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

728-90-acid

Скачати

Підручник для підготовки до ЗНО з хімії

Підручник для підготовки до ЗНО з хімії

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(ss, sp, pp)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 ( Sn    , 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.

Мr2) = 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:    Vm                               V

Формула:                         Vm = ——

ν

Одиниці:   л/моль

 

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

одному молі її

Позначається:   NA                    N

                      Формула:                  NA = ——–

ν

Одиниці:    1/ моль  або  моль-1       NA = 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

Vm = ——   ν =——-;     M = ——-     ν = —- ; NA= —–   ν = —- ; якщо

ν             Vm                    ν                M          ν             NA

 

 

V       m                m        N            V    N

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

Vm    М                М   NA                   Vm         NA

 

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.

N2(г)  +   3H2(г)  =  2NH3(г)                    не тільки

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

1 V  N2   +   3 V H2    =  2 V NH     (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

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

утворюються декілька  речовин.

2О  =  2Н2  +  О2

СаСО3  =  СаО  +  СО2

2KClO3  =  2KCl  +  3O2

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

якої складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

NaOH  +  HCl  =  NaCl  +  H2O

  1. 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

0  +  5О20  =  2Р2+5О5-2

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

20

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

Р0  – відновник;

О20  – окисник.

  1. 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

 

  1. 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

  1. 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 ;      2Н2(г.)  + О2(г.)  =  2Н2О.

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

С(тв.)  +  О2(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.)

N2(г.)  +  3Н2(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 =  Споч. –  Скінц. , а Сm – молярна концентрація;  Сm = ——- ;   моль/л

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

∆ t = tкінц. – tпоч.

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).

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

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

це речовини, які сповільнюють швидкість хімічної реакції).

  1. 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»

N2(г.)  +  3Н2(г.)     ↔   2NH3

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

величина для даної реакції.

С(тв.)  +  О2(г.)  =  СО2;

  • ύ(х.р.) = k·С(О2)
  1. 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:     N2(г.)  +  3Н2(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.

            N2(г)  +   3H2(г)  ↔  2NH3(г)                   

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

1 V  N2   +   3 V H2    ↔  2 V NH

4V  ↔  2V

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

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

Виняток:                 N2(г)  +   О2(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.

  1. концентровані розчини – це розчини, в яких багато розчиненої речовини, аде мало розчинника (води).
  2. 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.

  1. 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.

  1. 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: См

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

Формула:     См =————–            або  См     =—————————-

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

 

Одиниці:  моль/ л  або  М . Наприклад: См =1моль/л   або   См =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)

  1. 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 +) 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+  + SO42-

Загальне:     H2SO4  ↔  2H+  + SO42-

 

H2SіO3

 

 

 

 

ЕД основ(лугів)

 

Тільки луги (розчинні основи) дисоціюють на катіон металу і Гідроксидіон  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+  + 3SO42-

 

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 йонамиреакції 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:

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

 HOH–   =   H2O

 

Приклади вправ:

  1. Cu(OH)2 +  2H =  Cu2+  +  2H2O
  2. Ag+ +  Cl  =  AgCl↓
  3. S2- +  2H=  H2S
  4. Ca2+ +  CO32-  =  CaCO3
  5. Mg +  2H+  =  Mg2+  +  H2
  6. CO2 + 2OH  = CO32-  +  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 +)

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.

  1. 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.

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

NaCl

NaOH –  сильна основа

HCl – сильна кислота

рН = 7 –  нейтральне середовище. Гідроліз не відбувається.

  1. 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 ( nр) 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- частинки24Не;
  • 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 електрониза 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  pелектрони – це електрони внутрішніх шарів і тільки зовнішнього шару.

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

  1. 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.

  1. 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

  1. 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):

+1735,5Cl0  1s22s22p63s23p5   нормальний стан

                                                     Cl0   +  1е  →  Cl

+1735,5Cl  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,  O2-,  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: N,      Cl,   O3   ,    S,  P4      

  1. ковалентний полярний зв’язокце 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

Na–  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

Нδ+ ─ Оδ-  ·· ·· Нδ+─ Оδ- ·· ·· Нδ+ ─ Оδ- ·· ·· Н ─ О    вода

|                       |                       |                     |

Н                     Н                     Н                   Н

 

 

Нδ+─ Оδ- ·· ·· Нδ+ ─ Оδ- ·· ·· Нδ+ ─ Оδ- ·· ·· 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)!

  1. 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.

  1. 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 CSi, 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:

0  +  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 відновникі 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

 

  1. 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     !

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

  1. 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

3  –  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  ≠

  1. 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

  1. 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  ≠

 

 

  1. 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

  1. 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

  1. 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

 

  1. 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

 

  1. 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

2S  +  3O2  =  2SO2  +  2H2O

  1. Реакція розкладу деяких кислот.

H2CO3  =  CO2  +  H2O

4HNO3  = 4NO2  +  2H2O  +  O2

  1. Реакція розкладу нерозчинної основи.

Cu(OH)2  =  CuO  +  H2O

  1. 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    

  1. Реакція з кислотними або амфотерними або подвійними оксидами.

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

                                   2NaОН  +  CO2  =  Na2CO+ Н2О

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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):

  1. одноосновні (HСl, HNO3);→
  2. 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 ;

  1. Реакція з основними або амфотерними оксидами.

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

                                   2НCl  +  CаO  =  СaCl2  + Н2О

  1. Реакція з основами.

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

                                   NaOН  +  HCl  =  NaCl  +  H2O

  1. 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  ≠

  1. Реакція з металами.

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

Zn  +  2HCl  = ZnCl+  H2

Cu  + HCl  ≠

 

Добування кислот

 

І. Безокигенові.

  1. Реакція неметалів з воднем.

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

  1. 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

  1. 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

  1. 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]

 

  1. 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  ≠

  1. Реакція з лугами.

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

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

                                                       KNO3  +  NaOH  ≠

  1. Реакція з металами.

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

Zn  +  CuCl2  = ZnCl+  Cu

Cu  + ZnCl2  ≠

  1. 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.

  1. мають різні температури плавлення(t(плавлення)Hg = -390; t(плавлення)W =

+35000C

  1. Чорні (залізо і його сплави) і кольорові метали (всі інші).
  2. 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

  1. 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 ≠

  1. 3. Реакція з кислотами.

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

                                              Zn  +  2HCl  = ZnCl+  H2

Cu  + HCl  ≠

  1. Реакція з солями.

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

Zn  +  CuCl2  = ZnCl+  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

  1. 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

  1. 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

 

  1. 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 анодуаніони 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, S2- , Cl , OH , SO42-, 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

 

  1. 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  1s22s22p63s264s2                            +2040Сa2+  1s22s22p63s264s0

В сполуках лужно-земельні метали  проявляють такі:

– СО  – +2;

–  валентність – ІІ;

–  заряд йона –  2+.

Фізичні властивості лужно-земельних металів

  1. Сріблясто-білого кольору;
  2. твердіші за лужні метали;
  3. легкі (ρ(Са)=1,55 г/мл;)
  4. 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)

–  KClMgCl2∙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.

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

–    СaSO42H2O  – гіпс;( одержання паленого гіпсу-алебастру- (СаSO4)2∙0,5Н2О)

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

–    Са(ОН)–  «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·MgCO3доломіт.

 

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 , CaCl2, 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: CaCl2, 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

  1. додаванням кальцинованої соди – Na2CO3:

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

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

  1. 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:

CaCl+ Na2CO3  = СaCO3↓  + 2NaCl

MgSO4  + Na2CO3MgCO3↓  + Na2SO4

  1. 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  1s22s22p63s21                           +1327Al3+  1s22s22p63s00

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;

  1. 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).
  2. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)
  3. 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+  +  3O2-

(-) K:  Al3+  +  3e  → Al0

(+) A: 2O2-    –   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.
  1. виробництво електричних дротів, різної хім..апаратури, фольги.
  2. для алітування – це насичення поверхні стальних і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту від корозії.
  3. 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 dелемент.

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  1s22s22p63s264s2 3d6                           +2656Fe2+  1s22s22p63s264s03d6

                                                                                        

Fe0        –        3e          =        Fe3+

+2656Fe0  1s22s22p63s264s2 3d6                            +2656Fe3+  1s22s22p63s264s03d5

 

                                                                                            

 

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 → Fe3O(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 (FeOFe2O3) – 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  

  1. 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  

  1. 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»

  1. 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 (FeOFe2O3) – 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 –sелементи. 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 – Н2водень.

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:

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

Н02 – відновник

  1. реакція з неметалами:

Н02  +  Cl=  2Н+1Cl

Н02  +  S  =  Н2+1S

02  +  N=  2NН3+1

Н02 – відновник

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

2Na +  H20  =  2NaН-1                   Н02окисник

  1. реакція з оксидами малоактивних металів:

Fe2O3  + 3Н2  = 2Fe  +  3H2O

 

  1. 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

  1. 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:   +1735,5Cl

          1s22s22p63s25                                                                     

 

 

Електронна формула аніону Хлору:    Cl

Cl0  + 1e  →   Cl

1s22s22p63s26

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

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

Н2  +  Cl20  =  2НCl-1

2Cl20   +  2P   =  2PCl5-1

Cl20  –  окисник

  1. 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)

2О +  2Cl20 =  4НCl-1  +  O2

Cl20 окисник

 

 

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. реакція з металами до Н:

Zn + 2HCl = ZnCl2  + H2

З.  реакція з оксидами металів:

FeO + 2HCl = FeCl2  + H2O

  1. реакція з основами(реакція нейтралізації):

 NaOH + HCl = NaCl  + H2O

  1. 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 ↑

  1. 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+5O – 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 корі49%.

     Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2,   0 ,   +2+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(-183оС) 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)

2H2 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 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     →

→  Sn  –  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

  1. реакція з неметалами:

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

                         S0   +  H2  =  H2S-2

  1. 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;
    1. у медицині для виготовлення мазей;
    2. у виробництві сірників;
    3. у боротьбі з шкідниками та хворобами рослин.
    4. 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

  1. 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+    +  S2-

  1. реакція з металами до Н:

Mg + H2S = MgS  + H2

З.  реакція з оксидами металів:

MgO + H2S = MgS  + H2O

  1. 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

  1. 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 :

SO2це 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

  1. 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

  1. 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):

H24  ↔  Н+  +  НSО4

HSO4  ↔  H+    +  SO42-

  1. реакція з оксидами металів:

MgO + H2SO4 = MgSO4  + H2O

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

 NaOH + H2SO4 = NaHSO4  + H2O

Натрій гідрогенсульфат

2NaOH  +  H2SO4  =  Na2SO4  + 2H2O

  1. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

H2SO4 + 2NaCl = 2HCl  + Na24

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  + H2SO4(конц.)  =  МеSO4  + SO2 ↑  + H2O (загальне рівняння)

Cu0  + 2H2S+6O4(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+6O4(конц.)  =  4Mg+2S+6O4  + H2S-2 ↑  + 4H2O

 

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

Fе  + H2SO4(розв.)  =  FеSO4  + H2

  1. 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

  1. 2SO2 +  О2  ↔ 2SO3
  2. 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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

  1. 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.

  1. реакція з іншими солями:

NH4Cl  +  AgNO3  =  AgCl ↓ +  NH4NO3

  1. реакція з кислотами:

(NH4)2 3   + 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 3   =  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:

NH43   =  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:

 

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

  1. реакція з оксидами металів:

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2  + H2O

  1. реакція з лугами:

 NaOH + HNO3 = NaNO3  + H2O

  1. 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  + HNO3(конц.)  =  Ме(NO3)n  + NO2 ↑  + H2O (загальне рівняння)

Cu0  + 4HN+5O3(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  + HNO3(розв.)  =  Ме(NO3)n  + NO↑  + H2O (загальне рівняння)

3Cu0  + 8HN+5O3(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+5O3(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.

 

  1. 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 + H2SO4конц.)  = Na2SO4   +   2НNO3

2HNO3конц.) +  Cu =  2NO2↑  + Cu(NO3)2  + 2H2O

Загальне рівняння:

             4NaNO3 + 2H2SO4конц.) +  Cu = 2Na2SO4  + 2NO2↑  + Cu(NO3)2  + 2H2O

  1. 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:

2NaNO3(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     →     |→→→→→     MenOm   +  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):

0  + 3Mg  =  Mg3Р2-3             магній фосфід

Р0 – окисник

  1. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

0  +  3O20  =  2Р2+3 O3    

0  +  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: 2РН+  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+5O – пірофосфатна кислота

 

Хімічні властивості оксидів Фосфору

 

  1. реакція з водою:

Р2+5О5  + Н2О  =  2НР+5O3

Р2+5О5  + 3Н2О  =  2Н3Р+5O4

Р2+5О5  + 2Н2О  = Н4Р2+5O

Р2+3О3  + 3Н2О  =  2Н3Р+3O3

  1. реакція з лугами:

Р2О5  + 2NaОH  =  2NaРO3   +   Н2О

Р2О5  + 6NaОH     =  2Na3РO4   +  3Н2О

Р2О5  +  4NaОH    = Na4Р2+5O +   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+    HРО42-

                                     HРО42-  ↔  H+    РО43-

  1. 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:

  1. 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

 

  1. Гідрогенортофосфати:

Na2HPO4  ;       СаНPO4  ;   Al2(НPO4)3

  1. 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 tпл.= +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)):

0  + Са  =  СаС2-1                    кальцій карбід

4Al   +  3C0 = Al4C3-4                 алюміній карбід

С0 – окисник

  1. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

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

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

С0  –  відновник

С0  +  2Н2   = СН4        метан

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

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

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

С  +  СО2  = 2СО   «генераторний газ»

  1. 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)

  1. 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

  1. 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

 

  1. 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)2якісна реакція на СО2 при цьому вапняна вода мутніє:

СO2  + Са(ОН)2 =    СаСO3↓  +  Н2О

  1. реакція фотосинтезу:

6СО+  6Н2О  = С6Н12О6  +  6О2

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

СО2  +  2Mg  =  2MgO  +  C

 

Добування вуглекислого газу

 

  1. У промисловості при розкладі вапняку(крейди):

СаСО=  СаО  +  СО2

  1. 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+    +  СО32-

  1. реакція з металами до Н:

Mg + H2СО3 = MgСО3  + H2

З.  реакція з оксидами металів:

MgO + H2СО3 = MgСО3  + H2O

  1. 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

  1. 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).

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

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

2.реакція з солями:

Na2СO3+  СаCl2  =  2NaCl  +  СаСO3

  1. 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:

                        2NaHCO =  Na23  +  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:

Na2СO

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

СаСО3  =  СаО  +  СО2

 

               Природні карбонати і гідроген карбонати

     –     СаСО–  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:

2NaHCO =  Na23  + СO2 ↑ +  H2O

або

NaHCO  +  NaOH =  Na23   +  H2O

  1. карбонати в гідроген карбонати:

Na23  +  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

  1. реакція з неметалами (при високих температурах):

 

Si0  +  O20  =  Si+4O2                  «пісок»

Si0  –  відновник

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

Si0  +  2Н2    ≠

  1. реакція з лугами ( при температурі ):

                             Si  +  2NaOH  +  Н2О  =   Na2SiO3  +  2H2

 

                     Добування кремнію

  1. реакція з магнієм:

SiО2  +  2Mg  =  2MgO  +  Si

 

  1. реакція з вугіллям (при температурі 2000оС)

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 ≠

 

  1. 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

  1. реакція з магнієм( тільки магній горить у Силіцій (ІV) оксидi):

SiО2  +  2Mg  =  2MgO  +  Si

 

Силікатна (кремнієва)кислота

 

H2SiO3найслабша 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 :

                           Na2SiO +2HCl  =  2NaCl  +  H2SiO3↓ 

Серед солей силікатної кислоти розчинні у воді тільки Na2SiO 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 Na2CO, CaCO3 , SiO2 (1:1: 6) до температури  15000С і відбувається реакція:

Na2CO+   CaCO3   +   6SiO2    = Na2O  +  CaO  +  2CO2↑ +  6SiO2

– звичайне(віконне і пляшкове) скло  – Na2O∙CaO∙6SiO2

– тугоплавке скло  – К2O∙CaO∙6SiO2

– кришталеве скло  – К2O∙PbO∙6SiO2

  1. 2. керамічні вироби (вироби з білої і червоної глини ).
  2. 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 елементамиорганогенами.

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

  1. структурна – це формула в якій показано послідовність сполучення атомів у молекулах за допомогою валентностей (рисочок).

Н

|

метан    Н  ─C─ Н

|

Н

  1. 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:  СnH2n+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 СН2називається гомологічна різниця.

Формули і назви алканів:

2Н6                              1. СН4  – метан                  6. С6Н14   – гексан

                         СН4                      2.С2Н– етан                     7. С7Н16  – гептан

СН2                       3. С3Н8 – пропан               8. С8Н18  – октан

  1. С4Н10 – бутан 9. С9Н20  – нонан
  2. 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.С2Н– етан                                         С2Н5–    –  етил

  1.   С3Н8 – пропан                                   С3Н7–    –  пропіл
  2. С4Н10 – бутан                                С4Н9–    –   бутил

і т.д.

 

Номенклатура алканів

 

 

 

 

 

 

Алгоритм

для складання назв розгалужених алканів за структурними формулами:

 

  1. Визначити (виокремити) найдовший  карбоновий ланцюгродоначальну 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                     1          

СН3─СН─СН─СН─СН─СН2

                 |                |        |        |

СН3          СН3  СН 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.

СН+  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»)

  1. 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  ≠

С3Н→  СН4   +  С2Н4

Пропан   метан    етен

2.реакція термічного розкладу

При температурі 10000С алкани розкладаються на вуглець і водень.

СН→  С   +  2Н2

С3Н→  3С   +  4Н2

 

Виняток: тільки метан при температурі 15000С розкладається:

2СН→    С2Н2  +  3Н2

Етин(ацетилен)

 

  1. реакція дегідрування(дегідрогенізації)

Це реакція відщеплення молекули  водню від алканів (починаючи з етану) і при цьому утворюється алкен і водень. Каталізатор – платина.

С2Н→  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

  1. 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

  1. У лабораторії:

        А) реакцією алюміній карбіду з водою або кислотами

Al4C+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   →  C2H  +  2NaCl

C2H5Cl  + 2Na  + ClCH3  →  C3H8  +  2NаСl

  1. 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)H →   CnH2n + 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)

  1. рідкі алкани (від пентану) використовуються як пальне для автомобілів – бензин і ДП;
  2. тверді алкани використовуються для виготовлення парафінових свічок, а також в медицині;
  3. 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: :  СnH2n   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)

  1. 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

  1. реакція дегідрування(дегідрогенізації) (подібно як алкани)

 

С3Н→  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

 

  1. 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

  1. 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:  СnH2n    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

 

                 С2Н– 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 ланцюгродоначальну 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─СН3-

                 |                    

СН3                          

3-етил-2,5-диметилгепт-2-ен

  1. 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

  1. 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)

  1. реакція гідрогалогенування

Це реакція приєднання до алкенів галогеноводнів ( Hδ+Clδ, Hδ+Brδ, H δ+Iδ)

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

  1. 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  + Нδ+ОНδ → СН3 – СН – СН3

|

ОН    спирт

  1. 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                                              |

3     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

 

 

  1. 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          С2Н+ Н2

  1. 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:  СnH2n-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

  1. 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)

  1. 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

  1. реакція гідратації або реакція Кучерова (тільки для ацетилену)

                                                                    О

СН ≡ СН   +  HОН  →    СН3-С                оцтовий альдегід

Н

 

  1. 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

  1. 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          С2Н+ 3Н2

 

 

  1. У лабораторії реакцією кальцій карбіду з водою або кислотами

СаC+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.

С6Н  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;

 

  1. 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)

  1. 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

  1. 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

  1. реакція окиснення розчином KMnO4

Бензен не окислюються розчином KMnO4 і не  знебарвлює його.

 

 

Гомологи бензену

 

Загальна формула аренів: СnH2n-6   де: n = 6,7,8  і т.д.

 

Радикали аренів

 

Назви аренів                                Назви радикалів аренів

 

                 С6Н– 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    +  3Cl  →  С6Н2(Cl3) -СН3    +  3HCl

2,4,6-трихлоротолуен

(толуен  знебарвлює «бромну воду»)

  1. 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

  1. 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.

 

  1. 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.

 

  1. 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)); С814
  3. гас (пальне для літаків, побутові потреби – гасові лампи); С1218
  4. газойль (ДП); С1520
  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                    СН 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 – ізооктанЧим вище значення октанового числа,тим кращий бензин.

 

  1. 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.);

  1. 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:  СnH2n+1ОН    де: n = 1,2,3,4 і т.д.   або

                                                   ROH , де R СН3, С2Н5, С3Н7 і т.д.

або   CnH2n+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 ланцюгродоначальну 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                     

СН2СН2 ─СН2 ─СН─СН3

      │                             

ОН          

4-метилпентан-1-ол

  1. вторинні[ в.] ( група ОН знаходиться біля атома  Карбону , що

зв’язаний тільки з двома атомами Карбону);

                                    СН3     

       1             2             3           4|      5                     

СН3СНСН2─С─СН3

                  |                |  

ОН                  СН3          

4,4-диметилпентан-2-ол

  1. третинні [ т.] ( група ОН знаходиться біля атома Карбону , що зв’язаний тільки з трьома атомами Карбону).

                                      СН3     

      5              4               3             2|        1                   

СН3─СН2СН2ССН3

                                       |                  

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 ─ Оδ ·· ·· δ+Н ─ Оδ  ·· ·· δ+Н ─ Оδ  ·· ·· δ+Н ─ Оδ  вода

|                       |                        |                        |

Н                      Н                     Н                       Н

 

 

δ+Н ─ Оδ  ·· ·· δ+Н ─ Оδ  ·· ·· δ+Н ─ Оδ  ·· ·· δ+Н ─ Оδ     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 RONa 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

  1. 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 ROR).   Каталізатор конц. H2SO4 і температура < 1400С

2Н5 ОН    →    С2Н5-О-С2Н5  +  Н2О

Діетиловий етер

С2Н5 ОН     +       С3Н7 ОН    →   С2Н5-О-С3Н7    +  Н2О

Етилпропіловий етер

  1. 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.

3Н7 ОН  + 9О2  → 6CО2    +  8H2О

С2Н5 ОН  + 3О2  → 2CО2    +  3H2О

  1. 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

  1. 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

  1. 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) →     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.

3Н8О3  + 7О2  → 6CО2    +  8H2О

 

 

Добування спиртів

І. Гліцерин

  1. У промисловості одержують гідролізом жирів.

 

  1. Реакція лужного гідролізу  1,2,3-трихлоропропану в присутності водного! розчину лугу

 

 

 

2 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  ;  С6Н5СН2– ОН – бензиловий спирт (ароматичний спирт).

 

За фізичними властивостями фенолце 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 ядро6Н5)( 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)

6Н5 ОН   +  2Na  →   2С6Н5 ОNa    +  H2

Натрій фенолят

  1. реакція з лугами (тільки для фенолу)

  С6Н5 ОН   +  NaОН  →   С6Н5 ОNa    +  H2О

  1. реакція з FeCl3це якісна реакція на фенол, при цьому утворюється фіолетовий осад

6Н5 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    +  3Cl  →  С6Н2(Cl3) -ОН ↓   +  3HCl

2,4,6-трихлорофенол

 

  1. реакція нітрування
  2. 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:  СnH2n+1 С(О)Н    де: n = 0,1,2,3,4 і т.д.   або

                             RHО  або  R-С(O)H , де R – Н, СН3, С2Н5, С3Н7 і т.д.

aбо    CnH2nO   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

  1. 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

  1. 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.

2Н4 О + 5О2  → 4CО2    +  4H2О

 

  1. 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:  СnH2n+1 СООН    де: n = 0,1,2,3,4 і

 т.д.  або  ROОH , де R – Н, СН3, С2Н5, і т.д.  aбо  CnH2nO2 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 першимдругим 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                   СН

2,2-диметил-4-хлоропентанова кислота

 

                                СН3     

     δ              γ             β        α|                               

СН3─СН─СН─С ─СООН                        історична назва

                 |              |       

Сl                   СН

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.

Oδ

R   – С                            δ-O= C -OHδ+  ∙ ∙ ∙  δ-O= C -OHδ+ ∙ ∙ ∙ δ-O= C -OHδ+

ОНδ+                           │                            │                         │

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.

  1. 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)

  1. реакція з основами(реакція нейтралізації):

 NaOH + С2Н5СООН = С2Н5СООNa  + H2O

Натрій пропаноат(пропіонат)

  1. 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

  1. 2. реакція окиснення алканів киснем повітря в присутності каталізатора – солей Mn.

Mn2+

4Н10 +  5O2 →  4CH3 СООН  +  2Н2О

  1. 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 RH, CH3, C2H5 і т.д.,

                а R  – тільки  CH3, C2H5 і т.д.

                                                   СnH2nO2    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

  1. 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):

 CH2OOCR

                                     │

                                     СН  ОOCR    де   R= С15Н31, С17Н35, С17Н33

                                       │                       

                                     СН2 ОOCR

    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

 

 

  1. 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)

 

 

  1. реакція горіння жирів

 

Жир + 165О2  → 116СО2  + 110Н2О

58Н110О6 (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 – Сn(H2O)m

Глюкоза –  С6Н12О6   –  С6 2О)6

Сахароза  – С12Н22О11   –   С12 2О)11

Крохмаль  –  (С6Н10О5)n   –  С6 2О)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)

  1. 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

 

 

  1. 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:

6Н10О5)n   +  nH-OH  →  n С6Н12О6

  1. реакція фотосинтезу:

6СО2  +  6Н2О  →    С6Н12О6  +  6О2

  1. 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.

  1. реакція з Cu(OH)2, як багатоатомний спирт:

   С12Н22О11  +  Cu(OH)2   →  С12Н22О11∙ Cu(OH)2

Курпум (ІІ) сахарат , синій прозорий розчин

  1. 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

6Н12О6

     n Н2О

6Н10О5)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);

6Н10О5)n   +   (n – 1) Н-ОН  →  n С6Н12О6   глюкоза

 

6Н10О5)n     →          (С6Н10О5)m    →           xС12Н22О11        →       nС6Н12О6

Крохмаль                     декстрини                    мальтоза                        глюкоза

 

  1. 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.

  1. реакція горіння:

6Н10О5)n     +  6nО2  →  6nСО2  + 5nН2О

  1. 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

6Н10О5)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);

6Н10О5)n   +  Н-ОН  →  n С6Н12О6   глюкоза

 

6Н10О5)n     →          (С6Н10О5)m    →           xС12Н22О11        →       nС6Н12О6

целюлоза                        амілоїд                          целобіоза                 глюкоза

  1. реакція з Cu(OH)2, як багатоатомний спирт.

 

ОН                                                            O  Cu

6Н7О2– ОН   ]n   +  n Cu(OH)2   →      [С6Н7О2–  О         ]n   +  2nH2O

ОН                                                       ОН

Голубий осад           синій прозорий розчин

 

  1. реакція з нітратною кислотою як багатоатомний спирт

 

 

ОН                                                             O-NO2

6Н7О2– ОН   ]n   +  3nHO-NO2   →      [С6Н7О2–  О-NO2 ]n   +  3nH2O

ОН                                                       О-NO2

Тринітроцелюлоза, тринітратцелюлози

(піроксилін – бездимний порох)

 

  1. реакція естерифікації як спирт

 

ОН                                                                 OОС-СН3

6Н7О2– ОН   ]n   +  3nСН3СООН   →      [С6Н7О2–  ООС-СН3]n   +  3nH2O

ОН                                                            ООС-СН3

Триацетилцелюлоза, триацетатцелюлози

(штучне волокно – «ацетатний шовк»)

 

  1. реакція горіння:

6Н10О5)n     +  6nО2  →  6nСО2  + 5nН2О

 

  1. 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

  1. 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+ SO42-

метиламонійсульфат

  1. реакція горіння (подібно як реакція горіння амоніаку)

4NH3   +  3О2   =    6H2О  +  2N2

4СН3 -NH2   +  9О2   =  4СО2     +   10H2О  +  2N2

 

 

 

 

                                                 Ароматичні аміни

 

С6Н5– NH–  бензенамін, феніламін, анілін.

 

За фізичними властивостями анілінце рідина , нерозчинна у воді, дуже отруйна.

Ароматичні аміни є слабшими органічними основами(за амоніак)  і за

насичені аміни тому, що фенільний радикал6Н5) 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– NH

→   →    →   →   →   →   →   →   →   →

Зростає основність

В молекулі аніліну (подібно як толуені, фенолі) відбувається взаємний вплив груп одна на одну (С6Ні  NН2)

І. реакції по групі  NH2

  1. 1. реакція з водою.

       Анілін не вступає в реакцію з водою.

  1. 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    +  3Br  →  С6Н2(Br3) –NН2    +  3HBr

2,4,6-трибромоанілін

 

(анілін  знебарвлює «бромну воду»)

  1. реакція нітрування
  2.              k. H2SO4

С6Н5-NН2    + 3HO-NO2  →  C6H2(NO2)32  +  3H2O

2,4,6-тринітроанілін

ІІІ. реакція окиснення

  1. реакція горіння

6Н5-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

  1. реакція нітровуглеводнів з воднем

СН32    +  3H2  →   СН3 – NH 2H2О

  1. реакція нітробензену з воднем

внаслідок якої утворюється анілін називається реакція Зініна

С6Н52    +  3H2  →   С6Н5 – NH 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  –  CH– 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              СН

 

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+    +NH3CH2 COO 

диполярний йон

  1. реакція нейтралізації (реакція з лугами)

NH2 – CH2 –COOH  +  NaOH → NH2 – CH2 –COONa  +  H2O

 

Реакції амінокислот з кислотами і лугами одночасно підтверджує їх амфотерність.

  1. 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 CONH – 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

  1. 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-).

 

  1. 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.

 

  1. 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.

  1. 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.

 

                                                                       

  1. 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.

  1. 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 3РО4).

 

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.

 

  1. 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.

  1. 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                                |

3     поліпропілен

  1. 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

  1. 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                                       |

3    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

6Н5 –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

  1. Обчислити відношення мас Кальцію, Оксисену і Гідрогену у кальцій гідроксиді? В: 20 : 16 : 1

 

 

  1. 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

 

 

  1. Знаходження масової частки хім.елементу за формулою речовини

 

Задачі:

  1. Обчислити масову частку Оксигену у фенолі.

    В:  ω(О) = 17%

  1. Яка масова частка елемента Карбону в етиловому спирті?

В: ω(С) = 52%

 

 

  1. 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

  1. 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

  1. Внаслідок взаємодії з водою одновалентного металу масою 19,5 виділяється газ об’ємом 5,6 л (н.у.). Визначити цей метал.

В: калій.

 

 

  1. 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

  1. 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

  1. 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 

 

 

  1. 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  

  1. Обчисліть температурний коефіцієнт реакції, якщо при 700 вона закінчується за за 64 с, а при 1000С – за 8 с.

 В: γ = 2.

 

 

  1. Розрахунки на зміщення хімічної рівноваги

 

Задачі.

  1. Як зміститься хімічна рівновага оборотної реакції:

N2(г.)  +  3Н2(г.)     ↔   2NH3(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.

 

 

  1. 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

 

  1. 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

 

 

  1. 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

 

 

  1. 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

  1. 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

  1. 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

 

 

 

 

 

 

 

  1. 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

 

 

  1. 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

  1. 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

 

 

  1. 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

 

 

 

  1. 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

  1. Обчисліть кількість речовини бензену масою 234 г.

В:  ν(С6Н6) = 3 моль

  1. Обчислити об’єм (н.у.) етану кількістю речовини 0,25 моль.

 В: V(С2H6) = 5,6 л

  1. 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.

  1. 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

  1. 9. Обчислити об’єм (н.у.) 100 г сульфур (IV) оксиду.

 В: V(SО2) = 3

  1. 10. Обчислити масу азоту об’ємом 12 л (н.у.)

В: m(N2) = 15 г

 

 

  1. 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%

  1. Обчислити масу солі в розчині масою 400 г з масовою часткою солі 10%.

В: m(солі ) = 40 г

  1. 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

  1. 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

  1. 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%

  1. 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

  1. 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
  2. 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

  1. 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

 

 

  1. 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: СM = 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

 

 

  1. 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%

  1. 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%

 

 

  1. 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

  1. 2KMnO4  =  •MnO2  +  •K2MnO4  + •O20 .              !
  2. ∙P4 +  16H2O    =   4H3PO4  + 10H2
  3. 4FeS2 +  11O2  =  2Fe2O3  +  8SO2      !
  4. 6Hg +  8HNO3  =  3Hg2(NO3)2  + 2NO  +  4Н2О          !
  5. 3K2MnO4 +  2H2O  =  •MnO2  +  2KMnO4  +  4KOH .              !
  6. • Fe + •Fe2(SO4)3  =  3FeSO4
  7. 3(NH4)2S +  •K2Cr2O7  +  H2O  =  3S  +  2Cr(OH)3  +  2KOH  +  6NH3
  8. 4FeSO4 +  •O2  +  2H2SO4  =  2Fe2(SO4)3  +  2H2O
  9. •Hg + •Hg(NO3)2  =  Hg2(NO3)2
  10. •PbS +  4H2O2  =  PbSO4  +  4H2O
  11. 5H2O2 +  2KMnO4  + 3H2SO4  =  5O2  +   2MnSO4  +  K2SO4  +  8H2O
  12. 4Fe(CrO2)2 +  7O2  +  8K2CO3  =  2Fe2O3  +  8K2CrO4  +  8CO2
  13. •H3PO4 +  4Zn  +  4H2SO4  =  4ZnSO4  +• PH3  +  4H2O
  14. 4CrCl2 +  2NO  +  4HCl  =  4CrCl3  +  •N2  + 2H2O
  15. 10Al +  6KMnO4  +  24H2SO4  =  5Al2(SO4)3  +  6MnSO4  +  3K2SO4  + 24H2O
  16. 8Br2 + •Ca3P2  +  8H2O  =  16HBr  +  Ca3(PO4)2
  17. 2KMnO4 +  10FeSO4  +  8H2SO4  =  5Fe2(SO4)3  +  2MnSO4  +  K2SO4  +  8H2O
  18. •P2S3 +  28HNO3  =  2H3PO4  +  3H2SO4  +  28NO2  +  8H2O
  19. 2KNO3 + •S  +  •C  =  K2SO4  +  CO2  +  •N2
  20. 2KNO3 +  •S  +  3C  =  K2S   +  3CO2  +  •N2.
  21. 3C +  4CrO3  +  6H2SO4  =  3CO2  +  2Cr2(SO4)3  +  6H2O
  22. 3CrO = • Cr  +  •Cr2O3
  23. •KBrO3  +  5KBr  +  3H2SO4  =  3Br2  +  3K2SO4  +  3H2O
  24. •NH4NO3 =  N2O  +  2H2O
  25. 4Ca  +  5H2SO4  =  4CaSO4  +  •H2S  +  4H2O
  26. N2O  + •CO  =  •N2  +  CO2
  27. 3HNO2 =  2NO  +  •HNO3  +  H2O
  28. •KH-1 H+12 O  =  KOH+1  + •H20

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сподобалась стаття? Поділіться у соціальних мережах:



Оцініть статтю:

1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (Еще нет голосов, оставьте первым)
Loading...
 

Вам також буде цікавим

Comments:

Залишити відповідь