН₃                   Н                    Н                         Н

—-     С  =  С   ——               —–    С  =  С    ——–

   Н                    СН₃                 СН₃                                СН₃

       Транс-бут-2-ен                      Цис-бут-2-ен

 

Цифри, які стоять у назвах вуглеводнів перед замісниками і перед розміщенням подвійного зв’язку називаються локантами.

 

 

Будова алкенів

 

Для двох атомів Карбону при подвійному зв’язку в алкенах характерна sp²-гібридизація – це означає,  що із 4 електронів (1s і 3p)  взаємодіє тільки одна s-електронна хмаринка і 2р-електронні хмаринки атома Карбону і утворюються три гібридизовані (одинакові)  хмаринки:

 

 

 

 

Ці електронні хмаринки відштовхуються і розміщуються на площині !  двох атомів Карбону і розміщуються під кутом 120⁰

 

 

 

Між атомами С – С і С -Н виникають – σ(сигма) – зв’язки .

Кожен із двох атомів Карбону при подвійному зв’язку ще має по одному не гібридизованому р-електрону(гантель), які розміщені перпендикулярно до площини. Р-електронні хмаринки перекриваючись над і під площиною утворюють ще один зв’язок – π(пі)- зв’язок (це зв’язок, який утворюється тільки між не гібридизованими р-електронними хмаринками атомів Карбону).

π- зв’язок є слабший за σ – зв’язки і легко може розірватися бо він розпорошений, утворюєься у двох точках простору.

Отже, подвійний зв’язок містить 1 σ(сигма) – зв’язок і 1 π(пі)– зв’язок.

 

 

 

Віддаль між атомами Карбону ( С=С) в алкенах становить 0,134 нм.

 

Фізичні властивості алкенів

 

Етен – бутен (С₂Н₄ – С₄Н₈) – гази, нерозчинні у воді.

 

 

Хімічні властивості алкенів

 

Для алкенів найбільш характерними будуть реакції приєднання ,

які відбуваються із розривом подвійного, а саме π– зв’язку і по місцях розриву приєднуються атоми.

І. Реакції приєднання

1. реакція гідрування

Це приєднання водню до молекули алкенів і утворюються алкани

СН₂ = СН₂   +  Н₂  →    СН₃– СН₃

С₂ Н₄   +  Н₂  →    С₂Н₆

2. реакція галогенування

Це приєднання  галогенів  Cl₂, Br₂, I₂ ( з «хлорною» чи «бромною водою»)  до алкенів.

C₃H₆  + Cl₂  → C₃H₆Cl₂

СН₂ = СН – СН₃  + Cl₂ → СН₂ – СН – СН₃

|         |

Cl      Cl

1,2-дихлоропропан

(Алкени  знебарвлюють «бромну воду» ( із червоного на безбарвний)   – це якісна реакція на ненасичені вуглеводні)

3. реакція гідрогалогенування

Це реакція приєднання до алкенів галогеноводнів ( H^δ+Cl^δ–, H^δ+Br^δ–, H ^δ+I^δ–)

СН₂ = СН₂   +  HBr  →    СН₃-СН₂

|

Br

 

А гомологи етилену вступають в реакцію гідрогалогенування за правилом Марковникова: «Атом Н із галогеноводнів приєднується до того атома С при подвійному зв’язку де вже є більше атомів Н(більш гідрогенізований.)»

СН₂ = СН – СН₃  + НCl → СН₃ – СН – СН₃

|

Cl

2-хлоропропан

4. реакція гідратації

    Це приєднання води до алкенів при цьому утворюються спирти

СН₂ = СН₂   +  HОН  →    СН₃-СН₂

|

ОН         спирт

Гомологи етилену вступають в реакцію гідратації за правилом Марковникова:

СН₂ = СН – СН₃  + Н^δ+ОН^δ– → СН₃ – СН – СН₃

|

ОН    спирт

5. реакція полімеризації

     Це сполучення великої кількості алкенів з утворенням однієї макромолекули полімеру

nСН₂ = СН₂    →    (-СН₂-СН₂-)_n

етилен                  поліетилен

nСН₂ = СН – СН₃   →           (-СН₂ – СН -)

пропілен                                              |

CН₃     поліпропілен

 

IІ. реакція окиснення

1. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.( а при неповному окисненні –  СО і Н₂О  або  С  і   Н₂О)

2C₃H₆  + 9О₂  → 6CО₂    +  6H₂О

 

 

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Алкени  окиснюються розчином KMnO₄ і   знебарвлюють його( із фіолетового на безбарвний) – це якісна реакція на ненасичені вуглеводні.

 

СН₂ = СН₂    +  Н₂О  +  [О]   →   СН₂ – СН₂

розчин KMnO₄  |        |

ОН     ОН етиленгліколь

 

 

 

Добування алкенів

 

І. С₂Н₄

1. У промисловості одержують реакцією дегідрування етану:

С₂Н₆     →     С₂Н₄  + Н₂

2. У лабораторії реакцією дегідратації етилового спирту в присутності конц. сульфатної кислоти:

C₂H₅ -OH  →  C₂H₄ ↑  + H₂О

 

ІІ. Загальні методи добування

1. Реакція реакція дегідрогалогенування моногалогеналканів в присутності спиртового розчину лугу !  (відщеплення HCl, HBr, HI)

Спирт.р-н лугу

C₂H₅Cl    →  C₂H₄  +  HCl      або

C₂H₅Cl  +  NaOH  →  C₂H₄ ↑ +  NaCl  +  Н₂О

 

Застосування алкенів

І. С₂Н₄

1. для виробництва пластмас (поліетилену, поліпропілен);
2. для дозрівання овочів та фруктів;
3. для одержання розчинників, спиртів.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Алкіни

 

Алкіни – це ненасичені вуглеводні в молекулах яких є тільки один потрійний зв’язок між атомами Карбону.

Загальна формула алкенів:  С_nH_2n-2    де: n = 2,3,4 і т.д.

 

 

 

Номенклатура алкінів

 

За міжнародною(систематичною або номенклатурою ІЮПАК) назви алкінів походять від відповідних назв алканів із заміною закінчення ан на ін або ин.

Історичну номенклатуру має тільки перший представник  – С₂Н₂ – етин(ацетилен).

             С₂Н₂                С₃Н₄                              С₄Н₆

СН ≡ СН    СН ≡ С – СН₃          СН ≡ С – СН₂ – СН₃

Етин             пропін                         бут-1-ин

ацетилен

₅

                    С₂Н₅          СН₃

     _{1             2      3}|          _{4            5} |             ₆       

СН≡С─СН─СН₂─С─СН₃

                                       |         

СН₃

3-етил-5,5-диметилгекс-1-ин

 

Будова алкінів

 

Для двох атомів Карбону при потрійному зв’язку в алкінах характерна sp-гібридизація – це означає,  що із 4 електронів (1s і 3p)  взаємодіє тільки одна s-електронна хмаринка і 1р-електронні хмаринки атома Карбону і утворюються дві гібридизовані (одинакові)  хмаринки:

 

 

 

 

 

 

Ці електронні хмаринки відштовхуються і розміщуються на лінії !  двох атомів Карбону і розміщуються під кутом 180⁰  .Між атомами С – С і С -Н виникають – σ(сигма) – зв’язки .

Кожен із двох атомів Карбону при потрійному зв’язку ще має по два не гібридизованих р-електронів(гантель), які розміщені перпендикулярно до лінії. Р-електронні хмаринки перекриваючись над і під лінією, а також з тилу і фронту лінії  утворюють два  – π(пі)- зв’язки.

 

 

 

 

π- зв’язки є слабшими  за σ – зв’язки і легко може розірватися бо вони розпорошені, утворюєься у двох точках простору.

Отже, потрійний зв’язок містить 1 σ(сигма) – зв’язок і 2π(пі)– зв’язки.

 

 

Віддаль між атомами Карбону ( С-С) в алкінах становить 0,120 нм.

 

Фізичні властивості алкінів

 

Етин – бутин (С₂Н₂ – С₄Н₆) – гази, нерозчинні у воді. Працюючи з ацетиленом, його не можна подавати в реакційну суміш металічними трубками, а тільки трубками, виготовленими з гуми або скла, бо буде вибух.

 

 

 

Хімічні властивості алкінів

 

Для алкінів найбільш характерними будуть реакції приєднання ,

які відбуваються із розривом потрійного, а саме поступовим розривом  двох π– зв’язків. На відміну від алкенів до молекул алкінів приєднуються по дві молекули Н₂, Cl₂, HCl.

 

І. Реакції приєднання

1. реакція гідрування

СН ≡ СН   +  2Н₂  →    СН₃-СН₃

С₂ Н₂   +  2Н₂  →    С₂Н₆

2. реакція галогенування

.

1. C₃H₄ + 2Cl₂  → C₃H₄Cl₄

СН ≡ С – СН₃  + 2Cl₂ → СНCl₂ – СCl₂ – СН₃

 

1,1,2,2-тетрахлоропропан

(Алкіни  знебарвлюють «бромну воду» – це якісна реакція на ненасичені вуглеводні)

3. реакція гідрогалогенування

Це реакція приєднання до алкенів галогеноводнів ( HCl, HBr, HI)

СН ≡ СН   +  2HBr  →    СН₃-СН Br₂

 

А гомологи ацетилену вступають в реакцію гідро галогенування за правилом Марковникова.

СН ≡ С – СН₃  + 2НCl → СН₃ – СCl₂ – СН₃

 

2,2-дихлоропропан

4. реакція гідратації або реакція Кучерова (тільки для ацетилену)

                                                                    О

СН ≡ СН   +  HОН  →    СН₃-С                оцтовий альдегід

Н

 

5. реакція полімеризації

     Тільки для ацетилену характерна реакція тримеризації:

 

                    3С₂Н₂    →      С₆Н₆

                                етин           бензен

IІ. реакція окиснення

1. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

C₃H₄  + 4О₂  → 3CО₂    +  2H₂О

2C₃H₄  + 5О₂  → 6CО    +  4H₂О

C₃H₄  +   О₂  → 3C   +  2H₂О

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Алкіни  окислюються розчином KMnO₄ і   знебарвлюють його – це якісна реакція на ненасичені вуглеводні.

 

IІІ. Реакція заміщення (тільки для алкінів) – це якісна реакція на алкіни.

1. реакція алкінів з AgNO₃ і Cu⁺¹NO₃:

Під час  реакції  тільки  атоми Гідрогену при потрійному зв´язку заміщуються на одновалентні метали Ag , Cu і утворюються ацетиленіди металів (вибухові речовини). Вона характерна тільки для алкінів як ненасичених вуглеводнів (збільшується віддаль між С-Н, а віддаль між С≡С зменшується у порівнянні з ( С=С) зв’язком )

СН ≡ СН   +  2AgNO₃  → СAg ≡ СAg ↓  +  2HNO₃

Аргентум (І) ацетиленід

 

Добування алкінів

І. С₂Н₂

1. У промисловості одержують реакцією розкладу метану:

2СН₄     →     С₂Н₂  + 3Н₂

 

 

2. У лабораторії реакцією кальцій карбіду з водою або кислотами

СаC₂  +2H-OH  →  C₂H₂ ↑  +  Са(OH)₂↓

або        HCl

(CaO  +3C  = CaC₂  +  CO  – добування СаС ₂)

 

ІІ. Загальні методи добування

1. Реакція реакція дегідрогалогенування дигалогеналканів (два галогени можуть знаходитися біля одного атома Карбону або біля двох сусідніх атомів Карбону) в присутності спиртового розчину лугу (відщеплення HCl, HBr, HI)

Спирт.р-н лугу

СН₂Cl- CH₂Cl  →       CH≡CH   +  2HCl

1,2-дихлороетан

СНCl₂– CH₃  → CH≡CH   +  2HCl

1,1-дихлороетан

 

Застосування алкінів

І. С₂Н₂

1. для автогенного різання і зварювання металів (при згорянні ацетилену в кисні утворюється температура 2800⁰С);
2. для одержання різних орг.сполук  (розчинників, бензену, оцтового альдегіду).
3. для одержання вибухових речовин (ацетиленіди важких металів)

 

 

 

 

Тема 24. Ароматичні вуглеводні (арени)

 

Ароматичні вуглеводні – це вуглеводні в молекулах яких є цикл, який складається із 6(шести) атомів Карбону(бензенове ядро)

Найпростішим представником аренів є бензен, його формула – С₆Н₆. Вперше структурну формулу запропонував Кекуле

 

Формула Кекуле

 

 

Із формули видно, що кожен із 6 атомів Карбону перебуває в

sp²-гібридизації.

 

 

 

 

Кожен із 6 атомів С містить по одному не гібридизованому  р-електрону, які розміщуються перпендикулярно до площини гібридизованих. Всі вони перекриваються над і під площиною шестикутника(бензенового ядра) і утворюють єдиний π-зв’язок, який складається із 6 електронів,що називається спряженням (вирівнювання). Доказом цього є те, що віддаль між атомами Карбону в бензеновому ядрі є одинакова і становить 0,140 нм.

Сучасна формула бензену,яка відповідає його будові:

або

                                                                                  

 

Номенклатура аренів

 

За міжнародною номенклатурою назви аренів походять від відповідних назв радикалів (замісників) з додаванням слова – бензен.

С₆Н₆    бензен

 

 

 

С₆Н₅-СН₃                 метилбензен (толуен)                                       

                                                                                    

 

С₆Н₄(СН₃)₂   1,2-диметил бензен (ксилен)

 

Якщо в аренах є тільки два одинакові радикали (замісники), то

до їхніх назв додається префікс: орто, пара, мета.

 

1. Орто – це коли один радикал знаходиться біля 1 атома С у

бензеновому ядрі, а другий – біля 2 або 6 атома С;

 

2.Мета – це коли один радикал(замісник) знаходиться біля 1 атома С у  бензеновому ядрі, а другий – біля 3 або 5 атома С;

 

3. Пара – це коли один радикал знаходиться біля 1 атома С у

бензеновому ядрі, а другий – біля 4  атома С;

 

 

 

 

 

1.2-диметилбензен

орто-диметилбензен

о.ксилен

 

 

1,3-диметилбензен

мета-диметилбензен

м.ксилен

1,4-диметилбензен

пара-диметилбензен

п.ксилен

 

Фізичні властивості бензену

 

Бензен – це рідина, нерозчинна у воді, отруйна.

 

Хімічні властивості бензену

 

Для бензену характерними будуть реакції як типу заміщення атомів Н у бензеновому ядрі, так і типу приєднання із розривом π-зв’язку.

Легше будуть відбуватися реакції типу заміщення.

І. Реакції заміщення

1. реакція галогенування (каталізатор сіль – FeCl₃)

Реакція відбувається подібно як в алканах, тільки каталізатор інший.                              FeCl₃

C₆H₆  + Cl₂  → C₆H₅Cl    +  HCl

Хлоробензен

C₆H₆  + 6Cl₂  → C₆Cl₆    +  6HCl

гексахлоробензен

(Бензен не знебарвлює «бромну воду» подібно як алкани)

2. реакція нітрування ( подібно як алкани)

Це якісна реакція на бензен при цьому утворюється нітробензен жовтого кольору із запахом «гіркого мигдалю»

1.     H₂SO₄

С₆Н₆  + HO-NO₂  →  C₆H₅NO₂  +  H₂O

нітробензен

ІІ. Реакції приєднання

1. реакція гідрування (подібно як алкенів)

С₆Н₆   +  3Н₂  →    С₆Н₁₂

циклогексан

2. реакція галогенування (каталізатором є світло)

 

C₆H₆  + 3Cl₂  → C₆H₆Cl₆

Гексахлорциклогексан (гексахлоран)

 

(Бензен не  знебарвлює «бромну воду»)

 

 

ІІІ. реакція окиснення

1. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

2C₆H₆  + 15О₂  → 12CО₂    +  6H₂О

2C₆H₆  +   9О₂  → 12CО    +  6H₂О

2C₆H₆  +   3О₂  → 12C   +  6H₂О

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Бензен не окислюються розчином KMnO₄ і не  знебарвлює його.

 

 

Гомологи бензену

 

Загальна формула аренів: С_nH_2n-6   де: n = 6,7,8  і т.д.

 

Радикали аренів

 

Назви аренів                                Назви радикалів аренів

 

                 С₆Н₆  – бензен                                    С₆Н₅ –   феніл

С₆Н₅-СН₃  –  толуен                          С₆Н₅-СН₂–  бензил

 

 

 

Толуен

 

С₆Н₅-СН₃  –  толуен, метилбензен, фенілметан

У молекулі толуені відбувається взаємний вплив груп атомів (С₆Н₅– феніл і  СН₃– метил ) одна на одну і цей вплив відбивається на хімічних властивостей. Группа СН₃  так впливає на С₆Н₅, що атоми Н в положеннях 2,4,6 (орто і пара) бензенового ядра стають більш рухливим і можуть заміщуватися на інші атоми або групи атомів. 

Група С₆Н₅    так впливає  на СН₃  (феніл має властивість відтягувати пари електронів ),  що атоми Н в ній стають більш рухливим і можуть окиснюватися.

 

 

 

Хімічні властивості толуену

І. Реакції заміщення( по групі С₆Н₅)  

1. реакція галогенування ( з «хлорною» чи «бромною водою»)         При цьому утворюється білий осад.

              С₆Н₅-СН₃    +  3Cl₂    →  С₆Н₂(Cl₃) -СН₃ ↓   +  3HCl

2,4,6-трихлоротолуен

(толуен  знебарвлює «бромну воду»)

2. реакція нітрування

 

1.   k. H₂SO₄

С₆Н₅-СН₃    + 3HO-NO₂  →  C₆H₂(NO₂)₃СН₃  +  3H₂O

2,4,6-тринітротолуен (тротил)

 

ІІ. Реакції приєднання ( по групі С₆Н₅)

1. реакція гідрування (подібно як алкенів)(важче ніж для бензену із-за порушення рівномірності розміщення π- зв′язку у бензеновому ядрі )

С₆Н₅-СН₃  +  3Н₂  →    С₆Н₁₁-СН₃

метилциклогексан

 

 

ІІІ. Реакції окиснення.

1. реакція горіння:

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

C₇H₈  +  9О₂  → 7CО₂    +  4H₂О

2. реакція окиснення розчином KMnO₄ (по групі СН₃, а вплив групи С₆Н₅)

Толуен на відміну від бензену  окислюються розчином KMnO₄ і  знебарвлює його.

 

С₆Н₅-СН₃    + 3[O]  →  C₆H₅СООН  +  H₂O

Бензойна кислота

 

 

Добування аренів

І. С₆Н₆

1. У промисловості бензен одержують реакцією тримеризації ацетилену:

  3С₂Н₂        →            С₆Н₆                               (каталізатор – вугілля і температура)

                                етин           бензен

або дегідруванням циклогексану або гексану

С₆Н₁₂    →         С₆Н₆  +  3Н₂

циклогексан

С₆Н₁₄    →         С₆Н₆  +  4Н₂

гексан

ІІ. С₆Н₅-СН₃   

 

1. У промисловості толуен одержують за схемою:

С₆Н₆    →   С₆Н₅Сl → С₆Н₅-СН₃   

1. С₆Н₆ + Cl₂ → С₆Н₅Сl  +  HCl
2. С₆Н₅Сl +  CH₃Cl  +  2Na   → С₆Н₅-СН₃     +  2NaCl 

 

Застосування аренів (бензену і толуену)

1. бензен і толуен як розчинники і як добавки до пального
2. і як сировина для одержання різних орг.речовин: ліків, вибухових

речовин, пластмас, засобів боротьби з хворобами  сільськогосподарських   рослин (гербіцидів, пестицидів і т.д.)

 

 

Стирен

Стирен – це похідне від бензену, що містить вініл-радикал.

С₆Н₅-СН=СН₂ – вінілбензен, фенілетен, стирен.  

Для стирену характерні тільки реакції як алкену, а не як арену. Найбільш практично використовуваною хімічною властивістю – це реакція полімеризації, внаслідок якої утворюється полістирол, який використовується як пінопласт

 

 

nСН₂ = СН    →    (-СН₂-СН-)_n

|                            |

С₆Н₅                                С₆Н₅

стирен              полістирол

 

 

 

Тема 25. Природні джерела вуглеводнів

 

Відомі такі природні джерела вуглеводнів:

1. природний газ;
2. попутний(супутний) нафтовий газ;
3. нафта;
4. кам’яне вугілля.

Інші природні джерела вуглеводнів: сланцевий газ, буре вугілля, торф.

1. Природний газ складається в основному з метану СН₄ (80-96%) в залежності від родовища.

Застосовується:

1. як газоподібне паливо у промисловості (в заводських котельнях,доменних печах, скловарних і цементних печах) і побуті;
2. як хімічна сировина для одержання різних орг.сполук.

 

2. Попутний нафтовий газ складається приблизно із однакової кількості метану – гексану (СН₄ – С₆Н₁₄) в залежності від родовища.

Застосовується:

1. як газоподібне паливо;
2. розділюють його на окремі фракції:

• метан-етанова фракція («сухий газ»)

використовується як газоподібне паливо і як хім..сировина.

• пропан-бутанова фракція («зріджений газ»)

використовується як газоподібне паливо у тих місцевостях, де немає природного газу(балонний газ) та пальне в автомобілях.

• пентан-гексанова фракція («газовий бензин»)

використовується як добавки до бензину.

 

3. Нафта.

 

Нафта – це темна рідина, яка не розчиняється у воді і утворює тонку плівку на її поверхні. До складу нафти входять більше кілька сотень різних речовин – переважно вуглеводні, які містять від 1 до 40 атомів Карбону:

1. алкани;
2. циклоалкани;
3. арени.

Нафта використовується тільки як хімічна сировина і піддається переробці. Використовують такі методи переробки нафти:

1. фізичні;
2. хімічні.

До фізичних метадів переробки нафти відноситься:

1. пряма або ректифікаційна перегонка нафти.

При цьому нафту нагрівають до 450-500⁰С  вона переходить у газовий стан і направляють її у ректифікаційну колону у якій за різними температурами кипіння і за різним  складом вуглеводнів з нафти одержують такі фракції:

1. бензин( пальне для автомобілів) – вуглеводні бензину містять 5-11 атомів С;
2. лігроїн (пальне для тракторів – ДП, розчинник лаків та фарб)); С₈-С₁₄
3. гас (пальне для літаків, побутові потреби – гасові лампи); С₁₂-С₁₈
4. газойль (ДП); С₁₅-С₂₀
5. мазут (паливо для котелень, а також мазут як нафту нагрівають до високої температури(тільки у вакуумі) і одержують різні фракції мастил і смолу(гудрон).

При прямій перегонці нафти одержують тільки 20% бензину і він є не високої якості. Для того, щоб одержати велику кількість бензину використовують хімічні методи переробки нафти:

1. крекінг;
2. риформінг.

 

 

Крекінг

Крекінг поділяється на:

1. термічний крекінг;
2. каталітичний крекінг.

При термічному крекінгу газойль нагрівають до високої температури і одержуємо бензин, що містить менші алкани і алкени(реакція крекінгу алканів)

С₁₆Н₃₄  →  С₈Н₁₈  +  С₈Н₁₆

октан         октен

Бензин термічного крекінгу є кращий за бензин прямої перегонки.

При каталітичному крекінгу  газойль нагрівають до високої температури і використовують каталізатор(сполуки алюмінію – біла глина) і відбувається крім реакції крекінгу ще реакція ізомеризації, утворених алканів:

А)С₁₆Н₃₄  →  С₈Н₁₈  +  С₈Н₁₆                    СН₃   СН₃

октан         октен                |         |

Б)  СН₃-СН₂-СН₂-СН₂-СН₂-СН₂-СН₂-СН₃→             СН₃-С  –   С -СН₃

октан                                                       |         |

СН₃   СН₃

ізооктан

 

Бензин каталітичного крекінгу ще кращий за бензин термічного крекінгу.

 

Риформінг(облагородження, ароматизація бензинів)

При цьому процесі використовують бензин прямої перегонки нафти і піддають реакції дегідрування з одночасною циклізацією (дегідроциклізація) вуглеводнів-алканів бензину і утворюються циклоалкани і арени:

С₆Н₁₄    →     С₆Н₁₂  +  Н₂        →             С₆Н₆   +  3Н₂

гексан              циклогексан                 бензен

Бензин риформінгу є найкращим із всіх бензинів.

Якість бензинів(детонаційна стійкість бензинів) визначається октановим числом. Октанове число має шкалу від 0 до 100. Октанове число  0 має н.-гептан, а  100 – ізооктан.  Чим вище значення октанового числа,тим кращий бензин.

 

4. Кам’яне вугілля.

Кам’яне вугілля використовується:

1. як тверде паливо, однак наявність негорючих домішок при окисненні перетворюється на шлаки, а також наявність сполук сульфуру природить до забруднення атмосфери(кислотні дощі);
2. як хімічна сировина (процес коксування).

В процесі коксування кам’яне вугілля нагрівають його до 1000⁰С протягом 14 годин і одержують такі продукти:

1. 1. кокс (для виробництва чавуну і сталі, а також як паливо у кузнях);
2. коксовий газ (як газоподібне паливо);
3. кам’яновугільна смола (джерело різних аренів: бензен. толуен,

фенол, нафталін і т.д.);

4. 4. аміачна вода (як азотне добриво).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оксигеновмісні органічні сполуки

Спирти і феноли   містять функціональну (характеристичну) групу – гідроксильну або гідрокси-групу –     ─ОН.

 

Тема 26. Спирти і фенол.

 

Спирти

     Спирти – це похідні від вуглеводнів, в яких один або всі атоми Н почергово заміщені на групу ОН.

     Група ОН для спиртів є функціональною( характеристичною) групою –

це група атомів, яка визначає будову, фізичні та хімічні властивості даного класу речовин.

     Група ОН називається гідроксильною групою або гідрокси-групою.

Загальна формула спиртів: R(OH)_n.

Спирти класифікують за:

І. вуглеводневим радикалом:

– насичені;

– ненасичені

– ароматичні.

ІІ. числом груп ОН:

• одноатомні;
• багатоатомні(двоатомні,триатомні і т.д.).

Найбільше практичне значення мають насичені !  одноатомні і багатоатомні спирти.

 

 

Насичені одноатомні  спирти (Алканоли).

 

Загальна формула спиртів:  С_nH_2n+1ОН    де: n = 1,2,3,4 і т.д.   або

                                                   ROH , де R – СН₃, С₂Н₅, С₃Н₇ і т.д.

або   C_nH_2n+2 O  де: n = 1,2,3,4 і т.д.   

 

Номенклатура алканолів

За міжнародною(систематичною або номенклатурою ІЮПАК) назви спиртів походять від відповідних назв алканів із додаванням закінчення ол .

За історичною номенклатурою назви спиртів походять від відповідних назв радикалів алканів з додаванням закінчення овий і слово спирт.

             СН₃ ОН      –  метанол, метиловий спирт            

             С₂Н₅ ОН      – етанол, етиловий спирт                    

             С₃Н₇ ОН    –  пропанол, пропіловий спирт                                 

       _{1             2              3                            3               2          1}

СН₃–  СН─СН₃             СН₃–  СН₂─СН₂– ОН

                 |                    

ОН                            пропан-1-ол

пропан-2-ол

 

Алгоритм

для складання назв розгалужених одноатомних спиртів за структурними формулами:

 

1. Визначити (виокремити) найдовший  карбоновий ланцюг – родоначальну структуру (головний ланцюг), що містить характеристичну (функціональну) групу – ОН.

 

1. Пронумерувати атоми  Карбону родоначальної структури. При цьому нумерацію необхідно починати з того кінця до якого ближче  характеристична група – ОН.

 

1. У назві вуглеводню спочатку

наводяться назви замісників, приєднаних до родоначальної структури,

із  вказівкою номера атома Карбону, до якого вони  приєднані. Номери

атомів Карбону(локанти) відокремлюються від назв замісників дефісом.

 

1. Якщо замісників декілька, то в назві вони наводяться в українському алфавітному порядку(за першими буквами їх назв). Якщо є декілька однакових замісників, то їхня назва вказується тільки один раз, а їхнє число вказується префіксами: ди(два), три(три), тетра(чотири), пента(п´ять) тощо й обов´язково  цифрами(локантами) через  кому вказується положення кожного з однакових замісників.

 

1. Після цього  записується назва у відповідності до назви  алкану , що містить таке ж  число  атомів Карбону в родоначальній структурі.

 

1. Потім вказують цифрою(локантом) атом Карбону родоначальної структури, біля  якого  розміщена характеристична група – ОН, відокремлюючи двома дефісами(справа і зліва).

 

1. В останню чергу записуємо закінчення – ол.

 

 

                                  СН₃     

     _{1             2              3           4}|            ₅                     

СН₃– СН─СН₂ ─С ─СН₃

                |                  |  

ОН             СН₃           

4,4-диметилпентан-2-ол

 

Цифри, які стоять у назвах спиртів перед замісниками і перед розміщенням групи ОН називаються локантами.

Тільки ! одноатомні спирти поділяються на :

1. первинні[ п.] ( група ОН знаходиться біля атома  Карбону , що зв’язаний тільки з одним атомом Карбону);

 

 

 

                                       СН₃     

       _{1              2               3         4}|           ₅                     

СН₂─СН₂ ─СН₂ ─СН─СН₃

      │                             

ОН          

4-метилпентан-1-ол

2. вторинні[ в.] ( група ОН знаходиться біля атома  Карбону , що

зв’язаний тільки з двома атомами Карбону);

                                    СН₃     

       _{1             2             3           4}|      ₅                     

СН₃─СН─СН₂─С─СН₃

                  |                |  

ОН                  СН₃          

4,4-диметилпентан-2-ол

3. третинні [ т.] ( група ОН знаходиться біля атома Карбону , що зв’язаний тільки з трьома атомами Карбону).

                                      СН₃     

      _{5              4               3             2}|        ₁                   

СН₃─СН₂ ─СН₂ ─С─СН₃

                                       |                  

ОН     

2-метилпентан-2-ол

 

 

Фізичні властивості спиртів

 

Перші представники спиртів – це   рідини, добре розчинні у воді, мають специфічний запах (СН₃ ОН – отруйний , С₂Н₅ ОН – наркотик). Вищі спирти – тверді речовини,  не розчинні у воді.

Спирти є рідинами тому( на відміну від алканів з яких вони походять), що між молекулами існує водневий зв’язок. Спирти за свєю будовою і фіз.. властивостями більше подібні до води і між молекулами води також існує водневий зв’язок (Н-ОН і R-ОН. Алканоли є і похідними від води , в якій  один атом Н заміщений на вуглеводневий радикал).

 

 

 

^δ+Н ─ О^δ– ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–  ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–  ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–  вода

|                       |                        |                        |

Н                      Н                     Н                       Н

 

 

^δ+Н ─ О^δ–  ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–  ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–  ·· ·· ^δ+Н ─ О^δ–     спирти

|                       |                        |                        |

R                      R                     R                      R

 

 

Хімічні властивості спиртів

 

Всі хімічні властивості спиртів  відбуваються по групі ОН як характеристичній (функціональній) групі спиртів.

І. Реакції  по атомі Н групиОН

1. реакція з лужними і лужно-земельними металами

2СН₃ ОН   +  2Na  →   2СН₃ ОNa    +  H₂↑

Натрій метилат

2C₃Н₇ ОН   +  Ca  →   (С₃Н₇ О)₂Ca    +  H₂↑

Кальцій пропілат

[Подібно як вода:  2Н ОН   +  2Na  →   2NaОН    +  H₂↑ ]

Сполуки формулою R–ONa називаються алкоголяти (це солі –йонні сполуки).

ІІ. Реакції по групі ОН

1. реакція з галогеноводнями( HCl, HBr, HI)

При цьому група ОН спиртів заміщується на галоген.

 

СН₃ ОН   +  HBr  →    СН₃–Br  +  Н₂О

бромметан

2. реакція дегідратації (починаючи від C₂Н₅ ОН )

    А) внутрішньомолекулярна дегідратація

Від однієї молекули спирту відщеплюється молекула води (група ОН і атом Н від атома С , що є сусіднім з атомом С, біля якого безпосередньо знаходиться група ОН) і утворюється алкен.   Каталізатор конц. H₂SO₄ і температура > 140⁰С

С₂Н₅ ОН    →    С₂Н₄ ↑ +  Н₂О

С₃Н₇ ОН    →    С₃Н₆ ↑ +  Н₂О

Б) міжмолекулярна дегідратація

Від двох молекул спирту( однакових або різних) відщеплюється молекула води( атом Н від  групи ОН   першої молекули спирту і група  ОН від другої молекули спирту) і утворюється етери (формулою R–O–R).   Каталізатор конц. H₂SO₄ і температура < 140⁰С

2С₂Н₅ ОН    →    С₂Н₅-О-С₂Н₅  +  Н₂О

Діетиловий етер

С₂Н₅ ОН     +       С₃Н₇ ОН    →   С₂Н₅-О-С₃Н₇    +  Н₂О

Етилпропіловий етер

3. реакція дегідрування

  Від однієї молекули спирту відривається молекула водню Н₂ (один атом Н від  групи ОН, а другий Н від атома С біля якого безпосередньо знаходиться група ОН)  і утворюється альдегід.

 

О

СН₃ ОН    →    Н-С             +  Н₂

Н

Метаналь (альдегід)

 

 

 

О

СН₃-СН₂ ОН   →           СН₃ – С         +  Н₂

Н

Етаналь, оцтовий альдегід

 

 

IІ. реакція окиснення

1. реакція горіння (повне і неповне):

Внаслідок реакції повного горіння вуглеводнів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

2С₃Н₇ ОН  + 9О₂  → 6CО₂    +  8H₂О

С₂Н₅ ОН  + 3О₂  → 2CО₂    +  3H₂О

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Спирти  окислюються розчином KMnO₄ ,   знебарвлюючи  його, і при цьому утворюються альдегіди ( відбувається окиснення С-Н зв´язку біля атома С який безпосередньо зв´язаний з групою ОН)

О

СН₃ ОН     +  [О]   →   Н- С         +  Н₂О

Н

О

СН₃-СН₂ ОН  + [О]      →   СН₃ – С          +  Н₂

Н

Етаналь, оцтовий альдегід

 

 

Добування спиртів

І. СН₃ ОН

    У промисловості одержують:

– із  «водяного газу»   (СО +Н₂):

СО   +    2Н₂   →  СН₃ ОН

– при розкладі деревини.

ІІ. С₂Н₅ ОН

1. У промисловості одержують:

–  реакцією спиртового бродіння глюкози:

С₆Н₁₂О₆     →    2 С₂Н₅ ОН   +  2СО₂↑

–  реакцією гідратації етилену в присутності конц. фосфатної кислоти:

C₂H₄   + H₂О   →    C₂H₅ -OH

ІІІ. Загальні методи добування

         –  реакцією гідратації  алкенів в присутності конц. фосфатної кислоти:

C₃H₆   + H₂О   →    C₃H₇ -OH

        

 

– Реакція  лужного гідролізу  моногалогеналканів в присутності водного! розчину лугу

 

Водн.р-н лугу

C₂H₅Cl   +  NaOH →  C₂H₅ ОН  +  NaCl

 

Застосування спиртів

 

І. СН₃ ОН  (деревний спирт)

1. як розчинник для лаків і фарб;
2. як замінник бензину;

ІІ. С₂Н₅ ОН  (винний спирт)

1. як розчинник у парфумерії;
2. в харчовій промисловості як консервант;
3. як алкогольний напій;
4. для одержання синтетичного каучуку (бутадієновий каучук);
5. як замінник бензину(пальне для автомобілів).

 

 

Багатоатомні спирти

 

Найбільш практичне значення мають дво і триатомні спирти. Необхідно пам’ятати, що кожна група ОН повинна знаходитися біля одного атома Карбону. За міжнародною номенклатурою назви їх походять від назв алканів з додаванням закінчення  -діол чи тріол. Для деяких з них характерні і історичні назви.

СН₂ – СН₂                              СН₂ – СН -СН₂

                                |          |                        |         |       |

ОН     ОН                      ОН     ОН   ОН

Етан-1,2-діол                 пропан-1,2,3-тріол

етиленгліколь                 гліцерин, гліцерол

За фізичними властивостями багатоатомні спирти – це олієподібні рідини, добре розчинні у воді, солодкі на смак (органічні сполуки, які містять 2 і більше груп ОН є солодкими на смак). Етиленгліколь – отруйний,  а гліцерин – не шкідливий для людського організму(має гігроскопічні властивості використовується для пом´якшення шкіри в шкіряній промисловості та фармації).

 

 

Хімічні властивості багатоатомних спиртів

         В багатоатомних спиртах  на відміну від одноатомних спиртів  групи ОН  впливають одна на одну і атоми Н стають більш рухливим у порівнянні з одноатомними (багатоатомні спирти – слабкі кислоти). У хімічних реакціях може брати участь як одна група ОН так і всі почергово.

І. Реакції  по атомі Н групиОН

1. реакція з лужними і лужно-земельними металами

СН₂ ОН                           CН₂ ОNa

    |                   +  2Na  →     |                +  Н₂

СН₂ ОН                              СН₂ ОNa

                                                                   Натрій гліколят

 

 

 

СН₂ ОН                            CН₂ ОNa

    |                                         |

2СН  ОН         +  6Na → 2СН  ОNa     +    3Н₂↑

    |                                         |

СН₂ ОН                              СН₂ ОNa

Натрій гліцерат

2. реакція з нітратною кислотою

Атоми Н груп ОН заміщуються на нітро-групу (вплив груп груп ОН одна на одну)

СН₂ ОН                                 CН₂ О-NО₂

    |                                                |

СН  ОН         +  3НО-NО₂ →  СН  О-NО₂    +    3Н₂О

    |                                                |

СН₂ ОН                                    СН₂ О-NО₂

тринітрогліцерин

3. реакція з Сu(OH)₂

Якісна реакція на багатоатомні спирти – це взаємодія багатоатомних спиртів з голубим осадом Сu(OH)₂ при звичайних умовах при цьому утворюється синій прозорий розчин (вплив груп ОН одна на одну)

СН₂ ОН                                   CН₂ О

    |                                                  |      Cu

СН  ОН         +  Cu(OH)₂   →     СН- О        +    2Н₂О

    |                        голубий            |

СН₂ ОН              осад                 СН₂ ОH

                                          Купрум (ІІ) гліцерат (синій прозорий розчин)

ІІ. Реакції по групах ОН

1. реакція з галогеноводнями( HCl, HBr, HI)

СН₂ ОН                                   CН₂ Cl

    |                                                  |

СН  ОН         +    3НCl    →       СН- Cl        +    3Н₂О

    |                                                  |

СН₂ ОН                                       СН₂ Cl 

 

IІІ. реакція окиснення

1. реакція горіння :

Внаслідок реакції повного горіння спиртів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

2С₃Н₈О₃  + 7О₂  → 6CО₂    +  8H₂О

 

 

Добування спиртів

І. Гліцерин

1. У промисловості одержують гідролізом жирів.

 

2. Реакція лужного гідролізу  1,2,3-трихлоропропану в присутності водного! розчину лугу

 

 

 

CН₂ Cl                                        CH₂ ОН

   |                                                   |

СН- Cl        +    3KОH     →      CH-ОН    +  3KCl

    |                                                  |

СН₂ Сl                                        СН₂ ОН

 

 

Застосування cпиртів

І. Гліцерин

1. як незамерзаюча рідина в радіаторах машин (ТОСОЛ) -антифриз;
2. для одержання вибухівки;
3. у косметичній і шкіряній промисловості(гігроскопічність);
4. 1%-ний розчин три нітрогліцерину використовують в медицині як

препарат, що розширює кровоносні судини.

 

 

Фенол

 

       Фенол – це похідне від бензену, в якому один атом Н заміщений безпосередньо на групу ОН.

С₆Н₅ ОН – фенол або гідроксибензен.

 

Необхідно пам’ятати: у фенолі група ОН безпосередньо зв’язана з бензеновим ядром, а в вроматичних спиртах група ОН зв’язана хоча б через один атом Карбону: С₆Н₅ ОН – фенол  ;  С₆Н₅ –СН₂– ОН – бензиловий спирт (ароматичний спирт).

 

За фізичними властивостями фенол – це кристалічна речовина, трохи розчинна у воді, дуже отруйна.

 

Хімічні властивості фенолу

    

      У молекулі фенолу відбувається взаємний вплив груп атомів одна на  одну ( С₆Н₅  і  ОН) (подібно як в толуені).

 С₆Н₅ так впливає на групу ОН, що атом Н її стає ще більш рухливим (С₆Н₅ має властивість відтягувати спільну пару електронів від атома Оксисену  групи ОН, таким чином атом О стає позитивним, а він в свою чергу відтягує спільну пару електронів від атома Н, бо атом О є після  Флюору найбільш електронегативним), ніж в багатоатомних спиртах (фенол є слабкою кислотою – карболова кислота).

Група ОН так впливає на бензенове ядро (С₆Н₅)( група ОН має властивість відштовхувати спільну пару електронів до атома С бензинового ядра, таким чином порушує спряження в ньому і неоднаково поляризується С-Н зв′язок в різних положеннях бензенового ядра), що атоми  в положеннях 2,4,6- стають більш рухливішими і можуть заміщуватися на атоми або групи атомів.

 

І. Реакції  по атомі Н групиОН

1. реакція з лужними і лужно-земельними металами (легше, ніж з спиртами)

2С₆Н₅ ОН   +  2Na  →   2С₆Н₅ ОNa    +  H₂↑

Натрій фенолят

2. реакція з лугами (тільки для фенолу)

  С₆Н₅ ОН   +  NaОН  →   С₆Н₅ ОNa    +  H₂О

3. реакція з FeCl₃ – це якісна реакція на фенол, при цьому утворюється фіолетовий осад

3С₆Н₅ ОН   +  FeCl₃   →    (С₆Н₅ О)₃ Fe ↓   + 3HCl   

                                                 Ферум(ІІІ) фенолят (фіолетовий осад)

ІІ. Реакція по групі ОН

1. реакція з галогеноводнями( HCl, HBr, HI)

Реакція з галогеноводнями не характерна для фенолу тому, що  С₆Н₅ –феніл-радикал міцно утримує групу ОН і не дає можливості замістити її на галоген.

 

ІІІ.  Реакції заміщення( по групі С₆Н₅)  

1. реакція галогенування ( з «хлорною» чи «бромною водою»)         При цьому утворюється білий осад.  (якісна реакція на фенол).

 

              С₆Н₅-ОН    +  3Cl₂    →  С₆Н₂(Cl₃) -ОН ↓   +  3HCl

2,4,6-трихлорофенол

 

2. реакція нітрування
3. k. H₂SO₄

С₆Н₅-ОН   + 3HO-NO₂  →  C₆H₂(NO₂)₃ОН  +  3H₂O

2,4,6-тринітрофенол (пікринова кислота)

 

1. IV. реакція окиснення
2. реакція горіння :

Внаслідок реакції повного горіння фенолу утворюється  СО₂  і  Н₂О.

С₆Н₅ОН  + 7О₂  → 6CО₂    +  3H₂О

 

Добування фенолу

І. С₆Н₅ ОН

    У промисловості одержують за схемою:

С₆Н₆        →     С₆Н₅ Cl        →     С₆Н₅ ОН

1. С₆Н₅ ОН +  Cl₂    →   С₆Н₅ Cl  +  HCl
2. С₆Н₅ Cl +  NaOH  → С₆Н₅ ОН  +  NaCl

 

Застосування фенолу

 

І. С₆Н₅ ОН  (карболка, карболова кислота)

1. як антисептик (для дезинфекції громадських приміщень);
2. для виробництва ліків, пластмас (фенол формальдегідних смол), вибухових речовин(пікринова кислота – жовтий барвник), лужного індикатора (фенолфталеїн).

 

 

 

 

 

 

 

Тема 27. Альдегіди, карбонові кислоти, естери.

 

Альдегіди, карбонові кислоти, естери (жири)  всі містять функціональну (характеристичну) групу – карбонільну –     ─С=О

│

Альдегіди

      

        Альдегіди – це органічні сполуки, що містять функціональну (характеристичну) – альдегідну групу, зв’язану з вуглеводневим радикалом(може бути і атом Н).

 

Група –СНО  або  – С(О)Н  або                 – альдегідна  група

 

Загальна формула альдегідів:  С_nH_2n+1 С(О)Н    де: n = 0,1,2,3,4 і т.д.   або

                             R-СHО  або  R-С(O)H , де R – Н, СН₃, С₂Н₅, С₃Н₇ і т.д.

aбо    C_nH_2nO   де: n = 1,2,3,4 і т.д.   

 

Номенклатура альдегідів

За міжнародною(систематичною або номенклатурою ІЮПАК) назви альдегідів походять від відповідних назв алканів, включаючи атом Карбону альдегідної групи, із додаванням закінчення аль . (Особливість альдегідної групи у порівняння з гідрокси-групою)

За історичною номенклатурою назви альдегідів походять від відповідних назв карбонових кислот

                НС(О)Н    – метаналь, мурашиний альдегід, формальдегід

             СН₃ С(О)Н      –  етаналь, оцтовий альдегід, ацетальдегід           

             С₂Н₅ С(О)Н      –  пропаналь, пропіоновий альдегід                     

             С₃Н₇ С(О)Н    –  бутаналь, масляний альдегід

С₄Н₉ С(О)Н    –  пентаналь, валеріановий альдегід

С₅Н₁₁ С(О)Н   – гексаналь, капроновий альдегід

 

                                  СН₃     

     _{5             4              3          2}|         ₁     О                

СН₃─СН─СН₂─С  ─С

                 |               |         Н

СН₃              СН₃

2,2,4-триметилпентаналь

 

Цифри, які стоять у назвах альдегідів перед замісниками називаються локантами.

 

 

 

Фізичні властивості альдегідів

 

Перший представник альдегідів (формальдегід) є газом тому, що на відміну від спиртів між молекулами не існує водневого зв’язку . Всі інші альдегіди є рідинами, добре розчинні у воді, мають різкий запах.

 

 

Хімічні властивості альдегідів

 

Всі хімічні властивості  альдегідів  відбуваються по характеристичній (функціональній) групі –  -С(О)Н.

І. Реакції  приєднання  по С=О  (подібно як алкени С=С)

1. реакція гідрування

СН₃ С(О)Н   +  Н₂  →   СН₃ СН₂ОН

3. реакція гідрогалогенування

СН₃ С(О)Н   +  НCl →   СН₃ СНOH         1-хлороетан-1-ол

                                              |

                                                     Cl

 

ІІ. Реакції по атомі Н альдегідної групи

1. реакція «срібного дзеркала»

Це взаємодія альдегідів з Ag₂O  (аміачний розчин) – реактив Толленса і при цьому окислюється С-Н зв’язок і утворюється карбонова кислота і срібло – це якісна реакція на альдегіди

НС(О)Н   + Ag₂O →  HCOOH  + 2Ag↓ сріблястий наліт

2. реакція «мідного дзеркала»

Це взаємодія альдегідів з голубим осадом Cu(OH)₂  при нагріванні і при цьому відбувається зміна кольорів: голубий→жовтий → червоний , утворюється карбонова кислота – якісна реакція на альдегіди

СН₃ С(О)Н  +  Cu(OH)₂    →  СН₃ СОOH +  Cu⁺¹OH   +  H₂O

голубий                                жовтий

2CuOH  →  Cu₂O   +  H₂O

Червоний

Загальне рівняння:

СН₃ С(О)Н  +  2Cu(OH)₂    →  СН₃ СОOH +  Cu₂O   +  2H₂O

голубий                                червоний

 

   

IІІ. реакція окиснення

1. реакція горіння :

Внаслідок реакції повного горіння  альдегідів утворюється завжди СО₂  і  Н₂О.

2С₂Н₄ О + 5О₂  → 4CО₂    +  4H₂О

 

2. реакція окиснення розчином KMnO₄

Альдегіди  окислюються розчином KMnO₄ ,   знебарвлюючи  його, і при цьому утворюються карбонові кислоти

 

О

Н С(О)Н  +  [О]   →   Н- С         +  Н₂О

ОН

Метанова кислота, мурашина кислота

О

СН₃ С(О)Н  + [О]      →   СН₃ – С            +  Н₂О

ОН

Етанова кислота, оцтова  кислота

 

 

Добування альдегідів

І. СН₃ С(О)Н

    У промисловості одержують:

– реакцією Кучерова:

 

С₂Н₂   +    Н-ОН   →  СН₃ С(О)Н

ІІ. Загальні методи добування

         –  реакція окиснення спиртів( переважно СuО):

C₃H₇ ОН   + [О]   →    C₂H₅– С(O)H

        

 Назва «Альдегід» означає «алкоголь дегідрогенізований».

1. Реакція лужного гідролізу  дигалогеналканів (два галогени повинні знаходитись біля одного атома Карбону) в присутності водного! розчину лугу

Водн.р-н лугу

СН₃ -CHCl₂ +  2NaOH →  CH₃ С(О)Н  +  2NaCl   +  Н₂О

 

 

 

Застосування альдегідів

І. НС(О)Н 

1. для одержання формаліну ( в медицині і шкіряній промисловості);
2. для одержання пластмас (фенолформальдегідна смола);
3. для протруювання і дезінфекції насіння

ІІ. СН₃ С(О)Н 

1. для одержання оцтової кислоти;

 

 

 

Карбонові кислоти

 

Карбонові кислоти – це орг.сполуки, що містять характеристичну (функціональну) групу – карбоксильну- зв’язану з вуглеводневим радикалом або атомом Н.

Група   – СООН  або  –   – карбоксильна група.  Її назва складається з назв двох груп: карбонільна (С=О)  і гідроксильна (ОН).

Загальна формула карбонових кислот:  С_nH_2n+1 СООН    де: n = 0,1,2,3,4 і

 т.д.  або  R-СOОH , де R – Н, СН₃, С₂Н₅, і т.д.  aбо  C_nH_2nO₂ де: n = 1,2,3,4 і т.д.   

Карбонові кислоти поділяються за :

І. вуглеводневим радикалом:

– насичені;

– ненасичені;

– ароматичні

ІІ. за кількістю груп СООН:

• одноосновні
• багатоосновні

Відмінність між формулою орг.кислоти і неорг.кислоти полягає в тому, що в органічних кислотах кислотний залишок знаходиться першим ,а другим атом Н.

Наприклад:            1         2

[H]     [NO₃]

Кислотний залишок

2             1

[СН₃СОО]   [Н]

Кислотний залишок

 

Номенклатура карбонових кислот

За міжнародною(систематичною або номенклатурою ІЮПАК) назви карбонових кислот походять від відповідних назв алканів, включаючи атом Карбону карбоксильної групи, із додаванням закінчення [ова]  і слово [кислота]  . Нумерацію атомів Карбону проводять цифрами, включаючи атом С карбосильної групи.

Для карбонових кислот характерні і історичні  назви. Нумерацію атомів Карбону проводять грецькими буквами(α,β,γ,δ,ε,ζ,η,θ…ω), починаючи з атома  С, що стоїть поряд з атомом Карбону  карбоксильної групи.

 

             НСООН    – метанова кислота, мурашина кислота,форміатна кислота

             СН₃ СООН      –  етанова кислота, оцтова кислота, ацетатна кислота           

             С₂Н₅ СООН      –  пропанова кислота, пропіонова кислота                    

             С₃Н₇ СООН    –  бутанова кислота, масляна кислота

С₄Н₉ СООН    –  пентанова кислота, валеріанова кислота

С₅Н₁₁ СООН   – гексанова кислота, капронова кислота

 

         

                                 СН₃     

     _{5             4              3        2}|       ₁                      

СН₃─СН─СН₂-С─СООН                          міжнародна назва

                 |              |     

Сl                   СН₃ 

2,2-диметил-4-хлоропентанова кислота

 

                                СН₃     

     _{δ              γ             β        α}|                               

СН₃─СН─СН─С ─СООН                        історична назва

                 |              |       

Сl                   СН₃ 

α,α-диметил-γ-хлоровалеріанова кислота

 

Цифри або літери (грецькі чи латинські), які стоять у назвах карбонових кислот перед замісниками називаються локантами.

 

Назви кислотних залишків карбонових кислотё

 

             НСОО    – метаноат, форміат

             СН₃ СОО      –  етаноат, ацетат            

             С₂Н₅ СОО      –  пропаноат, пропіонат                    

             С₃Н₇ СОО    –  бутаноат, маслянат, бутират

 

Фізичні властивості карбонових кислот

Перші представники карбонових кислот є рідини тому, що між молекулами існує водневий  зв’язок(за рахунок поляризації карбоксильної групи), добре розчинні у воді, мають різкий запах.  . Вищі карбонові кислоти – тверді воскоподібні речовини, нерозчинні у воді.

З підвищенням відносної молекулярної маси розчинність карбонових кислот зменшується, а температура кипіння –  підвищується.

O^δ–

R   – С                            ^δ-O= C -OH^δ+  ∙ ∙ ∙  ^δ-O= C -OH^δ+ ∙ ∙ ∙ ^δ-O= C -OH^δ+

ОН^δ+                           │                            │                         │

R                            R                   R

 

Хімічні властивості карбонових кислот

 

Всі хімічні властивості  карбонових кислот  відбуваються по характеристичній (функціональній) групі –  -СООН.

І. Загальні властвості як кислоти (реакції по атомі Н групи СООН)

1. реакція дисоціація:

СН₃СООH  ↔   СН₃СОО^–  +  Н⁺

Карбонові кислоти є слабкі електроліти (в реакціях йонного обміну записуються в молекулярному винляді), але сильніші за слабкі неорганічні кислоти.

2. реакція з металами до Н:

Zn + 2СН₃СООH  =  (СН₃СОО)₂Zn  + H₂↑

                                                                                          Цинк етаноат

З.  реакція з оксидами металів:

FeO + 2НСООH  =   (НСОО)₂Fе  + H₂O

Ферум (ІІ) метаноат(форміат)

4. реакція з основами(реакція нейтралізації):

 NaOH + С₂Н₅СООН = С₂Н₅СООNa  + H₂O

Натрій пропаноат(пропіонат)

5. реакція з солями, утвореними неорг. слабкими кислотами:

Na₂СO₃ + 2HСООН = 2НСООNa  + H₂O  + СО₂↑(Н₂СО₃)

                                                          Натрій метаноат(форміат)

І. Реакції    по ОН карбоксильної групи.

1. реакція естерифікації (характерна для тільки органічних кислот)

    Це реакція карбонових кислот з спиртами (при цьому атом Н карбоксильної групи карбонової кислоти заміщується на вуглеводневий радикал спирту) і утворюється естер і вода. Каталізатором реакції етерифікації є конц. H₂SO₄.

СН₃ СООН   +  С₂Н₅ ОН  →   СН₃ СООС₂Н₅   +  Н₂О

Естер (етилетаноат або етилацетат)

ІІІ. реакція заміщення атомів Н у вуглеводневому радикалі карбонової кислоти(починаючи з етанової кислоти)

1. реакція галогенування (каталізатор – світло , як в алканах)

СН₃ СООН   +  Cl₂ →   СН₂ СОOH   +  НCl      2-хлороетанова кислота

                                        |

                                            Cl

1. IV. реакція приєднання до карбонільної групи (– С=О) карбоксильної групи кислот
2. реакція гідрування –( відновлення)

 

СН₃ СООН   +  Н₂ →   СН₃ С(O)H   +  Н₂О     етаналь

  При повному відновленні карбонових кислот утворюється спирт                                     

        СН₃ СООН   +  2Н₂ →   СН₃ СН₂ОH   +  Н₂О    етанол                                     

 

Добування карбонових кислот

 

ІІ. Загальні методи добування

1.реакція окиснення спиртів за схемою:

               R-OH  →   R-C(O)H  →   RCOOH

C₂H₅ ОН   + [О]   →    CH₃– С(О)H   +  Н₂О

                                              або CuO                                     + Cu

CH₃– С(О)H   + [О]   →    CH₃– СООH   +  Н₂О

або   зразу         C₂H₅ ОН   + [О]    →    CH₃– СООH   +  Н₂О

2. 2. реакція окиснення алканів киснем повітря в присутності каталізатора – солей Mn.

Mn²⁺

2С₄Н₁₀ +  5O₂ →  4CH₃ СООН  +  2Н₂О

3. реакція натрієвих солей карбонових кислот з сильними неорганічними кислотами

СН₃ СООNa   +  НCl →   СН₃ СОOH   +  NaCl

 

 

 

Застосування карбонових кислот

І. НСООН( найсильніша із всіх органічних кислот) 

    Метанова кислота на відміну від інших карбонових кислот  містить дві характеристичні групи: альдегідну і  карбоксильну

                                   О                                   О

Н – С               або    НО- С

ОН                           Н

Тільки для метанової (мурашиної) кислоти характерна реакція «срібного дзеркала» і «мідного дзеркала» подібно як  для альдегідів

                                   О                                           О

НО- С           +  Ag₂O   →  НО- С            +  2Ag↓

Н                            ↓ ↑     ОН

СО₂↑ +  Н₂О

Карбонатна кислота!!! – Н₂СО₃

1. в медицині 1,25% розчин її використовується як «мурашиний спирт» (входить до складу мурашок, кропиви, хвої ялини);
2. як засіб для боротьби з кліщами бджіл ;
3. для одержання естерів, які використовуються як розчинники і пахучі речовини.

ІІ. СН₃ СООН 

1. для одержання барвників(наприклад,індиго), медикаментів(наприклад, аспірину), естерів, ацетатного волокна, гербіцидів. ;
2. 3-9% розчин оцтової кислоти – оцет– використовується як смаковий і

консервуючий засіб, 70-80% розчин – оцтова есенція.

 

Представники різних класів карбонових кислот

І. Вищі насичені одноосновні карбонові кислоти(нерозчинні у воді!)

– С₁₅Н₃₁СООН  – пальмітинова кислота !

– С₁₇Н₃₅СООН  – стеаринова кислота  !

Найбільш характерною реакцією для них є реакція нейтралізації, внаслідок якої утворюються солі, які називають милами.

С₁₅Н₃₁СООН  +  NaOH →  С₁₅Н₃₁СООNa   +  H₂O

Натрій пальміат

 

С₁₇Н₃₅СООН  +  NaOH →  С₁₇Н₃₅СООNa   +  H₂O

Натрій стеарат

Мило – це тільки натрієві або калієві солі вищих карбонових кислот.

Мило поділяється:

1. тверде;
2. рідке.

Тверде мило – це натрієві солі: С₁₅Н₃₁СООNa,  С₁₇Н₃₅СООNa

Рідке мило – це калієві солі: С₁₅Н₃₁СООК,  С₁₇Н₃₅СООК.

ІІ. Ненасичені карбонові кислоти

СН₂=СН-СООН  -пропенова кислота або акрилова кислота

С₁₇Н₃₃СООН – олеїнова кислота (вища ненасичена кислота) !

С₁₇Н₃₁СООН   – лінолева кислота (вища ненасичена кислота)

С₁₇Н₂₉СООН  –  ліноленова кислота (вища ненасичена кислота)

ІІІ. Двоосновні карбонові кислоти (містять дві  СООН групи)

НООС-СООН  етандіова кислота, щавелева кислота

Солі щавелевої кислоти називаються оксалатами.

ІV. Окси кислоти (містять дві групи ОН і СООН)

СН₃-СН-СООН               2-оксипропанова кислота, молочна кислота.

│

ОН

Солі молочної кислоти називаються лактатами.

1. V. Ароматичні кислоти.

С₆Н₅СООН  – бензойна кислота, бензоатна кислота

 

 

 

 

 

 

Естери

 

Естери – це похідні від карбонових кислот , в яких атом Н карбоксильної групи СООН заміщений на вуглеводневий радикал.

Загальна формула естерів:  RCOOR^′  де R – H, CH₃, C₂H₅ і т.д.,

                а R^′  – тільки  CH₃, C₂H₅ і т.д.

                                                   С_nH_2nO₂    де: n = 1,2,3,4 і т.д.   

Одержують естери реакцією еcтерифікації карбонових кислот із спиртами в присутності конц. H₂SO₄:

RCOOН   +   R^′ ОН  →   RCOOR^′  +Н₂О

СН₃СООН   +  С₂Н₅ ОН → СН₃СООС₂Н₅  +  Н₂О

Назви естерів походять від назв радикалів спиртів і назви кислотного залишку карбонових кислот.    RCOO  R^′ 

2 ←    1

СН₃СООС₂Н₅  – етилетаноат, етилацетат, етиловий естер оцтової кислоти

НСООСН₃  – метилметаноат, метилформіат, метиловий естер мурашиної кислоти.

Естери є міжкласовими ізомерами до карбонових кислот:

НСООСН₃   – метилметаноат   –    С₂Н₄О₂

СН₃СООН – етанова кислота  –  С₂Н₄О₂

 

За фізичними властивостями естери – це рідини, які мають квітково-фруктовий запах, легші від води. Наприклад:

• бутиловий естер масляної кислоти – запах ананасів;
• бутиловий естер мурашиної кислоти – запах вишень;
• етиловий естер масляної кислоти – запах абрикосів

 

 

 Хімічні властивості естерів

 

1. реакція гідролізу

А). водний гідроліз або гідроліз:

Це взаємодія естерів з водою внаслідок чого утворюється кислота і спирт. Реакція оборотна.

СН₃СООС₂Н₅  +  Н₂О  ↔   СН₃СООН   +  С₂Н₅ ОН

 

Б) лужний гідроліз або омилення:

Це взаємодія естерів з лугами і при цьому утворюється сіль карбонової кислоти і спирт . Реакція необоротна.

СН₃СООС₂Н₅  +  NaОH  →   СН₃СООNa   +  С₂Н₅ ОН

2. 2. реакція горіння.

СН₃СООС₂Н₅   +  5О₂  →    4СО₂  +  4Н₂О

С₄Н₈О₂

 

Застосування естерів

 

1. як запашні речовини речовини при виробництві напоїв, цукерок (фруктові есенції), у парфумерії;
2. як розчинники лаків (рідина для зняття лаку з нігтів).

 

 

 

 

 

 

 

 

Жири (ліпіди)

 

Жири – це естери на основі тільки триатомного спирту  гліцеролу і вищих насичених  і ненасичених карбонових кислот.

 

СН₂ ОН                                   С₁₅Н₃₁СООН  – пальмітинова кислота  (насичена) !

  |                                                С₁₇Н₃₅СООН    – стеаринова кислота (насичена) !              СН  ОН                                      С₁₇Н₃₃СООН    – олеїнова кислота (ненасичена)  !

  |                                             C₁₇H₃₁COOH    – лінолева кислота (ненасичена)

СН₂ ОН                                  C₁₇H₂₉COOH    – ліноленова кислота (ненасичена)

 

Гліцерин, гліцерол

Одержують жири реакцією естерифікації  тільки гліцерину і вищих карбонових кислот ( три молекули)

 

СН₂ ОН                                   CH₂OOC- R

│                                          │

СН  ОН         +  3RCOOH → СН  ОOC- R    +    3Н₂O

     │                                             │

СН₂ ОН                                   СН₂ ОOC- R

Загальна формула жирів (тригліцеридів – інша назва жирів):

 CH₂OOC– R

                                     │

                                     СН  ОOC– R    де   R= С₁₅Н₃₁, С₁₇Н₃₅, С₁₇Н₃₃

                                       │                       

                                     СН₂ ОOC– R

    Назви жирів походять від назв карбонових кислот

 CH₂OOC– С₁₅Н₃₁

                                     │

                                     СН  ОOC– С₁₅Н₃₁      трипальмітин (твердий)

                                       │                         тригліцерид пальмітинової кислоти

                                     СН₂ ОOC– С₁₅Н₃₁

 

 

CH₂OOC– С₁₇Н₃₅

                                     │

                                     СН  ОOC– С₁₇Н₃₅      тристеарин (твердий)

                                       │                           тригліцерид стеаринової кислоти      

                                     СН₂ ОOC– С₁₇Н₃₅

 

 

 

 

 

 

CH₂OOC– С₁₇Н₃₃

                                     │

                                     СН  ОOC– С₁₇Н₃₃      триолеїн  (рідкий – олія)

                                       │                            тригліцерид  олеїннової кислоти      

                                     СН₂ ОOC– С₁₇Н₃₃

За фізичними властивостями жири бувають:

І. за походженням:

– тваринні ( переважно тверді, крім риб’ячого жиру – рідкий);

– рослинні( рідкі, крім кокосове і какао масла – тверді).

ІІ. За агрегатним станом:

– тверді;

– рідкі (олії)

До складу твердих жирів входять залишки вищих насичених карбонових кислот.

До складу рідких жирів (олій) входять залишки вищих ненасичених карбонових кислот.

Хімічні властивості жирів

 

1. реакція гідролізу

А) водний гідроліз (подібно як естерів).

Внаслідок реакції утворюється гліцерин і вищі карбонові кислоти.

CH₂OOC– С₁₇Н₃₅                               СН₂ ОН

  │                                                         │

  СН  ОOC– С₁₇Н₃₅     +  3Н-ОН ↔  СН ОН     +  3 С₁₇Н₃₅СООН

   │                                                         │

  СН₂ ОOC– С₁₇Н₃₅                             СН₂ ОН

Б) лужний гідроліз або омилення (подібно як естерів)

Внаслідок реакції утворюється гліцерин  і сіль вищої карбонової кислоти – мило.

CH₂OOC– С₁₇Н₃₅                                СН₂ ОН

  │                                                          │

  СН  ОOC– С₁₇Н₃₅     +  3Na-ОН →  СН ОН     +  3 С₁₇Н₃₅СООNa

   │                                                          │                          тверде мило

  СН₂ ОOC– С₁₇Н₃₅                               СН₂ ОН

 

 

2. реакція гідрування(гідрогенізації) тільки для рідких жирів – олій:

 

 

CH₂OOC– С₁₇Н₃₃                               СН₂ ООС- С₁₇Н₃₅

  │                                                         │

  СН  ОOC– С₁₇Н₃₃     +  3Н₂ →         СН ООС-С₁₇Н₃₅

   │                                                         │

  СН₂ ОOC– С₁₇Н₃₃                             СН₂ ООС- С₁₇Н₃₅–

олія                                                твердий жир (маргарин)

 

 

3. реакція горіння жирів

 

Жир + 165О₂  → 116СО₂  + 110Н₂О

2С₅₈Н₁₁₀О₆ (тристеарин)

 

Застосування жирів

 

1. як харчовий продукт;
2. для одержання мила і гліцерину і маргарину або рослинного жиру;
3. для одержання оліф з нехарчових олій(бавовняна).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 28. Вуглеводи.

 

     Вуглеводи – це орг.сполуки, яким відповідає загальна формула – С_n(H₂O)_m

Глюкоза –  С₆Н₁₂О₆   –  С₆ (Н₂О)₆

Сахароза  – С₁₂Н₂₂О₁₁   –   С₁₂ (Н₂О)₁₁

Крохмаль  –  (С₆Н₁₀О₅)_n   –  С₆ (Н₂О)₅

 Вуглеводи ще називають сахаридами(цукриди). Вуглеводи поділяються на:

1. моносахариди (глюкоза, фруктоза, рибоза , дезоксирибоза);
2. дисахариди (сахароза, мальтоза, лактоза);
3. полісахариди (крохмаль, целюлоза).

 

Глюкоза

Формула глюкози – С₆Н₁₂О₆.

Доказано, що до складу  глюкози входять 5 груп ОН і одна альдегідна група:

 

або

О

СН₂– (СН-)₄– С

│        │               Н

ОН     ОН

За фізичними властивостями глюкоза – це біла кристалічна речовина, солодка на смак, добре розчинна у воді. У крові  людини близько 0,1% глюкози.

 

 

 

Хімічні властивості глюкози

 

І. Ракції як багатоатомного спирту по групах ОН:

 

 

1.реакція з купрум(ІІ) гідроксидом

 

 

                         ОН

                         │                 

СН₂– СН- СН- СН- СН- С(О)Н  + 2Cu(OH)₂   →

│      │      │            │

ОН   ОН   ОН         ОН

 

 

 

                         ОН

                         │                 

СН₂– СН- СН- СН- СН- С(О)Н  + 4H₂O  

│      │      │            │

О      О      О            О

Cu                Cu

купрум (ІІ) глюколят (синій прозорий розчин)

3. реакція естерифікації:

 

                         ОН

                         │                 

СН₂– СН- СН- СН- СН- С(О)Н  + 5 СН₃СООН   →

│      │      │            │

ОН   ОН   ОН         ОН

                                                ООС-СН₃

                                                │                 

СН₂       ─    СН      ─     СН  – СН ─ СН- С(О)Н  + 4H₂О 

│                │                 │                │

ООС-СН₃  ООС-СН₃    ООС-СН₃  ООС-СН₃

Пентаацетилглюкоза, пентаацетатглюкози

ІІ. реакції як альдегіду (по групі С(О)Н):

 

1. реакція «срібного дзеркала»

СН₂– (СН-)₄– С(О)Н    +  Ag₂О   → СН₂– (СН-)₄– СООН  +  2Ag↓

│        │                                               │        │

ОН     ОН                                            ОН     ОН       глюконова ки слота

2.реакція «мідного дзеркала»:

 

СН₂– (СН-)₄– С(О)Н    +  2Cu(OH)₂   →   СН₂– (СН-)₄– СООН   +  Сu₂O   +  H₂O

│        │                                                         │        │         │

ОН     ОН                                                       ОН     ОН      ОН

 

 

3. реакція з воднем – відновлення:

СН₂– (СН-)₄– С(О)Н    +  Н₂   →      СН₂– (СН-)₄– СН₂     (сорбіт)

│        │                                               │        │         │

ОН     ОН                                            ОН     ОН       OH

 

 

ІІІ.реакція горіння (повне окиснення в організмі і виділяється тепло для біохімічних процесів):

      С₆Н₁₂О₆  +  6О₂  →      6СО₂  +  6Н₂О  + ǪкДж = 17,6 кДж

ІІІ. реакція як моносахариди (тільки для глюкози)

1. реакції бродіння

А) спиртове бродіння

С₆Н₁₂О₆  → 2С₂Н₅ОН  +  2СО₂↑

 

Б) молочно-кисле бродіння:

 

С₆Н₁₂О₆  →  2СН₃-СН-СООН      молочна кислота.

│

ОН

 

 

 

Добування глюкози    

1. реакція гідролізу крохмалю або целюлози:

(С₆Н₁₀О₅)_n   +  nH-OH  →  n С₆Н₁₂О₆

2. реакція фотосинтезу:

6СО₂  +  6Н₂О  →    С₆Н₁₂О₆  +  6О₂↑

3. реакція гексамеризації формальдегіду в присутності Са(ОН)₂ –реакція Бутлерова:

6НС(О)Н  →    С₆Н₁₂О₆

 

Застосування глюкози

1. як харчовий продукт;
2. в медицині як зміцнювальний лікувальний засіб;
3. в кондитерській справі (виготовлення мармеладу, карамелі, пряників);
4. процеси бродіння використовуються для одержання етилового спирту(спиртове бродіння), при квашенні капусти, огірків, молока (молочнокисле бродіння).
5. одержують лікарські препарати (аскорбінову кислоту, кальцій глюконат)

Глюкозу ще називають «виноградним цукром»(багато її у винограді), у спілих фруктах та ягодах, а  у крові людини знаходиться 0,1%.

 

 

 

 

Дисахариди

 

Сахароза(буряковий або тростинний цукор)

 Формула сахарози(цукроза) – С₁₂Н₂₂О₁₁ – і складається із одного залишку глюкози і одного залишку фруктози.

С₆Н₁₂О₆

⁺ С₆Н₁₂О₆

^–          Н₂О

С₁₂Н₂₂О₁₁

 

 

               

Хімічні властивості сахарози

 

1. реакція гідролізу (каталізатор – конц. H₂SO₄):

С₁₂Н₂₂О₁₁          +  Н-ОН  →  С₆Н₁₂О₆  +  С₆Н₁₂О₆

Глюкоза         фруктоза

Суміш глюкози і фруктози – це складники меду.

2. реакція з Cu(OH)₂, як багатоатомний спирт:

   С₁₂Н₂₂О₁₁  +  Cu(OH)₂   →  С₁₂Н₂₂О₁₁∙ Cu(OH)₂

Курпум (ІІ) сахарат , синій прозорий розчин

3. реакція горіння:

С₁₂Н₂₂О₁₁  +  12О₂  →  12СО₂  + 11Н₂О

 

Добування сахарози

Одержують сахарозу із цукрових буряків і цукрової тростини.

 

Застосування сахарози

 

1. як продукт харчування і в кондитерській промисловості;
2. добування штучного меду (гідроліз сахарози).

 

 

 

Полісахариди

nС₆Н₁₂О₆

^–      n Н₂О

(С₆Н₁₀О₅)_n                                       Крохмаль

 

Формула крохмалю (С₆Н₁₀О₅)_n   – це природний полімер, який складається з великої кількості залишків α-глюкози (до 6  тисяч залишків).

Крохмаль міститьсяу зернах злакових рослин і бульбах картоплі:

• пшениця, кукурудза, жито – 60-70%;
• рис –  80%;
• картопля –  20%.

Крохмаль – це розгалужений полісахарид.

За фізичними властивостями крохмаль – це білий порошок, нерозчинний у холодній воді. У гарячій воді він набухає й утворює клейстер.

 

Хімічні властивості крохмалю

 

1. реакція гідролізу ( реакція відбувається ступінчасто);

(С₆Н₁₀О₅)_n   +   (n – 1) Н-ОН  →  n С₆Н₁₂О₆   глюкоза

 

(С₆Н₁₀О₅)_n     →          (С₆Н₁₀О₅)_m    →           xС₁₂Н₂₂О₁₁        →       nС₆Н₁₂О₆

Крохмаль                     декстрини                    мальтоза                        глюкоза

 

2. реакція з Cu(OH)₂, як багатоатомний спирт.

Нехарактерна для крохмалю тому, що кожен із залишків глюкози в молекулі крохмалю містить три групи ОН, однак із-за розгалуженості вони є недоступними для купрум (ІІ) гідроксиду.

3. реакція горіння:

(С₆Н₁₀О₅)_n     +  6nО₂  →  6nСО₂  + 5nН₂О

4. 4. Якісна реакція на крохмаль.

При дії розчину йоду на крохмаль він синіє.

 

Добування крохмалю

Одержують крохмаль бульб картоплі і зерен злакових рослин.

 

Застосування крохмалю

1. як цінний продукт харчування і в кондитерській і харчовій промисловості;
2. для одержання глюкози, етилового спирту а суміш декстринів і глюкози – патока застосовують у кондитерській промисловості;
3. для накрохмалення білизни;
4. як клей.

 

 

 

Целюлоза (клітковина)

 

Формула целюлози (С₆Н₁₀О₅)_n   – це природний полімер, який складається з великої кількості залишків β-глюкози (до 40  тисяч залишків).

Целюлоза є основною складовою частиною оболонок рослинних клітин і надає рослинам міцності та еластичності і є немовби їх скелетом.

Целюлоза входить до складу:

• деревина – 60%;
• листя дерев –  15-20%;
• бавовник (вата) –  98%.

Целюлоза  – це лінійний полісахарид.  У кожному залишку глюкози целюлози міститься три групи ОН, які є доступними.  Тому формулу целюлози можна записати ще і так:

ОН

(С₆Н₁₀О₅)_n         →       [С₆Н₇О₂(ОН)₃]_n       →    [С₆Н₇О₂– ОН   ]_n

ОН

За фізичними властивостями целюлоза– це волокниста речовина, нерозчинна у воді і в орг.розчинниках. Розчиняється  вона в реактиві Швейцера – розчин купрум (ІІ) гідроксиду й аміаку, з яким целюлоза одночасно і реагує.

 

 

Хімічні властивості  целюлози

 

1. реакція гідролізу ( реакція відбувається ступінчасто);

(С₆Н₁₀О₅)_n   +  Н-ОН  →  n С₆Н₁₂О₆   глюкоза

 

(С₆Н₁₀О₅)_n     →          (С₆Н₁₀О₅)_m    →           xС₁₂Н₂₂О₁₁        →       nС₆Н₁₂О₆

целюлоза                        амілоїд                          целобіоза                 глюкоза

2. реакція з Cu(OH)₂, як багатоатомний спирт.

 

ОН                                                            O  Cu

[С₆Н₇О₂– ОН   ]_n   +  n Cu(OH)₂   →      [С₆Н₇О₂–  О         ]_n   +  2nH₂O

ОН                                                       ОН

Голубий осад           синій прозорий розчин

 

5. реакція з нітратною кислотою як багатоатомний спирт

 

 

ОН                                                             O-NO₂

[С₆Н₇О₂– ОН   ]_n   +  3nHO-NO₂   →      [С₆Н₇О₂–  О-NO₂ ]_n   +  3nH₂O

ОН                                                       О-NO₂

Тринітроцелюлоза, тринітратцелюлози

(піроксилін – бездимний порох)

 

4. реакція естерифікації як спирт

 

ОН                                                                 OОС-СН₃

[С₆Н₇О₂– ОН   ]_n   +  3nСН₃СООН   →      [С₆Н₇О₂–  ООС-СН₃]_n   +  3nH₂O

ОН                                                            ООС-СН₃

Триацетилцелюлоза, триацетатцелюлози

(штучне волокно – «ацетатний шовк»)

 

5. реакція горіння:

(С₆Н₁₀О₅)_n     +  6nО₂  →  6nСО₂  + 5nН₂О

 

6. реакція розкладу (деревини) при нагріванні без доступу повітря.

Утворюються такі продукти:

• деревне вугілля;
• метиловий (деревний) спирт;
• оцтова кислота;
• ацетон.

 

Добування целюлози

Одержують основну масу целюлозу із   деревини, а вату з очищеної бавовни.

 

 

 

Застосування целюлози

 

1. для одержання глюкози, етилового спирту («гідролізний спирт»);
2. для одержання вибухівки (піроксилін), штучного волокна(«ацетатний шовк», «мідно-аміачне волокно», «віскозне волокно»), деревне вугілля, метиловий спирт, оцтова кислота, ацетон;
3. деревина як будівельний матеріал і для виготовлення різних столярних виробів;
4. із бавовни, льону, коноплі виготовляють нитки, тканини, канати;
5. багато целюлози переробляють на папір і вату.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Нітрогеносмісні органічні сполуки

 

Тема 29. Аміни.

      Аміни – це похідні від амоніаку, в якому один або всі почергово атоми Н заміщені на вуглеводневий радикал.

:                           :                             :

NH₃                 ·N·  +  3H·  →  Н:N:Н → :NH₃            Н ─ N─Н   R= CН₃,

• Н                                  │       С₂Н₅,

Н             С₃Н₇    і

т.д.

Аміни поділяються:

І. за кількістю атомів Н заміщених на вуглеводневий радикал:

– первинні         R-NH₂;

– вторинні         R-NH-R

– третинні          R-N-R

│

R

ІІ. за вуглеводневим радикалом:

• насичені;
• ненасичені;
• ароматичні;
• змішані.(тільки вторинні і третинні)

 

Номенклатура амінів

     За міжнародною або систематичною номенклатурою назви амінів походять відвідповідних назв алканів з додаванням закінчення  – амін.

     За історичною номенклатурою назви амінів походять від назв радикалів алканів з додаванням закінчення  – амін

СН₃– NH₂  –       метанамін,  метиламін

(СН₃)₂ – NH  –     N-метилметанамін, диметиламін

(СН₃)₂ – N – С₂Н₅  –   N,N – диметилетанамін, етилдиметиламін

СН₃ – N – С₃Н₇      N–етил-N-метилпропанамін, етилметипропіламін

│

С₂Н₅

 

 

СН₃                 Група  – NH₂  –  аміно-група

_{1        2    3}│    ₄

СН₃– СН- С – СН₃          3,3-диметилбутан-2-амін

│     │

NH₂ СН₃

Група  – NH₂  –  аміно-група – є функціональна(характеристична) група амінів.   Найбільш практичне значення серед амінів мають насичені і ароматичні аміни.

 

Насичені аміни

СН₃– NH₂  –       метанамін,  метиламін

(СН₃)₂ – NH  –     N-метилметанамін, диметиламін

За фізичними властивостями насичені аміни – це гази, добре розчинні у воді, мають різкий запах (NH₃).

 

Хімічні властивості насичені аміни

 

     За хімічними властивостями аміни подібні до амоніаку. У водному розчині амоніак утворює слабку основу – амоній гідроксид – слабку основу. Реакції відбуваються по неподільній парі електронів  на атомі Нітрогену аміно-групи, подібно амоніаку у водному розчині аміни , даючи лужне середовище.

Отже, аміни – це органічні основи.

1. реакція з водою ( по неподільній парі електронів атома Нітрогену )

NH₃   +  H₂O   ↔   [Н:NH₃]⁺ OH^–  ↔  NH₄⁺ OH^–

↕                                      амоній гідроксид

Н⁺ + OH^–

:NH₃   +  H₂O   ↔    NH₄ OH ;                   NH₄⁺  – йон-амонію

NH₄⁺ OH^–    ↔   NH₄⁺    +   OH^–(лужне середовище)

NH₄⁺ OH^–  –   слабкий електроліт

СН₃ -NH₂   +  H₂O   ↔   [СН₃– NH₃]⁺ OH^–      ↔   [СН₃– NH₃]⁺         +     OH^–

↕      метиламоній гідроксид                               лужне середовище

Н⁺ + OH^–

2. реакція з кислотами ( по неподільній парі електронів)

СН₃ -NH₂   +  HCl   ↔   [СН₃– NH₃]⁺ Cl^–

↕      метиламоній   хлорид

Н⁺ + Cl^–

В реакціях з водою і кислотами аміни проявляють себе як органічні основи.

Насичені аміни проявляють сильніші основні властивості від амоніаку тому, що вуглеводневий радикал(наприклад, СН₃ – метил) має властивість відштовхувати від себе спільну пару електронів до атома Нітрогену аміно-групи, таким чином збільшує негативний заряд на атомі Нітрогену і приєднання Н⁺ відбувається легше, ніж  в амоніаку, бо в молекулі NH₃ три атоми Гідрогену одинаково впливають на атом Нітрогену)

СН₃ -NH₂   +  H₂SO₄  ↔   [СН₃– NH₃]⁺ HSO₄^–

метиламоній гідрогенсульфат

2СН₃ -NH₂   +  H₂SO₄  ↔   [СН₃– NH₃]₂⁺ SO₄^2-

метиламонійсульфат

3. реакція горіння (подібно як реакція горіння амоніаку)

4NH₃   +  3О₂   =    6H₂О  +  2N₂

4СН₃ -NH₂   +  9О₂   =  4СО₂     +   10H₂О  +  2N₂

 

 

 

 

                                                 Ароматичні аміни

 

С₆Н₅– NH₂  –  бензенамін, феніламін, анілін.

 

За фізичними властивостями анілін – це рідина , нерозчинна у воді, дуже отруйна.

Ароматичні аміни є слабшими органічними основами(за амоніак)  і за

насичені аміни тому, що фенільний радикал (С₆Н₅) має властивість відтягувати на себе спільну пару електронів від атома Нітрогену групи NH₂, таким чином зменшує негативний заряд на атомі Нітрогені, а насичені аміни – навпаки, (група СН₃ –метил) відштовхує від себе пару електронів , збільшуючи негативний заряд на атомі Нітрогену аміно-групи.

С₆Н₅– NH₂                  NH₃                   СН₃– NH₂ 

→   →    →   →   →   →   →   →   →   →

Зростає основність

В молекулі аніліну (подібно як толуені, фенолі) відбувається взаємний вплив груп одна на одну (С₆Н₅  і  NН₂)

І. реакції по групі  NH₂

1. 1. реакція з водою.

       Анілін не вступає в реакцію з водою.

2. реакція з кислотами (тільки з сильними кислотами).

 

С₆Н₅ -NH₂   +  HCl   →      [С₆Н₅– NH₃]⁺ Cl^–

феніламоній  хлорид

ІІ. реакції по бензеновому ядрі (як аренів)

1. реакція галогенування ( з «хлорною» чи «бромною водою»)            При цьому утворюється білий осад.

              С₆Н₅-NН₂    +  3Br₂    →  С₆Н₂(Br₃) –NН₂ ↓   +  3HBr

2,4,6-трибромоанілін

 

(анілін  знебарвлює «бромну воду»)

2. реакція нітрування
3.              k. H₂SO₄

С₆Н₅-NН₂    + 3HO-NO₂  →  C₆H₂(NO₂)₃NН₂  +  3H₂O

2,4,6-тринітроанілін

ІІІ. реакція окиснення

1. реакція горіння

4С₆Н₅-NН₂    + 31O₂  →  24CO₂  +  14H₂O +  2N₂

 

Добування амінів

 

1. реакція амінування моногалогеналканів.

Це взаємодія моногелогеналканів з амоніаком.

СН₃ Cl    +  NH₃   →   СН₃– NH₂    +   HCl

СН₃ NH₂    +  CH₃ Cl  →(СН₃)₂ – NH   +   HCl

(СН₃)₂ – NH    +   CH₃Cl   →  (СН₃)₃ – N    +   HCl

2. реакція нітровуглеводнів з воднем

СН₃ NО₂    +  3H₂  →   СН₃ – NH₂  +   2H₂О

3. реакція нітробензену з воднем

внаслідок якої утворюється анілін називається реакція Зініна

С₆Н₅ NО₂    +  3H₂  →   С₆Н₅ – NH₂  +   2H₂О

 

 

Застосування амінів(аніліну)

 

1. для виробництва барвників;
2. для синтезу лікарських речовин (сульфамідні препарати);
3. для одержання аніліно-формальдегідних смол і вибухових речовин.

 

 

 

Тема 30. Амінокислоти і білки.

 

Амінокислоти – це орг. сполуки , що містять дві функціональні групи: аміно (NH₂) і карбоксильну (СООН), які зв’язані між собою хоча б через один атом Карбону.

 

NH₂ – CH₂ –COOH

Назви амінокислот походять від назв карбонових кислот. Тільки α-амінокислоти мають і біологічні назви.

_{2              1}

NH₂  –  CH₂  – COOH

^α

2-аміноетанова кислота

α-амінооцтова кислота

Гліцин, Глікокол

_{2              1}

NH₂  –  CH  – COOH

^α│

_β³СН₃

2-амінопропанова кислота

α-амінопропіонова кислота

              Аланін

 

 

                                СН₃     

     _{δ              γ             β        α}|                                

СН₃─СН─СН─С ─СООН

      ^{5        4}|       ^{3      2}|    ¹  

NH₂              СН₃ 

 

γ-аміно-α,α-диметилвалеріанова кислота

4-аміно-2,2-диметилпентанова кислота

 

Амінокислоти містять одночасно NH₂-групу(орг.основа) і СООН (орг.кислота), тому амінокислоти є амфотерні орг.сполуки

 

За фізичними властивостями амінокислоти – безбарвні кристалічні речовини, добре розчинні у воді, деякі з них солодкі на смак.

 

Хімічні властивості амінокислот

 

І. реакції по групі NH₂-групу(як орг.основа)

1. реакція з кислотами

NH₂ – CH₂ –COOH  +  HCl  → [NH₃ – CH₂ –COOH]⁺ Cl^–

 

ІІ. реакції по групі СООН ( як орг.кислоти)

1. 1. реакція дисоціації

На відміну від карбонових кислот реакція дисоціації амінокислот відбувається одночасно і дисоціація амінокислот, і внутрішньо молекулярна нейтралізація, внаслідок якої утворюється диполярний йон(цвіттер-йон)

NH₂ – CH₂ –COOH  ↔ NH₂ – CH₂ –COO^–  +  Н⁺    ↔ ⁺NH₃ – CH₂ –COO^– 

диполярний йон

2. реакція нейтралізації (реакція з лугами)

NH₂ – CH₂ –COOH  +  NaOH → NH₂ – CH₂ –COONa  +  H₂O

 

Реакції амінокислот з кислотами і лугами одночасно підтверджує їх амфотерність.

3. реакція етерифікації

NH₂ – CH₂ –COOH  +  С₂Н₅ОН  → NH₂ – CH₂ –COOС₂Н₅  +  Н₂О

ІІІ. реакція амінокислот між собою (тільки для амінокислот)

Амінокислоти взаємодіють між собою утворюючи пептиди.

NH₂ – CH₂ –COOH   +      NH₂ – CH –COOH      →

│

СН₃

NH₂ – CH₂ –CO – NH – CH –COOH    + Н₂О

│

СН₃

дипептид

Цією реакцією амінокислоти як амфотерні орг.сполуки відрізняються від амфотерних неорг.сполук (ZnO, Al₂O₃, Zn(OH)₂, Al(OH)₃).

 

Добування амінокислот.

 

1. реакція амінування моногалогензаміщених карбонових кислот

CH₂ –COOH   +  NH₃  → NH₂ – CH₂ –COOH  +  HCl

│

Сl

2. реакція гідролізу білків.

 

 

Застосування амінокислот

 

1. як будівельний матеріал для синтезу білків живих організмів;
2. для виготовлення лікарських речовин (штучні амінокислоти);
3. для підгодовлювання тварин.

 

 

 

Білки

 

       Білки – це природні полімери (біополімери), які складаються з великої кількості залишків α-амінокислот, що зв’язані між собою пептидним СО-NH зв’язком ( пептидною групою). До складу більшості білків входять 200-500 амінокислотних залишків(можливо і з 1500 і більше)

Одержують білки реакцією поліконденсації α-амінокислот – це

сполучення великої кількості α-амінокислот з утворенням молекули білка і води.

 

n NH₂ – CH –COOH      →   (- NH – CH –CO-)_n   +  (n-1)H₂O

│                                            │

R                                            R

α-амінокислоти                   білок

 

Загальна формула білків:

(- NH – CH –CO-)_n

│

R

Білки – це біологічно активні речовини («живі речовини» бо входять до складу живих організмів і можуть породжувати собі подібних).                                         Білки за своєю природою є складні речовини і для них характерні такі структури:

 

1. первинна структура – це послідовність розміщення залишків (20) α-амінокислот у молекулі білка. Вона існує за рахунок пептидного зв’язку

(-СО – NH-).

 

2. вторинна структура – це скручування молекули білка у спіраль. Вона існує за рахунок водневих зв’язків , які утворюється між СО і NH групами двох паралельних витків цієї спіралі.

 

3. третинна структура – це скручування спіралі у глобулу (протомер). Вона існує за рахунок різних зв’язків: йонних, складноефірних(естерних), дисульфідних, гідрофобних.

 

4.четвертинна структура – це об’єднання кількох глобулу систему (мультимер). Вона існує за рахунок різних зв’язків, подібно як вторинні і третинні , тільки крім пептидного.

 

 

 

Починаючи з вторинної стуктури білки є біологічноактивні речовини («живі речовини»).

 

 

 

Хімічні властивості білків

 

1. денатурація білків – це руйнування аж до вторинної структури білка під дією таких факторів: температура, радіація, дія кислот і лугів, дія солей важких металів.

Денатурація білка є оборотній процес при нетривалій дії цих факторів, а при тривалій дії – необоротній.

2. ренатурація білків – це процес тимчасової втрати вторинної структури білка при наявності деяких факторів: солей легких металів (KCl, NaCl, NH₄Cl), а при відсутності цих факторів знову поновлюється вторинна структура білків.

 

                                                                       

3. реакція гідролізу білків – це взаємодія білка з водою внаслідок реакції утворюються амінокислоти. Каталізатором реакції гідролізу є розчини кислот або лугів , а в організмі людини – під дією ферментів.

                                                          Н⁺ або ОН^–

 

(- NH – CH –CO-)_n   +  (n-1)H₂O    →  n NH₂ – CH₂–COOН

│                                         ферменти       │

R                                                                    R

                 Білок                                               Амінокислоти

           Гідроліз білків є процес   деструкції, бо утворюються амінокислоти і немає вже білка.

4. кольорові реакції на білки.

А) ксантопротеїнова реакція – це дія на білок конц. HNO₃ , при цьому білок жовтіє. Цією реакцією визначають наявність  у білка фенільного радикалу(С₆Н₅).

Б) біуретова реакція – це дія на білок голубим осадом Cu(OH)₂ при цьому білок одержує фіолетове забарвлення.  Цією реакцією  визначають наявність в білках пептидної групи (СО-NH-).

В) цистеїнові реакція – це дія на білок Pb(NO₃)₂ при цьому білок чорніє. Цією реакцією визначають наявність в білках сульфідної групи (S).

 

Застосування білків

 

1. як будівельний матеріал живих організмів;
2. як харчовий продукт (штучна їжа);
3. як ліки (інсулін);
4. як добавки до кормів тварин.

 

 

 

 

Тема 31. Нуклеїнові кислоти.

 

Нуклеїнові кислоти – це природні полімери(біополімери), що складаються з великої кількості залишків нуклеотидів. Нуклеотиди в свою чергу складаються з трьох компонентів:

1. вуглеводний компонент ( рибоза, дезоксирибоза);
2. нітрогеновмісна основа (азотиста): Урацил, Тимін, Цитозин, Гуанін, Аденін);
3. Фосфатна кислота (Н₃РО₄).

 

Нуклеїнові кислоти поділяються на:

1. ДНК;
2. РНК.

 

До складу ДНК входять нуклеотиди, що містять:

• дезоксирибоза;
• Тимін, Цитозин, Аденін, Гуанін;
• Н₃РО₄

 

До складу РНК входять нуклеотиди, що містять:

• рибоза;
• Урацил, Цитозин, Аденін, Гуанін;
• Н₃РО₄

Нуклеїнові  кислоти більш складні  за своєю природою від білків і для них характерні такі структури:

 

1. первинна структура – це послідовність розміщення залишків нуклеотидів у молекулі нуклеїнових кислот. Вона існує за рахунок фосфорскладноефірного зв’язку.

 

2. вторинна структура . Для ДНК вона існує у вигляді подвійної спіралі , що складається з двох молекул ДНК, які розміщені азотистими основами до середини і завжди комплементарно: А – Т і Г – Ц ( АнТон ЦиГан), а заишками фосфатної кислоти і дезоксирибозою на зовню. Вона існує за рахунок водневих зв’язків, які утворюються між азотистими основами двох паралельних витків.

 

Для РНК вона існує у вигляді однієї спіралі  і не цілком спіралізована. Вона  існує за рахунок водневих зв’язків , які утворюється між азотистими основами  двох паралельних витків цієї спіралі і завжди комплементарно:  А – У і Г – Ц.

3. третинна структура – це певне розміщення молекули ДНК у просторі. Вона існує у вигляді  клубка , закрученої нитки. (ДНК має довжину 1,8 см хоча знаходиться в клітині).

 

Функції нуклеїнових кислот:

ДНК –  передає спадкову інформацію.

РНК –  бере участь в біосинтезі білка.

Тема 32. Високомолекулярні сполуки і полімерні матеріали на основі них..

 

ВМС

 

До високомолекулярних сполук відносяться складні речовини, що мають відносну молекулярну масу 5000 і більше.

Загальна формула ВМС:  (-А-)_n

 

Основні поняття хімії ВМС

nA → (-A-)_n

nСН₂ = СН₂    →    (-СН₂-СН₂-)_n

етилен                  поліетилен

 

Мономер – це вихідні речовини в реакціх одержання ВМС.     Наприклад:        СН₂ = СН₂  – етилен.

Полімер – це продукти реакції одержання ВМС.    Наприклад:  (-СН₂-СН₂-)_n  – поліетилен.

Структурна(елементарна) ланка –  це група атомів, яка багато разів повторюється у молекулі полімеру. Наприклад:   -СН₂-СН₂–   .

Ступінь полімеризації полімеру –   це число, яке показує скільки разів елементарна ланка повторюється в молекулі полімеру.   Наприклад:  n

Молекули полімерів ще називають макромолекулами.                                                                                                           

 

Реакції синтезу ВМС

 

1. реакція полімеризації – це реакція сполучення великої кількості однакових молекул мономерів з утворенням однієї макромолекули полімеру. Ці реакції характерні тільки для алкенів і алкадієнів (містять 2 подвійні зв′язки).

nСН₂ = СН₂    →    (-СН₂-СН₂-)_n

етилен                  поліетилен

nСН₂ = СН – СН₃   →           (-СН₂ – СН -)_n

пропілен                                |

CН₃     поліпропілен

2. реакція спів(ко)полімеризації – це реакція сполучення великої кількості різних мономерів з утворенням однієї макромолекули співполімеру. Ці реакції характерні тільки для алкенів і алкадієнів (містять 2 подвійні зв′язки).

 

nСН₂ = СН₂    +   nСН₂ = СН – СН₃     →    (-СН₂-СН₂-СН₂ – СН -)_n

│

СН₃

3. реакція поліконденсації – це реакція сполучення великої кількості однакових або різних мономерів, з утворенням крім макромолекули полімеру і ще низькомолекулярні речовини (Н₂О, N₂, HCl).

 

 

n NH₂ – CH –COOH      →   (- NH – CH –COO)_n   +  (n-1)H₂O

│                                            │

R                                            R

α-амінокислоти                   білок

 

 

ВМС поділяються на такі групи:

1. пластмаси;
2. каучуки;
3. синтетичні волокна.

 

 

Пластмаси

 

Пластмаси поділяються на:

1. термопластичні пластмаси;
2. термореактивні пластмаси.

 

Термопластичні пластмаси – це пластмаси, які піддаються багаторазовій переробці. Наприклад:

1. поліетилен;                                    ( тефлон –  (-СF₂-СF₂-)_n   )                                                           
2. поліпропілен;
3. поліхлорвініл(полівінілхлорид);
4. полістирол

Всі термопластичні пластмаси одержують реакціями полімеризації відповідних мономерів:

nСН₂ = СН₂    →    (-СН₂-СН₂-)_n

етилен                  поліетилен

(Застосування: пакувальний матеріал для харчових продуктів і виробів; покриття теплиць, оранжерей; водопровідні та каналізаційні труби)

nСН₂ = СН – СН₃   →           (-СН₂ – СН -)_n

пропілен                                       |

CН₃    поліпропілен

(Застосування:труби гарячої води;  пакувальний матеріал для технічних цілей)

 

nСН₂ = СН   →           (-СН₂ – СН -)_n

│                                    |

Cl                                 Cl

хлорвініл                      поліхлорвініл

(Застосування: лінолеум; замінники шкіри – дермантин; ізолента)

 

 

 

 

nСН₂ = СН    →    (-СН₂-СН-)_n

|                            │

С₆Н₅                                  С₆Н₅

стирен                    полістирен (полістирол)

(Застосування: пінопласт; пакувальний матеріал для харчових продуктів і фармацевтичних виробів)

 

Термореактивні пластмаси – це пластмаси, які не піддаються багаторазовій переробці. Наприклад:

• фенол формальдегідна смола.

Термореактивні пластмаси одержують реакцією поліконденсації.

                                                  ОН

│

nС₆Н₅ –ОН   +  n Н  – C= О  →  (-С₆Н₄– СН₂ –)_n  +   nH₂O

фенол                      │               фенолформальдегідна смола

Н

Формальдегід

 

Фенолформальдегідна смола

(Застосування: дерев´яностружкові і дерев´яноволокнисті плити – ДСП і ДВП;

пластики; лаки для меблів)

 

 

Каучуки

 

Каучуки – це полімери, які одержують із дієнових вуглеводнів (алкадієнів) реакціями полімеризації їх.

Дієнові вуглеводні (алкадієни) – це ненасичені вуглеводні, які містять два подвійні зв’язки.

СН₂ = СН – СН = СН₂                   СН₂ = С – СН = СН₂

Бута-1,3-дієн                                                │

Дивініл                                                          СН₃

2-метилбута-1,3-дієн

Ізопрен

 

 

 

 

nСН₂ = СН – СН = СН₂     →  (- СН₂ – СН = СН – СН₂-)_n

Бута-1,3-дієн                           бутадієновий каучук

Дивініл                                    дивініловий каучук

 

 

 

 

СН₂ = С – СН = СН₂     →     (- СН₂ – С = СН – СН₂-)_n

│                                                │

СН₃                                                                     СН₃              

2-метилбута-1,3-дієн                    ізопреновий каучук

Ізопрен

 

Для каучуків, як і для алкенів характерна цис-, транс-ізомерія:

Наприклад:   (- СН₂ – СН  =  СН – СН₂ -)_n     Бутадієновий (дивініловий) каучук

 

 

 

-СН₂                Н

( —-    С  =  С   ——)_n

     Н                   СН₂–

       Транс-бутадієновий                       

каучук

 

Н                 Н

(——  С  =  С    ——–)_n

-СН₂                СН₂–

 

       Цис-бутадієновий

каучук

 

 

      Цис-ізопреновий каучук

 

Каучуки – це ненасичені полімери.

Каучуки використовуються для одержання гуми реакцією вулканізації – це взаємодія каучука з сіркою.

 

 

 

 

 

Волокна

 

Волокна поділяються:

1. природні;
2. штучні;
3. синтетичні.

До природних волокон відносяться:

• лляні;
• вовняні;
• бавовняні;
• шовкові.

 

До штучних волокон відносяться:

• віскозні;
• мідно аміачні;
• ацетатні (ацетатний шовк).

До синтетичних волокон відносяться:

• капрон;
• лавсан

Синтетичні волокна одержують реакцією поліконденсації відповідних мономерів.

 

nNH₂-(CH₂)₅-COOH          →       (-NH-(CH₂)₅-CO-)_n    +  (n-1)H₂O

ε -амінокапронова кислота            капрон

(капролактам)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Тема 33. Типи розрахункових задач.

 

1. Знаходження масових відношень хім.елементів за формулою речовини

 

Задачі:

1. Обчислити масові відношення Феруму і Оксисену в ферум(ІІІ) оксиді?

 В: 7 : 3

2. Обчислити відношення мас Кальцію, Оксисену і Гідрогену у кальцій гідроксиді? В: 20 : 16 : 1

 

 

2. Обчислення маси елемента за відомою масою речовини (і навпаки).

Задачі:

 

1. Обчислити масу елемента Форсфору, який міститься у 620 г кальцій ортофосфату. В: m(Р) = 124 г
2. Яка маса кальцій етаноату містить елемент Карбон масою 96 г?

В: m(С) = 316 г

 

 

3. Знаходження масової частки хім.елементу за формулою речовини

 

Задачі:

1. Обчислити масову частку Оксигену у фенолі.

    В:  ω(О) = 17%

2. Яка масова частка елемента Карбону в етиловому спирті?

В: ω(С) = 52%

 

 

4. Знаходження маси, об’єму або кількості речовини реагентів або продуктів реакцій за хімічними рівняннями

 

Задачі:

1. Обчислити масу солі, що утворюється внаслідок реакції нейтралізації 8 г натрій гідроксиду етановою кислотою.

В: m(CH₃COONa) = 16,4 г

2.Обчислити масу натрій гідроксиду потрібну для нейтралізації фенолу кількістю речовини 0,2 моль.

В: m(NaОН) = 8 г

3. Внаслідок спиртового бродіння глюкози утворився газ об’ємом 5,6 л (н.у.).

Обчислити масу витраченої при цьому глюкози.

В: m(C₆H₁₂O₆) = 22,5 г

4. Внаслідок взаємодії з водою одновалентного металу масою 19,5 виділяється газ об’ємом 5,6 л (н.у.). Визначити цей метал.

В: калій.

 

 

5. Розрахунки за термохімічними ріняннями

 

Задачі:

1. Обчислити кількість теплоти, що виділяється внаслідок згоряння 1,12 л ацетилену (н.у.), якщо ∆Н = – 1300 кДж

В:  Ǫ = + 32,5 кДж

2. Обчислити об’єм амоніаку, що зазнав розкладу, якщо на реакцію витрачено кількість теплоти 462 кДж, а тепловий ефект реакції ∆Н = + 92,4 кДж/моль

В: V(NH₃) = 112 л

3. При утворенні 8,1 г купрум (ІІ) хлориду із простих речовин виділилось 13,4 кДж. Обчислити тепловий ефект реакції (кДж/моль), скласти термохімічне рівняння її.

В: ∆Н = – 223 кДж/моль або  -223 кДж 

 

 

6. Розрахунки за правилом Вант-Гоффа

 

Задачі.

1. Обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість хім..реакції при підвищенні температури від 40 до 70⁰С, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 2.

В: збільшиться у 8 разів  

2. Обчисліть температурний коефіцієнт реакції, якщо при 70⁰ вона закінчується за за 64 с, а при 100⁰С – за 8 с.

 В: γ = 2.

 

 

7. Розрахунки на зміщення хімічної рівноваги

 

Задачі.

1. Як зміститься хімічна рівновага оборотної реакції:

N_2(г.)  +  3Н_2(г.)     ↔   2NH_3(г)  +  QкДж

А) при підвищенні тиску;

Б) при пониженні температури;

В) при збільшенні концентрації амоніаку.

В: А) в бік прямої реакції;

     Б) в бік прямої реакції;

     В) в бік зворотної реакції.

 

 

8. Обчислення маси (об’єму) продукту реакції за відомою масою вихідної речовини, що містить домішки.

 

 

Задачі:

1. Яку масу магній оксиду можна добути, випалюючи 252 г магній карбонату, масова частка домішокв якому становить 3%?

В: m(MgO) = 116,4 г

 

2. Який об’єм сірководню (н.у.) утвориться внаслідок дії сульфатної кислотми на 44 г технічного ферум (ІІ) сульфіду з масовою часткою домішок 4%?

В: V(H₂S ) =  10,8 л

 

 

9. Обчислення масової частки виходу продукту від теоретично можливого.

 

Задачі:

1.При взаємодії 220 г фенолу з натрій гідроксидолм добуто 232 г натрій фенолояту. Визначити масову частку виходу  натрій феноляту

 В: ω(виходу) = 85,4%

2.Визначити масу етанової кислоти, що витрачається на синтез етилетаноату масою 32,5 г, коли відомо, що масова частка виходу його становить 80% від теоретичного.

В: m(CH₃СОOН) = 30 г

3.Обчислити об’єм амоніаку, що утворюється  під час нагрівання амоній  хлориду масою 160,5 г з надлишком кальцій гідроксидом, якщо об’ємна частка виходу амоніаку становить 78% (н.у.).

  В: V(NH₃) = 52,42л

 

 

10. Обчислення маси продукту реакції, коли відомі маси вихідних речовин, одну з яких взято з надлишком.

 

 

Задачі:

1.До розчину, що містить  35 г нітратної кислоти, добавили 14 г кальцій оксиду.

Визначити масу солі, що утворилася внаслідок реакції.

В: m(Ca(NO₃)₂) = 41 г

2. 2. Обчислити об’єм водню (н.у.), який можна добути, якщо натрієм масою 2,3 г

подіяти на 10,8 г води.

 В: V(NH₃) = 1,12л

3. Обчислити масу осаду, який утвориться, якщо до 200 г розчину натрій сульфату з масовою чксткою солі 7,1% добавити 400 г розчину барій хлориду з масовою часткою солі 5,2%.

В: m(ВaSO₄) = 23,3  г

 

 

 

 

 

 

 

11. Виведення формули речовини за масовою часткою хімічних елементів, що входять до її складу, та відносною густиною.

 

 

Задачі:

1.Вивести формулу речовини, коли відомо, що до її складу входять елемент Кальцій (масова частка 0,4), елемент Карбон (масова частка 0,12) та елемент Оксисен (масова частка 0,48), а відносна густина за воднем дорівнює 50.

      В:  СаСО₃

2 .Вивести формулу вуглеводню , масові частки Карбону та Гідрогенув якому становлять відповідно 82,75% і 17,25, а відносна густина за повітрям дорівнює

В:  С₄Н₁₀

 

 

12. Виведення формули речовини за масою, об’ємом, кількістю речовини продуктів згоряння та відносною густиною.

 

 

Задачі.

1.При повному спалюванні етеру масою 13,6 г дістали 26,4 г вуглекислого газу і 16,2 г води, відносна густина пари  за воднем становить 23. Вивести молекулярну формулу етеру.

В:  С₂Н₆О або СН₃ – О – СН₃

2. При повному спалюванні невідомої рідини масою 7,8 г утворився карбон (IV) оксид об’ємом 13,44 л  і вода масою 5,4 г, відносна густина пари  за повітрям  становить 2, 69. Вивести формулу  невідомої речовини.

В:  С₆Н₆

 

 

13. Виведення формули речовини за відомими масовими відношеннями хімічних елементів, що входять до її складу.

 

Задачі:

1. Вивести формулу невідомої речовини , якщо масові відношення Карбону, Гідрогену та Оксисену в ній відповідно становлять: 12 : 3 : 8.

    В:  С₂Н₆О

 

 

 

14. Розрахунки за формулами «молярної маси», «молярного об’єму», «числа Авогадро», «відносної густини газів».

 

 

Задачі:

1.Обчисліть масу етанової кислоти кількістю речовини 2,5 моль.

В: m(CH₃СОOН) = 150 г

2. Обчисліть кількість речовини бензену масою 234 г.

В:  ν(С₆Н₆) = 3 моль

3. Обчислити об’єм (н.у.) етану кількістю речовини 0,25 моль.

 В: V(С₂H₆) = 5,6 л

4. Обчисліть кількість речовини водню об’ємом 112 л (н.у.)

В:  ν(Н₂) = 5 моль

5.Обчислити відносну густину карбо(IV) оксиду за повітрям.

           В: D(пов.) = 1,52.

6. Обчислити молярну масу газу, якщо відносна густина за киснем дорівнює 2.

В: М(газу) = 64.

7.Яку кількість речовини сульфатної кислоти містить 1,204·10²³ молекул.

В:  ν(Н₂SO₄ ) = 0,2 моль

8.Скільки атомів Феруму міститься у 2 моль заліза?

В:   N = 12,04·10²³ атомів Fe

9. 9. Обчислити об’єм (н.у.) 100 г сульфур (IV) оксиду.

 В: V(SО₂) = 35л

10. 10. Обчислити масу азоту об’ємом 12 л (н.у.)

В: m(N₂) = 15 г

 

 

15. 15. Обчислення масової частки розчиненої речовини у розчині.

 

Задачі:

1. Визначити масову частку (в %) глюкози в розчині, добутого розчиненням у воді масою 70 г глюкози масою 10 г.

В :  ω(р.р.) = 12,5%

2. Обчислити масу солі в розчині масою 400 г з масовою часткою солі 10%.

В: m(солі ) = 40 г

3. Потрібно приготувати розчин масою 500 г з масовою часткою калій хлориду 14%. Визначити необхідні маси солі і води.

               В: m(солі) = 70г  і  m(води) = 430 г

4. Обчислити масу хлороводню, що міститься в 1 л хлоридної кислоти, густина якої дорівнює 1,149 г/мл, якщо масова частка HCl становить 30%.

В: m(HCl) = 344,7 г

5. Обчислити масову частку речовини в розчині, добутому змішуванням 100 г розчину з масовою часткою речовини0,2 і 50 г розчину з масовою часткою речовини 0,32.

В :  ω(р.р.) = 0,24  або 24%

6. У посудині міститься 10,5 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 40%. Визначити масу розчину цієї самої кислоти з масовою часткою 70%, який треба долити в псудину, щою дістати розчин з масовою часткою кислоти 60%.

В: m(розчину 70% ) = 21 г

7. Обчислити масу розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 98% і масу води, потрібні для приготування 250 г розчину з масовою часткою кислоти 25%. В: m(розчину 98% ) = 63,8 г і m(води) = 186,2 г
8. У посудині міститься 200 мл концентрованої сульфатної кислоти з масовою часткою 98% і густиною 1,84 г/мл. Обчислити масу води, в якій треба розчинити цю кислоту, щоб дістати розчин з масовою часткою 10%.

В: m(води ) = 3245,76  г або мл

9. Який об’єм фтороводню (н.у.) треба розчинити в 1л води, щоб дістати флюоридну кислоту з масовою часткою HF 2,44%?

В: V(HF) = 28 л

 

 

16. Обчислення пов’язані з молярною концентрацією речовини у розчині.

 

Задачі:

1. У воді розчинили 10 г натрій гідроксиду. Об’єм розчину виявився таким, що дорівнює 250 мл. Визначити молярну концентрацію (молярність) NaOH в розчині. В: С_M = 1М або 1 моль/л
2. Яку масу натрій хлориду можна дістати випарюванням 0,1 л розчину з концентрацією NaCl 0,2 моль/л?

                     В:  m(NaCl) = 1,17 г

 

 

17. 17. Обчислення вмісту компонентів суміші.

 

Задачі:

1. Внаслідок обробки розведеною сульфатною кислотою суміші цинку з цинк оксидом масою 1,6 г виділився водень об’ємом 448 мл (н.у.). Визначити масові частки компонентів суміші.

В :  ω(Zn) =  81,25%   і  ω(ZnO) =  18,75%

2. Внаслідок обробки 40 г суміші порошків алюмінію й міді розчином натрій гідроксиду добуто 7,6 л (н.у.). Визначити масову частку міді в суміші.

В :  ω(Cu) =  84,75%

 

 

18. Задачі на металічну пластинку.

 

Задачі:

1. Залізну пластинку масою 100 г занурено в розчин купрум (ІІ) сульфату. Коли вона вкрилася міддю , її маса збільшилася на 3 г. Обчислити масу заліза, що перейшло в розчин, і масу міді, що осіла на пластинці.

В:  m(Fe) = 21 г   і  m(Cu) = 24 г

 

 

Відповіді до теми 10. «ОВР»

1.^⃰  4Mg   +  10HNO₃  =  4Mg(NO₃)₂  +  •NH₄NO₃  +  3H₂O      ‼

2.^⃰  ∙K₂Cr₂O₇  +  6FeSO₄  +  7H₂SO₄  = Cr₂(SO₄)₃  +  3Fe₂(SO₄)₃  + K₂SO₄  +  7H₂O

3. 2KMnO₄  =  •MnO₂  +  •K₂MnO₄  + •O₂⁰ .              !
4. ∙P₄ +  16H₂O    =   4H₃PO₄  + 10H₂
5. 4FeS₂ +  11O₂  =  2Fe₂O₃  +  8SO₂      !
6. 6Hg +  8HNO₃  =  3Hg₂(NO₃)₂  + 2NO  +  4Н₂О          !
7. 3K₂MnO₄ +  2H₂O  =  •MnO₂  +  2KMnO₄  +  4KOH .              !
8. • Fe + •Fe₂(SO₄)₃  =  3FeSO₄
9. 3(NH₄)₂S +  •K₂Cr₂O₇  +  H₂O  =  3S  +  2Cr(OH)₃  +  2KOH  +  6NH₃
10. 4FeSO₄ +  •O₂  +  2H₂SO₄  =  2Fe₂(SO₄)₃  +  2H₂O
11. •Hg + •Hg(NO₃)₂  =  Hg₂(NO₃)₂
12. •PbS +  4H₂O₂  =  PbSO₄  +  4H₂O
13. 5H₂O₂ +  2KMnO₄  + 3H₂SO₄  =  5O₂  +   2MnSO₄  +  K₂SO₄  +  8H₂O
14. 4Fe(CrO₂)₂ +  7O₂  +  8K₂CO₃  =  2Fe₂O₃  +  8K₂CrO₄  +  8CO₂
15. •H₃PO₄ +  4Zn  +  4H₂SO₄  =  4ZnSO₄  +• PH₃  +  4H₂O
16. 4CrCl₂ +  2NO  +  4HCl  =  4CrCl₃  +  •N₂  + 2H₂O
17. 10Al +  6KMnO₄  +  24H₂SO₄  =  5Al₂(SO₄)₃  +  6MnSO₄  +  3K₂SO₄  + 24H₂O
18. 8Br₂ + •Ca₃P₂  +  8H₂O  =  16HBr  +  Ca₃(PO₄)₂
19. 2KMnO₄ +  10FeSO₄  +  8H₂SO₄  =  5Fe₂(SO₄)₃  +  2MnSO₄  +  K₂SO₄  +  8H₂O
20. •P₂S₃ +  28HNO₃  =  2H₃PO₄  +  3H₂SO₄  +  28NO₂  +  8H₂O
21. 2KNO₃ + •S  +  •C  =  K₂SO₄  +  CO₂  +  •N₂
22. 2KNO₃ +  •S  +  3C  =  K₂S   +  3CO₂  +  •N₂.
23. 3C +  4CrO₃  +  6H₂SO₄  =  3CO₂  +  2Cr₂(SO₄)₃  +  6H₂O
24. 3CrO = • Cr  +  •Cr₂O₃
25. •KBrO₃  +  5KBr  +  3H₂SO₄  =  3Br₂  +  3K₂SO₄  +  3H₂O
26. •NH₄NO₃ =  N₂O  +  2H₂O
27. 4Ca  +  5H₂SO₄  =  4CaSO₄  +  •H₂S  +  4H₂O
28. N₂O  + •CO  =  •N₂  +  CO₂
29. 3HNO₂ =  2NO  +  •HNO₃  +  H₂O
30. •KH^-1 +  H⁺¹₂ O  =  KOH⁺¹  + •H₂⁰