Книга
← К списку книгЗагрузка разделов…
активнаАктивные записи участвуют в каталоге и синках. Неактивная книга скрыта, но не удалена из базы.
Книга
К ЧИТАТЕЛЮ
Вы собираетесь поступать в вуз и Вам предстоит сдавать вступительный экзамен по химии? Значит, эта книга для Вас!
А почему нельзя использовать школьные учебники для подготовки к экзамену, спросите Вы. Да потому что логика их построения совсем не предназначена для систематизации знаний, у них иные задачи.
Но ведь существует множество других пособий по химии для поступающих в вузы?! Это действительно так, и Вы, безусловно, с пользой для себя можете ими воспользоваться, так как большинство из них обладает несомненными достоинствами. И все же мы берем на себя смелость рекомендовать Вам эту книгу, потому что многие известные пособия, с нашей точки зрения, являются излишне описательными, не имеющими четкой концепции в изложении учебного материала. В результате химия предстает копилкой огромного числа формул, уравнений, правил и фактов, запомнить которые не просто трудно, а очень трудно. Отличительной особенностью этой книги является стремление авторов максимально систематизировать, как бы «разложить по полочкам» весь фактический материал курса химии, особенно это относится к изложению свойств неорганических и органических веществ.
Для облегчения усвоения учебного материала пособие снабжено большим числом схем и таблиц, выражающих или иллюстрирующих наиболее важные теоретические положения.
Кроме того, в отличие от других пособий эта книга содержит обширный дидактический материал (т. е. вопросы, упражнения, задачи, тесты), который позволит Вам планомерно развить свои навыки и умения и осуществить самоконтроль, а значит, Вы сможете сами объективно оценить уровень усвоения каждой темы и каждого раздела.
В связи с этим мы считаем необходимым рассказать Вам о том, как следует работать с этой книгой.
Прежде всего, читайте все параграфы в порядке их изложения (пропускать можно лишь те, которые отмечены звездочкой). Это обусловлено тем, что химия пронизана множеством логических связей между различными темами, и мы стремились так изложить курс, чтобы при его изучении у читателя не возникало бы вопросов, ответы на которые содержатся не в предыдущих, а в последующих параграфах.
Прочитав каждый параграф, постарайтесь ответить на «Вопросы для контроля». Как правило, они имеют прямые ответы в тексте параграфа, и если Вы затрудняетесь, Вам следует перечитать данный параграф.
После этого познакомьтесь с «Решением типовых упражнений и задач», а затем приступайте к решению «Упражнений и задач для самостоятельной работы». Первые из них совершенно аналогичны типовым, и Вы сможете их выпол-
нить «по образцу». Однако чем дальше Вы будете продвигаться в изучении пособия, тем чаще будут встречаться задачи, решение которых требует творческого использования изученного материала; причем эти задачи расположены, как правило, в порядке их усложнения. По мере увеличения числа пройденных тем усиливается комплексный характер предлагаемых упражнений и задач, способствующий повторению и закреплению ранее изученного материала. Обычно именно такие задания предлагаются на вступительных экзаменах в различных вузах.
Наконец, еще один вид самоконтроля, имеющийся в данном пособии, — это тесты множественного выбора (элективные тесты) почти по всем изучаемым темам. Они содержат разные по характеру вопросы. Среди них есть такие, ответы на которые Вы можете выбрать, не прибегая к бумаге и ручке. Другие же вопросы требуют предварительных письменных действий (запись формул и уравнений, количественные расчеты и пр,). Обратите внимание на то, что число правильных ответов на один вопрос может быть различным: один, два и т. д. Общее же число правильных ответов на все вопросы для каждого варианта теста указано, и его превышение недопустимо. Результаты теста мы рекомендуем оформлять в виде карточки следующего образца:
Номер вопроса
1
2
3
4
5
6
Буквы, обозначающие правильные ответы
Ответы на тесты и критерии оценок (как и ответы на все задачи) приведены в конце книги. По каждой теме дается 2 варианта тестов. Если при выполнении первого варианта Вы получили неудовлетворительный результат, Вам следует повторить соответствующую тему и после этого выполнить второй вариант теста.
В химии, как и в любой другой науке, есть такая информация, которую нужно просто запомнить. Наиболее важные определения, формулировки правил и законов выделены в тексте знаком • или шрифтом. Часть информации для запоминания (тривиальные и исторические названия некоторых веществ, качественные реакции) вынесена в «Приложения», находящиеся в конце книги. Там же Вы найдете таблицу, по которой легко можно определить молекулярные массы многих неорганических веществ и которая сэкономит Ваше время при решении задач.
Мы желаем Вам успешно сдать вступительные экзамены, стать студентом выбранного Вами вуза и продолжить увлекательное путешествие в мир химии и смежных с нею наук!
Авторы
ПРЕДИСЛОВИЕ КО 2-му ИЗДАНИЮ
Судя по поступившим к нам отзывам, 1-е издание данного пособия оказалось полезным многим учащимся и преподавателям и в первую очередь абитуриентам, поступающим в медицинские вузы, где химия является профилирующим предметом на вступительных экзаменах.
Вместе с тем опыт апробации пособия показал целесообразность внесения некоторых изменений и дополнений. При подготовке 2-го издания учитывались также требования к знаниям абитуриентов, определяемые новой программой по химии для вступительных испытаний в медицинские вузы, которая была опубликована после выхода 1-го издания нашего пособия.
Важнейшими дополенениями, внесенными во 2-е издание, являются следующие:
В разделе 1 «Основные понятия и законы химии» приводится уравнение Менделеева—Клапейрона; рассматриваются различные типы задач по выводу простейших и молекулярных формул веществ.
При изложении характера химической связи и пространственного строения молекул достаточно подробно обсуждается вопрос о гибридизации орбиталей (в Г-м издании сведения о гибридизации давались лищь применительно к органическим соединениям). Кроме того, в 3-м разделе рассматриваются не только ковалентная и ионная связи (как было в 1-м издании), но также металлическая и водородная связи и различные виды межмолекулярных взаимодействий.
В 4-м разделе в тему «Тепловые эффекты химических реакций» включен закон Гесса и следствия из него.
Раздел 7 «Металлы и их соединения» дополнен краткими сведениями о свойствах важнейших соединений марганца и меди.
В части III «Органическая химия» несколько расширена информация о гетероциклических соединениях и нуклеиновых кислотах, а также об углеводах.
Наконец, при подготовке 2-го издания мы стремились устранить те довольно многочисленные опечатки, которые, к сожалению, встречались в 1-м издании.
Еще раз желаем вам успехов! Пусть сбудутся ващи мечты о будущей специальности!
Л. С. Егоров
Часть I
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
Раздел 1
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯИ ЗАКОНЫ ХИМИИ
В первом разделе вы повторите основные положения атомно-молекулярной теории, понятия «атом», «молекула», «относительная атомная и относительная молекулярная массы», «моль» и «молярная масса», «валентность», закон постоянства состава вещества, закон сохранения массы, закон Авогадро.
При изучении этого раздела вы потренируетесь в расчетах по химическим формулам и химическим уравнениям.
§ 1.1. Определение и предмет химии
Химия относится к естественным наукам.
• Химия — наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях.
Все тела в природе состоят из веществ. Каждое вещество имеет определенные физические и химические свойства.
Физические свойства вещества — агрегатное состояние, плотность, растворимость, температура плавления, температура кипения, цвет, вкус, запах и др.
Существуют трй агрегатных состояния веществ: твердое, жидкое и газообразное. При обычных условиях различные вещества находятся в разных агрегатных состояниях. Например:
— сахар С!2Н22Оц, соль NaCl, сера S, алюминий А1 — твердые вещества;
в
— вода Н2О, бензол СбН6, серная кислота H2SO4 — жидкие вещества;
— кислород О2, углекислый газ СО2, метан СН4 — газообразные вещества.
Любое вещество при изменении условий (например, температуры) может переходить из одного агрегатного состояния в другое.
Жидкая вода при 100еС (температура кипения) превращается в пар (газообразное состояние), а при 0°С (температура плавления) превращается в лед (твердое состояние).
Изменение агрегатного состояния вещества — это пример физических явлений.
Физические явления — это изменения формы или агрегатного состояния веществ, в результате которых не образуются новые вещества.
Химические свойства вещества — это способность данного вещества превращаться в другие вещества.
Превращения одних веществ в другие называются химическими реакциями, или химическими явлениями. В результате химических реакций всегда образуются новые вещества. Исходные вещества, которые вступают в химическую реакцию, называются реагентами, а новые вещества, которые образуются в результате химической реакции, называются продуктами реакции. Например, вода при высокой температуре (t°) превращается в водород и кислород:
2Н2О - 2Н2 + О2
Исходное ве- Продукты щество (реа-реакции
гент)
Характерные признаки химических реакций
Изменение цвета Образование осадка Выделение газа Выделение теплотыИзменение цвета Образование осадка Выделение газа Выделение теплотыFeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + ЗКС1
Изменение цвета Образование осадка Выделение газа Выделение теплоты
Изменение цвета Образование осадка Выделение газа Выделение теплоты
Желтый Бесцветный Красный
ВаС12 + H2SO4 = BaSOj + 2НС1
Осадок
Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2О + СО2?
Газ
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О + Q
Теплота
Выделениеt*
света2Mg + 02 — 2MgO + hv
Свет
Вопросы для контроля
Дайте определение химии как науки.
Что такое физические свойства вещества?
Какие агрегатные состояния веществ существуют?
Приведите примеры твердых, жидких и газообразных веществ.
Что такое физические явления?
Что такое химические свойства вещества?
Что называется химическими реакциями?
Что называется реагентами?
Что называется продуктами реакции?
Назовите характерные признаки химических реакций.
§ 1.2. Первоначальные сведения о строении атомов.Химические элементы
Все вещества образованы мельчайшими частицами, которые называются атомами.
Атомы имеют сложное строение.
В центре любого атома находится ядро. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов, которые имеют общее название — нуклоны (от англ, nucleus — ядро).
Протон — это частица, которая имеет положительный заряд. Заряд протона в условных единицах равен +1. Символ протона — ip.
Нейтрон — нейтральная частица, заряд нейтрона равен 0. Символ нейтрона — цП.
Ядра атомов имеют положительный заряд, так как состоят из протонов с положительным зарядом и нейтральных нейтронов.
Вокруг ядра движутся электроны, которые имеют отрицательный заряд. Заряд электрона в условных единицах равен — 1. Символ электрона — ё.
• Протоны, нейтроны и электроны называются элементарными частицами.
Любой атом содержит равное число протонов и электронов, поэтому сумма положительных зарядов в атоме равна
сумме отрицательных зарядов. Следовательно, атомы являются электронейтральными частицами.
Ядра различных атомов содержат разное число протонов и нейтронов.
Главной характеристикой любого атома является заряд ядра, который обозначается буквой Z и равен числу протонов.
Вид атомов с одинаковым зарядом ядер называется химическим элементом.
Каждый элемент имеет свое название и свой символ (знак).
В настоящее время известно более 100 химических элементов. Среди них есть элементы, которые встречаются в природе (примерно 90), и элементы, которые получают искусственным путем (~ 20).
Каждый элемент имеет свое название и свой символ (химический знак). Символы элементов состоят из одной или двух букв латинского названия элементов и являются интернациональными. Названия элементов в каждом языке различны.
Например, элемент с русским названием водород имеет символ Н (читается «аш»), который является первой буквой латинского названия этого элемента — Hydrogenium. Элемент с русским названием хлор имеет символ CI (читается «хлор»), который образован первой и третьей буквами латинского названия — Chlorum.
В табл. 1 содержатся русские и латинские названия важнейших химических элементов, их символы и произношение символов в химических формулах.
С названиями и символами других химических элементов вы познакомитесь в ходе дальнейшего изучения курса химии.
Рассмотрим примеры произношения символов в химических формулах:
Н2О — «аш-два-о»
Ca3(PC>4)2 — «кальций-три-пэ-о-четыре-дважды»
NaCI — «натрий-хлор»
А12(8Од)з — «алюминий-два-эс-о-четыре-трижды»
AgNO3 — «аргентум-эн-о-три»
[Fe(OH)j]2S — «феррум-о-аш-дважды-дважды-эс»
Русское название элемента
Латинское название элемента
Символ элемента
Произношение символа
Азот
Nitrogenium
N
эн
Алюминий
Aluminium
Al
алюминий
Аргон
Argon
Ar
аргон
Барий
Barium
Ba
барий
Бром
Bromum
Br
бром
Водород
Hydrogenium
H
аш
Гелий
Helium
He
гелий
Железо
Ferrum
Fe
Феррум
Золото
Aurum
Au
аурум
Йод
lodum
I
йод
Калий
Kalium
К
калий
Кальций
Calcium
Ca
кальций
Кислород
Oxygenium
0
0
Кремний
Silicium
Si
силициум
Литий
Lithium
Li
литий
Магний
Magnesium
Mg
магний
Марганец
Manganum
Mn
марганец
Медь
Cupram
Cu
купрум
Натрий
Natrium
Na
натрий
Неон
Neon
Ne
неон
Олово
Stannum
Sn
станнум
Платина
Platinum
Pt
платина
Ртуть
Hydra rgirum
Hg
гидраргирум
Свинец
Plumbum
Pb
плюмбум
Сера
Sulfur
s
ЭС
Серебро
Argentum
Ag
аргентум
Стронций
Strontium
Sr
стронций
Титан
Titanium
Ti
титан
Углерод
Carboneum
C
це
Фосфор
Phosphorus
P
ПЭ
Фтор
Fluorum/
F
фтор
Хлор
Chlorum
Cl
хлор
Хром
Chromium
Cr
хром
Цинк
Zincum
Zn
цинк
Таблица 1
Названия и символы важнейших химических элементов
Все химические элементы делятся на металлы и неметаллы (табл. 2). Причиной этого деления являются различия в строении атомов. Они будут рассматриваться при изучении соответствующей темы. Однако уже сейчас следует запомнить, какие элементы относятся к металлам и какие — к неметаллам.
Таблица 2
Деление химических элементов на металлы и неметаллы
Металлы
Неметаллы
алюминий А1
азот N
барий Ва
аргон Аг
железо Fe
бром Вг
золото Au
водород Н
калий К
гелий Не
кальций Са
йод I
литий Li
кислород О
магний Mg
кремний Si
марганец Мп
неон Ne
медь Си
сера S
натрий Na
углерод С
олово Sn
фосфор Р
платана Pt
фтор F
ртуть Hg
хлор С1
свинец РЬ
серебро Ag
стронций Sr
титан Ti
хром Сг
цинк Zn
Распространенность различных химических элементов в природе неодинаковая.
В земной коре наиболее распространенными элементами являются: кислород О (=49%), кремний Si (= 27%), алюминий А1 (= 8%), железо Fe (= 5%), кальций Са, натрий Na, калий К, мапшй Mg, титан Ti, водород Н. Эти десять элементов составляют более 99% массы земной коры. Важнейшими элементами морской воды являются О, Н, Na, Cl, а живого вещества — О, С и Н.
Вопросы для контроля
Как называются частицы, которыми образованы все вещества?
Что находится в центре атома?
Из чего состоит ядро атома?
Какое общее название имеют протоны и нейтроны?
Чему равен заряд протона в условных единицах?
Какой заряд имеют ядра атомов? Почему?
Как называются частицы, которые движутся вокруг ядра атома?
Чему равен заряд электрона в условных единицах?
Какое общее название имеют протоны, нейтроны и электроны?
Почему атомы являются электронейтральными частицами?
Что является главной характеристикой любого атома?
Чему равен заряд ядра атома?
Что называется химическим элементом?
Сколько химических элементов известно в настоящее время?
Сколько химических элементов встречается в природе?
Сколько химических элементов получено искусственным путем?
На какие две группы делятся все химические элементы?
Какие химические элементы наиболее распространены:
а) в земной коре; б) в морской воде?
Какие химические элементы являются важнейшими элементами живого вещества ?
Задания для самостоятельной работы
Заполните свободные клетки в следующей таблице (каждая строка в таблице соответствует одному атому):
Атом
Число протонов
Число электронов
Заряд ядра(7)
Число нейтронов
Число нуклонов
1-й
1
0
2-й
6
12
3-й
+ 12
12
4-й
80
120
5-й
15
31
Каково общее число элементарных частиц в каждом из атомов № 1—5 2
Напишите, как произносятся следующие формулы: НС1, H2SO4, NaNO3, С6Н12О6, Mg(NO3)2, Fe2(SO4)3 .
Напишите формулы, которые имеют следующее произношение: «кальций-фтор-два», «це-двенадцать-аш-двадцать два-о-одиннадцать», «купрум-три-пэ-о-четыре-дваж- ды», «аш-хлор-о-четыре».
Напишите русские названия и символы металлов, которые наиболее распространены в земной коре.
§ 1.3. Размеры атомов.
Абсолютные и относительные атомные массы
Атомы различных элементов имеют разные размеры и разные массы.
Так как атомы имеют форму шара, их размеры характеризуются диаметром или радиусом.
Самый маленький атом — это атом водорода, его диаметр приблизительно равен 1-Ю"8 см, или 1Т(Г10 м. Диаметр атома хлора равен = 1,8-10"8 см и т. д.
Для выражения таких малых величин часто используются единицы длины, которые называются ангстремами (А) и нанометрами (нм):
1 А = 1010 м; 1 нм = 10"9 м
В этих единицах диаметр атома водорода приблизительно равен 1А, или 0,1 нм.
Массы атомов также являются очень малыми величинами.
Массы атомов, которые выражены в обычных единицах массы (кг или г), называются абсолютными атомными массами и обозначаются символом mQ.
Самую маленькую массу имеет атом водорода:
/п0(Н) 1,67-10 27 кг = 1,67-10"24 г
Абсолютные массы атомов углерода и кислорода имеют следующие значения:
т„(С) = 19,93-Ю"17 кг; т.(О) = 26,67-Ю"27 кг
Использовать такие малые величины очень неудобно. Поэтому в химии вместо абсолютных атомных масс обычно используются относительные атомные массы.
За единицу атомных масс принимается 1/12 часть абсолютной массы атома углерода С. Если представить атом
углерода в виде шарика и мысленно разделить его на 12 равных частей, то масса одной части и есть атомная единица массы (рис. 1).
Рис. 1. К определению атомной единицы массыРис. 1. К определению атомной единицы массы
Рис. 1. К определению атомной единицы массы
Рис. 1. К определению атомной единицы массы
Атомная единица массы (а. е. м.) — это 1/12 часть абсолютной массы атома углерода.
Зная абсолютную массу атома углерода, можно выразить
а е. м. в кг или в г:
1 *vO1 а.е.м. =^1 *vO1 а.е.м. =^19,93 10 27 кг1219,93 10 27 кг121,66-10 27 кг =1,66-10 27 кг =
1 *vO
1 а.е.м. =^
1 *vO
1 а.е.м. =^
19,93 10 27 кг
12
19,93 10 27 кг
12
1,66-10 27 кг =
1,66-10 27 кг =
- 1,66 10 24 г
Относительная атомная масса элемента — это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода, т. е. атомной единицы массы.
Относительная атомная масса обозначается символом А, (индекс «г» — первая буква английского слова «relative» — относительный).
Относительная атомная масса элемента X равна:
МХ) =МХ) =та(Х)та(Х)мд(Х)мд(Х)1/12 m/C) 1 а. е. м.1/12 m/C) 1 а. е. м.(1.3.1)(1.3.1)
МХ) =
МХ) =
та(Х)
та(Х)
мд(Х)
мд(Х)
1/12 m/C) 1 а. е. м.
1/12 m/C) 1 а. е. м.
(1.3.1)
(1.3.1)
Рассчитаем, например, относительные атомные массы водорода и кислорода:
m_ (Н)1,67-Ю"27 кг
Ar (Н) =-- = —-— - 1,008
1 а.е.м.1,66-10 27 кг
та(О)26,67-10 "27 кг
4(0) = — = 15,999
1 а. е. м. 1,66-10 27 кг
Обычно используют приблизительные значения относительных атомных масс:
4(H) - 1; 4(0) - 16
Таким образом, масса атома водорода приблизительно равна массе 1/12 части атома углерода, а масса атома кислорода приблизительно в 16 раз больше массы 1/12 части атома углерода.
Обратите внимание, что относительные атомные массы элементов, как и любые относительные величины, являются безразмерными.
В табл. 3 даны приблизительные значения относительных атомных масс некоторых элементов.
Элемент
Аг
Элемент
Аг
Элемент
Аг
Н
1
Si
28
Zn
65
С
12
Р
31
Вг
80
N
14
S.
32
Ag
108
О
16
Cl
35,5
1
127
F
19
К
39
Ва
137
Na
23
Са
40
Аи
197
Mg
24
Fe
56
Hg
201
Al
27
Си
64
Pb
207
Таблица 3
Относительные атомные массы некоторых химических элементов
Вопросы для контроля
1. Чем характеризуются размеры атомов?
2. Какие единицы длины используются для выражения диаметров или радиусов атомов?
3. Что называется абсолютной атомной массой?
4. Какие атомные массы обычно используют в химии?
5. Что принимают за единицу атомных масс?
6. Что такое относительная атомная масса химического элемента? Каким символом она обозначается?
Задания для самостоятельной работы
Диаметр атома хлора равен 1,810"8 см. Выразите его в ангстремах и нанометрах.
Сколько ангстремов и нанометров в: а) 1 м? б) 1 см?
Рассчитайте, сколько атомных единиц массы в: а) 1 кг; б) 1 г.
Используя относительные атомные массы элементов (см. табл. 3), рассчитайте, во сколько раз масса атома меди больше массы: а) атома серы; б) атома кислорода; в) атома водорода.
§ 1.4. Молекулы. Химические формулы.Молекулярные массы. Элементный состав веществ
Атомы могут соединяться друг с другом. В результате этого соединения обычно образуются более сложные частицы — молекулы. Например:
Химическиеформулы
Н2Н2
Н2
Н2
атом атом водорода водородаатом атом водорода водородамолекула водородамолекула водорода
атом атом водорода водорода
атом атом водорода водорода
молекула водорода
молекула водорода
атом атоммолекула
водорода хлорахлороводорода
атом атом атоммолекула
водорода кислорода водородаводы
Эти примеры показывают, что соединяться друг с другом могут атомы одного элемента и атомы разных элементов. Число атомов, которые соединяются друг с другом, может быть различным.
Состав любой молекулы можно выразить химической формулой.
Так, молекула водорода имеет формулу Н2. Число «2» в этой формуле показывает число атомов водорода в молекуле водорода.
Числа в химических формулах, которые показывают, сколько атомов данного элемента входит в состав молекулы, называются индексами.
Молекула хлороводорода имеет формулу НО, так как она состоит из одного атома водорода и одного атома хлора. Молекула воды имеет формулу Н2О. Эта формула показывает, что молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.
Молекула серной кислоты состоит из двух атомов водорода Н, одного атома серы S и четырех атомов кислорода О. Значит, формула молекулы серной кислоты — H2SO4.
Существуют молекулы, в состав которых входит несколько одинаковых групп атомов. В формулах таких молекул эти группы атомов заключают в скобки, а индекс за скобками показывает число этих групп в молекуле. Например, формула Cu(NO3)2 показывает, что эта молекула состоит из одного атома меди и двух групп атомов NO3, т. е. двух атомов азота и шести атомов кислорода.
Таким образом, химические формулы показывают качественный и количественный состав молекулы (из атомов каких элементов состоит молекула и сколько этих атомов в молекуле).
Согласно закону постоянства состава (Ж. Пруст, . Франция, 1808 г.):
Каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества.
Так как вещество состоит из одинаковых молекул, то состав молекулы определяет состав всего вещества. Различия в химических свойствах веществ обусловлены различиями в составе и строении молекул, из которых состоят эти вещества. Поэтому можно сделать вывод:
Молекула — это наименьшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства.
Масса любой молекулы равна сумме масс образующих ее атомов. Если при расчете массы молекулы используются относительные атомные массы, то получается относительная молекулярная масса, которая обозначается символом Мг.
Например, относительная молекулярная масса воды Н2О равна:
МГ(Н2О) = АГ(Н) + АГ(Н) + АГ(О) = 2АГ(Н) + АГ(О) = = 2-1 + 16 = 18;
относительная молекулярная масса сульфата железа (III) Fe2(SO4)3 равна:
Mr(Fe2(SO4)3] - 2AT(Fe) + 3Ar(S) + 12 A/О) =
= 2-56 + 3-32 + 12 16 = 400
Относительная молекулярная масса вещества Мг — это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещества больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода С.
Например, относительная молекулярная масса воды МГ(Н2О) = 18. Это значит, что масса молекулы воды в 18 раз больше 1/12 части массы атома углерода.
Относительные молекулярные массы, как и относительные атомные массы, являются величинами безразмерными.
По формуле вещества можно рассчитать массовую долю каждого химического элемента, который входит в состав вещества.
Массовая доля (со) химического элемента в данном веществе равна отношению относительной атомной массы данного элемента, умноженной на число его атомов в молекуле, к относительной молекулярной массе вещества:
где <о(Х) — массовая доля элемента X; А/Х) — относительная атомная масса элемента X; л — число атомов элемента X в молекуле вещества; Мг — относительная молекулярная масса вещества.
Массовые доли обычно выражают в процентах:
со%(Х) =• 100%(1.4.2)
Мг
Рассчитаем, например, массовые доли водорода и кислорода в воде Н2О:
“% (Н) = ^^л/ Ю0% =100% = 11,1%
Mr (Н2О)18
щ%(О) = 100% - со%(Н) = 100% - 11,1% = 88,9 %
Вопросы для контроля
Какие частицы обычно образуются в результате соединения атомов?
Чем можно выразить состав любой молекулы?
Что называется индексами в химических формулах?
Что показывают химические формулы?
Как формулируется закон постоянства состава?
Что такое молекула?
Чему равна масса молекулы?
Что такое относительная молекулярная масса?
Чему равна массовая доля данного элемента в данном веществе9
Задания для самостоятельной работы
Опишите качественный и количественный состав молекул следующих веществ; метан СН4, сода Na3CO3, глюкоза С6Н12О6, хлор С12, сульфат алюминия A12(SO4)3.
Молекула фосгена состоит из одного атома углерода, одного атома кислорода и двух атомов хлора. Молекула мочевины состоит из одного атома углерода, одного атома кислорода и двух атомных групп NH2. Напишите формулы фосгена и мочевины.
Подсчитайте общее число атомов в следующих молекулах: (NH4)3PO4, Са(Н2РО4)2, [Fe(OH)2]2SO4.
Рассчитайте относительные молекулярные массы веществ, которые указаны в упражнении'1.
Чему равны массовые доли элементов в следующих веществах: NH3, N2O, NO2, NaNO3, KNO3, NH4NO3 ? В каком из этих веществ массовая доля азота наибольшая и в каком — наименьшая?
§1.5. Простые и сложные вещества.
Аллотропия. Химические соединения и смеси
Все вещества делятся на простые и сложные.
Простые вещества — это вещества, которые состоят из атомов одного элемента.
В некоторых простых веществах атомы одного элемента соединяются друг с другом и образуют молекулы. Такие простые вещества имеют молекулярное строение. К ним относятся: водород Н2, кислород О2, азот N2, фтор F2, хлор G2, бром Вг2, йод 12. Все эти вещества состоят из двухатомных молекул. (Обратите внимание, что названия простых веществ совпадают с названиями элементов!)
Другие простые вещества имеют атомное строение, т. е. состоят из атомов, между которыми существуют определенные связи (их характер мы рассмотрим в разделе «Химическая связь и строение вещества»). Примерами таких простых веществ являются все металлы (железо Fe, медь Си, натрий Na и т. д.) и некоторые неметаллы (углерод С, кремний Si и др.). Не только названия, но и формулы этих простых веществ совпадают с символами элементов.
Существует также группа простых веществ, которые называются благородными газами. К ним относятся: гелий Не, неон Ne, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе, радон Rn. Эти простые вещества состоят из не связанных друг с другом атомов.
Каждый элемент образует как минимум одно простое вещество. Некоторые элементы могут образовывать не одно, а два или несколько простых веществ. Это явление называется аллотропией.
Аллотропия — это явление образования нескольких простых веществ одним элементом.
Разные простые вещества, которые образуются одним и тем же химическим элементом, называются аллотропными видоизменениями (модификациями).
Аллотропные модификации могут отличаться друг от друга составом молекул. Например, элемент кислород образует два простых вещества, Одно из них состоит из двухатомных молекул О2 и имеет такое же название, как и эле-
мент — кислород. Другое простое вещество состоит из трехатомных молекул О3 и имеет собственное название — озон:
Элемент кислород ОЭлемент кислород ОКислород О^Кислород О^Озон ООзон ОПростые вещества —►аллотропные модификациикислородаПростые вещества —►аллотропные модификациикислорода
Элемент кислород О
Элемент кислород О
Кислород О^
Кислород О^
Озон О
Озон О
Простые вещества —►аллотропные модификациикислорода
Простые вещества —►аллотропные модификациикислорода
Кислород О2и озон О3 имеют различные физические и химические свойства.
Аллотропные модификации могут представлять собой твердые вещества, которые имеют различное строение кристаллов. Примером являются аллотропные модификации углерода С — алмаз и графит.
Число известных простых веществ (примерно 400) значительно больше, чем число химических элементов, так как многие элементы могут образовывать две или несколько аллотропных модификаций.
Сложные вещества — это вещества, которые состоят из атомов разных элементов.
Примеры сложных веществ: НС1, Н2О, NaCl, СО2, H2SO4, Cu(NO3)2, С6Н 12Об и т. д.
Сложные вещества часто называют химическими соединениями. В химических соединениях свойства простых веществ, из которых образуются эти соединения, не сохраняются. Свойства сложного вещества отличаются от свойств простых веществ, из которых оно образуется.
Например, хлорид натрия NaCl может образоваться из простых веществ — металлического натрия Na и газообразного хлора CI2. Физические и химические свойства NaCl отличаются от свойств Na и С12.
В природе, как правило, встречаются не чистые вещества, а смеси веществ. В практической деятельности мы также обычно используем смеси веществ. Любая смесь состоит из двух или большего числа веществ, которые называются компонентами смеси.
Например, воздух представляет собой смесь нескольких газообразных веществ: кислорода О2 (21% по объему), азота N2 (78%), углекислого газа СО2 и др. Смесями являются растворы многих веществ, сплавы некоторых металлов и т. д.
Смеси веществ бывают гомогенными (однородными) и гетерогенными (неоднородными).
Гомогенные смеси — это смеси, в которых между компонентами нет поверхности раздела.
Гомогенными являются смеси газов (в частности, воздух), жидкие растворы (например, раствор сахара в воде).
Гетерогенные смеси —• это смеси, в которых компоненты разделяются поверхностью раздела.
К гетерогенным относятся смеси твердых веществ (песок+ + порошок мела), смеси нерастворимых друг в друге жидкостей (вода + масло), смеси жидкостей и нерастворимых в нем твердых веществ (вода + мел).
Жидкие растворы, которые являются важнейшими представителями гомогенных систем-, мы будем подробно изучать в нашем курсе.
Важнейшие отличия смесей от химических соединений:
В смесях свойства отдельных веществ (компонентов) сохраняются.
Состав смесей не является постоянным.
Воопросы для контроля
На какие два типа делятся всё вещества?
Что такое простые вещества?
Какие простые вещества имеют молекулярное строение (названия и формулы)?
Какие простые вещества имеют атомное строение? Приведите примеры.
Какие простые вещества состоят из не связанных друг с другом атомов?
Что такое аллотропия?
Что называется аллотропными видоизменениями (модификациями)?
Почему число простых веществ больше числа химических элементов?
Что такое сложные вещества?
Сохраняются ли свойства простых веществ при образовании из них сложного вещества?
Что такое гомогенные смеси? Приведите примеры.
Что такое гетерогенные смеси? Приведите примеры.
Чем отличаются смеси от химических соединений?
Задания для самостоятельной работы
Напишите формулы известных вам:
простых веществ (5 примеров);
сложных веществ (5 примеров).
Разделите вещества, формулы которых приведены ниже, на простые и сложные: NH3, Zn, Вг2, HI, С2Н5ОН, К, СО, В2, С10Н22.
Элемент фосфор образует три простых вещества, отличающихся, в частности, цветом: белый, красный и черный фосфор. Чем являются эти простые вещества по отношению друг к другу?
§ 1.6. Валентность элементов.
Графические формулы веществ
Рассмотрим химические формулы соединений некоторых элементов с водородом;
НС1Н2ОNH3СН4
хлороводородводааммиакметан
Как видно из этих примеров, атомы элементов хлора, кислорода, азота, углерода присоединяют не любое, а только определенное число атомов водорода (1, 2, 3, 4 атома соответственно).
Формулы соединений некоторых элементов с кислородом — СаО; СО2; SO3 — показывают, что атомы кальция, углерода, серы присоединяют разное число атомов кислорода.
Можно привести и другие примеры, которые показывают, что атомы различных элементов обладают способностью присоединять не любое, а определенное число атомов других элементов. Это важное свойство элементов называется валентностью.
Валентность элемента — это способность атома данного элемента присоединять определенное число других атомов с образованием химических связей.
Валентность обычно обозначается римскими цифрами* I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII.
Некоторые элементы имеют постоянную валентность.
Элементы с постоянной валентностью — это элементы, которые во всех соединениях проявляют одинаковую валентность.
Элементами с постоянной валентностью I являются: водород Н, фтор F, щелочные металлы: литий Li, натрий Na, калий К и др.
Атомы этих одновалентных элементов всегда образуют только одну химическую связь.
Элементы с постоянной валентностью П:
кислород О, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, цинк Zn.
Элемент с постоянной валентностью Ш — алюминий М* Большинство элементов имеют переменную валентность.
Элементы с переменной валентностью — это элементы, которые в разных соединениях могут иметь различные значения валентности*.
Следовательно, атомы этих элементов в разных соединениях могут образовывать различное число химических связей (табл.4).
Таблица 4
Наиболее характерные значения валентностинекоторых элементов
Элементы
Наиболее характерные валентности
Cl, Br, I
I, HI, V, VII
S
П, IV, VI
С, Si, Sn, Pb
II, IV
Р
III,V
Ag, Au
I, in
Си
I, II
Fe
II, III
Cr
II, III, VI
Mn
II, III, IV, VI, VII
* Физический смысл валентности, причины существования элементов с постоянной и переменной валентностью мы рассмотрим после изучения теории строения атомов.
Для определения валентности таких элементов в каком- либо данном соединении можно использовать правило валентности.
Согласно этому правилу, в большинстве бинарных соединений типа АщВп произведение валентности элемента А (х) на число его атомов (т) равно произведению валентности элемента В (у) на число его атомов (п):
Xе т — уп.
Определим, например, валентность фосфора в следующих соединениях:
х IРН3Валентность водородапостоянна и равна I.х*1 = 1*3х= 3НИРН3Фосфор в РН3 являетсятрехвалентнымэлементомх IРН3Валентность водородапостоянна и равна I.х*1 = 1*3х= 3НИРН3Фосфор в РН3 являетсятрехвалентнымэлементомх' IIР2О5Валентность кислородапостоянна и равна II.У-2 = 2*5У = 5VIIР2О5Фосфор в Р2О5 являетсяпятивалентнымэлементом.х' IIР2О5Валентность кислородапостоянна и равна II.У-2 = 2*5У = 5VIIР2О5Фосфор в Р2О5 являетсяпятивалентнымэлементом.
х IРН3Валентность водородапостоянна и равна I.х*1 = 1*3х= 3
НИ
РН3
Фосфор в РН3 являетсятрехвалентнымэлементом
х IРН3Валентность водородапостоянна и равна I.х*1 = 1*3х= 3
НИ
РН3
Фосфор в РН3 являетсятрехвалентнымэлементом
х' IIР2О5Валентность кислородапостоянна и равна II.
У-2 = 2*5
У = 5
VII
Р2О5
Фосфор в Р2О5 являетсяпятивалентнымэлементом.
х' IIР2О5Валентность кислородапостоянна и равна II.
У-2 = 2*5
У = 5
VII
Р2О5
Фосфор в Р2О5 являетсяпятивалентнымэлементом.
Используя правило валентности, можно составлять формулы бинарных соединений, т. е. определять индексы в этих формулах.
Составим, например, формулу соединения алюминия с кислородом, А1 и О имеют постоянные значения валентности, соответственно III и II:
III II
А1 О
Наименьшее общее кратное (НОК) чисел 3 и 2 равно 6. Разделим НОК на валентность А1:
6:3 = 2
и на валентность О: 6:2=3
Эти числа равны индексам у символов соответствующих элементов в формуле соединения:
Д12О3
Рассмотрим еще два примера.
Составить формулы соединений, которые состоят из:
семивалентного марганца и кислорода:VII IIМп ОНОК чисел 7 и 2 равно 14Число атомов Мп = 14 : 7 = 2Число атомов О = 14 : 2 = 7Формула: Мп2О7семивалентного марганца и кислорода:VII IIМп ОНОК чисел 7 и 2 равно 14Число атомов Мп = 14 : 7 = 2Число атомов О = 14 : 2 = 7Формула: Мп2О7четырехвалентного кремния и водорода:IV ISi ННОК чисел 4 и 1 равно 4Число атомов Si = 4 :4 = 1Число атомов Н = 4 : 1=4Формула: SiH4четырехвалентного кремния и водорода:IV ISi ННОК чисел 4 и 1 равно 4Число атомов Si = 4 :4 = 1Число атомов Н = 4 : 1=4Формула: SiH4
семивалентного марганца и кислорода:
VII IIМп О
НОК чисел 7 и 2 равно 14
Число атомов Мп = 14 : 7 = 2
Число атомов О = 14 : 2 = 7
Формула: Мп2О7
семивалентного марганца и кислорода:
VII IIМп О
НОК чисел 7 и 2 равно 14
Число атомов Мп = 14 : 7 = 2
Число атомов О = 14 : 2 = 7
Формула: Мп2О7
четырехвалентного кремния и водорода:
IV I
Si Н
НОК чисел 4 и 1 равно 4
Число атомов Si = 4 :4 = 1
Число атомов Н = 4 : 1=4
Формула: SiH4
четырехвалентного кремния и водорода:
IV I
Si Н
НОК чисел 4 и 1 равно 4
Число атомов Si = 4 :4 = 1
Число атомов Н = 4 : 1=4
Формула: SiH4
Существуют формулы, которые показывают порядок соединения атомов в молекулах и валентность каждого элемента. Эти формулы называются графическими формулами.
Валентность в графических формулах обозначается черточкой. Число черточек, которыми атом данного элемента соединяется с другими атомами в данном соединении, должно равняться валентности элемента.
Обратите внимание, что в большинстве бинарных соединений атомы одного элемента непосредственно друг с другом не соединяются.
нн - с - нннн - с - ннНапишем графические формулы всех соединений, которые мы рассматривали в этом параграфе:
н
н - с - н
н
н
н - с - н
н
НIН - Cl Н - О - Н Н - N - Н
О
II
Са = О О С = О О = S = О
Н-Р-Н°Ч^°
IР-О-Р
н4 о
00н
О = Мп — О — Мп — ОН - Si - Н
IIIII
ООн
О = Д]-О-А1 = О
Сравните число черточек для каждого элемента с его валентностью, которая указана в тексте параграфа.
Вопросы для контроля
Что такое валентность элемента?
Какими цифрами обычно обозначается валентность?
Что такое элементы с постоянной валентностью?
Какие элементы имеют постоянную валентность?
Что такое элементы с переменной валентностью? Укажите наиболее характерные значения валентности для хлора, серы, углерода, фосфора, железа.
Как формулируется правило валентности?
Как называются формулы, которые показывают порядок соединения атомов в молекулах и валентность каждого элемента?
Задания для самостоятельной работы
Определите валентность элементов в следующих соединениях: AsH3, CuO, N2O3> CaBr2, A1I3, SFb, K2S, SiO2, Mg3N2. Составьте графические формулы этих веществ.
Определите индексы т и п в следующих формулах:
И III I IVIII II
HmSen PmCln, PbmOn, OmFn, FemSn
Напишите графические формулы этих веществ.
Составьте молекулярные и графические формулы соединений хрома с кислородом, в которых хром проявляет валентность И, Ш и VI.
Составьте формулы соединений, которые состоят из:
а) марганца (И) и кислорода; б) марганца (IV) и кислорода; в) марганца (VI) и кислорода; г) хлора (VII) и кислорода; д) бария и кислорода.
Напишите графические формулы этих веществ.
1.7. Моль. Молярная масса
Масса вещества выражается в кг, г или других единицах массы.
Единицей количества вещества является моль.
Большинство веществ состоит из молекул или атомов.
Моль — это количество вещества, которое содержит столько молекул (атомов) этого вещества, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг) углерода С.
Определим число атомов С в 12 г углерода. Для этого разделим 0,012 кг на абсолютную массу атома углерода т/О (см. § 1.3):
0,012 кг/19,93 • 10~27 кг = 6,02 • 1023
Из определения понятия «моль» следует, что это число равно числу молекул (атомов) в одном моле любого вещества. Оно называется числом Авогадро и обозначается символом NA:
Na= 6,02. lO11^^.^0-0^ “ 6,02.10й моль"1
(Отметим, что число Авогадро — очень большое число!)
Если вещество состоит из молекул, то 1 моль —- это 6,02 • 1023 молекул этого вещества.
Например: 1 моль водорода Н2 —- это 6,02 • 1023молекул Н2;
1 моль воды Н2О — это 6,02 • 1023 молекул Н2О;
1 моль глюкозы С6Н12О6 — это 6,02 • 1023 молекул С6Н12О6.
Если вещество состоит из атомов, то 1 моль — это 6,02 • 1023 атомов этого вещества.
Например: 1 моль железа Fe — это 6,02 • 1023 атомов Fe;
1 моль серы S — это 6,02 • 1023 атомов S.
Следовательно:
1 моль любого вещества содержит Авогадрово число частиц, из которых состоит это вещество, т. е. приблизительно 6,02 • 10“ молекул или атомов.
Количество вещества (т. е. число молей) обозначается
латинской буквой л (или греческой буквой V). Любое данное число молекул (атомов) обозначается буквой N.
Количество вещества п равно отношению данного числа молекул (атомов) N к числу молекул (атомов) в 1 моле
Число молекул (атомов) в данном количестве вещества равно:
N = NA • лN = NA • л(1.7.2)
N = NA • л
N = NA • л
Типовая задача № 1.
Сколько молекул (атомов) содержится в: а) 2 моль вещества; б) 0,1 моль вещества?
Решение.
Число молекул (атомов) в 2 моль вещества равно:
N = NA * л = 6,02 • 1023 моль1 • 2 моль = 12,04 • 1023
Число молекул (атомов) в 0,1 моль вещества равно:
N = NA* л = 6,02е 1023 моль”1 • 0,1 моль - 6,02 • 1022
Масса одного моля вещества называется его молярной массой и обозначается буквой М.
Рассчитаем молярную массу, т. е. массу 1 моля воды Н2О.
Относительная молекулярная масса воды МГ(Н2О) = 18. Следовательно, масса молекулы воды в атомных единицах массы равна 18 а. е. м. Так как 1 а. е. м. = 1,66 • 10"24 г (см. § 1.3), то абсолютная масса молекулы воды zno(H2O) ” — 18 • 1,66 • 10~24 г. Масса одного моля воды в г равна произведению абсолютной молекулярной массы в г на число молекул в 1 моле:
М = /па(Н2О) • Na = 18 • 1,66 • 10 24 г • 6,02 • 1023 моль"1 = = 18 г/моль
Этот пример показывает, что если молярная масса вещества М выражается в г/моль, то она численно равна относительной молекулярной массе этого вещества Мг.
Так же можно показать, что если вещество состоит из атомов, то его молярная масса М в г/моль численно равна относительной атомной массе Аг.
Определим, например, молярные массы водорода Н2> железа Ее и глюкозы С^^О^ Вещества Я2и С6Н)2О6 состоят из молекул. Поэтому их молярные массы численно равны относительным молекулярным массам:
МГ(Н2) = 2 —> М(Н2) ~ 2 г/моль
МГ(С6Н12О6) = 180 -> М(С6Н12О6) = 180 г/моль
Вещество Fe состоит из атомов, поэтому его молярная масса численно равна относительной атомной массе:
A/Fe) = 56 —> M(Fe) = 56 г/моль
(Отметим, что в 2 г водорода и в 180 г глюкозы содержится одинаковое число молекул, равное числу Авогадро. Такое же число атомов содержится в 56 г железа.)
Зная молярную массу вещества М, можно рассчитать количество вещества (число молей) п в любой данной массе т этого вещества по формуле:
"=^(1.7.3)
Объединим формулы 1.7.2 и 1.7.3 и получим формулу для расчета числа молекул (атомов) N, которое содержится в данной массе т какого-либо вещества:
N=Na-£(1.7.4)
м
Типовая задача № 2.
Сколько молей составляют и сколько молекул содержат: а) 8 г кислорода О2;
б) 180 мл воды Н2О?
а) Дано.
т(О2) = 8 г
Найти:
п (О2)
N (О2)
Решение:
МГ(О2) = 2АГ(О) = 2 • 16 = 32
М(О2) = 32 г/моль
Я(О2) М(О2) 32 г 0,25 моль
N(O2) “ Na*«(O2) = 6,02- 1023 моль"1-
•0,25 моль = 1,505 НО23
Ответ: 8 г кислорода составляют 0,25 моль и содержат 1,505 • 1023 молекул.
б) Дано:
Решение:
V(H2O) = 180 мл = = 180 см3
Плотность воды р(Н2О) = 1 г/см3 m(H2O) = V(H2O) • р(Н2О) =
= 180 см3* 1г/см3 = 180 г
Найти:
МГ(Н2О) = 18; М(Н2О) = 18 г/моль
"(Н2О) N(O2)
я(Н20) =^«£> = —180j_
М(Н2О) 18 г/моль
= 10 моль
N(H2O) = Na-m(H2O) = = 6,02 • 1023 моль 1 • 10 моль = = 6,02 е 1024
Ответ: 180 мл воды составляют 10 моль и содержат 6,02- 1024 молекул.
Типовая задача № 3.
Определите массу: а) 0,25 моль серной кислоты H2SO4;
5 моль алюминия А1.
Решение:
Mr(H2SO4) = 98; M(H2SO4) = 98 г/моль
Из формулы 1.7.3 следует, что т ~ п • М
/n(H2SO4) = n(H2SO4)*M(H2SO4) = 0,25 моль-98 г/моль = = 24,5 г
Ответ: масса 0,25 моль H2SO4 равна 24,5 г.
АГ(А1) = 27; М(А1) = 27 г/моль
ти(А1) = л(А1)*М(А1) = 5 молъ'Т! г/моль = 135 г
Ответ: масса 5 моль А1 равна 135 г.
Молярную массу можно выражать не только в г/моль, но и в других единицах, например, в кг/моль или в кг/кмоль. Так, молярная масса воды М(Н2О) = 18 г/моль—0,018 кг/моль= = 18 кг/кмоль.
Зная формулу вещества, нетрудно указать число молей атомов каждого элемента, входящего в состав этого вещества. Например, 1 моль серной кислоты H2SO4 содержит 2 моля атомов водорода Н (т, е. 2 • 6,02 • 1023 атомов), 1 моль атомов серы S (т. е. 6,02 • 1023 атомов) и 4 моля атомов кислорода О (т. е. 4'6,02 • 1023 атомов).
Вопросы для контроля
В каких единицах выражается масса вещества?
Что является единицей количества вещества?
Что такое моль?
Как обозначается и чему равно число Авогадро?
Сколько молекул содержит 1 моль любого вещества?
Чему равно количество вещества?
Как называется масса 1 моля вещества?
Чему численно равна молярная масса вещества, которое состоит из: а) молекул; б) атомов?
Задания для самостоятельной работы
Сколько молекул содержится в: а) 0,5 моль вещества; б) 3 моль вещества?
Сколько молей составляют и сколько молекул содержат:
а) 128 г SO2; б) 8 г NaOH; в) 280 г N2; г) 1 кг СаСО3; д) 36 мл воды Н2О; е) 0,9 л воды Н2О?
Сколько молей составляют и сколько атомов содержат:
а) 8 г серы S; б) 280 г железа Fe; в) 3,2 кг меди Си?
Определите массу: а) 0,1 моль Н2; б) 5 моль СО2; в) 1,5 моль CuSO4; г) 2,5 моль Mg; д) 10"3 моль Н3РО4.
В какой массе воды содержится приблизительно 30,1 • 1024 молекул Н2О?
Масса 3 моль вещества равна 51 г. Чему равны молярная масса и относительная молекулярная масса этого вещества?
Сколько молей атомов углерода, водорода и кислорода содержится в 1 моле глюкозы С6Н12О6?
Сколько молей атомов азота содержится в 16 г нитрата аммония NH4NO3?
Даны 10 г NaOH и 10 г Fe2(SO4)3. Во сколько раз число молекул NaOH в данной массе больще числа молекул Fe2(SO4)3 в такой же массе?
§ 1.8. Закон Авогадро.
Молярный объем и относительные плотности газов.
Уравнение Клапейрона—Менделеева
В газообразном состоянии расстояния между частицами вещества намного больше, чем в жидком и твердом агрегатных состояниях. Эти расстояния намного больше размеров молекул данного газа. Поэтому объем газа определяется не
размером его молекул, а расстояниями между ними. Эти расстояния зависят от внешних условий: температуры и давления. При одинаковых внешних условиях расстояния между молекулами различных газов одинаковы, поэтому:
• В равных объемах (V) различных газов при одинаковых внешних условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул (N) (Закон Авогадро, 1811 г.).
то Nt = N2,то Nt = N2,Если Vi=V2 т.=т2 Р,= Р2
то Nt = N2,
то Nt = N2,
где Vb Т„ Pb N, — объем, температура, давление и число молекул одного газа;
V2, Т2, Р2, N2 — объем, температура, давление и число молекул другого газа.
Например, при одинаковых температуре и давлении в 1 л водорода Н2 и в 1 л кислорода О2 содержится одинаковое число молекул, хотя размер молекул кислорода намного больше размера молекул водорода.
Первое следствие из закона Авогадро
Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем:
Если N, = N2 i
то Vt = V2то Vt = V2Т2 = Т2Pi = P2
то Vt = V2
то Vt = V2
Следовательно, объем одного моля любого газа (т. е. 6,02 • 10“ молекул) при определенных внешних условиях есть величина постоянная.
Объем одного моля газа называется его молярным объемом и обозначается VM.
Молярный объем газа зависит от температуры и давления.
В химии обычно используют молярный объем газа при нормальных условиях.
Нормальные условия (н. у.)
Нормальная температураО °C, или 273 К(ноль градусов Цельсия,или 273 градуса по шкалеКельвина)Нормальная температураО °C, или 273 К(ноль градусов Цельсия,или 273 градуса по шкалеКельвина)Нормальное давление1 атм (атмосфера), или760 мм рт. ст. (миллиметрыртутного столба),или 101325 Па (паскаль) =~ 101,3 кПа (килопаскаль)Нормальное давление1 атм (атмосфера), или760 мм рт. ст. (миллиметрыртутного столба),или 101325 Па (паскаль) =~ 101,3 кПа (килопаскаль)
Нормальная температураО °C, или 273 К(ноль градусов Цельсия,или 273 градуса по шкалеКельвина)
Нормальная температураО °C, или 273 К(ноль градусов Цельсия,или 273 градуса по шкалеКельвина)
Нормальное давление
1 атм (атмосфера), или760 мм рт. ст. (миллиметрыртутного столба),или 101325 Па (паскаль) =~ 101,3 кПа (килопаскаль)
Нормальное давление
1 атм (атмосфера), или760 мм рт. ст. (миллиметрыртутного столба),или 101325 Па (паскаль) =~ 101,3 кПа (килопаскаль)
Молярный объем любого газа при и.у. равен 22,4 л/моль.
Ум(газа)н-у — 22,4 л/моль
Например, 2 г водорода Н2<Л моль) и 32 г кислорода О2 (1 моль) занимают одинаковый объем, равный 22,4 л.
Зная молярный объем газа VM, можно рассчитать объем V любого количества п и любой массы т газа:
V = VM-»
(1.8.1)
V — V
v м
(1.8.2)
Типовая задача № 1
Какой объем при н. у занимают а) 2 моль любого газа; б) 7 г азота N2?
а) Дано:
Решение:
п = 2 моль
V = VM-« =
“ = 22,4 л/моль-2 моль = 44,8 л
Найти:
V
Ответ: 2 моль любого газа при н. у занимают объем 44,8 л.
б) Дано:
Решение:
m(N2) — 7г
- Mr(N2) = 28; M(NZ) = 28 г/моль
Найти:
V(N^
V(NJ - V„ • ” - 22,4 л/моль • ^ ^^ = 5,6 л
Ответ: 7 г азота при н. у. занимают объем 5,6 л.
Второе следствие из закона Авогадро
Второе следствие используется для расчета относительных плотностей газов.
Плотность любого вещества р — это отношение массы этого вещества т к его объему V:
Р v
Если взять 1 моль любого газа, его масса равна молярной массе М, а объем равен молярному объему VM. Поэтому плотность газа равна:
р (газа) = М^аза}(1 g 3)
Возьмем два газа — X и Y — и обозначим их плотности и молярные массы соответственно р(Х), М(Х) и p(Y), M(Y). Плотности этих газов равны:
p(X) = M®-; p(Y)=^^(1.8.4)
’М
Отношение плотностей этих газов p(X)/p(Y) называется относительной плотностью газа X по газу Y и обозначается Dy(X):
в m =- М(Х)»ум _ м<х) >
U¥w p(Y) vM-M(Y) M(Y)
Таким образом:
Относительная плотность одного газа по другому газу равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс (так как М и Мг численно равны):
Dm = 4£S=M.(X)ng6)
UrW M(Y) Mr(Y)l
Часто плотности различных газов определяют по отношению к водороду, который является самым легким из всех газов, и по отношению к воздуху.
Относительная плотность любого газа X по водороду равна:
(1.8-7)(1.8-7)п т =- К (X)
(1.8-7)
(1.8-7)
U»2W мг(Н2) 2
Воздух — это смесь газов, средняя относительная молекулярная масса воздуха равна 29. Поэтому относительная плотность любого газа X по воздуху равна:
nоВСздЛ^ мг(возд.) 29nоВСздЛ^ мг(возд.) 29(1.8.8)(1.8.8)
n
оВСздЛ^ мг(возд.) 29
n
оВСздЛ^ мг(возд.) 29
(1.8.8)
(1.8.8)
Относительные плотности газов — величины безразмерные.
Молекулярные (молярные) массы неизвестных газов можно определять по относительным плотностям этих газов по водороду или по воздуху:
МГ(Х) = 2 • DHi(X)(1.8.9)
м^^гр-п^хх)м^^гр-п^хх)(1.8.10)(1.8.10)
м^^гр-п^хх)
м^^гр-п^хх)
(1.8.10)
(1.8.10)
Типовая задача № 2.
Чему равна относительная плотность углекислого газа СО2 по: а) водороду; б) воздуху?
Решение.
а)ОН1(СО2)а)ОН1(СО2)_ МГ(СО2)_ 44МГ(Н2) 2_ МГ(СО2)_ 44МГ(Н2) 2
а)
ОН1(СО2)
а)
ОН1(СО2)
_ МГ(СО2)_ 44
МГ(Н2) 2
_ МГ(СО2)_ 44
МГ(Н2) 2
б)ОМВД(СО2) =б)ОМВД(СО2) =МТ(СО2) ,_ 44Мг(возд.) 29МТ(СО2) ,_ 44Мг(возд.) 29
б)
ОМВД(СО2) =
б)
ОМВД(СО2) =
МТ(СО2) ,_ 44
Мг(возд.) 29
МТ(СО2) ,_ 44
Мг(возд.) 29
В расчетах, связанных с газами, часто приходится переходить от данных условий к нормальным, или наоборот. При этом удобно пользоваться уравнением объединенного газового закона, выведенным французским ученым Клапейроном и носящим его имя:
Р V = PH VH(1.8.11)
где Р — давление, V — объем, Т — абсолютная температура; индекс «н» указывает на нормальные условия.
Из этого уравнения можно рассчитать значение VH (объем газа при н. у), если измерен объем газа V при некоторых других условиях:
(1.8.12)(1.8.12)г _р-у-тнн Рн'Т
(1.8.12)
(1.8.12)
Типовая задача №3.
При температуре 127°С (400 К) и давлении 3 атм некоторая масса газа занимает объем 1 л. Приведите этот объем к нормальным условиям.
Решение.
Используя формулу 1.8.12, получаем:
, _ 3 атм • 1л • 273 К - пс.
н 1 атм ■ 400 К ~ л
Соотношение между давлением газа Р, его объемом V, количеством вещества (газа) п и температурой Т описывается уравнением Клапейрона—Менделеева (уравнение состояния идеального газа):
Р V = л R Т или PV=^RT, (1.8.13)
где т — масса газа, М — его молярная масса, R — универсальная газовая постоянная, численное значение которой
зависит от того, в каких единицах выражаются давление и объем газа:
Единицы измерения давления и объема
Численное значение и ед. измерения R
Па, м3
8,314Дж/моль К
атм, л
0,082 л • атм/моль • К
мм рт. ст., л
62,4 л* мм рт. ст./моль* К
При расчетах, связанных со смесями двух или нескольких газов, часто используют понятие объемная доля газа в смеси, которая обозначается буквой (р(фи):
Вопросы для контроля
Чем определяется объем газа — размером его молекул или расстояниями между ними?
Как формулируется закон Авогадро?
Как формулируется первое следствие из закона Авогадро?
Что называется молярным объемом?
Чему равны нормальная температура и нормальное давление?
Чему равен молярный объем любого газа при нормальных условиях?
Что называется относительной плотностью одного газа по другому газу?
Чему равна относительная плотность одного газа по другому газу?
По каким газам часто определяют относительные плотности других газов?
Каким уравнением выражается объединенный газовый закон?
Каким уравнением выражается соотношение между количеством, объемом, температурой и давлением газа?
Чему равна объемная доля данного газа в смеси с другими газами?
Задания для самостоятельной работы
Какой объем при нормальных условиях занимают: а) 20 г аргона Аг; б) 7,1 г хлора С13; в) 40 г метана СН4; г) 0,85 г NH3; д) 1,4 кг азота N2?
Чему равна масса: а) 1 л водорода Н2; б) 1 л кислорода О2; в) 1 м3 углекислого газа СО2? (Объемы газов даны при нормальных условиях.)
Рассчитайте относительные плотности по водороду и по воздуху следующих газов: а) метана СН4; б) кислорода О2; в) хлороводорода НС1.
10 г некоторого газа при н.у. занимают объем 5,6 л. Определите молярную и относительную молекулярную массу этого газа.
Определите молярную массу газа, относительная плотность которого:
а) по водороду равна 32; б) по воздуху равна 2,45; в) по аргону Аг равна 0,43.
Сколько молекул содержится в 1,00 мл водорода при нормальных условиях?
Какой объем при н.у. занимают 27 * 1021 молекул газа?
На вопрос, какой объем займет 1 моль воды при нормальных условиях, получен ответ: 22,4 л. Правильный ли это ответ?
Сколько молекул углекислого газа находится в 1 л воздуха, если объемная доля СО2 составляет 0,03% (условия нормальные)?
Определите объем, который занимают 0,07 кг азота N2 при 2 ГС и давлении 142 кПа.
§ 1.9. Закон сохранения массы веществ.Химические уравнения
В 1748 г. М. В. Ломоносов (Россия) и в 1789 г. А. Лавуазье (Франция) независимо друг от друга открыли закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Этот закон формулируется так:
Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
Запишем схему реакции горения метана СН4 в кислороде О2. В результате этой реакции образуются углекислый газ СО2 и вода Н2О:
СН4 + О2 -> СО2 + Н2О(1.9.1)
По закону сохранения массы:
w(CH4) + m(O2) = m(C02) + m(H2O),
где m(CH4) и m(O2) — массы метана и кислорода, которые вступили в реакцию; т(СО2) и /и(Н2О) — массы углекислого газа и воды, образовавшиеся в результате реакции.
Сохранение массы веществ в химических реакциях объясняется тем, что число атомов каждого элемента до и после реакции не изменяется. В ходе химической реакции происходит только перегруппировка атомов. В реакции 1.9.1, например, в молекулах исходных веществ — СН4 и О2 — атом углерода соединяется с атомами водорода, а атомы кис-
лорода — друг с другом; в молекулах продуктов реакции — СО2 и Н2О — и атом углерода, и атомы водорода соединяются с атомами кислорода. Легко посчитать, что для сохранения числа атомов каждого элемента в данную реакцию должны вступать 1 молекула СН4 и 2 молекулы О2, а в результате реакции должны образоваться 1 молекула СО2 и 2 молекулы Н2О:
СН4 + 2О2= СО2 + 2Н2О (1.9.2)
1 атом «С», 4 атома «Н»,1 атом «С», 4 атома «Н»,
4 атома «О»4 атома «О»
Выражение 1.9.2 является уравнением химической реак- ции, или химическим уравнением.
Числа перед формулами веществ в уравнении реакции называются коэффициентами* В уравнении 1.9.2 коэффициенты перед формулами О2 и Н2О равны 2; коэффициенты перед формулами СН4 и СО2 равны 1 (их обычно не записывают).
Химическое уравнение — это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.
Если известна схема реакции, то для составления химического уравнения нужно найти коэффициенты.
Составим, например, уравнение реакции, которая выражается следующей схемой:
Al + НС1 -> А1С13 + Н2
В левой части схемы атомы водорода и хлора входят в состав молекулы НС1 в соотношении 1: 1; в правой части схемы содержатся 3 атома хлора в составе молекулы А1С13 и 2 атома водорода в составе молекулы Н2. Наименьшее общее кратное чисел 3 и 2 равно 6.
Напишем коэффициент «6» перед формулой НС1, коэффициент «2» — перед формулой А1С13 и коэффициент «3» — перед формулой Н2:
Al + 6НС1 -> 2А1С13 + ЗН2
Так как теперь в правой части содержится 2 атома алюминия, напишем коэффициент «2» перед формулой А1 в левой части схемы:
2А1 + 6НС1 - 2А1С13 + ЗН2(1.9.3)
В результате мы получили уравнение данной реакции.
Коэффициенты в химическом уравнении показывают не только число молекул, но и число молей исходных веществ и Продуктов реакции. Например, уравнение 1.9.3 показывает, что в реакцию вступают 2 моля алюминия А1 и 6 молей хлороводорода НС1, а в результате реакции образуются 2 моля хлорида алюминия А1С13 и 3 моля водорода Н2,
Проверим выполнение закона сохранения массы для данной реакции:
М(А1) М(НС1)
М(А1С13) =
М(Н2)
27 г/моль
36,5 г/моль
133,5 г/моль
2 г/моль
2А1
+ 6НС1
=2А1С13+ ЗН2
2 моль
6 моль
2 моль3 моль
2*27-54 г
6*36,5=219
г 2 * 133,5=267 г3*2=6 г
54 г + 219
г = 267 г + 6 г
273 г
= 273 г
По уравнениям реакций можно производить различные расчеты.
Типовая задача № 1.
Какая масса воды образуется при сгорании 1 г глюкозы
С6Н]2О6, если реакция протекает по схеме:
С6Н12О6 + О2 -> СО2 + Н2о?
Решение.
Составим уравнение данной реакции:
С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О
Запишем информацию, которую дает это уравнение:
С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О
1 моль6 МОЛЬ
180 г6* 18 » 108 г
Следовательно:
при сгорании 180 г С6Н]2О6 образуется 108 г Н2О;
при сгорании 1 г С6Н12О6 образуется х г Н2О.
Отсюда:Отсюда:1 г*108 г „
Отсюда:
Отсюда:
*180^=0-бг
Ответ: при сгорании 1 г глюкозы образуется 0,6 г воды.
Типовая задача № 2.
Какая масса магния Mg вступает в реакцию с серной кислотой H2SO4, если в результате реакции выделяется 5,6 л водорода Н2 при н. у.?
Решение.
Запишем уравнение реакции и ту информацию, которую оно дает:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + Н2Т1 моль1 моль
24 г22,4 л
22,4 л Н2 выделяется, если в реакцию вступают 24 г Mg;
5,6 л Н2 выделяется, если в реакцию вступает х г Mg.
Отсюда:5,6 л *24 г,
*22ЛЙ6г
Ответ: 5,6 л водорода выделяется, если в реакцию вступают 6 г Mg.
Вопросы для контроля
Как называется закон, который открыли Ломоносов и Лавуазье?
Как формулируется закон сохранения массы веществ?
Чем объясняется сохранение массы веществ в химических реакциях?
Что такое химическое уравнение?
Как называются числа перед формулами веществ в химических уравнениях?
Что показывают коэффициенты перед формулами веществ в уравнении химической реакции?
Задания для самостоятельной работы
Составьте уравнения реакций, которые выражаются следующими схемами:
Fe + С12 —> FeCl3;г) С3Н7ОН + О2 —> СО2 + Н2О;
Al + S -> A12S3;д) Li3M + Н2О -> NH3 + LiOH;
N2Os + Н2О -> HNO3; е) Fe(OH)3 + H2SO4 ->
—> Fe2(SO4)3 + H2O
При взаимодействии аммиака NH3 с металлическим натрием Na образуется амид натрия NaNH2 и выделяется водород Н2. Составьте химическое уравнение данной реакции.
Фосфид кальция Са3Р2 вступает в реакцию с водой, в результате образуются газ фосфин РН3 и гидроксид кальция Са(ОН)2. Какую массу Са(ОН)2 и какой объем РН3 (н. у.) можно получить из 9,1 г Са3Р2?
Сколько граммов сульфида серебра Ag2S можно получить по реакции:
2Ag + S = Ag2S, если имеется смесь 10 г серебра и 1 г серы? Какое вещество содержится в этой смеси в избытке?
Определите массу соли и объем водорода (н. у.), которые получаются при взаимодействии 1,5 моль алюминия с избытком серной кислоты по реакции, выражаемой следующей схемой: Al + H2SO4 —* A12(SO4)3 + Н2Т.
§ 1.10. Вывод химических формул.
Расчеты по химическим формулам и уравнениям
Изучая § 1.4, вы уже познакомились с тем, как рассчитываются массовые доли элементов в сложных веществах по формулам этих веществ. Однако в химической практике нередко врзникает и обратная задача — установление формулы вещества по массовым долям элементов, входящих в его состав. Прежде чем рассматривать методику решения задач такого типа, следует познакомиться с понятием эмпирическая формула вещества. Все те формулы веществ, с которыми вы встречались при изучении предыдущих параграфов, называются молекулярными формулами. Как вы уже знаете, эти формулы показывают качественный и количественный состав молекул (т. е. какие элементы и сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы). Например, молекулярная формула глюкозы С6Н12О6 показывает, что одна молекула ее состоит из 6 атомов углерода, 12 атомов водорода и 6 атомов кислорода. Соотношение чисел этих атомов 6 : 12 : 6 = 1 : 2 : 1, т. е. на 1 атом углерода в молекуле глюкозы приходится 2 атома водорода и один атом кислорода. Если мы запишем эти наименьшие целые числа, показывающие количественное отношение атомов в молекуле, в качестве индексов, то получим так называемую эмпирическую формулу глюкозы: СН2О.
Таким образом:
Эмпирическая формула любого вещества — это формула, которая выражает простейшее целочисленное отношение элементов, содержащихся в данном веществе.
Эмпирические формулы иногда называют также простейшими формулами.
Для вывода эмпирической формулы вещества достаточно знать его количественный состав (массовые доли элементов).
Типовая задача № 1.
Найти эмпирическую формулу оксида марганца МпхО^, содержащего 63,2% марганца.
Решение. Атомные массы марганца и кислорода равны соответственно 55 и 16. Поэтому массы марганца и кислорода в составе оксида относятся как 55х : 16у. Массовая доля марганца равна 63,2%, массовая доля кислорода равна 100% - 63,2% = 36,8%.
Следовательно: 55х : 16у = 63,2 : 36,8,
63,236,8
откуда х: у = -— : -—- = 1,15 : 2,3.
ОО 16
Чтобы выразить полученное отношение целыми числами, разделим оба его члена на меньший из них:
1,152,3
х: У = 1,15 : 1,15 = 1 : 2
Таким образом, эмпирическая (простейшая) формула оксида марганца: МпО2.
Типовая задача №2.
Найти эмпирическую формулу вещества, содержащего 43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода.
Решение. Пусть числа атомов натрия, углерода и кислорода в эмпирической формуле равны соответственно х, у и г — Na^C/),. Атомные массы Na, С и О равны 23, 12 и 16. 23х : 12у : 16г = 43,4 : 11,3 : 45,3,
х: у: г =х: у: г =43,4 11,3 45,323121643,4 11,3 45,3231216= 1,88 : 0,94 : 2,82,= 1,88 : 0,94 : 2,82,
х: у: г =
х: у: г =
43,4 11,3 45,3
231216
43,4 11,3 45,3
231216
= 1,88 : 0,94 : 2,82,
= 1,88 : 0,94 : 2,82,
1,88 0,94 2,82 =2-1*3
0,94 1 0,94 " 0,94* 1 ‘
Эмпирическая формула данного вещества: Na2CO3.
Для нахождения молекулярной (или истинной) формулы вещества необходимо, кроме состава вещества, знать его молекулярную массу. Она может быть приведена в условии задачи или ее можно рассчитать по имеющимся в условии данным.
Типовая з а д а ч а № 3.
Аскорбиновая кислота (витамин С) имеет молекулярную массу 176 и содержит 40,91 % углерода, 4,55% водорода и 54,54% кислорода. Найдите молекулярную формулу этой кислоты.
Решение. СхНуОг
х: у: ^ =х: у: ^ =40,911240,91124,56 54,54 : 1 : 164,56 54,54 : 1 : 16= 3,41 : 4,55 : 3,41,= 3,41 : 4,55 : 3,41,
х: у: ^ =
х: у: ^ =
40,91
12
40,91
12
4,56 54,54 : 1 : 16
4,56 54,54 : 1 : 16
= 3,41 : 4,55 : 3,41,
= 3,41 : 4,55 : 3,41,
3,41 4,55 3,41
х : : = 3,41: 3,41 : 3,41 “ 1 : 1,32 : 1
Поскольку индексы не могут быть дробными числами, поэтому умножаем все члены последнего отношения на 3 и получаем:
х: у: z= 3 : 4 : 3
Следовательно, аскорбиновая кислота имеет эмпирическую формулу С3Н4О3. Молекулярная масса, соответствующая этой формуле, равна МГ(С3Н4О3) = 12 • 3 + 1*4+ 16 • 3 = 88.
По условию задачи известно, что молекулярная масса аскорбиновой кислоты в 2 раза больше (176 : 88 = 2). Следовательно, все индексы в эмпирической формуле нужно умножить на 2, и в результате мы получим молекулярную формулу аскорбиновой кислоты: С6Н8О6.
Типовая задача №4.
Найти молекулярную формулу газообразного вещества, содержащего 93,75% углерода и 6,25% водорода, если плотность этого вещества по воздуху равна 4,41.
93,75 6,2512 ' 193,75 6,2512 ' 1Решение. С^Н^
93,75 6,25
12 ' 1
93,75 6,25
12 ' 1
= 7,81 : 6,25 = 1,25 : 1 = 5 : 4
Эмпирическая формула С5Н4.
МГ(С5Н4) = 12-5 + 1-4 = 64
Определим истинную молекулярную массу вещества, исхо
дя из его плотности по воздуху:
МГ(СХНУ) = 29 • DKW = 29 * 4,41 = 128
Таким образом, истинная молекулярная масса вещества в два раза больше вычисленной по его эмпирической формуле. Следовательно, молекулярная формула вещества: Ci€Hg.
Для многих веществ эмпирические и молекулярные формулы совпадают. Например, формулы веществ, выведенные в типовых задачах №1 и №2, являются одновременно и эмпирическими, и молекулярными.
Большинство задач в курсе химии связано с расчетами по химическим уравнениям. Рассмотрим различные типы таких задач на конкретных примерах.
Если в условии задачи даются массы или объемы двух исходных веществ, то начинать решение этой задачи следует с выяснения того, какое исходное вещество дано в избытке, а какое — в недостатке.
Типовая задача № 5.
Смешано 7,3 г НС1 с 4,0 г NH3. Сколько граммов NH4C1 образуется? Уравнение реакции: NH3 + НО = NH4C1 Решение. Определяем, какое вещество находилось в избытке, какое — в недостатке. Для этого рассчитаем данное число молей НО и NH3:
m(Hci) 73г
Л (НО) —" ®’2 моль
М(НС1) 36,5 Т/моль
m(NH3) 4,0 г
л(МНэ) —\ ~0,24 моль
17 г/моль
Уравнение реакции показывает, что 1 моль НО взаимодействует с 1 моль NH3, значит 0,2 моль НО взаимодействуют с 0,2 моль NH3. Таким образом, 0,04 моль NH3 останутся не- прореагировавщими, NH3 дан в избытке. Расчет следует вести по веществу, данному в недостатке, т, е. по НО:
1 моль НО дает 1 моль NH4O;
0,2 моль НС1 дает х моль NH4C1;
х = 0,2 моль NH^O = n(NH4O)
Рассчитаем молекулярную массу NH4C1:
Mr(NH4O) = 14 + 4 + 35,5 = 53,5 -> M(NH4O) = 53,5 г/моль Рассчитаем, сколько граммов NH4O образуется в результате реакции:
m(NH4Cl) = m(NH4O) • M(NH4O) =0,2 моль-53,5 г/моль= = 10,7 г
Достаточно часто при протекании химических реакций происходят «потери» веществ или имеет место неполное превращение исходных веществ в продукты реакции, в результате чего практически образующаяся масса (объем) того или иного продукта реакции оказывается меньше, чем теоретически рассчитанная по уравнению реакции. В этом случае говорят о практическом выходе, или просто выходе продукта реакции, который обозначается греческой буквой Ч (эта):
практ.^ттАкт.
1]=—(100%) или л = -7^(100%), (1.10.1) '"теор.*теор.
где тпракт- — практически образующаяся масса продукта, т^, — теоретически рассчитанная масса продукта; Vnpa„ и V^op — соответствующие объемы продукта реакции. Рассчитав по уравнению реакции массу (объем) продукта и зная его выход, можно определить, какая масса (объем) продукта реально образуется:
^ практ. ^теор." Л ИЛИ VnpaKT VTeop * Ц (1.10.2) Если в условии задачи выход продукта реакции не указан, предполагается, что реакция протекает количественно, т. е. согласно стехиометрическим расчетам.
Типовая задача №6.
При разложении 42 г карбоната магния MgCO3 по уравнению: MgCO3 — MgO + СО2Т образовалось 19 г оксида магния MgO. Чему равен выход MgO?
Решение. Определяем молярные массы MgCO3 и MgO:
Mr(MgCO3) = Ar(Mg) + АГ(С) + 3Ar(O) =
= 24 + 12 + 3 • 16 = 84;
M(MgCO3) = 84 г/моль;
Mr(MgO) = A,(Mg) + Ar(O) = 24 + 16 = 40;
M(MgO) = 40 г/моль.
Теоретически ожидаемую массу MgO вычисляем на основе химического уравнения из пропорции:
из 84 г MgCO3 образуется 40 г MgO;
из 42 г MgCO3 образуется х г MgO.
Принимая 20 г MgO за 1 (или 100%), определяем выход MgO по формуле 1.10.1:
^пракг.— fit"*теор.^пракг.— fit"*теор.19 г^= 0,95 (95%)19 г^= 0,95 (95%)
^пракг.
— fit
"*теор.
^пракг.
— fit
"*теор.
19 г
^= 0,95 (95%)
19 г
^= 0,95 (95%)
Для проведения химических реакций во многих случаях берутся не чистые вещества, а вещества, содержщие те или иные примеси. Массовая доля чистого вещества (или массовая доля примесей) указывается в условии задачи или определяется по имеющимся в условии данным.
Типовая задача № 7.
Какой объем углекислого газа СО2 (н. у) может быть получен при разложении 10 г мела, содержащего 97% карбоната кальция СаСО3? Уравнение реакции:
СаСО3 = СаО + СО2Т
На примере этой задачи покажем, как следует оформлять решение задач.
Дано: т(мела) — Юг ш%(СаСО3) = 97%
Решение.
1. Рассчитаем массу СаСО3 в 10 г мела, содержащего примеси:
Найти:
V(CO2) н. у
т(СаСО3)
™%(СаСО3) = т(мела) -100%
т(мела) • со%(СаСОз) т(СаСО3) ”100%
10 г - 97%
= = 9 7 г
100%
Но уравнению реакции рассчитаем объем образующегося углекислого газа:
СаСО3 — *СаО + СО2
1 моль 1 моль
М(СаСО3) = 100 г/моль; VM(CO2) = 22,4 л/моль.
Из 100 г СаСО3 образуется 22,4 л СО2;
из 9,7 г СаСО3 образуется х л СО2
Ответ: V(CO2) = 2,17 л
В заключение рассмотрим решение комбинированной задачи, включающей несколько рассмотренных выше усложняющих элементов.
Типовая задача № 8.
При взаимодействии 5 г технического алюминия (процент примесей равен 2%) с раствором соляной кислоты, содержащим 22 г НС1, выделилось 5,4 л водорода при н. у. Каков выход водорода в этой реакции? Схема реакции:
Al + НС1 -> А1С13 + Н2Т
Дано: т(техн. А1) = 5 г о%(примесей) = 2% т(НС1) = 22 г V(H2) н. у. = 5,4 лДано: т(техн. А1) = 5 г о%(примесей) = 2% т(НС1) = 22 г V(H2) н. у. = 5,4 лНайти:П(Н2)Найти:П(Н2)Реш е ние.
Дано: т(техн. А1) = 5 г о%(примесей) = 2% т(НС1) = 22 г V(H2) н. у. = 5,4 л
Дано: т(техн. А1) = 5 г о%(примесей) = 2% т(НС1) = 22 г V(H2) н. у. = 5,4 л
Найти:
П(Н2)
Найти:
П(Н2)
Определим массу чистого алюминия в техническом алюминии: о%(А1) = 100% — о%(примесей) = = 100% - 2% = 98%,
т(техн. А1) - со%(А1)
т(А1) =100%”
Составим уравнение реакции: 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2Т
2 моль 6 моль3 моль
Рассчитаем данное число молей А1 и HCI:
М(А1) = 27 г/моль; М(НС1) = 36,5 г/моль
т(А1)4 9 г
«(А1) "=—; * 0,18 моль
27 г/моль
т(НС1) 22 г
Л(НС1) — wurn ос к /~ 0>6 МОЛЬ
МЩШ) 36#5 г / МОЛЬ
Определим, какое из исходных веществ — А1 или НС1 — дано в недостатке. По уравнению реакции:
2 моль А1 взаимодействует с 6 моль НС1;
0,18 моль А1 взаимодействут с х моль НС1
0,18-6
х = = о 54 моль НС1
2
Таким образом, необходимое число молей НС1 меньше данного (0,6 моль), т. е. НС1 дан в избытке, а А1 — в недостатке. Расчет ведем по алюминию.
Теоретически ожидаемый ооъем Н2 вычислим на основе химического уравнения из пропорции:
2 моль А1 дает 3 моль Н2;
0,18 моль AI дает х моль Н2
0,18 • 3
х = — = 0,27 моль = я(Н2)
V(H2) = VM*«(H2) — 22,4 л/моль*0,27 моль = 6,0 л
Рассчитаем выход водорода в данной реакции:
VnpaKT.(H2) 5 4 л
п(Н2) = V~= °’9 <90%)
’теор. (^2/0,0 Л
Ответ: Т|(Н2) = 90%.
Задания для самостоятельной работы
Определите эмпирическую формулу соединения алюминия с углеродом, в котором массовая доля алюминия равна 75%.
Определите эмпирическую формулу соединения, в состав которого входят калий (массовая доля 24,7%), марганец (массовая доля 34,8%) и кислород (массовая доля 40,5%).
Вещество содержит азот (массовая доля 82,36%) н водород. Молярная масса его равна 17 г/моль. Найдите молекулярную формулу этого вещества.
Молекулярная масса вещества 34. Состав вещества: 5,9% Н, 94,1% О. Установите его молекулярную формулу.
Газообразное вещество содержит 85,7% углерода и 14,3% водорода. Плотность этого вещества по водороду равна 14. Какова молекулярная формула вещества?
Фосфид кальция Са3Р2 реагирует с водой с образованием фосфина РН3 и гидроксида кальция Са(ОН)3. Составьте уравнение этой реакции. Сколько граммов фосфина можно получить из 1,75 г Са3Р2?
Вычислите объем аммиака NH3 при н. у., который получается при нагревании смеси NH4C1 массой 160,5 г и избыточного количества Са(ОН)2. Реакция идет по уравнению
2NH4C1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NH3? + 2Н2О
Г
В ходе реакции Fe2O3 + ЗС = 2Fe + ЗСО из 32 г Fe2O3 образовалось 20,81 г железа. Вычислите выход железа (в %).
Какая масса фосфорной кислоты Н3РО4 получится из 500 г фосфорита, содержащего 70% фосфата кальция Са3(РО4)3?
Реакция протекает по схеме:
Са3(РО4)2 + H2SO4 -> Н3РО4 + CaSO4
Хлорид алюминия А1С13 можно получить, пропуская газообразный хлороводород НС1 над алюминиевой стружкой:
2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2Т.
Вычислите массу исходных и полученных веществ, зная, что в результате реакции выделилось 3,36 л водорода. Сколько объемов НС1 требуется для получения 5 объемов водорода?
Раздел 2
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.
СОСТАВ, НОМЕНКЛАТУРА И ГРАФИЧЕСКИЕФОРМУЛЫ ОКСИДОВ, ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ
И СОЛЕЙ
В этом разделе рассматриваются важнейшие классы неорганических веществ, к которым относятся оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли. Подробно описаны состав и номенклатура представителей каждого из этих классов веществ, приводятся правила составления их графических формул.
В данном разделе не рассматриваются свойства и способы получения неорганических веществ. Эти вопросы излагаются после разделов, посвященных изучению периодического закона Д. И. Менделеева, строения атома, химической связи, сущности окислительно-восстановительных реакций, теории электролитической диссоциации. Знание этих разделов является необходимым для глубокого и осознанного изучения свойств веществ.
§ 2.1. Важнейшие классы неорганических веществ
В настоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ. Все неорганические вещества можно разделить на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и по свойствам (табл. 5).
СК to
Таблица 5Таблица 5Важнейшие классы неорганических веществВажнейшие классы неорганических веществ
Таблица 5
Таблица 5
Важнейшие классы неорганических веществ
Важнейшие классы неорганических веществ
Все неорганические вещества делятся на простые н сложные.
Простые вещества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.
Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются: оксиды, основания, кислоты, амфотерные гндроксйды, соли.
Оксиды — это соединения двух элементов, один из которых кислород. Общая формула оксицов:
это„,
где т — число атомов элемента Э; п — число атомов кислорода.
Примеры оксидов: К2О, СаО, SO2, Р2О5
Основания —- это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидро- ксидных групп — ОН. Общая формула оснований:
Me (ОН)Г
где у —- число гидроксидных групп, равное валентности металла Me.
Примеры оснований: NaOH, Са(ОН)2, Со(ОН)3
Кислоты — это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла. Общая формула кислот:
Нх(Ас),
где Ас — кислотный остаток (от англ, acid —- кислота); х — число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка.
Примеры кислот: НС1, HNO3, H2SO4, Н3РО4
Амфотерные гидроксиды — это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот.
Примеры амфотерных гидроксидов:
Zn(OH)2 ее H2ZnO2
A1(OH)3 = H3A1O3форма формаоснований кислот
Соли — это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или продуктами замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками. Например:
NaCl (соль)NaCl (соль)^q Замещение атома водорода Н ,,атомом металла Na
NaCl (соль)
NaCl (соль)
(кислота)
Са(ОН) Замещение гидроксидных групп — ОН Ca(NO )
,кислотными остатками — NO3 . \3У2
(основание)(соль)
Состав нормальных солей выражается общей формулой: Мед(Лс)у,
где х — число атомов металла; у — число кислотных остатков.
Примеры солей: КЭРО4, MgSO4, A12(SO4)3, FeCl3
Вопросы для контроля
Назовите важнейшие классы сложных неорганических веществ.
Что такое оксиды? Приведите примеры.
Что такое основания? Приведите примеры.
Что такое кислоты? Приведите примеры.
Что такое амфотерные гидроксиды? Приведите примеры.
Что такое соли? Приведите примеры.
Упражнения для самостоятельной работы
Напишите формулы 5 оксидов, 5 оснований, 5 солей (при выполнении задания не повторяйте те примеры, которые приведены в тексте занятия).
Классифицируйте следующие сложные неорганические вещества: NaC1, H2SO4, Zn(OH)2, СаО, Р2О5, НМпО4, КОН, Cu(NO3)2, НС1, АЦО^ Cu(OH)2, A12(SO4)3.
§ 2.2. Номенклатура, классификацияи графические формулы оксидов
Номенклатура
НазваниеНазвание Валентность
оксида = «Оксид» + элемента + элемента (в род. пад.) (римскими цифрами)
Например: СО — оксид углерода (II) — (читается: «оксид углерода два»); СО2 — оксид углерода (IV); Fe2O3 — оксид железа (III).
Если элемент имеет постоянную валентность, ее в названии оксида не указывают. Например: Na2O — оксид натрия; А12О3 — оксид алюминия.
Классификация
Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие, или индифферентные (см. табл. 5).
Несолеобразующие (индифферентные) оксиды — это оксиды, которые не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями. Их немного. Запомните четыре несолеобразующих оксида: СО, SiO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. Например:
Na2O + 2НС1 = 2NaCI + Н2О
Оксид Кислота Соль
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + Н2О Оксид Основание . Соль
Многие солеобразующие оксиды взаимодействуют с водой. Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидратами оксидов (или гидроксидами). Например:
Na2O + Н2О ~ 2NaOH
ОксидГидроксид
SO3 + Н2О = H2SO4
Оксид Гидроксид
Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, но им соответствуют гидроксиды, которые можно получить косвенным (непрямым) путем.
Любой гидроксид содержит гидроксидные группы —ОН. Например:
ООСиСио-но-н
О
О
Си
Си
о-н
о-н
Гидроксиды могут быть основаниями (NaOH, CuOH)2) или кислотами (H2SO4, Н3РО4). Некоторые гидроксиды являются амфотерными (Zn(OH)2 = H2ZnO2).
В зависимости от характера соответствующих гидроксидов все солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются основаниями. Например:
соответствует
I
—INaUlI
II
II
СаО
Са(ОН)2
II
И
rcUI'C^UIiJj
ОсновныеОснования
оксиды Все основные оксиды являются оксидами металлов. Кислотные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются кислотами.
Например:
IVсоответствуетIV
СО2 ► Н2СО3
VI
СП
-
VI
ГТ СП
V
V
Кислотные оксиды
Кислоты
Большинство кислотных оксидов являются оксидами неметаллов. Кислотными оксидами являются также оксиды некоторых металлов с высокой валентностью. Например:
VI VII
СгО3, Мп2О7
Амфотерные оксиды — это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды.
Например:
II соответствует IIII
ZnO Zn(OH)2 = H2ZnO2
IIIIIIIII
A12O3► A1(OH)3 = H3AIO3
АмфотерныеАмфотерные
оксидыгидроксиды
Все амфотерные оксиды являются оксидами металлов.
Следовательно, неметаллы образуют только кислотные оксиды; металлы образуют все основные, все амфотерные и некоторые кислотные оксиды.
Все оксиды одновалентных металлов (Na2O, К2О, Си2О и др.) являются основным*. Большинство оксидов двухвалентных металлов (СаО, BaO, FeO и др.) также являются основными. Исключения: ВеО, ZnO, PbO, SnO, которые являются амфотерными. Большинство оксидов трех- и четырехвалентных металлов являются амфотерными: III III III IV IV
А12О3, Сг2О3, Fe2O3, PbO2, SnO2 и др. Оксиды металлов с валентностью V, VI, VII являются кислотными: V VI VII
Sb2O5, СгО3, Мп2О7 и др.
Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например: IIIIIVI
СгО — основный оксид, Сг2О3 — амфотерный оксид, СгО3 — кислотный оксид.
Графические формулы
В оксидах атомы кислорода связаны только с атомами другого элемента и не связаны друг с другом. Например:
IV II
со2
о = с=о
III II
А12о3
О = А1-О-А1 = О
V II Р3О5
О=Р-О-Р=О
IIII
ОО
Вопросы для контроля
На какие два типа делятся все оксиды?
Что такое не солеобразующие оксиды? Приведите примеры.
Что такое солеобразующие оксиды? Приведите примеры.
Что такое гидраты оксидов (гидроксиды)? Приведите примеры.
На какие типы делятся солеобразующие оксиды?
Что такое основные оксиды? Приведите примеры.
Что такое кислотные оксиды? Приведите примеры.
Что такое амфотерные оксиды? Приведите примеры.
Какие оксиды образуют неметаллы?
Какие элементы — металлы или неметаллы — образуют основные и амфотерные оксиды?
Упражнения для самостоятельной работы
Классифицируйте следующие солеобразующие оксиды: SO2, К2О, N2O5, А12О3, FeO, ВаО, МпО2, Мп2О7, Р2О3, Ag2O.
Назовите следующие оксиды: a) N2O3, 6) ZnO, в) СиО, г) РЬО2, д) Мп2О3, е) MgO, ж) Р2О5, з) С12О7, и) SiO2, к) SO3, л) К2О, м) Fe2O3.
Напишите молекулярные и графические формулы следующих оксидов: а) оксид ртути (П), б) оксид хлора (V), в) оксид марганца (VI), г) оксид серы (IV), д) оксид калия, е) оксид железа (II), ж) оксид серебра (I), з) оксид свинца (IV), и) оксид олова (И), к) оксид никеля (II), л) оксид йода (VII).
Напишите формулы оксидов, которым соответствуют следующие основания: Mg(OH)2, LiOH, Fe(OH)3, Bi(OH)3, Сц(ОН)2.
Напишите формулы оснований, которые соответствуют следующим оксидам: NiO, К2О, Со2О31 CuO, Cs2O.
Номенклатура, классификацияи графические формулы оснований
Номенклатура
НазваниеНазвание Валентность
основания = «Гидроксид» + металла + металла (в род. над.)
Например: Fe(OH)2 — гидроксид железа (II), Fe(OH)3 — гидроксид железа (III), NaOH — гидроксид натрия, Са(ОН)2 — гидроксид кальция.
Классификация
а) По числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания. (Следует помнить, что валентность гидроксидной группы равна I.)
Основания делятся на:
однокислотные, молекулы которых содержат одну гидро ксидную группу: NaOH, КОН, LiOH и др.;
двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксид ные группы: Са(ОН)2, Fe(OH)2 и др.;
трехкислотные, молекулы которых содержат три гид- роксидные группы: Ni(OH)3, Bi(OH)3 и др.
Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.
По растворимости в воде основания делятся на:
растворимые: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)3;
нерастворимые: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.
Растворимые в воде основания называются щелочами.
Графические формулы
В молекуле основания атом металла соединяется с атомами кислорода гидроксидных групп. Например:
О-НCaZ4 О-НО-НCaZ4 О-НО-НFe - О-НО-НFe - О-НО-НО-Н
О-Н
CaZ
4 О-Н
О-Н
CaZ
4 О-Н
О-Н
Fe - О-Н
О-Н
Fe - О-Н
О-Н
О-Н
Вопросы для контроля
Что определяет кислотность основания?
На какие группы делятся основания по кислотности? Приведите примеры.
На какие группы делятся основания по растворимости в воде? Приведите примеры.
Что называется щелочами?
Упражнения для самостоятельной работы
Классифицируйте следующие основания по кислотности: RbOH, Fe(OH)2, Mn(OH)2, Со(ОН)3, Т1ОН.
Напишите названия и графические формулы следующих оснований: a) Mg(OH)2, б) КОН, в) Ni(OH)2, г) Си(ОН)2, д) Hg(OH)2, е) Са(ОН)2, ж) Pt(OH)2, з) Мп(ОН)3.
Среди следующих соединений найдите основания и назовите их: HNO2, NaOH, HCI, Hg(OH)2, P2O5, NaHCO3, Mn2O7, CH3COOH, Cd(OH)2, Co(OH)3, A1(OH)2C1, Ra(OH)2.
§ 2.4. Классификация, номенклатура и графические формулы кислот. Понятие об амфотерных гидроксидах
КИСЛОТЫ
Атомы водорода в молекулах кислот могут замещаться атомами металла, в результате чего образуются соли:
Ме^Ас),СольМе^Ас),Сольтт / * хЗамещение атомов Н
Ме^Ас),Соль
Ме^Ас),Соль
Н/Ас)тт—
„атомами металла Me
Кислота
Кислотные остатки Ас входят в состав кислот и в состав солей. Валентность кислотного остатка определяется числом атомов водорода (х) в молекуле кислоты. Например:
КислотаHNO3 H2S Н3РО4КислотаHNO3 H2S Н3РО4Валентность Ас I П ШВалентность Ас I П ШКислотный остаток (Ас)
Кислота
HNO3 H2S Н3РО4
Кислота
HNO3 H2S Н3РО4
Валентность Ас I П Ш
Валентность Ас I П Ш
-NO3
= S
= РО4
Классификация
По основности.
Основность кислоты — это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла.
По основности кислоты делятся на:
одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода: НС1, HNO3, HCN и др.;
двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода: H2S, H2SO4, Н2СО3 и др.;
трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода: Н3РО4, Н3ВО3, H3AsO4 и др.;
четырехосновные: Н4Р2О7 и др.
Кислоты, молекулы которых содержат два и более атомов водорода, называются многоосновными.
По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:
бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода: НС1, НВг, HCN, H2S и др.;
кислородсодержащие, молекулы которых содержат атомы кислорода: HNO3, H2SO4, Н3РО4 и др.
Кислородсодержащие кислоты называются оксокислотами. Оксокислоты являются гидратами кислотных оксидов, т. е. продуктами соединения кислотных оксидов с водой. Например:
SO3 + Н2О = H2SO4Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4КислотныеОксокислоты
оксиды
Элемент, атомы которого вместе с атомами водорода и кислорода образуют молекулу оксокислоты, называется кислотообразующим элементом. Например, в кислотах HNO3, Н3РО4, H2SO4 кислотообразующими элементами являются соответственно N, Р, S.
Валентность кислотообразующего элемента равна разности между суммой валентностей атомов кислорода и суммой валентностей атомов водорода.
Например: I xll
H2SO4 Сумма валентностей атомов кислорода равна 2*4 = 8. Сумма валентностей атомов водорода равна 1*2 — 2. Валентность серы равна: х = 8 — 2 = 6;
VIH2SO4I xllV
Н3РО4; х=2*4 — 1*3 = 5; Н3РО4
Номенклатура
Бескислородные кислоты
Название Название соедини- «водородная
бескисло- — элемента + тельная + кислота»
роднойроднойгласная «-о-»
родной
родной
кислоты
Название кислотного остатка = Название + окончание
бескислородной кислоты элемента «-ид».
Таблица 6
Формулы и названия бескислородных кислот и кислотных остатков
HF НС1 НВт HI H2s HCN
Фтороводородная кислота— FФторид
Хлороводородная кислота— С1Хлорид
Бромоводородная кислота—ВтБромид
Иодоводородная кислота— IЙодид
Сероводородная кислота=SСульфид
Циановодородная кислота—CNЦианид
Для НС1 часто используют другое название — соляная кислота (от слова «соль»), HF называют плавиковой кислотой, HCN —• синильной кислотой.
Оксокислоты. Названия оксокислот образуются из русских названий кислотообразующих элементов с добавлением различных суффиксов и окончаний.
Если один элемент образует две оксокислоты, то суффиксы -н или -ов используются в названии кислоты с боль-
шей валентностью элемента, а суффиксы -ист или -нист — в названии кислоты с меньшей валентностью элемента.
VIII
Например: Н3РО4 — фосфорная кислота, Н3РО3 — фосфористая кислота.
Названия кислотных остатков образуются обычно из латинских названий кислотообразующих элементов с
VI
добавлением окончаний -ат или -ит. Например: — SO4 — IV
сульфат, = SO3 — сульфит (от латинского названия серы.
«sulfur»).
Формулы и названия наиболее важных оксокислот и их кислотных остатков приведены в табл. 7.
Таблица 7
Формулы и названия кислородсодержащих кислоти кислотных остатков
Н2СО3
Угольная кислота
= СО3
Карбонат
H2SiO3
Кремниевая кислота
= SiO3
Силикат
HNO,
Азотная кислота
-NO,
Нитрат
HNQi
Азотистая кислота
-no2
Нитрит
Н3РО4
. Фосфорная кислота
=РО4
Фосфат
Н3РО3
Фосфористая кислота
-РОз
Фосфит
H2so4
Сорная кислота
= so4
Сульфат
H2SO3
Сернистая кислота
= so3
Сульфит
H2CrO4
Хромовая кислота
= CrO4
Хромат
Н2Сг2О7
Дихрбмовая кислота
= Сг2О7
Дихромат
нею
Хпорноватистая кислота
-СЮ
Гипохлорит
НСЮ2
Хлористая кислота
-сю2
Хлорит
нею.
Хлорноватая кислота
-СЮз
Хлорат
НС1О4
Хлорная кислота
-сю4
Перхлорат
Н2МпО4
Марганцовистая кислота
= МпО4
Манганат
НМпО4
Марганцовая кислота
— МпО4
Перманганат
Графические формулы
В оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, но не с атомами кислотообразующего элемента. Например:
VII
НСЮ4
О
1!
Н —О—С1=О
О
VI
H2SO4
И-°Х^О Н-с/ X)
V
Н3РО4
Н-Ох Н—О—Р=О H-OZ
В оксокислотах, молекулы которых содержат 2 и более атомов кислотообразующего элемента, эти атомы соединяются через атомы кислорода. Например:
О О
II
Н2Сг2О7 Н-О-Сг-О-Сг-О-Н
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Молекулярная формула любого амфотерного гидроксида может быть записана в форме основания и в форме кислоты:
H-0-Zn-O-H
H2ZnO2 форма кислотыH2ZnO2 форма кислоты
H2ZnO2 форма кислоты
H2ZnO2 форма кислоты
Zn(OH)2формаоснования
Каждому амфотерному гидроксиду можно дать название как основанию и как кислоте:
Графические формулы
Амфотерный гидроксид как основание
Амфотерный гидроксид как кислота
Кислотный остаток
/О-Н Zn^
О-Н
Zn(OH)2 Гидроксид цинка
H2ZnO2 Цинковая кислота
=ZnO2 Циикат
/ О-Н А! - О-Н
\ О-Н
А1(ОН)3 Гидроксид алюминия
НзА1О3 Ортоалюми- ниевая кислота НА1О2 Метаалюми- ниевая кислота
-А1О3 Ортоалюминат -А1О2 Метаалюминат
z О-Н Сг - О - Н
4 О-Н
Сг(ОН)3 Гидроксид хрома (III)
Н3СгОэ Ортохромис- тая кислота
НСгО2 Метахромис- тая кислота
= СгО3 Ортохромит
- СгО2 Метахромит
Выполнение типового упражнения
Классифицируйте следующие кислоты по основности и по содержанию атомов кислорода: Н3РО4, HNO2, H2S, HCN, НС1О3, Н2СО3, HF, H3AsO4.
Модель решения
Одноосновные кислоты: HNO3, HCN, HF, НС1О3
Двухосновные кислоты: H2S, Н2СО3
Трехосновные кислоты: Н3РО4, II3AsO4
Бескислородные кислоты: H2S, HCN, HF
Кислородсодержащие кислоты: Н3РО4, HNO2, НС1О3, Н2СО3, HjAsO4
Вопросы для контроля
Что такое кислоты?
Чем определяется валентность кислотного остатка?
Что такое основность кислоты?
Что такое одноосновные, многоосновные кислоты? Приведите примеры.
Что такое бескислородные кислоты? Приведите примеры.
Что такое кислородсодержащие кислоты (оксокислоты)? Приведите примеры.
Гидратами каких оксидов являются оксокислоты?
Что называется кислотообразующим элементом?
Чему равна валентность кислотообразующего элемента?
Приведите примеры формул и названий бескислородных кислот и их кислотных остатков.
Приведите примеры формул и названий оксокислот и их кислотных остатков.
Что такое амфотерные гидроксиды? Приведите примеры.
Напишите формулы известных вам амфотерных гидроксидов.
Упражнения для самостоятельной работы
Определите валентность кислотных остатков в следующих кислотах:
Н3ВО3, НС1О4, H2SiO3, HCN, H3SbO4, Н2Сг3О7
Классифицируйте следующие кислоты по основности и по содержанию атомов кислорода:
HI, HjAsO^ H2S, HNO2, HMnO4, H2CO3
Определите валентность кислотообразующих элементов в следующих кислотах и напишите графические формулы этих кислот:
нею, Н4Р2О7, H2Cr2O7, H3AsO4
Напишите формулы и названия кислот, которые соответствуют следующим кислотным оксидам:
SO2, SO3, СО2, Р2О5, N2Os, Мп2О7, СгО31 SiO2, Р2О3, С12О
Напишите формулы и названия оксидов, гидратами которых являются следующие кислоты:
H2SiO3, HNO2, Н2СгО4, НС1О3, Н3РО4, Н2Сг2О7, Н2МпО4, НС1О2
Каким из следующих оксидов соответствуют кислоты: MgO, Мп2О7, СО, Р2О3, N2O, С12О7, SiO, FeO, Na2O, NO, SO2, CrO3?
Напишите формулы и названия этих кислот.
Напишите формулы следующих амфотерных гидроксидов в форме кислот и определите валентность кислотных остатков в этих кислотах:
Сг(ОН)з, Sn(OH)2, Sb(OH)3, Pb(OH)2
§ 2.5. Классификация, номенклатураи графические формулы солей
Соли делятся на три типа (см. табл. 5): нормальные (средние), кислые, основные.
Существуют и другие типы солей, которые расматрива- ются в других разделах настоящего пособия.
НОРМАЛЬНЫЕ (СРЕДНИЕ) СОЛИ
Нормальные (средние) соли — это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками. Например:
Н2 so4Н2 so4Полное замещение атомовПолное замещение атомовк2 so.к2 so.
Н2 so4
Н2 so4
Полное замещение атомов
Полное замещение атомов
к2 so.
к2 so.
Кислота водорода атомами металлаКислота водорода атомами металлаНормальная сольНормальная соль
Кислота водорода атомами металла
Кислота водорода атомами металла
Нормальная соль
Нормальная соль
Ее (ОН)3Ее (ОН)3Полное замещение гидроксидныхПолное замещение гидроксидных* Fe (NO3)3* Fe (NO3)3
Ее (ОН)3
Ее (ОН)3
Полное замещение гидроксидных
Полное замещение гидроксидных
* Fe (NO3)3
* Fe (NO3)3
Основание групп кислотными остатками Нормальная
СОЛЬ
Номенклатура
(в род. пад.)(в род. пад.)солисолиостаткаостаткаНазвание Название Название Валентность нормальной = кислотного + металла + металла
(в род. пад.)
(в род. пад.)
соли
соли
остатка
остатка
Например: NaCl — хлорид натрия, Fe(NO3)2 — нитрат железа (И), Fe2(SO4)3 — сульфат железа (III), Са3(РО4)2 — фосфат кальция.
Графические формулы
При составлении графических формул нормальных солей следует в графических формулах соответствующих кислот замещать атомы водорода атомами металла с учетом валентности металла.
Составим графическую формулу сульфата кальция CaSO4. Эта соль содержит кислотный остаток серной кислоты H2SO4:
Н-Ю 01
нТс/ чо!
Валентность Са равна двум, поэтому один атом кальция замещает два атома водорода:
Составим графическую формулу сульфата железа (III) Ре2(5О4)з. Одна молекула этой соли содержит 3 кислотных остатка серной кислоты; один атом трехвалентного железа замещает 3 атома водорода:
ОIII II шFe--O—S—O--FeII оОIII II шFe--O—S—O--FeII о
О
III II ш
Fe--O—S—O--Fe
II о
О
III II ш
Fe--O—S—O--Fe
II о
ЗАПОМНИТЕ! В молекуле нормальной соли сумма валентностей атомов металла равна сумме валентностей кислотных остатков.
КИСЛЫЕ СОЛИ
Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла. Например:
Н-0 ОNa--О О
Ng Неполное замещение атомов N ^
Н Q^ ^Оводорода атомами металла Ц—QZ ^О
I ,
КислотаNaHSO4
(двухосновная)„
Кислая соль
Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль.Трехосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли.Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль.Трехосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли.НоменклатураНоменклатура
Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль.
Трехосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли.
Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль.
Трехосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли.
Номенклатура
Номенклатура
Название Валент- + металла + ность (в род. пад.) металлаНазвание Валент- + металла + ность (в род. пад.) металла
Название Валент- + металла + ность (в род. пад.) металла
Название Валент- + металла + ность (в род. пад.) металла
Молекулы кислых солей содержат атомы водорода, латинское название которого «гидрогениум» (сокращенно: «гидро»).
Название «Гидра» Название кислой = или + кислотного соли «дигидро» остатка
Например: NaHCO3 — гидрокарбонат натрия, К2НРО — гидрофосфат калия, FeHPO4 — гидрофосфат железа (И).
ЗАПОМНИТЕ! Приставка ди- используется, если в молекуле кислой соли с одним кислотным остатком связаны два атома водорода. Например: КН2РО4 —- дигидрофосфат калия, Са(Н2РО4)2 — дигидрофосфат кальция.
Обратите вниманиеОбратите внимание„О„ОII
Обратите внимание
Обратите внимание
„О
„О
I
I
— 1 атом ►водорода— 1 атом ►водородаН—О—Р = О илиН—О—Р = О или-Н2РО.-Н2РО.
— 1 атом ►
водорода
— 1 атом ►
водорода
Н—О—Р = О или
Н—О—Р = О или
-Н2РО.
-Н2РО.
Н-0Н-0Н-0 — Р = О -Н-0 — Р = О -Н-0ДигидрофосфатН-0Дигидрофосфат
Н-0
Н-0
Н-0 — Р = О -
Н-0 — Р = О -
Н-0
Дигидрофосфат
Н-0
Дигидрофосфат
Н-0Н-0ФосфорнаякислотаФосфорнаякислота—2 атома водорода—2 атома водорода-О-О—О—Р = О или—О—Р = О илиIIII= НРО.= НРО.
Н-0
Н-0
Фосфорнаякислота
Фосфорнаякислота
—2 атома водорода
—2 атома водорода
-О
-О
—О—Р = О или
—О—Р = О или
II
II
= НРО.
= НРО.
Н-0
Гидрофосфат
ОСНОВНЫЕ СОЛИ
Основные соли — это продукты неполного замещения
гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками. Например:
I I
О-Н J>Неполное замещениегидроксидных группкислотными остаткамиО-Н -►О-Н J>Неполное замещениегидроксидных группкислотными остаткамиО-Н -►FeOH ClFeOH ClО-НО-НООН—О—Fe--O—S—О—Fe—О—НН—О—Fe--O—S—О—Fe—О—Н
О-Н J>
Неполное замещениегидроксидных группкислотными остатками
О-Н -►
О-Н J>
Неполное замещениегидроксидных группкислотными остатками
О-Н -►
FeOH Cl
FeOH Cl
О-Н
О-Н
О
О
Н—О—Fe--O—S—О—Fe—О—Н
Н—О—Fe--O—S—О—Fe—О—Н
ОООснование(двухкислотное)
О
О
I II
(FeOH)2 SO4 Основные соли
Замещение 2 гид-Замещение 2 гид-о-но-нОсновные солиОсновные солиИ ' IИ ' IFeOH(NO3)2FeOH(NO3)2FeOH SO4FeOH SO4II IIII IIДвухкислотное основание образует одну нормальную и одну основную соль с данным кислотным остатком.
Замещение 2 гид-
Замещение 2 гид-
о-н
о-н
Основные соли
Основные соли
И ' I
И ' I
FeOH(NO3)2
FeOH(NO3)2
FeOH SO4
FeOH SO4
II II
II II
О—н
Ре - О-Н
роксидных группО-Н кислотнымиостатками
Основание(трехкислотное)
Трехкислотное основание образует одну нормальную и две основные соли с данным кислотным остатком. (Самостоятельно напишите формулы двух нормальных и двух однозамещенных основных солей, образуемых Fe(OH)3 и азотной и серной кислотами).
Номенклатура
Молекулы основных солей содержат гидроксцтные группы (сокращенное название гидроксидной группы: «гидроксо»).
Название «Гидроксо-» Название Название Валент- основной = или + кислотного + металла + ность соли «дигидроксо-» остатка (в род. над.) металла
Например: СаОНС! — гидроксохлорид кальция, (CaOH)2SO4 — гидроксосульфат кальция, FeOH(NO3)2 — гидроксонитрат железа (III).
ЗАПОМНИТЕ! Приставка ди- используется, если в молекуле основной соли с одним атомом металла связаны две гидроксидные группы. Например: Fe(OH)2NO3 — дигидроксонитрат железа (III), [Fe(OH)2]2SO4 — дигидроксосульфат железа (III).
В некоторых учебниках и пособиях можно встретить другую номенклатуру основных солей (это связано с тем, что номенклатурные правила в химии до сих пор не устоялись). Согласно этой номенклатуре, приставки «гидроксо» и «дигидроксо» в названиях основных солей непосредственно связаны с названием металла, например:
CuOHCl — хлорид гидроксомеди (II);
[Fe(OH)2}2SO4 — сульфат дигидроксожелеза (III).
Обратите внимание:
—1 гидроксидная—1 гидроксиднаяОНFe - ОНОНОНFe - ОНОНгруппа (ОН)группа (ОН)Fe - ОНFe - ОНОНОН—2 гидроксидные—2 гидроксидныегруппы (ОН)группы (ОН)Fe -ОНFe -ОНIили — Fe(OH)2Iили — Fe(OH)2Пили = FeOHПили = FeOH
—1 гидроксидная
—1 гидроксидная
ОН
Fe - ОН
ОН
ОН
Fe - ОН
ОН
группа (ОН)
группа (ОН)
Fe - ОН
Fe - ОН
ОН
ОН
—2 гидроксидные
—2 гидроксидные
группы (ОН)
группы (ОН)
Fe -
ОН
Fe -
ОН
I
или — Fe(OH)2
I
или — Fe(OH)2
П
или = FeOH
П
или = FeOH
Выполнение типового упражнения
Классифицируйте и назовите следующие соли: BaSO4, (CuOH)2SO4, NaH2PO4, Ca(HS)2, FeOHCl2, A1PO4, MnOHNO3.
Модель решения
Нормальные соли: BaSO4 — сульфат бария, А1РО4 — фосфат алюминия.
Кислые соли: NaH2PO4 — дигидрофосфат натрия, Ca(HS)2 — гидросульфид кальция.
Основные соли: (CuOH)2SO4 — гидроксосульфат меди (II), FeOHCl2 — гидроксохлорид железа (III), MnOHNO3 — гидроксонитрат марганца (И).
Вопросы для контроля
Что такое соли?
На какие типы делятся соли?
Что такое нормальные (средние) соли? Приведите примеры.
Что такое кислые соли? Приведите примеры. Какие атомы и группы атомов входят в состав молекул кислых солей?
Что такое основные соли? Приведите примеры. Какие атомы и группы атомов входят в состав основных солей?
Упражнения для самостоятельной работы
Даны следующие вещества:
К2О, НС1, FeBr3, Cu(OH)2, (СаОН)3РО4, HNO3, MnSO,, NaHS.
Выпишите формулы солей, укажите, к какому типу относится каждая соль.
Классифицируйте и назовите следующие соли: Cu(NO3)2, (ZnOH)2S, Pb(HSO4)2, Bal2, [A1(OH)2]2SO3, Fe(H2PO4)2, Na2SiO3, KHS.
Напишите молекулярные и графические формулы следующих солей:
а) дигидрофосфат натрия, 6) сульфат алюминия, в) гид- роксосульфат цинка, г) дигидроксонитрат алюминия, д) бромид железа (III), е) гидрокарбонат бария, ж) гид- роксосиликат кальция, з) перманганат калия, и) дихромат натрия, к) гидросульфид железа (II).
Напишите молекулярные и графические формулы нормальных и кислых солей, которые могут быть получены в результате замещения: а) атомов водорода в молекуле фосфорной кислоты атомами бария; б) атомов водорода в молекуле сероводородной кислоты атомами алюминия; в) атомов водорода в молекуле фосфорной кислоты атомами железа. Назовите эти соли.
Напишите молекулярные и графические формулы нормальных и основных солей, которые могут быть получены в результате замещения: а) гидроксидных групп в молекуле А1(0Н)3 кислотными остатками серной кислоты; б) гидроксидных групп в молекуле Са(ОН)2 кислотными остатками фосфорной кислоты. Назовите эти соли.
Напишите молекулярные и графические формулы нормальных солей, которые могут быть получены в результате замещения в молекуле амфотерного гидроксида Zn(OH)2: а) гидроксидных групп кислотными остатками азотной кислоты; б) атомов водорода атомами натрия. Назовите эти соли.
Назовите вещества: Zn(OH)2, MgO, Р2О3, NaHCO3, НЭРО3, Fe2(SO4)3, КОН, (А1ОН)з(РО4)21 Ba(MnO4)2, СО, HL Укажите, к какому классу относится каждое вещество.
Напишите молекулярные и графические формулы следующих веществ и укажите, к какому классу относится каждое вещество: а) гидроксокарбонат меди (II), б) оксид азота (V), в) гидроксид никеля (II), г) гидрофосфат бария, д) хлорная кислота, е) гидроксид хрома (III), ж) хлорат калия, з) сероводородная кислота, и) цинкат натрия.
Тест № 1по теме: «Состав, номенклатураи классификация неорганических веществ»(Число правильных ответов —- 10)
Вариант I
Какую общую формулу имеют оксиды?
®Ме(ОН),®Э„О„
®Н,(Ас)©Ме,(Ас),
Какой из оксидов является несолеобразующим?
®А12О3©СО2
®СО©Рв2О3
Какое из оснований является однокислотным?
®Cu(OH)2©NaOH
©Fe(OH)3©Fe(OH)2
Какая из кислот является одноосновной?
®H2S©НС1
©H2SO4©H2SO3
Какая из солей является нормальной (средней) солью?
®NaH2PO4©Na2HPO4
©Na3PO4©Na2HPO3
Какова валентность кислотообразующего элемента в молекуле сернистой кислоты?
® III® П
©IV©VI
Какой из кислот соответствует название «фосфористая кислота»?
®Н4Р2О7©НРО3
©Н3РО.©Н3РО4
Какой соли соответствует название «силикат свинца (П)»?
®(PbOH)2SiO3®Pb(HSiO3)2
®Pb(SiO3)2©PbSiO3
Какой соли соответствует название «гидрокарбонат железа (II)»?
®Fe(HCO3)3®FeOHCO3
®Fe(HCO3)2©(FeOH)2CO3
Какой соли соответствует название «дигидроксо- сульфат висмута (III)»?
®BiOHSO,®[Bi(OH)2]2SO4
®BiOHSO4©[Bi(OH)2]2SO3
Вариант И
Какую общую формулу имеют основания?
@Ме(ОН),©Нх(Ас)
®ЭтО„©МеДАс\.
Какой из оксидов является амфотерным?
®ZnO®SiO2
®SiO©Na2O
Какое из оснований является двухкислотным?
®КОН®Bi(OH)3
®NH4OH©Sr(OH)2
Какая из кислот является двухосновной?
®НМО2®НВг
®Н2СО3©Н3ВО3
Какая из солей является кислой солью?
®[Fe(OH)2]2CO3 ® Fe(HCO3)3
® FeOHCO3 ©Fe2(CO3)3
Какова валентность кислотообразующего элемента в молекуле хлорноватой кислоты?
®И®П1
©IV© V
Какой из кислот соответствует название «сернистая кислота»?
®H2s®H2S2O3
®H2SO3©H2SO4
Какой соли соответствует название «карбонат висмута (III)»?
®BiOHCO3®Bi2(CO;)3
®Bi(HCO3)3©(Bi(OH)?]2CO3
Какой соли соответствует название «гидросульфат висмута (III)»?
@Bi(HSO4)3®Bi(HSO3)3
©Bi(OH)SO4©[Bi(OH)2]2SO4
Какой соли соответствует название «дигидроксо- сульфит алюминия»?
@[A1(OH)2]2SO4©AIOHSO3
©[A1(OH)2]2SO3©A1OHSO4
Раздел- 3
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯСИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА.
СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Периодический закон Д. И. Менделеева является основой современной химии. Изучение строения атомов вскрывает физический смысл периодического закона и объясняет закономерности изменения свойств элементов в периодах и в группах периодической системы. Знание строения атомов является необходимым для понимания причин образования химической связи. Природа химической связи в молекулах определяет свойства веществ. Поэтому данный раздел является одним из важнейших разделов общей химии.
Периодический закон и периодическая системахимических элементов Д. И. Менделеева
Периодический закон — один из важнейших законов химии.
Этот закон открыл в 1869 г. великий русский ученый- химик Дмитрий Иванович Менделеев (1834—1907).
В середине XIX в. было известно около 60 химических элементов. Д. И. Менделеев полагал, что должен существо-
вать закон, который объединяет все химические элементы, Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы.
В табл. 8 вы видите часть этого ряда (первые 16 элементов), Внимательно посмотрите, как изменяются свойства элементов и их соединений. В ряду от Li до F металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства элементов в ряду от Na до О. Следующий элемент К, как Li и Na, является типичным металлом.
Высшая валентность элементов увеличивается от I у Li до V у N (кислород и фтор имеют постоянную валентность, соответственно II и I) и от I у Na до VII у С1. Следующий элемент К, как Li и Na, имеет валентность I.
В ряду оксидов от Li2O до N2O5 и гидроксидов от LiOH до HNO3 основные свойства ослабляются, а кислотные свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства оксидов и гидроксидов в ряду от Na2O и NaOH до С12О7 и НСЮ4. Оксид калия К2О, как и оксиды лития и натрия Li2O и Na2O, является основным оксидом, а гидроксид калия КОН, как и гидроксиды лития и натрия LiOH и NaOH, является типичным основанием.
Аналогично изменяются формы и свойства водородных соединений неметаллов от СН4 до HF и от SiH4 до НС1.
Такой харатер изменения свойств элементов и их соединений, какой наблюдается при увеличении атомной массы элементов, называется периодическим изменением. Свойства всех химических элементов при увеличении атомной массы изменяются периодически.
Это периодическое изменение называется периодической зависимостью свойств элементов и их соединений от величины атомной массы.
Поэтому Д. И. Менделеев сформулировал открытый им закон так:
• Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.
Аг (а. с. И.)
1
79Л12141619
23242728313235,5
39
Элементы
ш
И | Be | В И И И В 1
@ И И f^H ГП ГП Гд~1
Свойства элрментрв
тнлич- металл
Металлические свойства уменьшаются
ТНПИЧ’ НЫЙ неметалл
типич- НЫЙ металл
Металлические свойства уменьшаются
ТИПИЧ^ ный неметалл
i,,, т ТИПИЧНЫЙ металл
Неметаллические свойства увеличиваются
Неметаллические свойства увеличиваются
Высшая валентность в обидах
I11ШIVV-
IIIIIIIVVVIVII
I
Формулы оксидов
П3ОВеОBlOa СО2 N3Oj
Na3O MgOА1;О3SiO3 Р3О, SOj СЬО,
К;О
Характер оксидов
Основ- . .■ । l —> । -*
Амфотер-„ „ V
ный„Кислотные оксиды
ный оксид оксид
„fАмфотер-„V
Основные оксиды_Кислотные оксиды
ный ОКЗДД
Ocitob- НЫЙ оксид
Формулы гидроксидов
LiOH Ве(ОН)2 HjBOi IhCO, HNOj -
NaOH Mg(OH): Al(OHh НзЗЮз Н3РО< H2SO4 HQO*
кон
Характер гидроксидов
Осно- ^^Р"'
ный гидро-Кислоты
ваннег
ксид
'" Z ' Амфотер-^' '" у ""
Основанияный гидро-Кислоты
ксид
ванис
Водородные соединения
CH, NH3 HjOHF
VЦI1
---siH4 phj h;s на
Ьй период
■2-Й период
З-й период
Таблица 8
Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединенийПериодическое изменение свойств химических элементов и их соединений
Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений
Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений
Менделеев расположил периоды элементов (см. табл. 8) друг под другом и в результате составил периодическую систему элементов.
Ниже вы видите часть периодической системы, которая содержит первые 16 элементов (в ней отсутствуют инертные газы Не, Ne и Аг, которые были открыты после 1869 г).
I
(Н)
H
период
II
Li
Be
В
С
N
0
F
период
Ш
Na
Mg
Al
si
P
s
Cl
период
IV
К
период
Периодическая система — это графическое выражение периодического закона. Современная периодическая система содержит НО химических элементов. Каждый элемент занимает определенное место (клетку) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. Например:
Существуют различные формы периодической системы. Мы будем использовать и изучать короткую форму периодической системы, которая представлена на первом форзаце этой книги.
Структура периодической системы
Периодическая система состоит из семи периодов, де-' сяти рядов и восьми групп.
Период — это последовательность элементов, которая начинается щелочным металлом (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Вл).
Исключения: первый период, который начинается водородом; седьмой период, который является незавершенным.
Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми. Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвертый, пятый и шестой периоды являются большими. Верхние ряды больших периодов называются четными, нижние ряды — нечетными.
В шестом периоде после лантана La (Z = 57) находятся 14 элементов (Z = 58—71), которые похожи по свойствам на лантан и называются лантаноидами. Они располагаются в нижней части периодической системы.
В незавершенном седьмом периоде после актиния Ас (Z = 89) находятся 14 элементов (Z = 90—103), которые похожи по свойствам на актиний и называются актиноидами. Как и лантаноиды, они располагаются в нижней части периодической системы.
Таблица 9
Число элементов в периодах
Номер периода
Число элементов
Название периода
1
2
Малый
2
8
Малый
3
8
Малый
4
18
Большой
5
18
Большой
6
32
Большой
7
23
Незавершенный'
В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические свойства усиливаются.
В четных рядах больших периодов находятся только металлы.
Группа — это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.
Исключения:
Номер группы
Элемент
Высшая валентность
Си
II
I
Ag
III
Аи
III
VI
О
II
VII
Н F
I
I
В VIII группе только Ru и Os имеют высшую валентность VIII.
Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов.
Например, рассмотрим 1-ю группу период ической системы:
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами*
Вопросы для контроля
Кто и когда открыл периодический закон?
В каком порядке расположил Д, И. Менделеев все известные элементы?
Какое изменение свойств элементов наблюдается при увеличении их атомной массы?
Как сформулировал Д, И. Менделеев периодический закон?
Что является графическим выражением периодического закона?
Сколько периодов и сколько групп в периодической системе?
Что такое период? Какие периоды являются малыми и какие большими?
Сколько элементов в каждом периоде?
Как изменяются свойства элементов в периодах слева направо?
Что такое группа? Из каких подгрупп состоит каждая группа периодической системы?
Как изменяются свойства элементов в главных подгруппах?
Упражнения для самостоятельной работы
В каком периоде, в какой группе и в какой подгруппе находятся элементы с порядковыми номерами 14, 29, 52, 56, 78?
Напишите символ, название и порядковый номер элемента, который находится: а) в третьем периоде и в главной подгруппе шестой группы; б) в пятом периоде и в побочной подгруппе второй группы; в) в шестом периоде и в главной подгруппе четвертой группы; г) в четвертом периоде и в побочной подгруппе седьмой группы.
Напишите символы, названия и порядковые номера всех элементов, которые находятся: а) в главной подгруппе четвертой группы; б) в побочной подгруппе второй группы; в) в третьем периоде.
Какие элементы главной подгруппы пятой группы являются элементами малых периодов? Напишите их символы, названия, порядковые номера.
Какое общее свойство имеют элементы главной и побочной подгрупп одной группы?
Напишите формулы оксидов всех элементов четвертой группы, в которых эти элементы имеют высшую валентность.
Напишите формулы оксидов элементов с порядковыми номерами 16, 21, 25, 48, 76, в которых эти элементы имеют высшую валентность.
Какой элемент имеет более выраженные металлические свойства: Са (Z = 20) или Ba (Z = 56)? Почему?
Какой элемент имеет более выраженные неметаллические свойства: Р (Z = 15) или Cl (Z = 17)? Почему?
Какой элемент четвертого периода является самым активным неметаллом? Почему?
Какой элемент пятого периода является самым активным металлом? Почему?
Какой элемент главной подгруппы шестой группы является самым активным неметаллом? Почему?
В каких группах периодической системы все элементы являются металлами?
Тест № 2
по теме: «Периодическая система химических элементов»(Число правильных ответов — 6)
Вариант I
L Сколько периодов в периодической системе? ®2®3®7©8
Сколько рядов в периодической системе?
®7®8®9©10
Сколько элементов в шестом периоде?
®32®18®8©2
Сколько элементов в главной подгруппе пятой группы? ®3®4®5©8
Чему равен порядковый номер элемента, который находится в четвертом периоде, в главной подгруппе второй группы?
®10 ®20 ®30 ©40
Чему равна высшая валентность элемента хрома (по- рядконый номер 24)?
® VI ® IV ® III © II
Вариант II
Сколько групп в периодической системе? ®7®8®9®10
Какой из следующих элементов находится в четвертой группе?
@^®С®Сг®К
Сколько химических элементов в пятом периоде?
®8®9®18 ®32
Сколько химических элементов в главной подгруппе четвертой группы?
®4®5®6®7
Чему равен порядковый номер элемента, который находится в пятом периоде, в побочной подгруппе VI группы?
@42 ®52 ®73 ®83
Чему равна высшая валентность элемента висмута (порядковый номер 83)?
® VIII ® VII ® VI ® V
§ 3.2. Строение атома: физический смыслпорядкового номера элемента,массовые числа атомов, изотопы
В 1913 г. английский физик Г, Мозли установил, что положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева.
Каждый протон имеет заряд +1 (см. § 1.2), поэтому заряд ядра равен числу протонов. Атом является электроней- тральной частицей, поэтому число протонов равно числу электронов. Следовательно:
ПорядковыйЗарядномер =ядра=элементаатомаПорядковыйЗарядномер =ядра=элементаатомаЧислоЧислопротонов = электроновв ядрев атомеЧислоЧислопротонов = электроновв ядрев атоме
ПорядковыйЗаряд
номер =ядра=
элементаатома
ПорядковыйЗаряд
номер =ядра=
элементаатома
ЧислоЧисло
протонов = электроновв ядрев атоме
ЧислоЧисло
протонов = электроновв ядрев атоме
Например, элемент железо Fe имеет порядковый номер 26. Следовательно, заряд ядра атома железа равен +26, т. е. ядро содержит 26 протонов, а вокруг ядра движутся 26 электронов
Элементарные частицы имеют следующие абсолютные и относительные массы:
Частица
Обозначение
Абсолютная масса, кг
Относительная масса, а.е.м
Электрон
ё
9,11- Ю"31
=1/1840
Протон
\р
1,6726 * 10 27
1,007=1-
Нейтрон
*оП
1,6750 - 10'27
1,009=1
Данные этой таблицы показывают, что масса протона, как и масса нейтрона, приблизительно в 1840 раз больше массы электрона. Протоны и нейтроны находятся в ядре, поэтому масса атома почти равна массе ядра. Масса ядра, как и масса атома, определяется суммой числа протонов и числа нейтронов. Эта сумма называется массовым числом атома.
МассовоеЧислоЧисло
число — протонов + нейтронов
атома (A)(Z)(N)
A-Z + N
Атомы одного элемента, которые имеют разные массовые числа, называются изотопами.
Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов ^Z) и отличаются друг от друга числом нейтронов (N).
Изотопы обозначаются символами соответствующих элементов, слева от которых вверху записывают массовое число изотопа, а внизу — порядковый номер (заряд ядра атома) элемента. Например:
126С — изотоп углерода с массовым числом 12;
188О — изотоп кислорода с массовым числом 18,
Иногда в символах изотопов записывают только массовые числа (12С, 180, 27А1 и т. д.)
Элемент водород имеет три изотопа, каждый из которых имеет свое название:
‘Л
2,Нф)
3,Н(Т)
протий
дейтерий
тритий
1 протон.
1 протон,
1 протон,
нейтронов нет
1 нейтрон
2 нейтрона
В названиях изотопов других элементов указываются их массовые числа. Например: 126С — углерод-12; 33!7С1 — хлор-35 и т. д.
В природе различные элементы имеют разное число изотопов с разным процентным содержанием каждого из них.
Относительная атомная масса элемента А,, которая приводится в периодической системе, — это средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа.
Например, в природе все атомы хлора представляют собой два вида изотопов: 35С1 (процентное содержание 75,5%) и 37С1 (24,5%). Относительная атомная масса хлора
АДО)-АДО)-35 75,5 + 37-24,510035 75,5 + 37-24,510035,45335,453я 35,5я 35,5
АДО)-
АДО)-
35 75,5 + 37-24,5
100
35 75,5 + 37-24,5
100
35,453
35,453
я 35,5
я 35,5
Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы. Следовательно, химические свойства элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра.
Поэтому современная формулировка периодического закона читается так:
Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, или порядкового номера элемента.
Формулировка периодического закона Д. И. Менделеевым и современная формулировка не противоречат друг другу, потому что для большинства элементов при увеличении заряда ядра относительная атомная масса тоже увеличивается. Существуют лишь немногие исключения из этого правила. Например, элемент № 18 аргон Аг имеет большую атомную массу, чем элемент №19 калий К.
Вопросы для контроля
Чему равен положительный заряд ядра атома?
Почему заряд ядра атома равен числу протонов?
Почему число протонов в ядре равно числу электронов в атоме?
Чему равны относительные массы: а) электрона; б) протона; в) нейтрона?
Во сколько раз масса протона больше массы электрона?
Почему масса атома почти равна массе ядра?
Что называется массовым числом атома?
Что такое изотопы?
Чем отличаются атомы изотопов одного элемента?
Как называются изотопы водорода? Каков состав ядер этих изотопов?
И. Какова современная формулировка периодического закона?
Почему формулировка Д. И. Менделеева и современная формулировка периодического закона не противоречат друг другу?
Задания для самостоятельной работы
Чему равен заряд ядра и число электронов в атомах следующих элементов: углерод С, сера S, медь Си, барий Ва, серебро Ag?
Назовите элемент, в ядре атома которого содержится 11 протонов.
Назовите элемент, в атоме которого содержится 26 электронов.
Чему равно число нейтронов в атомах следующих изотопов: ’л4!, 119Sn, 235U?
Напишите символы изотопов олова, атомы которых содержат 66, 68, 69, 71, 72 нейтрона.
Определите молекулярную массу воды, молекулы которой содержат тяжелый изотоп водорода — дейтерий.
Элемент медь существует в виде двух изотопов: 63Си и 65Си. Содержание в природе первого изотопа равно 73%, второго — 27%. Вычислите относительную атомную массу меди.
Чему равен порядковый иомер элемента, массовое число одного из изотопов которого равно 31, а число нейтронов равно 16?
Сколько электронов и протонов входит в состав атома элемента, который находится: а) в 5-м периоде и в побочной подгруппе VI группы; б) в 4-м периоде и в глав-
• ной подгруппе III группы?
Строение электронной облочки атома.Квантовые числа. Принцип Паули
Атом состоит из ядра и электронной оболочки.
Электронная оболочка атома — это совокупность всех электронов в данном атоме.
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
В 20-х годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу: он является одновременно частицей и волной (имеет свойства частицы и свойства волны).
Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома.
Согласно этой теории, электрон (как и другие микрочастицы) не имеет определенной траектории движения. Можно говорить только о вероятности нахождения электрона в разных частях атомного пространства.
Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна = 90%), называется атомной орбиталью.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
Атомная орбиталь и облако электрона, который занимает эту орбиталь, имеют одинаковый размер, одинаковую форму и одинаковое направление в пространстве.
Для характеристики орбиталей и электронов используются квантовые числа.
Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуются главным квантовым числом л.
Главное квантовое число принимает значения целых чисел от 1 до с» (бесконечности):
л=1,2, 3,4, 5, 6, 7... оо
Орбитали, которые имеют одинаковое значение л, близки между собой по энергии и по размеру.
Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа, — это энергетический уровень.
Энергетические уровни обозначаются большими буквами латинского алфавита.
Значение л:1234567
Обозначение
уровня:КLМNОРQ
Энергия и размер орбиталей увеличиваются
Совокупность электронов, которые находятся на одном энергетическом уровне, — это электронный слой.
На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.
Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом L
Для орбиталей данного энергетического уровня побочное (орбитальное) квантовое число / принимает значения целых чисел от 0 до л—1 (табл. 10).
Таблица 10
Связь между главными и побочными квантовыми числами
Уровень
Главное квантовое число п
Значение побочного квантового числа /
К
1
0
L
2
0,1
М
3
0,1,2
N
4
0,1,2,3
Орбитали, для которых /= 0, имеют форму шара (сферы) и называются s-орбиталями (условно изображаются в
5-Орбитали, как видно из табл. 10, имеются на всех энергетических уровнях.
На К-уровне (на первом энергетическом уровне) имеется только s-орбиталь.
Орбитали, для которых I = 1, имеют форму гантели (объемной восьмерки) и называются р-орбиталями:
/>-орбиталь (/ = 1)/>-орбиталь (/ = 1)
/>-орбиталь (/ = 1)
/>-орбиталь (/ = 1)
^-Орбитали имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (К) уровня.
Орбитали с большими значениями / имеют более сложную форму и обозначаются так:
/—2:d-орбитали;
3:f-орбитали.
^-Орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (К) и второго (L) уровней.
/-Орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (К), второго (L) и третьего (М) уровней.
Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова:
Поэтому энергетические уровни состоят из энергетических подуровней.
• Энергетический подуровень — это совокупность орбита- лей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму.
Значит, орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа (л) и одинаковые значения побочного квантового числа (/)-
Энергетический подуровень обозначается так: главное квантовое число записывают арабской цифрой, побочное квантовое число записывают соответствующей латинской буквой (s, р, </,/и т. д.). Например: к — л- подуровень первого энергетического уровня (л = 1, / — 0); 4J— (/-подуровень четвертого энергетического уровня (л = 4,1— 2).
Число значений / для каждого уровня равно главному квантовому числу (см. табл. 10). Поэтому число подуровней на уровне тоже равно главному квантовому числу.
Сколько орбиталей на различных подуровнях и чем отличаются орбитали одного подуровня?
Орбитали одного подуровня отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.
Магнитное квантовое число ш, характеризует направление орбиталей (электронных облаков) в пространстве.
Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел от — / через 0 до + /.
Число значений ш, определяет число орбиталей на подуровне; например:
s-тюдуровень; / = 0; —> т, = 0 —> I орбиталь
d-подуровень: / - 2; т, = -2, -1, 0, +1, +2 ^ 5 орбита- лей.
Число орбиталей на подуровне равно: 27 + 1 (табл. 11).
Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки): □
s-подуровень: □ p-подуровень: □ П d-подуровень: □ I 1 1J
f-подуровень: Dill 1Л1
Таблица П
Число орбиталей на энергетических уровнях
Энергетический уро- вень
Главное квантовое число л
Значения I
Обозначение подуровней
Значения Ж/
Число орбита- лей на подуровне
Число орбита- лей на уровне
К (первый)
1
0
1s
0
1
1
L (второй)
2
0
2s
0
1
4
1
2р
-1,0,+1
3
М (третий)
3
0
3s
0
1
1
Зр
-1,0,+1
3
9
2
3d
-2,-1,0, +1, +2
5
Общее число орбиталей на энергетическом уровне Nop6. = л2-
Итак, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным п, побочным I и магнитным m;.
Электрон характеризуется еще одним — спиновым квантовым числом (от англ, to spin — кружить, вращать).
11Спиновое квантовое число (спин электрона) ms характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принима-
1
1
1 ет только два значения: +—
Схематично это можно показать так:
электронэлектрон^ ось вращения^ ось вращения
электрон
электрон
^ ось вращения
^ ось вращения
Электрон со спином + — условно изображают так: ?; со
.
спином — —:
2
Принцип Паули гласит:
• В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов; эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (я, /, гп,) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом ms): TJ, (табл. 12).
Таблица 12
Максимальное число электронов на энергетических уровнях
Уровень
Подуровни
Максимальное число электронов на подуровне
Максимальное число электронов на уровне
К (первый)
1s
2
2
L (второй)
2s
2
8
2р
6
М (третий)
3s
2
Зр
6
18
3d
10
Два электрона, которые находятся на одной орбитали, называются спаренными (нли неноделенной электронной парой).
Спаренные электроны являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами.
НеспаренныеэлектроныНеспаренныеэлектроны
Неспаренныеэлектроны
Неспаренныеэлектроны
Общее число электронов на энергетическом уровне NM. = 2л2.
Вопросы для контроля
Что такое электронная оболочка атома?
Каков характер движения электрона в атоме?
Что называется атомной орбиталью?
Что такое электронное облако?
Что характеризует главное квантовое число?
Какие значения принимает главное квантовое число?
Что такое энергетический уровень?
Что такое электронный слой?
Что характеризует побочное квантовое число?
Какие значения принимает побочное квантовое число?
Как называются и какую форму имеют орбитали с I — 0?
Как называются и какую форму имеют орбитали с I — 1?
Что такое энергетический подуровень?
Чему равно число подуровней на энергетическом уровне?
Что характеризует магнитное квантовое число?
Какие значения принимает магнитное квантовое число?
Из какого числа орбиталей состоят 5-, р-, d-, /-подуровни?
Что характеризует спиновое квантовое число и какие значения оно принимает?
Как формулируется принцип Паули?
Какие электроны называются спаренными?
Какие спины имеют спаренные электроны?
Чему равно максимальное число электронов на энергетическом уровне?
Упражнения для самостоятельной работы
На каком энергетическом уровне нет р-подуровня? Почему?
На каких энергетических уровнях нет d-подуровней? Почему?
Продолжите табл. 11 (см. текст) для четвертого энергетического уровня (N-уровня). Сколько орбиталей на N-уровне?
Продолжите табл. 12 (см. текст) для четвертого энергетического уровня (N-уровня). Чему равно максимальное число электронов на N-уровне?
Чему равны все квантовые числа для двух электронов, которые находятся на 35-подуровне?
Напишите наборы всех четырех квантовых чисел для всех электронов, которые находятся на 4р-подуровне:
На каком энергетическом уровне и на каком энергетическом подуровне находится электрон, для которого и = 4 и /= 1? Какую форму имеет облако этого электрона?
Какие значения имеют главное квантовое число л и побочное квантовое число / для следующих подуровней: 15, 25, 1р, 35, Зр, 3^, 45, 4р, 4J, 4/?
Заполните таблицу:
л
/
Обозначение подуровней
5
0
3
2
7
1
4
3
10. Чем отличается электронное облако, которое характеризуется л = 4, / — 0, ш, = 0, от электронного облака, которое характеризуется л - 3, I = 0, ш, = 0?
Строение электронной оболочки атома.Заполнение орбиталей электронами. Электронныеконфигурации атомов элементов I—IV периодов
При изучении предыдущей темы мы узнали, чему равно максимальное число электронов на каждой орбитали, на различных энергетических уровнях и подуровнях.
Что еще нужно знать для установления строения электронной оболочки атома любого элемента? Для этого нужно знать порядок заполнения орбиталей электронами.
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии (принцип минимума энергии):
Основное (устойчивое) состояние атома — это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию. Например, три орбитали данного р-подуровня имеют одинаковую энергию.
Поэтому принцип наименьшей энергии определяет порядок заполнения энергетических подуровней: электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии.
Как показывает рис. 2, наименьшую энергию имеет Is-подуровень, который первым заполняется электронами.
Затем последовательно заполняются электронами следующие подуровни: 25, 2р, 3s, Зр. После Зр-подуровня электроны заполняют 45-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем 3 ^-подуровень.
Это объясняется тем, что энергия подуровня определяется суммой главного и побочного квантовых чисел, т. е. суммой (л + /)• Чем меньше эта сумма, тем меньше энергия подуровня. (Например, для 45-подуровня л + / = 4 + 0 = 4, а для З^-подуровня n + Z= 3 + 2 = 5, поэтому E4s < E3d.)
Если суммы п + 1 одинаковы для разных подуровней, то их энергия тем меньше, чем меньше главное квантовое число п. (Например, для 3 ^-подуровня п + 1 — 3 + 2 = 5 и для 4р-подуровня п + I— 4 + 1 = 5, но E3d < Е4р, так как главное квантовое число 3^-подуровня равно 3, а 45-подуровня — 4.)
Изложенные правила были сформулированы в 1951 г. советским ученым В. М. Клечковским (правила Клечков- ского).
Дальнейший порядок заполнения подуровней показан на рис. 2.
На подуровнях, которые показаны на рис. 2, может разместиться 112 электронов. В атомах известных элементов находится от 1 до 110 электронов. Поэтому другие подуровни в основных состояниях атомов не заполняются электронами.
Наконец, осталось выяснить вопрос, в каком порядке электроны заполняют орбитали одного подуровня. Для этого нужно познакомиться с правилом Гунда:
На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным* Это соответствует устойчивому состоянию атома.
Рассмотрим, например, какое расположение трех электронов на р-подуровне соответствует устойчивому состоянию атома:
ШШШ 2) ШШШ 3) МП 4) [йШ 5) ПТТТЛ ?
Рассчитаем абсолютное значение суммарного спина для каждого состояния:
Рис, 2. Расположение подуровней по энергии и порядок их заполнения электронами (показан стрелками)Рис, 2. Расположение подуровней по энергии и порядок их заполнения электронами (показан стрелками)
Рис, 2. Расположение подуровней по энергии и порядок их заполнения электронами (показан стрелками)
Рис, 2. Расположение подуровней по энергии и порядок их заполнения электронами (показан стрелками)
3
2 ’
Д 111. 1. 1
V 2222’ Л2 2222*
2 ” 2 “ 2 ” 2 *" 2 ’
Максимальным абсолютным значением суммарного спина характеризуются состояния 2 и 5. Поэтому именно они соответствуют устойчивым состояниям атома.
Строение электронных оболочек(электронные конфигурации)атомов элементов I—ГУ периодов
Чтобы правильно изображать электронные конфигурации различных атомов, нужно знать:
число электронов в атоме (равно порядковому номеру элемента);
4. Химия
1НВодород1НВодородЧисло электронов nV ^ Обозначение подуровняЧисло электронов nV ^ Обозначение подуровня11s11s2Не2Неis2is2НfSНfSТелий Схема электронного строения атома гелияТелий Схема электронного строения атома гелияЭлектрон- Электронно- ная формула графическая атома гелия формула атома гелияЭлектрон- Электронно- ная формула графическая атома гелия формула атома гелия
1Н
Водород
1Н
Водород
Число электронов nV ^ Обозначение подуровня
Число электронов nV ^ Обозначение подуровня
1
1s
1
1s
2Не
2Не
is2
is2
НfS
НfS
Телий Схема электронного строения атома гелия
Телий Схема электронного строения атома гелия
Электрон- Электронно- ная формула графическая атома гелия формула атома гелия
Электрон- Электронно- ная формула графическая атома гелия формула атома гелия
максимальное число электронов на уровнях, подуровнях;
порядок заполнения подуровней и орбиталей.
Элементы I периода:
Схема электронного строения атома водорода
(Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням)
Электронная формула атома водорода (читается: «один эс один») (Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим подуровням)
Электронно-графическая формула атома водорода
(Электронно-графические формулы атомов показывают распределение электронов по орбиталям и снины электронов)
В таблицах 13—15 представлены схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы атомов элементов II, III и IV периодов.
Таблица 13
Элементы II периода
Символ элемента, порядковый номер, название
Схема электронного строения
Электронная формула
Электронно- графическая формула
3Li датой
Л L ®)) 2 /
Is2 2 s*
tiiR
/5
чВе бериллий
К L
©))
2 2
IS2 2S2
Ik
Is
ш
2s
5s бор
К 1
®))
2 3
ls!'2s!2p'
is
T] I |
2P
5^
Углерод
К L ®)) 2 Ч
fs^Zp2
ItiJ
/5
II
2S
1Ш
2P
7^
Азот
К L ®)) 2 5
ts22s22p3
ts
НИН 2P
3°
Кислород
К L
2 6
1522зг2р^
III /5
в
2s
ML гр
9г
Фтор
К L ®)) 2 7
1s‘Zs22ps
II
2S
liMH 2P
10 Неон
К 1
®))
2 8
is2 2s22p6
ли lilies
IS
UlHlHl
2p
Таблица 14
Элементы III периода
Символ элемента, порядковый номер, название
Схема электронного строения
Электронная формула
Электроннографическая формула
Натрий
®)))
2 8 1
/sz2s22p63s'
3
вини
3s
till mi 2s
/s
2p
/2 ^
Нагний
Напишите самостоятельно
/3
^юминий
К L м
2 3 3
is22s22p83s23p<
±Ш
It
зр
ulfiht
35
/5
2P
Электронные конфигурации атомов ^,15Р, j6S, 17С1 напишите самостоятельно
й *
Аргон
К L М
S®
2 8 8
is22sa2p53s23pE
ШИШ
II
зр
HllIlH
35
lilies
is
2P
Для упрощения электронно-графических формул атомов элементов IV периода обозначим условно электронно-графическую формулу последнего элемента III периода — аргона Аг так: [Аг|
Символ элемента, порядковый номер, название
Схема электронногс строения
Электронная формула
Электронно- графическая формула
/5^ Калий
KLMN ®)))) 2 8 6 1
1522ае2рв3883рв^
го С° Кальций
К С ММ . @))3 2 8 82
ls22s22p63s23p6Hs2
21 Sc
Скандии
KLMN
©))))
2 83 2
1$3 2 S12р6 3sa Зр® Ns13d* или
isa2s12p63st3p63d,4s2
п1Л11 о
1111 3d Ей®
22
Титан
KLMN ©)))) 2 8 10 2
1s22s22p6 3з23рв*1$г3а1
3d (ArJ*S
2^ Ванадий
KLMN ©)))) 2 8 it 2
ls22a,2p6 3s23p51isa3ds
J™^
ErpTs ■
2ЦСг
Хром
KLMN
©))))
2 8 15 1
ls82sa2p63583p6^s‘3d5
аишиш
U 3d
25 Мп Марганец
KLMN ©)))) 2 8 13 2
Электронные и
26 F® Железо
KLMN @)))) 2 8 14 2
электронно- графические
27 Со
Кобальт
KL НН ©)))) 2 8 15 2
формулы напишите
28 Ni
Никель
KLMN @)))) 2 8 18 2
самостоятельно
Таблица 15
Элементы IV периодаЭлементы IV периода
Элементы IV периода
Элементы IV периода
Окончание таблицы 15
Символ элемента, порядковый номер, название
Схема электронного строения
Электронная формула
Электронно- графическая формула
гэСи медь
К L MN ®)))) 2 8181
fsW/js’yW"
№s
30 ^Л Цинк
К 1 MN
©В 2 818 2
к^гр^Зр^а^а*
«Во
Гамий.
KLHN @)))) 2 В 13 3
Is^Zp^WM1^
-К {Ar] 4s
mmilto
3d
Электронные концвигурации атомов элементов зг^.н^з .^Se^Br напишите самостоятельно
м»
Криптон
KLMN
®)Э
2 8 #3 8
ls,2s?2№3p‘1is,3d'V
и
4$
^Р
В атомах хрома 24Сг и меди 29Cu происходит проскок (переход) одного электрона с 45-подуровня на ЗгУ-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d5 и Зг/10 (см. табл. 15).
К L Н NК L Н NКГ 35КГ 35На примере атома криптона познакомимся с названиями электронных слоев:
К L Н N
К L Н N
КГ 35
КГ 35
Внешний (последний!электронный слой
Внутренние Предбнешний (предпоследний)электронные злекк^анный слой
слои
Вопросы для контроля
Как формулируется принцип наименьшей энергии?
Почему принцип наименьшей энергии определяет порядок заполнения энергетических подуровней?
Чем определяется энергия подуровня?
Дайте формулировку правила Гунда. Приведите примеры.
Что показывают схемы электронного строения атомов?
Что показывают электронные формулы атомов?
Что показывают электронно-графические формулы атомов?
Сколько энергетических уровней заполняется электронами в атомах элементов первого периода (Н и Не)?
Посмотрите табл. 13. Сколько энергетических уровней заполняется электронами в атомах элементов второго периода?
Посмотрите таблицы 14 и 15. Сколько электронных слоев в атомах элементов третьего периода? Четвертого периода?
В атомах каких элементов происходит проскок электрона с 4j- на 3(/-подуровень?
Упражнения для самостоятельной работы
Используйте правило Гунда и напишите электрон но-графические формулы электронных конфигураций р\ р\ d1, 2. Выполните задание к табл. 14.
Выполните задание к табл. 15.
В каком электронном слое — внешнем или предвнешнем — происходит увеличение числа электронов в атомах ряда элементов от 21Sc до 3oZn?
Сколько электронов находится на внешнем электронном слое в атомах ряда элементов от 2iSc до 30Zn?
Сколько электронов находится на внешнем электронном слое в атомах благородных газов?
§ 3.5. Периодическая система химических элементови электронное строение атомов
Теория строения атома показала, что периодическая система Д. И. Менделеева является классификацией химических элементов по электронным структурам их атомов.
В табл. 16 показаны электронные схемы атомов элементов I—IV периодов.
В атомах элементов I периода (Н и Не) электроны заполняют один энергетический уровень (К); в атомах элементов II периода (от Li до Ne) электроны заполняют два энергетических уровня (К и L); в атомах элементов III периода (от Na до Аг) — три энергетических уровня (К, L и М); в ато-
104104Таблица 16
104
104
Схемы электронного строения атомов элементов 1—4 периодов
ГРУплы
I
11
П1 ,
IV
V
VI
Vli
vm
X)
<£ о
X о.
f
Н '
f
2 He @)
2
2
Li 5 @)) 2/
Be ©)) 22
5 в
®)) 23
6 с
24
' N ^
« 0 ©)).
26
9p
®))
27 .
10 Ne
®))
28
3
Na " @))) 23)
Мд в @))) 232
« м
« Si ©)))
15 p ©)))
285
16 s @®
286
Cl @® 287
'8 Ar @))) 288
4
К '3 ©)))) 2681
Са 20
@)))) 2882
Sc 21
@1
28S2
П 22 ©)))) 28102
V 25 ©)))) 28112
СГ 211
@1
Hn 25 ®)))) 28132
Fe к ©)))) 28142
CO .27
Л
2815?.
Nl 28
. 28162
29 CU ©в 28181
№ 2п
©в
28182
31 Ga ©В 28185
32 Ge el 28184
35 As
©B 28185
5^ Se
®B 28186
55 Br @1 28187
36 Kr
28188 I
мах элементов IV периода (от К до Кг) — четыре энергетических уровня (К, L, М и N). Аналогично в атомах элементов V периода электроны заполняют пять уровней и т. д.
Вы видите, что число заполняемых энергетических уровней (электронных слоев) в атомах всех элементов данного периода равно номеру периода. Поэтому можно дать следующее определение периода:
Период — это последовательность элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронных слоев. Это число равно номеру периода.
В атомах всех известных элементов электроны заполняют от 1 до 7 энергетических уровней, поэтому периодическая система состоит из семи периодов.
Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого периода),'в атомах которого на внешнем электронном слое имеется один s-электрон; электронное строение внешнего слоя — ns1 (п — номер периода).
Каждый период заканчивается благородным газом. В атомах всех благородных газов (кроме Не) на внешнем электронном слое имеются два s- и шестьр-электронов; электронное строение внешнего слоя п^прь (п — номер периода).
Восемь электронов (электронный октет) — это максимальное число электронов на внешнем электронном слое атомов. Внешний электронный слой, который содержит 8 электронов, называется завершенным. Атомы благородных газов имеют завершенный внешний электронный слой. Завершенной называется также электронная структура атома гелия Не — Is2. Завершенные электронные слои являются очень устойчивыми (стабильными). Атомы всех других элементов имеют незавершенные внешние электронные слои.
Элементы 3Li, nNa, 19К находятся в главной подгруппе I группы;'их атомы имеют на внешнем слое 1 электрон (см. табл. 16).
Элементы 4Ве, 12Mg, 20Са находятся в главной подгруппе II группы; их атомы имеют на внешнем слое 2 электрона.
Аналогично атомы элементов главной подгруппы III группы (5В, 13А1,3tGa и др.) имеют на внешнем слое 3 электрона и т. д.
Следовательно, число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп (кроме Н и Не) равно номеру группы, в которой находятся элементы.
Поэтому главную подгруппу любой группы можно определить так:
Ставная подгруппа — это вертикальный рад элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое. Это число равно номеру группы.
Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, так как они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются одинаковым строением внешнего электронного слоя.
Теперь мы можем объяснить причину периодического изменения свойств элементов и их соединений при увеличении порядкового номера, т. е. раскрыть физический смысл периодического закона Д. И. Менделеева.
При увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элементов, а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически (в каждом периоде, кроме первого, это число изменяется от 1 у первого элемента до 8 у последнего элемента периода).
Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.
Все элементы разделяются на 4 электронных семейства.
s-Элементы (элементы s-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя.
Первые два элемента каждого периода — это s-элементы. Они составляют главные подгруппы I и II групп.
р-Элементы (элементы р-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.
В каждом периоде (кроме первого и седьмого) имеется шесть p-элементов; они находятся в конце периода. р-Эле- менты составляют главные подгруппы III—VIII групп.
d-Элементы (элементы tZ-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется d- подуровень пред- внешнего электронного слоя.
В IV—VI больших периодах имеется по десять ^-элементов. В IV и V периодах они находятся между s- и р-элемен- тами. ^-Элементы составляют побочные подгруппы всех восьми групп.
Сформулируем определение побочной подгруппы.
Побочная подгруппа — это вертикальный ряд (/-элементов, которые имеют одинаковое суммарное число электронов на (/-подуровне предвнешнего слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы.
Например:
Побочная подгруппа IV группы .
22Т1 1?2?2рбЗ?ЗА?ЗЛ2
4е
40Zr... 3s23p64s23t/104p65s24^/2
4ё
Побочная подгруппа VI группы
24Сг 1?2?2/3?3/4?3^5
6ё
4iMo... З^ЗА^Зг/^/З^5
6ё
I-Элементы (элементы /-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется /-подуровень третьего снаружи электронного слоя.
/-Элементы находятся в VI и VII периодах. Каждый из этих периодов содержит 14/-элементов./Элементами являются лантаноиды и актиноиды, которые располагаются в нижней части периодической системы.
Вопросы для контроля
Чему равно число электронных слоев в атомах всех элементов данного периода?
Что такое период?
Почему периодическая система элементов состоит из семи периодов?
Чему равно максимальное число электронов на внешнем электронном слое атома?
Какой электронный слой называется завершенным?
Атомы каких элементов имеют завершенный электронный слой?
Чему равно число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп?
Что такое главная подгруппа?
Как называются элементы, которые находятся в одной подгруппе?
Чем объясняются некоторые общие свойства элементов одной главной подгруппы?
Чем объясняется периодическое изменение свойств хи-
мических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера?
Какие элементы называются 5-элементами? Сколько j-элементов в каждом периоде?
Какие элементы называются p-элементами? Сколько р-элементов в каждом периоде (кроме первого и седьмого)?
Какие элементы называются ^-элементами? Сколько г/-элементов в каждом большом периоде?
Какие элементы называются /-элементами? В каких периодах находятся и где располагаются в периодической системе /элементы?
Что такое побочная подгруппа?
Упражнения для самостоятельной работы
По положению элементов в периодической системе определите число электронных слоев и число электронов на внешнем электронном слое в атомах: а) углерода 6С; б) серы 16S; в) цезия 55Cs; г) кальция 2оСа; д) висмута g3Bi; е) йода 531; ж) ксенона 54Хе. Напишите для каждого из этих элементов электронную и электронно-графическую формулы внешнего электронного слоя.
Укажите, к какому электронному семейству относится каждый из следующих элементов: а) 6С; б) 56Ва; в) 4iNb; г) 35Вг; д) 37Rb; е) 26Ре; ж) ПС1. Какой подуровень заполняется последним в атомах этих элементов?
По электронной формуле внешнего электронного слоя атома определите, какой это элемент. Напишите его название, символ и порядковый номер: а) З^Зр4; б) 4г24р6; в) l?2pY; г) 5?5р3; д) бгбр2; е) S^Sp"1; ж) 3?3р3. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
Чему равно общее число г-элементов в периодической системе? Напишите символы и порядковые номера всех 5-элементов.
Атомы каких трех элементов имеют структуру внешнего электронного слоя 4г1? Напишите их символы и названия. К каким электронным семействам они относятся? Чем отличаются они по электронному строению?
У какого элемента начинает заполняться З^-подуровень? Сколько электронов на внешнем слое атома этого элемента? У какого элемента заканчивается заполнение 3</-по- дуровня? Сколько электронов на внешнем слое атома этого элемента?
У какого элемента начинается заполнение 4р-подуровня и у какого элемента заканчивается?
Определите положение элементов в периодической системе (период, группа, подгруппа) по электронным формулам:
Xs^lp^op4;
i?2?2p63?3p64?3Js (или 1j22s22/3523/3(/s452):
к^Л/ЗгЗдМл-ЗгР (или is2ls2V3s23pb3dl04szy
X^l^Ip1;
Ь^/зя1;
1?2?2р63?3р64?3б/‘°4р5 (или 1522522p63j23J104j24p5);
ls225J.
Модель решения задания 81^2?2р63?
В атоме три электронных слоя, значит, элемент находится в III периоде.
Последним в атоме заполняется 5-подуровень, следовательно, это элемент главной подгруппы. На внешнем электронном слое атома находятся два электрона, поэтому это элемент II группы магний Mg.
Вариант I1. Чему равно массовое число атома?@числу протонов©в атоме ©числу нуклонов©в атомеВариант I1. Чему равно массовое число атома?@числу протонов©в атоме ©числу нуклонов©в атомеТест № 3по теме: «Строение атома»(Число правильных ответов — 6)
Вариант I
1. Чему равно массовое число атома?@числу протонов©
в атоме ©числу нуклонов©
в атоме
Вариант I
1. Чему равно массовое число атома?@числу протонов©
в атоме ©числу нуклонов©
в атоме
числу нейтронов в атоме
числу электронов в атоме
Чему равно число нейтронов в атоме ?! Р ?
®31©16 ©15 ©46
Какое квантовое число характеризует направление электронного облака в пространстве?
® П ©/® ш, © ms
Какие значения принимает магнитное квантовое число для орбиталей (/-подуровня?
@0,1,2©-2,-1,0,+1,+2
©-1,0,+1©1,2,3
Чему равно число орбиталей на /-подуровне?
®1©3©5©7
Атомы какого элемента имеют электронную конфигурацию внешнего слоя: ... 4s24p5?
® 3$Вг © 7N © 33As © 23V
Вариант II
Чем отличаются атомы изотопов одного элемента?
®числом протонов©числом Нейтронов
©числом электронов©зарядом ядра
Чему равно массовое число азота 7N, который содержит 8 нейтронов?
@14® 15® 16©17
Какое квантовое число характеризует размер электронного облака?
® И © /® Ш/ © п^
Какие значения принимает орбитальное квантовое число для второго энергетического уровня?
®0, 1,2®—2, -1,0, +1, +2
®0, 1©1
Как обозначается подуровень, для которого п ~ 4 и '= О?
® 4/®4d® 4р ©4s
Атомы какого элемента имеют электронную конфигурацию внешнего слоя: ... З/З^4?
® еС © i4Si ® 16S© 24СГ
§ 3,6. Зависимость свойств элементовот строения их атомов. Значениепериодического закона и периодическойсистемы элементов Д. И. Менделеева
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.
Важнейшими свойствами элементов являются металлич- ность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).
Металличность — это способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой метал- личности элемента является энергия ионизации (I).
Энергия ионизации атома —■ это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э), т. е. для превращения атома в положительно заряженный ион:
Э° + I = Э+ + ё
Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.
Неметалличность — это способность атомов элемента присоединять электроны.
Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Еср). Сродство к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:
Э° + ё = Э" + Еср
Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.
Универсальной характеристикой металличности и неме- талличности элементов является электроотрицательность элемента (ЭО).
Электроотрицательность элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.
Чем больше металличность, тем меньше ЭО.
Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.
При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 17).
Таблица 17
Относительная электроотрицательность элементовI—IV периодов
I
И
III
IV
V
VI
VII
VIII
1
—
H
2,1
He
2
Li 1Д
Be
1,5
В
2,0
C
2,5
N 3,0
0
3,5
F
4,0
Ne
3
Na 0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
s
2,5
Cl
3,0
Ar
4
К 0,8
Са 1,0
Sc
1,3
Ti 1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn 1,5
Fe Co Ni
1,8 1,9 1,9
Си
1,9
Zn
1,6
Ga 1,6
Ge 1,8
As 2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в малых периодах слева направо:
малый период (Пи III)малый период (Пи III)
малый период (Пи III)
малый период (Пи III)
Заряд ядер атомов увеличивается.
Число электронных слоев атомов не изменяется.
Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от 1 до 8.
Радиус атомов уменьшается.
— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.
— Энергия ионизации увеличивается.
— Сродство к электрону увеличивается.
— Электроотрицательность увеличивается.
— Металличность элементов уменьшается.
— Неметалличность элементов увеличивается.
В больших периодах с увеличением заряда ядер электронное строение атомов изменяется сложнее, чем в малых периодах. Поэтому и изменение свойств элементов в больших периодах более сложное.
Рассмотрим это изменение свойств на примере четвертого периода. Он начинается, как и малые периоды, двумя 5-элементами — К и Са, в атомах которых на внешнем слое находится соответственно 1 и 2 электрона. Эти элементы имеют наибольшие радиусы атомов среди всех элементов IV периода, поэтому электроны внешнего слоя слабо связаны с атомами, и эти элементы являются типичными металлами. Эти элементы имеют самые низкие в ГУ периоде значения ЭО.
В атомах следующих десяти элементов (от Sc до Zn) происходит заполнение d-подуровня предвнешнего слоя; на внешнем слое число электронов в атомах всех этих элементов равно 2 или 1 (Сг, Си). Радиусы атомов d-элементов мало различаются между собой. Поэтому d-элементы похожи по своим свойствам — все они являются металлами (но менее активными, чем К и Са, которые имеют меньшие заряды ядер и большие радиусы атомов). ЭО всех d-элементов IV периода изменяется в небольшом интервале от 1,3 до 1,9.
В атомах последних шести элементов ГУ периода (от Ga до Кг) заполняется р-подуровень внешнего слоя, поэтому количество электронов на внешнем слое увеличивается от 3 до 8. Радиусы атомов этих элементов уменьшаются слева направо. Уменьшение радиуса атомов и увеличение числа электронов на внешнем слое являются причиной уменьшения металличности и увеличения неметалличности элементов слева направо. ЭО этих элементов изменяется от 1,6 у Ga до 2,8 у Вг.
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в главных подгруппах сверху вниз:
г л А В Нг л А В Няяп о д г рп о д г рп пп пЧисло электронных слоев атомов увеличивается.
г л А В Н
г л А В Н
я
я
п о д г р
п о д г р
п п
п п
Число электронов на внешнем слое атомов одинаково.
Радиус атомов увеличивается.
Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается.
Энергия ионизации уменьшается.
Сродство к электрону уменьшается.
Электроотрицательность уменьшается.
Металличность элементов увеличивается.
Неметалличность элементов уменьшается.
В малых периодах закономерно изменяется высшая валентность элементов: во втором периоде от I у Li до V у N; в третьем периоде от I у Na до VII у С1. В большом четвертом периоде высшая валентность увеличивается от I у К до VII у Мп; у следующих элементов она понижается до II у Zn, а потом снова увеличивается от III у Ga до VII у Вг.
Периодическое изменение высшей валентности объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах.
Валентные электроны — это электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей.
В атомах з- и ^-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя.
В атомах ^-элементов валентными являются электроны внешнего слоя (2 или 1), а также все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя.
Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы.
Значение периодического законаи периодической системы элементов Д. И. Менделеева
Ученые разных стран — У. Одлинг и Дж. Ньюлендс (Англия), Ж. Дюма и А. Шанкуртуа (Франция), И. Деберёйнер и Л. Мейер (Германия) и другие пытались классифицировать химические элементы. Они установили существование групп, похожих по свойствам элементов, но не обнаружили взаимосвязь всех химических элементов. Эту взаимосвязь открыл великий русский ученый Д. И. Менделеев и выразил ее в периодическом законе. На основе периодического
закона Д. И. Менделеев предсказал существование двенад цати элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал и условно назвал их «экабором», «экаалюминием» и «экасилицием», так как считал, что эти элементы должны быть похожи по свойствам на бор, алюминий и кремний. Через несколько лет (еще при жизни Менделеева) эти элементы были открыты и получили названия — галлий Ga, скандий Sc и германий Ge.
Физический смысл периодического закона стал понятен после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась на основе периодического закона и периодической системы.
Периодический закон — один из основных законов природы и важнейший закон химии. Современный этап развития химической науки начинается с открытия периодического закона. Он помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Этот закон играет важную роль в развитии всего естествознания (физики, биологии и других наук).
Периодический закон имеет большое философское значение — он подтвердил наиболее общие законы развития природы.
Вопросы для контроля
Что такое металличность элементов? Что является количественной характеристикой металличности?
Что такое неметалличность элементов? Что является количественной характеристикой неметалличности?
Что характеризует электроотрицательность?
Как изменяются радиус атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металличность и неметалличность элементов в малых периодах?
Почему d-элементы одного периода похожи по свойствам? Почему все d-эле менты являются металлами?
Почему в главных подгруппах сверху вниз металличность элементов увеличивается, а неметалличность уменьшается? Как изменяется ЭО в главных подгруппах?
Какие электроны называются валентными электронами?
Почему высшая валентность элементов изменяется периодически?
Какие электроны являются валентными в атомах s-, р- м ^-элементов?
Какое значение имеют периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева?
Упражнения для самостоятельной работы
По положению элементов в периодической системе определите, какой элемент имеет большую ЭО; больший радиус атома:
йод 531 или бром 35Вг;
олово 50Sn или йод 531;
магний 12Mg или барий ssBa;
ртуть soHg или астат S5Ai;
фосфор 15Р или висмут g3Bi?
Ответ объясните.
Мышьяк 33As и бром 35Вг являются неметаллами. Металлом или неметаллом является селен 34Se?
Какой элемент имеет самую большую ЭО? Почему?
Напишите символы всех металлов третьего периода, если первым неметаллом в этом периоде является кремний?
Напишите символы всех неметаллов второго периода, если первым неметаллом в этом периоде является бор?
Напишите символы всех неметаллов главной подгруппы V группы, если известно, что в этой подгруппе два элемента являются металлами?
В главных подгруппах двух групп находятся только металлы. Какие это группы?
Как изменяется число элементов-неметаллов в главных подгруппах I—VII групп?
Сколько металлов в четвертом периоде, если известно, что первым элементом-неметаллом в этом периоде является мышьяк 33As?
Сколько валентных электронов в атомах следующих элементов: 4Be, 15Р, 17Cl, 3jMn, 50Sn, 43Мо, 6С, l6S?
Атомы каких элементов — металлов или неметаллов — имеют обычно большее число электронов на внешнем электронном слое?
Напишите символы всех элементов, атомы которых содержат пять валентных электронов. Напишите формулы высших оксидов этих элементов.
Какой из двух элементов обладает более выраженными неметаллическими свойствами: а) С или Si; б) С1 или I; в) N или As; г) S или Se?
§ 3.7. Химическая связь и строение вещества.Ковалентная связь
В предыдущих параграфах были рассмотрены основы теории строения атома, которые необходимы для понимания строения веществ.
Разные вещества имеют различное строение. Среди них только благородные газы — гелий Не, неон Ne, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе и радон Rn — существуют в виде свобод-
ных (изолированных) атомов. Это обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур (электронный дублет 1s2 у Не и электронный октет п^пр6 на внешнем слое в атомах остальных благородных газов).
Все другие вещества состоят из связанных атомов. Силы, которые обусловливают связь между атомами, получили название «химическая связь». По своей природе эти силы являются электростатическими. Они представляют собой различные виды взаимодействия, электрических зарядов (электронов и ядер взаимодействующих атомов).
Результатом связывания атомов является образование более сложных структур — молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металлических кристаллических решеток.
Существование этих структур обусловлено различными типами химической связи. Важнейшие из них: ковалентная, ионная, металлическая, водородная связи.
Ковалентная связь является причиной образования большинства молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов и атомных кристаллических решеток.
Ионная связь обусловливает существование молекул ионных соединений и ионных кристаллических решеток.
Металлическая связь существует в простых веществах — металлах.
Водородная связь существует внутри молекул отдельных веществ, а также возникает между молекулами некоторых веществ.
Рассмотрим каждый из этих типов химической связи.
Ковалентная связь
При образовании химической связи между атомами главную роль играют их валентные электроны, т. е. электроны, которые находятся на внешнем электронном слое и наименее прочно связаны с ядром атома.
Как уже было отмечено, самыми устойчивыми являются внешние электронные оболочки благородных газов (1s2 и п^пр6). Атомы других элементов при образовании молекул стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки. Каким образом это происходит?
В 1916 г. ЕН. Льюис (США) высказал мысль о том, что химическая связь возникает в результате образования общих электронных пар между взаимодействующими атомами. Эта идея легла в основу теории ковалентной связи.
Рассмотрим сущность этой теории на примере образования простейшей молекулы — молекулы водорода Н2.
Электронная формула атома водорода — 1/. При взаимодействии двух атомов водорода их неспаренные электроны объединяются и образуют общую электронную пару, т. е. пару, которая принадлежит обоим атомам. Схематично образование общей электронной пары можно показать следующим образом: х
н* + *н -> н$н
Таким образом, в образующейся молекуле каждый атом водорода имеет два электрона, следовательно, приобретает устойчивую электронную структуру 1s2 (как у атома гелия). Общую электронную пару в графических формулах молекул показывают в виде черточки: Н—Н.
Любая молекула является устойчивой только в том случае, если при ее образовании из атомов происходит уменьшение полной энергии системы. Поэтому образование химической связи — это процесс, который сопровождается выделением энергии.
Энергия системы из двух сближающихся атомов водорода, которые имеют электроны с параллельными спинами, при уменьшении расстояния между атомами увеличивается, т. е. образования устойчивой молекулы не происходит. Если же атомы имеют электроны с антипараллельными спинами, то при сближении атомов энергия понижается и достигает минимума при расстоянии между ядрами атомов г0= = 0,74А. Следовательно, таково расстояние между ядрами атомов водорода в образующейся устойчивой молекуле Н2. Эта величина меньше суммы двух атомных радиусов (О,53А + + о,53А = 1,обА).
Отсюда был сделан вывод о том, что при образовании ковалентной связи происходит перекрывание облаков электронов, имеющих антипараллельные спины.
Область перекрывания электронных облаков — это область высокого отрицательного заряда, который притягивает положительно заряженные ядра атомов.
Схематично перекрывание электронных облаков в молекуле Н2 показано на рис. 3.
Рис. 3. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы водорода
Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле хлора СЬ. Электронная формула внешнего слоя атома хлора: 3s2 Зр5, электронно-графическая формула:
3s Зр
Один из ^-электронов в атоме хлора является неспаренным. При образовании молекулы неспаренные электроны двух атомов хлора образуют одну общую электронную пару; в результате каждый атом хлора приобретает электронную структуру З^Зр6 (октет):
:СГ + -а: -> :С10С1: (С1-С1)
Перекрывание электронных облаков в молекуле хлора показано на рис. 4.
Рис. 4. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле хлора
Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется одинарной (простой) связью.
Следовательно, связи в молекулах Н2 и С12 являются одинарными (простыми) связями.
Как видно из рис. 3,4, области перекрывания электронных облаков в молекулах Н2 и С12 находятся на линии, которая соединяет ядра атомов.
Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называются a-связями (сигма-связями).
Следовательно, связи в молекулах Н2 и С12 представляют собой (7-СВЯЗИ.
Одинарные связи всегда являются ст-связями.
Другой разновидностью ковалентных связей являются л-связи.
л-Связи — это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
р-облакор-облакор-облакор-облакоs-Облака не могут образовывать д-связи. В образовании я-связей могут участвовать р- и (/-облака. Например, к- связь образуется при перекрывании двух р- облако в, как это показано на рис. 5.
р-облако
р-облако
р-облако
р-облако
(N *М)(N *М)
(N *М)
(N *М)
Рис. 5. Образование л-связи двумя р-облаками
д-Связи образуются в тех случаях, когда между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары.
Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.
Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной о-связи и одной тс-связи: А = В.
Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью. Любая тройная связь состоит из одной о-связи и двух л-связей: А = В.
Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи.
Образование кратных связей рассмотрим на примере молекулы азота N2.
Электронная формула внешнего слоя атома азота: 2^2p3, электронно-графическая формула:
Три р-электрона в атоме азота являются неспаренными и участвуют в образовании трех общих электронных пар:
: N • + • N: -> : N ЭД N :
В результате образования трех общих электронных пар каждый атом азота приобретает устойчивую электронную структуру Is^p6. На рис. 6 показано перекрывание электронных облаков в молекуле азота.
Рис. 6. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле азота
Важной характеристикой ковалентной связи является полярность связи.
Полярность связи зависит от электроотрицательности элементов, атомы которых участвуют в образовании связи (см. § 3.6).
Напомним, что электроотрицательность (ЭО) элемента характеризует способность его атома в молекуле притягивать к себе общую электронную пару.
Если ковалентная связь образуется между атомами с одинаковой ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Такая связь называется неполярной связью. Неполярные связи существуют в молекулах простых веществ: Н2, N2, С12, О2 и т. д.
Молекулы с неполярными связями являются неполярными молекулами.
Если ковалентная связь образуется между атомами с различной ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома с большей ЭО:
+5—5
А: ->В
ЭОА< эов
В результате смещения электронной плотности на атоме с большей ЭО возникает избыточный отрицательный заряд
(—5), а на атоме с меньшей ЭО — положительный заряд (+5).
Ковалентная связь с неравномерным распределением электронной плотности между взаимодействующими атомами называется полярной связью.
Если молекула состоит из двух атомов, которые связаны полярной связью, то такая молекула является полярной молекулой, т. е. представляет собой диполь.
Диполь — это электронейтральная система, в которой центры положительного и отрицательного зарядов находятся на определенном расстоянии друг от друга.
Схематично диполь изображается следующим образом:
Расстояние между центрами зарядов называется длиной диполя (/).
Количественной характеристикой полярности связей и молекул является дипольный момент.
Дипольный момент // равен произведению заряда 6 иа длину диполя I:
Чем больше дипольный момент, тем больше полярность связи и молекулы. Дипольный момент является векторной величиной. Вектор дипольного момента направлен от центра положительного заряда к центру отрицательного заряда.
Примером полярной молекулы является молекула хлороводорода НО.
В результате перекрывания 5-облака атома водорода и д-облака атома хлора образуется одинарная сг-связь:
'Гак как ЭО хлора больше ЭО водорода, связь в молекуле НС1 является полярной связью. Следовательно, молекула НС1 представляет собой диполь.
Чем больше разность ЭО связанных атомов, тем сильнее смещается электронная плотность к атому более электроотрицательного элемента, тем больше дипольный момент молекулы. Например, в ряду молекул HI -> HBr -> НС1 разность ЭО и полярность связей и молекул увеличиваются:
ЭО:АЭО:ЭО:АЭО:Н - IН - ВгН - С1
ЭО:
АЭО:
ЭО:
АЭО:
2,1 2,52,12,82,13,0
0,40,70,9
Полярность связей н молекул увеличивается
Если молекула состоит из трех или большего числа атомов, дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей в этой молекуле.
Для определения дипольного момента молекулы необходимо знать расположение в пространстве векторов дипольных моментов связей, которое зависит от геометрического строения молекулы.
Рассмотрим, например, строение молекулы воды Н2Ои определим, является ли эта молекула полярной или неполярной.
Атом кислорода имеет на р-подуровне внешнего электронного слоя 2 неспаренных электрона. Располбженные под углом 90°р-облака этих электронов перекрываются с 5-облаками двух атомов водорода и образуют две одинарные
Рис.7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле воды 122Рис.7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле воды 122
Рис.7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле воды 122
Рис.7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле воды 122
er-связи, как это показано на рис. 7. Каждая связь О—Н является полярной связью, так как ЭО(О) > ЭО(Н); области перекрывания электронных облаков смещаются к атому кислорода, на котором возникает избыточный отрицательный заряд. На атомах водорода возникают избыточные положительные заряды. Отталкивание между этими одноименными зарядами обусловливает увеличение угла между связями до 104,5°. Схематично строение молекулы воды с изображением дипольных моментов связей О—Н и дипольного момента молекулы в целом показано на рис. 8.
о /~х^L. н
От—г—?
№,5° I /
/ 1 1
/1
Ум //^ А /
Н
Рис. 8. Определение дипольного момента молекулы воды
Дипольный момент молекулы воды равен сумме дипольных моментов двух связей О—Н:
#(Н2О) = У(О-Н) + ^(О-Н)
Эта сумма определяется по правилу параллелограмма. Как видно из рис.8, молекула воды характеризуется определенной величиной дипольного момента, т. е. является полярной молекулой (диполем).
Однако существует достаточно много молекул, которые содержат полярные связи, но сами являются неполярными. Примеры таких молекул будут рассмотрены в следующем параграфе.
Вопросы для контроля
Какие вещества существуют в виде свободных атомов?
Что называется химической связью?
Какова природа сил, которые обусловливают химическую связь?
Какие структуры могут образоваться в результате связы-
вания атомов?
Какие типы химической связи вы знаете?
Какие электроны называются валентными электронами?
Какие электронные структуры внешнего слоя стремятся приобрести атомы при образовании химической связи?
Как объяснял образование ковалентной связи Г Льюис?
Как изменяется энергия системы взаимодействующих атомов при образовании химической связи?
Что происходит с электронными облаками при образовании ковалентной связи?
Что представляет собой область перекрывания электронных облаков?
В каком случае ковалентная связь называется одинарной (простой) связью?
Какие связи называются ст-связями? Что такое л-связи? Какие электронные облака могут участвовать в образовании л-связей?
Что характеризует кратность связи?
Какие связи называются: а) двойными; б) тройными; в) кратными?
Что характеризует электроотрицательность элемента?
Какая связь называется: а) неполярной связью; б) полярной связью?
Что такое диполь? Что называется длиной диполя?
Чему равен дипольный момент?
От чего зависит полярность (дипольный момент) двухатомных молекул?
Чему равен дипольный момент молекул, которые состоят из трех или большего числа атомов?
Является ли молекула воды диполем?
Валентность элементов в ковалентныхсоединениях. Гибридизация орбиталей.Направленность ковалентной связи.Пространственное строение молекул
Теория строения атома и теория ковалентной связи объясняют физический смысл понятия «валентность элемента» (начальные сведения о валентности см. в § 1.6).
В образовании ковалентных связей участвуют неспаренные электроны, поэтому валентность элемента (т. е. число химических связей, которые образует атом этого элемента) определяется числом неспаренных электронов в его атоме.
Число неспаренных электронов в атомах многих элементов при образовании химических связей может увеличиваться в результате перехода атомов из основного состояния в возбужденное состояние.
Возбужденное состояние атома — это состояние с более высокой энергией, чем основное. Процесс перехода атома из основного в возбужденное состояние называется возбуждением атома.
Возбуждение атома при образовании химических связей обычно представляет собой разъединение спаренных электронов и переход одного из них с данного подуровня на свободную орбиталь другого подуровня. Как правило, этот переход происходит в пределах одного энергетического уровня. В процессе возбуждения изменяется спиновое квантовое число электрона, который переходит с одного подуровня на другой.
Рассмотрим, например, процесс возбуждения атома углерода. В основном состоянии атом углерода имеет на /j-подуровне два неспаренных электрона:
Валентность углерода в основном состоянии равна двум. При поглощении энергии (Е) один из электронов 25-подуровня переходит на свободную орбиталь 2р-подуровня, в результате число неспаренных электронов увеличивается до четырех:
В возбужденном состоянии углерод является четырехвалентным. Такую валентность углерод проявляет в большинстве соединений.
Таким образом, переход атома в возбужденное состояние обусловливает увеличение валентности элемента и является причиной существования переменной валентности.
Затраты энергии на возбуждение атомов компенсируются той энергией, которая выделяется при образовании дополнительных химических связей.
Возбуждение атомов при образовании химических связей возможно не для всех элементов. Этим объясняется су-
ществование элементов с постоянной валентностью (§ 1.6).
Например, атомы кислорода О и серы S имеют одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя — у2//, так как кислород и сера находятся в главной подгруппе VI группы. В основном (невозбужденном) состоянии атомы кислорода и серы имеют по два неспаренных электрона на внешнем электронном слое:
8° .„sШГ! I
2$ 3s
Поэтому в основном состоянии кислород и сера имеют одинаковую валентность, равную II.
Атом кислорода при образовании химических связей не может перейти в возбужденное состояние, потому что на 2-м энергетическом уровне нет свободных орбиталей (отсутствует ^-подуровень). Это и является причиной постоянной валентности кислорода во всех соединениях.
Для атома серы переход в возбужденное состояние возможен. В процессе возбуждения электроны атома серы переходят с Зх- и Зр-подуровней на свободные орбитали 3d- подуровня:
*ЩТП f’ НИ СгтттЖП
(ДНИ 3d V иПШГза^ ЛШШЗ?
Ш зрЕГзр—- ш зр
3S3S3S
В возбужденных состояниях (обозначаются символом элемента со звездочкой) валентность серы равна IV и VI.
Число неспаренных электронов в основном и возбужденных состояниях атомов и максимальная валентность элементов 2-го и 3-го периодов представлены в табл. 18.
Данные таблицы 18 показывают, что максимальное число неспаренных электронов, а соответственно и высшая валентность элемента равны номеру группы, в которой он находится. Исключениями являются фтор F, кислород О и азот N, атомы которых не могут переходить в возбужденное состояние. (Характер химических связей и валентное состояние азота в соединениях типа N2O5, HNO3 и др., где азот формально пятивалентен, будут рассмотрены в следующем параграфе.)
Таблица 18
Взаимосвязь между высшей валентностью элементаи числом неспаренных электронов
№ группы
I
II
III
IV
V
VI
VII
I
П
III
IV
V
VI
VII
Элемент
Li
Be
В
с
N
о
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
CI
Число неспаренных электронов в основном состоянии
1
0
1
2
3
2
1
1
0
1
2
3
2
1
Число неспаренных электронов в возбужденном состоянии
—
2
3
4
—
-
—
2
3
4
5
4
6
3
5
7
Высшая валентность
I
II
ш
IV
III
II
I
1
II
III
IV
V
VI
VII
В возбужденных атомах неспаренные электроны находятся на разных подуровнях, и, следовательно, орбитали этих электронов различаются по энергии и по-форме. Однако ковалентные связи, которые образуют эти электроны, являются равноценными- Это объясняется явлением, которое называется гибридизацией орбиталей.
• Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа (например, х- и р-орбиталей), в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали.
Число образующихся гибридных орбиталей равно числу орбиталей, которые участвуют в гибридизации.
Наиболее важные типы гибридизации орбиталей: sp (смешение одной х- и одной р-орбитали), sp2 (смешение одной 5- и двух р-орбиталей), sp3 (смешение одной s- и трех р-орбиталей).
sp-Гибридизация
Рассмотрим этот тип гибридизации на примере молекулы хлорида бериллия ВеС12. Валентность бериллия в этом соединении равна II, что соответствует числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома: 23^4
sp-гибридизацияsp-гибридизацияЛ 80°Л 80°25-орбиталь 2р-орбиталь25-орбиталь 2р-орбитальгибридные sp-орбиталигибридные sp-орбиталиВ результате гибридизации 25-орбитали и одной 2р-ор- битали образуются две гибридные орбитали (рис. 9), которые располагаются на одной линии (угол между орбиталями 180°).
sp-гибридизация
sp-гибридизация
Л 80°
Л 80°
25-орбиталь 2р-орбиталь
25-орбиталь 2р-орбиталь
гибридные sp-орбитали
гибридные sp-орбитали
Рис. 9. Образование гибридных sp-орбиталей в атоме бериллия
sp-Гибридные орбитали атома бериллия перекрываются с р-орбиталями атомов хлора с образованием двух ст-связей (рис. 10).
Рис. 10. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВеС12
Гибридные sp-облака всегда располагаются под углом 180°, поэтому для молекул, которые содержат sp-гибриди- зованные атомы, характерно линейное строение.
Каждая связь Be—Cl является полярной связью, так как ЭО(С1) > ЭО(Ве). Векторы дипольных моментов двух связей Be—Cl в молекуле ВеС12 равны по величине, но имеют противоположное направление; поэтому векторная сумма равна нулю. Это значит, что молекула ВеС12 является неполярной молекулой.
Следовательно, полярность молекулы зависит не только от полярности имеющихся в ней химических связей, но и от геометрической формы молекулы.
$рг-Гибридизация
Рассмотрим этот тип гибридизации на примере молекулы хлорида бора ВС13. Валентность бора в этом соединении равна III, что соответствует числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома: Зд^р.
2s 2Р
В результате гибридизации 25-орбитали и двух 2р-орби- талей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 120°В результате гибридизации 25-орбитали и двух 2р-орби- талей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 120°Рис.11. Образование гибридных ^-орбиталей в атоме бораРис.11. Образование гибридных ^-орбиталей в атоме бора
В результате гибридизации 25-орбитали и двух 2р-орби- талей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 120°
В результате гибридизации 25-орбитали и двух 2р-орби- талей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 120°
Рис.11. Образование гибридных ^-орбиталей в атоме бора
Рис.11. Образование гибридных ^-орбиталей в атоме бора
Рис. 12. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВС13Молекула ВС13 имеет форму равностороннего треугольника.Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.Рис. 12. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВС13Молекула ВС13 имеет форму равностороннего треугольника.Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.
Рис. 12. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВС13
Молекула ВС13 имеет форму равностороннего треугольника.
Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.
Рис. 12. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВС13
Молекула ВС13 имеет форму равностороннего треугольника.
Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.
Гибридные $ра-орбитали атома бора перекрываются с р-орбиталями трех атомов хлора с образованием трех a-связей (рис. 12).
sp3-Гибридизация
В состоянии ^-гибридизации находится, например, атом углерода в молекуле метана СН4. В этом соединении атом углерода образует 4 одинарные связи, т. е. его валентность равна IV. Такую валентность углерод имеет в возбужденном состоянии: 2s12p3
гштп
Ш гр2s
В результате гибридизации 25-орбитали и трех 2р-орби- талей образуются четыре гибридные орбитали, которые располагаются под углом 109,5е друг к другу и направлены к
вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро ато-
Рнс, 13. Образование гибридных 5р3-орбиталей в атоме углерода
При перекрывании гибридных ^-орбиталей с 5-орбиталями четырех атомов водорода образуются четыре сг-связи (рис. 14). Молекула СН4 имеет форму тетраэдра. Дипольный момент этой молекулы (т. е. векторная сумма дипольных моментов связей С—Н) равен нулю, следовательно, молекула является неполярной.
Рис 14 Перекрывание электронных облаков в молекуле СН4
Итак, в образовании ковалентных связей принимают участие «обычные» облака (5,/?, d^v гибридные облака (sp, sp\ V и др.). Все эти облака имеют определенную ориентацию в пространстве. Поэтому и ковалентные связи, которые образуют эти облака, также характеризуются определенной направленностью.
Направленность ковалентных связей обусловливает определенное пространственное строение молекул ковалентных соединений,
Наиболее распространенные геометрические формы молекул различного типа представлены в табл. 19.
Таблица 19
Пространственное строение молекул различного типа
Тип молекулы
Пространственное строение
Примеры молекул
АВ2
Угловое
Линейное
Н2О, H2S, of2
ВеС13, MgBr2, СО2
АВ3
Пирамидальное Треугольное
NH3, РС13, AsH3
ВС13,А1Вг3
ав4
Тетраэдрическое
СН4, CCl4, SiH4
Вопросы для контроля
,, Чем определяется валентность элемента в ковалентных соединениях?
В результате чего может увеличиваться число неспаренных электронов в атомах?
Что такое возбужденное состояние атома?
Что обычно представляет собой возбуждение атома при образовании им химических связей?
Что является причиной переменной валентности многих элементов?
Чем объясняется существование элементов с постоянной валентностью?
Чему равно максимальное число неспаренных электронов в возбужденных состояниях атомов для большинства элементов?
Что такое гибридизация атомных орбиталей?
Какие типы гибридизации являются наиболее важными? Сколько гибридных орбиталей образуется в результате: sp-, sp1-, ^-гибридизации?
Какое геометрическое строение характерно для молекул, которые содержат sp-гибридизованные атомы?
Какова геометрическая форма молекул типа АВ3, которые содержат ^-гибридизованный атом А?
Какова геометрическая форма молекул типа АВ4, которые содержат ^-гибридизованный атом А?
Почему ковалентные связи имеют определенную направленность? Что она обусловливает?
Назовите известные вам виды пространственного строения Молекул. Приведите примеры молекул.
Задания для самостоятельной работы
Для атомов элементов 2-го и 3-го периодов (см. табл. 18) напишите электронные и электронно-графические формулы внешнего электронного слоя в возможных возбужденных состояниях.
Какой тип гибридизации характерен для: а) кремния в SiCl4; б) магния в MgBr2; в) алюминия в А1Вг3? Нарисуйте схемы перекрывания электронных облаков в данных молекулах. Какова геометрическая форма этих молекул? Являются ли они полярными или неполярными?
Какие из следующих молекул являются полярными и какие неполярными: OF2, MgBr2, РС13, ВС13, H2S, А1Вг3? Почему?
Как указано в табл.19, молекула оксида углерода (IV) СО/ имеет линейную форму. Сколько а- и я-связей в этой молекуле? Какие электронные облака атома углерода участвуют в образовании этих связей? Является ли молекула СО2 полярной или неполярной?
§ 3.9. Донорно-акцепторный механизмобразования ковалентной связи.
Ионная, металлическая, водородная связи.Межмолекулярные взаимодействия.
Типы кристаллических решеток
Донорно-акцепторная связь
Механизм образования ковалентной связи, при котором каждый атом предоставляет для создания общей электронной пары один неспаренный электрон, называется обменным механизмом. В § 3.7, 3.8 мы рассмотрели связи, которые образованы по обменному механизму.
Однако существует и другой механизм образования ковалентной связи, который называется донорно-акцепторным механизмом. Ковалентная связь, которая образуется по донорно-акцепторному механизму, называется донорно-акцепторной связью. При образовании донорно-акцепторной связи один атом (донор) предоставляет неподеленную пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором):
А: + В А | В
донор акцептор
Донорно-акцепторная связь иногда обозначается стрелкой, которая направлена от атома-донора к атому-акцептору: А -> В.
Донорно-акцепторная связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподеленной электронной парой атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора:
АЙ + СВ -> А|В
Донорно-акцепторная связь имеет такие же свойства, как и обычная ковалентная связь, а отличается от нее только происхождением общей электронной пары.
Образование донорно-акцепторной связи рассмотрим на примере иона аммония NH/. Этот сложный ион образуется в результате присоединения иона водорода Н+ к молекуле аммиака NH3:
NH3 + Н+ -> NH4+
Строение внешнего электронного слоя атома азота: 1^Т^
Три неспаренных электрона, которые находятся на 2р-подуровне, участвуют в образовании трех ковалентных связей с атомами водорода в молекуле NH3. Это обычные связи, образованные по обменному механизму. Неподелен- ная электронная пара, которая находится у атома азота на 2$-подуровне, может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи, т. е. атом азота в молекуле аммиака может быть донором электронной пары. Ион водорода вообще не
имеет электронов, но имеет свободную l.v-орбиталь, поэтому он может быть акцептором электронов:
Все четыре связи N—Н в ионе аммония являются равноценными. Это обусловлено тем, что в момент образования связи в атоме азота происходит гибридизация ^-орбитали и трех 2р-орбиталей, т. е. ^'-гибридизация. В результате возникают четыре одинаковые гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра. Таким образом, ион аммония, как и молекулы типа АВ4, имеет тетраэдрическую форму.
Обратите внимание, что валентность азота в ионе аммония равна IV, так как он образует четыре ковалентные связи.
Следовательно, если элемент образует ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность больше числа неспаренных электронов и определяется общим числом орбиталей на внешнем электронном слое. К ним относятся: а) орбитали с неспаренными электронами; б) орбитали с неподеленными электронными парами; в) свободные орбитали.
Для азота валентность IV является максимальной, потому что внешний электронный слой атома азота (второй энергетический уровень) состоит из четырех орбиталей. Такую валентность азот имеет и в таких соединениях, как N2O5, HNO3, NaNO3 и т. п. Например, в молекуле азотной кислоты три ковалентные связи N—О образуются неспаренными электронами атома азота, а одна связь N—О образуется неподеленной парой электронов атома азота:
О
H-O-N
Ионная связь
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ДЭО > 1,7), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование частиц, имеющих электрические заряды. Эти частицы называются ионами:
А + В -> А+ + [:В]~ионы
Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи.
Как вы уже знаете, наименьшую ЭО имеют типичные металлы, атомы которых наиболее легко отдают электроны, а наибольшую ЭО имеют типичные неметаллы, атомы которых легко присоединяют электроны. Поэтому ионная связь образуется между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов.
При отдаче электронов атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы, которые называются катионами, например:
Na° — 1ё -> Na+ — катион натрия;
Са° — 2ё —> Са2+ — катион кальция.
При присоединении электронов атомы неметаллов превращаются в отрицательно заряженные ионы, которые называются анионами, например:
С1° + 1с —> СГ — хлорид-анион;
О0 + 2ё —> О2~ — оксид-анион.
Например, образование ионной связи при взаимодействии атомов натрия и хлора схематично можно показать так:
Общее число заряженных частиц: Суммарный заряд: Электронная конфигурацияОбщее число заряженных частиц: Суммарный заряд: Электронная конфигурацияNa- + -CI: -> Na+ + [= Ci:]
Общее число заряженных частиц: Суммарный заряд: Электронная конфигурация
Общее число заряженных частиц: Суммарный заряд: Электронная конфигурация
11 протонов 17 протонов 11 протонов 17 протонов
11 электро- 17 электро- 10 электро- 18 электроновновновнов
00+1-1
1?2?2р63? ts^Vts^ l^^p6 L^V-V-V
Как видно из этого примера, ионы имеют завершенные электронные конфигурации, т. е. при образовании ионной связи, как и при образовании ковалентной связи, атомы переходят в более устойчивое состояние.
По своим свойствам ионная связь отличается от ковалентной связи. Силы электростатического взаимодействия направлены от данного иона во все стороны. Поэтому данный ион может притягивать ионы противоположного знака в любом направлении. Этим обусловлены ненаправлен- ность и ненасыщаемость ионной связи. В кристаллической решетке ионных соединений вокруг каждого иона располагается определенное число ионов с противоположным зарядом. Например, в кристаллической решетке хлорида натрия NaCl каждый ион натрия Na+ окружен шестью хло- рид-ионами СГ, а каждый хлорид-ион окружен шестью ионами натрия (рис. 15). Таким образом, для ионных соединений понятие «молекула» при обычных условиях теряет
Рис. 15. Схема строения кристаллической решетки NaCI
Существуют вещества, молекулы которых содержат и ионные, и ковалентные связи. К таким веществам относятся, например, щелочи и многие соли. Так, в молекулах гидроксида натрия NaOH и сульфата натрия Na2SO4 связи между атомами натрия и кислорода представляют собой ионные связи, а остальные связи (между атомами кислорода и водорода в NaOH и между атомами кислорода и серы в Na2SO4) — ковалентные полярные.
Металлическая связь
Как известно, атомы металлов более или менее легко отдают электроны, которые находятся на внешнем электронном слое. В результате атомы металлов превращаются в
положительно заряженные ионы. Это происходит не только при взаимодействии металлов с другими веществами, но и при образовании простых веществ-металлов.
Простые вещества, которые образуют элементы-метал- лы, при обычных условиях представляют собой твердые кристаллические вещества (кроме ртути Hg). В кристаллах металлов часть их атомов находится в ионизированном состоянии. В узлах кристаллической решетки металлов находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами — электроны (рис. 16). Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и могут достаточно свободно перемещаться по всей кристаллической решетке.
Поэтому электроны, которые находятся в кристаллической решетке металлов, называются свободными электронами, или «электронным газом».
• Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью.
Рис. 16. Схема кристаллической решетки металлов
Металлическая связь обусловливает важнейшие физические свойства металлов (см. §7.3).
Водородная связь
Водородная связь является особым видом химической связи. В образовании этой связи участвует атом водорода, который в данной молекуле уже связан обычной ковалентной связью с атомом какого-либо элемента, имеющего большую электроотрицательность (например, с фтором, кислородом, азотом). Ковалентные связи Н—F, Н—О, Н—N
являются сильно полярными (большая разность ЭО1). Поэтому атом водорода имеет избыточный положительный заряд +5, а на атомах фтора, кислорода и азота находятся избыточные отрицательные заряды:
+8—8H-F+8—8H-F+8—6’+8—8Н—ОH-N+8—6’+8—8Н—ОH-N
+8—8
H-F
+8—8
H-F
+8—6’+8—8
Н—ОH-N
+8—6’+8—8
Н—ОH-N
В результате электростатического взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к электроотрицательному атому другой молекулы. Определенный вклад в образование водородной связи вносит донорно-акцепторное взаимодействие «полусвободной» 15-орбитали атома водорода и орбитали с непо- деленной парой электронов электроотрицательного атома:
+8 —8 +5 —8 +8 —8H-F Н—F H-F+8 —8 +5 —8 +8 —8H-F Н—F H-F-5'+5 -8' +8 —8+8О-Н о-н о-нн н н-5'+5 -8' +8 —8+8О-Н о-н о-нн н н
+8 —8 +5 —8 +8 —8
H-F Н—F H-F
+8 —8 +5 —8 +8 —8
H-F Н—F H-F
-5'+5 -8' +8 —8+8
О-Н о-н о-н
н н н
-5'+5 -8' +8 —8+8
О-Н о-н о-н
н н н
Это примеры образования межмолекулярных водородных связей. (Водородные связи обозначаются точками). Образование межмолекулярных водородных связей является причиной существования ассоциатов молекул типа (HF)„, (Н2О)„идр.
Водородная связь может быть не только межмолекулярной, но и внутримолекулярной. Например, в салициловом альдегиде происходит образование водородной связи между атомом водорода группы —ОН и атомом кислорода группы >С~О:
Внутри- и межмолекулярные водородные связи существуют в молекулах белков, ДНК и др.
Таким образом, при образовании водородной связи атом водорода находится между двумя атомами с высокой ЭО;
с одним из них он связан обычной ковалентной связью, а с другим — водородной связью.
Энергия водородной связи приблизительно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи и варьируется в пределах 15 — 40 кДж/моль. Тем не менее водородные связи играют важную роль во многих физико-химических и биологических процессах.
Межмолекулярные взаимодействия
Межмолекулярная водородная связь является одним из видов межмолекулярных взаимодействий.
Существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти силы называются ван-дер-ваальсовыми силами (в честь голландского физика Ван-дер-Ваальса). Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состояниях.
Одним из видов ван-дер-ваальсовых сил является ориентационное взаимодействие. Такое взаимодействие возникает между дипольными молекулами; противоположно заряженные концы диполей притягиваются друг к другу (рис. 17, а).
Если рядом находятся полярная и неполярная молекулы, то под влиянием полярной молекулы в неполярной молекуле возникает (индуцируется) диполь. Постоянный диполь и индуцированный диполь притягиваются друг к другу. Такой вид взаимодействия называется индукционным (рис. 17, б).
в ©*«©- ©9
Рис. 17. Схемы сил межмолекулярного взаимодействияд) ориентационные; б) индукционные; в) дисперсионные
140140Типы кристаллических решеток твердых веществ
140
140
Тип кристаллической решетки
Молекулярная
Ионная
Атомная
Металлическая
Частицы, находящиеся в узлах ранетки
Молекулы
Положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы)
Атомы
Атомы и положительно заряженные ионы металлов
Характер связи между частицами кристалла
Силы межмачеку- лярного взаимодействия (в т.ч. водородные связи)
Электростатические ионные связи
Ковалентные связи
Металлическая связь между ионами металлов и свободными электронами
Прочность связи
Слабая
Прочная
Очень прочная
Разной прочности
Отличительные физические свойства веществ
Легкоплавкие, небольшой твердости, многие растворимы в воде
Тугоплавкие, твердые, многие растворимы в воде. Растворы и расплавы проводят электрический ток (проводники II рода)
Очень тугоплавкие, очень твердые, практически нерастворимы в воде
Разнообразны по свойствам; имеют металлический блеск; обладают электропроводностью (проводники I рода) и теплопроводностью
Примеры веществ
Йод Ii, лед Н2О, «сухой лед» (твердый
СО2)
Хлорид натрия NaCL, гидроксид калия КОН, нитрат бария Ва(МОз)2
Алмаз С, кремний Si
Медь Си, калий К, цинк Zn
В неполярных молекулах за счет флуктуаций электронной плотности возникают мгновенные диполи, между которыми также действуют силы притяжения. Эти силы называются дисперсионным взаимодействием (рис. 17, в).
Типы кристаллических решеток
Рассмотренные в данном разделе виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток, которые сведены в табл. 20.
Вопросы для контроля
Что называется обменным механизмом образования ковалентной связи?
Какая связь называется донорно-акцепторной связью?
При перекрывании каких орбиталей образуется донорноакцепторная связь?
Отличаются ли свойства донорно-акцепторной связи от свойств обычной ковалентной связи?
Что является донором и что — акцептором при образовании донорно-акцепторной связи в ионе аммония?
Чем определяется валентность элемента, атомы которого образуют ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму?
Что называется ионной связью? Между атомами каких элементов она образуется?
Какой заряд имеют ионы металлов? Как они называются?
В какие ионы превращаются атомы неметаллов при присоединении электронов?
Чем обусловлены ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи?
Что находится в узлах кристаллической решетки металлов и что — между узлами?
Что называется металлической связью?
С атомами каких элементов атом водорода обычно образует водородные связи?
Какие виды взаимодействия обусловливают образование водородной связи?
В каких пределах варьируется энергия водородной связи? 16. Как называются силы, которые обусловливают притяжение между молекулами любого вещества в жидком и твердом агрегатных состояниях?
Назовите известные вам виды межмолекулярного взаимодействия.
Какие типы кристаллических решеток представлены в табл, 20?
Какие частицы находятся в узлах молекулярной, ионной, атомной и металлической кристаллических решеток?
Каков характер связи между частицами кристаллов в молекулярной, ионной, атомной и металлической кристаллических решетках?
Какова прочность связи между частицами кристаллов в молекулярной, ионной, атомной и металлической кристаллических решетках?
Охарактеризуйте отличительные физические свойства веществ, которые имеют: а) молекулярную кристаллическуъ решетку; б) ионную кристаллическую решетку; в) атомную кристаллическую решетку; г) металлическую кристаллическую решетку.
Приведите примеры веществ, которые в твердом состоянии имеют молекулярную, ионную, атомную и металлическую кристаллические решетки.
Задания для самостоятельной работы
Напишите электронные формулы атомов следующих элементов: ЭЫ, 3gSr, 35Вг, 3lGa, Какие элементарные ионы могут образовать атомы этих элементов? Напишите уравнения процессов образования этих ионов.
Допишите уравнения следующих процессов образования ионов:
а) Са° - 2€ =...; б) S°... = S2';в)Ее°-Зё=..;
г) Fec... = Fe2+.
?. Определите заряды ионов в следующих соединениях: AIF3, CsCl, Rb2O, СаВг2.
Какие из следующих веществ являются ионными соединениями: Н2, КС1, N2, КН3, CaFz, СН4? Почему? Напишите схемы образования этих соединений.
Какой атом является донором и какой — акцептором электронов при взаимодействии молекул NH3 и BF3 с образованием молекулярного соединения ВЕ3 • NH3? Чему равны валентности бора и азота в образующемся соединении?
Степени окисления элементов
Степень окисления является важной характеристикой состояния атома в молекуле.
В соединениях с ионной связью степени окисления элементов равны зарядам ионов. Например:
+ 1 -1
NaCl Степень окисления натрия = +1 Степень окисления хлора — — 1 +2 -1
СаР2 Степень окисления кальция = +2 Степень окисления фтора = — 1 +2 -2
MgO Степень окисления магния = +2
Степень окисления кислорода = —2
В соединениях с ковалентной неполярной связью (в молекулах простых веществ) степени окисления элементов равны нулю.
Например: Н?, С& О°2, F^, Si0, С°, S°
В соединениях с ковалентной полярной связью гепень окисления элемента — это условный заряд его атома в молекуле, если считать, что молекула состоит из ионов, т. е. рассматривать ковалентные полярные связи как ионные связи. При этом считают, что общие электронные пары полностью переходят к атомам элементов с большей ЭО.
Например, в молекуле хлороводорода НС1 ковалентная полярная связь Н : С1. Если общая электронная пара полностью перейдет к атому хлора (ЭОС1 > ЭОН), то связь станет ионной. На атоме Н появится заряд +1, на атоме хлора будет заряд — 1. Следовательно, степени окисления атомов +1 -1
в молекуле равны: НС1. (Степени окисления записывают над символами элементов.)
Любая молекула является электронейтральной, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю.
Некоторые элементы во всех сложных веществах имеют постоянную степень окисления:
Степень окисленияСтепень окисленияЭлементы с постоянной степенью окисления
Степень окисления
Степень окисления
а) Щелочные металлы (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) +1 б) Элементы И группы (кроме Hg): Be, Mg,
Са, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd +2 в) Алюминий Al +3 г) Фтор F — 1
Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют постоянные степени окисления, но есть исключения:
Элемент
Степень окисления в большинстве соединений
Исключения
Н
+1
Гидриды активных металлов: +10 +10 +20 NaH, КН, СаН2идр.
О
—2
Пероксиды водорода и металлов:
+ 10 +10 +20
Н2О2, Na2O2, СаО2
Фторид кислорода: @-1
of2
Все другие элементы в различных соединениях имеют разные степени окисления, т. е. являются элементами с переменной степенью окисления.
СН4 х + 4(+1) = 0;х=-4СН4 х + 4(+1) = 0;х=-4НН-С-ННН НI Iн-с-с-нн нНН-С-ННН НI Iн-с-с-нн нНапример, определим степени окисления углерода в различных соединениях. Одновременно напишем графические формулы этих соединений, чтобы показать валентность углерода.
СН4 х + 4(+1) = 0;х=-4
СН4 х + 4(+1) = 0;х=-4
Н
Н-С-Н
Н
Н Н
I Iн-с-с-н
н н
Н
Н-С-Н
Н
Н Н
I Iн-с-с-н
н н
х +1
С2Н6 2х + 6(+1) = 0; х - —3
х+1с2н4х+1с2н42x + 4(+l) = 0;x=—22x + 4(+l) = 0;x=—2нх н
х+1с2н4
х+1с2н4
2x + 4(+l) = 0;x=—2
2x + 4(+l) = 0;x=—2
c = cz
HZ XH
+1 x -2 +1,•
H С О H x + 2(+1) + (-2) = 0;x=0H- C
X H
+1 x -2 -2 +1
HCOOH x + 2(+l) + 2(-2) = 0; x = +2 II- C XO-H
x -2
CO2 x + 2(—2) = 0; x = +4 0 = С = О
Вы видите, что степень окисления углерода изменяется от —4 до +4, а валентность углерода во всех соединениях равна IV
Степени окисления могут иметь и дробные значения. Например:
х+1+1 х
С3Н8ко2
81
Зх + 8(+1) = 0; х = —— 2х + 1 — 0; х = ——
Необходимо знать, что:
Металлы во всех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления.
Неметаллы могут иметь и положительные, и отрицательные степени окисления. В соединениях с металлами и водородом степени окисления неметаллов всегда отрицательные. *
Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.
Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов обычно равна: — (8 — номер группы, в которой находится элемент).
Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными.
Например, элемент-неметалл азот (V группа) может иметь следующие степени окисления:
-3-2 -I 0+1+2+3+4
+5
Низшая
Высшая
степень Промежуточные степени окисления
степень
окисления
окисления
-3-2-10 +1+2+3+4+5
NH3 n2h4 nh2oh n2 n2o no n2o3 no2n2o5
Примеры соединений
Знание степеней окисления элементов позволяет делать выводы о химических свойствах веществ, в состав которых входят эти элементы.
Вопросы для контроля
Чему равны степени окисления элементов в соединениях с ионной связью?
Чему равны степени окисления элементов в соединениях с неполярной ковалентной связью (в молекулах простых веществ)?
Что такое степень окисления элемента в соединениях с полярной ковалентной связью?
Чему равна алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле? Почему?
Какие элементы имеют постоянную степень окисления во всех сложных веществах?
Какие степени окисления имеют водород и кислород в большинстве сложных веществ? Какие вы знаете исключения?
Какие степени окисления (положительные или отрицательные) имеют атомы металлов и неметаллов в сложных веществах?
Чему равны высшие и низшие степени окисления элементов?
Какие степени окисления называются промежуточными?
Упражнения для самостоятельной работы
Определите степени окисления и валентности:
фосфора в: РН3, Р2О3, Н3РО4, Mg3P2;
брома в: NaBr, НВгО, КВгО3, Вг2О5;
хрома в: Сг2О3) К2СгО4, Н2Сг2О7, Сг(ОН)3;
марганца в: МпО, КМпО4, МпС12, Н2МпО4;
серы в: CaS, SO3, H2SO3, BaSO4;
кремния в: SiO2, H2SiO3, SiH4, S1C14;
хлора в: НСЮ, НСЮ2, ВаС12, С12О7;
железа в: Fe2O3, Fe2S3, FeSO4, H2FeO4;
азота в: HNO2, NH3j N2, Ca3N2.
Модель выполнения задания I
Соединения
Степень окисления азота
Графические формулы
Валентность азота
+ 1 -2
hno2
+3
Н - О - N = О
Ш
Nh3
-3
н
[[[
H-N-H
n;
0
N = N
Ш
+2
Ca3N2
-3
Са = N - Са - N = Са
Ш
Чему равны высшие и низшие степени окисления следующих элементов: а) хлор 17С1; б) марганец 25Мп; в) сера I6S; г) кремний 14Si; д) хром 24Сг; е) фосфор 15Р; ж) свинец 82РЬ; з) бром 35Вг?
Тест № 4по теме: «Химическая связь. Степени окисления элементов»(Число правильных ответов — 9)
Вариант I
В каких молекулах существует неполярная ковалент
ная связь?
® 12© со2 ® К2О
© Н2о@ 02
Как изменяется полярность связей в ряду молекул: Н2О -> H2S -> H2Se -> Н2Те?
@ не изменяется © увеличивается
® уменьшается
Чему равна валентность кремния 1451(...3?3^) в основном и в возбужденном состояниях?
@1©И©III©IV©V
Чему равна низшая степень окисления серы 16S?
® -6© -4© -2©О©+6
Чему равна степень окисления фосфора в соединении Mg3P2?
® +3©+2@0©-2©-3
Какие элементы имеют постоянную степень окисления+1?
(A) jH ,© з Li(В) 29С11
© 37КЬ © 47^6
Вариант П
В каких молекулах существуют полярные ковалентные связи?
@ КВг " © НВг © Вг2
© PBr3 © CsBr
Как изменяется полярность связей в ряду молекул: РН3 -> H2S -> НС1?
® не изменяется ® увеличивается
© уменьшается
Чему равна валентность фосфора 15Р(„.3?Зр3) в основном и в возбужденном состояниях?
® I©II® III
©IV©V
Чему равна высшая степень окисления марганца 25Мп?
® -1©0© +7© +4@+2
Чему равна степень окисления хлора в соединении Са(С1О)2?
®+2©+1©0©-1©-2
Какие элементы могут иметь степень окисления —1?
® iH© i2Mg© 35ВГ
©26Fe@19К
Раздел 4
КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХРЕАКЦИЙ И ЗАКОНОМЕРНОСТИ
ИХ ПРОТЕКАНИЯ
Главным предметом изучения в химии является химическая реакция. Глубокое знание сущности и закономерностей протекания химических реакций дает возможность управлять ими и использовать для синтеза новых веществ. Усвоение общих закономерностей протекания химических реакций необходимо для последующего изучения свойств неорганических и органических веществ,
В данном разделе рассматриваются классификация химических реакций, сущность окислительно-восстановительных реакций, тепловые эффекты реакций, их скорости, состояние химического равновесия для обратимых реакций и условия его смещения, а также показаны правила составления различных типов уравнений химических реакций.
Окислительно-восстановительные реакции.
Важнейшие окислители и восстановители
Все химические реакции можно разделить на два типа:
Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления элементов: степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:
+1-1 +1-2+1 +1-1 +1-2
НС1 + NaOH = NaCl + Н2О(4.1.1)
Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:
О 0+2-2
2Mg + О2 = 2MgO(4.1.2)
+7-1+2 О
2КМпО4 + 16НС1 = 2МпС12 + 5С12 + 2КС1 + 8Н2О (4.1.3)
Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это
химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.
Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента.
Так, в реакции 4.1.2 каждый атом магния отдает 2 электрона:
Mg° = Mg"2 + 2ё (или: Mg° - 2ё = Mg'2)(4.1.4)
Эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле О2 присоединяет 2 электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет 4 электрона:
О2 + 4ё — 2О"2(4.1.5)
В реакции 4.1.3 атомы хлора, которые в молекулах НС1 имеют степень окисления — 1, отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы хлора, которые соединяются попарно и образуют молекулы хлора С12:
СГ1 - С1° + 1ё;С1° + С1° = С12
или суммарно: 2С1 1 = С12 + 2ё (4.1.6)
Атом марганца, который в исходном веществе (КМпО4) имеет степень окисления +7, присоединяет 5 электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления +2 (такую степень окисления он имеет в молекуле продукта реакции МпС12):
Мп+7+5ё-Мп+2(4.1.7)
Рассмотренный выше механизм ОВР объясняет, почему эти реакции называют реакциями с переносом электронов. Реакции, при протекании которых степени окисления не изменяются, называются реакциями без переноса электронов.
Таким образом, любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.
Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величина степени окисления элемента повышается.
В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.
Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгеб-
раическая величина степени окисления понижается.
Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.
Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями,
В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и на.
Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями*
В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно О2 и КМпО4.
Следовательно, в общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить следующей схемой:
пё
I
Восстановитель 4- Окислитель = Продукты реакции
Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окисляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.
ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИИ ВОССТАНОВИТЕЛИ
Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.
Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя.
Например, свойства перманганата калия КМпО4 определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в КМпО4 имеет высшую степень окисления +7, поэтому КМпО4 может быть только окислителем.
Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.
Например, свойства аммиака NH3 определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH3 имеет низшую степень окисления —3, поэтому NH3 может быть только восстановителем.
Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.
Например, свойства сульфита натрия Na2SO3 определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточную степень окисления +4. Поэтому Na2SO3 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В реакции с перманганатом калия:
+4 +7
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4
+6 +2
—>Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O (4.1.8) сульфит натрия окисляется до сульфата натрия, т. е. выступает в роли восстановителя. Это обусловлено тем, что КМпО4 может быть только окислителем (см. выше). А в реакции с сероводородом:
+4 -2 О
Na2SO3 + H2S + НС1 -> S + NaCl + H2O (4.1.9) сульфит натрия восстанавливается до свободной серы, т. е. выступает в роли окислителя, так как H2S может быть только восстановителем (сера в H2S находится в низшей степени окисления).
Важнейшими окислителями являются:
простые вешестеа-неметиялы с наибольшими значениями электроотрицательности — фтор Р2, кислород О2;
сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления — перманганат калия КМпОр хроматы и дихроматы (например, дихромат калия К2С£2О7), азотная кислота HNO3 и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота H2SO4, оксид свинца (IV) РЪО2, хлорная кислота НС1О4 и ее соли — перхлораты и др.
Важнейшими восстановителями являются:
все простые вещества-металлы. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы, магний Mg, алюминий AI, цинк Zn;
сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления — метан СН4, силан SjH4, аммиак NH3, фосфин РН3, нитриды и фосфиды металлов (например, Na^N, Са3Р2), сероводород H2S и Сульфиды металлов, галогеноводороды HI, НВт, НС1 и галогениды металлов, гидриды металлов (например, NaH, СаН2) и др.
Среди веществ, содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены С12 и Вг2, хлорноватистая кислота HQO и ее соли — гипохлориты, хлораты (КСЮ3 и др.), оксид марганца (IV) МпО2. соли трехвалентного железа (FeCh и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н2, углерод С, оксид углерода (II) СО, сульфиты металлов (Na^Og и др.), соли двухвалентного железа (feSO4 и др.).
ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХРЕАКЦИЙ
Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций.
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент- восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Примерами данного типа реакций являются
О 0-3+1
N2 + Н2 -> NH3;
■ +20+3 -1+3-1 +20
FeCl2 + Cl2-> FeCl3; FeCl3 + KI -> FeCl2 + I2 + KC1
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В-этих реакциях эле мент-окислитель и элемент- восстановитель входят в состав одного вещества. Например:
-3+60+3-3 +3 о
(NH4)2Cr2O7 —> N2 + Cr2O3 + H2O; NH4NO2 —> N2 + H2O
К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.
Реакции самоокисления-самовосстановления, называемые также реакциями диспропорционирования. Это ОВР, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает электроны другой части атомов этого же элемента* Например:
+4+5+3
- NO2 + Н20 -> HNO3 + HNO2
О-1+1
С12 + Са(ОН)2 -> СаС12 + Са(С1О)2 + Н2О
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХРЕАКЦИЙ
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций часто используется специальный метод — метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.
Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:
KMnO4+ KBr + H2SO4 -> MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O
Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:
+1+7-2 +1-1 +1+6-2 +2+6-2 0 +1+6-2 +1-2
КМпО4 + КВг + H2SO4 -> MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O
Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:
+7-1+2 О
КМдО4 + KBr + H2SO4-> MnSO4 + Вг2 + K2SO4 + Н2О
Составим уравнения процессов окисления и восстановления:
Мп+7 + 5с —> Мп+2 (восстановление)
2Вг-1 — 2ё -> Вг2 (окисление)
Обратите внимание, что в левой части уравнения процесса окисления взято два атома брома, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Вг2.
Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны. Так как наименьшим общим кратным чисел «5» и «2» является «10», то уравнение процесса восстановления нужно умножить на «2», а уравнение процесса окисления — на «5»:
2 I Мп+7 + 5ё -> Мп+2
5 | 2Вг 1 — 2е -> Вг2
Два атома Мп+7 присоединяют 10 электронов, а 10 атомов Вг1 отдают 10 электронов, т. е. выполняется основное правило метода электронного баланса.
Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления: 2KMnO4+10KBr+H2SO4 -+ 2MnSO4+5Br2+K2SO4+H2O
После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.
2KMnO4+10KBr+8H2SO4=2MnSO4+5Br2+6K2SO4+8H2O
Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь. Во многих случаях равенство чисел атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения ОВР свидетельствует о том, что это уравнение составлено правильно (в составленном уравнении 40 атомов кислорода и в левой, и в правой частях).
Рассмотрим некоторые более сложные примеры составления уравнений ОВР.
Составим уравнение реакции, которая протекает по следующей схеме:
Си + HNO3 -+ Cu(NO3)2 + NO + Н2О
Определим степени окисления всех элементов и подчеркнем символы элементов, которые изменяют свои степени окисления:
0 +1+5 -2+2 +5 -2+2 -2 +1 -2
Си + HNO3 -> Cu(NO3)2 + ДО + Н2О
Составим уравнения процессов окисления и восстановления и найдем множители, на которые нужно умножить эти уравнения:
3 I Си0 - 2ё -> Си+2
2 | N+5 + Зё -> N+2
Обратите внимание, что не все атомы азота, которые входят в состав HNO3, изменяют свою степень окисления: часть атомов азота без изменения степени окисления переходит в молекулы Cu(NO3)2. Поэтому найденные методом электронного баланса коэффициенты напишем перед всеми формулами, содержащими Си и N, кроме формулы HNO3:
3Cu + HNO3 -» 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2О
Коэффициент перед формулой HNO3 равен общему числу атомов азота в правой части уравнения, т. е. равен 8 (из них 6 атомов, которые не изменяют степень окисления):
3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2О
В последнюю очередь уравниваем числа атомов водорода и кислорода:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4 Н2О
В некоторых ОВР более двух элементов изменяют свои степени окисления. В качестве примера рассмотрим следующую реакцию:
+3 -2+5+5+4+4
Е2& + HNO3 -> Нз£О4 + SO2 + NO2 + Н2О
Два элемента — фосфор и сера — в ходе этой реакции окисляются, один элемент — азот — восстанавливается:
Ц 22Ц 222Р+3 - 4ё -> 2Р+5 3S"2- 185-» 3S+4 N+5 + 1ё -> N+4
Ц 22
Ц 22
Общее число электронов, которые участвуют в процессах окисления, равно 22; в процессе восстановления участвует 1 электрон. Поэтому общий множитель для двух уравнений процессов окисления равен 1, а множитель для уравнения процесса восстановления равен 22. Запишем эти множители в качестве коэффициентов перед формулами соответствующих веществ:
P2S3 + 22HNO3 -> 2Н3РО4 + 3SO2 + 22NO2 + Н2О
В заключение уравняем числа атомов водорода и кислорода:
P2S3 + 22HNO3 = 2Н3РО4 + 3SO2 + 22NO2 + 8Н2О
Роль окислительно-восстановительных реакцийв природе и в практической деятельности человека
Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической
деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы:
процесс фотосинтеза:
6СО2 + 6Н2О ^Р0*^ с6н12о6 + 6О2;
горение природного газа:
СН4 + 2О2 U СО2 + 2Н2О;
получение металлов из руд; например, железа:
2Fe2O3 + ЗС 4 4Fe + ЗСО2;
синтез аммиака: N2 + ЗН2 s 2NH3.
Вопросы для контроля
Что такое окислительно-восстановительные реакции? Чем обусловлено изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций?
Как называется: а) процесс отдачи электронов; б) процесс присоединения электронов? Как изменяются степени окисления атомов в этих процессах?
Как называются частицы (атомы, молекулы, ионы), которые: а) отдают электроны; б) присоединяют электроны?
Какие вещества могут выступать в роли: а) только окислителей;, б) только восстановителей? Какие вещества могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность? Приведите примеры.
Приведите формулы и названия: а) важнейших веществ- окислителей; б) важнейших веществ-восстановителей.
На какие типы разделяются все окислительно-восстановительные реакции?
Что такое: а) межмолекулярные ОВР; 6) внутримолекулярные ОВР; в) реакции диспропорционирования?
Как называется метод, который используется для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?
Какое правило лежит в основе метода электронного баланса?
Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций: а) протекающих в природе; б) осуществляемых человеком в его практической деятельности.
Задания для самостоятельной работы
Какие из следующих реакций являются окислительно- восстановительными:
КОН + CuCl2 -> КС1 + Си(ОН)2;
KBr + С12 -> КС1 + Вг2;
Fe(OH);> FeiOj + H2O;
Pb(NO3)2 -> PbO + NO2 + O3?
Закончите уравнения следующих процессов
А1° - Зе =в) N - 5ё =д) Вг2 + 2с =
S+6 + 8ё =г) Fe+3 + 1ё =е) Мп+2 - 5с =
Какие из этих процессов являются процессами восстановления?
Какие из следующих веществ могут быть: а) только окислителями; б) только восстановителями; в) и окислителями, и восстановителями: СгО3, Mg3P2, Na2CrO4, SOj, KI, KNO3 LiC104, KH, Fe, H2O2, (NH4)2S?
Укажите тип каждой из следующих окислительно-восстановительных реакций:
Р + КОН + Н3О -> РН3 + КН2РО3;
H2SO3 + H2S -> S + Н2О;
КСЮ3 -> КС1 + КС1О4;
NH4NO3 -э N2O + Н2О;
Си + HNO3 —> Cu(NO3)2 + NO + Н2О;
AgNO3 —> Ag + NO2 + O2;
Fe + Cl2 -> FeCl3.
Методом электронного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые протекают по схемам:
H2S + К2Сг2О7 + H2SO4 —> S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О;
С + HNO3 -> СО3 + NO + Н2О;
MnO2 + NaBiO3 + HNO3 -> НМпО4 + BiONO3 F
+ NaNO3 + Н3О;
Nai + NaIO3 + H2SO4 -> I2 + Na2SO4 + H2O;
Mg + HNO3 Mg(NO3)2 + N3O + H2O;
PbO2 + MnSO4 + HNO3 -^ PbSO4 + Pb(NO3)3 +
+ HMnO4 + H2O;
KMnO4 + NH3 -> KNO3 + MnO2 + KOH + H2O;
K2Cr2O7 + HC1O4 + HI Cr(C104)3 + KC104 + 12 + H2O;
H2C2O4 + KMnO4 —> CO-, + KiCO3 + MnO2 + H2O;
C6H13O6 + KMnO4 + H2SO4 ->"CO3 + MnSO4 + K2SO4 + + H2O.
Для каждой реакции укажите вещество-окислитель и вещество-восстановитель, процесс окисления и процесс восстановления.
К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждая из следующих реакций:
Н2О2 + К2Сг2О7 + НС1 -> СгС13 + КС1 + О2 + Н2О;
Н АН2О + О2;
Н2О2 + KNO2 -> KNO3 + Н2О?
Какую роль (окислителя; восстановителя; и окислителя, и восстановителя) играет пероксид водорода в каждой из этих реакций? Составьте уравнения реакций методом электронного баланса.
Проанализируйте следующие уравнения реакций: 2КМпО4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O;
2KMnO4 + 3K,SO3 + Н20 = 2MnO3 + 3K2SO4 + 2K0H; 2KMnO4 + K3SO4 + 2K0H = 2K2MnO4 + K2SO4 + H20.
В каком случае глубина восстановления КМлО4: а) наибольшая; б) наименьшая?
§ 4.2. Тепловые эффекты реакций.Закон Гесса и следствия из него
Химические реакции протекают с выделением или с поглощением энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты.
Например, горение угля и природного газа, взаимодействие кислот со щелочами сопровождаются выделением большого количества теплоты:
С + О2 = СО2—> Теплота
СН4 + 2О2 ^ СО2 + 2Н2О—>выделяется
H2SO4 + 2К0Н= K2SO4 + 2Н2О ->
Наоборот, для разложения карбоната кальция, образования оксида азота (II) необходим приток энергии — эти реакции идут с поглощением теплоты:
L г пТеплота поглощается («1е» над зиа-
саси3 — Саи CU2<— ком равенства в уравнении реакции /"показывает, что реакция идет толь-
М2 + О2 = 2NO <— ко ПрИ нагревании)
Химические реакции, в результате которых теплота выделяется, называются экзотермическими.
Химические реакции, в результате которых теплота поглощается, называются эндотермическими.
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом реакции.
Раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты, называется термохимией.
В термохимии тепловой эффект реакции обозначается символом Q (кю) и выражается в килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал):
1 ккал= 4,187 кДж
Для экзотермических реакций Q > 0, для эндотермических реакций Q < 0.
В курсе физики вы познакомились с законом сохранения энергии, утверждающим, что энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно. Это всеобщий закон природы, он применим ко всем явлениям, в том числе и химическим.
Выделение теплоты в ходе реакции свидетельствует о том, что еще до реакции вещества обладали определенным запасом энергии. Такая форма энергии, которая в скрытом виде содержится в веществе, называется внутренней энергией вещества (U).
Внутренняя энергия складывается из кинетической и потенциальной энергий. Кинетическая энергия — это энергия движения частиц. Потенциальная энергия определяется силами притяжения и отталкивания между частицами.
Каждое вещество обладает определенным запасом внутренней энергии. Превращения веществ приводят к изменению их внутренней энергии и сопровождаются выделением или поглощением теплоты.
В каких же случаях теплота выделяется, а в каких поглощается в ходе реакций?
При протекании любой химической реакции происходит разрыв химических связей в молекулах исходных веществ и образование новых химических связей в молекулах продуктов реакции. Разрыв химических связей сопровождается поглощением определенного количества энергии. Образование химических связей — ее выделением. В зависимости от соотношения этих количеств в результате реакции энергия выделяется или поглощается. В ходе реакции:
А2 + В2 = 2АВ
разрываются химические связи в молекулах А2 и В2 и образуются новые связи в молекулах АВ:
(А — А) + (В — В) = 2(А — В), где
ТТ 4-
ЕдEg2Еав
Ед — энергия, которая поглощается при разрыве связи в молекуле А2;
Ев — энергия, которая поглощается при разрыве связи в молекуле В2;
Еав — энергия, которая выделяется при образовании связи в молекуле АВ.
Если 2 • Едв > (ЕА + Ев), то в результате реакции энергия выделяется. Запас энергии исходных веществ больше, чем запас энергии продуктов реакции. Избыточное количество внутренней энергии высвобождается в ходе реакции и выделяется в виде теплоты (рис. 18, а).
Если 2 • Еав < (ЕА + Ев), то в результате реакции энергия поглощается. Это свидетельствует о том, что запас энергии
исходные^продукты вещества реакции а)исходные^продукты вещества реакции а)Рис. 18. Изменение внутренней энергии веществ в ходе: а) экзотермической реакции; 6) эндотермическом реакцииРис. 18. Изменение внутренней энергии веществ в ходе: а) экзотермической реакции; 6) эндотермическом реакциитеплота поглощается2 АВтеплота поглощается2 АВисходные продукты вещества реакции б)исходные продукты вещества реакции б)
исходные^продукты вещества реакции а)
исходные^продукты вещества реакции а)
Рис. 18. Изменение внутренней энергии веществ в ходе: а) экзотермической реакции; 6) эндотермическом реакции
Рис. 18. Изменение внутренней энергии веществ в ходе: а) экзотермической реакции; 6) эндотермическом реакции
теплота поглощается
2 АВ
теплота поглощается
2 АВ
исходные продукты вещества реакции б)
исходные продукты вещества реакции б)
исходных веществ меньше, чем запас энергии продуктов реакции. Для образования новых веществ необходим приток энергии — энергия поглощается в виде теплоты (рис. 18, б).
Таким образом, тепловой эффект реакции можно описать через изменение запаса энергии исходных веществ и продуктов реакции.
Согласно закону сохранения энергии, если к какой-либо системе подводят теплоту (Q), то она расходуется на изменение внутренней энергии (АО) и на совершение работы (А):
Q = AU + А, (4.2.1) где AU = U2 —' Ub т. е. разность внутренних энергий конечного и начального состояния системы. Если речь идет о системе, в которой протекает химическая реакция, то ди — это разность внутренних энергий продуктов реакции и исходных веществ.
Для химических реакций под работой против внешних сил в основном подразумевается работа против внешнего давления (например, работа расширения).
Химические реакции обычно протекают при постоянном давлении (р) (в открытом сосуде). При р = const работа равна произведению давления на изменение объема в системе (AV):
A = P'AV = p(V2-V1), (4.2.2)
где V2 и Vi — объемы продуктов реакции и исходных веществ соответственно.
Таким образом, тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении, выражается следующим образом:
Q - (U2 - Ui) +XV2 - VO - (U2 + ^V2) - (U1 4-pVO (4.2.3)
Если обозначить U + pV через H, то это выражение примет вид
Q = H2-H,(4.2.4)
Величина Н называется энтальпией.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состояние вещества (теплосодержание). Теплосодержание включает в себя внутреннюю энергию вещества и энергию, затраченную на преодоление внешнего давления.
Таким образом, изменение энтальпии продуктов реакции по сравнению с энтальпией исходных веществ равно подведенному или выделившемуся количеству теплоты.
Для химических реакций изменение энтальпии равно разности между суммой энтальпий продуктов реакции и суммой энтальпий исходных веществ:
АНр_цнн = 1Нпр0Л - 2НИСХ(4.2.5)
Так, для реакции А2 + В2 = 2АВ
дн^^гнАв-^ + н^),
где НАВ — энтальпия 1 моль вещества АВ,
НА — энтальпия 1 моль вещества А2, Нв2 — энтальпия 1 моль вещества В2.
Понятно, что для экзотермических реакций ДНр_цнн < О, так как сумма энтальпий продуктов реакции меньше суммы энтальпий исходных веществ, а для эндотермических реакций АНр;.ни > 0.
Принимая во внимание, что в термохимии тепловой эффект реакции Q считается положительным для экзотермических реакций и отрицательным — для эндотермических, уравнение 4.2.4 следует записать так:
—Q = AH или АН = —Q(4.2.6)
Следовательно, для экзотермических реакций Q > 0, АН < 0, для эндотермических реакций Q < 0, АН > 0.
АН, как и Q, называется тепловым эффектом реакции и измеряется в тех же единицах (кДж или ккал).
Тепловые эффекты реакций (АН) зависят от условий протекания реакций. Обычно тепловые эффекты измеряются при давлении 1 атмосфера, или 101325 Па (паскаль), и температуре 25°С, или 298 К. Эти условия называются стандартными. Тепловые эффекты, измеренные при стандартных
условиях, называют стандартными тепловыми эффектами и обозначают символом ДН°.
Уравнения химических реакций, в которых записывается величина теплового эффекта, называются термохимическими. Величина теплового эффекта (Q) указывается в правой части уравнения со знаком плюс в случае экзотермической реакции и со знаком минус в случае эндотермической реакции. В термохимических уравнениях можно указывать и изменение энтальпии. Величина АН записывается после уравнения реакции и имеет знак, противоположный знаку Q. В термохимических уравнениях надо указывать агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции: ж — жидкое, г — газообразное, те — твердое. Это объясняется тем, что тепловой эффект реакции зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ.
В термохимических уравнениях тепловой эффект реакции относится к мольным количествам исходных веществ и продуктов реакции.
Коэффициенты перед формулами веществ в термохимических уравнениях показывают число молей соответствующих веществ. Часто расчет теплового эффекта реакции ведется на один моль продукта реакции, поэтому в термохимических уравнениях можно применять дробные коэффициенты.
Типовая задача № 1.
При взаимодействии одного моля азота (N2), с тремя молями водорода (Н2) образуется два моля аммиака (NH3) и выделяется 92 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции (все вещества, участвующие в реакции, — газообразные).
Решение. Термохимическое уравнение образования аммиака записывается так:
N2(r) + ЗН2(г) = 2NH3(r) + 92 кДж
В этом уравнении записана величина теплового эффекта Q. Так как Q = —АН, то для этой же реакции термохимическое уравнение можно записать и в другом виде:
N2(r) + ЗН2(г) - 2NH3(r); ДН° = -92 кДж
Типовая задача №2.
В результате реакции, протекающей по уравнению:
N2(r) + О2(г) = 2NO(r),
поглощается 180 кДж теплоты. Запишите термохимическое
уравнение этой реакции. Как запишется термохимическое уравнение образования 1 моля NO?
Решение. Термохимическое уравнение эндотермической реакции образования оксида азота (II) из азота и кислорода
N2(r) + О2(г) = 2NO(r) — 180 кДж
Для этой же реакции термохимическое уравнение можно записать и в другом виде:
N2(r) + О2(г) = 2NO(r); ДН° = +180 кДж
Данное термохимическое уравнение показывает, что при взаимодействии 1 моля азота и 1 моля кислорода образуется 2 моля оксида азота (П) и поглощается 180 кДж теплоты. Термохимическое уравнение реакции образования 1 моля оксида азота (II) из азота и кислорода записывается так:
11
- N2(r) + " О2(г) = NO(r); АН° = +90 кДж
Если при образовании какого-либо вещества выделяется (или поглощается) определенное количество теплоты, то при разложении этого вещества такое же количество теплоты поглощается (или выделяется).
Из этого положения следует, что чем больше теплоты выделяется при образовании вещества, тем больше энергии надо затратить на его разложение. Поэтому вещества, при образовании которых выделяется большое количество теплоты, являются очень устойчивыми и трудно разлагаются.
Типовая задача № 3.
Определите тепловой эффект реакции разложения 1 моля СаСО3, если при образовании 10 г СаСО3 по реакции СаО + СО2 = СаСО3 выделилось 16 кДж теплоты.
Решение. Найдем количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля СаСО3 (М(СаСО3) = 100 г/моль): при образовании 10 г СаСО3 выделилось 16 кДж теплоты; при образовании 100 г СаСО3 выделилось х кДж теплоты
х =х =16 кДж • 100 г10 г16 кДж • 100 г10 г- 160 кДж- 160 кДж
х =
х =
16 кДж • 100 г
10 г
16 кДж • 100 г
10 г
- 160 кДж
- 160 кДж
Термохимическое уравнение реакции образования 1 моля СаСО3 запишется так:
СаО + СО2 - СаСО3 + 160 кДж,
тогда термохимическое уравнение реакции разложения
моля СаСО3 на исходные вещества имеет вид: СаСО3 = СаО + СО2 — 160 кДж.
Ответ: В результате разложения 1 моля СаСО3 поглощается 160 кДж теплоты.
По термохимическим уравнениям можно проводить различные расчеты.
Типовая задача №4, По термохимическому уравнению
3
- N2(r) + - Н2(г) # NH3(r); АН0 = -46 кДж рассчитайте, сколько теплоты выделяется при образовании 2 л аммиака (н. у,).
Решение. По данному термохимическому уравнению составляем пропорцию:
при образовании 22,4 л NH3 выделяется 46 кДж теплоты, при образовании 2 л NH3 выделяется х кДж теплоты.
Отсюда
46 кДж • 2 л
Х= 22,4 л = 4’1кДж
Ответ: При образовании 2 л NH3 выделяется 4,1 кДж теплоты.
Основным законом термохимии является закон, установленный русским ученым Г. И. Гессом (1840 г.) и представляющий собой частный случай закона сохранения энергии:
• Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Например, углекислый газ можно получать непосредственно из простых веществ. Термохимическое уравнение этой реакции:
С(графит) + О2(г) — СО2(г); АН0, = —393,5 кДж
Другой способ получения СО2 из тех же простых веществ состоит в первоначальном образовании оксида углерода (II) и последующем его окислении до СО2:
С(графит) + ~ О2(г) = СО(г); АН°2 = —110,5 кДж,
1
СО(г) + - О2(г) = СО2(г); ДН°3 - -283,0 кДж
Как видно из приведенных термохимических уравнений, ДН^ = ДН°2 + ДН°3 = -393,5 кДж
Таким образом, тепловой эффект не зависит от пути превращения исходных веществ в продукты реакции:
Тепловые эффекты различных реакций можно рассчитывать, используя два важных следствия из закона Гесса.
Первое следствие из закона Гесса
Тепловой эффект любой химической реакции можно рассчитать по теплотам образования участвующих в ней веществ.
# Теплота (энтальпия) образовашея вещества АН0^ — это тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях.
Например, тепловой эффект реакции
Н2(г) + “ О2(г) = Н20(ж); ДН’ = -286 кДж
является теплотой образования (или стандартной энтальпией образования) жидкой воды.
Теплоты образования различных веществ приводятся в справочниках. Для некоторых веществ теплоты образования даны в табл. 21.
Теплоты образования простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, приняты равными нулю.
• Согласно первому следствию из закона Гесса, тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.
Таблица 21
Теплоты образования некоторых сложных веществ при стандартных условиях
Вещество
лн^Р] кДж
Вещество
AH°o6Pi кДж
Вещество
АН"^ кДж
А12О3 (тв)
-1670
НС1 (г)
-92,3
NO (г)
90,4
СО (г)
-110,5
Н2О (г)
-242
NaCl (тв)
-411
СО2(г)
-393,5
Н2О (ж)
-286
SO2(r)
-297
СН4(г)
-74,5
Н2О2 (ж)
-188
SO3(r)
-395
С2Н5ОН (ж)
-277,7
H2S (г)
-20,2
SiO2 (тв)
-880
СаО (тв)
-635,5
KNO3 (тв)
-492,7
CS2
88
Са(ОН)2(тв)
-986,2
NH3(r)
-46
Так, для реакции аА + ЬВ = сС + dD тепловой эффект реакции ДБГравен:
ДН° - (сдн-^с + dAH^.o) - (аДН°о6М + ЬДН’^.в) (4.2.7)
Типовая задача № 5.
Рассчитайте тепловой эффект реакции:
4NH3 (г) + ЗО2 (г) = 2N2 (г) + 6Н2О (ж) Решение. На основании 1-го следствия из закона Гесса записываем, чему равен тепловой эффект этой реакции: ДН — (2ДН обр.к2 + 6ДН обр.н2о) (4ДН ^.nh, + ЗАН одР1о2) По табл. 21 находим теплоты образования NH3 (г) и Н20 (ж): ЛН^рмнз = -46 кДж/моль, ДН°о6р „^ = -286 кДж/моль Теплоты образования простых веществ 02 и N2 равны нулю: ДН°о6рО1 = 0, AH“o6pNi = 0.
Подставляем эти значения в записанное уравнение:
ДН° = 6(-28б) - 4(—46) = -1532 кДж Следовательно, термохимическое уравнение данной реакции:
4NH3(r) + ЗО2(г) = 2NZ (г) + 6Н2О (ж); ДН° = -1532 кДж
Второе следствие из закона Гесса
Тепловые эффекты многих химических реакций можно рассчитать также по теплотам сгорания участвующих в них веществ.
Теплотой (энтальпией) сгорания ДН°сгор. вещества, содержащего С, Н, N, О, называется тепловой эффект реакции сгорания 1 моля этого вещества в достаточном количестве кислорода с образованием СО2, Н2О(ж) и Nz (продукты окисления других элементов специально указываются в каждом случае).
Например, если тепловой эффект реакции, рассмотренной в типовой задаче №5, разделить на 4, то получится теплота сгорания аммиака:
AHocrop.NH3 - -383 кДж/моль.
Теплоты сгорания негорючих веществ (Н2О, СО2 и др.) равны нулю.
Согласно второму следствию из закона Гесса, тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.
Для реакции аА + ЬВ — сС + dD тепловой эффект ДН° равен:
ДН° = (аДН°сгорА + ЬДН’сгорВ) - (сДН°сгорС + dAHecrop.D) (4.2.8)
Типовая задача № 6.
Рассчитайте тепловой эффект реакции
С2Н4(г) + Н2(г) = С2Н6(г), исходя из следующих термохимических уравнений: С2Н4(г) + ЗО2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж); ДН° = -337 ккал
7
С2Н6(г) + — О2(г) = 2СО2(г) + ЗН2О(ж); ДН° = —373 ккал
Решение. Тепловые эффекты приведенных реакций являются теплотами сгорания С3Н4 и С2Н6 соответственно. Теплотой сгорания водорода является теплота образования воды (см. табл. 21):
Н2(г) + ^О3(г) - Н2О(ж); ДН° = —286 кДж или —68,3 ккал По второму следствию из закона Гесса тепловой эффект данной реакции ДН*Х равен:
АН*, — (АН°сгор с2н4 "*" АНесгор н^) — АН СГОр с2н6 "
= -3 37 - 6 8,3 — (-37 3) = -32,3 ккал
Термохимическое уравнение реакции:
С2Н4(г) + Н2(г) = С2Н6(г); АН° = -32,3 ккал
Вопросы для контроля
Какие реакции называются: а) экзотермическими; б) эндотермическими?
Что называется тепловым эффектом реакции? В каких единицах он выражается?
Что называется энтальпией? Какой знак имеет изменение энтальпии для: а) экзотермических реакций; б) эндотермических реакций?
Какие условия называются стандартными?
Как формулируется закон Гесса?
Что называется теплотой образования вещества? Сформулируйте первое следствие из закона Гесса.
Что называется теплотой сгорания вещества? Сформулируйте второе следствие из закона Rcca.
Задания для самостоятельной работы
Составьте термохимическое уравнение образования воды (жидкой) из простых веществ, если известно, что при образовании 1 моля воды выделяется 286 кДж теплоты.
Составьте термохимическое уравнение образования воды (газообразной) из простых веществ, если известно, что при образовании 9 г Н2О(г) выделяется 123 кДж теплоты. Обратите внимание, что при образовании воды в разном агрегатном состоянии — Н2О(г) и Н2О(ж) — выделяется разное количество теплоты (сравните с данными задачи № 1).
По термохимическому уравнению
5(тв) + О2(г) = SO2(r); АН" - —297 кДж рассчитайте:
а) какое количество теплоты выделится при сгорании 640 г серы; б) сколько литров кислорода (н. у) вступает в реакцию, если при этом выделяется 59,4 кДж теплоты; в) сколько граммов серы сгорело, если известно, что выделилось 594 кДж теплоты.
По термохимическому уравнению
С(тв) + О2(г) = СО2(г); ДН° = —394 кДж рассчитайте:
а) сколько выделится теплоты при сгорании 1 кг угля (С); б) сколько литров кислорода вступило в реакцию (н. у.), если выделилось 240 кДж теплоты; в) сколько литров оксида углерода (IV) (н. у.) образуется, если выделяется 788 кДж теплоты.
Определите тепловой эффект реакции горения этанола: С2Н5ОН(ж) + ЗО2(г) = 2СО2(г) + ЗН2О(ж) по те плотам образования веществ, участвующих в реакции (табл. 21).
Используя второе следствие из закона Гесса, рассчитайте тепловой эффект реакции С(тв) + 2Н2(г) — СН4(г), если известно, что ДГГсгорСН4 = —891 кДж/моль, а теплоты сгорания углерода и водорода равны теплотам образования СО2(г) и Н2О(ж) соответственно (см. табл. 21). Сравните рассчитанный тепловой эффект с табличным значением теплоты образования метана СН4.
§ 4.3. Скорость химических реакций.Понятие о катализе
Раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций, называется химической кинетикой.
Рассмотрим некоторые понятия, которые используются в химической кинетике.
Система в химии — рассматриваемое вещество или совокупность веществ.
Фаза — часть системы, которая отделена от других частей поверхностью раздела.
Системы, которые состоят из одной фазы, называются гомогенными, или однородными. Примерами гомогенных систем являются газовые смеси, растворы.
Системы, которые состоят из двух или нескольких фаз, называются гетерогенными, или неоднородными. Гетерогенными системами являются смеси твердых веществ, газ + твердое вещество, жидкость + твердое вещество,
Химические реакции, которые протекают в гомогенных системах, называются гомогенными реакциями. Гетерогенные реакции — это химические реакции в гетерогенных системах. Гомогенные реакции протекают во всем объеме реакционной смеси. Гетерогенные реакции происходят на поверхности раздела фаз.
Скоростью гомогенной реакции и^ называется количество вещества л, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени t в единице объема системы К:
Un”~ И(',-Гк) “(4'3,1)
где л, — число молей реагирующего вещества в момент времени /^ л2 — число молей этого же вещества в момент времени t2.
Отношение числа молей вещества к объему реакционной смеси л/У называется мольно-объемной концентрацией, обозначается буквой Си выражается обычно в моль/л. Таким образом:
Следовательно, скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации какого-либо из реагирующих веществ в единицу времени и выражается в моль/л • с. Знак «+» в выражении 4.3.2 ставится в том случае, если С— концентрация какого-либо продукта реакции, а знак «—», если С — концентрация какого-либо исходного вещества (так как скорость реакции должна быть величиной положительной).
Скоростью гетерогенной реакции итет называется количество вещества, которое вступает в реакцию или образуется в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз Ж
=(4JJ)
Скорость любой химической реакции зависит от следующих факторов:
Природа реагирующих веществ.
Концентрация реагирующих веществ.
Температура.
Присутствие катализаторов.
Скорость гетерогенных реакций зависит также от:
величины поверхности раздела фаз (с увеличением поверхности раздела фаз скорость гетерогенных реакций увеличивается);
скорости подвода реагирующих веществ к поверхности раздела фаз и скорости отвода от нее продуктов реакции.
Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции выражается в том, что при одних и тех же условиях различные вещества взаимодействуют друг с другом с раз-
ной скоростью. Например, при обычных условиях реакция между соляной кислотой НС1 и раствором гидроксида натрия NaOH протекает практически мгновенно, а реакция между водородом Н2 и бромом Вг2 — медленно.
При увеличении концентрации реагирующих веществ скорость реакций увеличивается. Это объясняется тем, что при увеличении количества вещества в единице объема увеличивается число столкновений между частицами реагирующих веществ.
Количественно зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс (Гульдберг и Вааге, Норвегия, 1867 г.):’
• Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для простейших одностадийных реакций концентрации веществ берутся в степенях, которые равны коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.
Например, для реакции аА + ЬВ = сС + dD (где а, Ь, с, d — коэффициенты перед формулами веществ А, В, С, D) скорость реакции в соответствии с законом действующих масс равна:
о= к- [А]а-[В]\ (4.3.4)
где [А] и [В] — концентрации исходных веществ; к — константа скорости реакции, которая равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ [А] = [В] = = 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации веществ.
Выражения типа 4.3.4 называются кинетическими уравнениями реакнцн. В кинетические уравнения входят концентрации газообразных и растворенных веществ, но не входят концентрации твердых веществ:
2SO2(r) + О3(г) = 2SO3(r); v = к-[SO2]2- [О2];
СиО(тв) + Н2(г) = Си(тв) + Н2О(г); и = к* [Н2].
По кинетическим уравнениям можно рассчитывать, как изменяется скорость реакции при изменении концентрации реагирующих веществ.
Типовая задача № 1.
Определите, как изменится скорость реакции синтеза аммиака: N2 (г)+ 3 Н2 (г) = 2NH3 (г) при: а) увеличении концентрации исходных веществ в 3 раза; б) при уменьшении давления в реакционной смеси в 2 раза.
Решение.
Запишем кинетическое уравнение данной реакции: " = *-[NJ - [Н2]\
Пусть х — концентрация N2, у — концентрация Н2. Тогда скорость реакции равна:
и = к • х - у3.
Если концентрации увеличены в 3 раза, то [N2] = Зх, [Н2] ~ = Зу, а скорость реакции равна: и' = к* Зх* (Зу)3 = 81Л* х'у3. Отношение скоростей равно: u'/v = ^1к* х* у/к* хе ^ = 81.
Концентрации газообразных веществ пропорциональны давлению: при уменьшении давления в 2 раза концентрации газообразных веществ также в 2 раза уменьшаются. Таким образом, если до изменения давления концентрации N2 и Н2 были равны соответственно х и у, то после уменьшения давления в 2 раза стали равны х/2 и у/2. Скорости реакции до и после изменения давления равны:
у = к'х-Уи и'= к'х/1 • (у/2)3.
Отношение скоростей равно:
и'/и = к*х/1* (у/Т>3/к-х*^ = 1/16.
Ответ: а) при увеличении концентраций исходных веществ в 3 раза скорость реакции увеличивается в 81 раз; б) при уменьшении давления в реакционной смеси в 2 раза скорость реакции уменьшается в 16 раз.
При увеличении температуры скорость большинства химических реакций повышается. Зависимость скорости реакции от температуры описывается правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на 10° скорость большинства химических реакций увеличивается в 2—4 раза.
Это правило математически выражается следующей формулой:
ts-tjAt
v2 = и1 у 10 =U1 .y10,(4.3.5)
где у — температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при
повышении температуры на 10°; vv — скорость реакции при температуре {\; у2 — скорость реакции при температуре ^г.
По правилу Вант-Гоффа можно рассчитывать, как изменяется скорость реакций при изменении температуры.
Типовая задача № 2.
Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50°С, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Решение.
10= У1.3 50-10/10 = ^4 = 8Ь1.^ = 8!.
Ответ: при повышении температуры от 10 до 50°С скорость реакции увеличивается в 81 раз, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Рассмотренный пример показывает, что даже небольшое повышение температуры вызывает резкое увеличение скорости реакции. Причины этого объясняет теория активных молекул (теория активации). Согласно этой теории, в реакции могут участвовать только те молекулы, энергия которых больше средней энергии Молекул на какую-то определенную величину. Эта избыточная энергия называется энергией активации. Она необходима для разрыва или ослабления химических связей в молекулах исходных веществ. Молекулы, избыточная энергия которых больше энергии активации, называются активными молекулами. Чем больше число активных молекул, тем больше скорость реакции. При повышении температуры число активных молекул резко увеличивается.
Одним из важнейших факторов, которые влияют на скорость реакции, является присутствие катализатора.
Катализатором называется вещество, которое изменяет скорость реакции, но не расходуется в результате реакция.
Явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов называется катализом. Реакции, которые протекают с участием катализаторов, называются каталитическими реакциями.
Катализ бывает гомогенным и гетерогенным. Если реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии (обычно газообразном4 или являются компонентами
одного раствора, то такой катализ называется гомогенным. В случае гетерогенного катализа реагенты и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях: катализатор обычно является твердым веществом, а реагенты — жидкими или газообразными веществами. Например:
NO(r)
2SO2(r) + О2(г) ^ 2SO3(r) — гомогенный катализ
Ре(тв)
N2(r) + ЗН2(г) ^ 2NH3(r) — гетерогенный катализ
Механизм действия катализаторов является очень сложным. Существует гипотеза об образовании промежуточных соединений при взаимодействии катализатора и реагента.
Если реакция А + В — АВ без катализатора протекает медленно, то при добавлении катализатора К он взаимодействует с одним из исходных веществ (например, А) и образует непрочное промежуточное соединение АК:
А + К = АК
Это соединение с большой скоростью реагирует с другим исходным веществом; при этом образуется конечный продукт реакции АВ, а катализатор выделяется в свободном состоянии:
АК + В = АВ + К.
Обычно катализаторами называют вещества, которые увеличивают скорость реакции. Однако существуют также вещества, в присутствии которых реакции замедляются. Такие вещества называются ингибиторами.
Катализ играет огромную роль не только в химии, но и в биологии. Практически все биохимические процессы протекают с участием биологических катализаторов. Эти катализаторы называются ферментами (энзимами). По своей химической природе ферменты являются белками.
Вопросы для контроля
Как называется раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций?
Что такое фаза химической системы? Как называются
системы, которые состоят: а) из одной фазы; б) из двух или нескольких фаз?
Какие реакции называются: а) гомогенными; б) гетерогенными?
Что называется скоростью гомогенной реакции? Чему равна скорость гомогенной реакции?
Что называется скоростью гетерогенной реакции?
От каких факторов зависит скорость любой химической реакции? Какие дополнительные факторы влияют на скорость гетерогенных реакций?
Как формулируется закон действующих масс?
Чему равна константа скорости реакции?
Как формулируется правило Вант-Гоффа?
Для чего необходима энергия активации? Какие молекулы называются активными?
Что такое катализатор? Что называется катализом?
Какой катализ называется гомогенным? Приведите пример такого катализа.
Какой катализ называется гетерогенным? Приведите пример.'
Как называются вещества, которые замедляют химические реакции?
Что такое ферменты (энзимы)?
Задания для самостоятельной работы
Определите скорость химической реакции А + В = АВ, если начальная концентрация вещества А была равна I моль/л, а через 4 секунды концентрация этого вещества стала равна 0,6 моль/л.
Определите, как изменится скорость реакции
2SO2(r) + О2(г) = 2 SO3(r)
при: а) уменьшении концентрации исходных веществ в 2 раза; б) при увеличении давления в 3 раза.
Определите, как изменится скорость реакции
СО2(г) + С(тв) = 2 СО(г) при уменьшении давления в 4 раза.
Рассчитайте, как изменится скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 2, при: а) повышении температуры на 30°; б) понижении температуры от 70°С до 20°С.
На сколько градусов нужно понизить температуру для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если ее температурный коэффициент равен 3?
Чему равен температурный коэффициент реакции, если при повышении температуры на 40° ее скорость увеличивается в 256 раз?
§ 4.4. Необратимые и обратимые реакции.Химическое равновесие
Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.
Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.
Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:
С2Н5ОН + зо2 U 2СО2 + ЗН2О
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2ТВаС12 + H2SO4 = BaSO^ + 2НС1
Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях:
Прямая реакция
А + В-^ С + D
Обратная реакция
В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости (^).
Примером обратимой реакции является синтез йодово- дорода из водорода и йода:
350°С
Н2(г) + 12(г)2Н1(г)
Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции HI, но и исходные вещества — Н2 и 12. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 35 СТС всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% Н2 и 10% 12. Если в качестве исходного вещества взять HI и нагреть его до той же температуры, то мож-
но обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводород а из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.
Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [Н2] и [12], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: vv = fcnp[EL] • [12] (рис. 19). Скорость обратной реакции v^ — £обр[Н1]? в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ((HI] = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул HI, сколько их распадается на Н2 и 12.
Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их рав-
Рис. 19. Изменение скорости прямой (vt) и обратной (и^ реакций с течением времени (/)
ны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.
Для обратимой реакции аА + ЬВ ^ сС + dD в состоянии равновесия:
vnp = ^(А]/ • [В]рь; щ6р ^ ^[CV- [D]pd,
где [А]р, [В]р, [С]р, [D]p — равновесные концентрации. Так как ипр Hogp, то.
AiP[A]pa* [B]pb —^[С]^* [Djpd.
Отсюда
^р [А]р-[В]р’
кпр = const, кй6п = const, следовательно, 7= const.
^обр
Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является величиной постоянной и называется константой равновесия (Кр):
к =[С]£М
р iaj;X
Концентрации твердых веществ в выражение константы равновесия не входят.
Константа равновесия данной реакции зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора также не влияет на константу равновесия; он одновременно увеличивает скорость прямой и обратной реакций, а поэтому только уменьшает время достижения равновесия.
Численное значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции. Чем больше Кр, тем полнее исходные вещества (А и В) превращаются в продукты реакции (Си D), т.е. тем больше выход продуктов реакции.
При Кр < 1 в равновесной системе преобладают исходные вешества.
Типовая задача № 1. .
Составить выражение константы равновесия и вычислить ее значение для реакции:
2SO2(r) + О2(г) # 25О3(г),если равновесные концентрации равны: [SOJ = 0,12 моль/л,[О2] " 0,06 моль/л, [SOJ = 0,04 моль/л.
Решение.
_ ESO3]2 _0,043_
[SOJ2 [О2] ' 0,122 -0,06 ” 1>85
Смещение химического равновесия.
Принцип Ле-Шателъе
Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.
Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.
Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):
Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.
Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:
концентрации реагирующих веществ;
температура;
давление.
Влияние концентрации реагирующих веществ. Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.
Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:
N2(r) + ЗН2(г) # 2NH3(r)
Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).
Влияние температуры. Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N2(r) + ЗН2(г) -> 2NH3(r) + 92 кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH3(r) -> N2(r) + ЗН2(г) — 92 кДж.
Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.
Влияние давления. Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция
протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции N2(r) + ЭН2(г) ^ 2NH3 (г), так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).
Вопросы для контроля
L Какие реакции называются необратимыми? Приведите примеры.
Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры.
Что называется химическим равновесием?
Что называется константой равновесия?
От чего зависит и от чего не зависит константа равновесия?
Что характеризует численное значение константы равновесия?
Каково соотношение скоростей прямой и обратной реакций при смещении равновесия: а) вправо; б) влево?
Как формулируется принцип подвижного равновесия Ле- Шателье?
Какие внешние факторы влияют на смещение химического равновесия?
Как влияет изменение концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия? Приведите примеры.
И. Как влияет температура на состояние химического равновесия? Приведите примеры.
Как влияет давление на состояние химического равновесия? В каких случаях давление не влияет на химическое равновесие? Приведите примеры.
Задания для самостоятельной работы
Составьте выражение константы равновесия и вычислите ее значение для реакции С(тв) + Н2О(г) # СО(г) +- Н2(г), если равновесные концентрации СО, Н2 и Н2О равны соответственно 5,66 • Ю-2; 5,66 • 10 2 и 2 • 10-1 моль/л.
Вычислите константу равновесия реакции: Н2(г) 4- 12(г) » ^ 2Н1(г), если равновесные концентрации водорода, йода
и йодоводорода равны соответственно 0,065 • 10 \ 1,065 • 10' и 1,87 • 10"3 моль/л,
В какую сторону смещается равновесие в следующих равновесных системах при повышении температуры;
2NO2(r) ^ N2O4(r); АН = +9,6 кДж;
2СО (г) + О2(г) г 2СО2(г); АН = -568 кДж;
2NO + О2 # 2NO2; АН = -113 кДж?
В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции:
2СО(г) + О2(г) * 2СО2(г)
при: а) увеличении концентрации оксида углерода (IV); б) повышении давления?
В какую сторону смещается равновесие обратимой реакции:
СО(г) + Н2О(г) * СО2(г) + Н2(г); АН = -42,6 кДж, если: а) уменьшить концентрацию паров воды; б) увеличить давление в системе?
Рассчитайте равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции:
. СО(г) + Н2О(г) # СО2(г) + Н2(г).
если исходные концентрации веществ равны: [СО] = — 0.1 моль/л, [Н2О] = 0,4 моль/л, а константа равновесия при данной температуре равна 1.
Общая классификация химических реакций
В предыдущих параграфах были рассмотрены классификации реакций по следующим признакам:
По признаку изменения степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на:
окислительно-восстановительные реакции (реакции с переносом электронов);
не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).
2* По знаку теплового эффекта все реакции делятся на:
экзотермические (идущие с выделением теплоты);
эндотермические (идущие с поглощением теплоты).
гомогенные (протекающие в однородной системе);
гетерогенные (протекающие в неоднородной системе).
В зависимости от присутствия или отсутствия катализатора реакции делятся на:
каталитические (идущие с участием катализатора);
некаталитические (идущие без катализатора).
По признаку обратимости все химические реакции делятся на:
необратимые (протекающие только в одном направлении);
обратимые (протекающие одновременно в прямом и в обратном направлениях).
Рассмотрим еще одну часто используемую классификацию.
По числу и составу исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции можно выделить следующие важнейшие типы химических реакций:
а) реакции соединения;б) реакции разложения;
реакции замещения; г) реакции обмена.
Реакции соединения — это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава: А + В + ... = D.
Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметаллами), например:
Ее + S = FeS2Na + Н2 = 2NaH
S + О, = SO2Н2 + CI2 - 2HC1
Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как правило, эти реакции экзотермичны.
В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:
СаО + SO3 = CaSO4 К2О + Н2О = 2КОНСаСО3 + СО2 + Н2О = СаСНСОзК
В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.
Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстановительным реакциям, например:
2FeCI2 + CI2 = 2FeCI3 2SO2 + О2 = 2SO3
Реакции разложения — это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + ...
Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:
2Fe(OH)3 = R2O3 + ЗН2О ВаСО3 = ВаО + СО2 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + О2
Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элементов.
Реакции замещения — это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:
А + ВС = АС + В
Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Например:
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си2А1 + Fe2O3 = 2Fe + A12O32КВг + Cl2 = 2KC1 + Br2
Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:
СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + СО2
Са/РО^ + 3SiO2 = 3CaSiO3 + Р2О5
Реакции обмена — это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:
АВ + CD = AD + СВ
Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т, е. являются не окислительно-восстановительными реакциями. Например:
HNO3 + NaOH = NaNO3 + Н2ОВаС12 + H2SO4 = BaSO4i + 2HCI
В результате реакций обмена обычно образуются осадок (X), или газообразное вещество (?), или слабый электролит (например, вода).
Вопросы для контроля
Назовите признаки, по которым классифицируют химические реакции.
На какие типы делятся химические реакции по: а) признаку изменения степеней окисления; б) знаку теплового эффекта; б) обратимости?
На какие типы делятся химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции?
Какие реакции называются реакциями соединения? Приведите примеры.
Какие реакции называются реакциями разложения? Приведите примеры.
Какие реакции называются реакциями замещения? Приведите примеры.
Какие реакции называются реакциями обмена? Приведите примеры.
Задания для самостоятельной работы
Напишите примеры образования: оксида меди (И) в результате реакций: а) соединения; б) разложения; хлорида алюминия в результате реакций: а) замещения; б) соединения; в) обмена.
К какому типу реакций (соединения, разложения, замещения, обмена) относится реакция образования воды в результате: а) горения водорода в кислороде; б) восстановления оксида меди водородом; в) взаимодействия гидроксида калия с соляной кислотой? Напишите уравнения данных реакций.
Приведите по 2 примера реакций соединения и разложения, которые протекают: а) без изменения степеней окисления всех элементов; б) с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов.
Тест № 5
по теме: «Химические реакции и закономерностиих протекания»
(Число правильных ответов — 11)
Вариант I
Какие из следующих веществ могут являться окислителями?
@NH3©Вг2 ® КС1О3
©^@HNO3
Как называется следующий процесс и сколько электронов в нем участвует: С1% —> 2Cl+t?
@восстановление, 1ё©окисление, 2ё
©восстановление, 2ё©окисление, 1ё
Какие неравенства справедливы для эндотермической реакции?
@Q<0©Q>0
©AH < О©AH > О
При каких условиях равновесие обратимой реакции N2(r) + О2(г) # 2NO(r); АН > 0 смещается вправо?
@повышение температуры
©понижение температуры
©увеличение давления
©увеличение концентрации азота
©уменьшение концентрации NO
©уменьшение концентрации кислорода
Какие из следующих реакций являются реакциями замещения?
@ Р2О5 + 6КОН = 2К3РО4 + ЗН2О
© 2KBr + С12 - 2КС1 + Вг2
© 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2Т
© Cu(OH)2 - СиО + Н2О
Вариант П
Какие из следующих веществ могут являться и окислителями, и восстановителями?
@SO2®Na
®Н,фК2Сг2О7
@ hno2
Как называется следующий процесс и сколько электронов в нем участвует: $+6 —> S-2?
@окисление, 4ё®восстановление, 8ё
®окисление, 8ё©восстановление, 45
Какие неравенства справедливы для экзотермической - реакции?
@АН > 0®АН < О
®Q>0©Q<0
При каких условиях равновесие обратимой реакции СО2(г) + С(тв) # 2СО(г); АН < 0 смещается влево7
@повышение температуры
©понижение температуры
®увеличение давления
©уменьшение концентрации СО2
@ увеличение концентрации СО2
© уменьшение концентрации СО
Какие из следующих реакций являются реакциями соединения?
® 2AI + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2?
® 2FeCl2 + С12 = 2FeCl3
® СаСО3 = СаО + СО2?
© 4NO2 + О2 + 2Н2О # 4HNO3
Раздел 5
РАСТВОРЫ.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Растворы широко применяются в различных сферах деятельности человека. Они имеют большое значение для живых организмов. Человек, животные и растения усваивают питательные вещества в виде растворов. Сложные физико-
химические процессы в организмах человека, животных и растений протекают в растворах. Растворами являются физиологические жидкости — плазма крови, лимфа, желудочный сок и др, В медицине применяются водные растворы солей, которые по составу соответствуют плазме крови. Эти растворы называются физиологическими. Их вводят в кровь при некоторых заболеваниях. Многие медицинские препараты являются растворами различных химических веществ в воде или спирте. Природная вода является раствором. Минеральные воды, которые представляют собой растворы углекислого газа, сероводорода, соединений железа, брома, йода и других веществ, применяют при лечении различных заболеваний.
В различных производственных и биологических процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов объясняет теория электролитической диссоциации. Знание теории электролитической диссоциации является основой для изучения свойств неорганических и органических соединений, для глубокого понимания механизмов химических реакций в растворах электролитов.
. Понятие о растворах.Процесс растворения. Растворимость веществ
Растворы — гомогенные (однородные) системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.
Г жидкиеГ жидкиеНапример, раствор NaCI в воде; раствор HNO3 в воде; раствор 12 в спирте.Например, раствор NaCI в воде; раствор HNO3 в воде; раствор 12 в спирте.—Растворыгазообразные(смеси газов)Например, воздух (21% О2 + 78% N2 + + 1% др. газов).—Растворыгазообразные(смеси газов)Например, воздух (21% О2 + 78% N2 + + 1% др. газов).твердые(сплавы металлов)Например, сплавы Си + Ni; Au + Ag; Ni + Ag.твердые(сплавы металлов)Например, сплавы Си + Ni; Au + Ag; Ni + Ag.
Г жидкие
Г жидкие
Например, раствор NaCI в воде; раствор HNO3 в воде; раствор 12 в спирте.
Например, раствор NaCI в воде; раствор HNO3 в воде; раствор 12 в спирте.
—Растворыгазообразные
(смеси газов)
Например, воздух (21% О2 + 78% N2 + + 1% др. газов).
—Растворыгазообразные
(смеси газов)
Например, воздух (21% О2 + 78% N2 + + 1% др. газов).
твердые
(сплавы металлов)
Например, сплавы Си + Ni; Au + Ag; Ni + Ag.
твердые
(сплавы металлов)
Например, сплавы Си + Ni; Au + Ag; Ni + Ag.
Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенных веществ (газообразных, жидких, твердых):
Жидкость +газообразноевещество(р-р О2 в воде)Жидкость +газообразноевещество(р-р О2 в воде)Жидкие растворы-Жидкость ++ жидкоевещество(р-р H2SO4 в воде)Жидкие растворы-Жидкость ++ жидкоевещество(р-р H2SO4 в воде)IЖидкость ++ твердоевещество(р-р сахара в воде)IЖидкость ++ твердоевещество(р-р сахара в воде)
Жидкость +газообразноевещество
(р-р О2 в воде)
Жидкость +газообразноевещество
(р-р О2 в воде)
Жидкие растворы-
Жидкость ++ жидкоевещество(р-р H2SO4 в воде)
Жидкие растворы-
Жидкость ++ жидкоевещество(р-р H2SO4 в воде)
IЖидкость ++ твердоевещество(р-р сахара в воде)
IЖидкость ++ твердоевещество(р-р сахара в воде)
Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы — это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы — это растворы^ в которых растворителями являются другие жидкости (бензол, спирт, эфир и т. д.).
На практике чаще применяются водные растворы.
Растворение веществ
Растворение — сложный физико-химический процесс. Разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя — это физический процесс. Одновременно происходит взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества, т. е. химический процесс. В результате этого взаимодействия образуются сольваты.
Сольваты — продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя.
Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами.
Процесс образования сольватов называется сольватацией. Процесс образования гидратов называется гидратацией.
Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например:
Раство-Выпа- Кристаллич.
CuSO4 + Н2О► Синий р-рв-во синего Вещество реНИеривание Цвета
белого цвета
Что представляет собой и как образуется кристаллическое вещество синего цвета?
При растворении в воде сульфата меди (II) происходит его диссоциация на ионы:
CuSO4 Cu2++ SO4".
Образующиеся ионы взаимодействуют с молекулами воды:
Си + SO4 + 5Н2ОСи + SO4 + 5Н2О2V2—
Си + SO4 + 5Н2О
Си + SO4 + 5Н2О
► Си • 4Н2О + SO4 • Н2О
Синий цвет
Гидратированные ионы
При выпаривании раствора образуется кристаллогидрат сульфата меди (II) — CuSO4 • 5Н2О.
Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами.
Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой. Примеры кристаллогидратов:
медный купоросмедный купорос
медный купорос
медный купорос
Впервые идею о химическом характере процесса растворения высказал Д. И. Менделеев в разработанной им химической (гидратной) теории растворов (1887 г.).
Доказательством физико-химического характера процесса растворения являются тепловые эффекты при растворении, т. е. выделение или поглощение теплоты.
Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов. Физический процесс протекает с поглощением теплоты, химический — с выделением.
Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше теплоты, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение — экзотермический процесс. Выделение теплоты наблюдается, например, при растворе-
нии в воде таких веществ, как NaOH; AgNO3; H2SO4; ZnSO4 и др.
Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение — эндотермический процесс. Это происходит, например, при растворении в воде NaNO3; КС1; K2SO4; KNO2; NH4C1 и др.
Растворимость веществ
Мы знаем, что одни вещества хорошо растворяются, другие — плохо. При растворении веществ образуются насыщенные и ненасыщенные растворы.
Насыщенный раствор — это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре.
Ненасыщенный раствор — это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данной температуре.
Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости.
Коэффициент растворимости показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.
Растворимость выражают в граммах на литр (г/л).
По растворимости в воде вещества делят на 3 группы:
Вещества(растворимость в воде, 20°С)
IХорошо растворимые (р)(>10 г вещества в 1 л Н2О)IХорошо растворимые (р)(>10 г вещества в 1 л Н2О)Например, сахар: в 1 л воды растворяется 2000 гНапример, сахар: в 1 л воды растворяется 2000 гПрактически нерастворимые (н) (<0,01 г вещества в 1 л Н2О)Практически нерастворимые (н) (<0,01 г вещества в 1 л Н2О)Например, AgCl: в 1 л воды растворяется 1,5-10~3 гНапример, AgCl: в 1 л воды растворяется 1,5-10~3 г
I
Хорошо растворимые (р)(>10 г вещества в 1 л Н2О)
I
Хорошо растворимые (р)(>10 г вещества в 1 л Н2О)
Например, сахар: в 1 л воды растворяется 2000 г
Например, сахар: в 1 л воды растворяется 2000 г
Практически нерастворимые (н) (<0,01 г вещества в 1 л Н2О)
Практически нерастворимые (н) (<0,01 г вещества в 1 л Н2О)
Например, AgCl: в 1 л воды растворяется 1,5-10~3 г
Например, AgCl: в 1 л воды растворяется 1,5-10~3 г
I
Малорастворимые (м)(от 0,01 до 10 г вещества в 1 л Н2О)
Например, гипс CaSO4-2H2O: в 1 л воды растворяется 2 г
Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде представлена на втором форзаце этой книги.
Растворимость веществ зависит от природы растворителя, от природы растворенного вещества, температуры, давления (для газов). Растворимость газов при повышении тем- пературы уменьшается, при повышении давления — увеличивается.
Зависимость растворимости твердых веществ от температуры показывают кривые растворимости (рис. 20). Ра-
По кривым растворимости можно определить: 1) коэффициент растворимости веществ при различных температурах; 2) массу растворенного вещества, которое выпадает в осадок при охлаждении раствора от /^С до /2°С.
Процесс выделения вещества путем испарения или охлаждения его насыщенного раствора называется перекристаллизацией. Перекристаллизация используется для очистки веществ.
Типовая задача.
Воду объемом 1000 мл насыщают нитратом калия KNO3 при 60°C, Раствор охлаждают до 30°C. Какая масса соли выпадает в осадок?
Дано: V(H2O) - 1000 мл tx° = 60°С; 6е = ЗО’С.
Найти: m(KNO3)
Решение.
По кривой растворимости (рис. 20) нитрата калия находим растворимость KNO3 при 60°С и при 30°С:
при 60°С растворимость KNO3 — 1100 г;
при 30°С растворимость KNO3 — 450 г.
Рассчитываем массу соли, выпавшей в осадок: m(KNO3) = 1100 г - 450 г = 650 г
Ответ: при охлаждении насыщенного раствора KNO3 от 60°С до 30°С выпадает в осадок 650 г соли.
Вопросы для контроля
Что такое растворы?
. Как классифицируются растворы по агрегатному состоянию?
Из каких компонентов состоит жидкий раствор?
Что такое водные и неводные растворы?
Какие процессы протекают при растворении веществ в жидких растворителях?
Что такое гидраты (сольваты); гидратация (сольватация)?
Какие вещества называются кристаллогидратами? Приведите примеры.
Кто и когда создал химическую (гидратную) теорию растворов?
Чему равен тепловой эффект растворения?
Что такое насыщенные растворы; ненасыщенные растворы?
Что показывает коэффициент растворимости?
Как делятся вещества по растворимости? Приведите примеры.
От каких факторов зависит растворимость веществ?
Что показывают кривые растворимости?
Задачи для самостоятельной работы:
Найти растворимость хлорида аммония NH4Q при 20°С, 60°С, 90°С.
Какова растворимость нитрата серебра AgNO3 при (ГС?
В какой массе воды надо растворить KNO3 массой 165 г, чтобы получить раствор, насыщенный при 35’С?
Растворимость бромида натрия при 20"С равна 905 г. Какую массу этой соли можно растворить в воде массой 900 г при 20°С?
Определить массовую долю (%) кристаллизационной воды в медном купоросе, глауберовой соли, кристаллической соде.
Какую массу безводного сульфата натрия можно получить из глауберовой соли Na2SO4* ЮН2О массой 6,44 г?
Какая масса воды соединяется с безводным сульфатом натрия массой 56,8 г при образовании кристаллогидрата Na2SO4 - 10Н2О?
Из какой массы медного купороса можно получить сульфат меди (И) массой 80 г?
При выпаривании насыщенного при 20°С водного раствора хлорида натрия массой 200 г получена соль, масса которой 52, 64 г. Какова растворимость в воде хлорида натрия при 20°С?
§ 5.2. Количественная характеристикасостава растворов
Для качественной характеристики растворов используют понятия «разбавленный раствор» (содержит мало растворенного вещества) и «концентрированный раствор» (содержит много растворенного вещества).
При работе с растворами необходимо знать их количественный состав. Количественный состав растворов выражается различными способами. Мы изучим два способа: массовая доля растворенного вещества и молярная концентрация (молярность).
Массовая доля растворенного вещества
Массовой долей растворенного вещества называется отношение массы растворенного вещества к массе раствора:
т(в-ва)
™<»-ва) ”
оз — массовая доля растворенного вещества, выраженная в долях единицы; т(в-ва) — масса растворенного вещества, г; т(р-ра) — масса раствора, г
Массовую долю можно выражать также в процентах (%):
т(в-ва)
ю%(в'ва) ='100%
Массовую долю растворенного вещества в процентах (%) часто называют процентной концентрацией раствора.
П р и м е р. В водном растворе хлорида натрия NaCI его массовая доля равна 10%, илиОД. Это значит, чтоврастворе массой 100 г содержится 10 г хлорида натрия и 90 г воды. Массу раствора можно рассчитать по формулам:
т(р-ра) — т (растворителя) + /и(в-ва);
m(p-pa) = peV,где V — объем раствора, мл; р — плотность раствора, г/мл.
Молярная концентрация
Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества в одном литре раствора.
Молярную концентрацию можно рассчитать по формуле
„ _ п— у ’
где С — молярная концентрация, моль/л; п — количество растворенного вещества, моль; V — объем раствора, л.
Молярная концентрация С, моль/л
Обозначение молярности
Название раствора
1
0,5
0,1
0,01
0,001
1 м
0,5 М 0,1 м 0,01 м 0,001 м
Одномолярный (молярный)
Полумолярный Децимолярный Сантимолярный Миллимолярный
На практике часто переходят от одного способа выражения концентрации к другому по известной плотности раствора, применяя формулу m = р • V
Типовая з а д а ч а № 1.
В растворе массой 100 г содержится хлорид бария массой 20 г. Какова массовая доля хлорида бария в растворе?
Решение:Массовая доля ВаС12 равна отношению его массы к общей массе раствора:Решение:Массовая доля ВаС12 равна отношению его массы к общей массе раствора:Дано:
Решение:
Массовая доля ВаС12 равна отношению его массы к общей массе раствора:
Решение:
Массовая доля ВаС12 равна отношению его массы к общей массе раствора:
тл(р-ра) = 100 г;
т(ВаС12) = 20 г.
т(ВаС12) 20 г to(BaCL) = —; = —— = 0,2.т(ВаС12) 20 г to(BaCL) = —; = —— = 0,2.Найти: й)%(ВаС12)
т(ВаС12) 20 г to(BaCL) = —; = —— = 0,2.
т(ВаС12) 20 г to(BaCL) = —; = —— = 0,2.
"ЧР-ра/ 1UU Г
Ответ: 0)(ВаС12) = 0,2, или 20%.
Типовая задача №2.
Сахар массой 5 г растворили в воде массой 20 г Какова массовая доля (%) сахара в растворе?
Решение:
Дано: т(сахара) = 5 г; т(Н2О) = 20 г.
1. Определим общую массу получен ного раствора:
т(р-ра) = тл(воды) + т(сахара);
Найти:
№(р-ра) = 20 г + 5 г = 25 г.
2. Вычислим массовую долю (%) са
о)% (сахара).
хара в растворе:
т(сахара) ш%(сахара) = 7ш(Р-Ра) *100%;
„ ч 5 г-100%to%(caxapa) = — = 20%.
25 г
Ответ: ©%(сахара) = 20%.
Типовая задача №3.
Какие массы нитрата калия и воды необходимо взять для приготовления 2 кг раствора с массовой долей KNO3, равной 0,05?
Дано: »г(р-ра) = 2 кг = = 2000 г;co(KN03) = 0,05.Дано: »г(р-ра) = 2 кг = = 2000 г;co(KN03) = 0,05.Найти: m(KN03);м(Н2О)Найти: m(KN03);м(Н2О)Решение:
Дано: »г(р-ра) = 2 кг = = 2000 г;
co(KN03) = 0,05.
Дано: »г(р-ра) = 2 кг = = 2000 г;
co(KN03) = 0,05.
Найти: m(KN03);
м(Н2О)
Найти: m(KN03);
м(Н2О)
Определим массу нитрата калия: mfKNOJ
m(KN03) = to(KNO3) • m(p-pa);
m(KNO3) = 0,05-2000 г = 100 г
Определим массу воды:
/п(р-ра) = m(H2O) + m(KNO3);
m(H2O) = m(p-pa) — m(KNO3);
m(H20) * 2000 г - 100 г = 1900 г
Ответ: m^KNO3) = 100 г, m(H2O) = 1900 г
Типовая задача № 4.
Какие массы кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO4- ЮН2О и воды надо взять, чтобы получить раствор массой 71 г с массовой долей Na2SO4 20%?
Дано:т(р-ра) = 71 г; to%(Na2SO4) = 20%.Дано:т(р-ра) = 71 г; to%(Na2SO4) = 20%.Найти: m(Na2SO4-WH2O), m(H20)Найти: m(Na2SO4-WH2O), m(H20)Решение:
Дано:
т(р-ра) = 71 г; to%(Na2SO4) = 20%.
Дано:
т(р-ра) = 71 г; to%(Na2SO4) = 20%.
Найти: m(Na2SO4-WH2O), m(H20)
Найти: m(Na2SO4-WH2O), m(H20)
Вычислим массу Na2SO4, необходимую для приготовления 71 г раствора:
m(Na2SO4) =m(Na2SO4) =/л(р-ра)- ю%100%/л(р-ра)- ю%100%/fl(Na2SO4)to%(Na2S04) — zw(p-pa) * ^0%;
m(Na2SO4) =
m(Na2SO4) =
/л(р-ра)- ю%100%
/л(р-ра)- ю%100%
71 г - 20% m(Na2SO4) = —^^— = 14,2 г
Вычислим массу кристаллогидрата Na2SO4- ЮН2О, необходимого для приготовления раствора:
M(Na2SO4-10H2O) = 322 г/моль;
M(Na2SO4) - 142 г/моль;
322 г Na2SO4- ЮН2О содержит 142 г Na2SO4;
m г Na2SO4- ЮН2О содержит 14,2 г Na2SO4;
322 г-14,2 г m(Na2SO440H2O)- q0 - = 32,2 г
Вычислим массу воды:
m(p-pa) = m(H2O) + ffl(Na3SO4 - ЮН2О);
m(H2O) = m(p-pa) — m(Na2SO4* 10H2O);
m(H2O) = 71 г - 32,2 г = 38,8 г
Ответ: Для приготовления 71 г раствора, где to%(Na2S04) = = 20%, надо взять 32,2 т Na2SO4 • 10Н2О и 38,8 г Н2О.
Типовая задача № 5.
При выпаривании 500 г 10%-го раствора сульфата лития получили раствор массой 200 г. Какова процентная концентрация полученного раствора?
Дано:м^р-ра) = 500 Т;to1%(Li2SO4) = 10%;m2(p-pa) = 200 гДано:м^р-ра) = 500 Т;to1%(Li2SO4) = 10%;m2(p-pa) = 200 гРешение:1, Определим массу Li2SO4 в исходном растворе:Решение:1, Определим массу Li2SO4 в исходном растворе:Найти:<o2%(Li2S04)m(Li2SO4) =Найти:<o2%(Li2S04)m(Li2SO4) =ffl(Lj2SO4) to]%(Li2SO4)- mi(p.pa)й)1%(и28О4)/и1(р-ра) 100%’ffl(Lj2SO4) to]%(Li2SO4)- mi(p.pa)й)1%(и28О4)/и1(р-ра) 100%’100%;100%;
Дано:
м^р-ра) = 500 Т;
to1%(Li2SO4) = 10%;
m2(p-pa) = 200 г
Дано:
м^р-ра) = 500 Т;
to1%(Li2SO4) = 10%;
m2(p-pa) = 200 г
Решение:
1, Определим массу Li2SO4 в исходном растворе:
Решение:
1, Определим массу Li2SO4 в исходном растворе:
Найти:
<o2%(Li2S04)
m(Li2SO4) =
Найти:
<o2%(Li2S04)
m(Li2SO4) =
ffl(Lj2SO4) to]%(Li2SO4)- mi(p.pa)
й)1%(и28О4)/и1(р-ра) 100%’
ffl(Lj2SO4) to]%(Li2SO4)- mi(p.pa)
й)1%(и28О4)/и1(р-ра) 100%’
100%;
100%;
ffl(Li2SO4) ~ffl(Li2SO4) ~10% • 500 г100%10% • 500 г100%= 50 г= 50 г
ffl(Li2SO4) ~
ffl(Li2SO4) ~
10% • 500 г100%
10% • 500 г100%
= 50 г
= 50 г
Определим процентную концентрацию полученного раствора (масса Li2SO4 в растворе не изменилась):
50 г • 100%200 г50 г • 100%200 г= 25%= 25%m(LbSO4)
50 г • 100%
200 г
50 г • 100%
200 г
= 25%
= 25%
Ю2%(Ц2$О4) - ”(р-ра)" " «** =
Ответ: й)2%(Ы25О4) = 25%
Типовая задача №6,
К 250 г 10%-го раствора глюкозы прилили 150 мл воды. Какова массовая доля (%) глюкозы в полученном после разбавления растворе?
Дано:
Решение:
m/р-ра) = 250 г;
<0j % (глюкозы) = = 10%;
V(H2O) = 150 мл.
1. Определим массу глюкозы в исходном растворе:
-т(глюкозы)
1т(р-ра)
Найти:
OTjtp-pa)^!
со2 % (глюкозы).
ш(глюкозы) -■ -100%
- 250 г* 0,1 = 25 г
Масса глюкозы при разбавлении раствора не изменяется. Определим массу раствора, полученного после разбавления: т2(р-ра) = т/р-ра) + /л(Н2О); т(Н2О) = V*p;
т2(Н2О) = 150 мл • 1 г/мл = 150 г;
т2(р-ра) = 250 г + 150 г = 400 г
Определим (о2%(глюкозы):
т(глюкозы) со2%(глюкозы) = "(р^ра) *100%;
25 г
<о2% =* Ю0% = 6,25%
400 г
Ответ: со2 % (глюкозы) = 6,25%
Типовая задача № 7.
В 200 г воды растворили 67,2 л хлороводорода НС1 (н. у). Определить массовую долю хлороводорода в полученном растворе.
Дано: /л(Н2О) =
V(HC1) =
200 г
67,2 л
Найти:
ш%(НС1)
Решение:
Определим количество вещества НС1:
и = V/VM;
л(НС1) = 67,2 л/22,4 л/моль = 3 моль
Определим массу НС1: т(НСГ) = М(НС1) • л(НС1) = = 36,5 г/моль'З моль = 109,5 г
Определим массу раствора:
m(p-pa) = m(H20) + т(НС1) = 200 г + 109,5 г = 309,5 г
Определим массовую долю НС1 в растворе:
/и(НС1М00%109,5 г • 100%
™%<НС1) = ~~ т(р-ра)= ' 309,5 г = 35’38%
Ответ: ш%(НС1) = 35,38%
Типовая задача № 8.
Раствор объемом 500 мл содержит NaOH массой 5 г. Определить молярную концентрацию этого раствора.
Дано:
Решение:
V(p-pa) = 500 мл —
1. Вычислим число моль (л) в 5 г
= 0,5 л;
NaOH:
m(NaOH) = 5 г
m(NaOH)
Найти:
n(NaOH) = M(NaOH) :
C(NaOH)
M(NaOH) = 40 г/моль;
5 г
«(NaOH) =
= ,n ,- 0,125 моль
40 г / моль
2. Определим молярную концентрацию раствора:
п 0,125 моль
С = —; С = = 0,25 моль/л
V0,5 л *'
Ответ: Молярная концентрация раствора гидроксида натрия равна 0,25 моль/л
Типовая задача № 9.
Вычислить массу хлорида натрия NaCI, содержащегося в растворе объемом 200 мл, если его молярная концентрация 2 моль/л.
Дано:
Решение:
V(p-pa) = 200 мл = = 0,2 л;
C(NaCl) = 2 моль/л
Вычислим число моль NaCI, которое содержится в растворе объемом 0,2 л:
Найти: m(NaCl)
п
С= —; л = СеУ;
л = 2 моль/л • 0,2 л = 0,4 моль
2. Вычислим массу NaCI:
m(NaCl) = M(NaCl)*/i; M(NaCl) = 58,5 г/моль;
m = 0,4 моль-58,5 г/моль = 23,4 г NaCI
Ответ: m(NaCI) = 23,4 г
Типовая задача №10.
Вычислить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая доля H2SO4 в этом растворе 12%. Плотность раствора 1,08 г/мл при 20сС.
Дано:р(р-ра) = 1,08 г/мл; ш(Н25О4) = 12%=0,12.Дано:р(р-ра) = 1,08 г/мл; ш(Н25О4) = 12%=0,12.Найти: C(H2SO4)Найти: C(H2SO4)Решение:
Дано:
р(р-ра) = 1,08 г/мл; ш(Н25О4) = 12%=0,12.
Дано:
р(р-ра) = 1,08 г/мл; ш(Н25О4) = 12%=0,12.
Найти: C(H2SO4)
Найти: C(H2SO4)
Чтобы перейти от массовой доли (%) растворенного вещества к молярной концентрации, надо рассчитать, какую массу имеют 1000 мл раствора:
т = V* р; т = 1000 мл • 1,08 г/мл = 1080 г.
Вычислим массу серной кислоты в этом растворе: m(H2SO4)
® = m(p-pa) ’^(H2SO4) = т(п-ра) • w;
m(H2SO4) = 1080 г*0,12 = 129,6 г
Сколько молей содержится в 129,6 г H2SO4? m(H2SO4)
п = M(Na^SOj ; M(H2SOJ = 98 г/моль;
129,6 г
п = ™ /=1,32 моль;
98 г / моль
C(H2SO4) = 1,32 моль/л
Ответ: Молярная концентрация раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 12% равна 1,32 моль/л
Типовая задача №11.
Молярность раствора едкого кали КОН равна 3,8 моль/л, его плотность 1,17 г/мл. Вычислить массовую долю (%) КОН в этом растворе.
Решение:Определим количество вещества КОН в 1 л раствора:С =п =Определим массу КОН втРешение:Определим количество вещества КОН в 1 л раствора:С =п =Определим массу КОН втДано.С(КОН) = 3,8 моль/л; р(р-ра) =1,17 г/млДано.С(КОН) = 3,8 моль/л; р(р-ра) =1,17 г/млНайти: ю%(КОН)Найти: ю%(КОН)3,8 моль/л* 1 л = 3,8 моль1 л раствора:3,8 моль/л* 1 л = 3,8 моль1 л раствора:
Решение:
Определим количество вещества КОН в 1 л раствора:
С =
п =
Определим массу КОН в
т
Решение:
Определим количество вещества КОН в 1 л раствора:
С =
п =
Определим массу КОН в
т
Дано.
С(КОН) = 3,8 моль/л; р(р-ра) =1,17 г/мл
Дано.
С(КОН) = 3,8 моль/л; р(р-ра) =1,17 г/мл
Найти: ю%(КОН)
Найти: ю%(КОН)
3,8 моль/л* 1 л = 3,8 моль
1 л раствора:
3,8 моль/л* 1 л = 3,8 моль
1 л раствора:
п = ~; т(КОН) = л*М; М(КОН) = 56 г/моль;
т(КОН) = 3,8 моль-56 г/моль = 212,8 г
Определим массу 1 л (1000 мл) раствора:
m(p-pa) = V*p = 1000 мл* 1,174 г/мл = 1174 г
Определим массовую долю (%) едкого кали в растворе:
т(КОН)
™%(КОН) =•100%;
со%(КОН) =со%(КОН) =212,8 г-100%
со%(КОН) =
со%(КОН) =
1174 г" ” *8%
Ответ: Массовая доля (%) КОН в растворе, молярность которого 3,8 моль/л, равна 18%.
Вопросы для контроля
Что такое разбавленный раствор; концентрированный раствор?
Что называется массовой долей растворенного вещества?
По каким формулам можно рассчитать массовую долю растворенного вещества; массу раствора?
Что показывает молярная концентрация раствора?
По какой формуле можно рассчитать молярную конце1 - трацию раствора?
Задача для самостоятельной работы
Какие массы йода и спирта необходимы для приготовле ния 300 г раствора с массовой долей йода 5%?
Сахар массой 1 кг растворили в воде объемом 5 л. Найп массовую долю (%) сахара в этом растворе.
Найти молярную концентрацию раствора хлороводородной кислоты (р - 1,19 г/мл) с массовой долей НС1 36%.
Какую массу серной кислоты надо взять для приготовления раствора объемом 2,5 л, если C(H2SO4) =0,1 моль/л?
К 120 г раствора фруктозы с массовой долей 14% прилили 180 мл воды. Какова массовая доля (%) фруктозы в полученном растворе?
В 200 мл воды растворили 50 л хлороводорода НС1 (н. yj. Какова массовая доля (%) НО в этом растворе?
Сколько молекул растворенного вещества содержат 10 мл раствора, молярная концентрация которого 0,01 моль/л?
Какую массу кристаллической соды Na2CO3* ЮН2О надо взять, чтобы приготовить 500 г раствора с массовой долей Na2CO3 20%?
Вычислить массу железного купороса FeSO4e7H2O, который содержится в растворе объемом 2 л, если C(FeSO4 • 7Н2О) = 1 моль/л.
Какая масса хлорида железа (III) содержится в 20 мл раствора с массовой долей FeCl3 40%? Плотность раствора 1,13 г/мл. Какова молярная концентрация этого раствора?
Насыщенный при 40еС раствор массой 200 г содержит сульфат калия массой 26 г. Вычислить массовую долю (%) и растворимость K2SO4.
Какие массы воды и нитрата аммония NH4NO3 необходимо взять для приготовления 3 л раствора с массовой долей NH4NO3 8 %? Плотность раствора 1,06 г/мл.
Какая масса хлорида меди (II) СиС12 содержится в растворе объемом 15 л, если его молярная концентрация 0,3 моль/л?
Вычислить молярную концентрацию раствора, содержащего в 200 мл 12,6 г азотной кислоты.
Определить массовую долю (%) нитрита железа (II) Fe(NO2)2, если 4 кг 15%-го раствора выпарили до 1 кг.
Плотность раствора уксусной кислоты СН3СООН 1,02 г/мл, ее массовая доля 16%. Найти молярную концентрацию этого раствора.
Молярность раствора серной кислоты равна 4,5 моль/л, его плотность 1,26 г/мл. Определить процентную концентрацию раствора.
Определить массовую долю (%) хлорида меди (II) СиС12 в растворе, если на 2 моля соли приходится 15 молей воды.
К 40 г раствора фосфата натрия Na3PO4 с массовой долей 8% прилили 20 г раствора с массовой долей Na3PO4 5%. Какова массовая доля (%) Na3PO4 в полученном растворе?
/0. К 300 мл 20% раствора серной кислоты (р - 1,14 г/мл) прилили 250 мл воды. Определить процентную и молярную концентрацию полученного раствора.
Тест № 6по теме: «Растворы. Количественный состав растворов»(Число правильных ответов — 9)
Вариант I
Какие из следующих веществ являются кристаллогидратами?
@K2SO3©Sn(NO3)2 • 2QH2O
©RbOH©BaS-6H2O
Какие из следующих веществ растворяются в воде?
@А1РО4®NaOH
©AgNO3©CuS
Какие из следующих веществ не растворяются в воде? ©HNO3©Cu(OH)2
©Zn(NO3)2©HgS
По какой формуле можно рассчитать массовую долю растворенного вещества?
_п
®m = V*p © С = —
© т(в-ва) = m(p-pa) — т(Н2О) т(в-ва)
® т(р-ра)
Сколько граммов растворенного вещества содержится в 50 г раствора с массовой долей <о%(в-ва) = 10%?
® Юг ©20г ® 5г ©40г
Сколько молей растворенного вещества содержится в 1 л децимолярного раствора?
@0,2 моль©1 моль
©0,1 моль©0,01 моль
Вариант II
По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора?
т(в-ва)п
®“= m(p-pa) ® С = V
® т ~ Vе р
© т(р-ра) = т(в-ва) + т(Н2О)
Какие из следующих веществ не растворяются в воде?
®H2SiO3©Ва(ОН)2
©ZnS©NaCl
Какие из следующих веществ растворяются в воде?
®AgCl©Ba(NO3)2
©FeSO4©Pb(OH)2
Какие из следующих веществ являются кристаллогидратами?
®MgSiO3©Sr(NO3)2-4H2O
©Na2CO3©NiCl2-H2O
Сколько молей растворенного вещества содержат 2 л одномолярного раствора?
®0,1 моль©0,2 моль
©2,0 моль ©0,01 моль
Сколько граммов растворенного вещества содержит- ся в 150 г раствора с массовой долей ®%(в-ва) = 5%?
@15 г©7,5 г
®10 г©5,0 г
§ 5.3. Электролитическая диссоциация.
Степень и константа диссоциации
По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.
Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.
Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г):
Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.
• Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.
Ионы —■ это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.
ИоныИоныпростые (Na1, Mg2\ S2 , СГ и др.);
Ионы
Ионы
-+2-3-
сложные (NO3, NH4, SO4, РО4 и др.).
В растворе или расплаве электролитов ионы движут
ся хаотически. При пропускании через раствор или расплав
электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.
К катионам относятся: ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов Na+, К+, Fe2+, А13+, катионы основных солей CuOH+, А/(ОН)2+, FeOH2+ и т. д.
К анионам относятся: гидроксид-ион ОН, ионы кислотных остатков СГ, NO3", SO42-, Сг2О72 , анионы кислых солей НСО3', H2P0o HPOJ- и т. д.
Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).
Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (^). В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:
Диссоциация ,.-
Mg(NO3)2Mg(NO3)2£==• Mg2+ + 2NO3
Mg(NO3)2
Mg(NO3)2
Ассоциация
Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуются три иона.
Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).
Механизм электролитической диссоциации.
Гидратация ионов
Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит дис-
социация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов С ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.
/. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью
При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды(+ —) ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам СГ, отрицательные полюсы — к положительным ионам Na+.
В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами (рис. 21).
Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: КС1, LiNO3, Ва(ОН)2 и др.
Рис. 21. Схема электролитической диссоциации хлорида натрия в водном растворе
И. Механизм диссоциации электролитов,которые состоят из полярных молекул
При растворении в воде веществ с полярной ковалент- ной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Напри
мер, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НС1 с молекулами Н2О. Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле НС1: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов (рис. 22).
Рис. 22. Схема диссоциации электролита с полярной связью в водном растворе
Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H2SO4, HNO3, HI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.
Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксбния Н3О+ по донорно-акцепторному механизму:
Н2О + н+ Н3О+
Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н+, Ag+, Mg2+, F", SOj", NO3“ и т. д.
Свойства ионов. Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na+ и хлорид-ионы СГ не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.
Атомы натрия Na° энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C1J в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.
Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.
Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и p-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н+, Na+, К+, Ва2+, А13+ и др. Ионы некоторых ^-элементов имеют окраску. Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же ^-элемента может быть различной. Например, негйдрати- рованные ионы Си2+ — бесцветные, а гидратированные ионы меди Си2+ • 4Н2О — синего цвета
Степень диссоциации
В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в не- диссоциированном виде.
• Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).
Степень электролитической диссоциации (а) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:
п
а =-100%,
где п — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.
Например, степень диссоциации (а) уксусной кислоты СН3СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН3СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:
СН3СООН @ СНзСОСГ + Н+.
Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.
Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, а муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше а уксусной кислоты СНЭСООН.
При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.
При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.
В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т, е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (НС1О4, НС1О3, HNO3, H3SO4, НС1, НВг, HI и др.); 3) щелочи (LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2.
Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НС1О2, НС1О, HNO2, H2SO3, Н2СО3, H2SiO3, Н3РО4, Н3РО3, Н3ВО3, СН3СООН, H2S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)3, Pb(OH)2, Си(ОН)2 и др.); 3) гидроксид аммония (NH4OH); 4) вода (Н2О).
Константа диссоциации (ионизации)
Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Кд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их
растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А„Вт уравнение диссоциации имеет вид:
АЯВ„ пА^ + тВ”~.
Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:
Кр" [A„BJ
где [Ат+], [В"-] — равновесные концентрации ионов A"* и В"", [ArВт] — равновесная концентрация недиссоциирован- ных молекул АяВт.
Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (KJ, или константой ионизации.
Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:
[СН3СОО"]-[Н+]
КД(СН3СООН) - [СН3СООН] “ 2 *10 5;
[Н+] [ON"]
K/HCN) = —г ■= 8 • НГ10 при 25°С.
Следовательно, уксусная кислота СН3СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.
Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в табл. 22.
Значение электролитов для живых организмов
Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na+, калия К+, кальция Са2+, магния Mg2+, водорода Н+, анионы ОН, СГ, SO2', НСО^ имеют большое значение для физи-
Таблица 22
Константы диссоциации некоторых слабых электролитовв водных растворах (25°С)
Химическая формула
Название электролита
Константа диссоциации
НЮ3
Йодноватая кислота
1,7 -КГ1
H2SO3
Сернистая кислота .
К, -1.6-10'2
К2 = 6,3-10^
Н3РО4
Фосфорная кислота
К, = 7,5 • 10*3 К2 = 6,2-10'8 К3 = 5,О-1О-13
HF
Фтороводородная кислота
7,0 • 10"4
HNO2
Азотистая кислота
4,0*10"4
нсоон
Муравьиная кислота
1,8* 10"4
СН3СООН
Уксусная кислота
1,8 *10'5
Н2СОЭ
Угольная кислота
Кг = 4,5* КГ7 К2 = 4,7-10-п
H2S
Сероводородная кислота
Кг = 6,0 • 10"8 К2=1,0*10“14
нею
Хлорноватистая кислота
3,0-10'8
HCN
Циановодородная кислота
8,0 -1010
Н3ВО3
Борная кислота
5,7 • Ю10
H2SIO3
Кремниевая кислота
Кг = 2,2*1О'10 К2 = 1,6-1012
НЮ
Йодноватистая кислота
2,3-10'11
РЬ(ОН)2
Гидроксид свинца (II)
Кг = 9,6-10'4
К2 = 3,0«10 8
NH4OH
Гидроксид аммония
1,8 *10'5
н20
Вода
1,8* КГ16
ологических и биохимических процессов. Концентрации различных ионов в организме человека различны. Концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН очень малы, но они играют большую роль в жизненных процессах. Ионы водорода Н+ способствуют нормальному функ-
цианированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т. д. Концентрации ионов натрия Na+ и хлорид- ионов СГ в организме человека весьма значительны. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl. В медицине применяется 0,85%-й раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.
Вопросы для контроля
Какие вещества называются электролитами, а какие — неэлектролитами?
Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам? Приведите примеры.
Что называется электролитической диссоциацией, или ионизацией?
Кто и когда предложил теорию электролитической диссоциации?
Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.
Что такое ионы? Какие ионы называются катионами, а какие — анионами? Приведите примеры катионов и анионов.
Какая химическая связь существует в молекулах электролитов?
Как происходит диссоциация электролитов с ионной связью? Покажите схематически на примере.
Как происходит диссоциация электролитов с полярной связью? Покажите схематически на примере.
Какова главная причина электролитической диссоциации в водных растворах?
Чем объясняется различие в свойствах ионов и атомов одного и того же элемента?
Что называется степенью диссоциации? От чего она зависит?
Какие электролиты называются сильными, а какие — слабыми? Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
Что характеризует константа диссоциации?
Каково значение электролитов для физиологических и биохимических процессов в живых организмах?
Задачи и упражнения для самостоятельней работы
Почему водный раствор серной кислоты проводит электрический ток, а безводная серная кислота не проводит? Ответ объясните.
Какие из следующих жидкостей проводят электрический ток: этиловый спирт, водный раствор глюкозы, водный раствор гидроксида натрия, раствор азота в воде, водный раствор сульфата натрия, расплав гидроксида калия? Ответ объясните.
В чем сходство и различие следующих частиц: а) К0 и К+, б) Вг° и ВГ, в) S0 и S2", г) SO3 и SO32", д) NO2 и NO£? Как называются эти частицы?
Какие из следующих ионов являются катионами и какие анионами: АГ, Sr\ F~, NO/, Мп2', Pb2+, SO42", PO// Rb+?
Раствор фосфорной кислоты разбавили в 3 раза. Уменьшится или увеличится степень диссоциации кислоты?
Изобразите схему образования гидратированных ионов фторида калия при его растворении в воде.
Изобразите схему образования гидратированных ионов в водном растворе бромоводорода.
Напишите формулы электролитов, в водном растворе которых содержатся ионы: a) Fe3+ и SO4", б) Мп2+ и СГ, в) Na+ и МпО4‘, г) К+ и СгО4", д) Fe2+ и NO/ е) Ва2+ и ОН", ж) Na* и СО^, з) Са2* и NO/.
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
• Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н+.
Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNO3 и б) двухосновной серной кислоты H2SO4:
HNO3 # Н+ + NO3";
H2SO4 # 2Н+ + SOJ'.
Слабые многоосновные кислоты (H2SO3, Н2СО3, H2S, Н3РО4 и др.) диссоциируют ступенчато.
Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Нх(Ас), где х — основность кислоты.
Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н2СО3.
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н+):
Н2СО3 н' + нсо3
Константа диссоциации по первой ступени
,(Н+]-(НСО"]
Кд" [Н2соз] ”4’5*10 7
Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н+ от сложного иона НСО,):
НСО3" ^ Н+ + СО;;
„ [БГНСО|Ч
Кд [неон 4^е1° ;
к'д > <
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н+ (Н3О+).
Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН".
Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:
КОН ^ К' + ОН"
Сильное двухкислотное основание Са(ОН)2 диссоциирует так:
Са(ОН)2 # Са2+ + 2ОН”
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)г, где у — кислотность основания.
Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (И) Ге(ОН)2.
Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН"):
Ре(ОН)2 г РеОН+ + ОН";
, _ [FeOH+] [0Н~][Fe(OH)2]
Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН от сложного катиона FeOH+):
FeOH+ # Fe2+ + ОН';
[Fe^HOIT]Кд [FeOH+]
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксидионов ОН.
Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: Кь К2, К3 (см. табл. 22), причем К( > К2 > К3. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н+ или ОН" от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.
Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.
Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидрокснд-анионы ОН", т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, А1(ОН)3, Сг(ОН)3 и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н2О.
В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Me—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н+ и анионы ОН".
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета ее ступенчатого характера:
2Н+ + ZnO22" ^ H2ZnO2 = Zn(OH)2 ^ Zn2+ + 2ОН~
По типу(в растворе)По типу
кислотыТ1основания
Zn(OH)2
(осадок)
Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия К2СО3, б) сульфата алюминия A12(SO4)3:
К2СО3 * 2К+ + СОГ;
Ai2(SO4)3 # 2Ali+ + 3SO:
Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCO3:
NaHCO3 Na+ + НСО3 (а = 1)
Сложный анион НСО3 (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:
НСОГ ?Н+ + СО^’ (а « 1)
Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН.
Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)2Cl — дигидроксохлорида железа (Ш):
Ре(ОН)2С1 Fe(OH)2 + СГ (а = 1)
Сложный катион Fe(OH)2 частично диссоциирует по уравнениям:
Fe(OH)2 ^ FeOH2+ + ОН ;
FeOH2+ Fe3+ + ОН"
Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)2 ос <К 1,
21S
Вопросы для контроля
Что такое кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Почему кислоты имеют общие свойства?
Что такое основания с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Почему основания имеют общие свойства?
Что такое амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Чем объясняется диссоциация амфотерных гидроксидов одновременно по типу оснований и по типу кислот?
Какие амфотерные гидроксиды вы знаете?
Что такое нормальные соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Что такое кислые соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Что такое основные соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?
Упражнения для самостоятельней реботы
Составьте уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов: Ва(ОН)2, А1(ОН)3, NiSO4, СаС12, НВг, H2SiOlr КНСО^ PbOHNO3, Ве(ОН)2, NaH2PO4, Na^HPO^ Какие из этих электролитов образуют катионы водорода?
Даны электролиты:. (FeOH)2SQ4, АЦОН^О, Na3PO4> Li2S, KCN, NifNO^, Ca(HCO3)Lv H2SO3, Co(OH)2. Составьте уравнения электролитической диссоциации этих веществ. Какие из этих электролитов образуют в растворе гидроксид-ионы?
Заполните таблицу:
Элементы
Высший оксид
Гидрат оксида
Уравнения диссоциации (по ступеням)
Константа диссоциации
12Mg
]4Si
Даны электролиты: Zn(H2PO4)2, Мп(ОН)2, НМпО4, СН3СООН, Fe(HSO4)3, FeOHCl, Ni(NO2)3, H2MnO4, (MgOH)2SO3. Какие из них образуют ионы водорода? Докажите это уравнениями диссоциации.
Какие из следующих электролитов образуют одновременно ионы водорода и гидроксид-ионы: LiOH, СоОНС12,
Cr(OH)3, (ZnOH)3PO4> Sn(OH)2, Cu(HSO3)2, Pb(OH)2? Докажите это, написав уравнения электролитической диссоциации.
Заполните таблицу:
Оксид
Гидрат оксида
Уравнения диссоциации (по ступеням)
Константа диссоциации
Р2О5
FeO
Составьте формулы молекул веществ, получающихся при взаимодействии катионов: Na+, Cu2+, Ва2\ Fe2+, NiOH\ FeOH3+, Al3+ с анионами S2', SO^, OH-, HS-, СГ, NOf. Назовите эти вещества.
Напишите выражения констант диссоциации следующих электролитов: НС1О2, Н3РО3, H2S, НА1О2, H2SO3, NH4OH, Со(ОН)2.
По константам диссоциации определите, какая из кислот более сильная: НЮ или НС1О, Н2СО3 или H2S, НСООН или HCN, HNO3 или СН3СООН (см. табл. 22).
§ 5.5. Диссоциация воды. Водородный показатель.Среды водных растворов электролитов
Вода — слабый амфотерный электролит.
Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водородаН+таково:
Н2О + Н2О * Н3О+ + ОН’
Без учета гидратации ионов Н+ уравнение диссоциации воды имеет вид:
Н2О г Н+ + ОН'
Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН' в воде одинаковы. При 25°С [Н+] = [ОН'] = 10'7 моль/л.
Произведение концентраций ионов водорода и гидро- ксид-ионов называется ионным произведением воды (КН2О): К„2о ~ [Н+] • [ОН-]
Кц2о — величина постоянная, и при температуре 25°С KH2o = 10'7’10’7 = 10'li|
В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН" — величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН", если известна концентрация ионов водорода Н+, и наоборот.
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН"
В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.
Нейтральная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов: [Н+] = [ОН”] = 10”7 моль/л
Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:
[Н+] > [ОН”),[Н+] > 10”7 моль/л
Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:
[Н+] < [ОН"],[Н+] < 10"7 моль/л
Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель pH (пэ-аш).
Водородным показателем pH называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: pH = —lg[H+J.
Например, если [Н+] = КГ3 моль/л, то pH = 3, среда раствора — кислая; если [Н+] ^ 10”п моль/л, то pH — 12, среда раствора — щелочная:^
Среда раствора
кислая
нейтральная
щелочная
Концентрация ионов Н+ (моль/л)
[Н+] > 10”7
[Н+] = [ОН"] = = 10"7
[Н+] < 10"7
Водородный показатель (pH)
pH <7
pH = 7
pH >7
Чем pH меньше 7, тем больше кислотность раствора* Чем pH больше 7, тем больше щелочность раствора.
Зависимость между концентрацией ионов Н+, величиной pH и средой раствора показана на следующей схеме:
^увеличение
кислотности
Увеличение щелочности *~
рн
Ги« , м° кг1 й"2 to'* to'1* to*5 to-5 to'7 to*1 to'5 «г* /o'" to'Vto"*
v0 1 ^2 3, Ji 5 6f 7 8 9 ID Jj 12J8 to,
СредаCU4bH№C-СЛОШиС"слобощелоч- СиЛЬНО1Де<1ОЧ-
раствора лая лаямая ная
нейтральная
Существуют различные методы измерения pH. Качественно характер среды водных растворов электролитов оп
ределяют с помощью индикаторов.
Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. pH раствора.
На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют свою окраску в малом интервале pH: лакмус — в интервале pH от 5,0 до 8,0; метилоранж — от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин — от 8,2 до 10,0.
0 i 2 3 У 5 6 7 8 9 10 0 12 #3 tof । —, ।. , ^ J ^J— ^ i-c i^ г i ^ j! - i - /0 i 2 3 У 5 6 7 8 9 10 0 12 #3 tof । —, ।. , ^ J ^J— ^ i-c i^ г i ^ j! - i - /Кислая среда Нейтральная Щелочная среда средаКислая среда Нейтральная Щелочная среда средаИзменение цвета индикаторов показано на схеме:
0 i 2 3 У 5 6 7 8 9 10 0 12 #3 to
f । —, ।. , ^ J ^J— ^ i-c i^ г i ^ j! - i - /
0 i 2 3 У 5 6 7 8 9 10 0 12 #3 to
f । —, ।. , ^ J ^J— ^ i-c i^ г i ^ j! - i - /
Кислая среда Нейтральная Щелочная среда среда
Кислая среда Нейтральная Щелочная среда среда
рн
Петил - Оранж
Лакмус
Фенолфталеин
Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.
Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения pH в широком интервале от 0 до 14.
Величина pH имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.
Поэтому определение pH растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение pH крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения pH от нормальных величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.
Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет pH 1,7; pH крови человека равен 7,4; слюны — 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении pH: каталаза крови при pH 7,0; пепсин желудочного сока — при pH 1,5—2; и т. д.
Вопросы для контроля
Чему равны концентрации ионов водорода и гидроксидионов в воде при 25*С?
Что называется ионным произведением воды?
Чему равно ионное произведение воды при 25°С?
Является ли ионное произведение воды постоянной величиной для всех разбавленных водных растворов?
Как можно охарактеризовать среду любого водного раствора?
Что называется водородным показателем? По какой формуле можно рассчитать водородный показатель?
Какие типы сред водных растворов вы знаете?
Каковы концентрация ионов водорода и водородный показатель в кислой среде? В щелочной среде? В нейтральной среде?
С помощью каких веществ можно определить характер среды раствора?
Какие вещества называются индикаторами? Какие индикаторы вы знаете?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Вычислить концентрацию ионов водорода Н+ в водном растворе, если концентрация гидроксид-ионов ОН равна 10"12 моль/л. Определите характер среды раствора.
Вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН" в растворе, если концентрация ионов водорода Н+ равна 10 4 моль/л. Определите характер среды.
Вычислить pH водного раствора, в котором концентрация гидроксид-ионов равна 10"2 моль/л. Как изменится цвет метилоранжа в этом растворе?
Водородный показатель раствора равен 5. Вычислить концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в этом растворе. Как изменится цвет лакмуса при добавлении его в этот раствор?
Концентрация ионов водорода Н+ в растворе 10"14 моль/л. Определить концентрацию гидроксид-ионов, pH и характер среды раствора. Как изменится цвет метилоранжа в этом растворе?
Определить концентрацию ионов водорода и гидроксид- ионов в растворе, характер его среды, если pH = 11. Как изменится цвет фенолфталеина в этом растворе?
Заполните следующую таблицу:
pH
2
13
7
9
6
11
4
[Н+]
[ОН-]
Характер среды
-
Реакции обмена в водных растворахэлектролитов. Ионные реакции и уравнения
Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами.
• Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.
С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим
реакции ионного обмена, например взаимодействие между растворами двух солей:
Na2SO4 + ВаС12 = BaSO4>l + 2NaCl(1)
Это уравнение является молекулярным уравнением, так как формулы всех веществ записаны в виде молекул, Исходные вещества Na2SO4 и ВаС12 являются сильными электролитами, т. е. в растворе находятся в виде ионов (Na2SO4
2Na+ + SOj~; ВаС12 Ва2+ + 2СГ). Сульфат бария — нерастворимая соль, которая выпадает в осадок, следовательно, ионы Ba2f и SO2" уходят из раствора. Хлорид натрия NaCl — растворимая соль, сильный электролит, в растворе находится в виде ионов (NaCl # Na+ + СГ). Таким образом, с учетом диссоциации сильных электролитов уравнение реакции можно записать так:
2Na+ + SO42- + Ва2+ + 2СГ = BaSO4>l + 2Na+ + 2СГ (2)
Такое уравнение называется полным ионным уравнением.
Ионы Na+ и СГ имеются и в левой, и в правой частях уравнения, т. е. эти ионы в реакции участия не принимают, их можно исключить из уравнения:
SO2" + Ва2+ = BaSO4>l(3)
Полученное уравнение называется сокращенным ионным уравнением. Оно показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов SO4", которые находились в растворе Na2SO4, и ионов Ва2+, которые находились в растворе ВаС12, и в результате образуется нерастворимая соль BaSO4.
Сокращенное ионное уравнение (3) выражает сущность не только реакции (1). Напишем уравнения нескольких реакций:
H2SO4 + Ba(NO3)3 = BaSO^ + 2HNO3 (4) Сильные электролитыСильный
электролит
2Н+ + SOj" + Ва2+ + 2NO3~ = BaSO4>L + 2Н+ + 2NO3"SO4 + Ва2+ = BaSO4>L
A12(SO4)3 + ЗВаС12 = 3BaSO4>l + 2A1C130>
Сильные электролитыСильный
электролит
AI3' + 3S0^ + ЗВа2 + + 6СГ = 3BaS0j + 2A13' + 6СГ 3SOJ" + 3Ba2' - 3BaSOd; SO^ + Ba2' = BaSO4L Как видим, сущность реакций (4) и (5), как и реакции (1), заключается в связывании ионов SO; и Ва2+ с образованием нерастворимой соли BaSO4.
В ионных уравнениях формулы веществ записывают в виде ионов или в виде молекул.
В виде ионов записывают формулы:
— сильных кислот (НС1О4, H2SO4, HNO3, HI и др.);
сильных оснований (щелочей — CsOH, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.);
растворимых в воде солей (NaBr, KNO3, ВаС12, AI2(SO4)3 и др.).
В виде молекул записывают формулы:
— водыН2О;
слабых кислот (HNO2, HCN, Н2СОЭ, H,SO3, СН3СООН и др.);
слабых оснований (NH4OH, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.);
малорастворимых солей (1): AgCl, BaSO4, СаСО3, FeS и др.;
амфотерных гидроксидов (X): А1(ОН)3, Zn(OH)2, Сг(ОН)3 и др.
Большая часть молекул слабых электролитов в растворе не диссоциирует на ионы.
В виде молекул также записывают;
формулы газообразных веществ (СО2, SO2, Н2, H2S, NH3 и др.);
формулы оксидов металлов и неметаллов (Na2O, СаО, Р2О5, SiO2, В2О3 и т. д.).
В уравнениях реакций ставят знак X, если среди продуктов реакции есть осадок — нерастворимые или малорастворимые вещества. Знак Т показывает газообразные и летучие соединения.
Реакции обмена в водных растворах электролитов могут быть:
практически необратимыми, т. е. протекать до конца; 226
обратимыми, т. е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях*
Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца, или практически необратимы, когда ионы соединяются друг с другом и образуют:
а) малорастворимые вещества;
малодиссоциирующие вещества — слабые электролиты;
в) газообразные или летучие вещества.
Рассмотрим эти случаи.
Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок (>L).
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между нитратом серебра (I) AgNO3 и хлоридом натрия NaCl: AgNO3 + NaCi = AgCU + NaNO3
Ag+ + NO3" + Na+ + СГ = AgCll + Na+ + NO3”Ag++ СГ = AgCli
Эта реакция обмена необратима, потому что один из продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.
Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов).
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции нейтрализации между растворами гидроксида натрия NaOH и серной кислоты H2SO4:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na+ + 2OH + 2H+ + SO42” = 2Na+ + SO4 + 2H2O2OH” + 2H+ = 2H2O
или, сокращая коэффициенты, получим: ОН” + Н+ = Н2О.
В результате реакции нейтрализации ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН” образуют малодиссоциирующие молекулы воды. Процесс нейтрализации идет до конца, т. е. эта реакция необратима.
Реакции, протекающие с образованием газообразных веществ.
Составим молекулярное и ионное уравнения реакции между растворами гидроксида кальция Са(ОН)2 и хлорида аммония NH4C1:
Са(ОН)2 + 2NH4C1 = СаС12 + 2Н2О + 2МН3?
Са2+ + 2ОН + 2NH4 + 2СГ = Са2+ + 2СГ + 2Н2О + 2NH3?
ОН + NH4 - Н2О + NH3?
Эта реакция обмена необратима, потому что образуются газ аммиак NH3 и малодиссоциирующее вещество вода.
Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают. Например:
СН3СООН + КОН ^ СН3СООК + Н2О
СлабыйСлабый
электролитэлектролит
СН3СООН + ОН" ^ СН3СОО" +• Н2О;
Cu(OH)2 + 2НС1 ^ СиС12 + 2Н2О
НерастворимоеСлабый
основаниеэлектролит
Cu(OH)2 + 2Н+ # Си2+ + 2Н2О
Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают. При смешивании их растворов образуется смесь ионов, которые не соединяются друг с другом. Например:
2NaCl + Ca(NO3)2 * 2NaNO3 + СаС12
2Na+ + 2СГ + Са2+ + 2NO3“ * 2Na+ + 2NO3" + Са2+ + 2СГ
Уравнения таких реакций обмена не пишут.
Вопросы для контроля
Какие реакции называются ионными реакциями?
Какими уравнениями выражаются ионные реакции?
Формулы каких веществ в ионных уравнениях записывают в виде ионов?
Формулы каких веществ в ионных уравнениях записывают в виде молекул?
В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются необратимыми?
В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов являются обратимыми?
В каких случаях реакции обмена в растворах электролитов не протекают?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Напишите полные и сокращенные ионные уравнения следующих реакций:
Ca(NO3)2 + К,СО3 -> СаСО, + KNO3;
HNO3 + Ва(ОН)2 -> Ba(NO3)2 + Н2О;
Ba(NO2)2 + K2SO4 -> BaSO4 + KNO2;
К2СО3 + НС1 -> КС1 + Н2О + СО2;
Na3CO3 + H2SO4 -> Na3SO4 + Н2О + СО2;
NaOH + Fe(NO3)2 -> Fe(OH)2 + NaNO3;
Pb(NO3)2 + K2SO4 -> PbSO4 + KNO3;
Na2SiO3 + Ba(OH)2 -> BaSiO3 + NaOH;
FeCl3 + CsOH -> Fe(OH)3 + CsCl;
FeSO4 + Na3PO4 -> Fe3(PO4)2 + Na2SO4.
Напищите в полной и сокращенной ионной формах уравнения следующих реакций:
Fe(OH)2 + HNO3 -> Fe(NO3)3 + Н2О;
Fe(uH)3 + H2SO4 -* Fe2(SO4)3 + Н2О;
MgCO3 + НС1 -> MgCl2 + Н2О + СО2;
Cu(OH)2 + HNO3 -> Cu(NO3)2 + Н2О;
д) А1(ОН)3 + H2SO4 -> A12(SO4)3 + Н2О;
е) А1С13 + AgNO3 -> A1(NO3)3 + AgCl;
ж) FeCl2 + AgNO3 -> Fe(NO3)2 + AgCl.
Какие из этих реакций обратимы? Какие необратимы? Почему?
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами: а) КОН и MgCl2, б) NaOH и H3SO3, в) K2S и НО, г) CH3COONa и H2SO4, д) НЬОН и HNO3, е) Na2SO4 и ВаС12, ж) Na3CO3 и HCL Какие реакции обратимы? Какие необратимы?
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между: а) уксусной кислотой и гидроксидом бария, б) карбонатом кальция и азотной кислотой, в) азотной кислотой и гидроксидом аммония. Обратимы или необратимы эти реакции обмена?
Составьте молекулярные уравнения реакций, выражаемых ионными уравнениями:
Zn2+ + S; = ZnS;
CH3COO" + H+ = CHjCOOH;
Zn2+ + 2OH" = Zn(OH)2;
r) H+ + OH" = H,O;
Fe3+ + ЗОН" = Fe(OH).;
PbS + 2H+ = H2S + Pb ,
H+ + CN~ = HCN;
Mg(OH)2 + H+ = MgOH+ + H2O.
Обратимы или необратимы эти реакции?
При действии растворов каких из следующих веществ на раствор AgNO3 выпадает осадок AgCl: a) NaCl, б) КСЮ4, в) НС1, г) КС1О3, д) СаС12? Составьте молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций.
Напищите полные и сокращенные ионные уравнения реакций между попарно сливаемыми растворами солей: AgNO3, Na3CO3, СаС12. К3РО4. В каких случаях образуется осадок?
Тест № 7
по теме: «Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. Ионные уравнения реакций»
(Число правильных ответов — 14)
Вариант I
Какие из следующих электролитов при диссоциации образуют ионы FT и ОН" одновременно?
®Са(ОН)2 ’ ®Zn(OH)2
®Н3РО4 ©А1(ОН)з
Какие частицы являются анионами?
®Fe3+®NO?
®SO,"©Мп2+
Какие электролиты являются сильными?
®HI®КОН
®H2S©Ba(NO3)2
Каким из следующих элементов могут соответствовать ионы с зарядом —2?
®Са©О
©Fe© Se
Сколько ионов образуется при диссоциации молекулы (NH4)2SO4?
®2©9
©3©4
Какая из следующих реакций выражается сокращенным ионным уравнением Н+ + ОН" = Н2О?
® НС1 + Cu(OH)2 # CuOHCl + Н2О
® НВг + КОН = КВг + НЮ
® 2HNO3 + Fe(OH)2 # Fe(NO3)2 + 2Н2О
© H2SO3 + RbOH ^ RbHSO3 + H2O
Какие электролиты в ионном уравнении следующей реакции записываются в виде ионов:
СаСО3 + 2HI ^ Са12 + СО2? + Н2О?
®СаСО3®HI
®Са12©СО2 @ Н2О
Какие вещества образуют при диссоциации ионы Мп2+?
. ®КМпО4©МпС12
®Na2MnO4©МпО2
Вариант II
L Какие электролиты образуют при диссоциации хло- рид-ионы СГ?
®КС1О3®НС1
®Са(С1О)2©FeCl3
Каким из следующих элементов могут соответствовать ионы с зарядом +1 ?
®Н®Sr
®Rb©Не
Какие частицы являются катионами?
®NHJ®Сг2О^
®рь4+©н2ро;
Какие из следующих электролитов являются слабыми?
® H2SO4©Zn(OH)2
®A1(NO3)3©Н3РО4
Сколько ионов образуется при диссоциации двух молекул FeCl3?
@4©10
©8©5
Какая из следующих реакций относится к реакциям ионного обмена?
® Н2О + Ch НС1 + нею
© СаО + Н2О = Са(ОН)2
® Ba(NO3)2 + Na2SO4 - BaSO4; + 2NaNO3
©2H2 + O2 2H2O
Какие вещества в ионном уравнении следующей реакции записываются в виде молекул:
H2S + Pb(NO3)2 = PbSi + 2HNO3?
®H2S®Pb(NO3)2
®PbS©HNO3
Какие из следующих электролитов при диссоциации образуют гидроксидные ионы?
®H2SO4®А1(ОН)2С1
®Са(НСО3)2©Sn(OH)2
§ 5.7. Гидролиз солей
Водные растворы солей имеют разные значения pH и показывают различную реакцию среды —- кислую, щелочную, нейтральную.
Например, водный раствор хлорида алюминия А1С13 имеет кислую среду (pH < 7), раствор карбоната калия К2СО3 — щелочную среду (pH > 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO2)2 — нейтральную среду (pH = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н+ или гидроксид-ионы ОН , которые определяют среду раствора. Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.
Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).
Гидролиз — одно из важнейших химических свойств солей.
Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН", и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.
Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h).
Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул:
пh- "•100%,
где п — число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N — общее число растворенных молекул соли.
Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например, соль NaClO образована слабой кислотой НС1О и сильным основанием NaOH.
В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа:
Примеры: NaCl, K2SO4, Ca(NO3)21 CsBr, Bal2Примеры: NaCl, K2SO4, Ca(NO3)21 CsBr, Bal2Примеры: CH3COONH4, (NH4)2S, Pb(NO2)2> nh4cnПримеры: CH3COONH4, (NH4)2S, Pb(NO2)2> nh4cn
Примеры: NaCl, K2SO4, Ca(NO3)21 CsBr, Bal2
Примеры: NaCl, K2SO4, Ca(NO3)21 CsBr, Bal2
Примеры: CH3COONH4, (NH4)2S, Pb(NO2)2> nh4cn
Примеры: CH3COONH4, (NH4)2S, Pb(NO2)2> nh4cn
Соли I, II, Ш типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу.
Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.
I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону. Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода Н+ молекулы воды, образуя слабый электролит (кислоту).
Пример: Составим молекулярное и ионные уравнения гидролиза нитрита калия KNO2.
Соль KNO2 образована слабой одноосновной кислотой HNO2 и сильным основанием КОН, что можно изобразить схематически так:
kno2kno2КОН — сильное основание
kno2
kno2
HNO2 — слабая одноосновная кислота.
Напишем уравнение гидролиза соли KNO2: Молекулярное уравнение:
....г::;з
knO; + нюн ■;—* кон + hno2
Полное ионное уравнение:
К + NO, + н2о ^=t к + он” + hno2
Сокращенное ионное уравнение:
no2 + Н2О ^—^ |он | + hno2
Каков механизм гидролиза этой соли?
Уравнение диссоциации KNO2: KNO2Уравнение диссоциации KNO2: KNO2Уравнение диссоциации воды: Н2ОУравнение диссоциации воды: Н2ОК '+ 1 NO2 1К '+ 1 NO2 1эти ионы соединяются и образуютэти ионы соединяются и образуют। । ь-► молекулы слабого-JI + I электролита HNO2। । ь-► молекулы слабого-JI + I электролита HNO2OHi + jH ।OHi + jH ।
Уравнение диссоциации KNO2: KNO2
Уравнение диссоциации KNO2: KNO2
Уравнение диссоциации воды: Н2О
Уравнение диссоциации воды: Н2О
К '+ 1 NO2 1
К '+ 1 NO2 1
эти ионы соединяются и образуют
эти ионы соединяются и образуют
। । ь-► молекулы слабого-JI + I электролита HNO2
। । ь-► молекулы слабого-JI + I электролита HNO2
OHi + jH ।
OHi + jH ।
эти ионыостаются врастворе
Так как ионы Нр соединяются в молекулы слабого электролита HNO2, их концентрация уменьшается и равновесие процесса диссоциации воды по принципу Ле-Шателье смещается вправо: Н2О Н+ + ОН. В растворе увеличивается концентрация свободных гидроксид-ионов ОН". Поэтому раствор соли KNO2 имеет щелочную реакцию (pH > 7).
Вывод: Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды, pH > 7.
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону. Эти соли образованы катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Катион соли связывает гидроксид-ион ОН" воды, образуя слабый электролит (основание).
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза йодида аммония NH4L
Соль NH4I образована слабым однокислотным основанием NH4OH и сильной кислотой HI:
► NH4OH — слабое основание
NHJ
► HI — сильная кислота.
Молекулярное уравнение:
^МН?! + нЪн! ;» NH4OH + HI
111 4+
Полное ионное уравнение:
nh4+ + г + н2о ^ мн4он + н+ + г
Сокращенное ионное уравнение:
nh4+ + н2о # nh4oh + н+
При растворении в воде соли NH4I катионы аммония МН4+ связываются с гидроксид-ионами ОН” воды, образуя слабый электролит — гидроксид аммония NH4OH. В растворе появляется избыток ионов водорода Н+. Среда раствора соли NH4I — кислая, pH < 7.
Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, при гидролизе показывают кислую реакцию среды, pH < 7.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы ОН из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н+ из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза (табл. 22).
Пример 1: Составим уравнения гидролиза ацетата аммония CH3COONH4. Эта соль образована слабой уксусной кислотой СН3СООН и слабым основанием МН4ОН:
CH3COONH4 —CH3COONH4 —СН3СООНСН3СООНNH4OHNH4OHслабые электролиты;слабые электролиты;
CH3COONH4 —
CH3COONH4 —
СН3СООН
СН3СООН
NH4OH
NH4OH
слабые электролиты;
слабые электролиты;
ГСН3СОО 'NH. + У ОН' СН3СООН + nh4oh
Lt"-L - ]
СН3СОО + NH4+ + Н2О ^~* СН3СООН + nh4oh
Реакция раствора соли CH3COONH4 — нейтральная (pH = 7), потому что КД(СН3СООН) - КД(МН4ОН).
Пример 2: Составим уравнения гидролиза цианида аммония NH4CN. Эта соль образована слабой кислотой HCN и слабым основанием NH4OH:
NH4CNNH4CNNH4OHNH4OHHCNHCNслабые электролиты.слабые электролиты.
NH4CN
NH4CN
NH4OH
NH4OH
HCN
HCN
слабые электролиты.
слабые электролиты.
Молекулярное уравнение:
^NH^CN + Ю Гон'-► NH4OH + HCN
Ионное уравнение:
NH4+ + CN” + Н2О ^ NH4OH + HCN
Реакция раствора соли NH4CN — слабощелочная (pH > 7), потому что Ka(NH4OH) > КД(НСК).
Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом. В состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть роли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым.
Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. К
ним, например, относятся:
А1(ОН)31H3S?А1(ОН)31H3S?Fe(OH)JFe(OH)J(NH4)2SiO3 —(NH4)2SiO3 —^2^03)3 —^2^03)3 —nh4ohnh4ohСО2?Н2ОСО2?Н2О
А1(ОН)31
H3S?
А1(ОН)31
H3S?
Fe(OH)J
Fe(OH)J
(NH4)2SiO3 —
(NH4)2SiO3 —
^2^03)3 —
^2^03)3 —
nh4oh
nh4oh
СО2?
Н2О
СО2?
Н2О
Н25Ю3^
Пример: Составим уравнение гидролиза сульфида алюминия A12S3:
A12S3 + 6Н2О = 2A1(OH)3J, + 3H2S?
Гидролиз сульфида алюминия A12S3 протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия А1(ОН)3 и сероводорода H2S.
Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей (нерастворимой) кислоты. Например:
3K2S + 2FeBr3 = Fe2S3 + 6КВг;
Fe2S3 + 6Н2О ^= 2Fe(OH)3l + 3H2ST
Суммируя эти уравнения, получаем:
3K2S + 2FeBr3 + 6Н2О = 2Fe(OH)3^ + 3H2S? + бКВг или в ионном виде:
3S2" + 2Fe3h + 6Н3О = 2Fe(OH)3^ + 3H2ST
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н+ или ОН' воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей — нейтральная (pH = 7,0), так как концентрации ионов Н+ и ОН' в их растворах равны, как в чистой воде.
Вывод: Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, при растворении в воде гидролизу не подвергаются и показывают нейтральную реакцию среды (pH — 7,0).
Ступенчатый гидролиз
Гидролиз солей может протекать ступенчато. Рассмотрим случаи ступенчатого гидролиза.
Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. В водном растворе таких солей на первых ступенях гидролиза образуются кислая соль вместо кислоты и сильное основание. Ступенчато гидролизуются соли Na2SO3, Rb2CO3, K2SiO3, Li3PO4 и др.
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната калия К2СО3.
Гидролиз соли К2СО3 протекает по аниону, потому что соль карбонат калия образована слабой кислотой Н2СО3 и сильным основанием КОН:
K2COjK2COjKOH — сильное основание
K2COj
K2COj
Н2СОз — слабая двухосновная кислота.
Так как Н2СО3 — двухосновная кислота, гидролиз К2СОЭ протекает по двум ступеням.
Первая ступень:
РL „ _ пг ч
K2fCO3 4- HfOH ;► КОН + K1HCO3I
Кислая соль
+2-+-+-
2К + СО3 + Н2О ;* К + ОН + К + НСОЭ
2—со3 + н2о2—со3 + н2оОНОННСО3НСО3
2—
со3 + н2о
2—
со3 + н2о
ОН
ОН
НСО3
НСО3
Продуктами первой ступени гидролиза К2СО3 являются кислая соль КНСОЭ и гидроксид калия КОН.
Вторая ступень (гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени):
L - - - л*
KjHCO3 + HlOH q—► KOH + H2CO3
К + HCO3 + H2O *К + HCO3 + H2O *t К + OH + H2CO3t К + OH + H2CO3
К + HCO3 + H2O *
К + HCO3 + H2O *
t К + OH + H2CO3
t К + OH + H2CO3
HCO3 + H2OHCO3 + H2OOHOHH2COjH2COj
HCO3 + H2O
HCO3 + H2O
OH
OH
H2COj
H2COj
Продуктами второй ступени гидролиза К2СОЭ являются гидроксид кадия и слабая угольная кислота Н2СО3. Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой ступени.
Среда раствора соли К2СО3 — щелочная (pH > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН.
Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания. В водных растворах таких солей на первых ступенях образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Ступенчато гидролизуются соли MgSO4> Col2, A12(SO4)3, ZnBr2, Fe(NO3)3 и др.
Пример: Составим молекулярное и ионное уравнения гидролиза хлорида никеля (П) NiCl2.
Гидролиз соли NiCl2 протекает по катиону, так как соль образована слабым основанием Ni(OH)2 и сильной кислотой НС1. Катион Ni2+ связывает гидроксид-ионы ОН воды. Ni(OH)2 —- двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.
Первая ступень:
Гк?С12 + н’Ьн’ ;► -NiOH'Cl + НС!
I1t „
£J Основная соль
Ni2+ + 2СГ + Н2О # NiOH+ + СГ + Н+ + СГ
Ni2+ + Н2О # NiOH+ + Н+
Продуктами первой ступени гидролиза NiCl2 являются основная соль NiOHCl и сильная кислота HCL
Вторая ступень (гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени гидролиза):
^Tdlfci + нЪн1, ;k Ni(OH)2 + НС1
ui:i;:jj
NiOH+ + Cl" + H2O # Ni(OH)2 + H+ + Cl'
NiOH+ + H2O * Ni(OH)2 + H+
Продуктами второй ступени гидролиза являются слабое основание гидроксид никеля (И) и сильная хлороводородная кислота HCL Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени.
Среда раствора NiCl2 — кислая, pH < 7, потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н+.
Гидролизу подвергаются не только соли, но и другие неорганические соединения. Гидролизуются также жиры, углеводы, белки и другие вещества, свойства которых изучаются в курсе органической химии. Поэтому можно дать более общее определение процесса гидролиза:
Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.
Вопросы для контроля
Какую реакцию среды показывают водные растворы различных солей? Почему?
Что называется гидролизом соли?
В чем сущность гидролиза солей?
Что называется степенью гидролиза и от чего она зависит?
Какие соли подвергаются гидролизу?
Какие соли гидролизуются по аниону? Почему? Приведите примеры таких солей.
Какие соли гидролизуются по катиону? Приведите примеры таких солей.
Какие соли гидролизуются и по катиону, и по аниону? Приведите примеры таких солей.
Для каких солей гидролиз протекает необратимо? Приведите примеры таких солей.
Какие соли ие гидролизуются? Почему?
Какие соли гидролизуются ступенчато? Приведите примеры таких солей.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Изменится ли окраска фенолфталеина в растворе соли K3S? Составьте молекулярное и ионное уравнения гидролиза этой соли.
В одну пробирку налили раствор щелочи, в другую — раствор кислоты, в третью — раствор хлорида натрия NaCL Как с помощью индикатора лакмуса определить, в какой из пробирок находится кислота, щелочь и хлорид натрия? Ответ объясните.
В одну пробирку налили раствор Na2CO3, в другую — раствор CuBr2. Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску имеет только один раствор? Какой? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей,
Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Cu(NO3)2, Na3PO4, (NH4)2CO3, NiSO4, CH3COORb, A12(SO4)3. Растворы каких солей имеют pH < 7? В растворах каких солей метилоранж имеет желтый цвет?
Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей CaS, Ca(CN)2, MgCl2, Na2SO3, K2CO3, Mn(NO3)2. Каково значение pH (больше или меньше 7) в растворах каждой из этих солей? В растворах каких солей лакмус имеет синий цвет?
Даны соли: КС1, СоС12, Na2CO3, Cs2SO4, Fe2(SO4)3, RbNO3, CHjCOONa, Mg(NO3)2, NiOHNO3, Ba]2.
Заполните следующую таблицу:
Какие из этих солей гидролизуются?
Растворы каких солей имеют pH < 7?
Уравнения гидролиза этих солей (молекулярные и ионные)
Изменится ли равновесие диссоциации воды при растворении: а) КС1, б) Rb2S? Ответ объясните, составив соответствующие уравнения гидролиза.
Какие из следующих солей подвергаются гидролизу: CsCl, Rb3SiO3, Col2, ВаВг2, Fe(NO3)3, КСЮ, А1Вг3, Na2SO4, AgNO3, FeCl3? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Растворы каких солей характеризуются значениями pH > 7?
Изменится ли окраска индикатора фенолфталеина в растворах следующих солей: К3РО4, K2SO3, (NH4)2SO4, А1С13, LiBr? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Растворы каких солей характеризуются значениями pH < 7?
Составьте молекулярные уравнения гидролиза солей на основании сокращенных ионных уравнений:
С?+ + Н2О » СгОН2+ + Н+;
Fe2+ + Н2О # FeOH+ + Н+;
А13+ + Н2О г Д1ОН2+ + Н+:
Сп2+ + Н2О # CuOH+ + Н .
Какие из следующих солей: А1Вг3, Cs2CO3, (NH4}2SO3, FeCI2, CoSO4, Na1SiO3, Pb(NO2)2 — подвергаются гидролизу: а) только по катиону, б) только по аниону, в) какие соли гидролизуются и по катиону, и па аниону? Составьте уравнения гидролиза всех солей.
К 5В г раствора карбоната натрия с массовой долей растворенного вещества 10,6% прилили избыточное количество раствора сульфата алюминия. Какой газ выделяется при этом? Каков объем этого газа (н. у.)?
Тест № 8по теме: «Диссоциация воды. pH. Гидролиз солей»(Число правильных ответов — 15)
Вариант I
Какова среда раствора, если [ОН] — 10 й моль/л? @ кислая® щелочная
® нейтральная
Чему равно ионное произведение воды (t — 25 ° С)?
® 1012® 10"i0® Ю'4® 109
Какова среда раствора, если pH <7?
@ нейтральная ® кислая
® щелочная
Какова концентрация ионов Н+ (моль/л), если [ОН-] = 10"10 моль/л?
® ю2 © Ю"7® Ю"5© ю~4
Чему равен pH раствора, если [Н+] = 10 5 моль/л?
@8® 12®5©9
Какие из следующих солей не подвергаются гидролизу?
@ RbNO3 © KNO3 © A12(SO4)3
© NaCl @ Rb2CO3 © FeCl3
Растворы каких электролитов характеризуются значениями pH > 7?
® Na2CO3® CaS® A1(NO3)3
© Cr2(SO4)3®Ваа2© $г(ОН)2
В растворах каких солей метилоранж имеет желтый цвет?
@ Na2S®LiCl® Ba(NO2)2
© KCN@(СН3СОО)2Са
Вариант II
Чему равен pH раствора, если {ОН"] = КГ8 моль/л? @9©10©6©8
Какова среда раствора, если [ОН ] = [Н+]?
@ кислая© нейтральная
® щелочная
. Чему равна концентрация ионов ОН" (моль/л), если [Н+] = 10"1 моль/л?
® 103® 10 12® 10"6© 10"13
При каких значениях pH фенолфталеин окрашивается в малиновй цвет?
® 12® 4 ® 7 © 14 @0 ©13
Какие из следующих солей подвергаются гидролизу? ® Ca(CN)2® RbNO3® СиС12
© Са(С1О)2@ Cs2SO4$ Na2HPO4
Какую окраску приобретает лаюлус в нейтральной среде?
® малиновую ® синюю
© красную © фиолетовую
Растворы каких солей характеризуются значениями pH >7?
® NaBr ® AgNO3 ® FeCl3 © Na2CO3
@ MgSO4 ® SrOHNO2
В растворах каких солей метилоранж имеет красный цвет? ® NaCl © Zn(NO3)2 ® A12(SO4)3
© К2СО3
Понятие о дисперсных системах.Коллоидные растворы
Как уже было сказано выше, растворы являются гомогенными смесями веществ, в которых составные части нельзя обнаружить ни визуально, ни с помощью оптических приборов.
Кроме гомогенных, существуют гетерогенные смеси, в которых визуально или с помощью оптических приборов можно различить области разных веществ, разграниченные поверхностью раздела, Такие области называются фазами. Гетерогенная смесь состоит из двух или большего числа фаз.
Гетерогенные смеси, в которых одна фаза в виде отдельных частиц распределена в другой, называются дисперсными системами. В таких системах различают дисперсионную среду и дисперсную фазу (раздробленное в дисперсионной среде вещество).
Важнейшей характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности, т. е, средний размер частиц дисперсной фазы. По степени дисперсности дисперсные системы делятся на:
грубодисперсяые (средний диаметр частиц более 10'6 м);
тонко (высоко)дисперсные, или коллоидные системы (диаметр частиц от 10'6 до 10“9 м, т. е. от 1 мкм до 1 нм).
От степени дисперсности зависят свойства дисперсных систем, в частности их устойчивость. Грубодисперсные системы являются неустойчивыми и со временем разделяются на дисперсную фазу и дисперсионную среду Коллоиднодисперсные системы значительно более устойчивы.
В зависимости от агрегатного состояния дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют следующие основные виды дисперсных систем:
Дисперсионная среда
Дисперсная фаза
Дисперсные системы
Жидкая
Твердая
Суспензии (взвеси)
Коллоидные растворы (золи)
Жидкая
Жидкая
Эмульсии (например, молоко —. капли жидкого жира в воде)
Жидкая
Газообразная
Пены
Газообразная
Твердая
Аэрозоли (в т. ч. дым, пыль, смог)
Газообразная
Жидкая
Аэрозоли жидкости в газе (например, туман)
Твердая
Твердая
Горные породы, минералосодержащие руды, рубиновые стекла и др.
Твердая
Жидкая
Жидкость в пористых телах
Твердая
Газообразная
Пористые материалы (например, кирпич, пемза)
Среди дисперсных систем особый интерес представляют коллоидные растворы, или золи.
Коллоидные растворы — это высокодисперсные системы с жидкой дисперсионной средой.
Коллоидные частицы называются мицеллами.
Строение мицеллы рассмотрим на примере образования коллоидного раствора йодида серебра, получаемого при взаимодействии очень разбавленных растворов нитрата серебра и йодида калия:
AgNO3 + KI = AgU + KNO3
Ag+ + NO3" + K+ + Г = AgU + К+ + NO3”
Нерастворимые молекулы йодида серебра образуют ядро коллоидной частицы. Вещество ядра, имеющее кристаллическую илй аморфную структуру, нерастворимо в дисперсионной среде и состоит из нескольких тысяч нейтральных молекул или атомов. В рассматриваемом примере ядро — микрокристаллик йодида серебра, состоящий из большого числа от молекул Agl:
OT[AgI]
ядро коллоидной частицы
Полученное ядро адсорбирует на своей поверхности те или иные ионы, имеющиеся в растворе. Обычно адсорбируются те ионы, которые входят в состав ядра, т е. в данном случае ионы серебра или ионы йода. Если коллоидный раствор получают при избытке йодида калия, то адсорбируются ионы йода. Они достраивают кристаллическую решетку ядра, прочно входят в его структуру, образуя адсорбционный слой, и придают ядру отрицательный заряд: m[AgI]nr. Ионы, адсорбирующиеся на поверхности ядра и придающие ему соответствующий заряд, называются по-
тенциалопределяющими ионами. В растворе находятся также и ионы, противоположные по знаку потенциалопределя- ющим ионам, их называют противоионами. В нашем примере противоионами являются катионы К+, которые электростатически притягиваются потенциалопределяющи- ми ионами адсорбционного слоя. Часть противоионов К+ входит в адсорбционный слой. Ядро с адсорбционным слоем называется гранулой:
{т[^1]яПя~:<)К\Г
ядро адсорбционный
слой
гранула
Оставшаяся часть противоионов образует диффузный слой ионов. Ядро с адсорбционным и диффузным слоями и представляет мицеллу:
{т[Аё1]лГ(л - х)К' ГхК4гранула диффузныйслой
мицелла
Наличие одноименного заряда у всех гранул данного коллоидного раствора (золя) является важным фактором его устойчивости. Заряд препятствует слипанию и укрупнению коллоидных частиц.
При добавлении к золям электролитов происходит уменьшение зарядов гранул, что приводит к слипанию частиц. Соединение коллоидных частиц в более крупные агрегаты называется коагуляцией.
В результате коагуляции частицы могут или выпасть в осадок под влиянием силы тяжести (этот процесс называется седиментацией), или образовать полутвердую упругую массу (гель, или студень).
Еще сравнительно недавно к коллоидным растворам относили и растворы высокомолекулярных веществ (полимеров), например, растворы крахмала, белков и т. д. Однако исследования показали, что растворы полимеров представляют собой истинные растворы, хотя и обладают многими свойствами, сходными со свойствами коллоидных растворов. Молекулы полимеров, как и мицеллы, не проходят через полупроницаемые мембраны типа пергамента и целлофана. Такое сходство объясняется тем, что размеры молекул растворенных полимеров имеют тот же порядок величин, что и размеры коллоидных частиц; они значитель-
но превосходят размеры обычных молекул. Этим же объясняется явление рассеивания света (опалесценция) как коллоидными растворами, так и растворами высокомолекулярных веществ. И все же еще раз подчеркнем, что растворы полимеров — это истинные растворы, в которых отсутствует основной признак коллоидной системы — гетерогенность, т. е. наличие поверхности раздела между дисперсной фазой и дисперсионной средой.
Примером сложной дисперсной системы является молоко, основные составные части которого — вода, жир, казеин и молочный сахар. Жир находится в виде эмульсии и при стоянии молока постепенно поднимается кверху (сливки). Казеин (белок) содержится в виде раствора, похожего по свойствам на коллоидный, и самопроизвольно не выделяется, но легко может быть осажден (в виде творога) при подкислении молока, например, уксусом. В естественных условиях выделение казеина происходит при скисании молока. Наконец, молочный сахар находится в виде молекулярного раствора и выделяется лишь при испарении воды.
Коллоидные растворы широко применяются в различных технологических процессах: в мыловаренной, бумажной, текстильной промышленности, в фармацевтическом производстве и т. д.
Коллоидные растворы играют большую роль в жизнедеятельности организмов. Протоплазма живых клеток, кровь, сок растений — это коллоидные растворы (золи).
Вопросы для контроля
Что такое дисперсные системы? Из каких компонентов они состоят?
Как классифицируют дисперсные системы по размерам частиц дисперсной фазы?
Что такое суспензии и эмульсии?
Как называются частицы дисперсной фазы в коллоидных растворах?
Как образуется мицелла?
Что такое коагуляция и чем она вызывается?
В чем сходство между растворами высокомолекулярных веществ и коллоидными растворами?
Почему растворы высокомолекулярных веществ являются истинными растворами?
Часть II
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Раздел 6
ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫНЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ,ИХ СВОЙСТВА И СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
В разделе 2 вы уже познакомились с классификацией неорганических веществ, с номенклатурой оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и важнейших типов солей. Ниже рассматриваются общие химические свойства и способы получения этих важнейших классов неорганических веществ с позиций тех теоретических представлений, которые были получены вами при изучении предыдущих разделов, в частности с позиции теории электролитической диссоциации. В заключение вскрывается генетическая связь между различными классами неорганических веществ.
Четкое представление о свойствах и способах получения важнейших классов неорганических веществ необходимо для успешного овладения материалом неорганической химии, изучения свойств отдельных химических элементов и их соединений.
Оксиды и основания,их свойства и способы получения
ОКСИДЫ
Физические свойства оксидов
По агрегатному состоянию оксиды делятся на три группы: твердые (К2О, А12О3, Р2О5), жидкие (SO3, N2O4) и газообразные (СО2, NO2, SO2).
По растворимости в воде оксиды делятся на растворимые (SO2, СО2> К2О) и нерастворимые (CuO, FeO, SiO2, А12О3).
Все кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде. Среди основных оксидов растворимыми являются только оксиды щелочных металлов (Li2O, Na2O, К2О, Rb2O, Cs2O) и щелочноземельных металлов (СаО, SrO, ВаО). Амфотерные оксиды не растворяются в воде.
Оксиды имеют различный цвет, например, оксид меди (II) CuO — черного, оксид никеля (11) NiO — зеленого, оксид кальция СаО — белого цвета.
По химическим свойствам солеобразующие оксиды разделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Химические свойства основных оксидов
Общим свойством всех основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:
Основный оксид + Кислота = Соль + Н2О
Например:
MgO + 2НС1 = MgCl2 + Н2О
MgO + 2Н+ = Mg2+ + Н2О;
Fe2Oj + 3H2SO< = Fe2(SO4)3 + 3H2OFe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей.
Основный оксид + Кислотный оксид = Соль
Например:
СаО + СО2 - СаСО3;
3Na2O + Р2О5 = 2Na3PO4
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых оснований (щелочей):
Оксид + Н2О — Щелочь
Например:
К2О + Н2О = 2К0Н
К2О + Н2О = 2К+ + 2ОН~
Химические свойства кислотных оксидов
Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды:
Кислотный оксид + Основание = Соль + Н2О
Для правильного написания формулы образующейся соли нужно четко представлять, какая кислота соответствует данному кислотному оксиду (в приведенных ниже примерах под формулами кислотных оксидов указаны формулы соответствующих им кислот).
СО2 + 2NaOH = Na2CO3 + Н2О
(Н2СО3) СО2 + 2ОН" = СО< + Н2О;
N2O5 + Ва(ОН)2 = Ba(NO3)2 + Н2О (HNO3) N2O5 + 20 Н = 2NOf + Н2О
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей (см. химические свойства основных оксидов).
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот.
Кислотный оксид + Н/) = Кислота
Например:
SO3 + Н2О = H2SO4
SO3 + Н2О = 2Н+ + SO42";
М2О5 + Н2О = 2HNO3
N2O5 + Н2О - 2Н+ + 2NO3"
Очень немногие кислотные оксиды не взаимодействуют с водой. Наиболее известный из них оксид кремния (IV) SiO2.
Химические свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей и воды.
Амфотерный оксид + Кислота = Соль + Н20
Например:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2H+ = Zn2' + H2O
В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль основных оксидов.
Амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами с образованием солей и воды.
Амфотерный оксид + Щелочь = Соль + Н2О
Например:
ZnO + 2КОН = K2ZnO2 + Н2О
ZnO + 2ОН" = ZnO22 + Н2О
В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль кислотных оксидов.
Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей.
Г
Амфотерный оксид + Кислотный оксид — Соль
Например:
ZnO + СО2 = ZnCO3
Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей.
Г Амфотерный оксид + Основный оксид = Соль
Например:
ZnO + Na2O = Na2ZnO2.
Получение оксидов
Оксиды могут быть получены различными способами:
Взаимодействием простых веществ с кислородом:
Металл или неметалл + О2 — Оксид
2Mg + О2 = 2MgO;
С + О2 = СО2
Разложением некоторых оксокислот1
Г
Оксокислота = Кислотный оксид + Н2О
H2SO3 = SO2 + н2О
Разложением нерастворимых оснований:
Г
Нерастворимое основание = Основный оксид + Н2О
Cu(OH)2 - СиО + Н2О
. 4. Разложением некоторых солей:
Г
Соль = Основный оксид + Кислотный оксид
СаСО3 = СаО + СО2
ОСНОВАНИЯ
Физические свойства оснований
Все неорганические основания — твердые вещества (кроме гидроксида аммония NH4OH).
Основания имеют разный цвет: гидроксид калия КОН — белого цвета, гидроксид меди (П) Си(ОН)2 — голубого, гидроксид железа (III) Fe(OH)j — красно-бурого цвета.
По растворимости в воде основания делятся на две труппы: нерастворимые [Fe(OH)3, Cu(OH)2 и др.] и растворимые в воде [КОН, NaOH, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.], или щелочи. Некоторые растворимые в воде основания называются едкими щелочами: NaOH — едкий натр, КОН — едкое кали.
Химические свойства оснований
Общие свойства оснований объясняются наличием в их растворах анионов ОН", которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул оснований:
Me(OH)J * Меу+ + УОН"
Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов (табл. 23).
Таблица 23
Изменение цвета индикаторов в растворах щелочей
Индикатор
Цвет индикатора
Цвет индикатора в растворе щелочи (pH >7)
Лакмус
Фиолетовый
Синий
Фенолфталеин
Бесцветный
Малиновый
Метилоранж
Оранжевый
Желтый
2. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.
• Реакции между кислотами и основаниями называются реакциями нейтрализации.
Основание + Кислота = Соль + Н2О
Например:
КОН + НС1 = КС1 + Н3О
ОН" + Н' = Н2О;
Fc(OH)2 + 2HNO3 # Fe(NO3)2 + 2Н2О
Fe(OH)2 + 2Н+ ^ Fe2+ + 2Н2О
Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды.
Щелочь + Кислотный оксид = Соль + Н2О
Например:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСОз^ + Н2ОСа2+ + 2ОН" + СО2 = СаСО3^ + Н2О
Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей, если в результате образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль:
Раствор + Раствор „ Новое + Новаящелочисолиоснование соль
Например:
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2^ + Na2SO4
2OH" + Cu2+ = Cu(OH)2^;
Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4J-
Ba2+ + SO42" = BaSO4J-
Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду.
Г
Нерастворимое основание = Основный оксид + Н^О
Например:
Cu(OH)2 - СиО + Н2О
2Ре(ОН)Л Fe2O3 + ЗН2О
Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al и др.). Уравнения этих реакций в упрощенном виде могут быть записаны следующим образом:
Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2Тцинкат натрия
Zn° + 2ОН" = ZnO22" + Н2°Т
2А1 + 2КОН + 2Н2О - 2КА1О2 + ЗН2Т
мета алюминат
калия
2А1° + 2ОН’ + 2Н2О = 2ЛЮ/ + ЗН2Т
Реально в ходе этих реакций в растворах образуются гидроксокомплексы (продукты гидратации указанных выше солей):
Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OH)J + Н2Т;
тетрагидроксо-цинкат натрия
2А1 + 2КОН + 6Н2О = 2K[A1(OH)J + ЗН2Т
тетрагидроксо-
алюминат калия
Получение оснований
Основания получают разными способами.
Получение растворимых оснований:
взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
Me + Н2О = Растворимое основание (щелочь) + Н2?,
где Me — щелочные и щелочноземельные металлы.
Например:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2Т;
взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой.
Например:
Na2O + Н2О - 2NaOH
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2
Получение нерастворимых оснований действием щелочей на растворимые соли металлов.
Раствор + Раствор __ Нерастворимое + ^^ щелочи солиоснование
Например:
2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2i + Na2SO4Fe2+ + 2OH = Fe(OH)J
Вопросы для контроля
Какие физические свойства имеют оксиды?
Какие химические свойства имеют:
основные оксиды;
кислотные оксиды;
амфотерные оксиды?
Какими способами молено получить оксиды?
Какие физические и химические свойства имеют основания?
Что такое реакция нейтрализации? Приведите пример.
Какими способами получают основания?
Упражнения и задачи для самостоятельной работы
1. Закончите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:
ВаО + Н,0 = Li,О + Н2О =
СО3 + Н2О = N2O3 + Н2О =
СиО + H2SO4 —
NaOH + H2SO4 =
SO2 + H2O = КО + SO3 = Са(ОН)2 + СО2 = А12О3 + Р2О5 = SnO + HNO3 = SnO + Na2O =
2. Напишите уравнения двух реакций получения: а) гидроксида цезия, б) гидроксида железа (III),
С помощью каких реакций можно получить оксид никеля (II) NiO из сульфата никеля (В) NiSO4?
Напишите уравнения реакций всех способов получения оксида хрома (III), оксида углерода (IV), оксида кальция.
С какими из следующих веществ будет реагировать оксид углерода (IV): MgO, NaCl, AgNO3, NaOH, ZnO? Напишите уравнения соответствующих реакций.
С какими из следующих веществ будет реагировать гидроксид калия: NaCl, H2SO4, Zn, ZnO, KH2PO4, SO2? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
С какими из следующих веществ будет реагировать оксид цинка: SO3, Р2О3, СаО, Ва(ОН)2, СаСО3, BaSO4? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
С какими из следующих веществ будет реагировать оксид бария: А1, А12О3, S, SO2, H2SO4, Na2SO4? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
С какими из следующих веществ будет реагировать оксид азота (V): КОН, А1, А12О3, А1(0Н)3, Н2О? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
С какими из следующих веществ будет реагировать гидроксид натрия: HNO3, СаО, СО2, CuSO4, Cu(OH)2, Р2О5? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие вещества: Ва(ОН)2 и НС1; NaCl и NaOH; H2SO3 и Са(ОН)2?
Оксид натрия массой 12,4 г растворили в воде. Какой объем оксида углерода (IV), измеренный при нормальных условиях, потребуется для нейтрализации полученного гидроксида натрия, если при этом образуется кислая соль?
Сколько граммов гидроксида железа (III) надо разложить, чтобы получить 0,95 г оксида железа (III)?
При пропускании оксида углерода (IV) через раствор гидроксида кальция получили гидрокарбонат кальция массой 8,1 г. Определите объем оксида углерода (IV), измеренный при н. у, который был пропущен через раствор.
При действии избытка раствора щелочи на 122,5 г смеси Al, CuO, Fe2O3 выделилось 33,6 л газа (н. у.), а при восстановлении этой же смеси водородом образовалось 1,3 моль Н2О. Определите состав исходной смеси.
§ 6.2. Кислоты, их свойства и получение
Физические свойства кислот
Кислоты бывают твердыми (например, ортофосфорная кислота Н3РО4, борная кислота Н3ВО3, йодная кислота НЮ4) и жидкими (например, серная кислота H2SO4, азотная кислота HNO3). Большинство кислот растворяется в воде.
Некоторые кислоты являются растворами газов в воде (например, хлороводородная кислота НС1, сероводородная кислота H2S).
Химические свойства кислот
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+, которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:
НАс * Н+ + Ас'
Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов (таби. 24).
Таблица 24
Изменение цвета индикаторов в растворах кислот
Индикатор
Цвет индикатора
Цвет индикатора в растворах кислот (pH < 7)
Лакмус
Фиолетовый
Красный
Метилоранж
Оранжевый
Красный
Фенолфталеин
Бесцветный
Бесцветный
Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации). Примеры реакций нейтрализации с образованием средних солей были рассмотрены в § 6.1. Если в реакциях нейтрализации участвуют многоосновные кислоты или многокислотные основания, то продукатами реакции могут быть не только средние соли, но и кислые или основные. Например:
Н3РО4 + 3NaOH # Na3PO4 + ЗН2О Н3РО4 + ЗОН' # РО^ + ЗН2О;
Н3РО4 + 2NaOH # Na2HPO4 + 2Н2О Н3РО4 + 2ОН' # HPOt + 2Н2О;
Н3РО4 + NaOH # NaH2PO4 + H2O
H3PO4 + ОН- # Н2РО4 + Н2О;
2НС1 + Си(ОН)2 ^ СиС12 + 2Н2О
2Н+ + Cu(OH)2 # Си2+ + 2Н2О;
НС1 + Cu(OH)2 * CuOHCl + Н2О
Н+ + Cu(OH)2 ^ СиОН+ + Н2о
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды.
Кислота + Основный оксид = Соль + Н2О
Например:
2НС1 + СаО = СаС12 + Н2О
2Н+ + СаО = Са2+ + Н2О;
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + ЗН2О
6Н+ + Fe2O3 = 2Fe3+ + ЗН2О
Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды.
Кислота + Амфотерный оксид — Соль + Н2О
Например:
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + Н2О
2Н+ + ZnO = Zn2+ + Н2О
Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды.
Кислота + Амфотерный гидроксид = Соль + Н2О
Например:
ЗНС1 + Сг(ОН)3 = СгС13 + ЗН2ОЗН+ + Сг(ОН)3 - CF+ + ЗН2О
Кислоты взаимодействуют с некоторыми нормальными солями с образованием новой соли и новой кислоты. Эти реакции возможны в том случае, если в результате их образуется нерастворимая соль или более слабая кислота, чем исходная.
Кислота + Соль = Соль + Кислота
Например:
НС1 + AgNO3 = AgCU + HNO3
Cr+Ag+=AgCl^;
^CO,?
2HC1 + Na2CO3 = 2NaCi + H2CO3
^H2O
2H+ + CO32~ = H20 + CO2t;
2CH3COOH + Na2CO3 ^ 2CH3COONa + H2CO,
NI2O
2CH3COOH + CO32" # 2CH2COO + CO2? + H2O
Кислоты взаимодействуют с металлами. Характер продуктов этих реакций зависит от природы и концентрации кислоты и от активности металла. Активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений (см. раздел 7 «Металлы»):
Li, К, Ba, Са, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, РЬ,[Й], Си, Ag, Hg, Pt, Au
В этом ряду активность металлов уменьшается слева направо.
Разбавленная серная кислота H2SO4, хлороводородная кислота НО и другие взаимодействуют с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжений левее водорода. В результате реакции образуются соль и газообразный водород. Например:
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + Н2?
2Н+ + Zn° = Zn2+ + Н2°;
2НС1 + Mg = MgCl2 + Н2Т
Указанные кислоты не взаимодействуют с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжений правее водорода. Например: Ag + НС1
Концентрированная серная кислота H2SO4 и азотная кислота HNO3 любой концентрации являются кислотами-окислителями и проявляют особые свойства в реакциях с металлами, которые подробно рассмотрены в разделе 8.
Получение кислот
Бескислородные кислоты получают путем синтеза их из простых веществ и последующим растворением полученного продукта в воде.
Неметалл + Н2 = Водородное соединение неметалла,
где неметаллы: F2, С12, Вг2,12, S, Se.
Н2 + С12 = 2НС1
Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.
Кислотный оксид + Н2О = Оксокислота
SO3 + Н2О = H2SO4.
Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.
Соль + Кислота = Соль + Кислота
2NaCl + H2SO4 = 2НС1Т + Na2SO4; крист. КОНЦ.
Na2SiO3 + H2SO4 — H2SiO34/ + Na2SO4
Этот способ используется для получения летучих и труднорастворимых кислот.
Вопросы для контроля
Какие физические свойства имеют кислоты?
Как кислоты изменяют цвет индикаторов?
Что такое реакция нейтрализации?
Как кислоты взаимодействуют с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами и солями? Приведите примеры.
Как кислоты взаимодействуют с металлами? Приведите примеры.
Какие способы получения кислот вы знаете? Напишите уравнения реакций и назовите полученные кислоты.
Упражнения и задачи для самостоятельной работы
С какими из следующих металлов: AI, Fe, Zn, Au, Mg, Hg, Cu, Ni — реагирует разбавленная серная кислота?
Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Назовите полученные вещества.
Напишите уравнения реакций следующих превращений: a) S —> SO2 -> SO3 -> H2SO4 BaSO4;
Р Р2О5 -> Н3РО4;
N2O5 -> HNO3 -> Cu(NO3)2 -> Cu(OH)2 -> CuO.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между:
хлороводородной кислотой и гидроксидом магния;
азотной кислотой и гидроксидом калия;
азотной кислотой и гидроксидом цинка;
серной кислотой и гидроксидом меди (И);
азотной кислотой и гидроксидом хрома (III).
С какими из следующих веществ будет реагировать соляная кислота: N2O5, Zn(OH)2, СаО, AgNO3, Н3РО4, H2SO4? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
С какими из следующих веществ будет реагировать сернистая кислота: К, Н2О, NaOH, Си, ВаО, СаСО3, Са(ОН)2? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
С какими из следующих веществ будет реагировать разбавленная соляная кислота: КО, КОН, K2SO4, BaSO4, Fe, Fe2O3, Ag, Ag2O? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
С какими из следующих веществ будет реагировать разбавленная серная кислота: Mg. СаО. Са(ОН)2. СаСО3. Hg, Al, Д12О3, А1(ОН)3, Ba(NO3)2, Си(ОН)2? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Сколько граммов ортофосфорной кислоты получается при растворении 284 г Р2О5 в воде?
К I л 10%-го раствора H2SO4 (р = 1,066 г/мл) добавили 50 г КОН. Какова среда полученного раствора: кислая, щелочная, нейтральная?
10.Сколько литров оксида азота (II) выделяется при обработке 25,6 г меди 220 мл 15%-го раствора азотной кислоты (р = 1,12 г/мл)?
11*.На смесь меди и оксида меди (II) массой 75 г подействовали избытком концентрированной HNO3. При этом образовался газ объемом 28,88 л (н. у). Определите массовую долю оксида меди (II) в исходной смеси.
Амфотерные гидроксиды, их свойства
Физические свойства
Все амфотерные гидроксиды — твердые вещества, не растворимые в воде. Как правило, амфотерные гидроксиды имеют белый цвет.
Химические свойства
В нейтральной среде (чистая вода) амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы.
Они растворяются в кислотах и щелочах. Диссоциацию амфотерных гидроксидов в кислой и щелочной средах можно выразить следующими уравнениями:
н+
ОН'
Zn2+
+ 2ОН”
Zn(OH)2
2Н+ + ZnO22”
Sn2+
+ 20 Н
н+
Sn(OH)2
ОН'
2Н+ + SnO22”
Pb2+
+ 20Н”
н+
Pb(OH)2
он
2Н+ + РЬО22”
Al3+
+ ЗОН"
н+
А1(ОН)3
ОН"
Н+ + AlOf + Н20
сР+
+ ЗОН”
н+
Сг(ОН)3
он
Н+ + СгО2” + н2о
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, образуя соль и воду.
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Zn(OH)2 + 2НС1 ZnCl2 + 2Н2О Zn(OH)2 + 2Н" # Zn2+ + 2Н2О
Sn(OH)2 + H2SO4 SnSO4 + 2Н2О Sn(OH)2 + 2Н+ ^ Sn2' + 2Н2О
Pb(OH)2 + 2HNO3 # Pb(NO3)2 + 2Н2О РЬ(ОН)2 + 2Н+ ^ РЬ2+ + 2Н2О
А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + ЗН2О А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + ЗН2О
Сг(ОН)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O Сг(ОН)3 + ЗН+ = С?+ + ЗН2О
Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами
Сплавление амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О;
Цинкат натрия
А1(ОН)3 + NaOH = NaAIO2 + 2Н2О,
Метаалюминат
натрия
или А1(ОН)3 + 3NaOH - Na3A103 + ЗН2О
Орто алюминат
натрия
При взаимодействии амфотерных гидроксидов с избытком растворов щелочей образуются гидроксокомплек- сные соединения:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Тетрагидроксоцинкат натрия Zn(OH)2 + 2ОН" = [Zn(OH)4]2';
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
Тетрагидроксостаннит натрия Sn(OH)2 + 2OH" - [Sn(OH)d2";
Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]
Тетрагидроксоплюмбит натрия
Pb(OH)2 + 2OH = [Pb(OH)4]2-;
в зависимости от концентрации растворов щелочи и соотношения реагентов гидроксид алюминия может образовать два гидроксокомплекса:
А1(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Тетрагидр оксо алюминат натрия
А1(ОН)3 + ОН' = [Д1(ОН)4Г и
А1(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]
Гексагидроксоалюминат натрия
А1(ОН)3 + ЗОН - 1А1(ОН)6]3 ;
Сг(ОН)з + 3NaOH = Na-JCi(OH)6j
Гексагидроксохромит натрия Сг(ОН)3 + ЗОН - [Сг(ОН)6]3"
Вопросы для контроля
Какие физические свойства имеют амфотерные гидроксиды?
Как амфотерные гидроксиды диссоциируют в кислых и щелочных средах?
Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами? Приведите примеры.
Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами? Приведите примеры.
Упражнения и задачи для самостоятельной работы
Напишите уравнения реакций получения гидроксида цинка, если исходным веществом является оксид цинка.
Напишите схему диссоциации гидроксида хрома (III), а также молекулярное и ионное уравнения реакций растворения его в:
азотной кислоте;
растворе гидроксида натрия.
С какими из следующих веществ реагирует гидроксид цинка: КС1, HNO3, КОН, KNO3, Al, Н2О? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Можно ли приготовить растворы, которые содержали бы одновременно: А1С13 и NaOH; A12(SO4)3 и Ba(NO3)2; КА1О3 и НС1? Ответ мотивируйте. Составьте молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций следующих превращений:
А1 -> А12О3 -> A12(SO4)3 -> А1(ОН)3 -> КАЮ2 -> А1(ОН)3 -> А12О3.
Сколько миллилитров 54%-го раствора КОН (р = 1,59 г/мл) требуется для взаимодействия алюминия со щелочью, в результате которого получается 1 м' водорода и образуется К[А1(0Н)4)?
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения гидроксида хрома (III) Сг(ОН)3 в растворах: H2SO4; NaOH. Сколько граммов Na[Cr(OH)4] образуется, если в реакцию вступает 32 г гидроксида натрия?
§ 6.4. Соли, их свойства и получение.Генетическая связь между важнейшимиклассами неорганических соединений
Физические свойства
Большинство солей — твердые вещества белого цвета: KNO3, КС1, NaCl, BaSO4 и др.
Некоторые соли имеют окраску. Например, дихромат калия К2Сг2О7 — оранжевого, хромат калия К2СгО4 — желтого, сульфат никеля (II) NiSO4 — зеленого, хлорид кобальта (III) СоС13 — розового, сульфид меди (II) CuS — черного цвета.
По растворимости в воде соли делятся на растворимые в воде (р), малорастворимые в воде (м) и нерастворимые (н).
Растворимость в воде важнейших Солей указана в таблице растворимости.
Химические свойства
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы:
средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:
КС1 ^ К1 + СГ
NaCN # Na+ + CN
Ва(СН3СОО)2 # Ва2+ + 2СН3СОО“;
кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы:
KHSO, # К+ + HSO,
NaH2PO4 # Na+ + Н2РО;
Na2HPO4 # 2Na+ + НРО24";
основные соли диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков:
АЮН(СН3СОО)2 # А1ОН2+ + 2СН3СОО"А1(ОН)2СН3СОО г А1(ОН)2+ + СН3СОО"
Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла. Данный металл может вытеснять из растворов солей только те металлы, которые находятся правее его в электрохимическом ряду напряжений.
Ме(1) + Соль(1) = Ме(2) + Соль(2),
где Ме(1) — более активный металл, чем Ме(2). -
Например, реакция взаимодействия раствора сульфата меди (II) с металлическим железом идет с выделением металлической меди:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + СиСи2+ + SO; + Fe° - Fe2+ + SO2" + Си0Cu2+ + Fe° = Fe2+ + Cu°
Железо вытесняет медь из раствора соли меди, потому что железо — более активный металл, чем медь.
Растворы солей взаимодействуют со щелочами с образованием новой соли и нового основания. Реакция возможна, если образующееся основание или образующаяся соль выпадают в осадок.
Раствор+ Раствор_ Новая+ Новое
содащелочисоль основание
Например:
FeCl3 + ЗКОН = Fe(OH)3J, + ЗКС1
Fe3+ + ЗСГ + ЗК+ + ЗОН" - Fe(OH)3+ + ЗК' + ЗСГ Fe3+ + ЗОН” = Fe(OH)3J,,
К2 О3 + Ва(ОН)2 = ВаСО3^ + 2КОН
2К+ + СО32" + Ва2+ + 2ОН~ = ВаСО31 + 2К+ + 2ОН“ Ва2+ + СО32 = ВаСО3^
Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой более слабой кислоты или новой нерастворимой соли.
Соль + Кислота = Соль + Кислота
Например:
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4+ + 2НС1
Ва2+ + 2СГ + 2Н+ + SO4 = BaSO4J. + 2Н+ + 2СГ
Ва2+ + SO4' = BaSO4l^
Ка2СО3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2СО3Л
СО32 + 2Н+ = СО2Т + Н2О Й2°
При взаимодействии соли с кислотой, образующей данную соль, получается кислая соль (это возможно в том слу-
чае, если соль образована многоосновной кислотой). Например:
Na2S + H2S = 2NaHS
2Na4 + S2" + H2S = 2Na4 + 2HS~
S2 + H2S = 2HS 3
CaCO3 + CO2 + H2O ^ Ca(HCO3)2 (H2co3)
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca24 + 2НСО/
Соли могут взаимодействовать между собой с образованием новых солей, если одна из солей выпадает в осадок.
Соль1 + Саль11 = Солъ[И + Соль1К
Например:
AgNO3 + КС1 = AgCll + KNO3
Ag4 + NO3" + К4 + СГ - AgCU + K4 + NO3Ag4 + СГ = AgCU
Многие соли разлагаются при нагревании. Характер термического разложения различных солей обсуждается в разделах 7,8. Ниже приводятся лишь отдельные примеры:
MgCO3-MgO + CO2?
2NaNO3 = 2NaNO2 + О2?
Основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды.
Основная соль + Кислота = Средняя соль + Н2О
Например:
CuOHCl + HCI = CuCI2 + Н2О CuOH4 + Н4 = Си24 + Н2О;
Fe(OH)2NO3 + HNO3 = FeOH(NO3)2 + Н2О Fe(0H)24 + Н4 = FeOH24 + Н2О, FeOH(NO3)2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + Н2О
FeOH24 + Н+ = Fe34 + Н2О
Кислые соли взаимодействуют с растворимыми основаниями (щелочами) с образованием средних солей и воды.
Кислая соль + Растворимое основание (и^елочь) == Средняя соль + Н2О
Например:
NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O HSO3 + ОН - SO? + Н2О;
КН2РО4 + кон = К2НРО4 + н2о Н2РО; + ОН = HPOJ- + Н2О, К2НРО4 + КОН = К3РО4 + н2о НРО^~ + ОН" = POJ" + н2о
Получение содей
Все способы получения солей основаны на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений.
Десять классических способов получения солей представлены в табл. 25. Рассмотрим их на конкретных примерах (порядок рассмотрения соответствует номерам в таблице).
Таблица 25
Основные способы получения солей
Неметалл
Кислотный оксид
Кислота
Соль
Металл
Соль (Ю)
—
Соль + ... (8)
Соль + металл (9)
Основный оксид
—
Соль (4)
Соль + вода (3)
—
Основание
—
Соль+ вода (2)
Соль + вода (1)
Соль + основание (5)
Соль
—
Соль + кислота . „ (0 .
Соль+соль (7)
Взаимодействие оснований с кислотами:
Основание + Кислота = Соль + Вода
Например:
NaOH + HC1 = Nad + Н2О
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О
Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:
Основание + Кислотный оксид = Соль + Вода
Например:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О2NH4OH + SO3 = (NH4)2SO4 + Н2О
Взаимодействие основных оксидов с кислотами: Основный оксид + Кислота = Соль + Вода
ВаО + H2SO4 = BaSO4 + Н2ОCuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2ОВаО + H2SO4 = BaSO4 + Н2ОCuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2ОНапример:
ВаО + H2SO4 = BaSO4 + Н2ОCuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2О
ВаО + H2SO4 = BaSO4 + Н2ОCuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2О
Взаимодействие основных оксидов с кислотными ок
сидами:
Основный оксид + Кислотный оксид = Соль Например:
СаО + СО2 = СаСО3ZnO + SO3 = ZnSO4
Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с солями:
Раствор + Раствор = Содь + Ос№втше
щелочисоли
Например:
3NaOH + FeCl3 = 3NaCl + Fe(OH)3l
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSOj + 2NaOH
Взаимодействие солей с кислотами:
Соль + Кислота = Соль + Кислота
Например:
AgNO3 + НС1 = AgCll + HNO3
ВаС12 + H2SO4 = BaSO4l + 2HC1
Взаимодействие двух солей между собой:
Соль7 + Соль11 — Соль177 + Соль17
Например:
AgNO3 + NaCl = AgCll + NaNO3
Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3l + 2NaCl
Взаимодействие металлов с кислотами:
Me + Кислота — Соль + Н^
Водород выделяется при взаимодействии металлов со всеми кислотами, кроме азотной кислоты HNO3 и концентрированной серной кислоты H2SO4.
Например:
Mg + H2SO3 = MgSO3 + H2T
Zn + 2HC1 - ZnCl2 + H2T
9* Взаимодействие металлов с растворами солей:
+ Раствор к 7 соли (1)+ Раствор к 7 соли (1)Раствор +соли (2)1 7Раствор +соли (2)1 7
+ Раствор к 7 соли (1)
+ Раствор к 7 соли (1)
Раствор +
соли (2)1 7
Раствор +
соли (2)1 7
Ме(1) должен быть более активным металлом, чем Ме(2). Например:
Си + HgCl2 = СиС12 + Hg
Zn + Cu(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Си
Взаимодействие металлов с неметаллами
Me + Не Me = Соль
Например:
Iе
Си + С12 = СиС12
Г
Fe + S = FeS
Кроме этих общих способов получения солей возможны и некоторые частные способы:
Взаимодействие металлов, оксиды и гидроксиды которых являются амфотерными, с растворимыми основаниями (щелочами):
Me + Растворимое основание (щелочь) = Соль + Н^
Например:
Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2Т
С водными растворами щелочей реакция идет по урав нению:
Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + Н2?
Сплавление солей с некоторыми кислотными оксидами:
Г
Соль + Кислотный оксид = Соль + Кислотный оксид
Например:
К2СО3 + SiO2 = K2SiO3 + СО2Т
Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с галогенами:
_ л Л на холоду -1 +i _
а; + 2кон =^= ка + ко о + н2о
ЗС12 + 6КОН = 5КС1 + КС1О3 + 2Н2О
Br2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + Н2О
Взаимодействие галогенидов с галогенами:
Соль + На12(1) — Соль + На12(2)
На12(1) — более активный, чем На12(2).
Окислительная активность галогенов уменьшается в ряду: F2, С12, Вг2, 12.
2КВг + С12 = 2КС1 + Вг2
2NaI + Br2 = 2NaBr + 12
Генетическая связь между важнейшимиклассами неорганических соединений
Связь между классами неорганических соединений, которая основана на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической. Представленная ниже схема иллюстрирует эту связь:
Выполнение типового упражнения
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe(OH)3 -> Fe2O3 -> Fe2(SO4)3 -> Fe(OH)3 ->
-> FeOH(NO3)2 -> Fe(NO3)3
Решение:
Получим оксид железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Действуя на оксид железа (III) серной кислотой, получим сульфат железа (III):
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + ЗН2О
Fe2O3 + 6Н+ + 3SO42 = 2Fe3+ + 3SO2 + 3H2O
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 получим, действуя на раствор соли раствором щелочи:
Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3^ + 3Na2SO4
2Fe3+ + 3SOJ- + 6Na+ + 6OH = 2Ре(ОН)3Ф + 6Na+ + 3SO^Fe3+ + ЗОН" = Fe(OH)3^
Чтобы получить основную соль, подействуем на Fe(OH)3 азотной кислотой, взятой в количестве, достаточном для замены двух гидроксидных групп на кислотные остатки, т. е. на один моль Fe(OH)3 — два моля HNO3:
Fe(OH)3 + 2HNO3 « FeOH(NO3)2 + 2H2O
Fe(OH)3 + 2H+ + 2NO7 = FeOH2+ + 2NO3 + 2H2OFe(OH)3 + 2H+ = FeOH2+ + 2H2O
Для получения нормальной соли к основной соли прибавим необходимое количество кислоты (на один моль FeOH(NO3)2 — один моль HNO3):
FeOH(NO3)3 + HNO3 = Fe(NO3)3 + H2O
FeOH2+ + 2NO3 + H+ + NOf = Fe3+ + 3NO^ + H2OFeOH2+ + H+ = Fe3+ + H2O
Вопросы для контроля
Какие физические свойства солей вы знаете?
Как разделяются соли по растворимости в воде?
Как диссоциируют в воде нормальные соли?
Как диссоциируют в воде кислые соли?
Как диссоциируют в воде основные соли?
Как взаимодействуют соли с металлами? Приведите примеры.
Как взаимодействуют соли с кислотами? Приведите примеры.
Как взаимодействуют соли с другими солями? Приведите примеры.
Какие способы получения солей вы знаете?
Что называется генетической связью между классами неорганических соединений?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию следующих солей: Ni(NO3)2, K2S, NaHCO3, Na2HPO4.
Составьте формулы основных хлоридов железа (III) и уравнения реакций (в молекулярном и ионном виде) превращения этих солей в нормальную соль — хлорид железа (Ш).
Составьте уравнения реакций получения кислых солей из сернистой кислоты и гидроксидов натрия и бария.
Составьте уравнения реакций получения солей:
гидроксохлорида бария;
гидроксосульфата железа (III)
из соответствующих кислот и оснований.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Са _> СаО -> Са(ОН)2 -> СаСО3 -> Са(НСО3)2.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Zn -> ZnSO4 -> Zn(OH)2 -> ZnOHCl -> ZnCl2.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Al -> A12(SO4)3 -> А1(ОН)3 -> А1(ОН)2С1 -> А1С13.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Си -> СиО -> Cu(NO3)2 -> Си(ОН)2 -> СиО.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:
- Na2SO4 -> BaSO4
Na -> NaOH
X NaCl -> AgCl
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: S -> SO2 -> SO3 -> H2SO4 -> K2SO4 -> BaSO4.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Cu(NO3)2 -> CuOHNO3 -> Cu(OH)2 -> CuO -> CuSO4.
Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Р -> Р2О5 -> Н3РО^ -> NaH2PO4 -> Na2HPO4 -> Na3PO4.
Даны известняк и соляная кислота. Не расходуя никаких других веществ, получите не менее 11 новых веществ, в том числе 4 простых. Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите условия их протекания.
Соедините стрелками «лепестки ромашки», которые могут взаимодействовать друг с другом. Напишите уравне ния соответствующих реакций.
1,563 г смеси хлорида железа (III) и хлорида алюминия растворили в воде и прибавили раствор гидроксида калия в избытке. Выпавший осадок отфильтровали, промыли и прокалили. Масса его оказалась равной 0,640 г. Что представлял собой осадок после прокаливания? Вычислить состав исходной смеси солей в массовых долях.
После погружения железной пластины в 100 мл 14,5%-го раствора CuSO4 (плотность раствора 1,10 г/см3) масса пластины увеличилась на 0,391 г. Сколько граммов железа вступило в реакцию? Какова массовая доля CuSO4 в растворе после завершения реакции?
Имеется смесь Na2S, Na2SO4 и NaCl; m = 10 г. Смесь растворили в воде. К полученному раствору добавили избыток сульфата меди (II). Образовался осадок; т = 4,8 г. При добавлении к исходному раствору избытка ВаС12 образовался осадок; т = 4,66 г. Определите массовые доли солей в исходной смеси.
Тест № 9по теме: «Свойства и получение оксидов,оснований, кислот и солей»(Число правильных ответов — 11)
Вариант I
С какими из следующих веществ может реагировать оксид серы (VI)?
®NaCl®Na2O
®HNO3©Са(ОН)2
С какими из следующих веществ может взаимодействовать оксид цинка?
®Н2О®КОН
®h2so4©A12(SO4)3
При взаимодействии каких двух веществ происходит реакция нейтрализации?
@NaCl + AgNO3 ©Fe(OH)3 + H2SO4
®NaOH + HNO3 ©BaCl2 + H2SO4
С какими металлами может взаимодействовать раствор хлорида меди (II)?
®Zn©Hg
®Fe©Ag
Какая кислота образуется при взаимодействии оксида фосфора (III) с водой?
®Н3РО4®Н4Р2О7
®НРО3©Н3РО3
Какой газ выделяется при взаимодействии разбавленной серной кислоты с железом?
® H2s®н2
® SOj©so,
При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
®Na2SO4 и KCI ®K2SO4 и ВаС12
®Na2SO4 и NH4C1 ©CH3COONa
и Cu(NO3)2
Вариант II
С какими из следующих веществ может реагировать оксид азота (III)?
®СаС12®Н2О
®H2SO4©КОН
С каками из следующих веществ может взаимодействовать оксид натрия?
@Н2О©ВаО
©HNO3©BaSO4
При взаимодействии каких двух веществ происходит реакция нейтрализации?
@Fe3O3 + НС1©Fe(OH)3 + НС!
®FeCl3 + HSCN ©Fe + НС!
С какими металлами может взаимодействовать раствор нитрата свинца (II)?
® Hg©Zn
©Au©Fe
Какая кислота может образоваться при взаимодействии оксида фосфора (V) с водой?
@Н3РО2©НРО2
©Н3РО3©НРО3
С какими из металлов может взаимодействовать соляная кислота?
@ Mg©Си
©Pt© Ag
При взаимодействии растворов каких двух солей реакция является необратимой?
®Na2SO4 и КС!
©Na2SO4 и Ва(МО3)2
©Ca(NO3)2 и (NH4)2CO3
©NaCl и КВг
*§ 6.5. Понятие о двойных соляхи комплексных соединениях
Кроме рассмотренных выше нормальных (средних), кислых и основных солей существуют также двойные и комплексные соли. Например: двойные соли — KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2; комплексные — [Cu(NH3)4]SO4, K3[Fe(CN)6], Na3[Al(OH)6].
Такие соли образуются при соединении нейтральных молекул разных веществ друг с другом:
K2SO4 + A12(SO4)3 - K2SO4-А12(8О4)з = 2KA1(SO4)2,
(NH4)2SO4 + Fe2(SO4)3 = (NH4)2SO4- Fe2(SO4)3 == 2NH4Fe(SO4)2,
CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)JSO4,
3KCN + Fe(CN)3 = K3[Fe(CN)6],
A1(OH)3 + 3NaOH - Na3[Al(OH)6J.
Двойные соли отличаются от комплексных характером диссоциации в водных растворах. Двойные соли диссоциируют в одну ступень на катионы обоих металлов (или катион аммония) и анионы кислотного остатка:
KA1(SO4)2 К+ + А13+ + 2SO4 ,NH4Fe(SO4)2 NH4+ + Fe3+ + 2SOh
Комплексные соли при диссоциации образуют сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в водных растворах:
[Cu(NH3)4]SO4 # [Cu(NH3)4]2+ + sohK3[Fe(CN)6] г 3K+ + [Fe(CN)6]3".
Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер.
Согласно теории А. Вернера в центре молекулы комплексного соединения находится центральный ион-комплексооб- разователь. Ионами-комплексообразователями являются ионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию проявляют ионы ^/-элементов. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами, или аддёндами (табл. 26).
Таблица 26
Ъшы комплексных соединений
Лиганды
Название комплексных соединений
Примеры
Гидроксид-ионы ОН"
Гидроксокомплексы
Na2[Zn(OH)4]
Анионы кислотных остатков: CN-, NO2", СГ, Г, Вг и др.
Ацидоком плексы
K4[Fe(CN)6]
K2[Hgi4]
Na3[Co(NO2)6]
Нейтральные молекулы: NH3, Н2О
Аммиакаты Аквокомплексы
[Ag(NH3)2]Cl
[A](H2O)6JCh
Ион-комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения, которую обозначают квадратными скобками. Число лигандов (адден- дов), которые координируются вокруг центрального иона- комплексообразователя, называется координационным числом. Наиболее характерные координационные числа для
ионов различных металлов приведены ниже:
Координационное число
Ионы-комплексообразователи
2
Cu+, Ag+, Au+
4
Cu2+, Со2\ Au3+, Zn2+, Pb2+, Pt2+, Al3+
6
Fe2+, Fe3+, Co3+, Ni2+, Al3+, Pt4+, Pb4+, Cr3 *
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона-комплексообразователя и лигандов. Если лигандами являются электронейтральные молекулы, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя.
Комплексный ион-катион
Комплексный ион-анион
Комплекс- электронейтрал ьная молекула
[Cu(NH3)4]2+ lCoBr(NH3)5]2+
[Fe(CN)6]4- [A1(OH)6]3"
[Co(NH3)3Cl3]° [Pt(NH3)4Br2l°.
Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если комплексный ион — катион, то во внешней сфере находятся анионы:
[Cu(NH4)J2+S0j-, [Ag(NH3)2],+CF.
Если комплексный ион —• анион, то во внешней сфере находятся катионы. Катионами обычно являются ионы щелочных и щелочноземельных металлов или катион аммония:
K4[Fe(CN)6], Na[Ag(CN)2], NH4[AuC14].
Номенклатура комплексных соединений
Названия солей, содержащих комплексный катион, и солей, содержащих комплексный анион, отличаются по своей структуре.
Соль содержит комплексный катион
Первым называют анион соли (сульфат, фосфат, хлорид и др.). Затем называют входящие во внутреннюю сферу лиганды-анионы с окончанием на «о» (ОН" — гидроксб, СГ — хлоро, NOJ — нитро и т. д.). После этого называют лиганды, представляющие собой нейтральные полярные молекулы (NH3 — «аммин», Н2О — «акво»), Если одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 —■ пента, 6 — гекса и т. д.).
Последним называют центральный ион-комплексообра- зователь, причем металлы называют в русской транскрипции.
Если центральный атом имеет переменную валентность, ее указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя.
Например:
I
[Ag(NH3)2]Cl — хлорид диаммин серебра (I),
TI
[Cu(NH3)4]SO4 — сульфат тетрааммин меди (II),
Ш
[Co(NH3)4C12]C1 —- хлорид дихлоротетрааммин кобальта (III).
Соль содержит комплексный анион
Сначала называют лиганды-анионы, затем молекулярные лиганды с окончанием «о», указывая количество их греческими числительными. Затем называют комплексооб- разователь, используя латинское название элемента с прибавлением суффикса «ат». Валентность центрального иона (если это необходимо) отмечается римскими цифрами в скобках после названия элемента. Последним называют катион, находящийся во внешней сфере (русское название элемента в родительном падеже). Число катионов в названии соли не указывается.
Например:
KJFe(CN)6] — гексацианоферрат (II) калия,
K3[Fe(CN)6j — гексацианоферрат (III) калия, Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия.
Значение комплексных соединений
В живых организмах комплексные соединения выполняют специфические функции в обмене веществ. Огромна роль природных комплексных соединений в процессах фотосинтеза, биологического окисления, дыхания и в ферментативном катализе.
Например, хлорофилл, ответственный за фотосинтез в растениях, является комплексным соединением магния, а гемоглобин, снабжающий кислородом клетки животных организмов, — комплексом железа. Витамин В12 — это комплексное соединение кобальта.
Вопросы для контроля
Как образуются двойные соли и комплексные соединения?
Чем отличаются комплексные соединения от двойных солей?
Как диссоциируют комплексные соединения и двойные соли в водных растворах? Приведите примеры.
Что такое ион-комплексообразователь? Какие ионы могут выполнять роль комплексообразователя?
Что такое лиганды (адденды)? Приведите примеры.
Как классифицируются комплексные соединения? Поясните на примерах.
Что такое координационное число? Какие ионы имеют координационные числа 2, 4, 6? Приведите примеры.
Как рассчитать заряд комплексного иона? Поясните на примерах.
Какое значение имеют комплексные соединения?
Упражнения для самостоятельной работы
К какому типу солей относятся: K3[Fe(CN)6], (NH4)2SO4e • FeSO4, K4[Fe(CN)6]? Какова степень окисления железа в этих соединениях?
Определите степень окисления иона-комплексообразова- теля в следующих комплексных ионах: [Ni(NH3)5Cl]+, [Co(NH3)2(NO2)4r, [Сг(Н2О)4Вг2]+, [AuC14]", [Hg(CN)4]2", [Ag(S2O3)2]3-
Укажите величину и знак заряда комплексного иона и координационное число комплексообразователя в соединениях: K[A1C1J, H3[A1FJ, H[BF4], [PtCl(NH3)5]Cl, [Co(H2O)6](NO2)3.
Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: K3[Co(NO2)6], [Co(NH3)5C1]C12, [Co(NH3)5Bf]SO4? Как диссоциируют эти комплексные соединения в водных растворах?
Укажите величину и знак заряда комплексных ионов: (Сг(Н2О)4С12]С1, K[Ag(CN)2], Zn2[Fe(CN)J. Чему равны степень окисления и координационное число комплек- сообразователей в этих соединениях? Напишите уравнения диссоциации этих комплексных соединений.
Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cu(NH3)4]SO4, KJTtClJ, K[Ag(CN)2]? Напишите уравнения диссоциации этих комплексных соединений.
Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций обмена между Na3[Co(CN)6] и FeSO4, имея в виду, что образующаяся комплексная соль нерастворима в воде.
Раздел 7
МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Из всех известных химических элементов более 80 являются металлами. Большинство неорганических соединений — это соединения металлов. В данном разделе рассматриваются общая характеристика металлов, а также свойства некоторых наиболее важных металлов и образуемых ими соединений.
К числу этих металлов относятся, в частности, щелочные и щелочноземельные металлы, проявляющие наибольшую химическую активность и образующие соединения, наиболее типичные для металлов. Интерес к ним обусловлен и тем, что их соединения играют важную роль в биологических процессах.
Среди рассматриваемых металлов есть и алюминий, который имеет важное значение как в практическом, так и в теоретическом плане, так как он является примером металлов, образующих амфотерные соединения.
Разумеется, здесь обсуждаются также свойства железа — металла, играющего огромную роль в разных отраслях промышленности и являющегося в живых организмах одним из микроэлементов, который входит в состав ряда ферментов, а также гемоглобина и других веществ.
С точки зрения влияния степени окисления металла на кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства его соединений одним из типичных примеров являются соединения хрома, поэтому они также являются предметом изучения в данном разделе.
Представителями ^-элементов IV периода, кроме железа и хрома, являются также марганец и медь, некоторые соединения которых имеют широкое практическое применение. Они также рассматриваются здесь.
В этот же раздел включены две темы, связанные с электрохимией: «Электрохимический ряд напряжений металлов» и «Электролиз». Эти темы могут рассматриваться в разделе, посвященном окислительно-восстановительным реакциям, так как все электрохимические процессы по своей сути являются окислительно-восстановительными (этой логикой руководствуются авторы многих учебников). Однако вполне оправдано рассмотрение этих тем и в данном разделе, поскольку знание первой из них необходимо при изучении свойств металлов, а второй — при обсуждении способов их получения.
Электрохимический ряд напряжений металлов(ряд стандартных электродных потенциалов)
При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов:
Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:
Ме° + тН2О —> Меп+ • /иН2О + пё
в растворе на электроде
Или без учета гидратации ионов:
Ме° -> Меп+ + пё
В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла
притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл — раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 23, а.
Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счет имеющихся в ней свободных электронов:
Меп+ + лё Ме°
В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 23, б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.
Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл — раствор, называется электродным потенциалом.
Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю.
Рис. 23. Образование двойного электрического слоя на границе металл — раствор его соли Ме„Дс„: а — в результате перехода ионов металла В раствор; б — в результате перехода ионов металла из раствораРис. 23. Образование двойного электрического слоя на границе металл — раствор его соли Ме„Дс„: а — в результате перехода ионов металла В раствор; б — в результате перехода ионов металла из раствора
Рис. 23. Образование двойного электрического слоя на границе металл — раствор его соли Ме„Дс„: а — в результате перехода ионов металла В раствор; б — в результате перехода ионов металла из раствора
Рис. 23. Образование двойного электрического слоя на границе металл — раствор его соли Ме„Дс„: а — в результате перехода ионов металла В раствор; б — в результате перехода ионов металла из раствора
Потенциал каждого электрода (металла) завйсит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.
• Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л* и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е°).
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в табл. 27.
Электродные потенциалы щелочных и щелочноземельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.
Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую активность металла), В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.
Металлический литий Li — самый сильный востанови- тель, а золото Au — самый слабый. Ион золота AuJ+ — самый сильный окислитель, ион лития ЬГ — самый слабый.
На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов.
Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстановителями.
Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.
Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, т. е. являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Положение металлов в электрохимическом ряду напряжений не вполне соответствует их положению в периоди-
Таблица 27
Электрохимический ряд напряжений металлов
Металл
Электродная реакция
E°, В
Li
Li # Li+ + ё
-3,05
К
К K+ + ё
-2,92
Ва
Ba * Ba2+ + 2e
-2,90
Sr
Sr # Sr2+ + 2e
-2,89
Са
Са ^ Ca2+ + 2e
-2,87
Na
Na # Na+ + ё
-2,71
Mg
Mg # Mg2+ + 2e
-2,36
Al
Al^Al3* +3ё
-1,66
Мп
Мп # Mn2+ + 2ё
-1,18
Zn
Zn Zn2+ + 2ё
-0,76
Сг
Сг # Cr* + Зё
-0,74
Fe
Fe # Fe2+ + 2e
-0,44
Cd
Cd * Cd2+ + 2e
-0,40
Co
Co # Co2+ + 2ё
-0,28
Ni
Ni # Ni2+ + 2ё
-0,25
Sn
Sn £ Sn2+ + 2e
-0,14
Pb
Pb ^ Pb2+ + 2ё
-0,13
Fe
Fe # Fe3' + Зё
-0,04
H
H2 # 2H+ + 2ё
0,00
Cu
Cu # Cu2+ + 2ё
+0,34
Hg
2Hg^Hg22+ + 2e
+0,79
Ag
' Ag Ag + ё
+0,80
Hg
Hg # Hg2+ + 2e
+0,85
Pt
Pt # Pt2+ + 2e
+ 1,20
Au
Au ^ Au3+ + Зё
+ 1,50
ческой системе. Это объясняется тем, что при измерении электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решетки, а также энергия, которая выделяется при гидратации ионов.
Например, в соответствии с положением в ПС, Na — более активный металл, чем Li. Однако Eu° < ENa°, т. е. в водных растворах литий проявляет большую восстановительную активность, чем натрий. Это объясняется тем, что энергия гидратации ионов лития Li+ значительно больше энергии гидратации ионов Na+, поэтому процесс образования гидратированных ионов лития (Li + mH2O -> Li+ • тН2О + ё) является энергетически более выгодным, чем процесс образования гидратированных ионов натрия.
Вопросы для контроля
В результате каких процессов на границе «электрод—раствор» образуется двойной электрический слой?
Что такое электродный потенциал?
Что такое стандартные электродные потенциалы металлов?
Потенциал какого электрода принимают равным нулю и используют в качестве электрода сравнения при измерении электродных потенциалов различных металлов?
От чего зависит электродный потенциал металла?
На основе чего составлен электрохимический ряд напряжений металлов?
Что характеризует электрохимический ряд напряжений металлов?
Какой металл является самым сильным восстановителем?
Ионы какого металла являются самыми сильными окислителями?
Почему положение металлов в электрохимическом ряду напряжений не вполне соответствует их положению в периодической системе?
Упражнения для самостоятельной работы
Какой металл в следующем ряду является наиболее активным: Fe, Zn, Мп, К, Au? Почему?
Ионы какого металла обладают наибольшими окислительными свойствами: Сг^, Са2+, Мп2+, Ag+?
Какие из следующих реакций возможны:
Zn + НС! -»;д) Zn +NaCl -»;
Hg + H2SO4 -»;е) Ag +Н3РО4 -»;
разб.
Си + NiSO4 ->;ж) Al +АиС13 -»;
Sn + СиС12 ->;з) Си +HgCl2 ->?
Допишите уравнения реакций, возможных в водных растворах.
Какие продукты получатся в результате взаимодействия металлического алюминия:
с водным раствором CuSO4,
с водным раствором серной кислоты?
Напишите уравнения реакций.
Какие продукты получатся в результате реакции металлического цинка с водным раствором сульфата никеля (II)? Является ли эта реакция окислительно-восстановительной? Почему?
§ 7.2. Электролиз
Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы электролита будут двигаться к электродам: катионы —> к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы —> к аноду (положительно заряженному электроду) (рис. 24).
На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются. На аноде анионы отдают электроны и окисляются.
В теоретическом плане простейшим примером электролиза является электролиз расплавов.
Рис. 24. Схема движения ионов в растворе или расплаве электролита под действием электрического тока
Рис. 25. Схема электролиза расплава хлорида натрияРассмотрим процесс электролиза расплава NaCl (рис. 25).Рис. 25. Схема электролиза расплава хлорида натрияРассмотрим процесс электролиза расплава NaCl (рис. 25).
Рис. 25. Схема электролиза расплава хлорида натрия
Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCl (рис. 25).
Рис. 25. Схема электролиза расплава хлорида натрия
Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCl (рис. 25).
NaCl # Na+ + СГ.
Под действием электрического поля катионы Na+ движутся к катоду и принимают от него электроны:
Na+ + ё = Na° — процесс восстановления.
Анионы СГ движутся к аноду и отдают электроны:
2СГ — 2ё = С12° — процесс окисления.
2121Суммарная реакция:
2
1
2
1
Na+ + ё = Na° 2СГ - 2е = С12°
2Na+ + 2СГ = 2Na° + Cl2° или:
электролиз.
2NaCl2Na + С12Т.
На катоде выделяется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.
Эта реакция является окислительно-восстановительной; на катоде всегда идет процесс восстановления, на аноде всегда идет процесс окисления.
• Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий иа электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.
Электролиз расплавов и электролиз растворов отличаются друг от друга.
В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка присутствуют молекулы воды и ионы Н+, ОН" — продукты диссоциации Н2О. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул Н2О в электролизе.
Для определения результатов электролиза водных растворов существуют следующие правила:
Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений:
Если катион электролита находится в начале ряда напряжений (по А1 включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется Н2Т). Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.
Если катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.
-3. Если катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде идет только процесс восстановления ионов металла.
4. Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то первыми восстанавливаются катионы того металла, который имеет наибольшее алгебраическое значение электродного потенциала.
Рассмотренные правила сведены в табл. 28.
Таблица 28
Катодные процессы в водных растворах солей
Электрохимический ряд напряжений металлов
Li, К, Са, Na, Mg, Al
Мп, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb
H2
Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Me114 — не восстанавливаются 2Н2О + 2ё = = Н2Т + 2ОН“
Men+ + пё = Me0
2H2O + 2ё = -H2? +2OH"
Men+ + ne = Me0
Процесс ия аноде зависит от материала анода и от природы аниона:
Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода.
Если анод нерастворимый, т. е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то:
при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
при электролизе растворов солей оксокислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется кислород); анион не окисляется, остается в растворе. При электролизе растворов щелочей идет окисление гидроксид-ио нов.
Рассмотренные правила сведены в табл. 29* Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:
I-; ВГ; S2~; СЬ; ОН"; SO42"; NO<; F"
восстановительная активность уменьшается
Таблица 29
Анодные процессы в водных растворах
Анод
Кислотный остаток Ас'”"'
бескислородный
кислородсодержащи й
Нерастворимый
Окисление аниона (кроме фторидов) Ас™- — те = Ас°
В щелочной среде: 4ОН"-4ё = = О2Т + 2Н2О; в кислой, нейтральной средах: 2Н2О-4с = = О2Т+4Н+
Растворимый
Окисление металла анода Ме° — пё = Мсп* анодраствор
Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора,
водорода. Алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом. Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии; при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота), устойчивого к коррозии.
Типовая задача № 1.
Написать уравнения электролиза раствора КС1, если: а) анод нерастворимый; б) анод растворимый (медный). Решение.
Анод нерастворимый
KQ и К+ + Cl-
катод (—):Iанод (+):
2Н2О + 2ё = Н2Т + 2ОН" 12СГ - 2ё = С12°Т
Суммарное ионное уравнение:
2Н2О + 2СГ = Н2Т + С12Т + 2ОН“
Суммарное молекулярное уравнение:
электролиз
2КС1 4- 2НаО - Н2Т + а2Т 4- 2КОН
вторичный продукт электролиза (в катодном пространстве)
Анод растворимый (медный)
КС1 # К+ + Cl-
анод (4-):катод (—):
Си0 - 2ё = Си2+Си2+ + 2е = Си0
I1
перенос ионов медис анода на катод ивыделение чистой меди на катоде
Концентрация КС1 в растворе не меняется.
Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.
10*291
Типовая задача №2.
Написать схему электролиза ZnCl2 с угольными электродами. Решение:
ZnCl2 * Zn2+ + 2СГ
анод (+):2СГ - 2ё = С12Танод (+):2СГ - 2ё = С12Ткатод (—):
анод (+):
2СГ - 2ё = С12Т
анод (+):
2СГ - 2ё = С12Т
Zn2+ + 2ё = Zn°
2Н2О + 2ё = Н2Т + 2ОН'
Суммарное уравнение реакции в данном примере написать нельзя, так как неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая — на восстановление ионов цинка.
Типовая задача №3.
Написать уравнение реакции электролиза водного раствора, содержащего смесь Cu(NO3)2 и AgNO3, с инертными электродами.
Решение:
Cu(NO3)2 ^ Cu?+ + 2NO3
AgNO3 ^ Ag+ + NO3“
катод (—):катод (—):возможны процессыАй+ + ё = Ag°Cu2+ + 2ё = Си0возможны процессыАй+ + ё = Ag°Cu2+ + 2ё = Си0В первую очередь будут восстанавливаться катионы серебра (см. ряд напряжений). После практически полного осаждения их из раствора начнется восстановление Си2+В первую очередь будут восстанавливаться катионы серебра (см. ряд напряжений). После практически полного осаждения их из раствора начнется восстановление Си2+анод (+):2Н2О - 4ё = О2Т + 4Н+Вторичный продукт электролиза в анодном пространстве — азотная кислота HNO3 (Н+ + NO3~)анод (+):2Н2О - 4ё = О2Т + 4Н+Вторичный продукт электролиза в анодном пространстве — азотная кислота HNO3 (Н+ + NO3~)
катод (—):
катод (—):
возможны процессыАй+ + ё = Ag°Cu2+ + 2ё = Си0
возможны процессыАй+ + ё = Ag°Cu2+ + 2ё = Си0
В первую очередь будут восстанавливаться катионы серебра (см. ряд напряжений). После практически полного осаждения их из раствора начнется восстановление Си2+
В первую очередь будут восстанавливаться катионы серебра (см. ряд напряжений). После практически полного осаждения их из раствора начнется восстановление Си2+
анод (+):
2Н2О - 4ё = О2Т + 4Н+
Вторичный продукт электролиза в анодном пространстве — азотная кислота HNO3 (Н+ + NO3~)
анод (+):
2Н2О - 4ё = О2Т + 4Н+
Вторичный продукт электролиза в анодном пространстве — азотная кислота HNO3 (Н+ + NO3~)
Суммарные уравнения процессов, проходящих в растворе: ионные:
4Ag+ + 2Н2О = 4Ag° + О2Т + 4Н+
2Си2+ + 2Н2О = 2Си° + О2Т + 4Н+
молекулярные:
4AgNO3 + 2Н2О - 4Ag + О2Т + 4HNO3
2Cu(NO3)2 + 2Н2О - 2Cu + О2Т + 4HNO3
Типовая задача № 4. Написать уравнение реакции электролиза раствора NaOH.
Решение:
NaOH г Na+ + ОН'
катод (—):анод (+):
2Н2О + 2ё = Н2Т + 2ОН" щелочная среда:
4ОН“ - 4ё = О2Т + 2Н2О
Суммарное уравнение:
4Н2О + 4ОН" = 2Н2Т + О2Т + 4ОН~ + 2Н3О, 2Н2О = 2Н3Т + О3Т.
Вопросы для контроля
Что называется электролизом?
Какой электрод называют катодом, какой — анодом?
Какие процессы протекают на катоде, на аноде?
Чем отличается электролиз расплавов от электролиза водных растворов?
Какие металлы можно получить при электролизе расплавов и нельзя получить при электролизе водных растворов их солей?
Для каких металлов характер катодных процессов при электролизе растворов и расплавов их солей одинаков?
Окисляются ли на аноде анионы оксокислот при электролизе водных растворов соответствующих кислот и образуемых ими солей?
Может ли растворяться катод при электролизе?
Какие типы анодов вы знаете?
Будет ли растворяться при электролизе анод: из железа, графита, платины, меди?
Упражнения и задачи для самостоятельной работы:
Напишите уравнения электролиза водных растворов йодида калия, сульфата кальция с инертными электродами.
Напишите уравнения электролиза расплава и водного раствора хлорида бария. Чем отличаются эти процессы?
Составьте уравнения электролиза водных растворов следующих солей (электроды графитовые):
a) K3PO4, 6) Zn(NO3)2, в) Mnl2, r) PtSO4, д) SnBr2.
Составьте уравнения электролиза водных растворов сле- дуюших веществ (анод нерастворимый):
а) Ва(ОН)2, б) SrCl2, в) НС1, г) ZnF2, д) HF, е) Сг(МО3)3, ж) АиС13, 3) COSO4, и) H2SO4.
Составьте уравнения электролиза водного раствора AgNO3:
а) с медными электродами, б) с графитовыми электродами. Чем отличаются процессы? Почему?
В каких случаях при электролизе на катоде выделяется водород? Приведите примеры с уравнениями реакций.
В каких случаях при электролизе на аноде выделяется кислород? Приведите примеры с уравнениями реакций.
Общая характеристика металлов
Как известно, все химические элементы и образуемые ими простые вещества делятся на металлы и неметаллы.
Так как в периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определенно указать положение элементов- металлов и элементов-неметаллов в периодической системе. Если провести диагональ (табл. 30) от элемента бора В (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диагонали в периодической системе все элементы являются металлами, а справа от нее элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп — неметаллами. Элементы, расположенные вблизи диагонали (например, Al, Ti, Ga, Ge, Sb, Те, As, Nb), обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых — проявляют свойства неметаллов.
Все s-элементы (кроме Н и Не), ^-элементы (все элементы побочных подгрупп) и /-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода.
Деление элементов на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например, строение атомов элементов 3-го периода:
XJpy/MW
Лериом\
1
К
III
JV
V
VI
VII
VIII
/
ЭЛ
епенть
f злабн
2
Все
"Х&ХБ
пт
’групп являются
. 3
элеме
нты
Al '
немета плат
ч
Tt \
Злем1
нты побочных
6Q
бе
X AS
5
подгрупп
1
X Те
б
Ac/nW
являются
7
метилами
Таблица 30
Положение элементов-металлов и неметаллов
в периодической системе
Na Mg Al Si Р S Cl
Радиус
атома 0,190,160,143 0,134 0,130 0,104 0,099
Число ё на внеш- 1234567
нем слое
Электро-
отрица- 0,9 >1,21,51,82,12,53,0
тельность
(ЭО)
Слева направо:
радиус атомов уменьшается;
заряд ядра увеличивается;
электроотрицательность увеличивается;
число электронов на внешнем слое увеличивается;
прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается;
способность атомов отдавать электроны уменьшается.
Поэтому:
Na Mg AlSi P S Cl
металлынеметаллы
Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца РЬ на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi — пять, атомы полония Ро — шесть. Атомы металлов имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Поэтому прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая. Атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.
Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях являются твердыми кристаллическими веществами (кроме ртути). Кристаллическая решетка металлов образуется за счет металлической связи (см. § 3.9). Имеющиеся между узлами кристаллической решетки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический ток, что является причиной главных физических свойств металлов — высокой электро- и теплопроводности.
Физические свойства металлов
Все металлы — твердые вещества (исключение — ртуть).
Для всех металлов характерны металлический блеск и непрозрачность.
Все металлы — проводники теплоты и электрического тока. Металлы, характеризующиеся высокой электрической проводимостью, обладают и высокой теплопроводностью.
Важными свойствами металлов являются их пластичность, упругость, прочность. Они способны под давлением изменять свою форму, не разрушаясь.
По степени твердости металлы значительно отличаются друг от друга. Так, калий, натрий — мягкие металлы (их можно резать ножом); хром — самый твердый металл (царапает стекло).
Температуры плавления и плотности металлов также изменяются в широких пределах. Самый легкоплавкий металл — ртуть (Гпл = — 38,99С), самый тугоплавкий — вольфрам (t „л = 338О°С). Плотность лития — 0,59 г/см3, осмия — 22,48 г/см3.
Металлы отличаются своим отношением к магнитным полям и делятся на три группы:
ферромагнитные металлы способны намагничиваться под действием слабых магнитных полей (железо, кобальт, никель, гадолиний);
парамагнитные металлы проявляют слабую способность к намагничиванию (алюминий, хром, титан, почти все лантаноиды);
— диамагнитные металлы не притягиваются к магниту, даже слегка отталкиваются от него (олово, медь, висмут).
Химические свойства металлов
Как уже было сказано, атомы металлов более или менее легко отдают электроны, т. е. окисляются:
Ме° — пё -> Меп+ (или: Ме° -> Меп+ + пё).
(металл)(ион металла)
Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращения его в положительно заряженный ион, называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации.
Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов неодинакова. В периодах слева направо восстановительная активность металлов уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз — увеличивается. Восстановительная активность металлов в химических.реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.
L Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами:
с галогенами металлы образуют соли — галогениды, например:
Mg + С12 ~ MgCl2хлорид магния,
Zn + Вг2 = ZnBr2бромид цинка;
с кислородом металлы образуют оксиды, например:
Г
4Na + О2 - 2Na2O оксид натрия,
Г
2Си + О2 = 2СиО оксид меди (II);
с серой металлы образуют соли — сульфиды, например:
Г
Fe + S = FeSсульфид железа (II):
с водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:
Са + Н2 = СаН2 гидрид кальция;
с углеродом многие металлы образуют карбиды, например:
Г
Са + 2С = СаС2 карбид кальция.
Взаимодействие со сложными веществами:
металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от И до Na), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2?;
металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НС1, H2SO4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется водород, например:
2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2?;
металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а менее активный металл выделяется в свободном виде, например:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си
Характер оксидов и гидроксидов металлов
Наиболее активные металлы образуют оксиды, которые являются типичными основными оксидами, например: Na2O, СаО, ВаО и др. Гидраты этих оксидов (гидроксиды) являются сильными основаниями (щелочами), например: NaOH, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.
Оксиды и гидроксиды некоторых металлов (Zn, Al и др.) являются амфотерными.
Металлы, имеющие переменную степень окисления, могут образовать несколько оксидов и гидроксидов, характер которых зависит от степени окисления металла.
Общие способы получения металлов
Большинство металлов встречаются в природе в виде различных соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, хлориды, карбонаты, фосфаты, нитраты и др.). Только наименее активные металлы встречаются в природе и в свободном виде (самородные металлы): Au, Pt, Ag, Hg и др.
Получение металлов из их соединений — это задача металлургии.
Любой металлургический процесс является процессом восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате которого получаются металлы в свободном виде,
В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.
Пирометаллургия — это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов (алюминия, магния) и др. Например:
Г
FeO + С = Fe + СО
Fe3O4 + 4CO-3Fe + 4CO2
WO3 + 3H2 = W + 3H2O
Г
Сг2О3 + 2А1 = А12О3 + 2Сг
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
Гидрометаллургия — это получение металлов, которое состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла (обычно оксид) растворяется в кислоте, в результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом. Например:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + Н2О
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Си
Электрометаллургия — это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.
Коррозия металлов
• Коррозия — это самопроизвольный процесс разрушения металлов при взаимодействии их с окружающей средой (кислородом, углекислым газом, сернистым газом, водой).
По механизму коррозию делят на химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия — это взаимодействие металлов с сухими газами или жидкостями, которые не проводят электрический ток (бензин, керосин и др.). Этой коррозии подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия встречается и в процессе обработки металлов при высоких температурах. Например:
2Fe° + 2H2S + О2° = 2FeS + 2Н2О
2Fe° + 3SO2 + ЗО2 = Fe2(SO4)3
Эти процессы являются окислительно-восстановительными реакциями, в которых обмен электронами совершается между металлом (восстановителем) и окислителем (например, кислородом).
Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки, например:
4А1 + ЗО2 = 2А12О3
Если пленка прочно связана с металлом и не имеет механических повреждений, то она защищает металл от даль- 300
нейшего окисления. Такие защитные пленки имеются у хрома, цинка, никеля, алюминия. У железа она пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от разрушения.
Электрохимическая коррозия — это разрушение металла, который находится в контакте с другим металлом в присутствии воды или раствора электролита. В основе электрохимической коррозии лежат процессы, аналогичные тем, которые протекают в гальванических элементах. Как правило, металлы содержат включения различных примесей, и поэтому на поверхности металлов образуется множество гальванических элементов.
Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примесей меди. На железе, как более активном металле (имеющем более низкий стандартный электродный потенциал), при соприкосновении с электролитом происходят процессы растворения (окисления) металла и переход его катионов в слой электролита:
Fe° - 2с = Ре2+
Таким образом, железная пластинка служит анодом.
Поток электронов перемещается к меди — металлу с меньшей химической активностью (имеющему более высокий стандартный электродный потенциал); на медных участках создается избыточное количество электронов. Таким образом, медные участки представляют собой катод — на них возможны процессы восстановления.
В зависимости от кислотности среды электролита на катоде восстанавливаются или кислород (растворенный в электролите) или ионы водорода (рис. 26):
pH > 7
катод (Си): О2 + 2Н2 + 4ё = 4ОН",
pH <7
катод (Си): 2Н+ + 2ё = Н2
Электрохимическая коррозия, при которой катодным процессом является восстановление молекул кислорода, называется коррозией с кислородной деполяризацией. Электрохимическая коррозия, при которой катодным процессом является восстановление ионов водорода, называется коррозией с водородной деполяризацией.
Рис. 26. Схема электрохимической коррозии: а — с кислородной деполяризацией;
б — с водородной деполяризацией
В случае коррозии с кислородной деполяризацией в слое электролита катионы железа взаимодействуют с гидроксидионами:
Fe+2 4- 2ОН“ = Ре(ОН)2,4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3,что приводит к образованию ржавчины, состоящей в основ-ном из Fe(OH)3, а также продукта его разложения FeO(OH).
В случае коррозии с водородной деполяризацией катионы Fe2+ взаимодействуют с соответствующими анионами с образованием солей.
Электрохимическая коррозия представляет собой окислительно-восстановительный процесс, который происходит в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Растворенный кислород и ионы водорода — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию. Электролитом может служить морская вода, природная вода, конденсированная влага и т. д.
Коррозия наносит большой ущерб народному хозяйству. Поэтому с коррозией ведут борьбу. Существуют следующие методы защита металлов от коррозии:
Исключение контакта металла с атмосферой и электролитами. Это может быть достигнуто нанесением защитных покрытий:
неметаллических — специальные лаки, краски, эмали;
химических — покрытий, к которым относятся искусственно создаваемые поверхностные пленки (оксидные, фосфатные, нитридные и др.);
металлических — покрытий, полученных электрохимическим осаждением на защищаемой детали тонкого слоя другого металла (хромирование, никелирование, цинкование, лужение и т. д.).
Электрохимические методы защиты:
протекторная — к защищаемому металлу присоединяется кусок более активного металла, который и разрушается в присутствии электролита;
катодная — металлоконструкции подсоединяются к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность их анодного разрушения.
Специальная обработка электролита или среды, в которой находится защищаемая конструкция:
введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию;
удаление растворенного в воде воздуха (деаэрация) — например, в воде, поступающей в котельные установки.
Сплавы
Металлы в чистом виде применяют реже, чем их сплавы. Это объясняется тем, что сплавы часто обладают более высокими техническими свойствами, чем чистые металлы. Изготовление сплавов основано на свойстве металлов в расплавленном состоянии взаимно растворяться и смешиваться друг с другом.
По своему составу и строению сплавы бывают различными. Важнейшими из них являются:
Механическая смесь металлов. Охлажденный расплав представляет собой смесь очень мелких кристаллов отдельных металлов (например, Pb + Sb).
Твердые растворы. При охлаждении расплава образуются однородные кристаллы. В узлах их кристаллических решеток находятся атомы различных металлов (например, Си + Ni).
Интерметаллические соединения. При взаимном растворении металлов их атомы реагируют между собой, образуя химические соединения. В таких соединениях металлы чаще всего не проявляют валентность, характерную для
них в соединениях с неметаллами (например: Cu3Zn, Zn3Hg, Ag2Zn5).
В состав сплавов могут входить и неметаллы (углерод, бор и др.).
Способность металлов в расплавленном состоянии не только механически смешиваться, но и образовывать между собой (и атомами неметаллов) различные соединения — одна из главных причин, объясняющая, почему сплавы по физическим свойствам сильно отличаются от свойств составляющих их металлов. Например: температуры плавления натрия и калия соответственно равны 97,5°С и 62,3°С. Сплав, состоящий из 56% (масс.) Na и 44% (масс.) К, плавится при 19еС.
Сплав, полученный из монокарбида вольфрама WC и кобальта — «победит» — по твердости сравним с алмазом.
В настоящее время в технике применяют большое число различных сплавов, обладающих заранее заданными свойствами. Для их получения используют более 40 химических элементов в разнообразных сочетаниях и количественных соотношениях.
Некоторые широко используемые сплавы
Сталь — сплав железа и углерода, добавки: Мп, Сг, Ni, Si, Р, S.
Бронза — сплав меди с оловом, добавки: Zn, Pb, А1, Мп, Р, Si.
Латунь — сплав меди с цинком, добавки: Sn, Мп, А1, РЪ, Si.
Мельхиор — сплав меди с никелем.
Дюралюминий — сплав алюминия с медью (~ 3—5%), марганцем (~ 1%), магнием (~1%).
Амальгамы — сплавы металлов, содержащие ртуть.
В медицине применяют различные металлы и сплавы. Иглы для наложения искусственного пневмоторакса изготавливают из платины, проволочные скобки для различных сшивающих аппаратов — из тантала, некоторые глазные инструменты — из серебра.
Сталь, содержащая 18% хрома, 9% никеля, 1% тантала, используется для изготовления зубных коронок, игл, стерилизаторов и т. д.
Вопросы для контроля
Где расположены элементы-металлы в периодической системе?
К каким электронным семействам относятся элементы- металлы?
Сколько электронов имеют атомы металлов на внешнем электронном слое?
Каково строение кристаллических решеток металлов?
Что называется металлической связью?
Какими физическими свойствами характеризуются металлы?
Что называется энергией ионизации?
Почему атомы металлов в химических реакциях являются восстановителями?
Какие химические свойства характерны для металлов?
Что такое коррозия? Какие виды коррозии вы знаете?
Что лежит в основе электрохимической коррозии?
Что такое электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией? С водородной деполяризацией?
На каком свойстве металлов основано изготовление сплавов?
Как различаются сплавы по своему строению?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
С растворами каких из указанных солей: CuSO4, ZnCl2, AgNO3, A12(SO4)3, Na2SO4, MiSO4, KC1, NaNO3, Hg(NO3)2 — может реагировать железо? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.
При взаимодействии 8 г смеси железа и магния с соляной кислотой выделилось 4,48 л водорода (н, у.). Сколько граммов железа и магния содержалось в смеси?
При обработке 8 г смеси магния и оксида магния соляной кислотой выделились 5,6 л водорода (н. у.). Какова массовая доля (в %) магния в исходной смеси?
Составьте уравнения реакций восстановления:
меди из оксида меди (II) углеродом и оксидом углерода (II);
кадмия из оксида кадмия и марганца из оксида марганца (IV) водородом;
железа из оксида железа (III) и хрома из оксида хрома (III) алюминием.
Составьте электронный баланс.
Какой объем оксида углерода (И) необходим для полного восстановления 320 г оксида железа (Ш)?
Сколько граммов алюминия необходимо взять для получения 78 г хрома из его оксида (Сг3О3)?
б) Си и Hg(NO3)2, г) Си и Ag2SO4, е) Ag и АиС13, з) Mg и SnCl2, к) Al и CuSO4, м) Ее и СаС12, о) Zn и НС1.б) Си и Hg(NO3)2, г) Си и Ag2SO4, е) Ag и АиС13, з) Mg и SnCl2, к) Al и CuSO4, м) Ее и СаС12, о) Zn и НС1.Между какими из попарно взятых веществ произойдет химическая реакция? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах:
б) Си и Hg(NO3)2, г) Си и Ag2SO4, е) Ag и АиС13, з) Mg и SnCl2, к) Al и CuSO4, м) Ее и СаС12, о) Zn и НС1.
б) Си и Hg(NO3)2, г) Си и Ag2SO4, е) Ag и АиС13, з) Mg и SnCl2, к) Al и CuSO4, м) Ее и СаС12, о) Zn и НС1.
а) Си и НС1, в) Zn и Pb(NO3)2, д) Ее и ZnCl2, ж) Hg и H2SO4 (р), и) Си и FeSO4, л) Zn и MgCl2, н) Ag и H2SO4 (р),
Для защиты железа от коррозии его покрывают слоем олова (луженое железо) или слоем цинка (оцинкованное железо). Какие процессы будут происходить при нарушении защитного покрытия в луженом и оцинкованном железе а случае коррозии:
а) с водородной деполяризацией; б) с кислородной деполяризацией?
§ 7.4. Металлы главных подгрупп I и II групп.Жесткость воды
К металлам главной подгруппы I группы относятся: литий U, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.
К металлам главной подгруппы II группы относятся: бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Последние четыре элемента (Са, Sr, Ba, Ra) называют щелочноземельными металлами, так как их гидроксиды Ме(ОН)2 обладают щелочными свойствами, а их оксиды МеО по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвшимися раньше «землями». По своим свойствам бериллий напоминает алюминий, а магний похож на литий (проявление диагонального сходства элементов в периодической системе).
Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к т-элементам. На внешнем электронном слое у атомов ще-
лочных металлов один 5-электрон (ns3); у атомов бериллия, магния и щелочноземельных металлов—два 5-электрона (ns2). Сверху вниз в подгруппах этих элементов радиусы атомов увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать электроны с внешнего слоя увеличивается, поэтому восстановительная способность тоже увеличивается.
Металлы рассматриваемых подгрупп в свободном состоянии в природе не встречаются, так как они химически очень активны. Они находятся в природе только в виде соединений. Ионы щелочных металлов входят в состав многих растворимых минералов:
NaCl — каменная (поваренная) соль;
NaCI • КС1 — сильвинит;
Na2SO4 • ЮН2О — мирабилит (глауберова соль).
Ионы щелочноземельных металлов встречаются в природе в виде малорастворимых соединений:
СаСО3 — мел, кальцит, мрамор; BaSO4 — барит;
CaSO4 • 2Н2О — гипс; SrCO3 — стронционит;
Са3(РО4)2 — фосфорит и др.
Магний входит в состав ~ 200 минералов. Важнейшие из них: доломит СаСО3 • MgCO3, магнезит MgCO3.
Физические свойства
Все металлы главных подгрупп I и II групп серебристобелого цвета, хорошо проводят тепло и электрический ток. Щелочные металлы имеют низкие температуры плавления и температуры кипения (ГПл.(Ь1) = 180”С, /°nn.(Cs) = 29°С; f°KHn.(Li) = 1350аС, ^KHni(Cs) = 670’С); низкую плотность (рц " 0,534 г/см3; pCs = 1,87 г/см3). Температуры плавления и плотности металлов II группы выше, чем у щелочных металлов (/^(Ве) = 1283’С, рВе = 1,85 г/см3, /°пл.(Ва) = 7Ю°С, р^ = 3,50 г/см).
Плотность металлов сверху вниз по группе увеличивается, а температуры плавления уменьшаются.
Получение
Рассматриваемые металлы получают электролизом расплавленных солей, чаще всего хлоридов, или щелочей (щелочные металлы):
700е »
NaCl # Na + СГ;
Катод" Na+ + 1ё -> Na°2NaCl ^ 2Na + C12T
Анод4" 2СГ — 2ё -> Cl2°(расплав) ток
NaOH # Na+ + OH"
Катод" Na+ + 16 —> Na°
Анод+ 4OH~ — 4e —> 2H2O + O2
ЭЛ. n*
4NaOH -> 4Na° + 2H2O + O2T (расплав) T0K
CaCl2 £ Ca2+ + 2СГ
Катод- Ca2+ + 2e —> Ca°эл
CaCl2 Ca° + C12°T
Анод4" 2СГ — 2ё —> Cl2°(расплав) ток
Стронций и барий чаще всего получают алюмотермичес- ким методом:
4SrO + 2А1 = 3Sr + SrO-Al2O3
Метаалюминат стронция
4ВаО + 2А1 = ЗВа + ВаО • А12О3
Метаалюминат бария
Химические свойства
Щелочные и щелочноземельные металлы — это самые активные металлы и сильные восстановители. Во всех химических реакциях они легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. В соединениях преобладает ионная связь.
Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов рассмотрим на примере натрия и кальция.
Взаимодействие натрия и кальция с неметаллами
СаСаNa
Са
Са
Взаимодействие с кислородом
2Na + О2 ~ Na2O2 2Са + О2 = 2СаО Пероксид натрия-Оксид кальция
(основной продукт)(основной продукт)
4Na + О2 = 2Na2O Са + О2 = СаО2, Оксид натрияПероксид кальция
(побочный продукт)(побочный продукт)
С галогенами образуются галогениды
2Na + С12 = 2NaCl Са + С12 = СаС12
Хлорид натрияХлорид кальция
2Na + Вг2 “ 2NaBr Са + Вг2 = СаВг2 Бромид натрияБромид кальция
С серой образуются сульфиды
2Na + S = Na2SСа + S = CaS
Сульфид натрия Сульфид кальция
С водородом образуются гидриды
2Na + Н2 = 2NaH Са + Н2 = СаН2 Гидрид натрияГидрид кальция
Гидриды натрия и кальция разлагаются водой с образованием щелочи и свободного водорода:
NaH + Н2О = NaOH + Н2Т
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2?
Взаимодействие натрия и кальциясо сложными веществами
Взаимодействие с водой2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2ТСа + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2Т
Взаимодействие с разбавленными кислотами2Na + 2НС1 = 2NaCl + Н2?
Са + H2SO4(/>) = CaSO4 + Н2?
Взаимодействие с органическими галогенидами
Щелочные металлы, в частности натрий, взаимодействуют с органическими галогенидами. Эта реакция называется реакцией Вюрца, она будет подробно рассмотрена в ч. III «Органическая химия».
2Na + 2СН3С1 -> С2Нб + 2NaCl
Оксиды и гидроксиды щелочныхи щелочноземельных металлов
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются типичными основными оксидами, они обладают всеми свойствами основных оксидов. Оксидам соответствуют сильные основания, растворимые в воде (щелочи), они об- ладют всеми свойствами оснований (табл. 31).
Таблица 31
Характеристика оксидов и гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов
Щелочные металлы
Щелочноземельные металлы
Степень окисления
+ 1
+2
Оксиды
Твердые вещества белого цвета
Ме2О|МеО
Гидроксиды
Твердые вещест
МеОН
"ва белого цвета
Ме(ОН)2
Образование гидроксидов
2Ме + 2Н2О =
= 2МеОН+ Н2Т Ме2О + Н2О = 2МеОН
Me + 2Н2О =
= Ме(ОН)2 + Н2Т МеО + Н3О = Ме(ОН)2
LiOH, NaOH, KOH, КЮН, CsOH
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Растворимость в воде и сила оснований увеличиваются в направлении, указанном стрелками.
Соли щелочных и щелочноземельных металлов
Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение: некоторые соли лития). Хлориды, бромиды, нитраты щелочноземельных металлов также хорошо растворяются в воде. Сульфаты, карбонаты, фосфаты этих металлов — малорастворимые или практически не растворимые в воде вещества.
Растворы солей щелочных и щелочноземельных металлов, образованных слабыми кислотами, имеют щелочной характер среды вследствие их гидролиза:
Na2CO3 + Н2О # NaHCO, + NaOH.
CO2" + Н2О # НСО3- + ОН"; pH > 7.
Соли щелочных и щелочноземельных металлов, образованные сильными кислотами (NaCl, Ca(NO3)2 и др.), не гидролизуются. Соли и другие соединения щелочных и щелочноземельных металлов изменяют окраску пламени (см. Приложение № 2).
Жесткость воды
Жесткость воды — это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са3+ и магния Mg2+. Один из возможных их источников — горные породы (известняки, доломиты), которые растворяются в результате контакта с природной водой.
Анионами растворимых солей Са2+ и Mg2+ могут быть гидрокарбонат-ионы НСО3 , сульфат-ионы SO42- и реже хлорид-ионы СГ. Различают временную (карбонатную) жесткость воды, обусловленную наличием в воде гидрокарбонатов кальция Са(НСО3)2 и магния Mg(HCOj)2, и постоянную жесткость воды, обусловленную наличием в воде сульфатов кальция и магния CaSO4, MgSO4, хлоридов кальция и магния СаС12, MgCl2 и других солей.
Общая жесткость
=
Временная жесткость
+
Постоянная жесткость
CaSO4, СаС12
MgSO4, MgCl2
Са(НСО3)2Mg(HCO3)2Са(НСО3)2Mg(HCO3)2Жесткость воды количественно выражают числом ммоль эквивалентов (ммоль экв) ионов кальция Са2+ и магния Mg2+, содержащихся в 1 л воды (табл. 32). 1 ммоль экв/л жесткости воды соответствует содержанию 20,04 мг/л ионов Са2+ или 12,16 мг/л ионов Mg2+.
Са(НСО3)2
Mg(HCO3)2
Са(НСО3)2
Mg(HCO3)2
Общая жесткость воды рассчитывается по формуле
[Са2+] [Mg2+]20.04 + 12,16 ’
где [Са2*] и [Mg2*] — концентрации ионов Са2+ и Mg2* в мг/л.
Общая жесткость водопроводной воды в Ростове-на- Дону колеблется от 6,0 до 8,0 ммоль экв/л в зависимости от времени года. Ж^. воды в Черном море составляет 65,5 ммоль экв/л.
В жесткой воде плохо развариваются продукты питания, так как катионы кальция Са2+ с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо завариваются чай, кофе. Постоянное употребление жесткой воды может привести к расслаблению желудка и отложению со-
Таблица 32
Характеристика воды по степени жесткости
Характеристика воды по жесткости
Жобщ , ммоль экв/л
Очень мягкая вода
Не более 1,5
Мягкая вода
От 1,5 до 4,0
Вода средней жесткости
От 4,0 до 8,0
Жесткая вода
От 8,0 до 12,0
Очень жесткая вода
Свыше 12,0
лей в организме человека. Употребление в пищу щавеля в районах с повышенным содержанием в воде ионов Са2+ приводит к образованию в организме соли щавелевой кис- лоты — оксалата кальция СаС2О4, который трудно растворим в воде. В результате этого образуются камни в почках (мочекаменная болезнь).
В жесткой воде плохо мылится мыло, которое представляет собой натриевые соли высших карбоновых кислот, например стеарат натрия C17H35COONa. При растворении мыла в жесткой воде образуются плохо растворимые в воде стеараты кальция и магния:
2С17Н35СОО" + Са2+ = (С17Н35СОО)2Са4,
2С17Н35СОО" + Mg2+ = (Cl7H35COO)2Mg^
Синтетические моющие средства содержат алкилсуль- фонаты — сложные эфиры высших спиртов и серной кислоты и обладают хорошими моющими свойствами даже в очень жесткой воде, так как их кальциевые и магниевые соли растворимы в воде.
Для устранения жесткости воды (ее умягчения) необходимо ионы Са2+ и Mg2+ перевести в осадок.
Временную (карбонатную) жесткость воды устраняют кипячением, так как при этом гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются, образуя карбонат кальция и гидроксид магния:
Са(НСО3)2 - СаСО3Х + Н2О + СО2Т
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2X + 2СО2?
Постоянную жесткость воды кипячением устранить нельзя.
Для устранения общей жесткости воды добавляют смесь гашеной извести Са(ОН)2 и соды Na2CO3 (известково-содовый способ). При этом временная жесткость воды устраняется гашеной известью:
Са2+ + 2НСО3“ + Са2+ + 2ОН" = 2СаСОД + 2Н2О,
Mg2++ 2НСОз" + 2Са2+ + 2ОН" = Mg(OH)4 + 2СаСО3^ + 2Н2О,
а постоянная - содой:
СаС12 + Na3CO3 = СаСО3Х + 2NaCl
Са2+ + СО?’ = СаСО3^
MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3X + Na2SO4
Mg2+ + CO?" = MgCO3^
Современные способы умягчения воды основаны на применении катионитов (катионитный способ). Катионитами называются твердые вещества, содержащие в своем составе подвижные катионы, способные обмениваться на ионы внешней среды. Для устранения жесткости воды в качестве катионитов применяют алюмосиликаты, например Na2[Al2Si2O8 • пН2О]. Это соединение можно условно выразить формулой Na2R, где R — это анион.
При пропускании жесткой воды через колонку, заполненную катионитом, происходит обмен катионов:
Na2R + Са2+ = 2Na+ + CaR
Na2R + Mg2+ = 2Na+ + MgR
На катионите задерживаются катионы Ca2+ и Mg2+, а в раствор переходят ионы Na+; в результате этого процесса жесткость воды уменьшается.
Через некоторое время, когда большая часть ионов Na+ катионита обменяется на катионы Са1+ и Mg1+, катионит необходимо регенерировать, т. е. восстановить первоначальные свойства. Для этого через катионообменные колонки пропускают насыщенный раствор хлорида натрия, при этом происходят обратные процессы:
CaR + 2Na+ = Са2+ + Na2R
MgR + 2Na+ - Mg2+ + Na2R
После промывки катионит можно снова использовать для умягчения воды.
Биологическая роль и применение соединений щелочныхи щелочноземельных металлов
Соединения щелочных и щелочноземельных металлов играют важную роль в жизнедеятельности организмов. Так, ионы натрия, калия, магния, кальция составляют в организме человека ~99% от общего содержания металлов.
Ион калия К+ — основной внутриклеточный ион, в то время как ион натрия Na+ — главный внеклеточный ион; их взаимодействие поддерживает жизненно важные процессы в клетках. В организме человека растворимые соли натрия: хлорид, фосфат, гидрокарбонат — входят в состав плазмы крови, лимфы. Ионы магния и кальция образуют комплексы с нуклеотидами (например, АТФ), связываясь с фосфатными группами, тем самым участвуют в терморегуляции организма. Кальций — основной элемент для образования и поддержания таких структур, как зубы, кости; минерал оксиапатит ЗСа3(РО4)2 е Са(ОН)2 — основа костной ткани.
Кроме того, катионы кальция выступают как активаторы ряда внеклеточных ферментов, ослабляют действие на организм токсинов. Магний необходим для деятельности нервно-мышечного аппарата, при его недостатке наблюдается мышечное подергивание, остановка роста конечностей.
В медицинской практике широко используются соединения, образованные щелочными и щелочноземельными металлами. Некоторые из них:
0,9%-й раствор хлорида натрия NaCl — физиологический раствор, применяемый при большой потере крови;
Na2SO4• ЮН2О — глауберова соль — применяется как слабительное средство;
MgO — оксид магния — применяется в малых дозах как нейтрализующее средство при отравлении кислотами; входит в состав зубных порошков;
3MgCO3eMg(OH)2°3H2O — гидроксид-карбонат магния — применяется в качестве присыпки;
MgSO417Н2О — английская соль — применяется как слабительное средство;
CaSO4*2H2O — гипс — используется для наложения повязок при переломах костей.
Катионы щелочных и щелочноземельных металлов необходимы и для нормальной жизнедеятельности растительных организмов. Например, хлорофилл содержит до 2% магния, отсутствие катионов калия приводит к гибели растений.
Для восполнения калия в почве обычно применяют калийные удобрения. Источником их получения служат соединения калия, распространенные в природе: сильвинит
NaCl • KC1, каинит MgSO4 * KC1 • 3H2O, древесная и торфя- 1ая зола, содержащие поташ К2СО3.
Вопросы для контроля
Какие элементы относятся к щелочным металлам? Це в периодической системе находятся эти металлы?
Какие элементы составляют главную подгруппу II группы?
Какие элементы относятся к щелочноземельным металлам?
Какое строение имеют атомы щелочных и щелочноземельных металлов?
Как изменяется восстановительная способность металлов в главных подгруппах I и II групп сверху вниз?
Какие физические свойства имеют щелочные и щелочноземельные металлы?
Какие химические свойства характерны для щелочных и щелочноземельных металлов?
Какие оксиды образуют щелочные и щелочноземельные металлы и какие гидроксиды им соответствуют?
Опишите свойства солей щелочных и щелочноземельных металлов.
Как получают щелочные и щелочноземельные металлы?
Что такое жесткость воды? Чем она обусловлена?
В каких единицах выражается жесткость воды?
Какие вы знаете виды жесткости воды и способы их устранения?
Из чего складывается общая жесткость воды?
Опишите биологическую роль и применение соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Сколько литров водорода (н. у.) образуется при взаимодействии 4,6 г натрия с водой?
Какая масса хлорида натрия необходима для приготовления 5 л физиологического раствора (р = 1,01 г/см3)?
Определите молярную концентрацию физиологического раствора, если его плотность равна 1,01 г/см3.
Сколько граммов кальция вступило в реакцию с водой, если в результате реакции получили 36 г гидроксида кальция?
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
a) Na2O -> NaOHa) Na2O -> NaOHNaCl -> Na -> NaBrNaCl -> Na -> NaBrCu(OH)2 -> CuO -> Cu;Cu(OH)2 -> CuO -> Cu;6) Na -> NaOH6) Na -> NaOHNaHS +h22_>;NaHS +h22_>;+H2ONa2S —+H2ONa2S —
a) Na2O -> NaOH
a) Na2O -> NaOH
NaCl -> Na -> NaBr
NaCl -> Na -> NaBr
Cu(OH)2 -> CuO -> Cu;
Cu(OH)2 -> CuO -> Cu;
6) Na -> NaOH
6) Na -> NaOH
NaHS +h22_>;
NaHS +h22_>;
+H2O
Na2S —
+H2O
Na2S —
в) Na -> NaH -> NaOH -> NaCl -> HC1 -> AgCL
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
СаО -> СаС12
Са(НСО3)2.Са(НСО3)2.Са -> СаО -> Са(ОН)2 -> СаСО3
Са(НСО3)2.
Са(НСО3)2.
Какие из веществ можно использовать для устранения общей жесткости воды: NaOH, H2SO4, СаС12, Na3PO4, CaSO4, известковая вода, Na2CO3? Запишите 2—3 уравнения соответствующих реакций (по своему выбору) в молекулярной и ионной формах.
Какую массу гидроксида кальция следует прибавить к 162 г 5%-го раствора гидрокарбоната кальция для получения средней соли?
Тест № 10по теме: «Щелочные и щелочноземельные металлыи их соединения»
(Число правильных ответов — 12)
Вариант I
Какова электронная конфигурация атома кальция? ®1?2?2р63?®1?2?2р63?3р64?
®1?2?2р2©l?2?2p63?2/3rfV
С какими из следующих веществ реагирует кальций?
®Cl2®Na2O
®Н2О©NaCl
С какими веществами реагирует гидроксид кальция?
®NaOH©SO2
®Na2O©НС1
Какие из следующих солей подвергаются гидролизу? ®СаС12©Na2SO3
©Са(СН3СОО)2 ©СаВг2
Какого состава осадок образуется при взаимодействии растворов солей Na3PO4 и Ca(NO3)2?
®NaNO3® Са(ОН)2
®Са3(РО4)2ф Na2HPO4
Какие из указанных металлов являются щелочными?
®Са©К
©Си©Li
Растворы каких из указанных веществ имеют щелочную реакцию среды (pH >7)?
®Ва(ОН)2©СаС12
©Са(НСО3)2©Ba(NO3)2
Вариант II
Чему равна сумма числа электронов на внешнем (л = 3) и предвнешнем (л = 2) электронных слоях в атоме натрия?
®3©19
©9©П
Какие из перечисленных металлов способны вытеснять водород из воды при комнатной температуре?
®медь©натрий
©железо©кальций
С какими из следующих веществ реагирует калий?
®Na2O©S
©Н2О©Са(ОН)2
С какими из следующих веществ реагирует гидроксид калия?
®СО2©NaCl
©HNO3©Zn(OH)2
Какие из следующих солей подвергаются гидролизу?
®KCN©KNO3
©K2SO4©Ca(NO3)2
Какой осадок образуется при взаимодействии растворов солей Ba(NO3)2 и Na2SO4?
®NaNO3©NaHSO4
©Ba(HSO4)2©BaSO4
Растворы каких из указанных веществ имеют щелочную реакцию среды (pH >7)?
®NaHCOj©NaCl
©NaOH©KNO3
§ 7,5. Алюминий и его соединения
Общая характеристика элементовглавной подгруппы III группы
В главную подгруппу III группы входят элементы: бор (В), алюминий (А1), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Т1).
На внешнем электронном слое атомы этих элементов содержат три электрона (...п/пр'). Они являются p-элементами. У атомов элементов этой подгруппы сверху вниз радиусы увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать электроны увеличивается, восстановительная способность увеличивается и металлические свойства усиливаются. В реакциях атомы этих элементов являются восстановителями, за исключением неметалла бора (В), он может быть и окислителем.
Все элементы этой подгруппы проявляют высшую степень окисления +3. Они образуют оксиды типа Э2О3 и гидроксиды Э(ОН)3, которые проявляют амфотерные свойства. Основные свойства оксидов и гидроксидов в подгруппе усиливаются сверху вниз, а кислотные свойства — ослабляются.
Наибольший интерес в этой подгруппе представляет алюминий.
АЛЮМИНИЙ
^^ Cs) ) ))ts^s^p6^2^’
8 3
2Ш№2Ш№
2Ш№
2Ш№
Возбужденноесостояние атомаалюминияВозбужденноесостояние атомаалюминия
Возбужденноесостояние атомаалюминия
Возбужденноесостояние атомаалюминия
Нормальное (основное)состояние атомаалюминия
Как уже отмечалось, алюминий проявляет постоянную валентность HI, соответствующую возбужденному состоянию атома.
Нахождение в природе
Алюминий — самый распространенный металл в природе. Общее содержание алюминия в земной коре составляет 8,8%. В свободном виде алюминия в природе нет. Важнейшие природные соединения: алюмосиликаты — Na2O • А12О3 • 2SiO2 и К2О’А12О3* 2SiO2; бокситы — А12О3 • пН2О, корунд — А12О3, криолит — Na3[AlF6] или 3NaF • AIF3. Алюмосиликаты составляют большую часть массы земной коры.
Получение
Алюминий получают электролизом оксида алюминия А12О3 в расплаве криолита. Процесс электролиза в конечном итоге сводится к разложению А12О3 электрическим током:
950°, Na3[AlF6] , Л *
2AI2O3 —-> Д4А1 + ЗО2Т
ЭЛ. ток
Физические свойства
Алюминий — легкий, серебристо-белый, пластичный металл, хорошо проводит электрический ток и тепло. Температура плавления равна 660°С. Природный алюминий состоит из одного изотопа ?3А1.
Химические свойства
Алюминий — металл. На внешнем электронном слое у атома алюминия три электрона в состоянии ...З/Зр1. В реакциях алюминий отдает эти электроны и превращается в положительно заряженный ион А13+. Алюминий — сильный восстановитель, он находится в левой части электрохимического ряда напряжений металлов. Алюминий реагирует со многими простыми и сложными веществами.
Взаимодействие алюминия с простыми веществами
Алюминий легко соединяется с кислородом при комнатной температуре, при этом на поверхности алюминия образуется оксидная пленка (слой А12О3). Эта пленка очень тонкая (~Ю5 мм), но прочная. Она защищает алюминий
от дальнейшего окисления, поэтому называется защитной пленкой:
4А1 + ЗО2 = 2А11О1
Аналогичным уравнением выражается процесс сгорания порошка алюминия в пламени горелки.
При взаимодействии с галогенами образуются галогениды:
2А1 + ЗС12 = 2А1С13
Хлорид алюминия
2А1 + ЗВг2 - 2А1Вг3
Бромид алюминия
При взаимодействии с серой образуется сульфид:
2А1 + 3S = A12S3
Сульфид алюминия
При взаимодействии с азотом при высокой температуре образуется нитрид:
2А1 + N2 = 2A1N
Нитрид алюминия
При очень высокой температуре алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид:
4А1 + ЗС = А14С3
Карбид алюминия
Взаимодействие алюминия со сложными веществами
Если с поверхности алюминия удалить оксидную пленку, то он активно взаимодействует с водой:
2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + ЗН2Т
При высокой температуре алюминий реагирует с оксидами металлов, при этом образуется свободный металл и оксид алюминия. Взаимодействие алюминия при высокой температуре с оксидами металлов называется алюминотермией. Алюминотермию используют в металлургии для получения металлов:
2А1 + Fe2O3 = 2Ре + А12О3
Взаимодействие с разбавленными кислотами (НО, H2SO4):.
2А1 + 6НС1 2А1С13 + ЗН2Т
2А1° + 6Н+ = 2А13+ + ЗН2°;
2А1 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + ЗН2Т
Взаимодействие с концентрированной серной кислотой при нагревании:
8А1 + 15H2SO4 = 4A12(SO4)3 + 3H2ST + 12Н2О
На холоду алюминий не взаимодействует с концентрированной H2SO4, так как пассивируется ею.
С концетрированной азотной кислотой алюминий не реагирует. Она пассивирует алюминий. Поэтому концентрированную азотную кислоту хранят в алюминиевых емкостях. С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием оксида азота (II):
Al + 4HNO3 = A1(NO3)3 + NO? + 2Н2О
Взаимодействие алюминия со щелочами.
Алюминий, как и другие металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействует с растворами щелочей.
Рассмотрим механизм этого взаимодействия. Алюминий при обычных условиях, как уже было отмечено, покрыт защитной пленкой оксида А12О3. При погружении алюминия в раствор щелочи эта пленка растворяется:
А12О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
Освобожденный от защитной пленки алюминий, будучи активным металлом (Е^ = —1,7 В), взаимодействует с водой подобно щелочным и щелочноземельным металлам:
2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + ЗН2Т(1)
Образовавшийся гидроксид алюминия, являясь амфотерным гидроксидом, взаимодействует со щелочью:
А1(ОН)3'+ NaOH = NaAlO2 + 2Н2О (2)
Складывая уравнения (1) и (2), получаем суммарное уравнение взаимодействия алюминия с раствором щелочи:
2А1 + 2NaOP + 2Н2О = 2NaAlO2 + ЗН2?
Соединения алюминия
Оксид алюминия А12О3 — белое твердое вещество, не растворяется в воде, температура плавления 2050°С. Оксид алюминия проявляет амфотерные свойства и взаимодействует с кислотами и с основаниями:
Д12О3 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2О
А12О3 + 6Н+ = 2А13+ + ЗН2О
А12О3 + 2NaOH = 2NaAl О2 + Н2О
А12О3 + 2ОН = 2А1ОГ + Н2О
Тйдроксид алюминия А1(ОН)3 — белое твердое вещество, не растворяется в воде, обладает амфотерными свойствами. Гидроксид алюминия реагирует с кислотами и основаниями, т. е. А1(ОН)3 в зависимости от условий проявляет слабые основные или слабые кислотные свойства.
Взаимодействие гидроксида алюминия с кислотами:
А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + ЗН2ОА1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + ЗН2О
Взаимодействие А1(ОН)3 со щелочами:
А1(ОН)3 + NaOH — NaA!O2 + 2Н2О Упрощенное
Al(OH)j + ОН" = А1О2“ + 2НгО уравнение или:
А1(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4| Уравнение, более
Тетрагидро- ксоалюминат натрияТетрагидро- ксоалюминат натрияреально отражающее данный процесс
Тетрагидро- ксоалюминат натрия
Тетрагидро- ксоалюминат натрия
А1(ОН)3 + ОН" = Д1(ОН)4"
Термическое разложение гидроксида алюминия.
При высокой температуре А1(ОН)3 разлагается на оксид алюминия и воду:
2А1(ОН)з = А12О3 + ЗН2О
и*и*823
и*
и*
Применение алюминия и его солей
Легкость алюминия и его сплавов и большая устойчивость по отношению к воздуху и воде обусловливают их применение в машиностроении, авиастроении, судостроении. Алюминиевой посудой широко пользуются в быту.
Некоторые соли алюминия применяют в медицине для лечения кожных заболеваний: KA1(SO4)2 • 12Н2О — алюмокалиевые квасцы: (СН3СОО)3А1 — ацетат алюминия. Оксид алюминия А12О3 используется в качестве адсорбента в хроматографии. Хлорид алюминия А1С1Э применяется в качестве катализатора в органической химии. Сульфат алюминия A12(SO4)3* 18Н2О используется для очистки воды.
Вопросы для контроля
Дайте общую характеристику элементов главной подгруппы третьей группы.
Какие природные соединения алюминия вы знаете?
Каким способом получают алюминий? Напишите уравнение реакции.
Дайте характеристику свойств алюминия.
Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с простыми веществами: хлором, бромом, серой, азотом, углеродом.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия алюминия со сложными веществами: водой, оксидами, разбавленными кислотами НС1, H2SO4, HNO3; с концентрированной H2SO4(/°); с гидроксидом натрия.
Какие свойства имеют оксид и гидроксид алюминия? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.
Где применяются алюминий и его сплавы?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Сколько литров водорода образовалось при взаимодействии 108 г алюминия с раствором гидроксида натрия (н. у)?
Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно отличить друг от друга А1С13 и NaCl.
Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
А1(0Н)3А1(0Н)3NaA102NaA102ai2(so4)3ai2(so4)3 A1(OH)3► BaSO4 A1(OH)3► BaSO4
А1(0Н)3
А1(0Н)3
NaA102
NaA102
ai2(so4)3
ai2(so4)3
A1(OH)3
► BaSO4
A1(OH)3
► BaSO4
Напишите молекулярные и ионные уравнения гидролиза следующих солей: А1С13 и КА102. Укажите реакцию среды растворов этих солей.
С какими из перечисленных веществ: NaOH, Na2O, SO3, H2SO4, Na2SO4 — реагируют А12ОЭ и А1(0Н)3? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
10 г смеси меди и алюминия обработали соляной кислотой, при этом выделилось 6,72 л водорода. Определите состав смеси.
10 г смеси железа и алюминия обработали щелочью, при этом выделилось 6,72 л водорода. Определите состав смеси.
К раствору содержащему хлорид алюминия массой 32 г, прилили раствор, содержащий сульфид калия массой 33 г. Какой осадок образуется? Определите массу осадка.
, Тест № 11по теме: «Алюминий и его соединения»(Число правильных ответов — 13)
Вариант I
Какова электронная конфигурация атома алюминия?
®l?2s22pI®
®1?2?2/3?3/>*©l?2?2/3s23/3rf14?
С какими из указанных веществ реагирует алюминий?
®СаО©НС1
®С12©NaOH
С какими из указанных веществ реагирует гидроксид алюминия?
® N2. ® NaOH
® H2SO4© Н2О
Какие вещества образуются при взаимодействии А1(ОН)3 и NaOH?
®Na2O©А12О3
®NaAlO2©Н2О
Какие из указанных металлов являются более активными, чем алюминий?
®Na©Си
®Са© Ге
Растворы каких веществ имеют щелочную реакцию среды (pH >7)?
®А1С13®A1(NO3)3
® NaA102©А12(5О<)з
В чем растворяется А12О3?
®
Н2О©раствор NaOH
раствор НС1©раствор NaCl
Вариант II
L Какова электронная конфигурация иона А13+? @1?®1?2?2/
® ^гй/З^З/©1?2?2/3?Зр'
С какими из указанных веществ реагирует оксид алюминия?
®Н2о©n2
®NaOHфH2SO4
С какими из указанных веществ реагирует алюминий?
@СО2®Вг2
®NaClфКОН
Какие вещества образуются при взаимодействии А12О3 с КОН?
®А1(0Н)3®К2О
® Н2О©КАЮ2
Какие из указанных металлов являются менее активными, чем алюминий?
®Ag© Ва
©Hg©К
Растворы каких веществ имеют кислую реакцию среды (pH < 7)?
®КА1О2©A1,(SO4)3
©К3А1О3©A1(NO3)3
В чем растворяется А1(ОН)3?
@раствор NaOH©Н3О
©раствор КС1©раствор H2SO4
Железо и его соединения
Общая характеристика элементов семейства железа
Побочную подгруппу УШ группы составляют девять элементов: железо (Fe), кобальт (Со), никель (Ni), рутений (Ru), родий (Rh), палладий (Pd), осмий (Os), иридий (1г), платина (Pt). К этой же подгруппе относятся два искусственно полученных элемента — № 108 хасий Hs и №109 мейтнерий Mt-
Сходные по свойствам элементы образуют семейства. Железо, кобальт, никель образуют семейство железа. Остальные элементы побочной подгруппы VIII группы составляют семейство платиновых металлов.
Наибольший интерес представляют металлы семейства железа. Атомы этих металлов имеют одинаковое число электронных слоев (четыре). На внешнем электронном слое у этих элементов по два электрона (...Л52). Они являются d- эле ментами, так как электронами заполняются tZ-орбитали предпоследнего электронного слоя.
Металлы семейства железа похожи по свойствам. Все эти металлы имеют большую прочность, пластичность, ковкость. Все они ферромагнитны. Железо, кобальт, никель и особенно их сплавы являются важнейшими материалами для современной техники.
В соединениях они обычно проявляют степени окисления +2 и +3. С этими степенями окисления они образуют оксиды: ЭО и Э2Оэ, которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)2 и Э(ОН)3.
ЖЕЛЕЗО
В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе МП группы.
Химический знак — Fe (феррум). Порядковый номер — 26, электронная формула
Электронно-графическая формула:
4s4sНормальное состояние атома железаНормальное состояние атома железа4s4sВалентные ё-ны Возбужденное состояние атома железаВалентные ё-ны Возбужденное состояние атома железа
4s
4s
Нормальное состояние атома железа
Нормальное состояние атома железа
4s
4s
Валентные ё-ны Возбужденное состояние атома железа
Валентные ё-ны Возбужденное состояние атома железа
Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4?) и предпоследнем (346). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6.
Нахождение в природе
Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Наиболее важные природные соединения:
Fe2O3 • ЗН2О — бурый железняк,
Fe2O3 — красный железняк,
Fe3O4(FeO • Fe2O3) — магнитный железняк, FeS2 — железный колчедан (пирит).
Соединения железа входят в состав живых организмов.
Получение
В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:
С + О2 = СО2
СО2 + С = 2СО
450—500°С
3Fe2O3 + СО ~ =^=2Fe3O4 + СО2
600’С
Fe3O4 + СО3FeO + СО2
700‘СFeO + СО -' — Fe + СО2
Физические свойства
Железо — серебристо-серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа — 7,87 г/см3, температура плавления 15396С.
Химические свойства
Как уже было указано, атомы железа в реакциях отдают электроны и проявляют степени окисления +2, +3 и иногда +6:
Fe° - 2ё Fe+2, Fe° - Зё -> Fe+3
В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:
2Fe + ЗС12 = 2FeCl3Хлорид железа (III)
3Fe + 2О2 = Fe3O4(FeO • Fe2O3) Оксид железа (II, III) Г
Fe + S = FeSСульфид железа (II)
Г 3Fe + С — Fe3CГ 3Fe + Si — Fe3SiГ 3Fe + 2Р = Fe3P2Г 3Fe + С — Fe3CГ 3Fe + Si — Fe3SiГ 3Fe + 2Р = Fe3P2При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором.
Г 3Fe + С — Fe3C
Г 3Fe + Si — Fe3Si
Г 3Fe + 2Р = Fe3P2
Г 3Fe + С — Fe3C
Г 3Fe + Si — Fe3Si
Г 3Fe + 2Р = Fe3P2
Карбид железа (цементит)
Силицид железа
Фосфид железа (II)
Железо реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):
4Fe + ЗО2 + 6Н2О = 4Fe(OH)3
О
Fe(OH)3 -> Fe
О - Н + Н2О
ржавчина
Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:
3Fe + 4Н2О = Fe3O4 + 4Н2Т
Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:
Fe + 2НС1 = FeCI2 + H2t
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2?
Fe° + 2H+ = Fe2+ + H2°
При обычной температуре железо не взаимодействет с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфата железа (Ш):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2T + 6H2O
Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нит- 1та железа (III):
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO? + 2H2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си, Fefi + Си2+ = Fe2+ + Си0.
Соединения железа (II)
Оксид железа (П) FeO — черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа (II, III) оксидом углерода (II):
Fe3O4 + СО - 3FeO + СО2?
Оксид железа (II) — основный оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа (II):
FeO + 2НС1 = FeCl2 + Н2О, FeO + 2Н+ = Fe2+ + Н2О
Пщроксид железа (II) Fe(OH)2 — порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2? + Na2SO4
Fe2+ + 2OH“ = Fe(OH)2l
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2 + 2НС1 = FeCl2 + 2Н2О
Fe(OH)2 + 2Н+ = Fe2+ + 2Н2О
При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:
Fe(OH)2 — FeO + Н2О
Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe+2 легко окисляется до Fe+3‘
Fe+2 - 1ё = Fe+3
Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску — буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха:
+2+3
4Fe(OH)3 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3=
Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде. Например, сульфат железа (П) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):
+27
10FeSO4 + 2КМпО4 + 8H2SO4 = +3+2
- 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Качественная реакция на катион железа (II)
Реактивом для обнаружения катиона железа Fe2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2>L + 3K2SO4
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3- с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок — турнбулева синь:
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]’- = Fe3[Fe(CN)J,l
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2O3 —- порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (Ш) получают:
разложением гидроксида железа (Ш):
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + ЗН2О;
окислением пирита (FeS2):
+2 -10+3 -2+4 -2
4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Аf Fe+2 - 1ё-> Fe+3
I 2S —10с —> 2S 4
1145O2° + 4ё -> 2O~2.
Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:
взаимодействует с кислотами:
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + ЗН2О
Fe2O3 + 6Н+ = 2Fe3+ + ЗН2О;
взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и КОН и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Феррит натрия
Пщроксид железа (III) получают из солей железа (Ш) при взаимодействии их со щелочами:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3l + 3NaCl
Fe3+ + ЗОН" = Fe(OH)J
Гидроксид железа (Ш) является более слабым основанием, чем Ре(ОН)ъ и проявляет амфотерные свойства (с пре-
обладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:
Fe(OH)3 + ЗНС1 # FeCl3 + ЗН2О
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 # Fe2(SO4)3 + 6Н2О
Fe(OH)3 + ЗН+ # Fe3+ + ЗН2О
Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидроксокомплексы с координационным числом 4 или 6:
Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4]
Fe(OH)3 + ОН" = [Fe(OH)J"
Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]
Fe(OH)3 + ЗОН" = [Fe(OH)6]3"
Соединения co степенью окисления железа ,+3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:
Fe+3 + 1ё = Fe+2
Так, например, хлорид железа (III) окисляет иодид калия до свободного йода:
+3-1+2
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2КС1 + I® ,
Качественные реакции на катион железа (III)
Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6].
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4 с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок — берлинская лазурь:
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] - Fe4[Fe(CN)6]3X + 12КС1
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4" = Fe4[Fe(CN)6]3i
Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью рода- нида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия
ионов CNS"1 с катионами железа (III) Fe31 образуется ма- лодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:
FeCl3 + 3NH4CNS # Fe(CNS)3 + 3NH4C1
Fe3+ + 3CNSb * Fe(CNS)3
Применение и биологическая роль железаи его соединений
Важнейшие сплавы железа — чугуны и стали — являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.
Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3 • 9Н2О используют при окраске тканей.
Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Ре). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железо-белковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.
Вопросы для контроля
Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов Fe, Со, NL Укажите их валентные электроны,
Какие степени окисления проявляют элементы семейства железа? Какие оксиды и гидроксиды соответствуют этим степеням окисления?
В каком состоянии железо встречается в природе? Назовите важнейшие природные соединения железа.
Какие реакции лежат в основе получения железа в доменной печи?
Каковы физические свойства железа?
С какими простыми веществами реагирует железо? Напишите уравнения реакций и назовите полученные вещества.
С какими сложными веществами реагирует железо? Напишите уравнения реакций и назовите их продукты.
Какие оксиды и гидроксиды образует железо? Укажите их кислотно-основный характер. Напишите уравнения реак-
ций, характерных для оксидов и гидроксидов железа (II) и (III).
Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают соединения Fe (II) и Fe (Ш)?
Какие вы знаете качественные реакции на ионы железа (II) и (III)? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
В составе каких соединений находится железо в организмах человека и животных?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Вычислите массовые доли железа в соединениях: FeO, Fe2O3, Fe3O4. В каком из этих соединений массовая доля железа наибольшая?
Как можно получить гидроксид железа (II) из железа? Напишите уравнения реакций.
Как можно получить гидроксид железа (III) из железа? Напишите уравнения реакций.
Как получить из сульфата железа (II) хлорид железа (II) и нитрат железа (II)? Напишите уравнения реакций.
К раствору смеси хлорида железа (III) и хлорида алюминия добавили избыток раствора гидроксида натрия. Какое вещество выпадает в осадок, какие вещества остаются в растворе? Ответ поясните уравнениями реакций.
Минерал содержит 72,36% железа и 27,64% кислорода. Определите формулу минерала.
На сколько граммов увеличится масса железной пластинки, опущенной в раствор CuSO4, если при этом на пластинке оказалось 20,8 г металлической меди?
Сколько граммов сульфата железа (II) можно получить при растворении 140 г железа в разбавленной серной кислоте?
Сколько граммов гидроксида железа (III) можно получить при взаимодействии 120 г гидроксида натрия с избытком хлорида железа (III)?
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций следующйх превращений:
Fe2(SO4)
FeFeFcCl3 •<—>- Fe(OH)FcCl3 •<—>- Fe(OH)*- K[Fe(OH)4];*- K[Fe(OH)4];
Fe
Fe
FcCl3 •<—>- Fe(OH)
FcCl3 •<—>- Fe(OH)
*- K[Fe(OH)4];
*- K[Fe(OH)4];
Fe2O
Fe -> FeSO4 -> Fe(OH), -> Fe(OH)3 -> Fe2(SO4)3
Методом электронного баланса составьте уравнения реакций, протекающих по следующим схемам:
FeCl3 + H2S -+ FeCl2 + S + HC1,
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 -> Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 +
+ K2SO4 + H2O.
Напишите уравнения практически осуществимых реакций:
Fe + НС1 ->Fe + НС1 ->Fe2O3 + HNO3 -> в) Fe2O3 + Н2О ->FeCl2 + С12 ->Fe2O3 + HNO3 -> в) Fe2O3 + Н2О ->FeCl2 + С12 ->FeSO4 + Си —>FeSO4 + Си —>Fe(OH)3 + КО -> ж) FeSO4 + Ba(NO3)2 —> з) Fe(OH)2 + H2SO4 -> и) FeSO4 + NaCl ->к) Fe2O3 + Al —>Fe(OH)3 + КО -> ж) FeSO4 + Ba(NO3)2 —> з) Fe(OH)2 + H2SO4 -> и) FeSO4 + NaCl ->к) Fe2O3 + Al —>
Fe + НС1 ->
Fe + НС1 ->
Fe2O3 + HNO3 -> в) Fe2O3 + Н2О ->
FeCl2 + С12 ->
Fe2O3 + HNO3 -> в) Fe2O3 + Н2О ->
FeCl2 + С12 ->
FeSO4 + Си —>
FeSO4 + Си —>
Fe(OH)3 + КО -> ж) FeSO4 + Ba(NO3)2 —> з) Fe(OH)2 + H2SO4 -> и) FeSO4 + NaCl ->
к) Fe2O3 + Al —>
Fe(OH)3 + КО -> ж) FeSO4 + Ba(NO3)2 —> з) Fe(OH)2 + H2SO4 -> и) FeSO4 + NaCl ->
к) Fe2O3 + Al —>
Тест № 12по теме: «Железо и его соединения»(Число правильных ответов — 12)
Вариант I
Какова электронная конфигурация атома железа?
@1?2?2/3?®l?2?2/3?3/4?3rf6
®1?2?2/3?3/4? ©l?2?2/3?3/4?3rf5
С какими из указанных веществ реагирует железо?
@О2©Na2O
®H2SO4©со2
(разб.)4
С какими из указанных веществ реагирует FeO?
@Н2О©НС1
®Na2O©SO3
Какие вещества образуются при взаимодействии Fe(OH)3 с HNO3?
®Н2О©Fe(NO3)2
©FeO©Fe(NO3)3
Растворы каких веществ имеют кислую реакцию среды (pH < 7)?
@ FeCl3©NaFeO2
© Na3FeO3 ©Fe2(SO4)3
Какие из указанных металлов являются более активными, чем железо?
@ Си
® Hg
® Са
® К
7. В чем растворяется Fe2O3?
® н2о
® раствор НС1
®раствор NaOH
©раствор NaCI
Вариант II
1. В каких из указанных соединений железо имеет сте-
пень окисления +3?
® NaFeO2
®K,[Fe(CN)6]
® KJFefCNJJ
© FeO3
2. При помощи каких веществ можно обнаружить в ра-
створе ионы Fe3+?
®K3[Fe(CN)6]
® KCNS
® K,[Fe(CN)J © h2so4
3. С какими из указанных веществ реагирует Fe(OH)2?
® О2 + Н2О
® раствор НС1
©раствор NaCI
©раствор NaOH
4. Какие вещества образуются при взаимодействии
Fe(OH)3 и H2SO4?
® Н2О
®Fe2(SO4)3
® FeSO4 ф FeS
5. Растворы каких веществ имеют щелочную реакцию
среды (pH > 7)?
@ FeCl2
® FeCl3
® KFeO2
© FeSO4
6. Какие из указанных металлов являются менее актив-
ными, чем железо?
® Na
® Ni
® Sn ф Ва
7. В чем растворяется Fe(OH)3?
® Н2О
® раствор KNO3
®раствор НС1
©раствор КОН (разб.)
§ 7.7. Хром и его соединения
Общая характеристика подгруппы хрома
Элементы хром Сг, молибден Мо и вольфрам W составляют побочную подгруппу шестой группы. Элемент № 106 сиборгий Sg, который также находится в побочной под-
группе VI группы, — радиоактивный элемент, искусственно полученный впервые в 1974 г. в лаборатории Объединенного института ядерных исследований (г. Дубна, Россия); изотоп с массовым числом 263 имеет период полураспада, равный 0,9 с.
Атомы хрома и молибдена на внешнем электронном слое имеют по одному электрону ...л?, вольфрам — два электрона ...бз2. В атомах этих элементов последними заполняются электронами rf-орбитали предвнешнего электронного слоя. Это ^-элементы. Строение атомов этих элементов обусловливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы.
Элементы подгруппы хрома в своих соединениях проявляют степени окисления от +2 до +6. Сверху вниз в подгруппе устойчивость соединений с более высокими степенями окисления металлов увеличивается.
Хром, молибден и вольфрам — это с сребристо-белые металлы, очень твердые, имеют высокие температуры плавления. Некоторые характеристики атомов данных элементов и образуемых ими простых веществ сведены в табл. 33.
Таблица 33
Некоторые характеристики элементов подгруппы хрома
Элемент
Электронные формулы последнего и предпоследнего слоев
Радиус атома, нм
Энергия ионизации, эВ
Степени окисления
Температура плавления, "С
Плотность, г/см3
Хром
..3s23p€3d54sv
0,125
6,76
+2,+3, +6
1890
7,20
Молибден
..As4pfeAd4sx
0,136
7,10
+3, +4, +5, +6
2625
10,20
Вольфрам
„Wsd^s"
0,140
7.98
+3, +4, +5, +6
3410
19,30
ХРОМ
Хром — химический элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Химический знак — Сг (хром), порядковый (атомный) номер — 24, электронная конфигурация атома: электронно-графическая формула:
... ишшэ
4s
Нахождение в природе
В природе хром встречается только в виде соединений. Одним из важнейших прородных соединений хрома является хромистый железняк (FeO • Сг2О3).
Получение
Металлический хром получают восстановлением оксида хрома (III) алюминием при нагревании (алюминотермия):
Сг2О3 + 2А1 = 2Сг + Д12О3
Металлический хром можно также получить электролизом водных растворов его солей.
Химические свойства
Хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой (Сг2О3), как у алюминия. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует с простыми и сложными веществами.
Взаимодействие хрома с простыми веществами
Хром взаимодействует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием при высокой температуре.
Взаимодействие храма со сложными веществами
При очень высокой температуре хром реагирует с водой:
2Cr + 3H2O = Сг2О3 + ЗН2Т
Хром реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами:
Сг + H2SO4 = CrSO4 + Н2Т
Сг + 2НС1 = СгС12 + Н2Т
С концентрированными серной, азотной кислотами и «царской водкой» (смесь концентрированных растворов НС1 и HNO3 в соотношении 3:1) хром при низкой температуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.
Применение
Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии. Хромом покрывают другие металлы с целью предохранения их от коррозии.
Оксиды и гидроксиды хрома
Хром образует три оксида: СгО, Сг2О3, СгО3.
Оксид хрома (И) — СгО — это типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) — Сг(ОН)2 — основание. СгО и Сг(ОН)2 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:
СгО + 2НС1 = СгС12 + Н2О
Сг(ОН)2 + 2НС1 = СгС12 + 2Н2ОСг(ОН)2 + 2Н+ « С?+ + 2Н2О
Оксид хрома (III) — Сг2О3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Получают оксид хрома (III) разложением дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7 = Сг2О3 + N2T + 4Н2О
В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:
2К2Сг2О7 + ЗС = 2Сг2О3 + 2К2СО3 + СО2Т
К2Сг2О7 + S — Сг2О3 + K2SO4
Оксид хрома (III) — Сг2О3 — амфотерный оксид. При обычных условиях он плохо растворяется в кислотах и щелочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахромиты:
Сг2О3 + 2КОН = 2КСгО2 + Н2О
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + СО2Т
Оксид хрома (Ш) с кислотами образует соли хрома (III):
Cr2O3 + 6НС1 = 2СгС13 + ЗН2О
Сг2О3 + 6Н+ = 2Сг3+ + ЗН2О
Гкдроксид хрома (III) — Сг(ОН)3 — является амфотерным гидроксидом, он осаждается при действии щелочей на соли хрома (III):
СгС13 + 3NaOH = Сг(ОН)3Х + 3NaCl
С?+ + ЗОН- = Сг(ОН)3
Серо-зеленый осадок Сг(ОН)3 растворим в кислотах:
Сг(ОН)3 + ЗНС1 = СгС13 + ЗН2О
Сг(ОН)3 + ЗН+ = С?+ + ЗН2О и в избытке щелочей:
Сг(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Гексагидроксохром ит натрия
Сг(ОН)3 + ЗОН" « [Сг(ОН)6]3"
Оксид хрома (VI) — СгО3 — кристаллическое вещество красного цвета, имеет кислотный характер. При растворении оксида хрома (VI) в воде образуются хромовые кислоты:
СгО3 + Н2О = Н2СгО4 Хромовая кислота избыток
2СгО3 + Н2О “ Н2Сг2О7 Дихромовая кислота недостаток
Как кислотный оксид СгО3 взаимодействует с основаниями:
СгО3 + 2КОН = К2СгО4 + Н2О
Таким образом, характер оксидов и гидроксидов хрома закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:
+2+3+6
СгОСг2О3СгО3
Основный оксид Амфотерный оксидКислотный оксид
Сг(ОН)2Сг(ОН)э = Н3СгО3Н2СгО4, Н2Сг2О7
Основание Амфотерный гидроксидКислоты .
Ослабление основных свойств
Усиление кислотных свойств—
Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы- Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы — оранжевую,
Хромат-ионы СгО4 и дихромат-ионы Сг2О72" легко переходят друг в друга при изменении среды растворов. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, желтая окраска переходит в оранжевую:
2СгОЛ + 2Н+ ^ Сг2О72 + Н2О
2К2СгО4 + H2SO4 ^ K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О
В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, оранжевая окраска сменяется желтой:
Сг2ОЛ + 20 И" 2СЮЛ + Н2О
К2Сг2О7 + 2КОН # 2К2СгО4 + Н2О
Океслителъно-восстановнтельные свойствасоединенкй хрома
Наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения же хрома (II) являются сильными восстановителями и легко окисляются, при этом Сг+2 превращается в Сг+3: Сг+2 — 1ё = Сг+3.Например, гидроксид хрома (П) легко окисляется кислородом воздуха до гидроксида хрома (III):
4Сг(ОН)2 + 02 + 2Н2О = 4Сг(ОН)3
Сильными восстановителями являются и соли Сг (II):
4СгС1г + 4НС1 + 02 = 4СгС13 + 2Н2О
Соединения хрома (VI) — сильные окислители, так как Сг+6 легко превращается в Сг+3: Сг+6 + Зё = Сг+3.
Активными окислителями являются СгО3, хроматы и дихроматы; особенно сильные окислительные свойства проявляет дихромат калия К2Сг2О7 в кислой среде:
К2Сг2О7 + 3H2S + 4H2SO4—3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O оранжевыйзеленый
Раствор К2Сг2О7 в концентрированной серной кислоте («хромовую смесь») применяют как окислитель для очистки стеклянной химической посуды.
Вопросы для контроля'
Дайте общую характеристику элементов подгруппы хрома.
Какую электронную и электронно-графическую формулу имеет атом хрома?
В каком виде хром встречается в природе?
Какие вы знаете способы получения хрома? Напишите уравнения реакций.
Охарактеризуйте физические свойства хрома.
Как взаимодействует хром с кислотами?
Какие оксиды образует хром? Какие гидроксиды соответствуют оксидам хрома? Укажите характер каждого оксида и гидроксида хрома.
Напишите уравнения реакций, которые доказывают амфотерный характер оксида и гидроксида хрома (III).
В какой среде хроматы переходят в дихроматы, и наоборот? Напишите уравнения реакций.
Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
L Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
, CrCl3
Cr2(SO4)3 -> Cr(OH)3 •
K3[Cr(OH)6];
K2CrO4 —> K2Cr2O7 —> K2CrO4 —> BaCrO4;
Cr -> Cr2O3 -> CrCl3 -> Cr(OH)3 -> Cr2(SO4)3.
2. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по следующим схемам:
Сг2О3 + К2СО3 + О2 -> К2СгО4 + СО2Т;
К2Сг2О7 + НС1 -> С12Т + КС1 + СгС13 + Н2О;
К2Сг2О7 + Na2SO3 + H2SO4 —> K2SO4 + Cr2(SO4)3 +
+ Na2SO4 + H2O;
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 -> K2SO4 + I2 + Cr2(SO4)3 + H2O;
KCrO2 + PbO2 + KOH -> K2CrO4 + PbO + H2O;
K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 -> K2SO4 + NaNO3 +
+ Cr2(SO4)3 + H2O;
К2Сг2О7 + CH3OH + H2SO4 -> HCOOH + Cr2(SO4)3 +
+ K2SO4 + H2O;
K2Cr2O7 + H2C2O4 + H2SO4 -> CO2T + Cr2(SO4)3 +
+ K2SO4 + H2O;
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 —> O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +
+ H2O;
CrCl3 + NaBiO3 + NaOH + H2O ^ Na2CrO4 +
+ Bi(OH)3 + NaCl. .
7.8. Важнейшие соединения марганца и меди
Соединения марганца
Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми являются соединения Мп (П), Мп (IV) и Мп (VII).В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный — усиливается:Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми являются соединения Мп (П), Мп (IV) и Мп (VII).В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный — усиливается:+2+3МпОМп2О3+2+3МпОМп2О3основные оксидыосновные оксиды+4МпО2амфотерныйоксид+4МпО2амфотерныйоксид+6+6+7+7МпО3 (не получен) Мп2О7МпО3 (не получен) Мп2О7кислотные оксидыкислотные оксиды
Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми являются соединения Мп (П), Мп (IV) и Мп (VII).
В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный — усиливается:
Марганец в своих соединениях может находиться в степенях окисления от +2 до +7. Наиболее устойчивыми являются соединения Мп (П), Мп (IV) и Мп (VII).
В ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный — усиливается:
+2+3
МпОМп2О3
+2+3
МпОМп2О3
основные оксиды
основные оксиды
+4
МпО2амфотерныйоксид
+4
МпО2амфотерныйоксид
+6
+6
+7
+7
МпО3 (не получен) Мп2О7
МпО3 (не получен) Мп2О7
кислотные оксиды
кислотные оксиды
Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 = H2MnO4 HMnO4 ч w . - = H4MnO4 -_- -
основания амфотерный кислоты гидроксид
Наиболее важными соединениями марганца являются соли Мп (И), оксид марганца (IV) МпО2 и соли марганцовой кислоты НМпО4 — перманганаты.
Соли Мп (II) получаются при растворении марганца в разбавленных кислотах. Растворы этих солей практически бесцветны. При действии на них растворов щелочей выпадает белый осадок гидроксида марганца (II), который на воздухе быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV):
2Мп(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 2Мп(ОН)4
Наиболее устойчивым соединением марганца является темно-бурый диоксид марганца МпО2 (главный компонент важнейшего природного соединения марганца — пиролюзита). В кислой среде МпО2 является достаточно сильным окислителем. Это его свойство используется, в частности, при получении хлора:
MnO2 + 4НС1 = МпС12 + С12Т + 2Н2О
Марганцовая кислота является очень сильной кислотой, которая существует только в водном растворе. Самая известная и широко применяемая соль этой кислоты — перманганат калия КМпО4. Это кристаллическое вещество темно- фиолетового цвета, умеренно растворимое в воде. Растворы КМпО4 имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях — фиолетовый цвет, свойственный ионам МпО4. Перманганат калия — сильный окислитель, легко окисляет многие органические и неорганические вещества.
Характер продуктов восстановления КМпО4 зависит от того, в какой среде происходит реакция. В кислой среде ионы МпО4", входящие в состав КМпО4, восстанавливаются до ионов Мп2+, Так, если к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору КМпО4 прибавить сульфит калия, то жидкость становится бесцветной, так как образуется соль Мп (II):
+7+4+2+6
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
2MnO4 + 5SO3~ + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO^ + 3H2O
При действии K2SO3 на нейтральный раствор KMnO4 выпадает бурый осадок МпО2, т. е. степень окисления марганца изменяется от +7 до +4:
2КМпО4 + 3K2SO3 + Н2О = 2МпО24- + 3K2SO4 + 2К0Н
2МпО4' + 3SO^ + Н2О = 2МпО2^ + 3SO^ + 20Н"
При большой концентрации щелочи и малом количестве K2SO3 перманганат восстанавливается до манганата К2МпО4:
2КМпО4 + K2SO3 + 2КОН = 2K2MnO4 + K2SO4 + Н20
2MnO4 + SO^ + 20Н“ = 2МпО2 + SO2’ + Н20
В результате образования манганат-ионов раствор приобретает зеленый цвет.
Как окислитель перманганат калия широко применяется в химических лабораториях и производствах, он служит также прекрасным дезинфицирующим средством.
Соединения меди
Медь в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Соединения меди(П) более устойчивы, чем соединения меди(1).
Соединения меди (I). Оксид меди (I) Си2О — основный оксид, твердое вещество оранжево-красного цвета. Соответствующее этому оксиду основание — гидроксид меди (I) СиОН — является крайне нестойким соединением. При действии соляной кислоты на Си2О образуется белый осадок хлорида меди (I) CuCl:
Cu2O + 2НС1 = 2CuCli + Н20
Он может быть получен также кипячением раствора хлорида меди (II) с металлической медью в солянокислой среде:
Г
СиС12 + Си = 2СиС1
Соединения меди (II). Оксид меди (II) СиО — твердое вещество черного цвета, которое можно получить в результате термического разложения некоторых солей меди (II):
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4 NO2T + O2t
(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2t + H2O
Оксид меди (II) является основным оксидом, поэтому растворяется в кислотах с образованием солей меди (П):
CuO + 2НС1 = СиС12 + Н2О
СиО + 2Н+ = Си2+ + Н2О
СиО + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + Н2О
СиО не растворим в воде и с ней не взаимодействует. Соответствующий ему гидроксид Си(ОН)2 получают действием щелочей на растворы солей меди (И):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2i + Na2SO4
Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2
Гидроксид меди (II) выделяется в виде голубого осадка, который уже при слабом нагревании разлагается, превращаясь в черный оксид меди (И):
Cu(OH)2 = СиО + Н2О
Си(ОН)2 является очень слабым основанием, поэтому соли меди (II) в водных растворах гидролизуются по катиону и имеют кислую реакцию среды.
Оксид и гидроксид меди (II) проявляют окислительные свойства и легко восстанавливаются до металлической меди или оксида меди (I) при взаимодействии с неорганическими и органическими восстановителями, например:
СиО + Н2 = Си + Н2О;
2Си(ОН)2 + СН3-С-Н -> Cu20i + СН3СООН + 2Н2О
Растворимые соли меди(П) диссоциируют в водных растворах с образованием гидратированных ионов [Си(Н2О)4]2+,
которые имеют сине-голубой цвет (в отличие от бесцветных негидратированных ионов Си2+). Поэтому такая окраска свойственна разбавленным растворам всех солей меди (II), если они не содержат окрашенных анионов.
Ионы меди (II) и меди (I) являются типичными комп- лексообразователями. Для иона Си+ наиболее характерно координационное число 2, а для ионов Си2+ — 4.
Образованием растворимых в воде аммиакатов объясняется растворение различных нерастворимых соединений меди в водном растворе аммиака, например:
CuCl + 2NH3 = [Си (NHa)i]Cl;
Си2О + 4NH3 + Н2О = 2[Cu(NH3)2]OH;
Си(ОН)2 + 4NH? = [Cu(NH3)4](OH)2
Гидроксид меди (II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя гидроксокомплек- сы, например:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4]
Последняя реакция свидетельствует о проявлении гидроксидом меди (II) признаков амфотерности.
Для меди известны также ацидокомплексы типа K2[CuCI4], Na2[Cu(CN)4] и т. п.
Биологическая роль соединений марганца и меди
Марганец и медь принадлежат к числу микроэлементов, т е. элементов, малые количества которых необходимы для нормальной жизнедеятельности растений. Микроэлементы повышают активность ферментов, способствуют синтезу биологически важных веществ. Соединения меди используются также для борьбы с вредителями сельскохозяйственных растений.
Вопросы для контроля
Какие степени окисления проявляет марганец в своих соединениях?
Как изменяется характер оксидов и гидроксидов марганца при увеличении его степени окисления?
Назовите наиболее важные соединения марганца.
Почему белый осадок гидроксида марганца быстро темнеет на воздухе?
Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет диоксид марганца?
Охарактеризуйте физические и химические свойства перманганата калия. Каковы продукты восстановления перманганата калия в различных средах?
Какие степени окисления проявляет медь в своих соединениях? Соединения с какой степенью окисления меди наиболее устойчивы?
Охарактеризуйте физические и химические свойства оксида меди (I).
Каковы физические свойства и способы получения оксида и гидроксида меди (II)?
Каковы кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксида и гидроксида меди (II)?
Почему растворы большинства солей меди (II) имеют сине-голубой цвет?
Какие координационные числа наиболее характерны для комплексных соединений меди (I) и меди (П)?
Почему многие нерастворимые в воде соединения меди растворяются в водном растворе аммиака?
Приведите примеры гидроксокомплексов и ацидокомп- лексов меди.
Какова биологическая роль соединений марганца и меди?
Задания для самостоятельной работы
Определите степени окисления марганца и меди в следующих соединениях:
Н2МпО3, Са(МпО4)2, Мп(СН3СОО)2, Na2MnO4, Cu2S, [Cu(NH3)4]SO4, K3[Cu(CN)4].
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Мп -> MnSO4 -* Мп(ОН)2 -» Мп(ОН)4 -» МпО2 -* С12;
СиО -* Cu(NO3)2 -* Си(ОН)2 -> СиС12 -* СиС1
-* [Cu(NH3)2]C1.
Напишите уравнения трех способов получения: а) хлорида марганца (II); б) сульфата меди (II); в) оксида меди (И).
Закончите уравнения следующих реакций:
KMnO4 + H2S + H2SO4 -» S + .„;
KMnO4 + Nai + KOH -> I2 + NaOH + ...;
KMnO4 + NaNO2 + H2O -* NaNO3 + ...;
KMnO4 + HC1 ...
Раздел 8
НЕМЕТАЛЛЫ
И ИХ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
Из 109 известных элементов более 20 относятся к неметаллам. Роль неметаллов и их соединений в природе очень велика. Неметаллы составляют более 84% от массы почвы, 98,5% от массы растений и 97,6% от массы тела человека. Шесть неметаллов — углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера — являются органогенными элементами, так как входят в состав молекул белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот. Воздух, которым мы дышим, представляет собой смесь простых и сложных веществ, образуемых неметаллами (кислород Оз, азот N2, углекислый газ СО2, аргон Аг и другие благородные газы).
Функции неметаллов и их соединений в природе зависят от их свойств и строения, которые изучаются в данном разделе.
. Общая характеристика неметаллов
Положение неметаллов в периодической системеД. И. Менделеева и строение внешнего электронногослоя атомов неметаллов
Неметаллы в периодической системе расположены справа от диагонали «бор — астат» (см. табл. 34). Это элементы главных подгрупп Ш, IV, V, VI, VII и УШ групп. К неметаллам относятся: бор В, углерод С (це), кремний Si (силици- ум), азот N (эн), фосфор Р (пэ), мышьяк As (арсеникум), кислород О (о), сера S (эс), селен Sc (селен), теллур Те (теллур), водород Н (аш), фтор F (фтор), хлор С1 (хлор), бром Вг (бром), йод I (йод), астат Ai (астат). К неметаллам также относятся благородные газы: Не — гелий. Ne — неон, Аг — аргон, Кг — криптон, Хе — ксенон, Rn — радон.
Среди неметаллов два элемента — водород и гелий — относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к р-семейству.
На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находится различное число электронов: у атома водорода —
один электрон (Is1), у атома гелия — два электрона (1s2), у атома бора — три электрона (2^2р^). Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов металлов, на внешнем электронном слое имеют большое число электронов — от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от п^пр1 у атомов элементов главной подгруппы IV группы до п^пр6 у атомов инертных газов (табл. 34).
Таблица 34
Положение неметаллов в периодической системе Д. И. Менделеева и электронные конфигурации внешнего электронного слоя их атомов
(период
Is'
Is1
H
He
Группы
НГ
IV
V
VI
Vil
VIII
Общее число электронов нп внешнем электронном слое
3
ч
5
™'“
6
7
a
Злектранная конфигурация внешнего слоя
ns^
П32Гф2
ns^np^
nslnp4
ns1^5
ns1npt
Периоды
2
С
к
0
F
Ne
3
р
S
Cl
Ar
Ч
Se
Br
Ar
5
Метамы
I
Xe
6
^Af
An
7
п-нипео пеоиода
Характеристика неметалличности
В отличие от металлов у атомов неметаллов высокая энергия ионизации и большое сродство к ё-ну Поэтому для атомов неметаллов более характерной является способность присоединять электроны для завершения электронного октета — устойчивой конфигурации п?пр\
Способность присоединять электроны обусловливает окислительные свойства неметаллов.
Если у атома неметалла на внешнем электронном слое имеется 4 электрона, то для завершения октета он присое-
Таблица 35
Схематическое изображение способности атомов неметаллов присоединять недостающее до октета число электронов в зависимости от строения их внешних электронных слоев
Злектримм конфигурация Внешнего
Слоя стопа неметалоа
Число злект- роноб, присоединяемых катопу Зля завершения октета
Строение завершенного Внешнего слоя
Степень окисления атома 6 соединении
Примеры соединений
ns2
Ч
У™
-ч
^£з
ns1
з —
-3
Л*3Д"3
nsa
2
^ns^np8
октет
-2
AL^S’/
ns2
/
-f
Ae3cri
диняет 4ё; при наличии 5 электронов — Зё, 6 электронов — 2ё и 7 электронов — 1ё. В связи с этим характерные степени окисления атомов неметаллов в соединениях соответственноравны —4, —3, —2, — 1 (табл. 35).
Окислительные свойства неметаллов определяются их положением в периодической системе. В периодах окислительные свойства увеличиваются слева направо, в подгруппах — уменьшаются сверху вниз. Это обусловлено тем, что в периодах слева направо увеличиваются электроотрицательность и сродство к электрону, а в главных подгруппах сверху вниз эти характеристики элементов уменьшаются.
В табл. 36 показано, что по сравнению со всеми остальными неметаллами 2-го периода у атома фтора заряд ядра максимальный, радиус атома — минимальный. Поэтому атом фтора способен наиболее легко присоединять недостающий до октета электрон. Фтор характеризуется наибольшей электроотрицательностью и, следовательно, проявляет самые сильные окислительные свойства.
Рассматривая изменение свойств элементов-неметаллов в главных подгруппах, следует отметить, что сверху вниз
(табл. 37) с увеличением радиуса атома электроотрицательность, сродство к ё-ну и соответственно окислительные свойства уменьшаются, т. е. уменьшается неметалличность элементов.
Таблица 36
Характеристика атомов-неметаллов 2-го периода
Порядковый номер и символ элемента
5в
6с
7N
8о
9f
Радиус атома, нм
0,091
0,077
0,071
0,066
0,064
Общее число электронов на внешнем электронном слое
Зё
4ё
5ё
6ё
7ё
Электронная конфигурация внешнего слоя
2s ^р1
^V
2s22p3
2s22p4
ls4p5
Относительная электроотрицательность (ЭО)
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
Увеличение не
металличности и окислительных свойств
Таблица 37
Характеристика атомов-неметаллов главной подгруппы VII группы
Символ и порядковый номер элемента
Название элемента
Конфигурация внешнего электронного слоя
Радиус атома, нм
ЭО
9f
Фтор
2s %5
0,064
4,0
Уменьшение
17CI
Хлор
3s2 V
0,099
3,0
неметалличнос-
Э5Вг
Бром
^Ар5
0,114
2,8
ти и окислитель-
53I
Йод
5s25p5
0,133
2,2
ных свойств
85^1
Астат
6s26p5
—
1,9
▼
Физические свойства
Элементы-неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях:
газыжидкость твердые вещества
Благородные газы:Бром Вг2 Йод 12, углерод С, кремний
Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Rn;Si, сера S, фосфор Р и др.
водород Н2, кислород О2, азот Na, фтор Р2, хлор С12
7 элементов-неметаллов образуют простые вещества, существующие в виде двухатомных молекул Э2.
Кристаллические решетки металлов и твердых веществ- неметаллов отличаются между собой. Атомы металлов образуют плотно упакованную кристаллическую структуру, в которой между атомами существует особый вид связи — металлическая связь. Атомы неметаллов образуют менее плотно упакованную структуру, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью.
Химические свойства
Неметаллы как окислители
Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами.
В табл. 38 показано, какие соединения образуют неметаллы при взаимодействии с металлами.
Все неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом (см. § 8.2.).
Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкую ЭО. Например:
+5 -2
2Р° + 5S° = P2S5
В этой реакции сера — окислитель, а фосфор — восстановитель, так как ЭО фосфора меньше ЭО серы.
Окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами. Здесь важно особо отметить окислительные свойства неметалла — кислорода в реакциях окисления сложных веществ:
Таблица 38
Взаимодействие неметаллов с металлами
/1е° - тв -* Mevm
Атам металла- аосстамаоитрль
Неметалл0* пв^-неметалл~п
Атом неметалла - окислитель
Элементы главных подгрупп I^N4V1,W групп
IV
V
VI
VII
Подгруппа углерода
Подгруппа азота
Халькогены
Галогены
Общая схема реакций
Пе&*6ы
^ силициды
№^нит'’и81' ™ 1ХфОСфи»И
Не-
*0-,
|—^-океиЗы ^-сульфиды -^-селениды -^-теллуриды
не-
—^фториды хлориды Ц^бромиды ^£. иодиды
Примеры реакций
8л *5
ЧА1 + ЗС-Л^С3
о а+3-3
2AUNa =2 AIN
д * +3 *2 МГ*30Ь2М2Оз
.. +3 н
2AI*3F;^2AIF3
-4+1/-+4—2+1-2
СН4 +205 = С02 + 2Н2О
-3f +2 -2-2
4NH3 + SOS = 4NO + 6Н2Окат,
Не только кислород, но и другие неметаллы (фтор, хлор, бром и другие) также могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами. Например, сильный окислитель С12 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III):
+2 -1+3 -1
2FeCl2 + Cl2° = 2FeCI3
На разной окислительной активности основана способность одних неметаллов вытеснять другие из растворов их солей. Например, бром, как более сильный окислитель (ЭО (Вг) > ЭО (I)), вытесняет йод в свободном виде из раствора йодида калия:
-1-1
2KI + Вг5 = 2КВг + 1$
Неметаллы как восстановители
Следует подчеркнуть, что неметаллы (кроме фтора) могут проявлять и восстановительные свойства. При этом электроны атомов неметаллов смещаются к атомам элементов-окислителей. В образующихся соединениях атомы неметаллов имеют положительные степени окисления. Высшая положительная степень окисления неметалла обычно равна номеру группы.
Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом, так как ЭО кислорода больше ЭО всех других неметаллов (кроме фтора):
^= +5 —21° +4 —2
4Р° + 50$ - 2Р2О5, S° + 0$ = S02
Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями:
— взаимодействие с кислотами-окислителями:
+5+6+4
S° + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2Н2О;
КОНЦ.
— взаимодействие с солями-окислителями:
+5-14-5
6Р° + 5КС1О3 - 5КС1 + ЗР2О5
Наиболее сильные восстановительные свойства имеют неметаллы углерод и водород:
+2^+2+4^°+2
ZnO + С° = Zn° + СО;SiO2 + 2С° = Si0 + 2С0;
+2р +1
CuO + Н2° - Cu° + Н20
Таким образом, практически все неметаллы могут выступать как в роли окислителей, так и в роли восстановителей. Это зависит от того, с каким веществом взаимодействует неметалл.
Реакции самоокисления — самовосстановления
Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления — самовосстановления (диспропорционирования).
Например:
-i +i
Cl2° + Н20 ^ НС1 + нею
окислительС1° + 1ё -> СГ1 I 1
восстановительС1° — 1ё -> С1+1 | 1
Г -1 -+5
ЗС12° + 6КОН = 5КС1 + КСЮ3 + ЗН2О
окислитель восстановительокислитель восстановительС1° + 1с ^СГ1С1° - 5ё -> С1+5С1° + 1с ^СГ1С1° - 5ё -> С1+55151
окислитель восстановитель
окислитель восстановитель
С1° + 1с ^СГ1
С1° - 5ё -> С1+5
С1° + 1с ^СГ1
С1° - 5ё -> С1+5
5
1
5
1
Краткая характеристика оксидов неметаллови соответствующих им гидроксидов
Оксиды неметаллов делятся на две группы: несолеобразующие и солеобразующие оксиды. К несолеобразующим оксидам относятся: SiO, N2O, NO, СО. Все остальные оксиды неметаллов являются солеобразующими. Например: Р2О5, С12О7, SO3, SO2. Солеобразующие оксиды неметаллов относятся к типу кислотных оксидов. Среди них есть газообразные вещества (СО2, SO2, NO2 и др.), жидкие вещества (SO3, N2O3 и др.) и твердые (Р2О5, SiO2 и др.).
Кислотные оксиды — это ангидриды кислот. Например: СО2 — ангидрид угольной кислоты Н2СО3, Р2О5 — ангидрид фосфорной кислоты Н3РО4.
Все кислотные оксиды, кроме SiO2, растворяются в воде. При растворении кислотных оксидов в воде образуются гидраты оксидов — гидроксиды, которые по своему характеру являются кислотами, например:
+5 +5
N2OS + Н2О = 2HNO3 Азотная кислота
Если неметалл образует две или более кислородсодержащие кислоты, то сила этих кислот увеличивается с увеличением степени окисления неметалла:
+3
+4
+1
hno2
H2SO3
нею
+5
+6
+3
HNO3
H2SO4
нсю2
Усиление
г +5
кислотных
НСЮЭ
свойств
+7
нсю4
Краткая характеристика водородныхсоединений неметаллов
Водородные соединения неметаллов, формулы и названия которых приведены в табл. 39, представляют собой летучие газообразные соединения (кроме Н2О).
Водородные соединения неметаллов характеризуются различным отношением к воде. Метан и силан в воде плохо растворимы. Аммиак и фосфин при растворении в воде образуют слабые основания — гидроксид аммония NH4OH и гидроксид фосфония РН4ОН.
При растворении в воде сероводорода H2S, селеноводорода H3Se и теллуроводорода Н2Те, а также галогеноводо- родов — фтороводорода HF, хлороводорода НС1, бромоводорода НВг и йодоводорода HI образуются кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения.
Таблица 39
Водородные соединения неметаллов
Группы
IV
V
VI
VII
Общие формулы водородных соединений
эн4
ЭН3
эн2
ЭН
Периоды
2
СН4
Метан
NH3
Аммиак
Н2О
Вода
HF
Фтороводород
3
SiH4
Силан
РН3 Фосфин
H2S Сероводород
НС1
Хлороводород
4
AsH3 Арсин
H2Se Селеноводород
НВг
Бромоводород
5
Н2Те Теллуроводород
HI
Йодоводород
Вопросы для контроля
1. Сколько элементов относят к неметаллам?
2. Каково процентное содержание неметаллов в организме человека? Какие элементы являются органогенными элементами?
3. Какие газы-неметаллы входят в состав воздуха и каково процентное содержание каждого из них?
4. В каких подгруппах находятся неметаллы?
Какие неметаллы относятся к 5-семейству, ^-семейству?
Какое число электронов может быть у атомов неметаллов на внешнем электронном слое?
Сколько электронов могут принимать атомы неметаллов для завершения октета в зависимости от строения внешнего электронного слоя?
Какие степени окисления могут иметь атомы неметаллов в соединениях?
Как изменяются сродство к электрону электроотрицательность и окислительные свойства неметаллов в периодах и подгруппах?
Каков тип химической связи между атомами в кристаллической структуре неметаллов? Чем отличаются простые вещества-неметаллы от металлов по физическим свойствам?
И. При взаимодействии с какими веществами неметаллы играют роль окислителей? Приведите примеры.
При взаимодействии с какими веществами неметаллы играют роль восстановителей? Приведите примеры.
Приведите примеры реакций самоокисления — самовосстановления неметаллов.
К какому типу солеобразующих оксидов относятся оксиды неметаллов?
Что образуется при растворении кислотных оксидов в воде?
Как зависит сила кислородсодержащих кислот, образованных одним и тем же неметаллом, от его степени окисления?
Охарактеризуйте водородные соединения неметаллов.
Упражнения для самостоятельной работы
Какие из указанных ниже элементов относятся к неметаллам: Li, Na, Не, N, Pb, Р, Si, Хе, As, Fe, Zn, At, 1, С?
Назовите элементы шестой группы, которые относятся к неметаллам.
Какие элементы главной подгруппы четвертой группы относятся к неметаллам?
Назовите неметаллы, которые при обычных условиях являются газообразными веществами. Какой неметалл при обычных условиях находится в жидком состоянии?
Почему элементы главной подгруппы восьмой группы называются инертными газами?
Назовите все неметаллы, атомы которых имеют конфигурацию внешнего слоя: л^лр5; ns1np3.
. Укажите, в каких из указанных ниже соединений атомы неметаллов имеют положительные степени окисления: А1С13, SiH4, СаН2, LiH, РН3, Р2О5, С12О7, SF6, РС13, HI, H2S, SC12, H2Se, MgCl2.
В каком из следующих состояний атомы неметаллов на внешнем электронном слое имеют октет электронов: S0, S'2, СГ1, Р°, Si+4, Si0, С°, С-4, №, N"3, F°, Sc2, Вг+3, Те"2?
Какова конфигурация внешних электронных слоев атомов неметаллов в следующих состояниях: S"2, СГ1, Si"4, H+i, S'2, P+i?
Изобразите электронную конфигурацию атомов неметаллов в следующих состояниях: СГ7, Se"2, Р°, С6, Кг°, Хе+4.
Даны пары неметаллов с указанными степенями окисления: a) Si+4 и F"1, б) Р+5 и СГ1, в) Si"4 и Н+1, г) H+t и S'2. Составьте формулы соединений из каждой пары неметаллов.
Напишите химическую формулу каждого из следующих веществ: а) фторида ксенона (ГУ), б) оксида азота (I), в) хлорида фосфора (V), г) оксида мышьяка (III), д) оксида селена (VI).
Составьте уравнения следующих химических реакций:
I2 + HNO3 Н1ОЭ + NO;
WO3 + Н2 W + Н2О.
Укажите в каждой из указанных пар кислот более сильную кислоту: H2SeO3 и H2SeO4; НС1О и НС1О2;Н1О3 и НЮ4.
Напишите формулы кислот, образующихся при взаимодействии воды со следующим# кислотными оксидами: SeO2; С12О7; Р2О5; SO3; Мп2О7.
§ 8.2. Водород, его получение, свойстваи применение. Пероксид водорода
Водород — элемент с порядковым номером I, его относительная атомная масса 1,008. Электронная формула атома водорода: 1?.
Водород занимает двойственное положение в периодической системе элементов, его принято размещать и в I и в VII группах (в главных подгруппах). Это обусловлено тем, что он имеет черты сходства и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и атомы щелочных металлов, атом водорода может отдавать 1 электрон (окисляться) и превращаться в положительно заряженный ион Н+. С другой стороны.
как и атомы галогенов, атом водорода может присоединять 1 электрон (восстанавливаться), завершая при этом свою электронную оболочку (1л2) и превращаясь в отрицательно заряженный гидрид-ион Н".
Электроотрицательность водорода 2,1, что является промежуточной величиной между ЭО типичных металлов и типичных неметаллов.
В своих соединениях водород обычно имеет степень окисления +1 и реже -1.
Стабильные изотопы водорода: протий !Н (легкий водород; 99,985%) и дейтерий 2Н, или Д (тяжелый водород; 0,015%); радиоактивный изотоп — тритий 3Н, или Т (на Земле его содержится всего около 2 кг).
Нахождение в природе
Водород — наиболее распространенный элемент в космосе (в состав космической материи входит 63% Н, 36% Не и 1% остальных элементов). На Земле водород встречается главным образом в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, уголь, минералы). Следы свободного водорода обнаружены в верхних слоях атмосферы.
Получение
Существует достаточно много способов получения водорода. Рассмотрим наиболее широко используемые лабораторные (первые три) и промышленные способы.
Взаимодействие металлов, находящихся в ряду напряжений до водорода, с кислотами-неокислителями (НС1, разб. H2SO4); например:
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2t
Взаимодействие металлов, образующих амфотерные оксиды и гидроксиды (Al, Zn и др.), с растворами щелочей; например:
2А1 + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2Т
или упрощенно:
2А1 + 2NaOH + 2Н2О = 2NaAlO2 + ЗН2Т
Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой; например:
Са + 2Н3О = Са(ОН)2 + Н2Т
Электролиз разбавленных растворов щелочей, серной кислоты, хлоридов щелочных металлов; например:
электролиз *„ *
2NaCl + 2Н3О> Н2? + С12Т + 2NaOH
(на катоде) (на аноде)
Восстановление водяного пара такими металлами, как магний, цинк, железо; например:
3Fe + 4Н2О(г) = Ре3О4 + 4Н2Т-
Восстановление водяного пара раскаленным коксом (углеродом):
С + Н2О(г) = СО + Н2.
Образующаяся при этом смесь оксида углерода (II) и водорода называется водяным газом. Он широко используется как горючий газ, в качестве сырья для синтеза различных химических продуктов (аммиака, метанола и др.). Для выделения водорода из водяного газа содержащийся в нем СО превращают при нагревании е водяным паром в СО2 (конверсия водяного газа):
СО(г) + Н2О(г) 4 СО2(г) + Н2(г).
Затем СО2 удаляют, пропуская реакционную смесь через горячий раствор карбоната калия.
В настоящее время в промышленности водород получают главным образом из природного газа, основным компонентом которого является метан СЬ^. Реакция, протекающая при смешивании природного газа с водяным паром и кислородом и нагревании этой смеси до 800—900°С, может быть выражена следующим уравнением:
2СН4 + О2 + 2Н2О = 2СО2 + 6Н2.
Углекислый газ из образующейся смеси газов удаляют описанным выше способом (см. п. 6).
Физические свойства
В свободном виде водород образует одно простое вещество, состоящее из двухатомных молекул Н2, в которых два атома водорода связаны ковалентной одинарной связью: Н - Н.
Водород Н2 — газ без цвета и запаха, плотность при н. у 0,09 г/л (в. 14 раз легче воздуха). Температура кипения —252,8°С (это один из самых трудносжижаемых газов). В воде очень плохо растворим. Хорошо растворяется в некоторых металлах (палладий, платина, никель).
Химические свойства
Связь в молекуле Н2 очень прочная, поэтому химически водород малоактивен. Его реакционная способность значительно повышается в присутствии таких катализаторов, как платина и никель. Это объясняется тем, что, растворяясь в этих металлах, молекулы водорода распадаются на атомы. Образующийся атомарный водород значительно активнее молекулярного. Атомарным является также водород в момент выделения (лат. in statu nascendi). Поэтому некоторые реакции проводят так, чтобы реагент взаимодействовал с водородом, образующимся непосредственно в реакционной смеси, например, в ходе реакции: Zn + 2НС1 = ZnCl2 + 2Н. Атомы водорода при этом не успевают соединяться в молекулы Н2, а вступают в реакцию с реагентом.
В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.
Реакции с простыми веществами
Водород взаимодействует как восстановитель;
с кислородом при поджигании или внесении в водородно-кислородную смесь Pt-катализатора:
+i
2HJ + О2 = 2Н2О + 572 кДж
Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 при поджигании взрывается (так называемый «гремучий газ»);
с серой при нагревании (реакция обратима):
с хлором при поджигании или при облучении смеси газов УФ-светом:
+1
Н? + Ci2 = 2НС1;
с фтором при обычных условиях:
+1
Н2° + F2 = 2HF;
с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов (реакция обратима):
Р кат
ЗН2° + N22NH3 Аммиак
Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н":
-1
2Na + Н2° = 2NaH 1идрид натрия
Са + Н2 = СаН2 Гидрид кальция
Гидриды металлов — нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления — 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода, например:
-1+1
СаН2 + 2Н2О = 2HJ + Са(ОН)2.
Реакции со сложными веществами
При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов1, например:
СиО + Н2 = Си + Н2О
При взаимодействии водорода с оксидом углерода (И) можно получить метиловый спирт СН3ОН:
Р, Г, кат.
2Н2 + СО> СН3ОН
Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются реакциями гидрирования (или гидрогенизации) и будут подробно рассмотрены в ч. III «Органическая химия». Здесь же ограничимся лишь некоторыми примерами:
Ni
сн2=сн2 + н2 сн3-сн3
этиленэтан
О
ZNi
СНз-С + Н2 СН3-СН2-ОН
уэтанол
ацетальдегид
Применение
В химической промышленности водород служит сырьем для получения аммиака NH3, хлороводорода НС1, метанола СН3ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород — очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600°С). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.
В последние годы все большее внимание уделяется водородной энергетике, т. е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющих-
ся газах не содержится вредных веществ (продукт горения — вода!).
Водород образует два бинарных соединения с кислородом: воду (оксид водорода) Н2О и пероксид водорода Н2О2. Свойства воды подробно рассматриваются в § 12.2. Ниже тзложены свойства пероксида водорода.
ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Пероксид водорода представляет собой бесцветную жидкость с Т., . = —0,4ГС и Тккп = 150,2°С. Плотность жидкого Н2О2 равна 1,45 г/см3. В чистом виде пероксид водорода очень взрывоопасен. В лаборатории и в быту обычно используются 30%-й водный раствор Н2О2 (пергидроль) или 3%-й раствор.
Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию среды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:
Н2О2 = Н+ + НО2- (Кднсс = 1,5 • 10-12)
Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:
Н2О2 + Ва(ОН)2 = ВаО2 + 2Н2О
Некоторые пероксиды металлов, например Na2O2, ВаО2, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н2О2 действием более сильных кислот:
ВаО2 + H2SO4 = BaSO4 + Н2О2
Графическая формула пероксида водорода: Н—О—О—Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора (например МпО2) пероксид водорода разлагается на воду и кислород:
-1-20
2Н2О2 = 2Н2О + О2
Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к самоокислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной
степени окисления —1. Этим же обусловлено участие Н2О2 в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:
-1+3+5-2-1-10-2
Н2О2 + KNO2 - KNO3 + Н2О; Н2О2 + 2KI = 12 + 2КОН
При взаимодействии с сильными окислителями Н2О2 проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:
-1+7+2 о
5H2O2+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O
Пероксид водорода применяют как дезинфицирующее средство в медицине для полосканий, промываний и как кровоостанавливающее средство в виде 3%-го раствора.
Вопросы для контроля
Почему водород размещают ив I, и в VII группах периодической системы?
Как называются изотопы водорода? Каковы их массовые числа?
Укажите лабораторные способы получения водорода.
Каковы промышленные способы получения водорода?
Охарактеризуйте физические свойства водорода.
Почему платина и никель часто используются в качестве катализаторов реакций с участием водорода?
Какую роль — окислителя или восстановителя — играет водород в большинстве химических реакций?
С какими простыми веществами водород взаимодействует как восстановитель?
Что образуется при взаимодействии водорода со щелочными и щелочноземельными металлами? Какова степень окисления водорода в образующихся соединениях?
С какими сложными веществами взаимодействует водород?
Каковы важнейшие области применения водорода?
В чем преимущества водородной энергетики с экологической точки зрения?
Охарактеризуйте физические свойства пероксида водорода.
Приведите примеры реакций, в которых пероксид водорода выступает в роли: а) кислоты; б) окислителя; в) восстановителя; г) и окислителя, и восстановителя.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Даны вещества: Н2, 02, Zn, НС1, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного взаимодействия этих веществ между собой.
Приведите примеры образования водорода в результате реакции: а) разложения; 6) замещения.
Одинаковое ли количество воды образуется при восстановлении водородом 10 г оксида меди (I) и 10 г оксида меди (II)? Ответ подтвердите расчетом.
Какова: а) плотность воздуха по водороду; б) плотность водорода по воздуху?
При растворении в кислоте 2,33 г смеси железа и цинка было получено 896 мл водорода (н. у). Сколько граммов железа и цинка содержалось в смеси?
Какую роль — окислителя или восстановителя — играет пероксид водорода Н3О2 в каждой из следующих реакций:
KNO2 + Н2О2 = KNO3 + Н2О;
KMnO4+H2O2 + HNO3->Mn(NO3)2 + О2 + KNO3 + Н2О? Составьте уравнение второй реакции методом электронного баланса.
Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
/ NH3
КОН -> Н2 -> КН -> Н2 -> НС1 -> Н2
СН3ОН
Какой объем водорода (н. у.) потребуется для восстановления оксида меди (II), полученного при термическом разложении гидроксида меди (II) массой 19,6 г?
На нейтрализацию раствора, полученного при взаимодействии гидрида кальция с водой, затратили раствор объемом 43,67 мл с массовой долей хлороводорода 29,2% и плотностью 1,145 г/мл. Какой объем водорода (н. у.) выделился при разложении гидрида?
При обработке образца смеси цинка и железа хлороводородной кислотой выделилось 0,896 л водорода, а при действии раствора щелочи на такой же образец смеси — 0,448 л водорода. Определите массовые доли (%) компонентов в смеси.
Телогены. Хлор и его важнейшие соединения
Галогены (солероды) — фтор F, хлор С1, бром Вг, йод I и астат At расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Все галогены, кроме астата, встречаются в природе. Астат получают искусственным путем и поэтому он мало изучен.
Молекулы простых веществ-галогенов при обычных условиях имеют состав Г2, т. е. F2, С12, Вг2,12. Все галогены имеют характерный запах, ядовиты.
Сверху вниз в подгруппе с ростом порядкового номера закономерно изменяются физические свойства простых веществ-галогенов: температура кипения и плавления, агрегатное состояние.
Фтор — газ светло-зеленого цвета; хлор — легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета; бром — тяжелая жидкость красно-бурого цвета; йод — твердое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Растворимость простых веществ-галогенов в воде в подгруппе сверху вниз уменьшается. Фтор активно взаимодействует с водой, хлор — сравнительно мало растворим в воде, еще менее растворимы в воде бром и йод.
Галогены относятся к p-элементам, так как в их атомах электронами заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.
Строение внешнего электронного слоя атомов галогенов:
п^пр5 №И1
ns
(л — номер периода)
Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется один неспаренный электрон, для них характерна валентность I.
Кроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, а поэтому соответственно числу неспаренных электронов атомы галогенов в соединениях могут проявлять валентность III, V и VII.
В табл. 40 схематически изображено строение внешнего электронного слоя атомов галогенов (хлора, брома, йода) и указаны валентности элементов в основном и возбужденном состояниях.
Галогены являются типичными неметаллами. Среди элементов каждого периода атомы галогенов имеют максимальное сродство к электрону и наибольшее значение электроотрицательности (табл. 17). Поэтому при протекании химических реакций они легко присоединяют один недостающий до октета электрон и проявляют окислительные свойства:
Г° + 1ё = Г1, Г2° + 2ё = 2Г1 атом галогена молекула галогена
(окислитель) (окислитель)
В образующихся галогенид-ионах проявляется характерная для галогенов степень окисления, равная — 1. Такую степень окисления атомы галогенов проявляют в соединениях с водородом и металлами:
+ 1 -1+1 -I +2 -I +1 -1
HF NaF СаВг2 НВт
Таблица 40 Валентные состояния атомов галогенов
Состояния стола галогене
Строение
Йнешнеео электронного моя
Число неспо- ренных электронов
валентность атопо галогена
Примеры соединений
Основное (небозбуж- денное)
Щ v ns2 пр®
)
I
HF
H-F
Возбужденные
3^
Л-5
нтш л-d
^np'nd1
3
Ш
HBrOa
Н-О-Ьг^О
„1*1111 ™ ^ п
s2np®nd2
5
V
нею.
0 и н-о-а-о
©
♦ lilt п
ЖШ «-ел
s' np5nd®
7
VU
нюч
0 II н-оч-о к О
Окислительная способность атомов и молекул галогенов сверху вниз в подгруппе уменьшается от фтора к йоду (F5 —> ^ Cl® -> Вг2 -> ®, так как с увеличением радиуса атома способность галогена присоединять электроны уменьшается, т. е. уменьшаются неметаллические свойства галогенов. Фтор — самый сильный окислитель, так как атом фтора имеет наименьший радиус по сравнению с атомами других галогенов.
Ионы галогенов (кроме F") способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями.
Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается от хлорид-иона к йодид-иону: СГ -> Вг" -> Г..
Все галогены легко взаимодействуют с водородом по уравнению:
Г2 + Н2 = 2НГ
Галогеноводороды (HF — фтороводород, НС1 — хлороводород, НВг — бромоводород, HI — йодоводород) — это газообразные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF — фтороводородная (плавиковая), НС1 — хлороводородная (соляная), НВг — бромоводородная, HI — йодоводородная кислота.
В ряду кислот HF —> НС1 —» НВг —> HI происходит усиление кислотных свойств. Это можно объяснить тем, что сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Поэтому связь (Н — Г) между неметаллом, который образует кислоту, и водородом ослабляется. Под действием диполей воды от молекулы HI легче всего отщепляется ион водорода. Из всех бескислородных кислот йодоводородная кислота является самой сильной.
Известен ряд соединений галогенов с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, не получаются при непосредственном взаимодействии элементов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Из кислородсодержащих соединений наиболее устойчивы соли кислородсодержащих кислот. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5 и +7.
В табл. 41 приведены формулы соединений хлора с указанными положительными степенями окисления.
В ряду кислородсодержащих кислот НС1О -> НС1О2 -> —»НСЮ3^>НСЮ4 наблюдается усиление кислотных свойств.
Таблица 41
Кислородные соединения хлора
Кислотные оксиды
+1
С12О
43
«А
+5
С12о5
+7
С12О7
Кислоты
нею Хлорноватистая
НС1О2 Хлористая
нсю3 Хлорноватая
НС104 Хлорная
Графические формулы кислот
Н-О-С1
НО-С1=О
Н-0-С1 ^0
0 1 Н-0-С1=0 л 0
Примеры солей
- NaClO Гипохлорит натрия
Са(С1О2)2 Хлорит натрия
Meteor Хлорат магния
КС104 Перхлорат калия
ХЛОР
Положение элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Хлор — это элемент главной подгруппы седьмой группы, относится к галогенам. Атомный (порядковый) номер хлора 17. Относительная атомная масса равна 35,5.
Строение атома хлора изучите, используя материал по общей характеристике галогенов.
Физические свойства
При обычных условиях хлор С12 — газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. Вдыхание даже небольших количеств хлора вызывает раздражение дыхательных путей и кашель. В одном объеме воды при 20°С растворяется 2,5 объема хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой.
Нахождение в природе
Хлор в природе в свободном состоянии практически не встречается. Широко распространены его соединения: ка-
менная соль NaCI, сильвинит KCHNaCl и карналлит КС1 • MgCl2. Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла.
Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:
i7Cl (75,5%) и f7Cl (24,5%).
Получение
В промышленности хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида натрия:
электрический ток **
2NaCl + 2Н2О>С12Т + Н2Т + 2NaOH
на аноде на катоде в растворе
электрический ток .
2NaCl ——>С12Т + 2Na
расплавна аноде на катоде
В лаборатории хлор можно получить действием концентрированной соляной кислоты (при нагревании) на различные окислители, такие как оксид марганца (ГУ) МпО2, перманганат калия КМпО4, бертолетова соль КСЮ3 и др.:
-1+4/- +2
4НС1 + МпО2 = МпС12 + С12°Т + 2Н2О
+7-1 ,-+2
2КМпО4 + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС12 + 5С12°Т + 8Н2О
+5-1
КС1О3 + 6НС1 - КС1 + ЗС12°Т +ЗН2О
Химические свойства
Хлор С12 — химически активное вещество, взаимодействует с простыми и сложными веществами.
Взаимодействие с простыми веществами
Как сильный окислитель хлор реагирует:
с водородом:
Av
С12 + Н2 = 2НС1хлороводород '(Av — кванты света, в темноте реакция не идет);
с металлами:
' ^е +1 —1
С12° + 2Na° — 2NaCl хлорид натрия, ^° +з —1
ЗС12° + 2Fe° — 2FeCl3 хлорид железа (III);
с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
Г +з -1
ЗС12° + 2Р° — 2РС13 хлорид фосфора (III), ?=+2-1
С12° + S° = SC12 хлорид серы (П).
С кислородом и азотом хлор непосредственно не взаимодействует.
Взаимодействие со сложными веществами
Реакция взаимодействия хлора с водой идет в две стадии.
На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная НС1 и хлорноватистая НС1О:
С12° + Н2О * НС1 + нею
Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты: hv
НС1О = НС1 + [О] -> атомарный кислород
Образованием атомарного кислорода объясняется окисляющее и отбеливающее действие хлора в воде. В хлорной воде погибают микроорганизмы. Органические красители, помещенные в хлорную воду, обесцвечиваются.
Обратите внимание, что с кислотами хлор не реагирует.
Взаимодействие хлора с растворами щелочей происходит по-разному в зависимости от условий протекания реакции:
-1+1
на холоду: С12 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О;
Хлорид Гипохлорит
натрия натрия
f -1+5
при нагревании: 30° + 6КОН = 5КО + К003 + ЗН2О
Хлораткалия
551515С1° - 5ё СГ5
5
5
1
5
1
5
С1° + 1ё ^ СГ1
Хлор взаимодействует с бромидами и иодидами металлов: С12 + 2КВг = 2КО + Вг21
О2 + 2KI = 2КО + 121
С фторидами металлов хлор не реагирует, так как его окислительная способность ниже окислительной способности фтора:
С12 + KF *
Хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами, например с метаном, бензолом и др/.
hv
С12 + СН4 -> СН3С1 + НО
Хлористый
метил
с6н6 + а2 ^^с6н5а + на
Хлорбензол
Хлороводород и соляная кислота
Химическая связь в молекуле НО является ковалентной полярной связью:
£ а £
Хлороводород НС1 — бесцветный газ с резким запахом, в воде хорошо растворяется, при О^С в 1 л воды растворяется около 400 л НС1. Раствор хлороводорода в воде имеет кислую реакцию и называется хлороводородной, или соляной кислотой. Соляная кислота является сильной кислотой, обладает всеми общими свойствами кислот. Электролитическая диссоциация НС1 выражается уравнением:
НС1 # н+ + cr
Соляная кислота — активный химический реагент, она взаимодействует:
с основаниями и амфотерными гидроксидами:
НС1 + NaOH = NaCl + Н2ОН+ + ОН” = Н2О2НС1 + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2Н2О2Н+ + Zn(OH)2 - Zn2+ + 2Н2О;
с основными и амфотерными оксидами:
2НС1 + MgO=MgCl2 + Н2О, 2НС1 + ZnO = ZnCl2 + Н2О2Н+ + MgO = Mg+2 + Н2О, 2Н+ + ZnO = Zn+2 + Н2О;
3) с металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода:3) с металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода:++2Mg° + 2HCi=MgCl2 + Н2°Т,+2Mg° + 2Н+ = Mg + Н2°Т,Си + НС1 *,++2Mg° + 2HCi=MgCl2 + Н2°Т,+2Mg° + 2Н+ = Mg + Н2°Т,Си + НС1 *,+ +з2А1° + 6НС1=2А1С13 + ЗН20?, +з2А1° + 6Н+ = 2А1 + ЗН2°Т,Ag + НС1 *;+ +з2А1° + 6НС1=2А1С13 + ЗН20?, +з2А1° + 6Н+ = 2А1 + ЗН2°Т,Ag + НС1 *;
3) с металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода:
3) с металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода:
++2
Mg° + 2HCi=MgCl2 + Н2°Т,
+2
Mg° + 2Н+ = Mg + Н2°Т,
Си + НС1 *,
++2
Mg° + 2HCi=MgCl2 + Н2°Т,
+2
Mg° + 2Н+ = Mg + Н2°Т,
Си + НС1 *,
+ +з
2А1° + 6НС1=2А1С13 + ЗН20?, +з
2А1° + 6Н+ = 2А1 + ЗН2°Т,
Ag + НС1 *;
+ +з
2А1° + 6НС1=2А1С13 + ЗН20?, +з
2А1° + 6Н+ = 2А1 + ЗН2°Т,
Ag + НС1 *;
с солями:
2НС1 + Na2CO3 = 2NaCl + СО2Т + Н2ОНС1 + AgNO3 - AgCU + HNO3
СГ + Ag+ = AgCU
Белый осадок
Последняя реакция является качественной реакцией на хлорид-ион.
Хлороводород можно получать:
прямым синтезом из водорода и хлора (см. §8.2);
действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды, например:
NaCl(TB) + Н2504(конц) = НС1Т + NaHSO4
(Отметим, что аналогичным способом можно получать HF, но нельзя получить НВг и Н1, так как они являются сильными восстановителями и окисляются серной кислотой до свободных брома и йода.)
Применение хлора и хлороводорода*Физиологическая роль соляной кислотыв организме человека
Хлор используется для отбеливания бумаги и тканей, в производстве пластмасс, для дезинфекции питьевой воды. Хлор является исходным веществом при получении таких важнейших продуктов, как хлорная известь, фосген, хлороформ, определенные виды моющих средств, ядохимикатов, каучуков и т. д. Огромное количество хлора используется для синтеза хлороводорода, растворением которого в воде получают соляную кислоту.
В организме человека соляная кислота вырабатывается клетками слизистой желудка. Она играет важную физиологическую роль, так как способствует перевариванию белков и убивает различные болезнетворные бактерии.
Вопросы для контроля
Назовите элементы-галогены и укажите их положение в периодической системе Д. И. Менделеева.
Охарактеризуйте физические свойства простых веществ- галогенов.
Какие валентности и степени окисления характерны для атомов галогенов в различных соединениях?
Как изменяются радиусы атомов, сродство к электрону и электроотрицательность галогенов в подгруппе?
Какой из галогенов является самым активным и какой — наименее активным окислителем?
Какие свойства — окислительные или восстановительные — проявляют галогенид-ионы?
Какой галогенид-ион является самым активным восстановителем?
Назовите все галогеноводороды и охарактеризуйте их физические свойства.
Какими свойствами обладают водные растворы галогено- водородов?
Напишите формулы известных оксидов хлора и назовите их. Напишите формулы кислот, соответствующих этим оксидам. Назовите кислоты.
Приведите примеры солей, образованных кислородсодержащими кислотами хлора. Назовите эти соли.
Охарактеризуйте физические свойства и физиологическое действие хлора.
В виде каких соединений хлор встречается в природе?
Как получают хлор в промышленности, в лабораториях?
С какими простыми веществами взаимодействует хлор? Какие свойства проявляет хлор в этих реакциях?
Как называется раствор хлора в воде?
К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится взаимодействие хлора с водой?
Взаимодействует ли хлор с кислотами?
Что образуется при взаимодействии хлора со щелочами на холоду и при нагревании?
Почему хлор взаимодействует с бромидами и йодидами металлов и не взаимодействует с фторидами металлов?
Охарактеризуйте физические свойства хлороводорода.
Как называется раствор хлороводорода в воде?
Охарактеризуйте химические свойства хлороводородной (соляной) кислоты.
Какая реакция является качественной реакцией на хло- рид-ион?
, Какова физиологическая роль соляной кислоты в организме человека?
Задачи а упражнения для самостоятельной работы
Во сколько раз фтор, хлор тяжелее воздуха?
Какова масса 1 л фтора, 1 л хлора (н. у.)?
Напишите уравнения реакций между водородом и галогенами: а) фтором, б) хлором, в) бромом.
Напишите уравнения реакций между натрием и фтором, кальцием и хлором, барием и бромом, алюминием и йодом. Назовите полученные соли.
Закончите уравнения реакций:
F2 + КС1 =F2 + NaBr =F2 + КС1 =F2 + NaBr =Cl2 + KI =Br2 + KI =Cl2 + KI =Br2 + KI =
F2 + КС1 =
F2 + NaBr =
F2 + КС1 =
F2 + NaBr =
Cl2 + KI =
Br2 + KI =
Cl2 + KI =
Br2 + KI =
хлорид железа (III) хлорат натрия хлорноватистая кислотахлорид железа (III) хлорат натрия хлорноватистая кислота
хлорид железа (III) хлорат натрия хлорноватистая кислота
хлорид железа (III) хлорат натрия хлорноватистая кислота
Как осуществить следующие превращения:
хлороводород*
гипохлорит кальция *~ хлор
хлорид калия^
Как получить хлор, если имеются:
оксид свинца (IV) РЬО2 и соляная кислота НС1;
оксид марганца (IV), хлорид калия и серная кислота? Напишите уравнения реакций.
Смешали 1 л хлора и 2 л водорода (н. у). Сколько граммов хлороводорода можно получить из такой смеси? Чему будет равен объем смеси после реакции?
Какой объем хлора может быть получен при взаимодействии 2 моль хлороводорода и 3 моль оксида марганца (ГУ)?
Какой объем хлороводорода может быть получен при взаимодействии с водородом 20 л хлора?
Применяемая в медицине йодная настойка является 5%-м раствором кристаллического Йода в спирте. Какой объем спирта, плотность которого равна 0,8 г/мл, требуется для приготовления 250 г такого раствора?
Тест № 13по теме: «Общая характеристика неметаллов.Водород. Галогены*
(Число правильных ответов — 15)
Вариант I
Какие из указанных элементов относятся к неметаллам?
@Zn® Cl
®рьОн
@ Mg
Какую конфигурацию внешнего электронного слоя имеют атомы элементов главной подгруппы V группы?
®п^пр1(Б)п^пр3
(в)(л — l)^2^(Г)ns3 пр5
@ (л — 1)^W
Какие из указанных неметаллов образуют двухатомные молекулы?
@фосфор®фтор
кислород(г)криптон
@ кремний
В какой из указанных реакций сера играет роль окислителя?
@S + C12 = SC12®S + O2 = SO2
®2Р + 3S = P2S3 <DS + 3F2 = SF6
@ S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
Какой из указанных неметаллов образует водородное соединение типа ЭН2?
®кремний®сера
®аргон©хлор
@ мышьяк
Какой из указанных оксидов образует кислоту типа Н2ЭО3?
®СО2®М2О3
®so30Р2О5
@12О5
С какими из указанных веществ реагирует хлор?
®Zn®ВаО
®Си(ОН)2©Н2
@ KI
С какими из указанных веществ реагирует соляная кислота (НС1)?
®Р2О5©FeS
®CuO©Mg(NO3)2
® CuSO4
С какими из указанных веществ реагирует молекулярный водород (Н2)?
®
НС1
Ре20з
NaCl
©
С12
КОН
Вариант II
Какие из указанных элементов относятся к неметаллам?
®Na® Hg
®Br©Bi
® Р
Какую конфигурацию внешнего электронного слоя имеют элементы главной подгруппы VI группы?
®л^лр5®п^пр^
®(л — l)d5n?©н^нр6
@ (и - l)d W
Какие из указанных неметаллов образуют двухатомные молекулы?
®йод®неон
®фтор®мышьяк
@ гелий
В какой из указанных реакций углерод играет роль окислителя?
®С + О2 - СО2®2С + О2 = 2СО
®С + 2Н2 = СН4 ©С + СиО = СО + Си
© С + 2H2SO4 (к.) = 2SO2 + СО2 + 2Н2О
Какой из указанных неметаллов образует водородное соединение типа ЭН?
®N® Si
®I©О
© Аг
Какой из указанных оксидов образует кислоты типа Н3ЭО4?
®N2Oj®As2O5
®SO3©С12О5
© no2
С какими из указанных веществ реагирует хлор?
®Са©Na2O
©Fe(OH)3©Р
© КВг
С какими из указанных веществ реагирует соляная кислота (НС1)?
®FeSO4®FeS
®LiOH -©NaNO3
©A12(SO4)3
С какими из указанных веществ реагирует молекулярный водород (Н2)?
®СН4©S
©Са©NH3
© КВг
§ 8.4. Халькогены (элементы главной подгруппы
VI группы). Кислород, его получение и свойства
В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева находятся элементы: кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро. Эти элементы имеют общее название «халькогены», что означает «образующие руды».
Элементы-халькогены при обычных условиях образуют следующие простые вещества: кислород О2 — бесцветный газ; сера S — твердое кристаллическое вещество желтого цвета; селен, теллур и полоний — твердые вещества с металлическим блеском.
Аналогично галогенам в подгруппе халькогенов сверху вниз с увеличением заряда ядра атома закономерно изменяются свойства элементов: уменьшается их неметаллический характер и усиливаются металлические свойства. Так, кислород — типичный неметалл, а полоний — металл (радиоактивен).
На внешнем электронном слое атома халькогенов (табл. 42) содержится шесть электронов, конфигурация внешнего слоя п^пр4. Расположение электронов на последнем слое можно изобразить электронно-графической формулой:
пруптгп
Эта формула показывает, что атомы элементов данной подгруппы в невозбужденном состоянии имеют два неспа-
Табдица 42
Некоторые характеристики халькогенов
Символ и порядковый номер элемента
Название элемента
Конфигурация внешнего (валентного) слоя атома
Радиус атома, нм
ЭО
Электронное семейство
sO
Кислород
V'V
0,066
3,5
Халькогены от-
i»S
Сера
w
0,104
2,6
носятся к р -се-
м^е
Селен
0,117
2,48
мейству, так как
52Те
Теллур
Ss^Sp4
0,137
2,01
в их атомах элек-
Полоний
вЛр4
1,76
тронами заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя
ренных электрона на р-подуровне, и поэтому характерная валентность этих элементов равна двум:
1 П I И I И I II I И III И
Н2О H2S H2Se Н2Те K2S A12S3
Для кислорода валентность II является постоянной. Это объясняется так: кислород — элемент второго периода, на внешнем энергетическом уровне (п = 2) атома кислорода отсутствует ^-подуровень, и поэтому невозможно возбуждение атома в пределах второго энергетического уровня, а для перехода спаренных ё-нов второго уровня на третий требуется затрата очень большого количества энергии.
У других элементов данной подгруппы (серы, селена и теллура) спаренные электроны г- и р-орбиталей легко возбуждаются и могут переходить на соответствующие Л-ор- битали. При этом увеличивается число неспаренных электронов, а значит, и валентность элементов до четырех (IV) и шести (VI).
Таблица 43
Валентные состояния атомов халькогенов
Состояния атома халькогена
Строение внешнего электронного слоя
Число несла- ренных электронов
ВаЛент- HOCffb атома халькогена
Примеры слединений
Основное (небоздуж- Зенное)
2
Л
H2S
SCl3
н>
vci
ш J
п$гпрч
Возбужденные
Ч
IV
SOa
W
s»0
ГП г п
шт
^ np ns^p^nd1
6
VI
S05
На$0н
Н^Ч0
НН 1 Г1
' not
L£J л/
ns*np3nd2
В табл, 43 схематически показано строение внешнего электронного слоя атомов халькогенов (серы, селена, теллура) в основном и возбужденном состояниях.
Халькогены — окислители, но более слабые, чем галогены. Для завершения октета атомы халькогенов присоединяют по два недостающих электрона и в соединениях с металлами и водородом имеют отрицательную степень окисления — 2:
Э° + 2ё = Э"2
атом халькогена (окислитель)
Примеры+2 -2 +3 -2 +1 -2 +1 -2
соединений: СаО A12S3 H2Se Н2Те.
Сверху вниз в подгруппе, как и у галогенов, окислительная способность халькогенов уменьшается: О° —> S0 -*
Se° Те0.
Халькогенид-ионы могут только отдавать ё-ны и поэтому являются восстановителями:
Э"2 - 2ё = Э°
халькогенид-ион (восстановитель)
Восстановительная способность халькоген ид-ио нов в указанном направлении увеличивается: О-2 -* S-2 -* Se"2 —> -> Те"2.
Элементы-халькогены образуют соединения с водородом одного типа — Н2Э, где Э — элемент: Н2О — вода, H2S — сероводород, H2Se — селеноводород, Н2Те — теллуроводород. При обычных условиях Н2О — жидкость, остальные халькогеноводороды — газообразные вещества, растворимые в воде. При растворении их в воде образуются соответствующие кислоты: H2S — сероводородная, H2Se — селеноводородная, Н2Те — теллуроводородная кислота. В ряду кислот H2S —> H2Se —> Н2Те происходит усиление кислотных свойств.
Для халькогенов известны оксиды с общими формулами: ЭО2 и ЭО3. Кислотным оксидам такого типа соответствуют кислоты Н2ЭО3 и Н2ЭО4. В кислотных оксидах и в кислотах проявляются характерные степени окисления +4 и +6.
H2SO3 нСернистая кислота► H2SO4Серная кислотаH2SeO3 н► H2SeO4СеленистаяСеленоваякислотакислотаН2ТеО3 -)► Н2ТеО4ТеллуристаяТеллуроваякислотакислотаH2SO3 нСернистая кислота► H2SO4Серная кислотаH2SeO3 н► H2SeO4СеленистаяСеленоваякислотакислотаН2ТеО3 -)► Н2ТеО4ТеллуристаяТеллуроваякислотакислотаСтрелками показаноувеличение силыкислотСтрелками показаноувеличение силыкислот
H2SO3 н
Сернистая кислота
► H2SO4
Серная кислота
H2SeO3 н
► H2SeO4
Селенистая
Селеновая
кислота
кислота
Н2ТеО3 -)
► Н2ТеО4
Теллуристая
Теллуровая
кислота
кислота
H2SO3 н
Сернистая кислота
► H2SO4
Серная кислота
H2SeO3 н
► H2SeO4
Селенистая
Селеновая
кислота
кислота
Н2ТеО3 -)
► Н2ТеО4
Теллуристая
Теллуровая
кислота
кислота
Стрелками показаноувеличение силыкислот
Стрелками показаноувеличение силыкислот
КИСЛОРОД
Кислород — элемент с порядковым номером 8, его относительная атомная масса 15,999 - 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе VI группы. Электронное строение атома кислорода и его валентные возможности рассмотрены выше.
В большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления —2. В пероксидах водорода и металлов (Н2О2, Na2O2, СаО2 и др.) степень окисления кислорода —1. Существует единственное соединение, в котором кислород имеет положительную степень окисления +2 — это фторид кис- дорода ОР2 (фтор — единственный элемент, ЭО которого больше ЭО кислорода, равной 3,5).
Нахождение в природе
Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов: 16О, "О и 18О (преобладает 16О).
Кислород в виде простого вещества О2 входит в состав атмосферного воздуха (~ 21% по объему). В связанном виде элемент кислород — составная часть воды, различных минералов, многих органических веществ. На долю кислорода приходится 47,2% массы земной коры. Кислород составляет 50—85% массы тканей растений и животных. Вообще он является самым распространенным элементом на Земле.
Физические свойства
В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях: О2 и О3. Простое вещество О2, как и
элемент, называется кислородом. Простое вещество О2 имеет название озон. Озон существует в верхних слоях атмосферы и образует так называемый «озоновый слой», который защищает Землю и ее обитателей от губительного ультрафиолетового излучения Солнца*
Обычный кислород О2 — газ без цвета и запаха, температура кипения — 183°С, тяжелее воздуха, плотность 1,43 г/л. В воде малорастворим: в 1 л ее при н. у. растворяется 0,04 г кислорода.
Электронное строение молекулы кислорода
Характер химической связи в молекуле кислорода О2, а соответственно и некоторые свойства молекулярного кислорода необъяснимы с позиций теории общих электронных пар, рассмотренной в § 3.7. Однако они становятся понятны при использовании другого способа описания ковалентной связи — метода молекулярных орбиталей. Не вдаваясь в суть этого метода, укажем лишь некоторые его постулаты:
При образовании ковалентной связи между атомами из их атомных орбиталей (АО) образуются молекулярные орбитали (МО). Число МО равно числу АО, участвующих в их образовании.
Молекулярные орбитали делятся на связывающие, энергия которых меньше энергии АО, и разрыхляющие, энергия которых больше энергии АО.
Молекулярные орбитали, как и ковалентные связи, бывают двух типов: ст- и я-орбитали.
Электроны заполняют МО, как и АО, в соответствии с принципом Паули, принципом наименьшей энергии и правилом Гунда.
Молекула является устойчивой только в том случае, если число электронов на связывающих МО больше числа электронов на разрыхляющих МО, так как именно в этом случае энергия молекулы будет меньше, чем суммарная энергия изолированных атомов, участвующих в образовании этой молекулы.
На рис. 27 показана схема образования МО в молекуле О2 (учитываются только валентные 2р-электроны атомов кислорода). Наличие двух неспаренных электронов на разрыхляющих я-МО обусловливает парамагнитные свойства молекулярного кислорода.
Рис. 27. Схема образования молекулярных орбиталей в молекуле кислорода
Получение
Промышленный способ получения кислорода заключается в сжижении воздуха при низких температурах и его дальнейшей фракционной перегонке. Вначале из жидкого воздуха отгоняется газообразный азот (так как его температура кипения ниже, чем у кислорода), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород.
Лабораторные методы получения О2 достаточно многочисленны. Укажем наиболее часто используемые:
Разложение бертолетовой соли (хлората калия) при нагревании в присутствии оксида марганца (ГУ) в качестве катализатора:
2КС1О3 ^-=2 КС! + 30Д
МпО2
Термическое разложение перманганата калия: Г*
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2Т
Термическое разложение нитратов щелочных металлов, например:
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2T
Каталитическое разложение пероксида водорода: MnO2*
2Н2О2 ==2Н2О + О2Т
Взаимодействие пероксидов щелочных металлов с углекислым газом:
2Na2O2 + 2СО2 = 2Na2CO3 + О2?
Электролиз водных растворов щелочей или солей кислородсодержащих кислот. Сущность происходящих при этом процессов сводится к разложению воды под действием электрического тока:
электролиз .*
2Н2О =£= 2Н2? + О2?
Химические свойства
Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме легких инертных газов (Не, Ne, Аг), причем со всеми простыми веществами, кроме фтора, хлора, золота и платиновых металлов, он взаимодействует непосредственно.
Во всех реакциях О2 играет роль окислителя.
При взаимодействии кислорода с простыми веществами — металлами и неметаллами — обычно образуются оксиды; например:
4Li + О2 = 2Li2O2Са + О2 = 2СаОЗОО’С2Cu + О2=2СиО4Li + О2 = 2Li2O2Са + О2 = 2СаОЗОО’С2Cu + О2=2СиО60°С4Р + 5О2=2Р2О525(УСs + о2 =so2700°СС + О2=СО260°С4Р + 5О2=2Р2О525(УСs + о2 =so2700°СС + О2=СО2
4Li + О2 = 2Li2O
2Са + О2 = 2СаО
ЗОО’С
2Cu + О2=2СиО
4Li + О2 = 2Li2O
2Са + О2 = 2СаО
ЗОО’С
2Cu + О2=2СиО
60°С
4Р + 5О2=2Р2О5
25(УС
s + о2 =so2
700°С
С + О2=СО2
60°С
4Р + 5О2=2Р2О5
25(УС
s + о2 =so2
700°С
С + О2=СО2
Однако имеются и исключения. Например, при окислении таких щелочных металлов, как натрий и калий, образуются главным образом пероксиды:
2Na + О2 = Na2O2 (Na-O-O-Na)
Почти все реакции с участием О2 экзотермичны, за редким исключением; например:
N2 + ОзN2 + Оз>1500’С>1500’С2NO - Q.2NO - Q.
N2 + Оз
N2 + Оз
>1500’С
>1500’С
2NO - Q.
2NO - Q.
Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света. Такие реакции называются горением.
В кислороде могут окисляться (в частности, гореть) многие сложные неорганические и органические вещества.
Например, при горении аммиака в кислороде (на воздухе) образуются азот и вода:
4NH3 + ЗО2 = 2N2 + 6Н2О,
а при каталитическом окислении аммиака — оксид азота (II) и вода:
Pt, Г
4NH3 + 5О2 — 4NO + 6Н2О
Сероводород H2S в избытке кислорода сгорает с образованием оксида серы (IV) и воды:
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О,
а при недостатке кислорода медленно окисляется до свободной серы:
2H2S + О2 = 2S + 2Н2О
В кислороде сгорают практически все органические вещества. Продуктами полного сгорания углеводородов и кислородсодержащих органических соединений являются углекислый газ и вода; например:
СН< + 2О3 -^ СО2 + 2Н2О
С2Н5ОН + ЗО2 -> 2СО2 + ЗН2О
При сгорании азотсодержащих органических веществ кроме СО2 и Н2О образуется свободный азот; например:
4CH3NH2 + 9О2 -> 4СО2 + 2N2 + ЮН2О
Кроме реакций горения существует много реакций неполного окисления различных органических веществ, которые будут подробно рассмотрены в ч. III настоящего пособия.
Роль кислорода в природе и его применение
Кислород играет исключительно важную роль в природе. При участии кислорода совершается один из важнейших процессов — дыхание. Окисление кислородом углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых организмов. Важное значение имеет и другой процесс, в котором участвует кислород, — тление и гниение погибших животных и растений; при этом сложные органические вещества превращаются в более простые (в конечном итоге в СО2, Н2О и N2), а последние вновь вступают в общий круговорот.
Единственным источником, пополняющим атмосферу кислородом, является жизнедеятельность зеленых растений (процесс фотосинтеза). Поэтому серьезной экологической проблемой является сохранение растительного мира нашей планеты.
Свыше 60% всего промышленного кислорода используется в металлургии. При выплавке чугуна и стали (в доменном, кислородно-конверторном и мартеновском производствах) для интенсификации процессов окисления применяется кислородное дутье или дутье обогащенным кислородом воздухом. Кислород в смеси с ацетиленом используют также для сварки и резки металлов. Широкое применение кислород находит практически во всех отраслях химической промышленности. Кислород используют в лечебных целях в медицине (кислородные подушки, кислородные коктейли и др.).
Вопросы для контроля
Какие элементы относятся к халькогенам?
Где расположены халькогены в периодической системе элементов Д. И. Менделеева?
Сколько электронов в атомах халькогенов на внешнем электронном слое? Какова общая конфигурация внешнего электронного слоя атомов халькогенов?
Сколько неспаренных электронов имеют атомы халькогенов в невозбужденном состоянии?
Какую валентность имеет кислород? Почему валентность кислорода является постоянной величиной?
Какую валентность могут проявлять сера, селен и теллур?
Какова общая форма водородных соединений элементов подгруппы халькогенов?
Что образуется при растворении халькогеноводородов в воде?
Как называются халькогеноводородные кислоты, какая из них наиболее сильная?
Какие оксиды характерны для халькогенов? Какие кислоты им соответствуют?
Напишите молекулярные и графические формулы селенистой и селеновой кислот. Какая из них более сильная?
Какие степени окисления может иметь кислород в своих соединениях? Какая из степеней окисления для него наиболее характерна?
Какие аллотропные модификации образует кислород?
Каковы физические свойства простого вещества кислорода?
Как получают кислород в промышленности?
Каковы лабораторные способы получения кислорода?
С какими простыми веществами кислород непосредственно не взаимодействует?
Какие реакции называются реакциями горения?
К какому классу относятся вещества, которые обычно образуются при окислении кислородом металлов и неметаллов?
Какова роль кислорода в природных процессах?
Какое применение в промышленности находит кислород?
Упражнения и задачи для самостоятельное работы
Составьте уравнения реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
КС1О3 —> О2 —> СО2 —> О2 —> Н2О —> О2 —> Р2^5>
KNO3 -? О2 -> Na2O2 -> О2 -? СО2 -> СО -? СН3ОН ->
4-—> СО3
S -> SO2 SO3 -> H2SO4.
Найдите, какая масса кислорода вступила в реакцию, если получено: а) 71 г оксида фосфора (V); б) 4,4 г оксида углерода (IV); в) 4 г оксида магния; г) 4,5 г оксида азота (II).
Какова масса 1 л смеси, содержащей 10 об. % озона и 90 об. % кислорода (н. у.)?
Рассчитайте, в каком случае выделяется больше кислорода: при разложении 1 моль пероксида водорода Н2О2 или 1 моль хлората калия КСЮ3.
Плотность смеси озона с кислородом по водороду равна 18. Найдите, исходя из этого, объемный состав смеси.
Какой из оксидов железа — Ес3О4 или Ее2О3 — богаче железом?
Запишите уравнение реакции горения по следующим данным: простое вещество реагирует с кислородом в массовых отношениях 5 : 2, при этом образуется оксид двухвалентного металла.
При полном сгорании сероводорода объемом 11,2 л (н. у.) выделилось 251,2 кДж теплоты. Определите, сколько теплоты выделится при сжигании сероводорода количеством 2 моль.
При полном разложении 56,1 г смеси КС1О3 и КМиО4 образовалось 8,96 л кислорода. Определите состав исходной смеси в процентах (по массе).
При нагревании 245 г бертолетовой соли часть ее разложилась с выделением кислорода, а остальная часть соли — с образованием перхлората калия и хлорида калия. Определите процентное содержание перхлората калия в твердом остатке, если выделилось 13,44 л кислорода (н, у).
Методом электронного баланса найдите коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций:
Fe(OH)2 + О2 + Н2О -4- Fe(OH)3,
Cu(NO3)2 -> CuO + NO2 + О2, Н2О2 + K3[Fe(CN)J -> О2 + KJFe(CN)6] + K2H2(Fe(CN)6J.
§ 8.5, Сера и ее важнейшие соединения
Положение элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Сера — это элемент, находящийся в главной подгруппе VI группы, в 3-м периоде. Порядковый (атомный) номер 16. Заряд ядра атома равен +16. Относительная атомная масса приблизительно равна 32.
Строение атома серы изучите, используя материал по общей характеристике халькогенов.
Физические свойства
Известны три аллотропные модификации серы: ромбическая, или a-сера; моноклинная, или p-сера, и пластическая, или каучукоподобная. Наиболее устойчивая модификация — ромбическая, именно в таком виде сера встречается в природе в свободном состоянии. Ромбическая сера состоит из циклических молекул Sg, в которых атомы серы соединены одинарными ковалентными связями:
S - S - S х
SS
х s - s - s z
Ромбическая сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, не растворяется в воде. Хорошо растворяется в сероуглероде CS2 и некоторых других органических растворителях. Температура плавления ромбической серы +112,8", при температуре +444,6" сера кипит.
Нахождение в природе
В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 — 392
пирит, или железный (серный) колчедан, CuS — медный блеск, Ag2S — серебряный блеск, PbS — свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса — CaSO4*2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4 • ЮН2О; горькой (английской) соли MgSO4 • 7Н2О и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).
Получение
Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах — автоклавах.
В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:
+4-2
H2SO3 + 2H2S = 3S4 + зн2о
+ 4ё -> S°- 2ё S°+ 4ё -> S°- 2ё S°s+4
+ 4ё -> S°
- 2ё S°
+ 4ё -> S°
- 2ё S°
S-2
-2-2
2H2S + O2° = 2H2O + 2S°
S"2 - 2c -> S° O2° + 4ё -> 2O"2
Химические свойства
Сера — типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами — восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами, имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам-окислителям).
-2ё
► g+2
—4ё
5° + 2ё —> S~2 S°>-S‘4
фX-6ё
е+6 окислитель восстановитель ► о
Взаимодействие серы с простыми веществами Сера реагирует
как окислитель: а) с металлами: Г +1 -2 2Na° + S° = Na2S
p 4-2 -2 Mg° + S° = MgS
^ +3 -2 2A1° + 3S° = A12S3;
как восстановитель:
с кислородом:
f +4 -2
S° + O2°= SO2;
с хлором:
f- +2 -i
S° + Cl2° = SC12;
б) с углеродом:
в) с фтором:
f +4 -2
+6-i
C0 + 2S° = CS2;
S° + 3F2° = SF6
в) с фосфором: r+3 -2 2po + 3So = p253.
г) с водородом:
г° +1 -2
Н2° + S0 # H2S.
Взаимодействие со сложными веществами
В воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;
как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:
+6/° +4
S° + 2H2SO4 = 3SO2? + 2Н2О
восстановитель конц.
S°-4c-SM К 11
S+6 + 2e = SM | |2
+5#° +6+2
S° + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO?, восстановитель разб.
+5*°+6+4
S° + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2T + 2H2O; восстановитель конц.
проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (само-
окисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:
—2+4
оо3S° + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
о
о
'2 LI2r4 4 1
Применение
Сера широко применяется для борьбы с вредителями сельского хозяйства, для вулканизации каучука, в производстве спичек, пороха и т. д. В медицине серу используют для лечения кожных заболеваний.
СЕРОВОДОРОД И СЕРОВОДОРОДНАЯКИСЛОТА
Сера с водородом образует летучее соединение — сероводород H2S. Сероводород — это бесцветный газ с неприятным запахом, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода.
Кислотно-основные свойства
H2S Н+ + HS"HS" Of + S2"H2S Н+ + HS"HS" Of + S2"Раствор сероводорода в воде — сероводородная вода — является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциирует ступенчато:
H2S Н+ + HS"
HS" Of + S2"
H2S Н+ + HS"
HS" Of + S2"
HS —> гидросульфид-ион, S2" -> сульфид-ион.
Сероводородная кислота имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:
H2S + СаО — CaS + Н2О
H2S + NaOH # NaHS + Н2О
H2S + он ^ HS + Н2о
H2S + 2NaOH Г Na2S + 2Н2О
H2S + 2011 ^ S7 + 2Н2О
CuSO4 + H2S = CuS + H7SO4 Cu2+ + H2S = CuS>l + 2H
r) Ca + H2S - CaS + H2T.
Все кислые соли сероводородной кислоты — гидросульфиды, например NaHS, Ca(HS)2 хорошо растворимы в воде. Нормальные соли — сульфиды растворяются в воде по- разному Растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония (NH4)2S. Сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути и некоторых других металлов (тяжелых) не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты).
Некоторые сульфиды имеют характерную окраску; PbS и CuS — черную, CdS — желтую, ZnS, MgS — белую, MnS — розовую. Это свойство их используется в аналитической химии для открытия катионов.
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т. е. на сульфид-ион S2) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:
Na2S + Pb(NO3)2 = PbSi + 2NaNO3
S2" + Pb2+ = Pbsi
Окислительно-восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления — 2, а поэтому может только окисляться. Это отражено в ниже приведенной схеме:
—8ё—8ёПредел окисленияПредел окисленияТолько восстановительТолько восстановительОкисление
—8ё
—8ё
Предел окисления
Предел окисления
Только восстановитель
Только восстановитель
Только окислитель
Являясь восстановителем, сероводород легко окисляется:
кислородом воздуха:
-2Г -2
2H2S + Oi - 2Н2О + 2S0 (при недостатке О2)
-2Г +4 -2-2
(в избытке О2);(в избытке О2);2H2S + зо; = 2SO2 + 2Н2О
(в избытке О2);
(в избытке О2);
бромной водой Вг2:
-2-1 О
H3S + Вг2° = 2НВг + Si.
Бромная вода (Вг2), имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;
раствором перманганата калия КМпО4:
-2+7+2
5H3S+2KMnO4+3H2SO4-K2SO4+2MnSO4+5S°i + 8Н2О
S'2-2e^S°5
Мп+7 + 5ё-> Мп+3 10| 1
При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.
Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (Ш), сернистой кислотой и т. д.:
+3-2+2
2FeCl3 + H2S - 2FeCl2 + S°i + 2HC1
+4-2
H2SO3 + 2H2S = 3S0i + 3H2O
Применение
Сероводородная вода (раствор H2S в воде) издавна применяется в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.
ОКСИДЫ СЕРЫ
Сера с кислородом образует два оксида: SO2 — оксид серы (ГУ) и SO3 — оксид серы (VI).
Оксид серы (IV) — SO2(сернистый газ, сернистый ангидрид)
Физические свойства
Сернистый газ — это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется около 40 объемов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота — H2SO3.
Химические свойства
Рассмотрим кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства SO2.
Кислотно-основные свойства
Сернистый газ — типичный кислотный оксвд. Он взаимодействует:
с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):
SO2 + NaOH — NaHSO3 Гидросульфит натрия
SO2 + 2NaOH - Na2SO3 + H2O;
Сульфит натрия
с основными оксидами:
SO2 + СаО = CaSO3; SO2 + К2О = K2SO3;
с водой:
SO2 + Н2О — H2SO3 Сернистая кислота
Сернистая кислота существует только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Уравнения ступенчатой , диссоциации сернистой кислоты:
H2SO3 ^ Н+ + HSO3 -> гидросульфит-ион,
HSO3 Н+ + SO32 -> сульфит-ион.
Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.
Окислительно-восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ SO2 может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восста новителями, например с сероводородом:
+4-2
SO2 + 2H2S = 3S°1 + 2Н2О
Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т. д.:
+4,- +6-2
2SO2 + О? = 2SO3
-ь4кат ^6
SO2 + ci2° + 2Н2О = H2SO4 + 2НС1
Получение
Сернистый газ образуется при горении серы:
S + О2 — SO2
В промышленности сернистый газ получают при обжиге пирита:
+2 -1/- +3 -2+4
4FeS2 + 1 Ю2° = 2Fe3O3 + 8SO2
В лаборатории сернистый газ можно получить:
при действии кислот на соли сернистой кислоты:
. SO2T
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3^
* H2O;
при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:
Си + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2? + 2Н2О
Применение
Сернистый ангидрид находит широкое применение текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют для уничтожения вредных микроорганизмов. В больших количествах сернистый газ идет на получение серной кислоты.
Оксид серы (VI) — SO3 (серный ангидрид)
Физические свойства
Серный ангидрид SO3 — это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17°С превращается в белую кристаллическую массу Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:
с основаниями, образуя два типа солей — кислые (гид- ' росульфаты) и средние (сульфаты):
SO3 + NaOH = NaHSO4 Гидросульфат натрия
SO3 + 2NaOH - Na2S04 + Н2О, Сульфат натрия
с основными оксидами:
SO3 + СаО = CaSO4 Сульфат кальция;
с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4 Серная кислота
Особым свойством серного ангидрида является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор серного ангидрида в серной кислоте имеет название олеум.
Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 • и5О3.
Олеум
При п = 1 образуются бесцветные кристаллы пиросерной кислоты:
H3S04 + SO3 — H2S2O7 Пиросерная кислота
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):
+6-2+4
3SO3 + H2S - 4SO2 + H2o
Получение
Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:
2SO2 + О2 ====2SO3
Применение
В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.
СЕРНАЯ КИСЛОТА
Физические свойства
Серная кислота — это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой. Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 более 70% обычно называют концентрированной серной кислотой.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Ее диссоциация (ионизация) выражается следующим уравнением:
H2SO4 г 2Н+ + SOf
Разбавленная серная кислота реагирует:
с основными оксидами:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О;
с основаниями: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О;
с солями: H2SO4 + ВаС12 — BaSO44- + 2НС1
SO^ + Ва2+ = BaSO4i
Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами SO42" приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.
Окислительно-восстановительные свойства
В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной — сульфат-ионы SO42 .
Ионы SO42' являются более сильными окислителями, чем ионы Н+ (см. схему).
Н+ —окислитель 2Н+ + 26 -► Н2°ТН+ —окислитель 2Н+ + 26 -► Н2°ТS+6 — окислительS+6 — окислитель+8ё+8ёS"2S"2S+-S+-+6е+6е8°8°+2ё►+2ё►§+4§+4(H2S)(S)(SO2)(H2S)(S)(SO2)
Н+ —окислитель 2Н+ + 26 -► Н2°Т
Н+ —окислитель 2Н+ + 26 -► Н2°Т
S+6 — окислитель
S+6 — окислитель
+8ё
+8ё
S"2
S"2
S+-
S+-
+6е
+6е
8°
8°
+2ё
►
+2ё
►
§+4
§+4
(H2S)
(S)
(SO2)
(H2S)
(S)
(SO2)
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2Т
Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Си, Ag, Hg, Аи), не реагируют с разбавленной серной кислотой:
Си + H2SO4 #
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Си, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты —" SO2.
Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты — SO2, S, H2S:
+6+2+4
Zn° + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2T + 2H2O
+6+2
3Zn° + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S4 + 4H2O
+6+2-2
4Zn° + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2ST + 4H2O
На холоду концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:
Fe + H2SO4 # (на холоду)
КОНЦ.
Концентрированная серная кислота H2SO4 окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:
+6+4
S° + 2H2SO4 = 3SO2T + 2H2O,КОНЦ.
+6+4^^
C° + 2H2SO4 = 2SO2T + CO2T + 2H2OКОНЦ.
Получение и применение
В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:
Получение SO2 путем обжига пирита:
4FeS2 НО2 - 2Fe2O3 + 8SO2T
Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора — оксида ванадия (V):
VA
2SO2 + О. — 2SO3
Растворение SO3 в серной кислоте:
nSO3 + H2SO4 -> H2SO4 * »so3
Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:
H2SO41 nSO3 + Н2О -> H2SO4
Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей.
СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
Физические свойства
Как двухосновная кислота H2SO4 дает два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты). В твердом состоянии получены лишь гидросульфаты активных металлов: KHSO4, NaHSO4 и др.
Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:
CuSO4*5H2O медный купорос, FeSO4 • 7Н2О железный купорос.
Химические свойства
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.
Сульфаты активных металлов (Na, К, Ва) не разлагаются даже при ЮОО’С, а других (Си, Al, Fe) — распадаются при небольшом нагревании на оксидметалла и SO3:
Na2SO4 £;
CuSO4 ” CuO + SO3
Применение
Горькая соль MgSO4• 7Н2О и глауберова соль Na2SO4e 10Н2О применяются как слабительное, сульфат кальция CaSO4 • 2Н2О используют для изготовления гипсовых повязок. Находят применение и другие соли серной кислоты.
Вопросы для контроля
Охарактеризуйте положение серы в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
Какие степени окисления характерны для серы в соединениях?
Охарактеризуйте физические свойства серы.
В каком виде сера находится в природе?
Как можно получить серу в лабораторных условиях?
Охарактеризуйте химические свойства серы. Приведите примеры уравнений реакций, в которых сера играет роль окислителя, восстановителя.
Составьте уравнения реакций образования сероводорода из:
серы и водорода;
сульфидов железа и соляной кислоты.
Каковы физические свойства сероводорода?
Составьте уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты.
Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводородной кислоты.
Дайте краткую характеристику солей сероводородной кислоты.
Что является качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли?
Охарактеризуйте физические свойства сернистого газа.
Как получают сернистый газ: а) в промышленности, б) в лаборатории? Напишите уравнения происходящих при этом реакций.
Приведите примеры реакций, в которых:
сернистый газ играет роль кислотного оксида;
сернистый газ играет роль окислителя;
сернистый газ проявляет восстановительные свойства.
Где применяется сернистый газ?
Каковы физические и химические свойства серного ангидрида?
Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты.
Какие свойства имеет разбавленная серная кислота?
Чем обусловлено различие окислительных свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты?
Чем отличается действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы?
Каким способом получают серную кислоту в промышленности?
Какая реакция является качественной на сульфат-ион?
Где применяются серная кислота и ее соли?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Напишите формулы солей, которые могут образовать сероводородная кислота и металлы: натрий Na, кальций Са и алюминий А1.
Напишите уравнения реакций получения из простых веществ сульфидов, отвечающих высшим степеням окисления элементов 3-го периода.
Вычислите массу сульфида цинка, которая образуется при взаимодействии 2,24 л сероводорода (н. у.) с раствором ацетата цинка.
Какое количество сернистого газа можно получить из 1 т руды, содержащей 48% пирита?
Вычислите массовую долю сероводородной кислоты в растворе, полученном при растворении 44,8 л (н. у) сероводорода в 20 л воды.
Какой объем воздуха потребуется для полного сжигания 3,2 кг серы? Сколько литров сернистого газа при этом образуется? (Условия нормальные).
Сколько граммов гидроксида калия потребуется для полной нейтрализации 20 г 5%-го раствора сернистой кислоты?
Вычислите массу образующейся в чистом виде серы, если через раствор, содержащий 1,58 г перманганата калия, пропустили 2,24 л сероводорода в присутствии серной кислоты (при н. у).
Какой объем при н. у занимают:
а) 128 г SO2? б) 4 моль SO2? в) 24,08 е 1023 молекул SO2?
Сколько граммов сернистого газа выделится при взаимодействии 6,4 г меди с избытком концентрированной серной кислоты?
Поставьте коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций:
К2Сг2О7 + so2 + H2SO4 -> K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Н2О КМпО4 + SO2 + Н2О -» K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
Какую массу сульфита натрия нужно взять для получения 5,6 л SO2 (н. у)?
К раствору 49 г серной кислоты добавили 45 г гидроксида натрия. Какая соль образуется и какова ее масса в полученном растворе?
Как действует разбавленная и концентрированная серная кислота на магний, алюминий? Напишите уравнения реакций.
'15. Закончите уравнения следующих реакций:
H2SO4 + Ag -> КОНЦ.H2SO4 + Mg разб.CaCO3 + SO3 —>H2SO4 + Ag -> КОНЦ.H2SO4 + Mg разб.CaCO3 + SO3 —>a) SO3 + Ba(OH)2 - >
H2SO4 + Ag -> КОНЦ.
H2SO4 + Mg разб.
CaCO3 + SO3 —>
H2SO4 + Ag -> КОНЦ.
H2SO4 + Mg разб.
CaCO3 + SO3 —>
e) SO3 + CaO - >
ж) H2SO4 + Ba(NO3)2 ->
r) H2SO4 + Al ->3) H2SO4 + Na2S ->
разб.
Сколько 20%-й серной кислоты можно получить из 50 кг 10%-го олеума?
Как осуществить следующие превращения:
H2SO3 <- SO2 <- S # H2S -> SO2 - > SO, -> H2SO,
H2SO4 -> ZnSO4 -> ZnS CuS Na2SO3 -» Na^SO., -> BaSO4
Lf
Напишите уравнения соответствующих реакций.
Какое количество серы выпадет в осадок при пропускании 11,2 л сероводорода (н. у.) через раствор, содержащий 41 г сернистой кислоты?
8.6. Общая характеристика элементов подгруппыазота. Азот. Аммиак. Соли аммония
В главную подгруппу пятой группы входят азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.
Первый элемент данной подгруппы — азот — типичный неметалл. Он имеет значительно меньший радиус атома и большую электроотрицательность, чем другие элементы подгруппы. Сверху вниз в подгруппе от азота к висмуту неметаллические свойства уменьшаются, а металлические — увеличиваются. Азот, фосфор, мышьяк являются неметаллами, а сурьма и висмут относятся к металлам.
На внешнем электронном слое атомов элементов подгруппы азота имеется по пять электронов (табл. 44). Одинаковое строение внешнего электронного слоя выражается общей формулой п^п^, где п — номер периода.
Строение внешнего электронного слоя в виде квантовых ячеек можно представить следующим образом:пр
"Г™
Таблица 44
Характеристика атомов элементов подгруппы азота
Символ и порядковый номер элемента
Название элемента
Конфигурация внешнего (валентного) слоя атома
Радиус атома, нм
эо
Электронное семейство
?N
Азот
25 22р3
0,071
3,0
Относятся к
15Р
Фосфор
3?3р3
0,130
2,1
р -элементам,
зз^8
Мышьяк
4s24p3
0,148
2,0
так как в валент-
51 ^Ь
Сурьма
5?5р3
0,161
1,8
ном слое их ато-
83^1
Висмут
6s26p3
0,182
1,8
мов заполняется электронами р-подуровень
Атомы элементов подгруппы азота имеют три неспаренных электрона, поэтому их характерная валентность равна трем.
rtslrtslndndВ атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в возбужденном состоянии число неспаренных электронов может увеличиваться до пяти вследствие распаривания s-электронов, и поэтому они могут проявлять максимальную валентность, равную номеру группы, т. е. пяти:
rtsl
rtsl
nd
nd
nd
^шш
п^пр^nsxn^ndx
Нормальное состояние атома Возбужденное состояние атома
Атом азота не может переходить в возбужденное состояние, так как на втором энергетическом уровне (л = 2) нет ^-подуровня. Поэтому азот никогда не проявляет валентность, равную V
В соединениях элементы подгруппы азота способны проявлять степени окисления в интервале от — 3 до +5, хотя для сурьмы и висмута отрицательные степени окисления малохарактерны.
Важнейшие формы кислотных оксидов элементов данной подгруппы Э2О3 и Э2О5, им соответствуют кислоты типа НЭО2 или Н3ЭО3 и НЭО3 или Н3ЭО4:
+3 n2o3+3 n2o3+3* hno2Азотистаякислота+3* hno2Азотистаякислота+3Р2О3+3Р2О3+3НРО2+3Н3РО3+3НРО2+3Н3РО3ФосфористыекислотыФосфористыекислоты+5
+3 n2o3
+3 n2o3
+3
* hno2
Азотистаякислота
+3
* hno2
Азотистаякислота
+3
Р2О3
+3
Р2О3
+3
НРО2
+3
Н3РО3
+3
НРО2
+3
Н3РО3
Фосфористыекислоты
Фосфористыекислоты
* HNO3
Азотная кислота
+5
+5НР°з
Р2О5’*,<ЗГ+5
Н3РО4
Фосфорныекислоты
Для азота известны только мета-кислоты, а для других элементов как мета-, так и ортокислоты:
+Н2ОНРО3> Н3РО4Метафосфорная кислота Ортофосфорная кислота
Элементы подгруппы азота так же, как галогены и халькогены, образуют газообразные водородные соединения* Общая формула этих соединений ЭН3: NH3 — аммиак, РН3 — фосфин, AsH3 — арсин, SbH3 — стибин, ВШ3 — висмутин. Однако по своим свойствам эти соединения резко отличаются от галогрноводородов и халькогеноводоро- дов* Это отличие проявляется в кислотно-основном характере их водных растворов. Водные растворы аммиака и фосфина представляют собой слабые основания, а не кис
лоты:
NH3 + Н2О # NH4OH # NH4+ + ОН" Гидроксид
аммония
РН3 + Н2О # РН4ОН # РН4+ + ОН"Гидроксидфосфония
Арсин AsH3, стибин SbH3 и особенно висмутин ВШ3 являются очень малоустойчивыми соединениями, которые уже при комнатной температуре разлагаются на простые вещества.
АЗОТ
Азот — неметалл главной подгруппы пятой группы. Атомный (порядковый) номер 7. Относительная атомная масса 14.
Характерные степени окисления:
Г° I+1 F2 1+31 F4 [+3"
Примеры
соединений: NH3 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O5
Предел
окислениеокисления
: Предел вое- ►
становления: —30+1+2+3+4+5
восстановление
Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2.
Нахождение в природе и получение
В воздухе содержится около 78% азота по объему. Азот входит в состав органических и неорганических соединений: аминокислот, белков, нитратов и др.
В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NELjNOj при нагревании:
NH<NO2 = N2 + 2Н2О
В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре — 196°Сазот испаряется.
Физические свойства
При обычных условиях азот N2 — газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде. Температура кипения азота — 196°С. Природный азот состоит из двух изотопов: *}N и ^N.
Химические свойства
При обычных условиях азот — химически малоактивное вещество. Это объясняется тем, что связь между атома-
ми в молекуле азота очень прочная, так как она образована тремя парами электронов.
Поэтому азот вступает в реакции только при высоких температурах.
В химических реакциях азот N2 может быть и окислителем, и восстановителем.
Азот N2° взаимодействует как окислитель:
с водородом:
г, Р, кат. -з+i
N2° + ЗН^ ^- 2NH3 Аммиак
с металлами:
t- +2 -з
N^ + ЗСа№ = Ca3N2 Нитрид кальция
Азот N2 взаимодействует как восстановитель:
с кислородом:
^ +2-2
N^ + O^f*2NO Оксидазота (II)
(другие оксиды азота при взаимодействии азота с кислородом не образуются);
с фтором:
+3 -1
N2 + 3F^ = 2NF3 Фторид азота (III)
Применение
Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.
АММИАК
Аммиак — NH3, относительная молекулярная масса равна 17.
Получение аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии хлорида аммония NH4C1 с гидроксидом кальция Са(ОН)2:
2NH4C1 + Са(ОН)2 = 2МН3? + 2Н2О + СаС12
В промышленности аммиак получают синтезом из азота и водорода:
t\ Р, Fe
N2 + ЗН2 -2NH3
Физические свойства
Аммиак — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде* В одном литре воды при температуре 20°С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой; или нашатырным спиртом.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH3 способен присоединять ион водорода Н. Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами (вспомните, что вещества молекулы которых способны отдавать ионы водорода, являются кислотами). Следовательно, аммиак NH3 обладает основными свойствами:
взаимодействие аммиака с водой:
NH3 + НОН # NH4OH # NH4+ + ОН"
pH >7,среда щелочная;
Образование иона аммония NH| можно представить в виде следующей схемы:
взаимодействие с галоген оводородами:
NH3 + НС1 г NH4C1
Хлорид аммония (нашатырь)
взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):
* (NH4)3PO4 Фосфат аммония
NH3 + Н3РО4NH3 + Н3РО4■> (МН4)2НРО4 Гидрофосфат аммония
NH3 + Н3РО4
NH3 + Н3РО4
> (МН4)Н2РО4 Дигидрофосфат аммония
аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений — аммиакатов:
CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4
Сульфат тетрааммин меди (II)
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
Хлорид диаммин серебра (I)
Все приведенные выше реакции являются примерами реакций присоединения.
Окислительно-восстановительные свойства
В молекуле аммиака NH3 азот имеет степень окисления —3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.
Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
-3+2; =
2NH3 + ЗСиО = N?T + ЗСи0 + ЗН2О
Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:
-3-2
4NH3 + 30? = 2N?T + 6Н2О
Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
-3/° р^ +2 -2
4NH3 + 50? ’ 4NO + 6Н2О
СОЛИ АММОНИЯ
При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами образуются соли аммония:
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O
NH3 + HNO3 = NH4NO3
Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют общие свойства солей (взаимодействуют со щелочами, с некоторыми солями, гидролизуются). К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:
(NH4)2SO4 = NH3T + NH4HSO4
-3+5,-+!
NH4NO3 = N2O? + 2H2O
NH4C1 = NH3T + HC1T
Реакция взаимодействия солей аммония со щелочью является качественной реакцией на катион аммония NH/:
NH4CI + NaOH = NaCI + NH3T + Н2О
NH/ + ОН" = NH3? + Н2О
Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.
Применение аммиака и солей аммония
Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония (нашатырный спирт), соли аммония и т. д. Нашатырный спирт NH4OH и нашатырь NH4C1 широко применяются в медицине. Нитрат аммония, фосфат аммония и другие аммонийные соли используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.
Вопросы для контроля
Какие элементы составляют главную подгруппу пятой группы?
Каковы закономерности изменения свойств элементов в подгруппе азота сверху вниз?
Какова структура внешнего электронного слоя атомов элементов подгруппы азота? Какие валентности и степени окисления характерны для них в соединениях?
Почему атом азота никогда не проявляет валентность, равную V?
Каковы важнейшие формы кислотных оксидов элементов подгруппы азота и соответствующих им гидроксидов?
Каковы общая и конкретные формулы водородных соединений элементов подгруппы азота?
В чем заключается отличие водных растворов водородных соединений азота и фосфора от водных растворов халькоген овод ор од ов и галогеноводородов?
Дайте характеристику элемента азота в соответствии с положением в периодической системе химических элементов Д. И, Менделеева.
Охарактеризуйте: а) характерные валентности, б) характерные степени окисления азота. Приведите примеры соединений с различными степенями окисления азота.
Какой тип химической связи в молекуле азота?
Где азот встречается в природе?
Как получают азот: а) в лаборатории, б) в промышленности?
Каковы физические свойства азота?
Каковы химические свойства азота? В каких реакциях азот проявляет свойства окислителя, в каких — восстановителя?
Как можно получить аммиак: а) в лаборатории, б) в промышленности?
Каковы физические свойства аммиака?
Каковы кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства аммиака?
Какие соли образует аммиак?
Какая реакция является качественной на катион аммония?
Где находят применение азот, аммиак и соли аммония?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
В чем заключается различие изотопов азота:
147N и ^N?
В каких объемных отношениях реагируют друг с другом аммиак и хлороводород?
Смешали 5 г аммиака и 5 г хлороводорода. Что оказалось в избытке и какова масса этого избытка?
Составьте уравнения реакций взаимодействия аммиака с серной кислотой. Назовите их.
Составьте формулы средних и кислых аммонийных солей сернистой и сероводородной кислот. Назовите их.
Имеется смесь твердых хлоридов: FeCl3, А1С13, MgCI2, NH4C1. Как освободить эту смесь от хлорида аммония?
Вычислите объемы (при н. у.) азота и водорода, необходимые для получения 17 т аммиака.
Какой объем аммиака надо пропустить через 10 л 2 М раствора серной кислоты, чтобы получить: а) гидросульфат аммония, б) сульфат аммония?
На реакцию с 50 мл раствора сульфата аммония израсходовано 30 мл 2 М раствора хлорида бария. Вычислить молярность раствора сульфата аммония. Сколько граммов сульфата аммония содержалось в 1 л раствора?
Напишите уравнения реакций разложения следующих аммонийных солей: NH4NO2, NH4NO3, (NH4)2CO3, (NH4)2SO4, nh4ci.
Соединением 3,648 г Mg с азотом получено 5,048 г нитрида магния. Найдите его формулу.
Запишите уравнения практически осуществимых реакций:
NH4C1 + AgNO3 г) NH4C1 i
AgCl + NHJMO, ^ д) NH3 + CuO U
§ 8.7. Оксиды азота. Азотная кислота
Известны несколько оксидов азота.
Несолеобразующие оксиды: Солеобразующие оксиды: N2O — оксид азота (I) N2O3 — оксид азота (III) NO — оксид азота (II) NO2 — оксид азота (IV)
N2O4 —- димер оксида азота (IV) N2O5 — оксид азота (V)
Все оксиды азота, кроме N2O, ядовитые вещества.
Оксид азота (I) N2O — это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворим в воде, но не взаимодействует с ней. При достаточно высокой температуре разлагается по уравнению:
2N2O ^ 2N2 + О2 + 39 ккал
В смеси с кислородом N2O используется в медицине для наркоза («веселящий» газ).
Наиболее важными являются оксиды азота (II) и (IV).
Оксид азота (II) NO — бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим, относится, как и N2O, к несолеобразующим оксидам. Оксид азота (II) NO образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе) или при высокой температуре:
N2 + О2 = 2NO
В лаборатории оксид азота (II) получают, например, при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:
+5+2+2
3Cu° + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO1 + 4Н2О разб.
Оксид азота (II) в промышленности получают каталитическим окислением аммиака и используют для получения азотной кислоты:
4NH3 + 50? — ■' ’ 4NO + 6Н2О
Оксид азота (II) на воздухе легко окисляется до оксида азота (IV):
2NO + О2 - 2NO2
Оксид азота (IV) NO2 — ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах. Хорошо растворяется в воде. Оксид азота (IV) является смешанным оксидом, которому соответ-
ствуют две кислоты: азотистая HNO2 и азотная HNO3 Поэтому взаимодействие с водой происходит по уравнению:
+4+3+5
2NO2 + Н2О = HNO2 + HNO3
Азотистая Азотнаякислота кислота
При взаимодействии NQ2 с водой в присутствии кислорода (на воздухе) образуется только азотная кислота:
+4+5 -2
4NO2 + О2° + 2Н2О # 4HNO3
При растворении NO2 в щелочи, например NaOH, образуются две соли (нитрат и нитрит) и вода:
+4+3+5
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O Нитрит Нитрат натрия натрия
В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
+4+5 -2
4NO2 + 4NaOH + О^ - 4NaNO3 + 2Н2О
Ниже 22°С молекулы оксида азота (IV) NO2 легко соединяются попарно и образуют бесцветную жидкость состава N2O4, которая при охлаждении до — 10,2’С превращается в бесцветные кристаллы.
В лаборатории NO2 можно получить при взаимодействии, например, меди с концентрированной азотной кислотой:
+5+2+4
Cu° + 4HNO3 - Cu(NO3)2 + 2NO2? + 2Н2О
В промышленности NO2 получают путем окисления NO кислородом и далее используют для получения азотной кислоты.
Оксид азота (HI) N2O3 — это темно-синяя жидкость, является кислотным оксидом. При взаимодействии с водой образуется азотистая кислота:
N2O3 + Н2О = 2HNO2
Оксид азота (V) N2O5 — бесцветные кристаллы, хорошо растворяющиеся в воде с образованием азотной кислоты:
N2O5 + Н2О = 2HNO3
N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
Физические свойства
Азотная кислота HNO3 — бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется, кипит при температуре 83°С. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой NaHCO3). С водой HNO3 смешивается в любых соотношениях.
Обычно применяемая в лаборатории концентрированная азотная кислота содержит 63% HNO3 и имеет плотность 1,4 г/см3. При хранении довольно легко, особенно на свету, разлагается по уравнению:
4HNO3 # 2Н2О + 4NO2T + О2?
Выделяющийся газ NO2 окрашивает азотную кислоту в бурый цвет.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Азотная кислота — одна из наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:
HNO3 # Н+ + NO?.
Как все кислоты, она реагирует:
с оксидами металлов:
MgO + 2HNO3 - Mg(NO3)2 + Н2О
MgO + 2Н+ - MgH + Н2О;
с основаниями:
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2Н2О
Mg(OH)2 + 2Н+ - Mg2+ + 2Н?О;
с солями более слабых кислот:
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + СО2? + Н2О
Окислительно-восстановительные свойства
Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Ее окислительно-восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле HNO3 атома азота в высшей степени окисления N+D в составе кислотного остатка NO3. Окислительные свойства кислотного остатка NO3
значительно сильнее, чем ионов водорода Н+, поэтому азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота Au и платины Pt, находящимися в конце ряда напряжений. Так как окислителем в HNO3 являются ионы NO7, а не ионы Н+, то при взаимодействии HNO3 с металлами практически никогда не выделяется водород. Нитрат-ионы NO3 при взаимодействии HNO3 с металлами восстанавливаются тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен металл. На следующей схеме показано, какие продукты могут образоваться при восстановлении HNO3:
HNO3
+3ё
+4ё
ы+5
IN
+5ё
+8ё^
n+4|► no2
[n^] NO
|м|► n2o
n2
Гn‘ 3 +5
I N 3|-► NH3 или NH4NO3
Концентрированная HNO3 при взаимодействии с наиболее активными металлами (до А1 в ряду напряжений) восстанавливается до N2O. Например:
+5+2+1
10HNO3 + 4Са° = 4Ca(NO3)2 + N2O? + 5Н2О
Концентрированная HNO3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Си, Ag, Hg) восстанавливается дoNO2. Например:
+5 о +2+4
4HNO3 + Ni = Ni(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O
Аналогично концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами. Неметалл при этом окисляется до оксокислоты. Например:
5HNO3 + Р° = НРО3 + 5NO2? + 2Н2О
Следует отметить, что концентрированная HNO3 пассивирует такие металлы, как Fe, Al, Сг. Сущность пассивирования заключается в образовании на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки.
предохраняющей металл от дальнейшего взаимодействия с кислотой; например:
ЗА1 + 12HNO3 = A1(NO3)3 +|а12О^+ 9NO2 + 6Н2О
Разбавленная HNO3 реагирует с наиболее активными металлами (до А1) с образованием аммиака NH3 или нитрата аммония NH4NO3 (NH3 + HNO3 = NH4NO3):
+5+2-3+5
10HNO3 + 4Mg° - 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с менее активными металлами образуется оксид азота (II) NO:
+50+2+2
SHNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NOT + 4Н2О
Таким же образом разбавленная HNO3 взаимодействует с некоторыми неметаллами:
+5+6+2
2HNO3 + S° = H2SO4 + 2NOT
Получение
В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:
Ba(NO3)2 + H2SO4 - BaSO4>L + 2HNO3
В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:
Окисление аммиака до оксида азота (И):
-з/" р pt +2 "2
4NH3 + 5О2°; = =4NO + 6Н2О
Окисление оксида азота (П) в оксид азота (IV):
+2 -2+4 -2
2NO + О2° - 2NO2
Растворение оксида азота (IV) в воде с избытком кислорода:
+4+5 -2
4NO2 + 2Н2О + О2° = 4HNO3
Этот способ получения азотной кислоты был предложен русским инженером-химиком И. И. Андреевым в 1916 п
Применение
Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.
Соли азотной кислоты
Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 — натриевая селитра, NH4NO3 — аммиачная селитра и т. д.
Селитры применяются как минеральные азотные удобрения, так как азот является одним из основных элементов питания растений.
Все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.
Нитраты, образованные слабыми основаниями (NH4NO3, Cu(NO3)2 и др.), гидролизуются, поэтому их водные растворы имеют кислый характер среды:
Cu(NO3)2 + Н2О # CuOHNO3 + HNO3Cu2+ + Н2О # CuOH+ + Н+, pH < 7
Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями.
MeNO3MeNO3до Mg ►от Mg до Си ►после Сидо Mg ►от Mg до Си ►после СиПримеры:Примеры:При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода, характер других продуктов разложения зависит от положения металла в ряду напряжений:
MeNO3
MeNO3
до Mg ►
от Mg до Си ►
после Си
до Mg ►
от Mg до Си ►
после Си
Примеры:
Примеры:
+з о
MeNO2 + О2Т х +4 * ° *
МеО + NO2T + О2Т
+5 -2 f +32NaNO3 = 2NaNO2 + О2°Т+5 -2 f +32NaNO3 = 2NaNO2 + О2°ТMe0 + NO2T + 62Т
+5 -2 f +3
2NaNO3 = 2NaNO2 + О2°Т
+5 -2 f +3
2NaNO3 = 2NaNO2 + О2°Т
+5 —2 р+4
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2T + O2°T
+ 1 +5 -2 t-+4
2AgNO3 = 2Ag° + 2NO2T + O2°T
Вопросы для контроля
Какие оксиды азота вам известны? Назовите каждый оксид. Укажите валентность и степень окисления азота в каждом оксиде.
Каковы физические свойства оксидов азота?
Какой оксид азота применяется в медицине для наркоза?
Как получают оксиды азота?
Каковы физические свойства азотной кислоты?
Опишите химические свойства азотной кислоты.
Как можно получить азотную кислоту в лаборатории?
Выразите химическими уравнениями процесс получения азотной кислоты в промышленности.
Где применяют азотную кислоту?
Как называются соли азотной кислоты и где они применяются? Какие продукты образуются при термическом разложении солей азотной кислоты?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Цилиндр с оксидом азота (II) был закрыт пластинкой. Как только пластинку сняли, в верхней части цилиндра появились бурые пары. Чем это объясняется?
Напишите уравнение реакции между оксидом азота (IV) и водой. Как происходит изменение степени окисления элементов в этой реакции? Что в реакции является окислителем, что — восстановителем?
Составьте уравнения реакции азотной кислоты с оксидом железа (Ш), гидроксидом цинка, карбонатом кальция. Сколько молей азотной кислоты расходуется на реакции с 10 г каждого из этих соединений?
Составьте уравнения реакций окисления свинца и серебра разбавленной азотной кислотой, зная, что свинец окисляется до РЬ+2, а серебро — до Ag+.
Составьте уравнение реакции окисления кобальта концентрированной азотной кислотой, принимая во внимание, что образуется соль трехвалентного кобальта.
Сернистая кислота H2SO3 окисляется азотной кислотой до серной кислоты H2SO4. При этом азотная кислота восстанавливается до оксида азота (II). Составьте уравнение реакции.
Разбавленная азотная кислота на холоду окисляет сероводород до серы, а сама восстанавливается до оксида азота (II). Составьте уравнение реакции.
Сколько литров и молей аммиака требуется для получения 6,3 кг азотной кислоты, считая потери в производстве равными 5%?
Какой объем 1 М раствора гидроксида натрия требуется для нейтрализации 50 мл 2 М раствора азотной кислоты?
Раскаленный уголек, брошенный в концентрированную азотную кислоту, продолжает гореть, при этом выделяет-
ся бурый газ и газ, образующий с известковой водой Са(ОН)2 белый осадок. Напишите уравнения реакций.
Нитрат аммония можно получить взаимодействием нит рата кальция с карбонатом аммония. Составьте уравне ние этой реакции и укажите, почему она идет до конца.
Напишите уравнение реакций следующих превращений:
NH3 —►NH4NO2►NH.OHNH3 —►NH4NO2►NH.OHNF3 NO -► NO2NF3 NO -► NO2n2o-► 02
NH3 —►NH4NO2►NH.OH
NH3 —►NH4NO2►NH.OH
NF3 NO -► NO2
NF3 NO -► NO2
—► NH.;NO-►NaNO3
* HNO3► Cu(NO3)2
Какова массовая доля каждой из образующихся солей, если через 300 г 5,6%-го раствора гидроксида калия пропустили 5,6 л оксида азота (IV)?
Тест № 14по теме: «Сера, азот и их соединения»(Число правильных ответов — 13)
Вариант I
Какова конфигурация внешнего электронного слоя атома азота?
®2?2р'©2?2р
®2?2р5©З^Зр3
@2?2р6
В каком из указанных соединений степень окисления атома серы S равна +4?
®A12(SO3)3©CuSO4
©FeS2©K2SO4
@ Li2S
В каких из указанных реакций азот N2 играет роль восстановителя?
®N2 + О2 — 2NO© N2 + ЗСа « Ca3N2
®6Li + N2 = 2Li3N © N2 + 3H2 2NH3
© N2 + 3F2 = 2NF3
С какими из указанных веществ взаимодействует сульфид натрия с образованием сульфида свинца (II)?
®Pb(CH3COO)2 ©Pb
®Pb(NO©©PbO
© Pb(OH)2
С какими из указанных веществ взаимодействует концентрированная HNO3 с образованием NO2?
®Си©Ва(ОН)2
®ZnO©CuSO4
© Ag
Какие из указанных реакций являются качественными реакциями на ион аммония NH4+?
@ NH4NO2 — N2 + 2Н2О
© NH4NO3 + NaOH = NH3T + Н2О + NaNO3
© 2NH4C1 + Са(ОН)2 = 2NH3T + 2Н2О + СаС12
© 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
© 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
С каким из указанных веществ реагирует разбавленная серная кислота?
®Hg©А12О3
©BaSO4©Си
@ ZnCl2
Какие из указанных пар веществ можно использовать для получения оксида азота (IV)?
®NO, О2©Zn, HNO3 (разб.)
©Си, HNO3 (конц.)©N2, О2
© NH3, О2
Вариант II
Какова конфигурация внешнего электронного слоя атома серы со степенью окисления —2?
®З^Зр2©3?3/
©3^3/©4?4/
©4^4р4 '
В каком соединении степень окисления атома азота равна +3?
®Cu(NO3)2©NH4C1
©NO2©Ca(NO2),
© Cr(NO3)3
В каких из указанных реакций сера играет роль восстановителя?
®S + С12 = SC12©2Li + S = Li2S
®S + O2 + SO2©S + 3F2 = SF6
©2A1 + 3S=A12S3
С какими из указанных веществ взаимодействует оксид азота (IV) с образованием только нитрата натрия и воды?
®NaOH©Na2S
©Na2SO4©Na2O
© NaOH, O2
С каким из указанных веществ взаимодействует концентрированная кислота H2SO4 с образованием SO2?
®СиО©Си(ОН)2
®Ag©ВаС12
@ Са
Какие из указанных реакций являются качественными реакциями на сульфат-ион?
® SO3 + Са(ОН)2 = CaSO. + Н2О
© H2SO4 + ВаС12 = BaSO4l + 2НС1
® 5KNO2 + 2КМпО4 + 3H2SO4 =
= 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
© Na2SO4 + ВаС12 = BaSO4i + 2NaCl
© CuSO4 + Ni = NiSO4 + Cu
С какими из указанных веществ реагирует концентрированная HNO3 при обычных условиях?
®NaOH© PbSO4
®Cr©Ге
© Си
Какие из указанных пар веществ можно использовать для получения оксида серы (IV)?
®S, О2©CuSO4, NaOH
®Си, H2SO4 (разб.) ©Hg, H2SO4 (конц.)
© Mg, H2SO4 (разб.)
Фосфор и его соединения
Фосфор — элемент главной подгруппы пятой группы, находится в третьем периоде. Его порядковый номер — 15, относительная атомная масса — 31.
Характерные степени окисления:
—3 (фосфин РН3, фосфиды металлов: Na3P, Са3Р2, А1Р и др.);
О (простое вещество фосфор Р);
+3 (оксид фосфора (III) Р2О3, фосфористая кислота Н3РО3 и ее соли — фосфиты; галогениды и сульфиды фосфора (III));
+5 (оксид фосфора (V) Р2О5, фосфорная кислота Н3РО4 и ее соли — фосфаты, галогениды и сульфиды фосфора (V)).
Наиболее устойчива для фосфора степень окисления +5.
Нахождение в природе
В земной коре содержится около 0,12% (масс.) фосфора в связанном состоянии: в виде солей. Основное природное соединение — фосфат кальция Са3(РО4)2. Как минерал он носит название фосфорит и образует крупные месторождения. Другим распространенным минералом, содержащим фосфор, является апатит, который представляет собой фосфат кальция, связанный с хлоридом кальция (хлорапатит) или фторидом кальция (фторапатит).
Фосфат кальция содержится в костях всех позвоночных и обусловливает их прочность.
Получение
Свободный фосфор получают в электрических печах без доступа воздуха из фосфата кальция, смещцвая его с песком и углем. При прокаливании этой смеси сначала происходит вытеснение оксида фосфора (V) из фосфата оксидом кремния (IV):
Са3(РО4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + Р2О5
Углерод (уголь) восстанавливает оксид фосфора (V) до свободного фосфора:
Р2О5 + 5С = 2Р + 5СО
Суммарное уравнение процесса получения фосфора можно записать так:
Са3(РО4)2 + 3SiO2 + 5С - 3CaSiO3 + 2Р + 5СО
Физические свойства
Простое вещество фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций. Все они представляют собой твердые вещества кристаллического или амор-
фного строения. Наиболее известными и устойчивыми модификациями фосфора являются белый, красный и черный фосфор.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные тетраэдрические молекулы Р4. На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится в темноте («фосфор» в переводе с греческого означает «светоносный»). В воде белый фосфор нерастворим (его хранят под слоем воды для защиты от окисления), хорошо растворяется в сероуглероде. Является сильным ядом, даже в малых дозах (десятые доли грамма) действует смертельно.
При нагревании без доступа воздуха до 250—300еС белый фосфор превращается в красный.
Красный фосфор представляет собой неорганический полимер, в котором большое число атомов фосфора связаны друг с другом в цепи, кольца и т. д. По свойствам резко отличается от белого фосфора: не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде, не ядовит.
При нагревании до 200“С под очень высоким давлением и белый, и красный фосфор превращаются в черный фосфор.
Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, является полупроводником. По своей структуре черный фосфор, как и красный, является неорганическим полимером.
Химические свойства
Наиболее химически активным является белый фосфор (в уравнениях реакций с участием белого фосфора его формулу для простоты записывают как Р, а не Р4, тем более, что аналогичные реакции возможны и с участием красного фосфора, молекулярный состав которого неопределенен). Фосфор непосредственно соединяется со многими простыми и сложными веществами. В химических реакциях фосфор, как и азот, может быть и окислителем, и восстановителем.
Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами с образованием фосфидов, например:
-з
2Р° + ЗСа = СаэР2 Фосфид кальция
Р + 3Na = Na3P Фосфид натрия
Обратите внимание, что непосредственно с водородом фосфор практически не соединяется (отличие от азота!).
Как восстановитель фосфор взаимодействует с кислородом, галогенами, серой (т. е. с более электроотрицательными неметаллами). При этом в зависимости от условий про-
ведения реакций могут образовываться как соединения фосфора (III), таки соединения фосфора (V).
При медленном окислении или при недостатке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (III), или Фосфористого ангидрида Р2О3:
4Р° + ЗО2 = 2Р2О3
При сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха) образуется оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р2О5:
4Р° + 5О2 = 2Р2О5
В зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии фосфора с галогенами и серой образуются соответственно галогениды и сульфиды трех- и пятивалент
Хлорид фосфора (V) Хлорид фосфора (III) Сульфид фосфора (V) Сульфид фосфора (III)Хлорид фосфора (V) Хлорид фосфора (III) Сульфид фосфора (V) Сульфид фосфора (III)ного фосфора; например: 2Р + 5 С12 (изб.) = 2РС15 2Р + ЗС12 (недост.) = 2РС13 2Р + 5S (изб.) = P2S5 2Р + 3S (недост.) = P2S3
Хлорид фосфора (V) Хлорид фосфора (III) Сульфид фосфора (V) Сульфид фосфора (III)
Хлорид фосфора (V) Хлорид фосфора (III) Сульфид фосфора (V) Сульфид фосфора (III)
Следует отметить, что с йодом фосфор образует только соединение Р13.
Роль восстановителя фосфор играет и в реакциях с кис-
лотами-окислител ями:
— с разбавленной азотной кислотой:
ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NOT;
с концентрированной азотной кислотой:
Р + 5HNO3 = Н3РО4 + 5NO2T + Н2О;
с концентрированной серной кислотой:
2Р + 5H2SO4 = 2Н3РО4 + 5SO2T + 2Н2О
С другими кислотами фосфор не взаимодействует.
При нагревании с водными растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию, например:
—з+1
4РС + ЗКОН + ЗН2О = РН3Т + ЗКН2РО2
8Р + ЗВа(ОН)2 + 6Н2О = 2РН3Т + ЗВа(Н2РО2)2
Кроме фосфина РН3 в результате этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н3РО2 — гипофосфиты, в которых фосфор имеет нехарактерную степень окисления +1.
Применение фосфора
Основная часть производимого в мире фосфора расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой, получают удобрения и другие продукты. Красный фосфор используется при изготовлении спичек, он содержится е массе, которая наносится на спичечную коробку.
ФОСФИН
Наиболее известным водородным соединением фосфора является фосфин РН3.
Получение
Выше был рассмотрен способ получения фосфина при взаимодействии фосфора с водными растворами щелочей. Другой способ — действие соляной кислоты на фосфиды металлов, например:
Zn3P2 + 6НС1 = 2РН3? + 3ZnCl2
Физические свойства
Фосфин — бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит. Хорошо растворим в органических растворителях. В отличие от аммиака малорастворим в воде.
Химические свойства
L Кислотно-основные свойства
Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:
РН3 + Н2О г РН3 • Н2О г РН4+ + ОН" (Кд = 4 • Ю”25) (РН4ОН) ион фосфония
(сравните с константой диссоциации NH4OH, которая равна 1,8 • 10~5). Соли фосфония РН3 образует только с наиболее сильными кислотами:
РН3 + НС1 = РН4С1 Хлорид фосфония
РН3 + НС1О4 — РН4С1О4 Перхлорат фосфония
Окислительно-восстановительные свойства
Как и азот в аммиаке NH3, фосфор в молекуле фосфина РН3 имеет низшую степень окисления — 3. Однако для фос-
фора эта степень окисления менее устойчива, чем для азота, поэтому фосфин проявляет более ярко выраженные восстановительные свойства, чем аммиак. Так, фосфин при температуре около 150°С самовоспламеняется на воздухе:
-3/- +5
2РН3 + 4О2 = Р2О5 + ЗН2О
Фосфин восстанавливает соли некоторых малоактивных металлов до свободных металлов, например:
-3+1+5
РН3 + 8AgNO3 + 4Н2О = Н3РО4 + 8Ag° + 8HNO3
Практического значения фосфин не имеет.
ОКСИДЫ И КИСЛОТЫ ФОСФОРА
Фосфор образует очень большое число различных оксидов и кислот. Среди них наиболее устойчивыми являются оксид фосфора (V) и соответствующая ему ортофосфорная, или фосфорная, кислота Н3РО4.
Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р2О5 — белый порошок, без запаха. По своему характеру является типичным кислотным оксидом. При растворении в воде гидратируется с образованием следующих кислот:
Р2О5 + Н2О - 2НРО3 Р2О5 + 2Н2О - Н4Р2О7Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4Р2О5 + Н2О - 2НРО3 Р2О5 + 2Н2О - Н4Р2О7Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4Метафосфорная кислотаПирофосфорная (дифосфор- ная) кислотаОртофосфорная (фосфорная) кислотаМетафосфорная кислотаПирофосфорная (дифосфор- ная) кислотаОртофосфорная (фосфорная) кислота
Р2О5 + Н2О - 2НРО3 Р2О5 + 2Н2О - Н4Р2О7
Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4
Р2О5 + Н2О - 2НРО3 Р2О5 + 2Н2О - Н4Р2О7
Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4
Метафосфорная кислота
Пирофосфорная (дифосфор- ная) кислота
Ортофосфорная (фосфорная) кислота
Метафосфорная кислота
Пирофосфорная (дифосфор- ная) кислота
Ортофосфорная (фосфорная) кислота
Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует с основаниями и основными оксидами, например:
Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О
Р2О5 + ЗВаО = Ва3(РО4)2
При взаимодействии Р2О5 со щелочами в зависимости от соотношения реагентов могут образовываться не только средние, но и кислые соли:
Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О
Р2О5 + 2NaOH + Н2О = 2NaH2PO4
Хотя в Р2О5 фосфор имеет высшую степень окисления +5, оксид фосфора (V) не проявляет сколько-нибудь выраженных окислительных свойств, так как эта степень окисления для фосфора очень устойчива.
Оксид фосфора (V) является прекрасным водопоглощающим и водоотнимающим средством. На этом основано его использование в эксикаторах (сосудах для высушивания веществ), при проведении реакций дегидратации и т. д.
Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н3РО4 — бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при температуре 42°С, очень хорошо растворимое в воде. Фосфорная кислота является трехосновной кислотой средней силы. Ее графическая формула:
ОН
НО-Р-ОН
В водных растворах диссоциирует ступенчато:
1-я ступень: Н3РО4 Н+ + Н2РО4, Kt = 7,5 • 10 3; 2-я ступень: Н2РО4 # Н+ + HPOJ", К2 - 6,2* 10’8; 3-я ступень: HPOJ" # Н+ + РО4“, К3 = 5,0 е 10’13.
Константы второй и третьей ступеней диссоциации очень малы, поэтому в растворе фосфорной кислоты преобладают ионы Н+ и Н2РО4.
В лаборатории Н3РО4 получают окислением фосфора разбавленной азотной кислотой (см. свойства фосфора).
В промышленности Н3РО4 получают экстракционным методом, обрабатывая природные фосфаты серной кислотой:
Са3(РО4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 + 3CaSO4,
а также термическим методом, восстанавливая природные фосфаты до свободного фосфора (см. получение фосфора), который затем сжигают и образующийся при этом Р2О5 растворяют в воде.
Фосфорная кислота обладает всеми общими свойствами кислот, однако она значительно слабее таких кислородсодержащих кислот, как серная или азотная. В отличие от этих кислот фосфорная кислота не обладает также сколько-нибудь значительными окислительными свойствами (устойчивость степени окисления +5 у фосфора!).
Применение фосфорной кислоты
Помимо производства удобрений (см. далее), фосфорную кислоту используют при изготовлении реактивов, многих органических веществ, для получения катализаторов, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности и т. д.
СОЛИ ФОСФОРНОЙ кислоты
Как трехосновная кислота Н3РО4 образует три ряда солей: средние (нормальные) соли — фосфаты;
кислые соли — гидрофосфаты и дигидрофосфаты.
Так, например, при нейтрализации фосфорной кислоты едким натром в зависимости от молярного соотношения кислоты и щелочи могут идти следующие реакции:
Н3РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О
Фосфат натрия
Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О Гидрофосфат натрия
Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О
Дигидрофосфат натрия
Большинство средних солей — фосфатов — нерастворимо в воде. Исключением являются лишь фосфаты щелочных металлов и аммония. Многие же кислые соли фосфорной кислоты хорошо растворяются в воде, причем наиболее растворимыми являются дигидрофосфаты.
Растворимые в воде соли фосфорной кислоты подвергаются гидролизу, который следует рассмотреть особо, т. к. водные растворы средних и кислых солей имеют, как это ни удивительно, принципиально разный характер среды. Для иллюстрации приведем значения pH 1%-ных водных растворов различных натриевых солей фосфорной кислоты:
Соль
Na3PO4
Na2HPO4
NaH2PO4
pH
12,1
8,9
6,4
Характер среды
Сильнощелочная
Слабощелочная
Слабокислая
Рассмотрим сначала гидролиз средней соли — фосфата натрия.. Первая (основная) ступень гидролиза выражается следующими уравненями:
Na3PO4 + Н2О Na2HPO4 + NaOHpoj" + н2о нро24- +[он-|
Образующийся при гидролизе ион НРО4 практически не диссоциирует на ионы (см. константы диссоциации Н3РО4), поэтому характер среды определяют ионы ОН", и среда водных растворов средних фосфатов является сильнощелочной.
При гидролизе гидрофосфатов на первой ступени образуются дигидрофосфат-ионы, что видно из следующих уравнений:
Na2HPO4 + Н2О # NaH2PO4 + NaOHНРО^ + Н2О г н2ро; +|он~
Образующиеся ионы Н2РО4 заметно диссоциируют: н2ро4- #|Щ+ НРО4 . Являющиеся продуктом этой диссоциации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН", образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофосфатов является слабощелочной.
Что касается дигадрофосфатов, то в их растворах наряду с гидролизом:
NaH2PO4 + Н2О # Н3РО4 + NaOH
Н2РО4~ + Н2О ^ Н3РО4 + ОН"идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов:н2ро; # н' + нро5"
Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН" (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н+ (продукт диссоциации), а избыток последних обусловливает слабокислый характер среды растворов дигидрофосфатов.
ФОСФОРНЫЕ УДОБРЕНИЯ
Фосфор, как и азот, является одним из тех элементов, который необходим для питания растений. Поэтому наряду с азотными в сельском хозяйстве широко используются фосфорные удобрения. В качестве удобрения можно использовать лишь водорастворимые соединения. В связи с этим основная задача при производстве фосфорных удобрений — превращение нерастворимого фосфата кальция (основа фосфоритов и апатитов) в растворимые кислые фосфаты.
Важнейшее фосфорное минеральное удобрение — суперфосфат (или простой суперфосфат), который получают обработкой природных фосфоритов серной кислотой:
Са3(РО4)2 + 2H2SO4 =[с^Н2РО4)7+ 2CaSO4
Образующаяся смесь содержит дигидрофосфат кальция, который хорошо растворим в воде, и сульфат кальция, являющийся бесполезным «балластом».
Для получения двойного суперфосфата из природного фосфорита выделяют сначала фосфорную кислоту по реакции:
Са3(РО4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 +3CaSO4>l (избыток)
Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита:
Са3(РО4)2 + 4Н,РО4 = 3|Са(Н2РО4)2
Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидроксидом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением:
Н3РО4 + Са(ОН)2 =|СаНРО4* 2Н^О
СаНРО4 плохо растворяется в воде, но достаточно хорошо растворим при его внесении в кислые почвы.
В последнее время широкое распространение получили сложные (смешанные, комплексные, комбинированные) удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов.
Важнейшим из них является аммофос, который содержит азот и фосфор и образуется при взаимодействии аммиака и фосфорной кислоты:
NH3 + Н3РО4 -Inh4h2po4
2NH3 + Н3РО4 = (NH4)2HPO4
Таким образом, аммофос представляет собой смесь гидро- и дигидрофосфата аммония.
Смесь аммофоса с калийной селитрой KNO3 называется аммофоской. Это удобрение содержит все наиболее необходимые растениям питательные элементы — азот, фосфор и калий.
Вопросы для контроля
Какие степени окисления характерны для фосфора? Какая степень окисления наиболее устойчива?
Назовите важнейшие природные соединения фосфора. Как из этих соединений получают фосфор?
Каковы важнейшие аллотропные модификации фосфора?
В чем их отличие друг от друга?
При взаимодействии с какими веществами фосфор выступает в роли окислителя? восстановителя? и окислителя, и восстановителя?.
Какие два способа получения фосфина вам известны? Что он представляет собой по физическим свойствам?
Чем отличается фосфин от аммиака по кислотно-основным и окислительно-восстановительным свойствам?
Какие кислородные соединения фосфора являются наиболее известными и устойчивыми?
Какие кислоты могут образоваться при растворении оксида фосфора (V) в воде?
Какими способами получают фосфорную кислоту:
а) в лаборатории? б) в промышленности?
Чем отличается фосфорная кислота от таких кислот, как азотная и серная?
Какие виды солей образует фосфорная кислота и какова их растворимость в воде?
В чем отличие гидролиза средних и кислых фосфатов?
В каких производствах используется фосфорная кислота?
Назовите важнейшие фосфорные удобрения. Какими способами их получают?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Определите массовые доли фосфора в: а) простом суперфосфате, б) двойном суперфосфате, в) в преципитате.
Какую массу фосфорита, содержащего 70% Са3(РО4)2^ нужно взять, чтобы получить из него 500 кг фосфора, если потери фосфора в производстве равны 5%?
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Р -> Р2О5 -> Н3РО4а) Р -> Р2О5 -> Н3РО4Са3(РО4)2 -> СаНРО4 -э Са(НгРО4)2
а) Р -> Р2О5 -> Н3РО4
а) Р -> Р2О5 -> Н3РО4
Са(Н2РО4)2 -> СаНРО4 -> Са3(РО4)2
б) Р —> Са3Р2 -> РН3 —> Р2О5 —> НРО3 —> Н3РО4 —> суперфосфат.
Какова массовая доля фосфорной кислоты в растворе, полученном при растворении в 200 см3 воды продукта полного окисления 24,8 г фосфора?
При окислении фосфора было израсходовано 16 д' кислорода. Полученный фосфорный ангидрид растворили в 50 см3 25%-го раствора едкого натра (плотность 1,28 г/см3). Какая соль при этом образовалась и какова ее массовая доля в растворе?
Методом электронного баланса составьте уравнения следующих реакций:
Р + CuSO4 + Н2О -» H2SO4 + Си + Н3РО4;
Н3РО3 + KMnO4 + H2SO4 -э Н3РО4 + MnSO4 +
+ K2SO4 + Н2О;
Р + Н2О -> Н3РО4 + Н2.
Какая масса оксида фосфора (V) образуется при полном сгорании фосфина, полученного из фосфида кальция Са3Р2 массой 18,2 г?
§ 8.9. Углерод и его важнейшиенеорганические соединения
Общая характеристика главной подгруппы IV группы
В главную подгруппу IV группы периодической системы входят углерод С (цэ), кремний Si (силициум), германий Ge (германий), олово Sn (станнум) и свинец РЬ (плюм- бум). Как и в других главных подгруппах, в подгруппе углерода с возрастанием порядкового номера сверху вниз увеличиваются размеры атомов (табл. 45). Наименьший радиус имеет атом углерода, у которого внешние электроны находятся близко от ядра — во втором слое, наибольший радиус — у атома свинца, внешние электроны которого расположены от ядра значительно дальше — в шестом слое.
В связи с увеличением в ряду С -> Si -> Ge —> Sn -> Pb числа заполняемых электронных слоев и увеличением размеров атома ослабляется притяжение внешних валентных электронов к ядру, поэтому неметаллические свойства элементов в подгруппе сверху вниз ослабляются и усиливаются металлические свойства. Углерод и кремний являются неметаллами, а ниже расположенные германий, олово и свинец — металлами.
На внешнем электронном слое атомов рассматриваемых элементов имеется по 4 электрона, конфигурация внешне-
Таблица 45
Некоторые характеристики элементов подгруппы углерода
Символ и порядковый номер элемента
Название элемента
Конфигурация внешнего (валентного) СЛОЯ атома
Радиус атома, нм
эо
Электронное семейство
6с
Углерод
2s22p2
0,077
2,5
Все элементы
14Si
Кремний
3s23p2
0,134
1,8
относятся кр -се-
32Ge
Германий
4s24p2
0,139
1,8
мейству, так как
5qSh
Олово
5s25p2
0,158
2,0
в их атомах запол-
82Pb
Свинец
6s2 6p2
0,175
1,9
няется электронами р-подуровень внешнего электронного слоя
го слоя выражается общей формулой п^пр1*.
пр
Все элементы подгруппы углерода могут проявлять валентность И, так как имеют два неспаренных электрона на внешнем уровне* В возбужденном состоянии один электрон с 5-подуровня переходит на р-подуровень, и все четыре электрона внешнего уровня становятся неспаренными:
пр
"УЛИЛ
И 1 3
ns пр
Поэтому для всех элементов IV группы максимальная валентность равна четырем.
Летучие водородные соединения, образуемые элементами подгруппы углерода, имеют общую формулу ЭН4. Среди них только метан СН4 является устойчивым соединением. Силан S1H4 малоустойчив и самовоспламеняется на воздухе. Еще менее устойчивы GeH4, SnH4 и РЬН4.
Низшие оксиды углерода и кремния СО и SiO являются несолеобразующими оксидами, а оксиды двухвалентных германия, олова и свинца — GeO, SnO и РЬО — амфотерными оксидами.
Высшие оксиды углерода и кремния СО2 и SiO2 являются кислотными оксидами, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие слабокислотные свойства — угольная кислота Н2СО3 и кремниевая кислота H2SiO3.
Амфотерным оксидам GeO2, SnO2 и РЬО2 соответствуют амфотерные гидроксиды, причем при переходе от гидроксида германия (IV) Ge(OH)4 к гидроксиду свинца (IV) РЬ(ОН)4 кислотные свойства ослабляются, а основные усиливаются.
Углерод и кремний, являясь неметаллами, проявляют в различных соединениях как положительные, так и отрицательные степени окисления. В соединениях с более электроотрицательными элементами их степень окисления положительна, например:
+2+4+4
СО, СО2, SiCl4, а в соединениях с менее электроотрицательными элементами — отрицательна:
—4—4
СН4, Mg2Si.
Металлы Ge, Sn, Pb во всех соединениях проявляют только положительные степени окисления:
+4+4+2+2
GeCl4, SnBr4, РЬС12, Pb(NO3)3.
При переходе от С к Pb повышается устойчивость степени окисления +2 по сравнению со степенью окисления +4.
УГЛЕРОД
Углерод — шестой элемент в периодической системе Д. И. Менделеева, относится ко второму периоду, к главной подгруппе IV группы. Его относительная атомная масса — 12. Электронная формула атома углерода: 1?2?2//.
В большинстве соединений углерод имеет валентность IV.
Так как углерод имеет большую энергию ионизации и малую энергию сродства к электрону, для него нехарактерно образование положительных или отрицательных ионов. Обычно углерод образует ковалентные связи. Особенностью углерода является способность его атомов соединяться друг с другом с образованием углерод-углеродных цепей:
_С~С—С—С—С—С—-С-С-С-С-
Нахождение в природе
В природе углерод находится и в свободном виде, и в виде соединений. Свободный углерод известен в виде двух аллотропных модификаций: алмаза и графита.
Углерод входит в состав многих сложных веществ: СаСО3 — мел, известняк, мрамор; СаСО3 • MgCO3 — доломит и др. Углерод является основной составной частью каменного угля. Соединения углерода — основные компоненты нефти и природного газа. Все органические соединения являются соединениями углерода.
В земной атмосфере углерод находится в виде углекислого газа СО2. Содержание его в сухом воздухе незначительно и составляет приблизительно 0.03 объемных %. Интересно, что атмосфера планеты Венера на 97% состоит из оксида углерода (ГУ).
Физические свойства
Аллотропные модификации углерода — алмаз и графит — резко отличаются по физическим свойствам. Ал- 438
Рис. 29. Строение кристаллической решеткиРис. 29. Строение кристаллической решетки
Рис. 29. Строение кристаллической решетки
Рис. 29. Строение кристаллической решетки
маз — прозрачные кристаллы, очень твердые. Твердость алмаза объясняется строением его кристаллической решетки (рис. 28). Четыре валентных электрона каждого атома углерода в алмазе дУ-гибридизованы и образуют прочные ковалентные связи с другими атомами углерода. Кристалличес
кая решетка алмаза имеет ^ис- 28. Строение кристаллической тетраэдрическое строение.решетки алмаза
Расстояние между всеми атомами углерода одинаковое. Алмаз не проводит электрический ток, так как в его кристаллической решетке отсутствуют свободные электроны.
Графит — мягкое темно-серое вещество с металлическим блеском. Кристаллическая решетка графита имеет сложное слоистое строение (рис. 29).
Расстояние между слоями в кристалле графита больше расстояния между соседними атомами углерода в одной плоскости в 2,5 раза, поэтому связь между атомами углерода в одном слое гораздо прочнее, чем связь между атомами углерода, находящимися в различных слоях.
Каждый атом углерода в кристаллической решетке графита ^-гибридизован и образует три прочные ковалентные связи с атомами углерода, расположенными в том же слое. В образовании этих связей участвуют три электрона атома углерода, а четвертый валентный электрон является относительно свободным. Наличие свободных электронов обусловливает электропроводность графита.
Химические свойства
При обычной температуре углерод малоактивен. При нагревании он реагирует со многими простыми и сложными веществами.
Углерод может быть как восстановителем, так и окислителем, поэтому в соединениях может
проявлять положительную и отрицательную степень окисления.
Углерод как восстановитель
Как и другие неметаллы, углерод проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом и другими более электроотрицательными элементами.
Углерод горит на воздухе с выделением большого количества тепла. При этом образуется оксид углерода (IV), или углекислый газ СО2:
с + о2 = со2
При недостатке кислорода образуется оксид углерода (И), или угарный газ СО:
2С + О2 - 2СО
Раскаленный углерод реагирует с парами серы, легко соединяется с хлором и другими галогенами:
Г
С + 2S — CS2 Сероуглерод
С + 2С12 = СС14 Четыреххлористый углерод
Так как для углерода в отличие от других неметаллов весьма характерны восстановительные свойства, он может восстанавливать оксиды металлов и неметаллов:
+2 f+2
С° + СиО = Си0 + СО
+4 f+2
2С° + РЬО2 = Pb° + 2СО*+4 f +2С° + СО2 - 2СО
Это свойство углерода широко используется в металлургии.
При пропускании через раскаленный уголь водяного пара получается смесь оксида углерода (II) с водородом, или водяной газ:
С + Н2О = СО + Н2
Пар Водяной газ
Углерод как окислитель
Углерод проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами и водородом.
#° +3 —4 4А1° + ЗС° = А14С3 f 4-2-1 Са° + 2С° = СаС,#° +3 —4 4А1° + ЗС° = А14С3 f 4-2-1 Са° + 2С° = СаС,Углерод взаимодействует с металлами, образуя карбиды металлов:
#° +3 —4 4А1° + ЗС° = А14С3 f 4-2-1 Са° + 2С° = СаС,
#° +3 —4 4А1° + ЗС° = А14С3 f 4-2-1 Са° + 2С° = СаС,
Карбид алюминия
Карбид кальция
В промышленности карбид кальция обычно получают при взаимодействии углерода с негашеной известью СаО, которую получают из известняка СаСО3:
СаСО3 = СаО + СО2Т,
Известняк Негашеная известь
СаО + ЗС = СаС2 + СО?.
Углерод реагирует с водородом, при этом образуется метан СН4:
С + 2Н2„ ':*гСН4
Применение
Алмаз применяется в промышленности для обработки твердых сплавов и бурения, а также для изготовления ювелирных украшений. Графит широко применяется в электротехнике для изготовления электродов.
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА
Оксид углерода (II) СО, или угарный газ. В молекуле СО атомы кислорода и углерода связаны двумя видами ковалентной связи: ковалентной полярной и донорно-акцепторной. Кислород является донором, углерод — акцептором:
О-)SCEH—:О:С-ОО-)SCEH—:О:С-ОО: -^С = ОО: -^С = О
О-)
SCEH—:О:
С-О
О-)
SCEH—:О:
С-О
О: -^С = О
О: -^С = О
Акцептор Донор
Оксид углерода (II) не имеет запаха и цвета, плохо ра
створяется в воде, токсичен.
В лаборатории СО получают разложением муравьиной кислоты при нагревании в присутствии серной кислоты или фосфорного ангидрида:
НСООН ■ Z* ^^^соТ + Н2О
Углерод в угарном газе имеет степень окисления +2, поэтому для него характерны реакции присоединения, в которых он является восстановителем.
Угарный газ горит с образованием углекислого газа и выделением тепла:
+2i° +4
2СО + О" = 2СО2 + Q
Оксид углерода (II) реагирует с хлором на свету в присутствии катализатора — угля. При этом образуется фосген: " СО + Cl2 hv'С СОС12
Фосген — ядовитый газ, применялся как отравляющее вещество в первую мировую войну
Восстановительные свойства угарного газа используются в металлургии для получения металлов из руд:
СО + FeO - СО2 + Fe
Оксид углерода (IV), или углекислый газ СО2. В этом соединении углерод и кислород связаны ковалентными полярными связями: О = С = О. Так как молекула СО2 имеет линейное строение, она неполярна.
Углекислый газ бесцветен, не имеет запаха, тяжелее воздуха, плохо растворяется в воде. Он образуется при:
горении углерода в избытке кислорода:
С + О2 - СО2;
разложении карбонатов и гидрокарбонатов при нагревании:
СаСО3 = СаО + СО2Т
2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2Т + Н2О
Оксид углерода (IV) не поддерживает горения. Только некоторые активные металлы горят в нем, так как отнимают кислород:
+4*°+2
2Mg° + СО2 = 2MgO + С°
Оксид углерода (IV) — кислотный оксид. Он реагирует с 442
основаниями, основными оксидами, с водой. При взаимодействии с водой образуется угольная кислота:
СО2 + Н2О # Н2СО3
Угольная кислота —■ слабый электролит (Кд = 4,5 • 10"7). Как двухосновная кислота она диссоциирует по двум ступеням и поэтому образует два ряда солей — нормальные и кислые соли (карбонаты и гидрокарбонаты):
НэСО3 # НСОЭ" + н+, НСО3- # СО32 + н+
Гидрокарбонат-ионКарбонат-ион
Примеры солей: гидрокарбонаты — NaHCO3, Mg(HCO3)2; карбонаты — Na2CO3, СаСО3.
Карбонаты щелочных металлов Na2CO3, К2СО3 и аммония (NH4)2CO3 хорошо растворимы в воде. Карбонаты щелочноземельных металлов СаСО3, SrCO3, ВаСО3 и некоторые другие в воде практически нерастворимы. Карбонаты алюминия, хрома, железа не могут существовать в водных растворах, так как подвергаются полному гидролизу, в результате которого выпадает осадок соответствующего гидроксида и выделяется углекислый газ.
Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
MgCO3 = MgO + СО/Г; Na2CO3 4
Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот, при котором выделяется углекислый газ:
NaHCO3 + НС1 = NaCl + Н2О + СО2?нсо3- + Н+ = Н2О + СО2?,
MgCO3 + 2НС1 - MgCl2 + Н2О + СО2?
При пропускании СО2 через известковую воду Са(ОН)2 выпадает осадок СаСО3 (раствор мутнеет):
Са(ОН)2 + СО2 = CaCO3>L + Н2О
Последняя реакция является качественной реакцией на углекислый газ СО2,
Карбонаты и гидрокарбонаты некоторых металлов имеют широкое применение.
Сода Na2CO3 — один из главных продуктов основной химической промышленности. В настоящее время соду получают главным образом аммиачно-хлоридным способом, основанным на образовании гидрокарбоната натрия при реакции между хлоридом натрия и гидро карбонатом аммо-
ния в водном растворе. Концентрированный раствор NaCl насыщают аммиаком и углекислым газом. При взаимодействии NH3, СО2 и Н2О образуется гидрокарбонат аммония:
NH3 + СО2 + Н2О = NH4HCO3,
который, вступая в обменную реакцию с NaCl, образует гидро карбонат натрия:
NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3xL + NH4C1
Гидрокарбонат натрия сравнительно малорастворим в холодной воде, его отфильтровывают и прокаливают, в результате чего образуется обычная сода:
2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2Т + Н2О
Вопросы для контроля
Какие элементы составляют подгруппу углерода?
Какова закономерность изменения радиусов атомов элементов в подгруппе углерода? Какие из этих элементов относятся к неметаллам?
Какую конфигурацию внешнего электронного слоя имеют атомы элементов подгруппы углерода в основном и возбужденном состояниях? Какие валентности и степени окисления проявляют они в соединениях? Приведите примеры соединений, в которых элементы подгруппы углерода проявляют:
положительные степени окисления +2, +4;
отрицательную степень окисления —4.
Каков характер оксидов элементов подгруппы углерода и соответствующих им гидроксидов?
Какие летучие водородные соединения образуют элементы подгруппы углерода?
Охарактеризуйте особенности углерода, обусловленные строением его атома и положением в периодической системе элементов.
В каком виде углерод встречается в природе? Приведите примеры важнейших природных соединений углерода.
Каковы аллотропные модификации углерода? Чем обусловлено различие физических свойств алмаза и графита? Где применяются алмаз и графит?
Охарактеризуйте важнейшие химические свойства углерода.
Каков тип химической связи в молекулах СО и СО3?
Каковы физические и химические свойства оксидов углерода?
Как образуется угольная кислота? Напишите уравнения ступенчатой диссоциации этой кислоты.
Какие соли образует угольная кислота? Приведите при-
меры кислых и средних солей угольной кислоты. Какова растворимость гидрокар бон а-:о в и карбонатов в воде?
Какие реакции являются качественными реакциями на углекислый газ и карбонат- ион?
Как разлагаются карбонаты и гидрокарбонаты при нагревании? Карбонаты каких металлов не подвергаются термическому разложению?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Составьте уравнения реакций:
С + О2 (изб.) —>е)С +Н2 —>
С + О2 (недост.)ж)СО2+ СаО —>
С + Sз)СО2+ LiOH ->
С + FeO ->и)СО2+ Н2О ->
КНСО3 4- КОН -> к) К2СО3 4- СО2 + Н2О ->
Как осуществить следующие превращения:
СО2 -э Са(НСО3)2 -» СаСО3 -» СаС12 2^£ЕЕ£^
-> Са(ОН)2 -> СаСО3?
Напишите уравнения происходящих реакций.
При нагревании угля с концентрированной серной кислотой выделяется оксид углерода (IV) и оксид серы (IV). Напишите уравнение реакции.
Какой объем оксида углерода (IV) при н. у. потребуется для получения гидрокарбоната кальция из 7,4 г гидроксида кальция?
При нагревании 20 г гидрокарбоната натрия выделилось 2,24 л оксида углерода (IV) при н. у. Какая массовая доля (в %) гидро карбоната разложилась?
62,5 г мрамора, содержащего 20% примесей, обработали избытком соляной кислоты. Образовавшийся газ пропустили через раскаленный уголь. Какой газ и в каком объеме при этом образуется?
Что является окислителем, а что восстановителем в реакции образования фосгена:
СО + С12 = СОС12?
Какие вещества образуются при взаимодействии 72 г магния с избытком оксида углерода (IV)? Вычислите их массы.
96 г смеси карбоната и гидрокарбоната натрия прокалили до постоянной массы, равной 69 г. Какова масса компонентов в исходной смеси?
§ 8.10. Кремний и его важнейшие соединения
Кремний является аналогом углерода, находится в главной подгруппе IV группы, в третьем периоде. Его порядко-
вый номер — 14, атомная масса — 28. Электронная конфигурация атома кремния: 1?2^2р63?3р2. Строение внешнего электронного слоя: , ■ . .
™ Зр 3s
Как и углерод, кремний является неметаллом и проявляет в своих соединениях и положительные и отрицательные степени окисления, наиболее характерными из которых являются следующие:
—4 (силан SiH4, силициды металлов Mg2Si, Ca2Si и др.); О (простое вещество кремний Si);
+4 (оксид кремния (IV), кремниевая кислота H2SiO3 и ее соли — силикаты, галогениды кремния (IV) SiF4 и др.).
Наиболее устойчива для кремния степень окисления +4.
Нахождение в природе
Кремний — один из самых распространенных в земной коре элементов (более 25% массы). Если углерод — основной элемент органической жизни, то кремний имеет подобную роль в неживой природе. Главная часть земной коры состоит из силикатных пород, представляющих собой соединения кремния с кислородом и рядом других элементов. Природные силикаты — это довольно сложные вещества. Их состав обычно изображается как соединение нескольких оксидов. Соединения, в состав которых входит оксид алюминия, называются алюмосиликатами. Таковы: белая глина А12О3 • 2SiO2 * 2Н2О, полевой шпат К2О • А12О3 • 6SiO2, слюда К2О • А12О4 • 6SiO2 • Н2О.
Многие природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями, например, аквамарин, изумруд, топаз и другие.
Значительная часть природного кремния представлена оксидом кремния (IV) SiO2. Свободного SiO2 в земной коре около 12%, в виде горных пород — 43%. В общей сложности более 50% земной коры состоит из оксида кремния (IV).
Очень чистый кристаллический SiO2 известен в виде минералов горного хрусталя и кварца. Кварц распространен в виде песка и очень твердого минерала кремня (гидратированного оксида кремния (IV), или кремнезема).
Оксид кремния (IV), окрашенный различными примесями, образует драгоценные и полудрагоценные камни — агат, аметист, яшма. В свободном виде кремний в природе не встречается.
Получение
В промышленности для получения кремния используют чистый песок SiO2. В электрических печах при высокой температуре происходит восстановление кремния из его оксида коксом (углем):
SiO2 + 2С = Si + 2СО?
В лаборатории в качестве восстановителей используют магний или алюминий:
SiO2 + 2Mg - Si + 2MgO
3SiO2 + 4A1 = 3Si + 2A12O3
Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом или цинком:
SiCl4 + 2Н2 = Si + 4НС1
SiCl4 + 2Zn — Si + 2ZnCl2
Физические свойства
Полученный указанными выше способами аморфный кремний представляет собой бурый порошок с температурой плавления 1420“С. Существует и другая аллотропная модификация кремния — кристаллический кремний. Это твердое вещество темно-серого цвета со слабым металлическим блеском, обладает тепло- и электропроводностью. Кристаллический кремний получают перекристаллизацией аморфного кремния. Аморфный кремний является более реакционноспособным, чем химически довольно инертный кристаллический кремний. Кристаллический кремний — полупроводник, его электропроводность возрастает при освещении и нагревании. Это обусловлено строением кристаллов. Структура кристаллического кремния аналогична структуре алмаза. В его кристалле каждый атом окружен тетраэдрически четырьмя другими и связан с ними ковалентной связью, хотя эта связь значительно слабее, чем между атомами углерода в алмазе. В кристалле кремния даже при обычных условиях ковалентные связи частично разрушаются, поэтому в нем имеются свободные электроны, которые обусловливают небольшую электропроводность. При освещении, нагревании, а также при наличии некоторых примесей увеличивается число разрушаемых связей, а значит, увеличивается число свободных электронов и возрастает электропроводность.
Кремний как полупроводник широко используется в технике.
Химические свойства и применение
По химическим свойствам кремний во многом схож с углеродом, что объясняется одинаковой структурой внешнего электронного слоя. При обычных условиях кремний довольно инертен, что обусловлено прочностью его кристаллической решетки. Непосредственно при комнатной температуре он взаимодействует только с фтором. При температуре 400°—600°С кремний реагирует с хлором и бромом, а в кислороде измельченный кремний сгорает. С азотом и углеродом кремний реагирует при очень высоких температурах. Во всех указанных реакциях кремний играет роль восстановителя.
+4 -I
Si° + 2F? = SiF4 '
#= +4 — 1
Галогениды кремния (IV)Оксид кремния (IV)Нитрид кремнияКарбид кремния, или карборунд.Галогениды кремния (IV)Оксид кремния (IV)Нитрид кремнияКарбид кремния, или карборунд.Si0 + 2Ci; = SiCl4
Галогениды кремния (IV)
Оксид кремния (IV)
Нитрид кремния
Карбид кремния, или карборунд.
Галогениды кремния (IV)
Оксид кремния (IV)
Нитрид кремния
Карбид кремния, или карборунд.
t° +4 —1
Si0 + 2Br5 = SiBr4
+4 -2
Si0 + O2° = SiO2
#0 +4 —3
3Si° + 2NJ = Si3N4
*- +4 -4
Si° + C° = SiC
В технике карборунд получают в электрических печах из смеси песка и кокса:
SiO2 + ЗС - SiC + 2СО?
Карборунд имеет алмазоподобную кристаллическую решетку, в которой каждый атом кремния окружен четырьмя атомами углерода, и наоборот. Ковалентные связи между атомами очень прочны. Поэтому по твердости карборунд близок к алмазу. В технике карборунд применяют для изготовления точильных камней и шлифовальных кругов.
Кремний как восстановитель взаимодействует и с некоторыми сложными веществами, например с фтороводородом:
Si + 4HF - SiF4 + 2Н2Т
С другими галогеноводородами он в реакцию не вступает. Кремний не растворяется даже в азотной кислоте, так
как на его поверхности образуется плотная оксидная пленка (SiO2), которая препятствует реакции. Однако со смесью HNO3 и HF кремний реагирует потому, что фтороводородная кислота растворяет SiO2:
3Si + 12HF + 4HNO3 = 3SiF4 + 4NO? + 8H2O
Водные растворы щелочей растворяют кремний с образованием растворимых солей кремниевой кислоты — силикатов, при этом происходит выделение водорода:
Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiO3 + 2Н2Т
Восстановительные свойства кремния используют для получения некоторых металлов из их оксидов. Например:
2MgO + Si = 2Mg + SiO2
При взаимодействии с металлами кремний играет роль окислителя. Соединения кремния с металлами называются силицидами:
Si + 2Mg = Mg2Si
При обработке силицида магния соляной кислотой или водой образуется простейшее водородное соединение кремния — силан SiH4:
Mg2Si + 4НС1 = 2MgCl2 + SiH4?
Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2 + SiHt?
Силан — ядовитый газ с неприятным запахом, легко самовоспламеняется на воздухе:
SiH4 + 2О2 = SiO2 + 2Н2О
Кремний широко применяется в технике для получения различных полупроводниковых материалов и сплавов. Сплав кремния с железом — ферросилиций (сталь, содержащая 15% кремния) обладает большой кислотоустойчи- востью. Из такой стали изготавливают химическую аппаратуру.
Оксид кремния (IV).
Кремниевая кислота и ее соли. Стекло. Цемент
Оксид кремния (ГУ) SiO2 (кремнезем, ангидрид кремниевой кислоты) — твердое тугоплавкое вещество (температура плавления 1713еС), нерастворимое в воде, из всех кислот только фтороводородная кислота постепенно разлагает его:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2Н2О
Этим свойством пользуются при травлении стекла (нанесении рисунка на поверхность стекла).
Как кислотный оксид SiO2 при нагревании или сплавлении реагирует с основными оксидами, щелочами и некоторыми солями (например, карбонатами) с образованием солей кремниевой кислоты — силикатов. Например:
SiO2 + Na2O == Na2SiO3
SiO2 + CaO = CaSiO3
SiO2 + 2NaOH - Na2SiO3 + H2O
SiO2 + Ca(OH)2 = CaSiO3 + H2O
SiO2 + Ma2CO3 = Na2SiO3 + CO2?
SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2?
Полученные искусственным путем силикаты натрия и калия — растворимое стекло — сильно гидролизованы. Их концентрированный раствор, называемый жидким стеклом, имеет сильнощелочную реакцию. Жидкое стекло применяется для изготовления несгораемых тканей, пропитки деревянных изделий, в качестве клея и т. д.
Кремниевая кислота H2SiO3 относится к очень слабым кислотам. В воде она практически нерастворима, но легко образует коллоидные растворы. Ее можно получить из растворов силикатов действием на них более сильных кислот: соляной, серной, уксусной и даже угольной. H2SiO3 выпадает из раствора в виде студенистого осадка (геля):
K2SiO3 + 2НС1 = H2SiO3>l + 2КС1
Na2SiO3 + Н2О + СО2 = H2SiO3>l + Na2CO3
Последняя реакция является качественной реакцией на растворимые силикаты.
Постепенно при обычных условиях или быстрее при нагревании кремниевая кислота разлагается на воду и ангидрид кремниевой кислоты SiO2:
H2SiO3 Н2О + SiO2
Стекло. Сырьем для производства стекла являются сода Na2CO3, известняк СаСО3 и песок SiO2. Из этих компонентов получают обычное оконное стекло:
1400°Сж
Na2CO3 + СаСО3 + 6SiO2 ==Na2O • СаО • 6SiO2 + 2СО2Т
В стекла особого назначения — огнеупорные, обладающие большой механической прочностью — при варке добавляют оксиды бария, свинпа, бора. Окрашенные стекла получают добавлением оксидов кобальта (синее стекло), оксида хрома (зеленое стекло), добавлением оксида свинца получают хрустальное стекло.
Цемент представляет собой смесь силикатов, главными компонентами которых являются: оксид кальция, оксид кремния (IV), оксиды алюминия и железа (III).
В промышленности цемент получают спеканием глины и известняка СаСО3. Если образующийся при этом порошок смешать с водой, то получается масса, постепенно твердеющая на воздухе. При добавлении к цементу песка или щебня в качестве наполнителя получают бетон, который широко используют в строительстве. Прочность бетона возрастает, если в него вводится каркас из железных стержней. Железобетонные панели, блоки перекрытий — основа современного строительства.
Вопросы для контроля
Укажите положения кремния в периодической системе Д. И. Менделеева.
Какие степени окисления характерны для кремния?
В виде каких соединений кремний встречается в природе?
Как можно получить кремний в свободном состоянии?
Какие аллотропные модификации известны для кремния?
Какие вы знаете соединения кремния с галогенами, водородом, кислородом, азотом, металлами? Как они могут быть получены?
С какими сложными веществами взаимодействует кремний?
Чем отличается оксид кремния (IV) от других кислотных оксидов?
Что такое растворимое стекло, жидкое стекло?
К каким по силе кислотам относится кремниевая кислота? Как ее получают?
Из чего получают обычное оконное стекло? Каков его химический состав?
Что представляет собой цемент по химическому составу?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Сверхчистый кремний для транзисторов получают путем превращения химически чистого кремния в бромид кремния (IV), который затем восстанавливают водородом. Напишите уравнения соответствующих реакций.
Почему не растворяющийся в концентрированной азотной кислоте кремний растворяется в смеси HNO3 и HF? Какую роль играет HF в такой смеси?
Каким образом из оксида кремния (IV) получить растворимое в воде соединение кремния? Напишите уравнение реакции.
Составьте уравнения реакций между:
а) кремнеземом и содой; б) кремнеземом и гидроксидом бария; в) силикатом калия и фтороводородной кислотой.
Каков характер среды водного раствора силиката калия? Подтвердите ответ молекулярным и ионным уравнениями реакции, происходящей в этом растворе.
Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
SiO2 —> Si —> Mg2Si —> SiH4 —> SiO2 —> Na2SiO3 —> H2SiO3;
SiCl4 -> Si -> K2SiO3 -> H2SiO3 -> SiO2 -> стекло;
Si -> SiO2 -> CaSiO3 -> H2SiO3 -> SiO2 -> SiC
Si SiF4.
В трех пробирках имеются растворы силиката натрия, карбоната натрия и сульфида калия. С помощью какого одного реактива можно определить каждый из указанных растворов? Приведите уравнения соответствующих реакций.
Так называемое нормальное стекло содержит 13% оксида натрия, 11,7% оксида кальция и 75,3% оксида кремния (IV). Выразите состав стекла формулой (в виде соединения оксидов).
Имеется смесь кремния, графита и карбоната кальция. Найдите ее количественный состав, если известно, что при обработке 34 г смеси раствором NaOH получено 22,4 л газа (н. у), а при обработке такой же порции смеси соляной кислотой получено 2,24 л газа (н. у).
Имеется смесь кремния, алюминия и карбоната кальция. Каков ее количественный состав, если известно, что при обработке смеси избытком раствора щелочи выделяется 17,92 л газа (н. у), а при обработке такой же порции смеси соляной кислотой — также 17,92 л газа, пропускание которого через раствор гидроксида кальция вызвало образование 16,2 г Са(НСО3)2?
Часть III
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Раздел 9
ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.
УГЛЕВОДОРОДЫ
В данном разделе обсуждается определение органической химии, формулируются основные понятия, которые необходимы при рассмотрении строения и свойств всех органических соединений. К числу таких понятий относятся «изомерия», «гомологический ряд», «функциональная группа», «углеводородный радикал» и др.
Здесь же приводятся основные положения теории строения органических соединений А. М. Бутлерова; рассматриваются современные квантово-механические представления об электронном строении атома углерода в органических соединениях, базирующиеся на гипотезе о гибридизации атомных орбиталей, которая была предложена в 50-х гг. выдающимся американским химиком, лауреатом Нобелевской премии Лайнусом Полингом.
При изучении этого раздела вы познакомитесь с типами изомерии, с общей классификацией органических веществ по функциональным группам и по строению углеводородного радикала, с важнейшими типами реакций в органической химии, с краткой характеристикой механизмов органических реакций.
В этом же разделе рассматриваются номенклатура, физические и химические свойства, а также способы получения простейших представителей органических веществ — углеводородов, к числу которых относятся:
алканы I (насыщенные углеводороды);
циклоалканы J
— алкены— алкадиены — алкины — арены— алкены— алкадиены — алкины — арены(ненасыщенные углеводороды);
— алкены
— алкадиены — алкины — арены
— алкены
— алкадиены — алкины — арены
(ароматические углеводороды).
В заключение раздела вы познакомитесь с природными источниками углеводородов — нефтью и природным газом — и способами их переработки.
. Основные положения органической химии
Органическая химия — это химия соединений углерода.
Однако некоторые соединения углерода (оксиды СО и СО2, угольная кислота Н2СО3, ее соли — карбонаты и гидрокарбонаты, а также ряд других веществ) изучаются в неорганической химии, поэтому существует более точное определение органической химии:
Органическая химия — это химия углеводородов и их производных.
Углеводороды (УВ) — это простейшие органические вещества, молекулы которых состоят из атомов только двух элементов: С и Н. Например: СН4, С2Н6, С6Н6 и т. д.
пример:пример:НIн-с-нМетан(УВ)НIн-с-нМетан(УВ)нI — Н—С— мн2I —Н МетиламиннI — Н—С— мн2I —Н МетиламинНН—С—[ С1Н Хлормета нНН—С—[ С1Н Хлормета нПроизводныеУВ метанаПроизводныеУВ метанаПроизводные УВ — это продукты замещения атомов «Н» в молекулах УВ на другие атомы или группы атомов. На
пример:
пример:
Н
Iн-с-
н
Метан(УВ)
Н
Iн-с-
н
Метан(УВ)
н
I — Н—С— мн2
I —
Н Метиламин
н
I — Н—С— мн2
I —
Н Метиламин
Н
Н—С—[ С1
Н Хлормета н
Н
Н—С—[ С1
Н Хлормета н
Производные
УВ метана
Производные
УВ метана
Н-C-j ОН
Н Метанол
Название «органическая химия» появилось в начале XIX в., когда было установлено, что углеродсодержащие вещества являются основой растительных и животных организмов.
До 20-х годов XIX в. многие ученые считали, что органические вещества нельзя получить (синтезировать) в лаборатории из неорганических веществ, что они образуются только в живой природе при участии особой «жизненной силы». Учение о «жизненной силе» называется витализмом (лат. vita — жизнь).
Это учение существовало недолго, потому что уже в начале и середине XIX в. были синтезированы многие органические вещества:
1828 г. — Велер синтезирует мочевину CO(NH2)2, которая является одним из продуктов, образующихся в организме;
1850-е гг. — Бертло синтезирует жиры — вещества, играющие важную роль в организме; т
1861 г. — Бутлеров синтезировал один из углеводов.
Сейчас известно более 10 млн органических веществ; многие из них не существуют в природе, а получены в лаборатории. Промышленный синтез раличных органических веществ является одним из основных направлений химической промышленности.
Кроме С и Н, в состав многих органических веществ входят следующие элементы: О, N, S, Р, CU Вг и др.
Принципиального различия между органическими и неорганическими веществами нет.
Однако типичные органические вещества имеют ряд свойств, которые отличают их от типичных неорганических веществ. Это объясняется различием в характере химической связи:
Типичные неорганические вещества
Типичные органические вещества
Ионные или полярные ковалентные связи
Неполярные или слабополярные ковалентные связи
Электролиты
Неэле ктролиты
Твердые вещества с высокой температурой плавления
Жидкости или твердые вещества с низкой температурой плавления
Плавятся без разрушения
Разрушаются при нагревании
Не окисляются на воздухе, не горючи
Окисляются на воздухе, горючи
Растворимы в воде
Нерастворимы или плохо растворимы в воде
Характер химических связей и валентность углеродав органических соединениях
Атом углерода образует только ковалентные связи. Это объясняется тем, что углерод имеет электроотрицательность (ЭО) = 2,5, что является промежуточной величиной между значениями ЭО типичных металлов (ЭО = 0,7—1,5) и ЭО типичных неметаллов (ЭО = 3,0—4,0).
Рассмотрим валентные возможности атома углерода:
6с is2^^2с* is2^1^3
2s2s
основноевозбужденное
состояние,состояние,
валентность IIвалентность IV
Во всех органических соединениях атом С находится в возбужденном состоянии, поэтому валентность С равна IV.
Важнейшее свойство углерода — способность его атомов соединяться друг с другом с образованием цепей:
-С-С-С-С-
Поэтому существует очень много органических веществ.
Атом углерода в органических соединениях может находиться в трех валентных состояниях (табл. 46). Этим валентным состояниям соответствуют различные типы гибридизации электронных орбиталей (облаков) атома углерода (о гибридизации см. § 3.8).
Основные положения теории химического строенияорганических соединений
Эту теорию разработал русский ученый А. М. Бутлеров (1858-1861).
I положение. Атомы в молекулах органических веществ соединяются друг с другом в определенной последовательности согласно их валентности.
Последовательность соединения атомов в молекуле называется химическим строением (структурой).
ФормулыФормулы
Формулы
Формулы
эмпирические — показывают только состав веществ С2Н4, С2Н6, С2Н6Оэмпирические — показывают только состав веществ С2Н4, С2Н6, С2Н6Оструктурные —показывают химическоестроение веществ
эмпирические — показывают только состав веществ С2Н4, С2Н6, С2Н6О
эмпирические — показывают только состав веществ С2Н4, С2Н6, С2Н6О
нхН
^С = Снхн
(Н2С = СН2)
НННН
н-с-с-н н-о-с-о-н
НННН
(СН3-СН3) (СН3-СН2-ОН)
В органических соединениях, как уже отмечалось, атомы углерода могут соединяться друг с другом, образуя цепи (углеродный скелет).
В образующихся цепях атом углерода может быть связан либо с одним соседним атомом углерода, либо с двумя, либо с тремя, либо с четырьмя. Соответственно различают первичные, вторичные, третичные и четвертичные атомы углерода. В зависимости от наличия тех или иных атомов углерода цепи бывают:
прямые (неразветвленные) — содержат два первичных атома углерода (крайние в цепи), остальные атомы — вторичные; например:
-С-С-С-С-С-;
Валентные состояния н типы
Валентное состояние
Типы сбязей
Тип гибридизации
Первое
61
*1
4 лм углерода соединен с Ц-пя атомами, образует м~ связи
2
|Ш 2р | V^
L2L__j Ж
У -
Смешиваются бег
^Ь^ $5?2рх*2р1*2р<
\7Х зрг-гибриЗизоция
^электронных облака
Второе
^1
4 *
Атом углерода соединен с
Упя атомами, образует 3d- связи и ОК-сбязь
г
Г х yiz
1
^^^ 2s+2px*2ptf
*Ш 2р*зрМибридютя
1й__|
У
Спешибоются 3 электронных облака
Третье
С=5Г sr
Anton углерода соединен с 2-ня атамами, образует 26-связи и 2з(-связи
2
g^X 2з*2р1
|Ш рр \2Ж^/ * Зр-УММоций cs J
У
Смешиваются 2 зпектронных облака
гибридизации атома углеродагибридизации атома углеродаСхематическое изображение электронных облаковСхематическое изображение электронных облаковОбразуются ^нобых гибридных облака , которые напраблены б пространстве к бершинам тетраэдраОбразуются ^нобых гибридных облака , которые напраблены б пространстве к бершинам тетраэдраТаблица 46Таблица 46Образуются Знобых гибридных облака .которые располагаются б одной плоскости под углом 120” Электронное облако, не участвующее 6 гибридизации, перпендикулярна этой плоскостиОбразуются Знобых гибридных облака .которые располагаются б одной плоскости под углом 120” Электронное облако, не участвующее 6 гибридизации, перпендикулярна этой плоскости66/6,1\$5Ц этен66/6,1\$5Ц этенОбразуются 2 нобых гибридных облака, которые располагаются на линии под углом i&O?
гибридизации атома углерода
гибридизации атома углерода
Схематическое изображение электронных облаков
Схематическое изображение электронных облаков
Образуются ^нобых гибридных облака , которые напраблены б пространстве к бершинам тетраэдра
Образуются ^нобых гибридных облака , которые напраблены б пространстве к бершинам тетраэдра
Таблица 46
Таблица 46
Образуются Знобых гибридных облака .которые располагаются б одной плоскости под углом 120” Электронное облако, не участвующее 6 гибридизации, перпендикулярна этой плоскости
Образуются Знобых гибридных облака .которые располагаются б одной плоскости под углом 120” Электронное облако, не участвующее 6 гибридизации, перпендикулярна этой плоскости
66/
6,1\$5
Ц этен
66/
6,1\$5
Ц этен
н-с ^jс-нзтинн-с ^jс-нзтинЭлектронные облака, не участвующие 6 гибридизации, Взаимно перпендикулярны
н-с ^jс-нзтин
н-с ^jс-нзтин
разветвленные — содержат хотя бы один третичный или хотя бы один четвертичный атом углерода; например:
третичный атомуглерода
углерода; например:углерода; например:замкнутые (циклы) — не содержат первичных атомов
углерода; например:
углерода; например:
II положение. Свойства веществ зависят не только от состава, но и от строения их молекул.
Например, существуют 2 различных вещества, которые имеют одинаковый состав, выражаемый эмпирической формулой С2Н6О:
Изомеры
С2Н6О
Н Н /\ н н
н—с—с—о—нн-с-о-с-н
НННН
СН3-СН2-ОН
СНЭ—О—-СН3
Этанол (жидкость, взаимо-действует с Na)
Диметиловый эфир (газ,не взаимодействует с Na)
I
Изомеры — это вещества, которые имеют одинаковый состав, но разное строение молекул и различные свойства.
Изомерия — явление существования изомеров.
Изомеры имеют одинаковую эмпирическую формулу и разные структурные формулы. С увеличением числа атомов углерода в молекуле число изомеров резко возрастает; например;
С4Н10 — 2 изомера,
С10Н22— 75 изомеров.
Типы изомерии
Структурная изомерия
Изомерия цепи: сн3-сн2-сн2-сн3Изомерия цепи: сн3-сн2-сн2-сн3Изомерия положе-ния кратнойсвязи:1234Изомерия положе-ния кратнойсвязи:1234СН3-СН=СН-СН3СН3-СН=СН-СН3СН3-СН-СН3Iсн3СН3-СН-СН3Iсн3С4Н8С4Н81234СН2=СН-СН2-СН31234СН2=СН-СН2-СН3Изомерия положенияфункциональной группы:Изомерия положенияфункциональной группы:
Изомерия цепи: сн3-сн2-сн2-сн3
Изомерия цепи: сн3-сн2-сн2-сн3
Изомерия положе-ния кратнойсвязи:
1234
Изомерия положе-ния кратнойсвязи:
1234
СН3-СН=СН-СН3
СН3-СН=СН-СН3
СН3-СН-СН3Iсн3
СН3-СН-СН3Iсн3
С4Н8
С4Н8
1234
СН2=СН-СН2-СН3
1234
СН2=СН-СН2-СН3
Изомерия положенияфункциональной группы:
Изомерия положенияфункциональной группы:
CH3-CH2-CH2-QH
СН3-СН-СН3
он
Пространственная изомерия (геометрическая изомерия, ч«с-?крднс-изомерия)
141
Н3С ,, СН3Н3С Н
\23 /J3 \23/
с=сс-с
н ххннzхсн3
цис-изомер(Скип. = ЗЛ°С)цис-изомер(Скип. = ЗЛ°С)транс-изомер(Гкип. = 0,9°С)транс-изомер(Гкип. = 0,9°С)
цис-изомер(Скип. = ЗЛ°С)
цис-изомер(Скип. = ЗЛ°С)
транс-изомер(Гкип. = 0,9°С)
транс-изомер(Гкип. = 0,9°С)
Порядок соединения атомов в этих изомерах одинаковый, но расположение атомов в пространстве различно.
Межклассовая изомерия — изомерия веществ, принадлежащих к разным классам органических соединений:
Классы
Общая
Формула
Примеры
Алкены
спн2„
С6Н12
сн2 = СН-СН2-СН2СН2-СН3 Гексен-1
Циклоалканы
сн2
Н2Ссн2
Н2Ссн2
сн2 Циклогексан
Алкины
СпН2п-2
сн=с-сн3 Пропин
Алкадиены
СН2 = С = СН2 Пропадиен
Алканолы
CnHjn+20
с4н10о ^
СН3 - СН2 - СН2 - СН2 - ОН Бутанол-1
Простые эфиры
СН3 - сн2 - о - сн2 - сн3 Диэтиловый эфир (этоксиэтан)
Одноосновные карбоновые кислоты
СпН2пО2
С4НА
СН3-СН2-СН2-Ц он н-Бутановая кислота
Сложные эфиры карбоновых кислот
сн3 - сн2 - с
\) - СН3
Метилпропионат
Альдегиды
С^^О
С3Н6О
сн3-сн2-б н Пропаналь
Кетоны
О
СН3-С-СНз
Пропанон (ацетон)
Ill положение. В молекулах органических веществ атомы и группы атомов влияют друг на друга. Это взаимное влияние определяет свойства веществ.
Рассмотрим, например, влияние ОН-группы на подвижность атомов «Н» в цикле бензола:
QrH»QrH»FeFeQf . НВгQf . НВг
QrH»
QrH»
Fe
Fe
Qf . НВг
Qf . НВг
ОНВг 1 ВгОНВг 1 ВгВ бензольном ядре замещается один атом водорода.
ОН
Вг 1 Вг
ОН
Вг 1 Вг
Вг
При наличии группы —-ОН в бензольном ядре замещаются три атома водорода.
С другой стороны, углеводородный радикал влияет на подвижность атома водорода в ОН-группе:
[ОН]
[^1 + NaOH
Если группа —ОН связана с бензольным кольцом, атом водорода в ней является подвижным и может замещаться на атом металла при взаимодействии со щелочью.
СН.-СН.-Гон] + NaOH —^—> реакция не идет
Если группа —ОН связана с алкильным радикалом, подвижность атома водорода в ней невелика, и он не может замещаться на металл при действии щелочи.
Гомологический ряд. Гомологи
Гомологический ряд — это ряд органических соединений, в котором каждый следующий член ряда отличается от предыдущего на группу СН2. Сходные по химическим свойствам соединения, образующие гомологический ряд, называются гомологами. Группа СН2 называется гомологической разностью.
Например: СН4, С2Н6, С3н8, С4Ц10, С5Н12„. спн2п+2.
Состав всех членов гомологического ряда может быть выражен общей формулой.
Классификация органических веществ
Как: и неорганические соединения, органические вещества классифицируются, т. е. разделяются на классы.
Большинство органических соединений можно представить формулой: R—X, где R — углеводородный радикал; X — функциональная группа.
Функциональные группы (X)Функциональные группы (X)
Функциональные группы (X)
Функциональные группы (X)
Функциональные группы —- это группы атомов, которые определяют наиболее характерные химические свойства органических соединений. Углеводородные радикалы — остатки УВ, связанные с функциональными группами.
L Классификация органических веществпо строению углеводородного радикала (R)
Ациклические(нециклические)Ациклические(нециклические)Органические соединенияОрганические соединения* Циклические* ЦиклическиеПредельные(атомы углерода связаны друг с другом только одинарными а-связями)Предельные(атомы углерода связаны друг с другом только одинарными а-связями)Непредельные(молекулы этих соединений содержат двойные или тройные связи между атомами углерода)Непредельные(молекулы этих соединений содержат двойные или тройные связи между атомами углерода)
Ациклические(нециклические)
Ациклические(нециклические)
Органические соединения
Органические соединения
* Циклические
* Циклические
Предельные
(атомы углерода связаны друг с другом только одинарными а-связями)
Предельные
(атомы углерода связаны друг с другом только одинарными а-связями)
Непредельные
(молекулы этих соединений содержат двойные или тройные связи между атомами углерода)
Непредельные
(молекулы этих соединений содержат двойные или тройные связи между атомами углерода)
сн3-сн2-сн3сн3-сн2-сн3сн2 = сн2сн2 = сн2СН3-СН-СН2-ОНСН3-СН-СН2-ОНсн = снсн = снсн3сн3сн2 = сн-сн2-онсн2 = сн-сн2-он
сн3-сн2-сн3
сн3-сн2-сн3
сн2 = сн2
сн2 = сн2
СН3-СН-СН2-ОН
СН3-СН-СН2-ОН
сн = сн
сн = сн
сн3
сн3
сн2 = сн-сн2-он
сн2 = сн-сн2-он
ГетероциклическиеГетероциклическиеуглерода входят атомы других элементов)углерода входят атомы других элементов)CH3-CH2-CH2-CiCH3-CH2-CH2-Ciн2сн2ссн2сн2НСНСснснн2сн2ссн2сн2НСНСснсн
Гетероциклические
Гетероциклические
углерода входят атомы других элементов)
углерода входят атомы других элементов)
CH3-CH2-CH2-Ci
CH3-CH2-CH2-Ci
н2с
н2с
сн2
сн2
НС
НС
сн
сн
н2с
н2с
сн2
сн2
НС
НС
сн
сн
сн2 - сн-сн = сн2
Карбоциклические
(в состав циклов входят только (в состав циклов кроме атомов
атомы углерода)
СНСНсн2
СН
СН
НСНССНСННСНССНСНснсн
НС
НС
СН
СН
НС
НС
СН
СН
сн
сн
NNсн2
N
N
СН
НС—сн
НС сн
о
Классификация органических вешаете пофункциональным группам (X)
X
Название функциональной ГРУППЫ
RX
Название класса
Примеры
-он
Гидроксильная группа (гидроксил)
R —ОН
Спирты
СН3-СН2-ОН
Фенолы
О"он
/с = 0
Карбонильная группа (карбонил)
R1x с = о
Кетоны
СНЧ
с = о сн3
хн
Альдегидная группа
/Я R C
ХН
Альдегиды
/Я СН3-Сх Н
юн
Карбоксильная группа (карбоксил)
Ю
R-(f
Х0-Н
Карбоновые кислоты
я СН3 - СН2 - с он
-nh2
Аминогруппа
r-nh2
Первичные амины
с2н5 - nh2
-no2
Нигрогруппа
R-NOj
Нитро- соединения
-nh2
он
Аминогруппа + Карбоксил
^МН2 r( ^,0 cx OH
Аминокислоты*
я
CHj - сн - с nh2 "он
Типы органических реакций
Рассмотрим типы органических реакций на отдельных примерах.
Реакции присоединения
нч Н= Сн х ннч Н= Сн х нС1+ |С1С1+ |С1Этен (этилен)Этен (этилен)С1 С1► Н-С-С-Нн н1,2-ДихлорэтанС1 С1► Н-С-С-Нн н1,2-Дихлорэтан
нч Н
= С
н х н
нч Н
= С
н х н
С1
+ |
С1
С1
+ |
С1
Этен (этилен)
Этен (этилен)
С1 С1
► Н-С-С-Н
н н
1,2-Дихлорэтан
С1 С1
► Н-С-С-Н
н н
1,2-Дихлорэтан
Н н-с-[н н Метан н нН н-с-[н н Метан н нРеакции замещения
Н н-с-[н н Метан н н
Н н-с-[н н Метан н н
Н
,С1,.|
+ |■■—►н-c-ci+ нс!
С1I
н
Хлорметан
Реакции отщепления НН
Н-С-С-Н —► с — с + н2о - + - + --НХ хн
I Н ОН I LЭтен
Этанол
Реакции разложения
Гсн3-сн2-сн2-сн3► СН3-СН3+ сн2= сн2
БутанЭтанЭтен
Реакции изомеризации
А1С13, Г
сн3-сн2-сн2-сн2-сн3► сн3-сн-сн2-сн3
Пентан|
сн3
2-Метил бутан
Реакции окисления
полное окисление
СН4 + 2О2 —СО2 + 2Н2О
неполное окисление0
-4te, кат.
СН4 + о2 ► н-с + Н2О
МетанН
Метаналь
Органические реакции можно классифицировать и по способу разрыва ковалентных связей в молекулах реагирующих веществ.
L Свободнорадикальный (гомолитический) разрыв связей: Г или hv
А В► А* + В •
свободные радикалы Такому разрыву подвергаются малополярные ковалентные связи под действием света или высокой температуры. Образующиеся частицы содержат неспаренные электроны и называются свободными радикалами. Эти частицы обладают большой энергией, очень активны.
Ионный (гетеролитический) разрыв связей:
А|: В-НАГ + [:ВГкатион анион
Такому разрыву подвергаются полярные ковалентные связи. Образующиеся органические ионные частицы отличаются от неорганических тем, что они возникают только в момент реакции.
Вопросы для контроля
Что изучает органическая химия?
Какие вещества называются углеводородами?
Что такое производные углеводородов?
Какова валентность углерода в органических соединениях? Почему?
Как можно объяснить многообразие органических соединений?
Что такое химическое строение веществ? Объясните на примере.
Назовите типы углерод-угле родных цепей.
Что такое изомерия? Назовите типы изомерии.
Приведите примеры взаимного влияния атомов или групп атомов в молекулах органических соединений.
Что такое гомологический ряд? Гомологи? Приведите примеры.
Как можно классифицировать органические вещества?
Дайте классификацию органических веществ по функциональным группам.
Назовите типы органических реакций.
Каковы способы разрыва связей в молекулах органических веществ?
Что такое гибридизация электронных облаков?
Охарактеризуйте типы гибридизации и соответствующие им валентные состояния атома углерода. Приведите примеры.
Упражнения для самостоятельной работы
Укажите валентное состояние и тип гибридизации орбиталей для каждого атома углерода в следующих соединениях:
а) Н2С=СН—СН—СНЭ;б) НС=С-СН2-СНВг2.
С1
Укажите, какие из следующих веществ по отношению друг к другу являются гомологами:
а) С2Н4; б) С4Н10; в) С3Н6; г) С6НМ; д) С6Н6; е) С6Н12;
ж) С7Н12; з) С5Н12; и) С2Н2.
Укажите, к какому классу относится каждое из следую
щих веществ:
в) С6Н12в) С6Н12О4 ОНО4 ОНа) С3Н7-ОН
в) С6Н12
в) С6Н12
О
4 ОН
О
4 ОН
О
д) СН3-С^
4 ОН
Укажите, к какому типу относится каждая из следующих реакций:
С2Н4 + Вг2 ► С2Н4Вг2
ОДОН 2^521^ОД + Н2О
в) сн3^сн2-сн3 + номо2► сн3-сн-сн3 + н2о
no2
д) ОДОН + ЗО2 ► 2СО2 + ЗН2Од) ОДОН + ЗО2 ► 2СО2 + ЗН2О
д) ОДОН + ЗО2 ► 2СО2 + ЗН2О
д) ОДОН + ЗО2 ► 2СО2 + ЗН2О
Г
СН, ► С + 2Н2
Г, кат.
СН3-СН2-СН2-СН3 ► СН3-СН-СН3
СН3
Укажите, какие из следующих веществ являются изомерами и какие — гомологами:
НИН
а)Н-С = С-С-ОН
Н
б) СН3-СН2-СН=СН-СН2ОН
в) сн3-сн-сн=сн-сн3
он
Укажите, сколько различных соединений обозначено представленными формулами и какие из этих соединений являются изомерами:
Н С1С1 С1
а) Н-С-С-Вгв) Н-С-С-Вг
IIII
Н С1НН
С1С1—С—сн3ВгС1С1—С—сн3Вгсн3
С1
С1—С—сн3
Вг
С1
С1—С—сн3
Вг
б)б)Вг—С—С1г)
б)
б)
Cl Вг С1
д) Н-С-С-Н
Н С1
Укажите, какие из следующих веществ являются гомологами по отношению друг к другу:
а) С3Н7ОН; б) НСООН; в) СН3ОН; г) С17Н35СООН;
д) СН3СООН; е) С3Н7СООН; ж) С6Н5ОН; з) С2Н5ОН.
Тест № 15
по теме: «Основные положения органической химии»(Число правильных ответов — 17)
Вариант I
Какие атомы углерода в соединении 1234
Н2С = СН-СН2-СН3
находятся в первом валентном состоянии? ® 1 © 2 ® 3 ©4
Какие атомы углерода в соединении 1234
сн2 = сн-сн2-сн3
находятся в состоянии sp1 -гибридизации?
® 1© 2 ® 3 © 4
Какие из следующих соединений являются изомерами?
® СН3-СН2-СН2-СН2-СН3
сн3сн3
® СН3-С-СН3® сн3—сн2—с—сн2—сн3
СН3СН3
СН3
© СН3-СН~СН2-СН3 @ СН3-С-СН2-СН3
СН3СН3
Какие из следующих соединений являются гомологами?
® С2Н4 ® с4н10 ® с3н6 © с4н8 @ с2н2
Укажите ациклические предельные органические соединения:
® сн2Н2С сн2Н2С сн2сн2® сн2Н2С сн2Н2С сн2сн2® СН3-СН2-СН2-ОН
® сн2
Н2С сн2
Н2С сн2
сн2
® сн2
Н2С сн2
Н2С сн2
сн2
® сн2 = сн-сн2-сн3
© СН3~СН-СН2~С1
СН3
® сн3-сн=сн-сн-сн3
сн,
Какая общая формула соответствует спиртам?
Оо
® R—C ®R-OH ® R—С© RH
хнхон
Какие из следующих соединений относятся к альде
гидам?00
®сн3-с ® сн3-с ХОНхн0
® СН3-СН2-СН2-ОН © сн3-сн2-сн-с^ ОI ХН
@ СНз-СН-С3
I \)Н
СН3
Какие из следующих реакций относятся к реакциям замещения?
® СН4 + С12 СН3С1 + НС1
® СН2 = СН2 + С12 СН2С1-СН2С1
® СН3СН2ОН -Hz§2i0sUcH2 - сн2 + н2о
© сн3-сн2-сн3 + hono2 4 разб.
сн3-сн-сн3 + н2о
no2
Вариант II
Какие атомы углерода в соединении 472
1234
НС = С-СН-СНз
СН3 находятся в третьем валентном состоянии? ® 1 ® 2 ® 3 ©4
Какие атомы углерода в соединении 4321
сн3-сн2-сн = сн2
находятся в состоянии ^-гибридизации?
@1 ®2 ®3 ©4
Какие из следующих соединений являются изомерами? СН3 СН3
® СН3-СН-СН2-СН-СН3
СН3
® СН3-С-СН2-СН3
СН3 СНз
® СН3-СН2-СН-СН-СН3
СН3 сн3
© сн3—сн - сн-сн-сн2-сн3
@ сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3
Какие из следующих соединений являются гомологами? ® С4Н6 ® С3Н6 ® С5Н10 © С6Н12 @ С8Н12
Укажите ациклические непредельные органические соединения:
® СН3-СН-СН = СН2 ® СН 8 сн
CH ^ \ ®HC CHHC CH4 / NCH ^ \ ®HC CHHC CH4 / NCH3© CH3-C-CH3CH3CH3© CH3-C-CH3CH3OHOH
CH ^ \ ®HC CH
HC CH
4 / N
CH ^ \ ®HC CH
HC CH
4 / N
CH3
© CH3-C-CH3
CH3
CH3
© CH3-C-CH3
CH3
OH
OH
Какая общая формула соответствует альдегидам?
О Z ® R—С хнО Z ® R—С хно® R-CZ\)Н© r-nh2о® R-CZ\)Н© r-nh2
О Z ® R—С хн
О Z ® R—С хн
о
® R-CZ\)Н
© r-nh2
о
® R-CZ\)Н
© r-nh2
7. Какие из следующих соединений относятся к углеводородам?ОН7. Какие из следующих соединений относятся к углеводородам?ОН® СН3-СН2-ОН® СН3-СН2-ОН
7. Какие из следующих соединений относятся к углеводородам?ОН
7. Какие из следующих соединений относятся к углеводородам?ОН
® СН3-СН2-ОН
® СН3-СН2-ОН
© СН3-СН2-СН = СН2 @ СН3-С-СН3
о
Какие из следующих реакций относятся к реакциям присоединения?
hv
@ С2Н6 + С12 -» QHjCl + НС1
© С2Н4 + Вг2 —> С2Н4Вг2
Pt
® СН2-СН-СН3 + н2>СН3-СН2-СН3
(Ni, О
_NH4OH
© НС = CH + Ag2O ) Ag-C = C-Ag + Н2О
§ 9,2. Электронные эффекты заместителейв органических соединениях
В рассмотренной выше теории строения органических соединений А. М. Бутлерова говорилось о взаимном влиянии атомов и атомных групп в молекулах органических веществ друг на друга. Современные представления об электронном строении молекул позволяют объяснить это взаимное влияние.
Атомы и атомные группы в молекулах органических соединений могут быть объединены общим названием заместители.
Существует два важнейших эффекта влияния заместителей на распределение электронной плотности в молекуле — индуктивный и мезомерный эффекты.
Индуктивный эффект (I) — это смещение электронной плотности вдоль сг-связи от одного атома к другому вследствие их разной электроотрицательности. При этом происходит поляризация связи.
Атомы или группы атомов, электротрицательность которых больше электроотрицательности атома углерода, в связях с ним оттягивают на себя электроны связи и обладают отрицательным индуктивным эффектом — I (электро- ноакцепторы):
|5+5-
-С-X @
О о
X - -CN, -no2, -он, с = о, -с , -с , он он
-С^, -OR, —F, -Cl, —Br, -I.
4 OR
Атомы и группы с меньшей электроотрицательностью отталкивают от себя электроны в связях с углеродом и обладают положительным индуктивным эффектом +1 (элек- тронодоноры):
|8-5+
—С-X (и)
X = Алкил (СН3-, СН3-СН2-, СН3-СН2-СН2-, СН3-СН-СН3„.)
1-эффект передается по цепи ст-связей и быстро уменьшается при удалении от заместителя, вызывающего этот эффект:
5"+&+5—
СН3 -> СН2 -> С1 &+ > & +
Мезомерный эффект (эффект сопряжения) М характерен для соединений с сопряженными связями, в которых простые связи чередуются с кратными связями или (и) с атомами, имеющими неподеленные электронные пары (О, S, N).
Мезомерный эффект — это поляризующее влияние ато
ма или группы атомов, проявляющееся в смещении электронов я-связей или неподеленных электронных пар отдельных атомов (О, S, N) в сторону атомов с недостроенной до октета электронной оболочкой. В результате на противопо
ложных концах системы появляются одинаковые по величине, но разные по знаку заряды. Электронное смещение обозначается изогнутой стрелкой:
5+
Электронодонорные группы, способные к частичной или полной передаче пары электронов, обладают положительным мезомерным эффектом (+М), а электроноакцепторные группы, поляризующие систему в противоположном направлении, — отрицательным (—М).
Мезомерный эффект передается по цепи сопряженных связей без ослабления.
Мезомерный эффект атомов или группы атомов может совпадать по знаку с индуктивным эффектом, но может иметь и противоположный знак, например, атом хлора обладает отрицательным индуктивным эффектом и положительным мезомерным эффектом.
Заместитель
Электронные эффекты
Суммарное электрон ное влияние заместителя в сопряженных системах
индуктивный
мезомерный
Алкил (—СН3, —С2Н5 и т. д.)
+1
—
Электронодоноры
-nh2,
-NHAlk,
-NAlk2
-I
+М
Электронодоноры (+М » -I)
-ОН
-I
+М
Электронодонор (+М > -I)
Алкокси
(-ОСНз,
—ОС2Н5 и т. д.)
-I
+м
Электронодоноры (+М > -I)
Галогены
„I
+м
Электроноакцепторы (-1 > + М)
—no2
-I
-м
Электроноакцептор
-соон
-I
-м
Электроноакцептор
-SO3H
-1
-м
Электроноакцептор
^)с = о
-I
-м
Электроноакцептор
Таблица 47
Электронные эффекты заместителей
В целом при оценке влияния заместителей на распределение электронной плотности в молекуле необходимо учитывать суммарное действие индуктивного и мезомерного эффектов. Все заместители в зависимости от того, повышают они или понижают электронную плотность в молекуле, рассматривают как электронодонорные или электроноакцепторные (табл. 47).
Вопросы для контроля
Какие типы эффектов заместителей существуют?
Что такое индуктивный эффект?
Какие заместители проявляют положительный индуктивный эффект, а какие — отрицательный?
Как изменяется индуктивный эффект по мере удаления от заместителя?
Какие системы называются сопряженными?
Что такое мезомерный эффект?
Какие заместители проявляют +М, а какие — М-эффект?
Как изменяется мезомерный эффект по мере удаления от заместителя?
Назовите примеры заместителей, которые смешают электронную плотность по индуктивному и мезомерному эффектам в разных направлениях.
§ 9.3. Предельные углеводороды (алканы)
Общая классификация углеводородов (УВ) может быть представлена следующей схемой:
УГЛЕВОДОРОДЫCXHY
АциклическиеАциклические(али(алиЦиклическиеЦиклическиеПредельные Непредельные (алканы)СН3-СН2-СН3Предельные Непредельные (алканы)СН3-СН2-СН3Ароматические(арены)Ароматические(арены)АлкеныАлкеныАлкиныАлкиныСН2=СН-СН3 НС=С-СН31 -АлкадиеныСН2=СН-СН3 НС=С-СН31 -АлкадиеныНепредельныеНепредельныеА дмпик пическиеI—А дмпик пическиеI—ПредельныеПредельные
Ациклические
Ациклические
(али
(али
Циклические
Циклические
Предельные Непредельные (алканы)
СН3-СН2-СН3
Предельные Непредельные (алканы)
СН3-СН2-СН3
Ароматические(арены)
Ароматические(арены)
Алкены
Алкены
Алкины
Алкины
СН2=СН-СН3 НС=С-СН3
1 -
Алкадиены
СН2=СН-СН3 НС=С-СН3
1 -
Алкадиены
Непредельные
Непредельные
А дмпик пические
I—
А дмпик пические
I—
Предельные
Предельные
СН2=СН-СН=СН2
АЛКАНЫ(предельные или насыщенные УВ, парафины)
С„Н2я+2, л > 1
Алканы — это нециклические УВ, в молекулах которых все атомы углерода находятся в состоянии ^-гибридизации И связаны друг С другом ТОЛЬКО гг-спомми:
Iе
Гомологический ряд алкане»
Молекулярная формула алкана Сп Нтл +2
Название алкана
Молекулярная формула одновалентного УВ радикала (алкила) ~С„ Н2„+1
Название алкила (алкильного радикала)
сн4
Метан
-СН3
Метил
С2Н6
Этан
-С2Н5
Этил
С3Н8
Пропан
-С3Н7
Пропил
с4н10
Бутан
-С4Н9
Бутил
С5Н12
Пентан
-С5Нн
Пентил (амил)
с6н14
Гексан
-С6н13
Гексил
c7Hi6
Гептан
—С7Н15
Гептил
^8^18
Октан
—С8Н17
Октил
С9Н20
Нонан
—С9Н19
Нонил
с10н22
Декан
-С10Н21
Децил
СН3-СН2-СН2-СН3-СН2-СН2-СНз-СН-СН3СНз-СН-СН3
СН3-СН2-СН2-
СН3-СН2-СН2-
СНз-СН-СН3
СНз-СН-СН3
н-Пропил (нормальный пропил). Свободная валентностьн-Пропил (нормальный пропил). Свободная валентностьИзопропил (вторичный пропил, втор-пропил). Свободная
н-Пропил (нормальный пропил). Свободная валентность
н-Пропил (нормальный пропил). Свободная валентность
находится у первичного атома валентность находится у вто-
*С»ричного атома «С»
•** Существует в виде четырех изомеров:
|-с4н9
снэ-сн2~сн2-сн2- н-Бутилснэ-сн2~сн2-сн2- н-Бутилсн3-сн:-сн-снэ -*—1Втор-бутил(Вторичный нормальный бутил)сн3-сн:-сн-снэ -*—1Втор-бутил(Вторичный нормальный бутил)СН3-СН-СН2- ИзобутилСН3I► СНЭ-С-СН3Трет-бутил(Третичный бутил)Свободная валентность находится у третичного атома «Се-СН3-СН-СН2- ИзобутилСН3I► СНЭ-С-СН3Трет-бутил(Третичный бутил)Свободная валентность находится у третичного атома «Се-
снэ-сн2~сн2-сн2- н-Бутил
снэ-сн2~сн2-сн2- н-Бутил
сн3-сн:-сн-снэ -*—1
Втор-бутил
(Вторичный нормальный бутил)
сн3-сн:-сн-снэ -*—1
Втор-бутил
(Вторичный нормальный бутил)
СН3-СН-СН2- Изобутил
СН3I
► СНЭ-С-СН3
Трет-бутил(Третичный бутил)
Свободная валентность находится у третичного атома «Се-
СН3-СН-СН2- Изобутил
СН3I
► СНЭ-С-СН3
Трет-бутил(Третичный бутил)
Свободная валентность находится у третичного атома «Се-
Каждый атом углерода в молекуле алкана связан простыми связями с четырьмя атомами («С» или «Н») и не может присоединять другие атомы. Поэтому алканы и называют предельными, или насыщенными, углеводородами.
Строение алканов. Все атомы углерода в молекулах алканов находятся в состоянии sp3-гибридизации, угол между связями С составляет 109в28', поэтому
С С
молекулы нормальных алканов с большим числом атомов углерода имеют зигзагообразное строение (зигзаг):молекулы нормальных алканов с большим числом атомов углерода имеют зигзагообразное строение (зигзаг):
молекулы нормальных алканов с большим числом атомов углерода имеют зигзагообразное строение (зигзаг):
молекулы нормальных алканов с большим числом атомов углерода имеют зигзагообразное строение (зигзаг):
Длина связи С—С в предельных углеводородах равна 0,154 нм (1 нм = 10~9 м):
0,154 нм
-С-С-
Изомерия и номенклатура алканов
Возможна только изомерия цепи. Первые три члена гомологического ряда алканов (СН4, С2Н6, С3Н8) изомеров не имеют.
Четвертый член гомологического ряда существует в виде двух изомеров:
Нормальный бутан (н-бу- тан), имеет неразветвленную цепь углеродных атомовНормальный бутан (н-бу- тан), имеет неразветвленную цепь углеродных атомовс4н10(2 изомера)с4н10(2 изомера)СН3СН3Изобутан (2-метилпропан), имеет разветвленную цепь углеродных атомовИзобутан (2-метилпропан), имеет разветвленную цепь углеродных атомов
Нормальный бутан (н-бу- тан), имеет неразветвленную цепь углеродных атомов
Нормальный бутан (н-бу- тан), имеет неразветвленную цепь углеродных атомов
с4н10(2 изомера)
с4н10(2 изомера)
СН3
СН3
Изобутан (2-метилпропан), имеет разветвленную цепь углеродных атомов
Изобутан (2-метилпропан), имеет разветвленную цепь углеродных атомов
Для пятого члена гомологического ряда алканов возможно существование трех изомеров:
н-ПентанI Изопентанын-ПентанI ИзопентаныСНЭСН32-Метил бутан2,2-Диметил-пропанСНЭСН32-Метил бутан2,2-Диметил-пропан
н-ПентанI Изопентаны
н-ПентанI Изопентаны
СНЭСН3
2-Метил бутан2,2-Диметил-
пропан
СНЭСН3
2-Метил бутан2,2-Диметил-
пропан
4«С»4«С»5«С»5«С»сн3-сн2-сн2-сн-ксн3сн3-сн2-сн2-сн-ксн3б «С»б «С»
4«С»
4«С»
5«С»
5«С»
сн3-сн2-сн2-сн-ксн3
сн3-сн2-сн2-сн-ксн3
б «С»
б «С»
Согласно международной номенклатуре изомеры с разветвленной цепью углеродных атомов следует рассматривать как производные алкана с самой длинной неразветв- ленной углеродной цепью.
Правила образования названий разветвленных алкановпо международной номенклатуре (ИЮПАК)
Найти самую СН3—СН2—СН2- -СН—СН3 длинную (главную)|—-
неразветвленную ,С2Н5
цепь углеродных атомов.
СН3-СН2—СН2-СН-СН3
1
С2Н5
С2Н5
Таким образом, в данном соединении главная цепь содержит 6 углеродных атомов.
В молекуле с несколькими одинаковыми заместителями нужно указать положение каждого заместителя. Сумма номеров положений заместителей должна иметь наименьшее значение. Число одинаковых заместителей обозначают греческими числительными: ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента- (пять) и т. д.В молекуле с несколькими одинаковыми заместителями нужно указать положение каждого заместителя. Сумма номеров положений заместителей должна иметь наименьшее значение. Число одинаковых заместителей обозначают греческими числительными: ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента- (пять) и т. д.12 Зр-^ 5сн3-сн2-с-сн2-сн3(сн)3,3 - Ди метил пентан12 Зр-^ 5сн3-сн2-с-сн2-сн3(сн)3,3 - Ди метил пентан123456123456СН3-СН-СН-СН2-СН-СН3СН3-СН-СН-СН2-СН-СН32,3,5 -Триметил гексан2,3,5 -Триметил гексан
В молекуле с несколькими одинаковыми заместителями нужно указать положение каждого заместителя. Сумма номеров положений заместителей должна иметь наименьшее значение. Число одинаковых заместителей обозначают греческими числительными: ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента- (пять) и т. д.
В молекуле с несколькими одинаковыми заместителями нужно указать положение каждого заместителя. Сумма номеров положений заместителей должна иметь наименьшее значение. Число одинаковых заместителей обозначают греческими числительными: ди- (два), три- (три), тетра- (четыре), пента- (пять) и т. д.
12 Зр-^ 5
сн3-сн2-с-сн2-сн3
(сн)
3,3 - Ди метил пентан
12 Зр-^ 5
сн3-сн2-с-сн2-сн3
(сн)
3,3 - Ди метил пентан
123456
123456
СН3-СН-СН-СН2-СН-СН3
СН3-СН-СН-СН2-СН-СН3
2,3,5 -Триметил гексан
2,3,5 -Триметил гексан
Пронумеровать атомы углерода главной цепи. Номер атома углерода, у которого находится заместитель (алкильный радикал), должен быть наименьшим.
© © ® @
СН3-СН2-СН2-СН-СН,
©сн2 ©сн,
Указать положение заместителя (номер атома углерода, у которого находится алкильный радикал).
снэ-сн2-сн2-сн^:нз) сн2
ъ.. сн3
Назвать алкильный радикал
сн3-сн2-сн2-сн-(бн^ сн2
-
3-Метил...СН3
Назвать алкан, соответствующий главной цепи.
6543
СН3-СН2-СН2-СН-СН3
2 СН2
1 СН3 З-Метилгексан
12345678СН3-СН2-СН-СН2-СН-СН2-СН2-СН312345678СН3-СН2-СН-СН2-СН-СН2-СН2-СН3Разные заместители называют в алфавитном порядке. Сумма номеров положений заместителей минимальная.
12345678
СН3-СН2-СН-СН2-СН-СН2-СН2-СН3
12345678
СН3-СН2-СН-СН2-СН-СН2-СН2-СН3
5-Метил-3-этил октан5-Метил-3-этил октанФизические свойства алканов
5-Метил-3-этил октан
5-Метил-3-этил октан
СН4... СдНю С5Н12... С15Н32 С16Нз4...
Газы (безЖидкости (имеют) Твердые вещества
запаха)запах)(без запаха)
►
Г кипения и Г плавления увеличиваются
Алканы — бесцветные вещества, легче воды, плохо растворяются в воде.
Химические свойства алканов
Тривиальное (историческое) название алканов — «парафины» — означает «не имеющие сродства». Алканы химически малоактивны. Низкая реакционная способность алканов обусловлена очень малой полярностью связей С—С и С—Н в их молекулах вследствие почти одинаковой электроотрицательности атомов углерода и водорода.
Для алканов наиболее характерны реакции замещения. В этих реакциях происходит гомолитическое расщепление ковалентных связей, т. е. они осуществляются по свободнорадикальному (цепному) механизму.
L Реакции замещения (разрыв связей С—Н)
RH + XY -> RX + HYRH + XY -> RX + HYили:или:1. Галогенирование (замещение атома водорода атомом1. Галогенирование (замещение атома водорода атомом
RH + XY -> RX + HY
RH + XY -> RX + HY
или:
или:
1. Галогенирование (замещение атома водорода атомом
1. Галогенирование (замещение атома водорода атомом
галогена — F, О, Вг с образованием галогеналкана RHal).
Алканы очень активно реагируют с фтором. Хлорирование протекает под действием света и является фотохимической цепной реакцией. Теорию цепных реакций разработал советский ученый, один из основоположников химической физики, академик Н. Н. Семенов (1896—1986), за что в 1956 г. был удостоен Нобелевской премии. Низшие алканы (СН4, С2Н6, С3Н8) можно прохлорировать полностью. В молекуле метана атомы хлора могут заместить от одного до четырех атомов водорода в зависимости от соотношения реагентов^
+С12, hv+С12+С12+С12
СН4—СН3С1^СН2С12*СНС13L^CCI4
-HCl-НС1-НС1-НС1
Метан Хлор-Дихлор- Трихлор- Тетраметанметанметан хлор-
метан
Механизм реакции
Реакция осуществляется в три стадии (цепь реакций):
инициирование (зарождение цепи) — гомолитическое расщепление молекулы С12 с образованием свободных радикалов хлора:
hv
СЬ|*С1 -СЬ + *С1
Свободные радикалы
Свободные радикалы — это атомы или группы атомов с неспаренными электронами (• С1, *Н, вСН3...);
развитие цепи —• взаимодействие радикала хлора с молекулой алкана, метильного радикала с новой молекулой хлора и т. д.:
I—):С1- +н*|-с-*н-Н‘-С1 + -сн,
*н
• СН3 + С1 • I • С1► СН3С1 + • С1 и т д.
обрыв цепи (происходит при соединении двух радикалов друг с другом):
СЬ + *С1-»С12
сн3 • + • сн3 —> сн3—сн3
СН3* + *С1->СН3С1
Нитрование (замещение атома водорода нитрогруппой — NO2 с образованием нитроалканов R—NO2). Нитрующий реагент — азотная кислота HNO3(HO—NO2).
Нитрование азотной кислотой в газовой фазе при температуре 400е—500еС:
500"С
ch4 + ho-no2 ► ch3no2 + h2o
Нитрометан
При этих условиях алканы с большим числом углеродных атомов образуют смесь изомерных нитроалканов, а также нитроалканы с меньшим числом атомов углерода в результате разрыва связей С—С:
+HNO3, /^400’С
С2Н6 ► C2H5NO2 + CH3NO2
—Н2ОНитроэтан Нитрометан
+HNO3, f> WXT
СН3СН2СН3-CH3NO2 + CH3CH2NO2 +
—Н2О Нитрометан (9%) Нитроэтан (26%)
NO2
+ CH3CH2CH2NO2 + сн3 - сн - сн3
1-Нитропропан (32%) 2-Нитропропан (33%)
Нитрование разбавленной HNO3 при Г= 140”С и при повышенном или нормальном давлении (реакция М. И. Коновалова).
В результате реакции образуется смесь изомерных нитросоединений. Наиболее легко замещаются атомы водорода у третичного атома углерода, труднее — у вторичного, наиболее трудно — у первичного:
СН3
разб.сн3разб.сн3СН3—С—СН2—СН3 + НО—мо2
разб.
сн3
разб.
сн3
2-Метилбутан
> сн3-с-сн2-сн3 + н2о
no2
2-Метил-2-нитробутан
Номенклатура нитро- и галогеналканов
В основе названия нитро- или галогеналкана лежит название самой длинной неразветвленной цепи. Заместители перечисляют в алфавитном порядке. Атомы «С» нумеруют так, чтобы заместитель, который пишется первым, имел
меньший номер.
© ® © ® сн3-сн-сн2-сн3мо2© ® © ® сн3-сн-сн2-сн3мо2сн3® © ©I ®сн3-сн-сн-снэno2сн3® © ©I ®сн3-сн-сн-снэno2
© ® © ® сн3-сн-сн2-сн3
мо2
© ® © ® сн3-сн-сн2-сн3
мо2
сн3
® © ©I ®сн3-сн-сн-снэ
no2
сн3
® © ©I ®сн3-сн-сн-снэ
no2
2-Нитробутан2-Нитробутан2-Метил-З-нитробутан2-Метил-З-нитробутан
2-Нитробутан
2-Нитробутан
2-Метил-З-нитробутан
2-Метил-З-нитробутан
@ ® © © ©
СН3-СН-СН2-СН-СН3
С1 сн3
2-Метил-4-хлорпентан
Сульфирование (замещение атома водорода сульфогруппой — SO3H с образованием алкансульфокислот RSO3H). Сульфирующий реагент — серная кислота H2SO4 (HO-SO3H).
Сульфирование алканов происходит при действии очень концентрированной H2SO4 при небольшом нагревании.
Наиболее легко замещается атом водорода у т этичного атома углерода:
ttСН3
t
t
СНЭ-СН2-С-СН3 + HO^SO3HLКОНЦ.
2-Метилбутан
CH
СН3-СН2-С-СН3 + Н2О
SO3H
2-Метилбутан-2-сульфокислота(2-Метил-2-сульфобутан)
СН4 + HOSO3H Л CH3SO3H + Н2О
Сульфометан
Номенклатура сульфопроизводных алканов
К названию соответствующего алкана нужно прибавить приставку «сульфо-» или окончание «сульфокислота» с указанием положения сульфогруппы:
CH3-CH2-CH2-SO3H1-СульфопропанCH3-CH2-CH2-SO3H1-СульфопропанСН3© ©©ICH3-CH2-CH-SO3HБутан-2-сульфокислотаСН3© ©©ICH3-CH2-CH-SO3HБутан-2-сульфокислота
CH3-CH2-CH2-SO3H1-Сульфопропан
CH3-CH2-CH2-SO3H1-Сульфопропан
СН3
© ©©I
CH3-CH2-CH-SO3H
Бутан-2-сульфокислота
СН3
© ©©I
CH3-CH2-CH-SO3H
Бутан-2-сульфокислота
Реакции окисления
При обычных условиях алканы устойчивы к действию окислителей (КМпО4, К2Сг2О7).
Окисление кислородом воздуха при высоких температурах (горение):
полное окисление (избыток О2) с образованием углекислого газа и воды:
0f 0
CH4 + 2O2 * CO2 + 2H2O,
неполное окисление (недостаток O2):
О2CH4 + 3O20CH4 + ОзО2CH4 + 3O20CH4 + Оз+ 4H2O+ 4H2O+ 2H2O+ 2H2O
О
2CH4 + 3O2
0
CH4 + Оз
О
2CH4 + 3O2
0
CH4 + Оз
+ 4H2O
+ 4H2O
+ 2H2O
+ 2H2O
Окисление кислородом воздуха при невысоких температурах в присутствии катализаторов (неполное каталитическое окисление).
В результате могут образоваться альдегиды R—С , ХН
кетоны R—C—R • спирты ROH, карбоновые кислоты
о
RCOOH. Неполное окисление может происходить без разрыва углеродной цепи (число атомов «С» в молекуле продукта реакции равно числу атомов «С» в молекуле исходного алкана) и с разрывом углеродной цепи (число атомов «С» в молекуле продукта реакции меньше, чем в молекуле исходного алкана).
Например, при каталитическом окислении метана в зависимости от природы катализатора и условий проведения реакции могут образоваться следующие продукты:
кат.кат.2СН4Метан2СН4МетанО2О20* 2СН3ОНМетанол0* 2СН3ОНМетанол
кат.
кат.
2СН4
Метан
2СН4
Метан
О2
О2
0
* 2СН3ОН
Метанол
0
* 2СН3ОН
Метанол
кат.
сн4сн40202' 2' 2н-сн-сН2ОН2ОHМетанальHМетаналь
сн4
сн4
02
02
' 2
' 2
н-с
н-с
Н2О
Н2О
H
Метаналь
H
Метаналь
02СН4 + ЗО202СН4 + ЗО2кат "Гзкат "Гз2Н—С2Н—С4 ОН4 ОН2Н2О2Н2О
0
2СН4 + ЗО2
0
2СН4 + ЗО2
кат "
Гз
кат "
Гз
2Н—С
2Н—С
4 ОН
4 ОН
2Н2О
2Н2О
Метановая кислота
Термические превращения алканов
Крекинг (англ, cracking — расщепление) — это разрыв связей С — С в молекулах алканов с длинными углеродными цепями, в результате которого образуются алканы и алкены с меньшим числом атомов углерода.
Термический крекинг (пиролиз) осуществляется при температуре 450—700°С:
СН3-СН2-СН2-СН3СН3-СН2-СН2-СН3СН3-СН2-СН2-СН3СН3-СН2-СН2-СН3^ СНз-СНз + сн2 = сн2
СН3-СН2-СН2-СН3
СН3-СН2-СН2-СН3
СН3-СН2-СН2-СН3
СН3-СН2-СН2-СН3
^ СН4 + СН2 = СН-СН3
Дегидрирование (отщепление водорода; происходит в результате разрыва связей С—Н; осуществляется в присутствии катализаторов при повышенных температурах).
При дегидрировании метана образуется этин (ацетилен):
2СН4 —^^С2Н2 + ЗН2
С помощью структурных формул эту реакцию можно показать так:
,н н.Н-С-ьН + Нч-С-Н,н н.Н-С-ьН + Нч-С-Н* н-с = с-н + зн2* н-с = с-н + зн2
,н н.
Н-С-ьН + Нч-С-Н
,н н.
Н-С-ьН + Нч-С-Н
* н-с = с-н + зн2
* н-с = с-н + зн2
При нагревании метана до 1200°С он разлагается на простые вещества:
СН4 -> С + 2Н2
При дегидрировании других алканов образуются алкены:
Г, кат.
с2н6 ► с2н4 + н2
ЭтанЭтен
(этилен)
1234
^СН3-СН=СН-СН3 + н2
Бутен-21234
сн3-сн2-сн2-сн3 ■ Ч сн2=сн-сн2-сн3 + н2
БутанСг2О3 + Д12О3 Бутен-1
1234
1»СН2-СН-СН=СН2 + 2Н2
Бутадиен-1,3
МетилбензолМетилбензолДегидроциклизация (ароматизация, дегидрирование алканов с образованием ароматических соединений):
Метилбензол
Метилбензол
СН3-СН2-СН2-СН2—сн2-сн2-сн3
Гептан
Изомеризация (превращение химического соединения в его изомер):
сн3—сн2—сн3—сн3Бутансн3—сн2—сн3—сн3Бутан100°С .А1С1/100°С .А1С1/«-алкан —> изоалкан
сн3—сн2—сн3—сн3Бутан
сн3—сн2—сн3—сн3Бутан
100°С .А1С1/
100°С .А1С1/
СН3-СН-СН3
СН3Изобутан(2-метилпропан)
Получение алканов
Получение метана
В промышленности:
из природного газа;
синтез из оксида углерода (II) и водорода:
N% ЗОО’СCO + 3H2>CH4 + Н2О
В лаборатории:
гидролиз карбида алюминия
А14С3 + 12Н2О -> ЗСН4? + 4А1(ОН)3;
сплавление солей уксусной кислоты со щелочами
CH3'cOONa + NaOiH —^ СН4Т + Na2CO3
Ацетат натрия (твердый) (твердый)
Получение гомологов метана
LB промышленности: а) из природного сырья (нефть, газ, горный воск); б) синтез из оксида углерода (И) и водорода
300°С«СО + (2я + 1)Н2>СлН2л+2 + яН2ОFe
В лаборатории:
каталитическое гидрирование (+Н2) непредельных УВ
Ptс„н2л + н2>с„н2л+2Алкен № 15О‘С)^+Н2
СЛН2_2 + 2Н2 —> СлН2л+2; АлкинАлкан
взаимодействие галоген ал канов с натрием (реакция
А. Вюрца).
Происходит димеризация углеродной цепи исходного галогеналкана, образуется алкан с четным числом атомов углерода в цепи:
С2R—Вг + 2Na -> R—R + 2NaBr2СН3—Вг + 2Na U СН3-СН3 + 2NaBr
Если в реакции участвуют разные галоген алканы, то образуется смесь алканов:
3R-Br + 3R-Вг + 6Na-> R-R + R—R' + R'-R' + 6NaBr
Применение метана
МетанолМетанолРастворителиРастворителиФреонФреонHNO3HNO3
Метанол
Метанол
Растворители
Растворители
Фреон
Фреон
HNO3
HNO3
нсоонМуравьинаякислотансоонМуравьинаякислота'Н Формальдегид'Н ФормальдегидПластмассыПластмассы
нсоон
Муравьинаякислота
нсоон
Муравьинаякислота
'Н Формальдегид
'Н Формальдегид
Пластмассы
Пластмассы
Вопросы для контроля
На какие типы разделяются углеводороды?
Какие углеводороды называются предельными? Приведите примеры предельных углеводородов.
В каком валентном состоянии находятся атомы углерода в алканах? Укажите тип гибридизации атома углерода в предельных углеводородах/
Какую геометрическую форму имеет молекула метана? Укажите значение угла между связями в этой молекуле.
Назовите первые десять членов гомологического ряда алканов и соответствующие им одновалентные радикалы.
Какой тип изомерии существует в ряду алканов? Какие алканы не имеют изомеров?
Какой тип реакций характерен для алканов? Почему?
Что такое «галогенирование», «нитрование», «сульфирование»?
Объясните механизм цепной реакции.
Какие продукты могут быть получены при окислении метана?
Что такое крекинг?
Что такое «дегидрирование», «дегидроциклизация», «изомеризация»?
Какими способами можно получать метан и его гомологи?
Задач» и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие алканы по международной номенклатуре:
СН3
а) СН3-С-СН2-СН3 б) СН3-СН2-СН-СН-СН2-СН-СН3
СН3СНЭ СН3 СН3
в) СН3-СН-СН-СН2-СН-СНз г) СН3-СН2-СН-СН2-СН3 IIII
СН3 СН3 СН3СН-СН3
I
СН3СН3
д) СНЭ-СН-СН-С-СН2-СН-СН3
СН2 СН3 СН3 сн2-сн3
СНз
Напишите структурные формулы следующих алканов:
2,5-диметилгексан;
2-метил-З-этилпентан;
4-изопропил-З-этилгептан;
3,3,5,5-тетраметилоктан;
5-изобутил-4-этилдекан;
4-в1горбутил-2-метилгептан.
Укажите изомеры среди этих веществ.
Напишите структурные формулы всех алканов с молекулярной формулой С6Нн и назовите их по международной номенклатуре. Укажите изомеры, содержащие третичные атомы углерода.
Напишите структурные формулы всех алканов состава С7Н16, главная цепь которых состоит из 5 атомов углерода. Назовите каждое соединение по международной номенклатуре.
Как можно получить следующие УВ, используя реакцию А. Вюрца:
а) 2,6-диметилгептан;б) 2,8-диметилнонан;
в) 3,4-диметилгексан;г) октан?
Напишите уравнения реакций получения гексана из следующих соединений:
СН3—СН2—СН2—СН2—СН=СН2;
СН3—СН2-СН2Вг.
Назовите следующие соединения по международной номенклатуре:
СН3
СН3-С-СН2Вг б) СН3-СН-СН-СН-СН3
сн3 сн3сн3 сн3СН3Вг
сн3 сн3
сн3 сн3
СНЭ-СН2-СН-СН-СН3
сн3 сн3 no2
сн3-с-сн-сн2—сн2-сн3
CH3NO2
сн3сн3СН3
сн3
сн3
СН3—СН—СН2—SO3Hе) СН3-С-СН-СН3
CH3 SO3H
Напишите структурные формулы следующих соединений:
З-бром-2-хлорпентан;
3-метил-2,4-дихлоргептан;
2,2-днметил-4-нитропентан;
2,4-диметил-5-нитрогексан;
?,3-диметилпентан-3-сульфокислота;
2,3,3-триметилгексан-2-сульфокислота.
Какие монохлорпроизводные могут образовываться при хлорировании 2,2,3-триметилпентана? Напишите уравнения реакций и назовите продукты.
Напишите уравнения реакций сульфирования и нитрования (по Коновалову) 2-метилпропана. Назовите продукты.
Какие нитроалканы образуются при нитровании бутана в газовой фазе?
При бромировании алкана с молекулярной формулой с5н12 образуется преимущественно третичное бромпро- изводное, а при нитровании по Коновалову — третичное нитросоединение. Напишите структурную формулу алкана.
Напишите уравнения реакций термических превращений гексана, которые происходят: а) при крекинге; б) при дегидрировании; в) при дегидроциклизации; г) при изомеризации.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
+NaOH +Br2,hv +Na +HNO3pas6.
CH3COONa ► X, ► X2 ► X3 ► X4
J12J 14QOC
H2SO4kohil► X5
+X]+x2
CH3-CH = CH2 —CH3-CH2-CH3 -^*
+x2—^* CH3-CH-CH3+x2—^* CH3-CH-CH3+x3—-> CH3-CH-CH-CH3+x3—-> CH3-CH-CH-CH3+X4.—*co2.+X4.—*co2.
+x2
—^* CH3-CH-CH3
+x2
—^* CH3-CH-CH3
+x3
—-> CH3-CH-CH-CH3
+x3
—-> CH3-CH-CH-CH3
+X4.
—*co2.
+X4.
—*co2.
BrCH3 CH3
Назовите продукты реакций.
Какой объем (н. у.) займет газ, образовавшийся при пропускании 112 л водорода над углеродом при 500°С в присутствии никелевого катализатора? Полученный газ пол
ностью сжигают, а продукты горения пропускают через 2 л 10%-го раствора гидроксида натрия (р = 1,1 г/мл). Какая соль и в каком количестве образуется в растворе?
Продукты полного сгорания 6,72 л (н. у.) смеси этана и пропана обработали избытком известковой воды, при этом образовалось 80 г осадка. Каков количественный состав исходной смеси?
Понятие о циклоалканах
• Циклоалканы (циклопарафины) — это насыщенные углеводороды, содержащие цикл из 3, 4, 5, 6 и более атомов углерода.
С„Н2„, л > 3
Простейшие циклоалканы (без боковых цепей):
Н2СН2СН2СН2Ссн3сн3Н2С-СН2Н2С-СН2Н2С-СН2Н2С-СН2сн2Н2С сн2Н2С-СН2сн2Н2С сн2Н2С-СН2Циклопропан Циклобутан ЦиклопентанЦиклопропан Циклобутан Циклопентансн2Н2С сн2Н2С сн2хсн2Циклогексансн2Н2С сн2Н2С сн2хсн2Циклогексан
Н2С
Н2С
Н2С
Н2С
сн3
сн3
Н2С-СН2
Н2С-СН2
Н2С-СН2
Н2С-СН2
сн2
Н2С сн2
Н2С-СН2
сн2
Н2С сн2
Н2С-СН2
Циклопропан Циклобутан Циклопентан
Циклопропан Циклобутан Циклопентан
сн2
Н2С сн2
Н2С сн2
хсн2
Циклогексан
сн2
Н2С сн2
Н2С сн2
хсн2
Циклогексан
Изомерия и номенклатура
С5Н10-
СН2СН2Н2С-СН2Н2С-СН2Н2С сн3Н2С сн3Н2СН2Ссн2сн2нс-сн2нс-сн2н2с-сн2Циклопентансн3—НСн2с-сн2Циклопентансн3—НССН3Метилцикло-бутанСН3Метилцикло-бутанН2С сн31,1-ДиметилциклопропанН2С сн31,1-ДиметилциклопропанН2СН2С
СН2
СН2
Н2С-СН2
Н2С-СН2
Н2С сн3
Н2С сн3
Н2С
Н2С
сн2
сн2
нс-сн2
нс-сн2
н2с-сн2
Циклопентан
сн3—НС
н2с-сн2
Циклопентан
сн3—НС
СН3Метилцикло-бутан
СН3Метилцикло-бутан
Н2С сн3
1,1-Диметилциклопропан
Н2С сн3
1,1-Диметилциклопропан
Н2С
Н2С
Н2СЭтилциклопропанН2СЭтилциклопропан
Н2С
Этилциклопропан
Н2С
Этилциклопропан
22сн~с2н5
2
2
СН3—НС '
1,2-Диметил-циклопропан
Циклоалканы изомерны соответствующим алкенам. Например:
С3НС3НСН2I хсн2СН^ЦиклопропанСН2I хсн2СН^ЦиклопропанСН2 - СН-СНзПропенСН2 - СН-СНзПропенФизические свойстваЦиклопропан, циклобутан — газообразные вещества. Циклопентан, циклогексан — жидкие вещества, высшие циклоалканы — твердые вещества. Все циклоалканы плохо растворимы в воде.Физические свойстваЦиклопропан, циклобутан — газообразные вещества. Циклопентан, циклогексан — жидкие вещества, высшие циклоалканы — твердые вещества. Все циклоалканы плохо растворимы в воде.Химические свойстваХимические свойстваДля циклоалканов характерны все химические свойства насыщенных углеводородов: реакции замещения, отщепления (дегидрирование), разложения и окисления. В отличие от алканов для циклоалканов возможны реакции присоединения. Например:Для циклоалканов характерны все химические свойства насыщенных углеводородов: реакции замещения, отщепления (дегидрирование), разложения и окисления. В отличие от алканов для циклоалканов возможны реакции присоединения. Например:|\кат.СН2 + Н2 —-► СНз-СН2-СН3 н2с 7 Циклопропан. Пропан|\кат.СН2 + Н2 —-► СНз-СН2-СН3 н2с 7 Циклопропан. ПропанПолучениеПолучение1. Из нефти (входят в состав нафтеновых нефтей).1. Из нефти (входят в состав нафтеновых нефтей).2. Из ароматических УВ:2. Из ароматических УВ:БензолБензол+ ЗН2+ ЗН2кат, Г►кат, Г►СН2Н2Ссн2Н2Ссн2сн2ЦиклогекоанСН2Н2Ссн2Н2Ссн2сн2Циклогекоан
С3Н
С3Н
СН2
I хсн2
СН^
Циклопропан
СН2
I хсн2
СН^
Циклопропан
СН2 - СН-СНз
Пропен
СН2 - СН-СНз
Пропен
Физические свойства
Циклопропан, циклобутан — газообразные вещества. Циклопентан, циклогексан — жидкие вещества, высшие циклоалканы — твердые вещества. Все циклоалканы плохо растворимы в воде.
Физические свойства
Циклопропан, циклобутан — газообразные вещества. Циклопентан, циклогексан — жидкие вещества, высшие циклоалканы — твердые вещества. Все циклоалканы плохо растворимы в воде.
Химические свойства
Химические свойства
Для циклоалканов характерны все химические свойства насыщенных углеводородов: реакции замещения, отщепления (дегидрирование), разложения и окисления. В отличие от алканов для циклоалканов возможны реакции присоединения. Например:
Для циклоалканов характерны все химические свойства насыщенных углеводородов: реакции замещения, отщепления (дегидрирование), разложения и окисления. В отличие от алканов для циклоалканов возможны реакции присоединения. Например:
|\кат.
СН2 + Н2 —-► СНз-СН2-СН3 н2с 7 Циклопропан. Пропан
|\кат.
СН2 + Н2 —-► СНз-СН2-СН3 н2с 7 Циклопропан. Пропан
Получение
Получение
1. Из нефти (входят в состав нафтеновых нефтей).
1. Из нефти (входят в состав нафтеновых нефтей).
2. Из ароматических УВ:
2. Из ароматических УВ:
Бензол
Бензол
+ ЗН2
+ ЗН2
кат, Г
►
кат, Г
►
СН2
Н2Ссн2
Н2Ссн2
сн2
Циклогекоан
СН2
Н2Ссн2
Н2Ссн2
сн2
Циклогекоан
. Из дигалогенпроизводных УВ:
ZCH2-CH2-C1z сн2—сн2
Н2с+ 2Na► Н2С+2NaCl
СН2-СН2-С1Х СН2-СН2
ЦиклопентанЦиклопентанДихл ор пентан
Циклопентан
Циклопентан
Вопросы для контроля
Что такое циклоалканы и какова их общая формула?
Назовите простейшие циклоалканы.
Какие реакции возможны для циклоалканов в отличие от алканов?
Назовите способы получения циклоалканов.
§ 9,5. Непредельные углеводороды.Алкены (этиленовые УВ)
Непредельные, или ненасыщенные, УВ содержат кратные углерод-углеродные связи (>С=С<, — С=С—)
АЛКЕНЫ(олефины, этиленовые УВ)C^H^, л > 2
• Алкены — это нециклические УВ, в молекулах которых два атома углерода находятся в состоянии вр2-гибридиза- ции и связаны друг с другом двойной связью.
\° о а/
С = С/КХа а
Длина связи С = С в алкенах равна 0,134 нм. Каждый атом углерода у двойной углерод-углеродной связи соединен с тремя другими атомами и может присоединять еще один атом.
Гомологический ряд;
Молекулярная формула алкена СпН^
Название алкена
международная номенклатура
тривиальное (традиционное)
QH4
Этен
Этилен
С3н6
Пропен
Пропилен
С4Н8
Бутен
Бутилен
С5Н1О
Пентен
Амилен
Одновалентный радикал этилена СН2=СН — называется винилом.
Изомерия и номенклатура
Для алкенов возможны 3 типа изомерии: изомерия углеродной цепи, изомерия положения двойной связи, цистранс-изомерия.
Первые 2 члена гомологического ряда — этен и пропен — изомеров, относящихся к классу алкенов, не имеют.
ГИзомерияположениядвойнойсвязиГИзомерияположениядвойнойсвязиС4Н8С4Н81234сн2 = сн-сн2-сн31234сн2 = сн-сн2-сн3сн3сн3-с = сн2МетилпропенjИзомерия цеписн3сн3-с = сн2МетилпропенjИзомерия цепиБутен-1।1234СНз-СН = СН-СНзБутен-1।1234СНз-СН = СН-СНзБутен-2Бутен-2
Г
Изомерияположениядвойнойсвязи
Г
Изомерияположениядвойнойсвязи
С4Н8
С4Н8
1234
сн2 = сн-сн2-сн3
1234
сн2 = сн-сн2-сн3
сн3
сн3-с = сн2
Метилпропен
j
Изомерия цепи
сн3
сн3-с = сн2
Метилпропен
j
Изомерия цепи
Бутен-1।
1234
СНз-СН = СН-СНз
Бутен-1।
1234
СНз-СН = СН-СНз
Бутен-2
Бутен-2
НН
н3сх хснэн3сх хснэхсн3хсн3
н3сх хснэ
н3сх хснэ
хсн3
хсн3
Дис-буген-2Дис-буген-2Транс-бутен-2Транс-бутен-2
Дис-буген-2
Дис-буген-2
Транс-бутен-2
Транс-бутен-2
Цис-транс-изомерия
Алкены изомерны другому классу соединений — циклоалканам. Они имеют одинаковую общую формулу С„Н3п.
Правила составления названий алкеновпо международной номенклатуре
Найти наиболее длинную (главную) цепь углеродных атомов, которая содержит двойную связь и наибольшее число заместителей (ответвлений).
сн, □
СН3-СН2- -С-СН-СН3
СН СН3
СН2
Пронумеровать атомы углерода главной цепи так, что- бы атом «С», у которого начинается двойная связь, имел наименьший номер.
СНз 13 1 45 СН3-СН2- -С-СН-СН3
2 СН СНз II 1СН2
Назвать заместители (алкильные радикалы) в алфавитном порядке и алкен, соответствующий главной цепи.
сн3
3145
сн3-сн2-с-сн-сн3
2 сн сн3 II
1 сн2
3,4-Диметил-3-этилпентен...
СН3
Цифрой указать положение двойной связи после названия главной цепи.
сн3-сн2-с-сн-сн3 1 1 сн сн3
1 СН2
5005003,4-Диметил-3-этил пентен-1
500
500
Физические свойства
С2Н4...С4Н8газыС2Н4...С4Н8газыCsHio—С16НЭ2жидкостиCsHio—С16НЭ2жидкостиПлохо растворимы вПлохо растворимы вС17Н34...твердые вещества воде.С17Н34...твердые вещества воде.
С2Н4...С4Н8газы
С2Н4...С4Н8газы
CsHio—С16НЭ2жидкости
CsHio—С16НЭ2жидкости
Плохо растворимы в
Плохо растворимы в
С17Н34...
твердые вещества воде.
С17Н34...
твердые вещества воде.
Химические свойства
Алкены обладают большей реакционной способностью, чем алканы. Это обусловлено наличием в их молекулах двойной связи А/ \ . я-Связь менее прочная, чем
U"cJ
су-связь. Она легко разрушается под воздействием различных реагентов. Освободившиеся в результате разрыва я- связи валентности углеродных атомов используются для присоединения атомов или групп атомов молекулы реагента. Для алкенов характерны реакции присоединения.
Реакции присоединения
XYXY
XY
XY
1 Q © 4♦ сн3-сн-сн-сн3Вг Вг2,З-Ди бромбутан1 Q © 4♦ сн3-сн-сн-сн3Вг Вг2,З-Ди бромбутан
1 Q © 4♦ сн3-сн-сн-сн3
Вг Вг
2,З-Ди бромбутан
1 Q © 4♦ сн3-сн-сн-сн3
Вг Вг
2,З-Ди бромбутан
Присоединение водорода (+Н2) — гидрирование, образуются алканы:
Pt
сн2 - сн2 + н2>сн3-сн3
2 Этен или Ni, 150*С Этан
Присоединение галогенов (+F2, CI2, Br^ I2) — галогенирование, образуются дигалогеналканы:
СН3-СН=СН-СН3 + Вг2
Бутен-2 (Н2О)
Бромная вода
Бромная вода (раствор Вг2 в воде) имеет желтый цвет. При взаимодействии с алкенами бромная вода обесцвечи-
вается, поэтому реакция с бромной водой используется для идентификации алкенов.
Как уже указывалось при изучении неорганической химии, реакции, которые используются для идентификации различных веществ, называются качественными реакциями.
Реакция с бромной водой является качественной реакцией на все непредельные углеводороды, в том числе на алкены.
Присоединение гапогеноводородов (+ННа1) — гидрогалогенирование, образуются моногалогеналканы:
СН2 = СН2 + НС1 СН3-СН2С1
Этен Хлорэтан
Присоединение галогеноводородов к несимметричным алкенам происходит по правилу В. В. Марковникова.
Например:СН3—СН = СН2 + НВгНапример:СН3—СН = СН2 + НВгПравило Марковникова. При присоединении веществ типа НХ (X = Hal, ОН и т. д.) к несимметричным алкенам атом водорода присоединяется к атому углерода у кратной связи, связанному с большим числом атомов водорода.
Например:
СН3—СН = СН2 + НВг
Например:
СН3—СН = СН2 + НВг
3©1
► СН3-СН-СН3
Вг
ПропенПропен2-Бромпропан
Пропен
Пропен
Механизм присоединения по правилу Марковникова
Ориентация присоединения объясняется поляризацией молекулы несимметричного алкена в результате действия индуктивного эффекта.
Алкильные группы как электронодонорные заместители определяют место присоединения протона.
32 5+ ПУ”
СН3 —► СН = сн2
Метильная группа отталкивает электроны связи CH3—С, что приводит к поляризации л-связи. Электроны я-связи являются очень подвижными, т. е. легко смещаются к атому С(1). Это смещение показывают изогнутой стрелкой ( ^ ). В результате на атоме С(1) возникает частичный
отрицательный заряд 8_, а на атоме С(2) — частичный положительный заряд 8+. При присоединении галогеноводо- рода протон Н+ присоединяется к атому С(1), несущему частичный отрицательный заряд:
8+ ГХ5— /S-Ш—
СНз^СН-СН2+|н|Вг ► СН3—СН—СН3
Вг
При наличии в молекулах непредельных углеводородов заместителей, проявляющих значительный электроноакцепторный эффект, реакция идет против правила Марков - никова:
з+ Л\б—
СН2 = CHX; X = -CN, -NO2, СООН и др.
Например:
СН2 = СН-СООН + НС1 -> С1СН2-СН2-СООН
Присоединение воды (+Н2О) — гидратация, образуются предельные одноатомные спирты (алканолы CgH^OH).
Присоединение воды происходит по правилу Марковни- кова:
л Н+ (H2SO4, Н3РО4)
СН2 = СН2 + Н2О~—-——>СН3-СН2ОН
* Этанол (первичный спирт)
=70 6+н+ 1034
СН, = СН <- СН,«- СН3+ Н2О7* сн,-сн-сн,-сн3
(Н-ОН) 1“I
он
Бутанол-2 (вторичный спирт)
Реакции окисления
Горение:
полное (избыток О2)
—2i= +4
С2Н4 + ЗО2 -> 2СО2 + 2Н2О;
неполное (недостаток кислорода)
С2Н4 + 2О2 U 2СО + 2Н2О
f О
С2Н4 + о2 -> 2С + 2Н2О.
ВзаимодействиесО2вприсутствии катализатора (об-
СН2-СН2СН2-СН2ООразуются эпоксиды):
СН2-СН2
СН2-СН2
О
О
Эпоксиэтан (этиленоксид)Эпоксиэтан (этиленоксид)2СНг = СН2 + О, -^~200"С
Эпоксиэтан (этиленоксид)
Эпоксиэтан (этиленоксид)
Неполное окисление под действием окислителей типа КМпО4, К2Сг2О7.
При действии разбавленного водного раствора КМпО4 в щелочной среде происходит гидроксилирование алкенов (введение гидроксогруппы) с образованием диолов (реакция Е. Е. Вагнера). Раствор КМпО4 при этом обесцвечивается: СН2 = СН2 + [О] + НОН —> СН2—СН2(упрощенное
из КМпО4 || уравнение)
ОН ОН
Этанди ол-1,2 (этиленгликоль) Полное уравнение:
NaOH или
ЗСН. = СН2 + 2КМпО4+4Н2О ► ЗСН2-СН2 +
Na2CO3 I I
ОН ОН
+ 2МпО2 + 2КОН
Аналогично происходит реакция алкена с разбавленным раствором КМпО4 в кислой среде. Реакция с КМпО4 является качественной реакцией на непредельные УВ, в том числе на алкены.
Реакции полимеризации
Процесс полимеризации алкенов открытА. М. Бутлеровым.
• Полимеризацией называется процесс соединения одинаковых молекул (мономеров), протекающий за счет разрыва кратных связей, с образованием высокомолекулярного соединения (полимера).
f, Р кат.
... + СН2 = СН2 + СН2 = СН2 + ... -2-2>
> ... -СН2-СН2-СН2-СН2~...
лСН2 = СН2лСН2 = СН2/‘ Р, кат.
лСН2 = СН2
лСН2 = СН2
_^^(-СН2-СН2-)„, где
п — степень полимеризации (число молекул мономера). 504
-сн-сн2--сн-сн2-СН3СН3А1(С2Н5)з + T1CL
-сн-сн2-
-сн-сн2-
СН3
СН3
лСН3 - СН = СН2 —>
Пропилен
1—д
Полипропилен
(Подробнее о высокомолекулярных соединениях см. раздел 12).
Получение
°' В промышленности:
крекинг алканов;
дегидрирование алканов
„кат.
слн2д+2>СпН2я + Н2
550—600°С
СН3—СН—СН3> СН, = С-СН3 + Н2;
IК2О + Сг2о3 -г А12О3"|
СН3СН3
гидрирование алкинов
Ni, Pt
CnH^2 + н2>с„н2я
Ni, Pt
СНз-С = С-СНз + Н2»СН3-СН = СН—сн3
В лаборатории:
Дегидратация спиртов (Г, катализаторы: H2SO4,
Н3РО4, Д12О3, ZnCl2):
170°С
сн2-сн2 ► сн2 = сн2 + Н2О
[[ Н28О4Конц.
j |н ОН
Этанол
При дегидратации спиртов атом водорода отщепляется от атома углерода, связанного с наименьшим числом атомов водорода (правило А. М. Зайцева):
СН3CHj
СН3-СН-С-СН3 ? * ^ СН3-СН=С-СНз + Н2о
|он н|
З-метилбутанол-22-метилбутен-2
Дегидрогалогенирование моногалогеналканов (-HHal) действием твердой щелочи или ее спиртового раствора.
Происходит по правилу А. М. Зайцева:
СН3СН3сн3
СН3
СН3
н3с-сн-с-сн3 + кон ->сн3-сн=с-сн3+ка+н2о
_]L(спирт.2-Мети л бутен-2
Н С1р"р')
2-Метил-2-хлорбутан
Дегалогенирование (-2На1) дигалогеналканов с атомами галогена у соседних атомов «Содействием Zn или Mg:
СН3-<Н2-СН-<Н-<Н3 + Zn L сн3-сн2-сн=сн-сн3 +
JIПентен-2 ,„
вГвг+ ZnB^
Дибромпентан
Применение этилена
(-СН2-СН2-Х
Полиэтилен
ПолистиролС6Н5-СН=СН2СтиролПолистиролС6Н5-СН=СН2СтиролСН2-ОН г Iсн2-он „ЭтиленгликольСН2-ОН г Iсн2-он „ЭтиленгликольРастворителиРастворителиС2Н5С1 Хлорэтан СН2С1-СН2С1 ДихлорэтанС2Н5С1 Хлорэтан СН2С1-СН2С1 ДихлорэтанС2Н5-О-С2Н5Диэтиловый эфирС2Н5ОНЭтанолсн2=сн-сн=сн2ДивинилКаучукС2Н5-О-С2Н5Диэтиловый эфирС2Н5ОНЭтанолсн2=сн-сн=сн2ДивинилКаучук
Полистирол
С6Н5-СН=СН2
Стирол
Полистирол
С6Н5-СН=СН2
Стирол
СН2-ОН г I
сн2-он „
Этиленгликоль
СН2-ОН г I
сн2-он „
Этиленгликоль
Растворители
Растворители
С2Н5С1 Хлорэтан СН2С1-СН2С1 Дихлорэтан
С2Н5С1 Хлорэтан СН2С1-СН2С1 Дихлорэтан
С2Н5-О-С2Н5
Диэтиловый эфир
С2Н5ОН
Этанол
сн2=сн-сн=сн2
Дивинил
Каучук
С2Н5-О-С2Н5
Диэтиловый эфир
С2Н5ОН
Этанол
сн2=сн-сн=сн2
Дивинил
Каучук
Вопросы для контроля
Какие углеводороды называются непредельными?.
Какие непредельные У В называются алкенами? Напишите общую формулу гомологического ряда алкенов.
Напишите молекулярные формулы и названия первых четырех членов гомологического ряда алкенов.
Укажите валентное состояние и тип гибридизации орбиталей атомов углерода, связанных двойной связью в молекулах алкенов.
Какие типы изомерии характерны для алкенов? Напишите структурные формулы изомеров пентена и назовите их по международной номенклатуре.
Объясните, почему для алкенов возможна геометрическая изомерия.
Какой тип реакций характерен для алкенов? Почему?
Какие виды реакций присоединения характерны для алкенов?
Сформулируйте правило Марковникова.
В каких случаях реакции присоединения идут против правила Марковникова?
И. Какие реакции являются качественными реакциями на алкены? Напишите уравнения этих реакций.
Что называется полимеризацией?
Какими способами получают алкены: а) в промышленности; б) в лабораторных условиях?
Какие продукты можно получать из этилена?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие алкены по международной номенклатуре:
СН3-С = СН-СН2-СН—СН3 II
сн3сн3
СНз \/ сн2-сн2—сн3
с = с н zх н
СНз
СН3-СН2 \ сн2-сн-сн3
С = с Z
Hz х н
снэ-сн2-с = сн2
сн3-сн-сн2-сн3
снэсн3
СНз-С-СН = сн—сн2—сн2—сн—сн3
сн3
СН3-СН-СН2-СН = С-СН2-СН3
СН3СН-СН3
сн3
Укажите, какие из этих веществ изомерны между собой.
Напишите структурные формулы следующих алкенов: а) траяс-5-метилгептен-2; б) 2,5-диметилгексен-1; в) 2,3- диметилбутен-2; г) 2,4,4-триметилпентен-2; д) 2-метил- 3,6-диэтилоктен-4; е) З-этилгексен-З. Укажите, какие нз этих веществ изомерны между собой.
Напишите структурные формулы всех алкенов с молекулярной формулой С6Н12 и назовите их по международной номенклатуре.
Напишите формулы геометрических изомеров следующих соединений:
СН3-СН=СН-С2Н5
СН3
СНз-С-СН = сн-сн3
СН3
СН3-СН = С-СН2-СН3
СНЭ
СН3-СН-СН = СН-СН-СНз
СНзСН3
Назовите эти изомеры.
Используя правило Марковникова, напишите уравнения следующих реакций присоединения:
CHg-CH = CH2 + НО ►
СН3уСН3
ХС = С+ НО ►
сн3 zх н
СН3-СН2-СН = СН2 + Н1 ►
H2SO4
СНз-СН = с-сн2-сн3 + н2о ►
СН3
Назовите продукты реакций.
Напишите уравнения реакций окисления разбавленным водным раствором КМпО4 следующих соединений: а) 2-метилбутена-2; б) 2-метилпентена-1.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
СН3-СН-СН-СН-СН2-СН3 ►
111
Вг СН3 СН3
► СН3-СН = С-СН-СН2-СН3
CH3CH3
СН3-СН = С-СН-СН2-СН3 ►
CH3CH3 он
► сн3-сн2-с-сн-сн2-сн3
CH3CH3
Г, кат.
СН3-СН-СН-СН3 ► сн3-сн = с-сн3
он сн3сн3
2,3,4-триметилпентен-2 ► 2Д4-триметилпентан
сн3
2,3-дибром-2-метилпентан —> СН3—С = CH—СН2—СН3
Напишите уравнения реакций получения пентена-2 из следующих соединений: а) 2-бромпентана; б) пентанола-2; в) 2,3-дибромпентана; г) пентина-2.
Напишите уравнения реакций перехода З-метилпентена-1 в З-метилпентен-2. Для З-метилпентена-2 напишите уравнения реакций гидрирования и бромирования.
Напишите уравнения реакций получения 4-метил-2-этил- пентена-1 из спирта соответствующего строения, а также уравнения всех изученных реакций присоединения к 4-метил-2-этилпентену-1.
Напишите уравнения реакций окисления бутена-1 и пентена-2: а) избытком кислорода воздуха без катализатора; б) разбавленным водным раствором КМпО4.
Напишите схемы полимеризации: а) изобутилена; б) З-метилбутена-1.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
С1
+Х, I+Х2
СН2=СН-СН-СН3 ► СН3-СН-СН-СН3 ►
сн3сн3
► CH3-CH-CH-CH-CH-CH3
сн3 сн3 сн3 сн3
+хг+х2
сн3-сн-сн2-сн=сн2 —► сн3-сн-сн2—сн-сн3 ►
СН3+х СНз Вг
► СНЭ—СН=СН-СН-СН3^ СНз-СН-СН-СН-СНз
СН3он он сн3
+КОН +НВг +Na
СН3—СН2—СН2—СН2Вг* Х[ —► Х2 * Х3
(спирт, р-р)
Назовите продукты реакций.
1,6 л смеси пропана и пропена (объемная доля пропена 56%) смешали в темном сосуде при температуре 0*С с газом, полученным при действии 3,5 г перманганата калия на 26,5 мл хлороводородной кислоты с массовой долей НС1 20% (р = 1,1 г/мл). Найти состав смеси газов в массовых долях после охлаждения реакционной смеси до О’С (дихлор пропан — жидкость с г*^ = 97‘С).
При гидратации 20 л смеси бутана и одного из изомерных бутенов получилось 37 г спирта С4Н10О, выход которого составляет 74% от теоретического. Каков состав исходной смеси и каково строение полученного спирта, если известно, что содержащийся в исходной смеси бутен может существовать в виде цис- и транс-изомеров?
Диеновые углеводороды (алкадиены). Каучуки
• Диеновые УВ (алкадиены) — это УВ, в молекулах которых между атомами углерода имеются две двойные связи.
Общая формула: СлН2я_2, где л > 3.
Классификация
Типдиена
Взаимное расположение двойных связей в молекулах
Примеры
1. Диены с кумулированными связями
Две двойные связи находятся у одного атома углерода
СН2 = С = СН2 , Пропадиен (аллен)
2. Диены с сопряженными связями
Двойные связи разделены одной одинарной связью
СН2 = СН — СН = СН2 Бутадиен-1,3
3. Диены с изолированными связями
Двойные связи разделены двумя или более одинарными связями
СН2 — СН - СН2- СН = СН2
Пентадиен-1,4
Изомерия и номенклатура
Рассмотрим изомерию и номенклатуру диенов на примере диенового углеводорода с эмпирической формулой С6Н10;
Структурная изомерия цепи
СН3-СН=СН-СН=СН-СНЭ
Гекс а диен-2,4
СН3-СН=С-СН=СН2
СН3
3-Метил пентадиен -13
Структурная изомерия взаимного положения двойных связей
СН2=СН-СН2-СН=СН-СН3
Гексадиен-1,4
сн2=сн-сн2-сн2-сн=снг
Гексадиен-1,5
Пространственная изомерия
СН3^z СН3
С = СуН
нхх с = с
нххн
цис-3-Метилпентадиен-1,3
Нz сн3
С = С^Н
СНз ХХ С = С
нххн
транс-3 -Метилпентадиен-1,3
Межклассовая изомерия
сн=с-сн2-сн2-сн2-сн3
Гексин-1 и его изомеры
Наибольшее практическое значение имеют диены с сопряженными связями:
Формула
Название
Физические свойства
международное
тривиальное
СН2 = СН-СН=СН2
Бутадиен-1,3
Дивинил
Газ, Скип. = —5'С
сн2 = с-сн = снг
СН3
2-Метил- бутадиен- 1,3
Изопрен
Легкокипящая жидкость
Электронное строение молекулы бутадиена-1,3
Атомы углерода в молекуле бутадиена-1,3 находятся во втором валентном состоянии (^-гибридизация):
Рис. 30. Схема образования общего я-электронного облака в молекуле бутадиена-1,3
Электронные облака р-электронов, не участвующие в гибридизации, перпендикулярны плоскости, в которой расположены су-связи. Эти четыре /7-электрона образуют общее я-электронное облако (рис. 30), в результате чего происходит делокализация двойных связей в молекуле, связи между С[ и С,, С( и С4 удлиняются (по сравнению с обычной двойной связью), а связь между С2 и С3 укорачивается (по сравнению с одинарной связью):
сн2 - сн сн сн2
0,136 нм 0,146 нм 0,136 нм
Такая особенность строения называется эффектом сопряжения двойных связей и определяет реакционную способность диенов.
Химические свойства
Реакции присоединения: например, присоединение галогенов:
+Вг2+Вг2
СН2=СН-СН=СН2—^ СН2-СН=СН-СН2 -*
К П <Н2°) II (Н2О)
Бутадиен-1,31*
ВгВг
1,4-Дибромбутен-2
* СН2-СН-СН-СН2
|||1 1,2,3,4-Тетрабромбутан
Вг Вг Вг Вг
Бромная вода обесцвечивается.
Обычно присоединение происходит по концам молекулы бутадиена-1,3, л-связи разрываются, к крайним атомам углерода присоединяются атомы брома, а свободные валентности образуют новую л-связь, т. е. в результате присоединения происходит перемещение двойной связи. При избытке брома может быть присоединена еще одна молекула его по месту образовавшейся двойной связи.
Реакции полимеризации:
Кат., ГлСН2=СН-СН=СН2^(-СН2-СН=СН-СН2-)Л
Бутадиен-1,3Бутадиеновый каучук
Способы получения
Получение бутадиена-1,3:
Дегидрирование и дегидратация этанола (реакция Лебедева):
А12О3; ZnO
2СН3—СН2—ОН —>СН2=СН-СН=СН2+Н2+2Н2О
425°С
Дегидрирование н-бутана или бутена-1:
А12О3, Сг2О,
СН3-СН2-СН2-СН3 —^tH2=CH-CH=CH2+2H2
500’—600’С
М&О, ZnOсн2=сн-сн2-сн3> сн2=сн-сн=сн2 + н2500°-600’С
Получение изопрена
СН3СН3
IСг2Оэ, AJ2OjI
СН3-СН2-СН-СН3 —СН2=С-СН=СН2 + 2Hz 2-Метилбутан£Изопрен
КАУЧУКИ
Каучуки — природные или синтетические продукты полимеризации некоторых диеновых углеводородов с сопряженными связями. Важнейшими физическими свойствами каучуков являются:
эластичность (г е. способность восстанавливать форму); непроницаемость для воды и газов.
I. Натуральный каучук
Сок дерева гевея («као чоу» — слезы дерева)
(-СН2-С=СН-СН2-)П
СНз
Бутадиеновый
(—СН2—СН=СН—СН2—)п
(-СН2-С=СН-СН2-)П
Изопреновый
СН3
2. Синтети-
Хлоропре-
(- СН2-С=СН-СН2-)П
четкие
новый
каучуки
С1
Бутадиен-
(-СН^СН-СН-СН^-СНг-СН-^
стирольный
О
Получение каучуков
Получение бутадиенового каучука (метод Лебедева)
Получение изопренового каучука
транс-форматранс-формакат. Г п(СН2-С-СН=СН2);1 кат. t*кат. Г п(СН2-С-СН=СН2);1 кат. t*
транс-форма
транс-форма
кат. Г п(СН2-С-СН=СН2);
1 кат. t*
кат. Г п(СН2-С-СН=СН2);
1 кат. t*
Макромолекулы каучуков имеют стереорегулярное строение, т. е. структурные звенья и функциональные группы расположены в пространстве в определенном порядке.
цис-Форма более эластична, так как легко скручивается в клубок.
/мрснс-Форма менее эластична, так как макромолекулы более вытянуты.
Вулканизация каучуков
При взаимодействии каучуков с серой происходит образование дисульфидных связей между макромолекулами каучука по месту разрыва двойных связей («сшивание» линейных макромолекул):
s
4сн2-сн-сн-сн2-^сн2-сн=сн-сн2™
s
s
-|-CH2-CH-CH-CH2-^CH2-CH=CH-CH2-1-
s
Структурноезвено
Чем больше серы, тем больше образуется дисульфидных связей. В результате этого процесса, который называется вулканизацией каучука, образуются мягкие или твердые резины.
мягкие
Каучук
резины (5-10% S) .
твердые резины ,, (>30% S)
Увеличивается прочность и термостойкость
Применение каучуков
Вопросы для контроля
1. Какие соединения называются диеновыми углеводородами?
2. Как можно классифицировать диеновые углеводороды?
Какие виды изомерии характерны для диеновых углеводородов? Приведите примеры.
В каком валентном состоянии находятся атомы углерода в молекуле бутадиена-1,3?
Каково электронное строение молекулы бутадиена-1,3?
Какие типы реакций наиболее характерны для диеновых УВ и почему?
Что такое каучуки?
Какие виды синтетического каучука вы знаете?
Каковы важнейшие свойства каучука?
Опишите получение каучука по способу Лебедева.
Что такое вулканизация каучука?
В чем отличие резины от каучука?
Упражнения и задачи для самостоятельной работы
Напишите структурные формулы всех углеводородов состава С5Н8. Назовите их по международной номенклатуре.
Напишите структурные формулы соединений: а) 2, З-д и - метилбутадиен-1,3; б) гексадиен-1,5; в) бутадиен-1,2; г) 2-метилбутадиен-1,3; д) гексад иен-2,4.
Укажите диены с сопряженными связями.
Сколько диеновых углеводородов с сопряженными связями могут иметь такой углеродный скелет: С
а) С-С-С-С-С б) С-С-С-С-С в) С-С-С-С-С?
ССс с
Назовите их.
Назовите вещества, укажите тип диенового углеводорода:
СН3-СН2-СН2-СН=СН-СН=СН2
СН3-С-СН=С-СН3
сн2 сн2-сн3сн3
СН2=С-СН2-С-СН3 г) сн3-с - с = с-сн-сн3
сн2 сн2сн2 сн3
СН3СН3
5. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
a) AJ4C3 -> CH4 -+ C2H2 -+ CH = C—CH—CH2 -+
-> CH2=C-CH=CH2 -> (~CH2-C=CH-CH2-)„
CI oCl
CH3C^ -> C2H5OH -+ CH2=CH-CH=CH2
/ XH1
Бутадиен — стирольный
Назовите вещества, которые получаются в результате присоединения к 1 молю изопрена: а) одного моля Вг2, б) двух молей Вг2.
Из каких мономеров можно получить полимеры указанного строения:
а) (-СН2-С = С-СН2-)П б) (-СН2-С = СН-СН2-)„ II.I
снэ сн3сн3
в) (-СН-СН = СН-СН-К
сн3снэ
Назовите эти мономеры.
Сколько литров (молей) водорода необходимо для гидрирования 20 л смеси углеводорода С4Н8 и бутадиена-1,3 до бутана, если известно, что углеводород С4Н8, содержащийся в исходной смеси, получен (с выходом 80%) дегидратацией 22,2 г спирта С4Н10О?
Сколько литров хлора потребуется для получения тетрахлорида С„Н2„_2С14 из 21,6 г диенового углеводорода С„Н2я 2, если известно, что на бромирование одной двойной связи 16,2 г этого диена пошло 48 г брома?
Алкины (ацетиленовые УВ)
• Алкины — это углеводороды, в молекулах которых два атома углерода находятся в состоянии sp-гибридизации и связаны друг с другом тройной связью: — ОС—
Общая формула: СяН2я_2, л > 2.
Длина связи ОС в алкинах равна 0,120 нм.
Каждый атом углерода в состоянии ^-гибридизации связан с двумя другими атомами и может присоединять еще два атома.
Гомологический ряд
Молекулярная формула алкина с„ н2я _2
Название алкина
Международная номенклатура
Рациональная номенклатура
с2н2
Этин
Ацетилен
С3Н4
Пропин
Метилацетилен
С4Н6
Бутин
C5Hg
Пентин
Изомерия и номенклатура
Существует 2 типа изомерии алкинов: изомерия положения тройной связи и изомерия цепи. Первые два члена гомологического ряда — этин и пропин — изомеров не имеют.
В случае бутинов возможен только один вид изомерии — изомерия положения тройной связи.
С4Н6
(2 изомера)
ф© © ©НС = с-сн2-сн3Бутин-1(этилацетилен)ф© © ©НС = с-сн2-сн3Бутин-1(этилацетилен)© © @®СН3—С = с-сн,Бутин-2(диметилацетилен)© © @®СН3—С = с-сн,Бутин-2(диметилацетилен)
ф© © ©НС = с-сн2-сн3
Бутин-1(этилацетилен)
ф© © ©НС = с-сн2-сн3
Бутин-1(этилацетилен)
© © @®СН3—С = с-сн,Бутин-2(диметилацетилен)
© © @®СН3—С = с-сн,Бутин-2(диметилацетилен)
С5Н8(3 изомера)С5Н8(3 изомера)Изомерия положения тройной связиИзомерия положения тройной связиНС = С—СН2—СН2-Пентин-1НС = С—СН2—СН2-Пентин-1Н<Н<сн33-Мет ил бутин-1сн33-Мет ил бутин-1Изомерия цепиИзомерия цепизз
С5Н8(3 изомера)
С5Н8(3 изомера)
Изомерия положения тройной связи
Изомерия положения тройной связи
НС = С—СН2—СН2-
Пентин-1
НС = С—СН2—СН2-
Пентин-1
Н<
Н<
сн3
3-Мет ил бутин-1
сн3
3-Мет ил бутин-1
Изомерия цепи
Изомерия цепи
з
з
© © ® © ©сн3-с = с-сн2-сн3
Пентин-2
Алкины изомерны другому классу соединений — алкадиенам:
сн3-сн2-с = снБутин-1 СН3-С = С-СНзБутин-2сн3-сн2-с = снБутин-1 СН3-С = С-СНзБутин-2СН2=СН-СН=СН2Бутадиен-1,3СН2=СН-СН=СН2Бутадиен-1,3
сн3-сн2-с = сн
Бутин-1 СН3-С = С-СНз
Бутин-2
сн3-сн2-с = сн
Бутин-1 СН3-С = С-СНз
Бутин-2
СН2=СН-СН=СН2
Бутадиен-1,3
СН2=СН-СН=СН2
Бутадиен-1,3
Правила составления названий алкинов по международной номенклатуре аналогичны правилам для алкенов.
Физические свойства
С2Н2...С4Н6С5Н8...С]5Н28С16Н30...
ГазыЖидкости Твердые вещества
Плохо растворимы в воде.
Химические свойства
Алкины во многих реакциях обладают большей реакционной способностью, чем алкены. Для алкинов, как и для алкенов, характерны реакции присоединения. Так как тройная связь содержит две я’-связи, алкины могут вступать в реакции двойного присоединения (присоединять 2 молекулы реагента по тройной связи). Присоединение несимметричных реагентов к несимметричным алкинам происходит по правилу Марковникова.
L Реакции присоединения:
Присоединение водорода (гидрирование)
На I ступени образуются алкены, на II ступени — алканы:
НС s СН + Н2НС s СН + Н2Pt, Pdили Ni, 150°СPt, Pdили Ni, 150°Ссн2 = сн2сн2 = сн2
НС s СН + Н2
НС s СН + Н2
Pt, Pdили Ni, 150°С
Pt, Pdили Ni, 150°С
сн2 = сн2
сн2 = сн2
Pt, Pd
сн2 = сн2 + н2’► сн3—сн3
или Ni, 150°С
Pt, Pd'►или Ni, 150°СPt, Pd'►или Ni, 150°ССН3-СН3СН3-СН3Суммарное уравнение:
Pt, Pd'►или Ni, 150°С
Pt, Pd'►или Ni, 150°С
СН3-СН3
СН3-СН3
НС = СН + 2Н2 -
Присоединение галогенов (галогенирование)
На I ступени образуются дигалогеналкены, на II — тет- рагалоге налканы:
©© 34
СН С-СН2-СН3 + Вг2 ► СН = С-СН2-СН3
(Н2О)II
Бутин-1ВгВг
1,2-Дибромбутен-1
Вт Вт 01 @1 з 4
СН=С—СН2—СН, + Вг2 ► СН-С-СН,-СН,
I I(Н2О)I |
Вг ВтВг Вг
1,1,2,2-Тетрабромбутан
Реакция алкинов с бромной водой — качественная реакция на алкины. Бромная вода обесцвечивается.
Присоединение галогеноводородов (гидрогалогенирование)
На I ступени образуются моногалогеналкены, на II — дигалогеналканы:
+НС1НС = СН —-—Z*Cu+,Hg2++НС1НС = СН —-—Z*Cu+,Hg2++НС1
+НС1
НС = СН —-—Z*
Cu+,Hg2+
+НС1
НС = СН —-—Z*
Cu+,Hg2+
СН2=СНС1 —^ СН3-СНС12
Хлорэтен Си ,Hg 1,1-Дихлорэтан
(винилхлорид)
522
I
СНз-С► сн3—с—сн3
2,2-Дийодпропан
Присоединение воды (гидратация)
Происходит по правилу Марковникова.
Ацетилен образует альдегид, его гомологи — кетоны (реакция М. Г. Кучерова):
НС ^ СН +(НЮННС ^ СН +(НЮНHg2+—►Hg2+—►ННCH = с-сн3 +щ)он—CH = с-сн3 +щ)он—Виниловый спиртВиниловый спирт(неустойчивое(неустойчивоесоединение, изосоединение, изомеризуется в аль-дегид)меризуется в аль-дегид)СН2=еС-СН3СН2=еС-СН3* сн3-счо* сн3-счоЭтаналь(уксусный аль-дегид, ацеталь-дегид)Этаналь(уксусный аль-дегид, ацеталь-дегид)СН3-С-СНзСН3-С-СНз
НС ^ СН +(НЮН
НС ^ СН +(НЮН
Hg2+—►
Hg2+—►
Н
Н
CH = с-сн3 +щ)он—
CH = с-сн3 +щ)он—
Виниловый спирт
Виниловый спирт
(неустойчивое
(неустойчивое
соединение, изо
соединение, изо
меризуется в аль-дегид)
меризуется в аль-дегид)
СН2=еС-СН3
СН2=еС-СН3
* сн3-с
чо
* сн3-с
чо
Этаналь(уксусный аль-дегид, ацеталь-дегид)
Этаналь(уксусный аль-дегид, ацеталь-дегид)
СН3-С-СНз
СН3-С-СНз
О
НепредельныйспиртНепредельныйспиртПропанон(ацетон)
Непредельныйспирт
Непредельныйспирт
IL Реакции окисления
Горение (полное окисление)
-1г +4
2С2Н2 + 5О2► 4СО2 + 2Н2О
2. Неполное окисление (под действием окислителей типа КМпО4, К2Сг2О^
При действии сильных окислителей (КМпО4 в нейтральной среде, К2Сг2О7 в кислой среде) алкины окисляются с разрывом молекулы по тройной связи (кроме ацетилена). Конечным продуктом реакции являются карбоновые кислоты:
о
СН3-С н С-СН3 + 3[О] + Н2О -> 2СН3- с х
из КМлО4\
Он-с4 он МетановаяОн-с4 он МетановаяЭтановая (уксусная) кислота
О
н-с
4 он Метановая
О
н-с
4 он Метановая
О
СН3-С = СН + 3(0] + н2о -> сн3- с +4 онЭтановая
кислота кислота
OUCH + 4[0]OUCH + 4[0]При неполном окислении ацетилена образуется двухосновная щавелевая кислота:
OUCH + 4[0]
OUCH + 4[0]
Н0Х 4 ОН
Этандиовая (щавелевая)кислота
Реакция с КМпО4 является качественной реакцией на алкины. Раствор КМпО4 обесцвечивается.
Ш. Реакции полимеризации
Алкины могут образовывать линейные димеры, тримеры и полимеры, циклические тримеры.
Линейная полимеризация ацетилена происходит в присутствии солей Си+ (Ньюленд):
t Sk CuCI, Н+
НС = СН +@С е СН —► СН2=СН-С в СН
(NH4C1) Винилацетилен (димер)
CuCI, Н+
JHC = CH ► СН2 = СН-С ж с-сн = СН2
NH^Cl Дивинилацетилен (тример)
Циклотримеризация алкинов приводит к бензолу и другим ароматическим УВ (Н. Д. Зелинский, Б. А. Казанский):
400’С
зсн3—с = с-нзсн3—с = с-н1,3,5-Триметил- бензол1,3,5-Триметил- бензолзнс = сн с
зсн3—с = с-н
зсн3—с = с-н
1,3,5-Триметил- бензол
1,3,5-Триметил- бензол
IV. Реакции замещения атомов «Н»,связанных с 5р-гибрцдизованными атомами углерода
Атомы водорода, связанные с лр-гибридизованными атомами углерода в молекулах алкинов, обладают значительной подвижностью, что объясняется поляризацией связи =С—-Н. В связи с этим данные атомы водорода могут замещаться атомами металлов, в результате чего образуются ацетилениды. Способность к таким реакциям отличает алкины от других непредельных углеводородов.
2НС = CH + 2Na 1^™^> 2НС = CNa + Н2 Т Ацетиленид натрия
СН3-С = CH + CuCl ™-1— ► СН3-С = CCul + НС1 Метилацетиленид меди (1)
НС = CH + Ag2O NH4°H. ► AgC = CAgi + H2O Ацетиленид серебра (I) (ди заме щенный)
Получение алкинов
Ацетилен
промышленности
Термическое разложение природного газа или УВ нефти:
2СН4СН СН + ЗН2
C2H6 -^^-> c2H2 + 2Н2
лаборатории
Гидролиз карбида кальция (реакция впервые осуществлена немецким химиком Ф. Велером):
СаС2 + 2Н2О -> Са(ОН)2 + С2Н2Т
Гомологи ацетилена
Дегидрогалогенирование дигалогеналканов (—2ННа1) действием спиртового раствора щелочи или твердой щелочи при нагревании:
[Н Вг
СН3-СН2-С-С-СН3 + 2NaOH ►
| 4(Спирт.
I Вг Нр-р)
2,3-Дибромпентан
* СН3-СН2-С = С-СН3 + 2NaBr + 2Н2О Пентин-2
Применение ацетилена
(—СН2—СН=С—СН2—)„ сн2=сн-с = сн2 II сн2=сн-с = сн(—СН2—СН=С—СН2—)„ сн2=сн-с = сн2 II сн2=сн-с = снС1ХлоропреновыйкаучукС1ХлоропреновыйкаучукС1Хлоропрен <- ВинилацетиленС1Хлоропрен <- ВинилацетиленсоонсоонС2Н:С2Н:СООНЩавелеваякислотаСООНЩавелеваякислотасн2 = снсн2 = сн1 оСН3—С ХН Ацетальдегид1 оСН3—С ХН АцетальдегидСварка и резкаметалловСварка и резкаметалловС1ВинилхлоридС1Винилхлоридоо(_СН2—CH—X(_СН2—CH—XсНз~сх4 онУксуснаякислотасНз~сх4 онУксуснаякислота
(—СН2—СН=С—СН2—)„ сн2=сн-с = сн2 II сн2=сн-с = сн
(—СН2—СН=С—СН2—)„ сн2=сн-с = сн2 II сн2=сн-с = сн
С1Хлоропреновыйкаучук
С1Хлоропреновыйкаучук
С1
Хлоропрен <- Винилацетилен
С1
Хлоропрен <- Винилацетилен
соон
соон
С2Н:
С2Н:
СООНЩавелеваякислота
СООНЩавелеваякислота
сн2 = сн
сн2 = сн
1 о
СН3—С ХН Ацетальдегид
1 о
СН3—С ХН Ацетальдегид
Сварка и резкаметаллов
Сварка и резкаметаллов
С1
Винилхлорид
С1
Винилхлорид
о
о
(_СН2—CH—X
(_СН2—CH—X
сНз~сх
4 он
Уксуснаякислота
сНз~сх
4 он
Уксуснаякислота
С1
Поливинилхлорид
Вопросы для контроля
Какие углеводороды называются алкинами? Какова общая формула гомологического ряда алкинов?
Напишите молекулярные формулы и названия первых четырех членов гомологического ряда алкинов.
Укажите тип гибридизации орбиталей атомов углерода, связанных тройной связью.
Какие типы изомерии характерны для алкинов? Возможна ли для алкинов цис-транс-изомерия? Напишите структурные формулы изомеров пентина и назовите их по международной номенклатуре.
Какой тип реакций характерен для алкинов? Почему?
Напишите уравнения реакций присоединения, характерных для пропина.
Какие реакции являются качественными реакциями на алкины? Напишите уравнения этих реакций.
Напишите уравнения реакций димеризации и циклической тримеризации пропина.
С помощью каких реакций можно отличить ацетилен от этилена? Напишите уравнения этих реакций.
Напишите уравнения реакций получения ацетилена.
Для получения каких продуктов используется ацетилен?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие углеводороды по международной номенклатуре:
СН3
а) НС=С-СН2-С-СНЭ б) НС^С-СН-СН3
I1
сн3сн3
СН3 С2Н5
в) СН3-СН-СН-С^СН г) СН3-СН-ОС-СН-СН3
сн3 снэ
СНз СН3
СН3—С-ОС—СН-СНЭ
IСН3
CH,I
СН3CH-CH,
СН3-СН2-С-ОС-кн-СН2-СН3
СНз
Укажите, какие из этих веществ изомерны между собой.
2, Напишите структурные формулы следующих углеводородов:
а) 4-метилпентин-2; б) 2,5-диметилгексин-З; в) 3,4-ди- метилпентин-1; г) 2,2,5-триметилгексин-3; д) 2,7-диме- тил-З-этилоктин-4; е) 3,3-диметилбутин-1. Укажите, какие из этих веществ изомерны между собой.
Напишите структурные формулы углеводородов с молекулярной формулой С6Н10 и назовите их по международной номенклатуре.
Напишите структурные формулы всех ацетиленовых УВ с молекулярной формулой С7Н12, главная цепь которых состоит из пяти углеродных атомов, и назовите их по меж- дунардной номенклатуре.
Напишите структурные формулы всех алкинов, образующих при гидрировании 2,2-диметилгексан.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
СН3—СН2—СН=СН2 ► СН3-СН2-ОСН
СН3 ВгСН3
III
сн3-с-с=сн2 ► сн3-с- осн
СН3СН3
СН3-СН2-ОСН -4 СН3—С=С—СН3
СН3-СН2-СН2-СН2-СН2ОН ->
-> сн3-сн2-ос-сн3
1-бром-4-метилпентан -> 4-метилпентин-2
Назовите все вещества.
(Превращения в, г, д осуществляются в несколько стадий.)
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
Вг
Iспирт
СН3-СН2-С-СН3 + КОН ►
[(избыток)
Вг
СН}
I+Вг2 +НаОН(избыток)
СН3-СН2-С-СН=СН2 ► \ ► Х2
I(спирт, р-р)
СН,
Вг Вг
сн3-сн2-сн-сн2 х, +НВг ► х2 +к^
(спирт, р-р)
v +Вг2 v +КОН(избыток) v
^ Х3 ^ Х4► Х3
(спирт, р-р)
СН3-СН-(СН2)2-СН2Вг ^^U X^H2°’-S"x2
।(спирт, р-р)
СН3
Нг5О4конц,170‘-Н2О *Нг5О4конц,170‘-Н2О *х, ±21х, ±21^ +КОН(избыток^ ^
Нг5О4конц,170‘
-Н2О *
Нг5О4конц,170‘
-Н2О *
х, ±21
х, ±21
(спирт, р-р) 5
Назовите все вещества
Напишите уравнение реакции, с помощью которой 4,4-ди- метилгексен-1 можно превратить в 4,4-диметилгексин-1. Напишите уравнения реакций гидратации и бромирования полученного алкина.
Напишите уравнения всех возможных реакций получения бутина-2.
Напишите уравнение реакции получения 3-мет и л пентина-1 любым способом и напишите для него уравнения реакций: а) с водой (реакция Кучерова); б) с аммиачным раствором оксида серебра (I).
Напишите уравнение реакции получения З-метилбутина-1 из соответствующего ди гало ген ал кан а. Напишите для алкина уравнения реакций: а) с избытком бромоводорода НВт; б) с аммиачным раствором хлорида меди (I).
Напишите уравнения бутина-1 и З-метнлпентина-I со следующими веществами: а) с водородом в присутствии катализатора; б) с бромом; в) с бромоводородом; г) с металлическим натрием; д) с аммиачным раствором хлорида меди (I); е) с водой в присутствии катализатора.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно отличить гексин-1 от гексина-2.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно отличить пентан от пентена-1 и пентина-1.
При пропускании смеси этана и ацетилена через склянку , с бромной водой масса содержимого склянки увеличилась на 1,3 г, а при полном сгорании такого же количества смеси углеводородов выделилось 14 л оксида углерода (IV). Каков объем исходной смеси газов (н. у.)?
Определите структурную формулу углеводорода, массовая доля углерода в котором составляет 88,9%. Известно, что углеводород взаимодействует с аммиачным раствором оксида серебра. Плотность паров углеводорода по воздуху составляет 1,862.
Сколько граммов брома может присоединить 5 л смеси этилена, ацетилена и метана с объемной долей этилена 44,8% и объемной долей метана 32,8%? Чему равна плотность данной смеси газов (н. у)?
Тест № 16
по теме: «Предельные и непредельные углеводороды»(Число правильных ответов — 15)
Вариант I
Какие из следующих веществ являются алкенами или циклоалканами?
®с,н,®С3Н6 ®С6Н,4
©с6н12@с14н26
Какие из указанных соединений являются изомерами?
н н н н н н
® н-с-с-с-с-с-с-н
н
® сн3-сн2-сн2
н3с—сн—сн3
сн3
@ сн3-сн2-с-сн3
н н н н н® сн3-сн2-сн-сн3СНН3С сн3СН3© сн3-с-сн3н н н н н® сн3-сн2-сн-сн3СНН3С сн3СН3© сн3-с-сн3сн3сн3
н н н н н
® сн3-сн2-сн-сн3
СН
Н3С сн3
СН3
© сн3-с-сн3
н н н н н
® сн3-сн2-сн-сн3
СН
Н3С сн3
СН3
© сн3-с-сн3
Как называется алкин следующего строения:
СН3®6-метилгептин-3® октин-4@ 2-метилгексин-3СН3®6-метилгептин-3® октин-4@ 2-метилгексин-3© 2-метилгептен-4© 6-метилгептен-З© 2-метилгептен-4© 6-метилгептен-ЗСН.-СН-СН.-С = С-СН.-СН.?
СН3
®6-метилгептин-3
® октин-4
@ 2-метилгексин-3
СН3
®6-метилгептин-3
® октин-4
@ 2-метилгексин-3
© 2-метилгептен-4
© 6-метилгептен-З
© 2-метилгептен-4
© 6-метилгептен-З
Найдите среди приведенных структурных формул формулы 2-метил-4-этил гексана:
® Н3С-СН-СН2-СН-СН2-СН3
сн3 С2Н5
© Н3С-СН-СН2-СН2-СН2-СН3
сн3
сн2-сн3
® Н3С-СН2-СН-СН2-СН-СН3 сн3 СН3
© н3с-сн2-с-сн2-сн3
сн3
Н3С-СН-С2Н5
сэн7
Укажите среди приведенных превращений реакции присоединения:
® СН3-С С-СН3 + НС1 ► СН3-СН = С-СН3
сн,
® СН3-С-С1 + КОН—^—► СН3-С=СН2 + КС1 + Н2О
(Спиртовыйраствор)
_ZnCl2,
® сн3-сн2-сн = сн2 —^-* сн3-с=сн2
hv
© СН4 + ЗС12 ► СНС13 + ЗНС1
® СН3-СН-СН = СН2 + Вг2 ► СН3—СН—СН—сн2
СНзСНзСН3 Вг Вг
СНз
СНз
Укажите реагенты, с которыми взаимодействуют этиленовые углеводороды:
@Na®КМпО4
®NO2©С12
© NH4OH
Какие из перечисленных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
СН3-СН2-С№СН2 -4- СН3-СН2-СНВг—СН2Вг ->
-> СН3-СН2-ОСН -> СН3—СН2—C=CAg?
@Ag©Zn
®Вг2©КОН (изб., спирт.
© Ag2O + NH4OHР-Р)- г
Вариант II
Какие из следующих веществ являются предельными углеводородами?
@Ci6H34©С4Н6
®С4Н10©С6Н14
© С6Н5СН3
Какие из указанных соединений являются изомерами?
@ СН3-СН2-СН-С=СН
сн3
® сн3-сн-с=с-сн3
сн3
® сн3-сн2-с=с-сн2-сн3
© сн3-с=сн
© сн3-сн2-сн=сн-сн2-сн3
Как называется алкан следующего строения:
Н3С-СН-СН-СН2-СН2-СН2-СН-СН3?
сн3 сн2сн3
СНз
@ 2,7-диметил-З-этилоктан
© 2,7-диметил-6-этилоктан
®3-мети л-5-этил гептан
(Г) 2-метил-4,4-диэтилоктан
@ 2-метил-6-изопропилнонан
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 4,5-диметил-4-этил гексена-2:
® Н3С-СН-С = С-СН2-СН3
сн3 С2Н5 сн3
СНз
® Н2С = сн-сн-с-сн.-сн
С2Н5 СН3
сн3
® СНз-СН = С-СН2-С-СНЭ
С2Н5 сн3
СН3СН3
© Н3С-СН = СН-С-СН-СНз
С2Н5
СНз СН2
I II
© сн3-сн-с-сн2-сн3
Укажите среди приведенных превращений примеры получения гомологов метана по реакции Вюрца:
@ 2СН3Вг + 2Na ——>СН3-СН3 + 2NaBr
Pt
® НС^СН + 2Н2>Н3С-СН3
Ni, Г
® СН3-СН=СН2 + н2>сн3-сн2-снэ
© СН3-СН2-СН2-СН2-СН2-С1 + 2HI
-> СН3-СН2-СН2-СН2-СН3 + НС1 + 12
@ СН3-СН2-Вг + 2Na + СН3-СН2-Вг ->
-> СН3-СН2-СН2-СН3 + 2NaBr
Какие из перечисленных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
CH3COONa -> СН4 -> С2Н2 -> СНС1=СНС1?
®NaOH, Г ®=1000°С® Н2О, Г
©С12©НС1
Какие из указанных реагентов используют, чтобы отличить алкан от алкина?
@раствор КМпО4 ®конц. H2SO4
®Вг2 (Н2О)©конц. HNO3
@ Н2О
Ароматические углеводороды
• Ароматические У В (арены) — это У В, молекулы которых содержат одно или несколько бензольных колец.
Примеры ароматических УВ:
Бензол НафталинАнтрацен
АРЕНЫ РЯДА БЕНЗОЛА(моноциклические арены)СяН2л—б* Л ^ 6
Простейшим представителем ароматических УВ является бензол, его эмпирическая формула СбН6.
Электронное строение молекулы бензола
Общая формула моноциклических аренов С„Н2п_6 показывает, что они являются ненасыщенными соединениями.
В 1865 г. немецкий химикА. Ф. Кекуле предложил циклическую формулу бензола с сопряженными связями (че-
редуются простые и двойные связи) — циклогексатрй- ен-1,3,5:
Такая структура молекулы бензола не объясняла многие свойства бензола:
для бензола характерны реакции замещения, а не реакции присоединения, свойственные ненасыщенным соединениям. Реакции присоединения возможны, но проте
кают труднее, чем для алкенов;
бензол не вступает в реакции, являющиеся качественными реакциями на непредельные УВ (с бромной водой и раствором КМпО4).
Проведенные позже электронографические исследования показали, что все связи между атомами углерода в молекуле бензола имеют одинаковую длину 0,140 нм (среднее знчение между длиной простой связи С—С 0,154 нм и двои - ной связи С=С 0,134 нм). Угол между связями у каждого атома углерода равен 120е. Молекула представляет собой правильный плоский шестиугольник.
Современная теория для объяснения строения молекулы С6Н6 использует представление о гибридизации орбиталей атома углерода.
Атомы углерода в бензоле находятся в состоянии хУ-гибридизаций. Каждый атом «О образует три сг-связи (две с атомами углерода и одну с атомом водорода). Все сг-связи находятся в одной плоскости:
Каждый атом углерода имеет один р-электрон, который не участвует в гибридизации. Негибридизованные р-ор-
битали атомов углерода находятся в плоскости, перпендикулярной плоскости a-связей. Каждое р-облако перекрывается с двумя соседними р-облаками, и в результате образуется единая сопряженная я-система (вспомните эффект сопряжения р-электронов в молекуле бутадиена-1,3, рассмотренный в теме «Диеновые углеводороды»):
Сочетание шести a-связей с единой л-системой называется ароматической связью.
Цикл из шести атомов углерода, связанных ароматической связью, называется бензольным кольцом, или бензольным ядром.
ражают следующим образом:ражают следующим образом:Н IН IилиилиВ соответствии с современными представляениями об электронном строении бензола молекулу С6Н6 изоб
ражают следующим образом:
ражают следующим образом:
Н I
Н I
или
или
Физические свойства бензола
Бензол при обычных условиях — бесцветная жидкость; /°пл ~ 5,5“С, /екшь = 80’С; имеет характерный запах; не смешивается с водой, хороший растворитель, сильно токсичен.
Химические свойства бензола
Ароматическая связь определяет химические свойства бензола и других ароматических УВ.
бл- электронная система является более устойчивой, чем обычные двухэлектронные л-связи. Поэтому реакции присоединения менее характерны для ароматических УВ, чем
для непредельных УВ. Наиболее характерными для. аренов являются реакции замещения.
Реакции замещения
FeBr3FeBr3НВгНВгБромбензолБромбензол
FeBr3
FeBr3
НВг
НВг
Бромбензол
Бромбензол
Нитрование
Реакцию осуществляют смесью концентрированных азотной HNO3 и серной H2SO4 кислот (нитрующая смесь):
КОНЦ.КОНЦ.Н25О4конц.Н25О4конц.НитробензолНитробензол3. Сульфирование3. СульфированиеБензолсульфокислота (сульфобензол)Бензолсульфокислота (сульфобензол)
КОНЦ.
КОНЦ.
Н25О4конц.
Н25О4конц.
Нитробензол
Нитробензол
3. Сульфирование
3. Сульфирование
Бензолсульфокислота (сульфобензол)
Бензолсульфокислота (сульфобензол)
Алкилирование (замещение атома «Н» на алкильную группу) — реакции Фриделя—Крафтса, образуются гомологи бензола:
С2Н5С2Н5
С2Н5
С2Н5
Этилбензол
Вместо галогеналканов можно использовать алкены (в присутствии катализатора — А1С13 или неорганической кислоты):
II. Реакции присоединенияII. Реакции присоединениясн2-сн3сн2-сн3
II. Реакции присоединения
II. Реакции присоединения
сн2-сн3
сн2-сн3
Гидрирование
+ ЗН2+ ЗН2Ni150—160°С, РNi150—160°С, Р2. Присоединение хлора2. Присоединение хлора+ ЗС12+ ЗС12hvhvЦиклогексанЦиклогексанClClГексахлор циклогекса н (гексахлоран)Гексахлор циклогекса н (гексахлоран)
+ ЗН2
+ ЗН2
Ni
150—160°С, Р
Ni
150—160°С, Р
2. Присоединение хлора
2. Присоединение хлора
+ ЗС12
+ ЗС12
hv
hv
Циклогексан
Циклогексан
Cl
Cl
Гексахлор циклогекса н (гексахлоран)
Гексахлор циклогекса н (гексахлоран)
III. Реакции окисления
Горение
2С6Н6 + 15О2 -> 12СО2 + 6Н2О
Неполное окисление (КМпО4 или К2Сг2О7 в кислой среде). Бензольное кольцо устойчиво к действию окислителей. Реакция не происходит.
Получение бензола
Г.В промышленности:
переработка нефти и угля;
дегидрирование циклогексана (Н. Д. Зелинский)
Pt, Pd300“СPt, Pd300“С■2■2
Pt, Pd
300“С
Pt, Pd
300“С
■2
■2
Циклогексан
дегидроциклизация (ароматизация) гексана (Н. Д. Зелинский, Б. А. Казанский, А. Ф. Платэ)
сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3
сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3
сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3
-500*С""с""*-500*С""с""*тримеризация ацетилена
-500*С
""с""*
-500*С
""с""*
ЗНС = СН
В лаборатории
Сплавление солей бензойной кислоты с щелочами:
о
C-ONaC-ONaБензоатБензоатнатрия(твердый)натрия(твердый)(твердый)(твердый)ГГ'з'зПрименение бензола:Применение бензола:—Лекарства—ЛекарстваКрасителиКрасителиПолимерыПолимерыРастворителиРастворителиЯдохимикатыЯдохимикаты
C-ONa
C-ONa
Бензоат
Бензоат
натрия
(твердый)
натрия
(твердый)
(твердый)
(твердый)
Г
Г
'з
'з
Применение бензола:
Применение бензола:
—
Лекарства
—
Лекарства
Красители
Красители
Полимеры
Полимеры
Растворители
Растворители
Ядохимикаты
Ядохимикаты
Изомерия и номенклатура гомологов бензола
Любой гомолог бензола имеет боковую цепь, т. е. алкиль- ньюрадикалы, связанные с бензольным ядром.
СН3
Метилбензол, или фенил метан (т, к. одновалентный радикал бензола —С6Н5 называется фенилом), или толуол.Метилбензол, или фенил метан (т, к. одновалентный радикал бензола —С6Н5 называется фенилом), или толуол.Первый гомолог бензола представляет собой бензольное ядро, связанное с метильным радикалом:
Метилбензол, или фенил метан (т, к. одновалентный радикал бензола —С6Н5 называется фенилом), или толуол.
Метилбензол, или фенил метан (т, к. одновалентный радикал бензола —С6Н5 называется фенилом), или толуол.
Толуол не имеет изомеров, поскольку все положения в
называетсяназываетсябензольном ядре равноценны.
называется
называется
Одновалентный радикал толуола бензилом.
Для последующих гомологов бензола возможен один вид изомерии — изомерия боковой цепи, которая может быть двух видов:
изомерия числа и строения заместителей;
изомерия положения заместителей.
Изомерия числа и строения заместителейИзомерия числа и строения заместителей
Изомерия числа и строения заместителей
Изомерия числа и строения заместителей
а) Этилбензол (фенилэтан); б) 1,2-диметилбензол, орто-диметилбен- зол (о-ксилол); в) 1,3-диметилбензол, мета-диметилбензол (м-кси- лол); г) 1,4-диметилбензол, пара-диметилбензол (п-ксилол)
Обратите внимание: диметилбензолы имеют общее название ксилолы.
Изомерия числа и строения заместителей
а) Пропилбензол (1-фенилпропан); б) изопропилбензол (2-фенил- пропан); в) 1-метил-2-этилбензол; г) 1-метил-3-этилбензол; д) 1-ме- тил-4-этилбензол; е) 1,2,3-триметилбензол; ж) 1,3,5-триметилбен- зол; з) 1,2,4-триметилбензол
При составлении названий гомологов бензола обычно любой из них рассматривают как производное бензола.
Правила составления названий аренов по международной номенклатуре
Перечисляют заместители в алфавитном порядке.
СН2-СН2-СНз ^^СН2-СН2-СН2-СН3
СН2-СН3
Бутил-пропил-этил...
Атом углерода бензольного ядра, с которым связан первый из перечисляемых заместителей, обозначается номером 1.
СН2-СН2-СН3 ^сн сн2-сн3
1-Бутил-...
Остальные атомы углерода в бензольном ядре нумеруются так, чтобы сумма номеров заместителей была наименьшей.
СН2-СН2-СН3
5 1
46
3 V<CH2-CH2-CH2-CH3 сн2—сн3
1 -Бутил-5 -пропил - 2 -этилбензол
В случае двух заместителей положение 1,2 можно обозначать орто- (о-), 1,3 — метаем-), 1,4 — пара- (п-). Разные заместители перечисляют в алфавитном порядке.
сн2-сн3 31
сн3
1-Изопропил-З-этилбензол (мета-изопропилэтилбензол)
В случае ароматических УВ, имеющих сложную боковую цепь, их рассматривают как производные алифатических УВ, содержащих радикал фенил С6Н5 —.
1 Q з Q sв
Н3С-СН-СН2-СН-СН2-СН3
Ос2н5
2-Фенил-4-этилгексан
Ь43
Направляющее (ориентирующее) действиезаместителей в бензольном кольце
Электронная плотность в кольце бензола распределена равномерно, заместитель нарушает эту равномерность. Положение, в которое вступает второй заместитель в реакциях замещения, зависит от характера первого заместителя (см. § 9.2. табл. 47).
Заместители-ориентанты
Заместители I рода (элек- тронодоноры — Д) подают электроны на бензольное кольцо и увеличивают электронную плотность в орто- и пара- положениях. Направляют второй заместитель (Е) в орто- и лара-положения бензольного кольца.
Облегчают реакции замещения атомов водорода, связанных с бензольным
Заместители II рода (электроиоакцепторы — А) оттягивают электроны от бензольного кольца. Направляют второй заместитель (Е) в мета-положения.
Затрудняют реакции замещения по сравнению с незамещенным бензолом.
@ = - Hal <- СНЭ < <—CH2R <— CR3 <— OR < С-ОН <- NH2 <- NHR < <- NR2
Познакомившись с направляющим действием заместителей в бензольном кольце, можно перейти к изучению свойств гомологов бензола, которые мы рассмотрим на примере толуола.
Физические свойства толуола
Толуол — бесцветная жидкость с характерным запахом, не растворимая в воде, хорошо растворяется в органичес- кихрастворителях. Толуол менее токсичен, чем бензол.
Химические свойства толуола
I. Реакции замещения
Реакции с участием бензольного кольца
Метилбензол вступает во все реакции замещения, в которых участвует бензол, и проявляет при этом более высокую реакционную способность, реакции протекают с большей скоростью.
Метильный радикал, содержащийся в молекуле толуола, является заместителем I рода, поэтому в результате реакций замещения в бензольном ядре получаются орто- и лд/?д-производные толуола или при избытке реагента — трипроизводные общей формулы СН3
а) галогенирование
1-Метил-2-хлорбензол (2-хлортолуол)
С1
1-Метил-4-хлорбензол (4-хлортолуол)
При избытке галогена можно получить ди- и три-замещенные производные в соответствии с правилами ориентации:
1-Метил-2,4,6-трихлор- бензол (2,4,6-трихлор- толуол)
С1
3HO-NO2КОНЦ.3HO-NO2КОНЦ.ЗН2ОЗН2Об) нитрование
3HO-NO2
КОНЦ.
3HO-NO2
КОНЦ.
ЗН2О
ЗН2О
H2SO4
КОНЦ.►
NO2 1-Метил-2,4,6-тринитробензол (2,4,6-тринитротолуол, ТНТ, тротил — взрывчатое вещество)
в) сульфирование
SO3HSO3H2-Метилбензол- сульфокислота (о-толуолсульфо- кислота)2-Метилбензол- сульфокислота (о-толуолсульфо- кислота)4-Метилбензол- сульфокислота (п-толуол сульфокислота)4-Метилбензол- сульфокислота (п-толуол сульфокислота)
SO3H
SO3H
2-Метилбензол- сульфокислота (о-толуолсульфо- кислота)
2-Метилбензол- сульфокислота (о-толуолсульфо- кислота)
4-Метилбензол- сульфокислота (п-толуол сульфокислота)
4-Метилбензол- сульфокислота (п-толуол сульфокислота)
г) алкилированиег) алкилированиеCHj1,2-Диметил- бензолCHj1,2-Диметил- бензол2СН3С12СН3С1А1С13-2НС1А1С13-2НС1
г) алкилирование
г) алкилирование
CHj
1,2-Диметил- бензол
CHj
1,2-Диметил- бензол
2СН3С1
2СН3С1
А1С13
-2НС1
А1С13
-2НС1
СН3
этилбензолэтилбензол
этилбензол
этилбензол
Реакции с участием боковой цепи
Метильная группа в метилбензоле может вступать в реакции, характерные для алканов:
СН?С1Г, hvСН?С1Г, hvНС1НС1
СН?С1
Г, hv
СН?С1
Г, hv
НС1
НС1
Хлорметилбензол(бензилхлорид)
При дальнейшем хлорировании можно получить дихлор- метилбензол и трихдорметилбензол:
СНС12СНС12
СНС12
СНС12
Дихлорметил бензолДихлорметил бензолТрихдорметилбензолТрихдорметилбензол
Дихлорметил бензол
Дихлорметил бензол
Трихдорметилбензол
Трихдорметилбензол
Реакции присоединения
ЗН2ЗН2Гидрирование
ЗН2
ЗН2
Ni1200°С
Метилциклогексан
Реакции окисления
Горение
С6Н5СН3 + 9О2 U 7СО2 + 4Н2О
Неполное окисление
В отличие от бензола его гомологи окисляются некото
рыми окислителями; при этом окислению подвергается боковая цепь, в случае толуола — метильная группа. Мягкие окислители типа МпО2 окисляют ее до альдегидной группы, более сильные окислители (КМпО4) вызывают даль
нейшее окисление до кислоты:
О
II
БензальдегидБензальдегидIIII, Н+, Г+ 3[О] ——► из КМпО4, Н+, Г+ 3[О] ——► из КМпО4с-онс-онБензойнаяБензойнаяН2ОН2Окислотакислота
Бензальдегид
Бензальдегид
II
II
, Н+, Г
+ 3[О] ——► из КМпО4
, Н+, Г
+ 3[О] ——► из КМпО4
с-он
с-он
Бензойная
Бензойная
Н2О
Н2О
кислота
кислота
Любой гомолог бензола с одной боковой цепью окисляется сильным окислителем типа КМпО4 в бензойную кислоту, т. е. происходит разрыв боковой цепи с окислением отщепившейся части ее до СО2; например:
оосн2-сн3сн2-сн3II с-онII с-ониз КМпО, Этилбензолиз КМпО, ЭтилбензолБензойная кислотаБензойная кислотаПри наличии нескольких боковых цепей каждая из них окисляется до карбоксильной* группы и в результате образуются многоосновные кислоты, например:При наличии нескольких боковых цепей каждая из них окисляется до карбоксильной* группы и в результате образуются многоосновные кислоты, например:_.СООН'^^соон_.СООН'^^соон+ 2Н2О+ 2Н2О
о
о
сн2-сн3
сн2-сн3
II с-он
II с-он
из КМпО, Этилбензол
из КМпО, Этилбензол
Бензойная кислота
Бензойная кислота
При наличии нескольких боковых цепей каждая из них окисляется до карбоксильной* группы и в результате образуются многоосновные кислоты, например:
При наличии нескольких боковых цепей каждая из них окисляется до карбоксильной* группы и в результате образуются многоосновные кислоты, например:
_.СООН'^^соон
_.СООН'^^соон
+ 2Н2О
+ 2Н2О
о-Фталевая кислота
Получение толуола
LB промышленности:
переработка нефти и угля;
дегидрирование метилциклогексана
Pt, Pd —►ЗОО’СPt, Pd —►ЗОО’Сзн2зн2
Pt, Pd —►
ЗОО’С
Pt, Pd —►
ЗОО’С
зн2
зн2
+ 4Н2+ 4Н2
+ 4Н2
+ 4Н2
дегидроциклизация гептана
сн3-сн2-сн2-сн2-сн2-сн2-сн3
В лаборатории:
алкилирование по Фриделю—Крафтсу;
реакция Вюрца—Фиттига (взаимодействие натрия со смесью галогенбензола и галогеналкана);
Вопросы для контроля
Что такое ароматические УВ?
Какой углеводород является простейшим представителем ароматических углеводородов?
Какую структурную формулу бензола предложил Кекуле? Что не могла объяснить эта формула?
Каковы современные представления об электронном строении молекулы бензола?
Что называется ароматической связью?
Что называется бензольным кольцом (ядром)?
Какие типы изомерии возможны для аренов?
Как составляют название арена по международной номенклатуре?
Какие типы реакций: а) возможны для аренов; б) характерны для аренов?
Приведите примеры реакций замещения с участием бензола и толуола. Объясните причины различной реакционной способности бензола и толуола в реакциях такого типа.
Укажите, какие реагенты используются при: а) нитровании; б) сульфировании; в) алкилировании аренов.
Какие заместители являются ориентантами первого рода? Приведите примеры.
Какие заместители являются ориентантами. второго рода? Приведите примеры.
Приведите примеры реакций присоединения с участием бензола и толуола.
Назовите реакции толуола: а) типичные и для бензола; б) в которые бензол не вступает.
Какие два реагента реагируют и с этиленом, и с бензолом? Назовите продукты реакций.
Объясните, почему КМпО4 реагирует с толуолом, но не реагирует с бензолом.
Какие способы получения бензола и толуола вы знаете?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1. Назовите следующие соединения:
Н3С-СН-СН3
в)в)СН2-СН3СН3С-СН3СН3СН2-СН3СН3С-СН3СН3г)г)С2Н5С2Н5н3с-сн-сн2-сн3н3с-сн-сн2-сн3СН2-СН2-СН2-СН3
в)
в)
СН2-СН3СН3
С-СН3
СН3
СН2-СН3СН3
С-СН3
СН3
г)
г)
С2Н5
С2Н5
н3с-сн-сн2-сн3
н3с-сн-сн2-сн3
СН3-СН-СН-СН2-СН2-СН3СН3-СН-СН-СН2-СН2-СН3ж)Вг
СН3-СН-СН-СН2-СН2-СН3
СН3-СН-СН-СН2-СН2-СН3
Напишите структурные формулы следующих соединений: а) изопропилбензол; б) 1,2,3-триметилбензол; в) 1-бутил- 3-этилбензол; г) 4-пропил-2-этилтолуол; д) о-бромтолу- ол; е) 1-хлор-2-этилбензол; ж) л-хлорбензол сульфокислота; з) 4-нитро-З-хлортолуол.
Покажите смещение электронной плотности в следующих
молекулах и знак зарядов на атомах углерода в о- и л-по- ложениях бензольного кольца:
Какие УВ образуются при алкилировании толуола пропиленом в присутствии А1С13? Напишите уравнение реакции.
Напишите уравнения реакций получения этилбензола с помощью реакции Фриделя—Крафтса и окисления этилбензола подкисленным раствором КМпО4.
Напишите уравнения реакций окисления толуола и о-кси- лола подкисленным раствором КМпО4.
Напишите структурные формулы углеводородов состава С7Н8, С8Н]0, которые при окислении образуют бензойную кислоту.
Предложите способ получения этилбензола из ацетилена, используя его в качестве единственного органического вещества.
Какие углеводороды образуются при каталитической ароматизации 2-метилгексана, н-гептана, н-октана? Напишите уравнения реакций.
Напишите уравнения реакций получения бензола из следующих исходных веществ: а) ацетилена; б) циклогексена; в) бензойной кислоты.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
+СН3ВгА1С13+СН3ВгА1С13+3HNO3 конц.H2SO4 конц.+3HNO3 конц.H2SO4 конц.р-р КМпО4
+СН3Вг
А1С13
+СН3Вг
А1С13
+3HNO3 конц.
H2SO4 конц.
+3HNO3 конц.
H2SO4 конц.
X ► х3
с
+CH2=CHL +Вг2А1С131 Г, hv+CH2=CHL +Вг2А1С131 Г, hvХ2Х2Вг2Вг2спиртспирт
+CH2=CHL +Вг2
А1С131 Г, hv
+CH2=CHL +Вг2
А1С131 Г, hv
Х2
Х2
Вг2
Вг2
спирт
спирт
КОН (изб.)
Х4 Х5спирт
Напишите уравнения реакций алкена, алкана, алкина и ароматического УВ, содержащих 6 атомов углерода, со следующими веществами: а) с Вг2; б) с раствором КМпО4. Укажите сходство и различия в реакциях этих соединений.
13. Напишите уравнения реакций, которые являются примерами десяти превращений, показанных на схеме:1013. Напишите уравнения реакций, которые являются примерами десяти превращений, показанных на схеме:1077Сколько перманганата калия потребуется для получения газа, необходимого для превращения 19,5 г бензола в гексахлоран? Составить уравнения протекающих реакций.
13. Напишите уравнения реакций, которые являются примерами десяти превращений, показанных на схеме:
10
13. Напишите уравнения реакций, которые являются примерами десяти превращений, показанных на схеме:
10
7
7
26,22 г смеси бензола и толуола подвергли бромированию при освещении без катализатора. Выделившийся при этом бромоводород поглотили водой. Для нейтрализации образовавшегося раствора бромоводорода потребовалось 168 г 10%-го раствора гидрокарбоната натрия. Определите состав исходной смеси соединений и строение полученного бромпроизводного. если известно, что оно содержит 46,8% брома в молекуле.
Тест № 17
по теме: «Ароматические углеводороды»(Число правильных ответов — 11)
Вариант I
Какую общую формулу имеют ароматические углеводороды ряда бензола?
®спн2л2®С„Н2л
®с„н2^©с„н2_6
@ С„Н2п+1СООН
Какие из указанных соединений являются изомерами?
сн3® ^СН (ЦТ хсн3СН3нэс-сн-сн3сн3® ^СН (ЦТ хсн3СН3нэс-сн-сн3сн2-сн2-сн3 ®
сн3
® ^СН (ЦТ хсн3
СН3
нэс-сн-сн3
сн3
® ^СН (ЦТ хсн3
СН3
нэс-сн-сн3
Как называется арен следующего строения:Как называется арен следующего строения:СН3н3с—с—сн3СН3СН3н3с—с—сн3СН3@1 -метил-4-пропилбензол®п- трет -бутил метилбензол(В) Ьметил^-т^ет-бутилбензол© бутилбензол© о-изобутилметилбензол@1 -метил-4-пропилбензол®п- трет -бутил метилбензол(В) Ьметил^-т^ет-бутилбензол© бутилбензол© о-изобутилметилбензолНайдите среди приведенных структурных формул формулу З-фенилпропена-1:Найдите среди приведенных структурных формул формулу З-фенилпропена-1:® Н3С-С = СН2® Н3С-С = СН2® СН = сн—сн3® СН = сн—сн3сн2-сн2-сн3сн2-сн2-сн3СН2-С СНСН2-С СН© сн2-сн=сн2© сн2-сн=сн2Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
Как называется арен следующего строения:
Как называется арен следующего строения:
СН3
н3с—с—сн3
СН3
СН3
н3с—с—сн3
СН3
@1 -метил-4-пропилбензол
®п- трет -бутил метилбензол
(В) Ьметил^-т^ет-бутилбензол
© бутилбензол
© о-изобутилметилбензол
@1 -метил-4-пропилбензол
®п- трет -бутил метилбензол
(В) Ьметил^-т^ет-бутилбензол
© бутилбензол
© о-изобутилметилбензол
Найдите среди приведенных структурных формул формулу З-фенилпропена-1:
Найдите среди приведенных структурных формул формулу З-фенилпропена-1:
® Н3С-С = СН2
® Н3С-С = СН2
® СН = сн—сн3
® СН = сн—сн3
сн2-сн2-сн3
сн2-сн2-сн3
СН2-С СН
СН2-С СН
© сн2-сн=сн2
© сн2-сн=сн2
@С2Н6, Г кат.®С2Н5С1, А1С13
®HNO3 (разб.), Г ©С2Н5ОН
@ конц. HNO3 + конц. H2SO4, Г
6. Укажите вещества, которые образуются в результате следующего превращения:
© Н2О
© Н2
Вариант II
1. Какие из следующих веществ являются ароматичес-
2. Какие из указанных соединений являются изомерами?
СН2-СН3
Н3С
3. Как называется арен следующего строения:
® © ? ® сн2-сн2-сн3 ©® © ? ® сн2-сн2-сн3 ©■2“5■2“5
® © ? ® сн2-сн2-сн3 ©
® © ? ® сн2-сн2-сн3 ©
■2“5
■2“5
1 -пропил-3,4-диэтилбензол
1,6-диэтил-4-пропил бензол
1,2-диэтил-4-изопропилбензол
2-этил-4-пропилтолуол
-метил-3-пропил бензол
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 1-бутил~3-этилбензола:
®
С2Н5
® с2н5
С(СН3)з
сн2~сн2-сн2-сн3
СН2-СН2-СН3
сн3-сн-сн2-сн3
5
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуще
ствить следующие превращения:
© НС1© H2SO3, г© НС1© H2SO3, г© Н2О© Н2О
© НС1
© H2SO3, г
© НС1
© H2SO3, г
© Н2О
© Н2О
® NaOH, Г
® конц. H2SO4, Г
© NH4HSO3
Укажите вещества, которые образуются в результате следующего превращения:
9.9. Природные источники углеводородови их переработка
Основные источники УВ:
природный и попутный нефтяной газы;
нефть;
уголь.
ПРИРОДНЫЙ И ПОПУТНЫЙ НЕФТЯНОЙ ГАЗЫ
Природный и попутный нефтяной газы различаются по своему нахождению в природе, составу и применению.
Попутный нефтяной газ встречается в месторождениях вместе с нефтью (над нефтью или растворен в ней).
Основной частью природного газа является метан, в среднем его содержится по объему 80—98%. В попутном нефтяном газе содержится значительно меньше метана (30—50%), но больше его ближайших гомологов: этана, пропана, бутана, пентана (до 20% каждого) и других предельных углеводородов.
Природный и попутный нефтяной газы представляют собой дешевое топливо и ценное химическое сырье. Возможность использования попутного нефтяного газа даже шире, так как наряду с метаном в нем содержатся значительные количества других УВ. Из них получают непредельные углеводороды, из которых в свою очередь производят пластмассы, каучуки, резины, органические кислоты, спирты и т. д.
НЕФТЬ И НЕФТЕПРОДУКТЫ
• Нефть — маслянистая жидкость с характерным запахом, от светло-бурого до черного цвета; представляет собой смесь различных углеводородов (= 150) с примесями других веществ.
Виды нефти
По преобладающему содержанию углеводородов
Метановая (алканы)
Нафтеновая (циклоалканы)
Ароматическая (бензол и его гомологи)
Смешанная (смесь алкацов, циклоалканов и ароматических углеводородов)
По плотности
Легкая (р < 0,9 г/см3)
Тяжелая
Переработка нефти
Первичная переработка (физические процессы)
Очистка
Обезвоживание, обессоливание, отгонка летучих углеводородов (преимущественно метана)
Перегонка
Термическое разделение нефти на фракции, основанное на разности /\нп углеводородов, имеющих разную молекулярную массу
Вторичная переработка (химические процессы)
Крекинг
Расщепление углеводородов с длинной цепью и образование углеводородов с меньшим числом атомов углерода в молекулах
Риформинг
Изменение структуры молекул
УВ путем:
изомеризации, алкилирования, циклизации (ароматизации)
Перегонка нефти (ректификация)
Фракционную перегонку нефти проводят при атмосферном давлении и постепенном повышении температуры до 400°С. Число отбираемых фракций зависит от состава нефти и их применения (табл, 48).
Кроме использования в качестве топлива, все эти фракции служат сырьем для нефтехимической промышленности, из них получают пластмассы, краски, растворители, резину, моющие и лекарственные средства и т. д.
При перегонке нефти наиболее ценная бензиновая фракция составляет от 5 до 20%,
Крекинг нефтепродуктов
При температуре более 400°С начинается распад углеводородов. Некоторые тяжелые фракции прямой перегонки и мазут подвергаются частичному разложению. Это позволяет получить дополнительное количество углеводородов с ко-
Фракция
t КИП. С
Число атомов углерода в молекулах УВ
Применение
Бензин
40-200
5-11
Горючее для автомобилей
Лигроин (тяжелый бензин)
150-200
8-14
Горючее для тракторов
Керосин
180-300
12-18
Горючее для реактивных двигателей
Газойль
270-350
14-25
Дизельное горючее
Смазочные масла
Труднолетучие в-ва
20-34
Смазка
Парафин
5
То же
25-40
Изоляционный материал, используется в медицине и пищевой промышленности
Гудрон J (асфальт)
Остаток
>30
Покрытие дорог, кровли зданий
Таблица 48
Важнейшие продукты перегонки нефтиВажнейшие продукты перегонки нефтироткой цепью (жидкое топливо). Выход бензина из нефти за счет крекинга увеличивается до 70%.
Важнейшие продукты перегонки нефти
Важнейшие продукты перегонки нефти
Например:f
^16^34 —> С8Н18 + С8Н16
Гексадекан Октан Октен
Г C8Hi8 —> Октан
СдНю + С4Н8Бутан БутенСдНю + С4Н8Бутан БутенСдНю —> С2Н6 + С2Н4
СдНю + С4Н8
Бутан Бутен
СдНю + С4Н8
Бутан Бутен
Бутан Этан Этен
Обычно расщепление крупных молекул происходит примерно в центре углеродной цепи.
Детонационная устойчивость — способность горючего выдерживать сильное сжатие в двигателе (без преждевременного сгорания).
Неустойчивы к детонации — алканы нормального строения.
Крекинг
Термический
Каталитический
/“ = 470—550°С
Г= 450—500°С, катализатор (алюмосиликаты)
Процесс протекает медленно
Процесс протекает быстро
Образуется много непредельных
УВ
Образуется значительно меньше непредельных УВ
Полученный бензин:
устойчив к детонации;
неустойчив при хранении (непредельные УВ легко окисляются)
Полученный бензин:
устойчив к детонации;
более устойчив при хранении (так как мало непредельных УВ)
Устойчивы к детонации разветвленные предельные УВ, непредельные и ароматические УВ.
Риформинг
В отличие от процессов крекинга, которые заключаются в расщеплении более крупных молекул на менее крупные, процессы риформинга приводят к изменению структуры молекул или к их объединению в более крупные.
Путем риформинга получают:
ароматические УВ;
УВ разветвленного строения.
Таким образом, низкокачественные бензиновые фракции превращаются в высококачественные, т. е. увеличивается детонационная устойчивость горючего. Кроме того, риформинг используется с целью получения сырья для нефтехимической промышленности.
Например:
Циклизация и ароматизация:
ЦиклогексанЦиклогексанКат, t", Р
Циклогексан
Циклогексан
СН3-СН2-СН2-СН2-СН2-СН3 ^
Гексан
О
Кат, Iе z^s
► Q + зн2
ЦиклогексанБензол
Изомеризация:CH3
Кат, t*I
сн3-сн2-сн2-сн3 —-►сн3-сн-сн3
Бутан2-Метилпропан
Алкилирование:
сн3 сн3сн3 сн3
II Кат, Г I I
СН3-СН-СН3 + СН3-ОСН2—► сн3-с-сн2-сн-сн3
2-Метилпропан 2-Метилпропен]
сн3
2,2,4-Триметилпентан(изооктан)
КОКСОХИМИЧЕСКОЕ ПРОИЗВОДСТВО
Уголь — твердое горючее полезное ископаемое органического происхождения.
Состав угля:
свободный углерод — до 100%;
циклические органические соединения, содержащие С, Н, О, N, S;
неорганические вещества (зола);
вода. Коксование — нагревание каменного угля (Г~ 1000°) без доступа воздуха.
Основные продукты, образующиеся в результате коксования каменного угля
Применение
1. Кокс (С — 96—98%, примеси (зола) — 2-4%)
Металлургия (используется в доменных печах)
2. Каменноугольная смола
Получают ароматические УВ (фенол, нафталин и др. соединения)
3. Аммиачная вода (аммиак, соли аммония)
Азотные удобрения
4. Коксовый газ (Н2 — 60%; СН4 - 25%; СО - 5%; N2 - 4%; СО2 — 2%; С2Н4 — 2%; прочие газы — 2%)
Топливо, химическое сырье
Вопросы для контроля
Какие основные природные источники углеводородов вам известны?
Чем отличается попутный нефтяной газ от природного газа?
Что такое нефть?
Какие виды переработки нефти вам известны?
Что такое перегонка нефти?
Что такое крекинг нефти? Чем отличается процесс крекинга нефти от процесса ее перегонки?
Чем отличается термический крекинг от каталитического?
Назовите важнейшие нефтепродукты и укажите области их применения.
Что такое риформинг нефти? С какой целью он осуществляется?
Что такое детонационная устойчивость горючего?
Что такое коксование угля?
Какие основные продукты получают при кокосовании каменного угля и где их используют?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Как практически можно отличить крекинг-бензин от бензина прямой перегонки?
Какие органические вещества можно получить из коксового газа? Напишите уравнения реакций.
Какие вещества образуются при крекинге гептана? Напишите уравнения возможных реакций.
Оксид углерода (IV), полученный при сжигании 100 г угля, пропустили через раствор гидроксида бария. Какая масса осадка образовалась, если массовая доля углерода в угле составляет 92%?
Из природного газа объемом 300 л (н. у.) получили ацетилен. Объемная доля метана в газе 96%. Определите объем образовавшегося ацетилена, если его выход 65%.
Какой объем воздуха (н. у.) необходим для сжигания 1 м3 природного газа, содержащего 90% СН4, 5% С2Н61 2% С3Н8, 1% N2, 2% СО2 (состав дан в объемных долях). Объемная доля кислорода в воздухе равна 21%.
Метилциклопентан при риформинге подвергается изомеризации (пятичленный цикл в шестичленный) и дегидрированию. Конечный продукт — бензол. Составьте уравнения реакций.
Назовите несколько мономеров, получающихся при крекинге нефтепродуктов и используемых для получения пластмасс.
Понятие о ядохимикатах
Ядохимикаты (пестициды) — это химические средства борьбы с микроорганизмами, животными и растительными организмами, вредоносными или нежелательными с точки зрения экономики или здравоохранения.
Важнейшими видами пестицидов являются:
Гербициды — препараты для борьбы с сорняками. Это феноксикислоты, производные бензойной кислоты, динитроанилины, динитрофенолы, галогенфенолы, многие гетероциклические соединения.
Первым синтетическим органическим гербицидом, впервые использованным в начале 30-х годов, является 2-метил- 4,6-динитрофенол:
ОНO2N 1 сн3ОНO2N 1 сн3no2
ОН
O2N 1 сн3
ОН
O2N 1 сн3
К другим широко применяемым гербицидам относятся:
С1
c2h5nhc2h5nhАтразин (2-хлор-4-этил- амино-6-изопропилами-
c2h5nh
c2h5nh
3'2 но-1,3,5-триазин)3'2 но-1,3,5-триазин)С1
3'2 но-1,3,5-триазин)
3'2 но-1,3,5-триазин)
CI \D/ ОСН2СООН
2,4-Дихлорфеноксиуксус- ная кислота
В ряде стран применение Д ДТ прекращено (в СССР — с 1970 г.), так как он стабилен, накапливается в окружающей среде, жировых тканях животных и молоке.
Широко применяются и в сельском хозяйстве и в быту такие инсектициды, как:
О
ДДВФ (дихлофос)||
Н3СО-Р-О-СН = СС12
ОСН3
С1
С1 I
гексахлоран (гексахлорциклогексан) Ху/\/
Cl
Cl
Фунгицида — вещества для борьбы с грибковыми болезнями растений. В качестве фунгицидов используют различные антибиотики, сульфаниламидные препараты. Одним из наиболее простых по химической структуре фунгицидов является пентахлорфенол:
Большинство пестицидов обладает отравляющими свойствами не только в отношении вредителей и возбудителей болезней. При неумелом обращении они могут вызвать отравление людей, домашних и диких животных или гибель культурных посевов и насаждений. Поэтому пользоваться
пестицидами необходимо очень осторожно, строго соблюдая инструкции по их применению.
С целью минимизации вредного воздействия пестицидов на окружающую среду следует:
Применять вещества с более высокой биологической активностью и соответственно вносить их в меньшем количестве на единицу площади.
Применять вещества, которые не сохраняются в почве, а разлагаются на безвредные соединения.
Применять прогрессивные методы нанесения пестицидов на растения, включая электростатические методы, когда капли (туман) будут садиться только на растения, но не на почву.
Раздел 10
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
В этом разделе изучаются номенклатура, строение и свойства большой группы производных углеводородов, содержащих кислородсодержащие функциональные группы. Простейшими представителями этой группы являются спирты, поэтому они открывают настоящий раздел. Далее в нем последовательно рассматриваются фенолы, содержащие такую же функциональную группу, как и спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, сложные эфиры, в частности, жиры-тригл ицериды, углеводы.
Все эти вещества играют большую роль в биологических процессах, а жиры и углеводы, как известно, являются важнейшими компонентами пищи и входят в состав клеток животных и растительных организмов.
Спирты (алкоголи)
• Спирты (алкоголи) — это производные углеводородов, содержащие в молекуле одну или несколько гидроксильных групп — ОН у насыщенных атомов углерода.
Структура, содержащая ОН-груплу у ненасыщенного
атома углерода = С—ОН, является неустойчивой.
При наличии двух и более ОН-групп они должны находиться у разных атомов углерода: [|
-С-С-,
он он
так как структура типа НО—С—ОН является также не-
I
устойчивой.
Общая формула спиртов: R(OH)m, т > 1, где R — УВ радикал; т — число функциональных гидроксильных групп—ОН, которое определяет атомность спирта.
Классификация спиртов по строению УВ радикала:
Предельные(Алканолы)снэонМетанол (мети- ловый спирт)НепредельныеАлкенолыСН2 = СН-СН2ОНПропен-2-ол-1 (аллиловый спирт)АроматическиеСН2ОНФенилме- танол (бензиловый спирт)Алкинолы НС ^ C-CHzOH Пропин-2-ол-1 (пропаргиловый спирт)Предельные(Алканолы)снэонМетанол (мети- ловый спирт)НепредельныеАлкенолыСН2 = СН-СН2ОНПропен-2-ол-1 (аллиловый спирт)АроматическиеСН2ОНФенилме- танол (бензиловый спирт)Алкинолы НС ^ C-CHzOH Пропин-2-ол-1 (пропаргиловый спирт)СпиртыСпирты
Предельные
(Алканолы)
снэон
Метанол (мети- ловый спирт)
Непредельные
Алкенолы
СН2 = СН-СН2ОН
Пропен-2-ол-1 (аллиловый спирт)
Ароматические
СН2ОН
Фенилме- танол (бензиловый спирт)
Алкинолы НС ^ C-CHzOH Пропин-2-ол-1 (пропаргиловый спирт)
Предельные
(Алканолы)
снэон
Метанол (мети- ловый спирт)
Непредельные
Алкенолы
СН2 = СН-СН2ОН
Пропен-2-ол-1 (аллиловый спирт)
Ароматические
СН2ОН
Фенилме- танол (бензиловый спирт)
Алкинолы НС ^ C-CHzOH Пропин-2-ол-1 (пропаргиловый спирт)
Спирты
Спирты
Классификация спиртов по атомности:
Одноатомные (олы)С2Н5ОНЭтанол(этиловыйспирт)Одноатомные (олы)С2Н5ОНЭтанол(этиловыйспирт)МногоатомныеМногоатомныеДвухатомные (диолы)сн2-сн2Трехатомные (триолы) СН2-СН-СН2ОН онОН он онЭтандиол-1,2Пропантриол-1,2,3(этиленгликоль)(глицерин)Двухатомные (диолы)сн2-сн2Трехатомные (триолы) СН2-СН-СН2ОН онОН он онЭтандиол-1,2Пропантриол-1,2,3(этиленгликоль)(глицерин)
Одноатомные (олы)
С2Н5ОН
Этанол(этиловыйспирт)
Одноатомные (олы)
С2Н5ОН
Этанол(этиловыйспирт)
Многоатомные
Многоатомные
Двухатомные (диолы)
сн2-сн2
Трехатомные (триолы) СН2-СН-СН2
ОН он
ОН он он
Этандиол-1,2
Пропантриол-1,2,3
(этиленгликоль)
(глицерин)
Двухатомные (диолы)
сн2-сн2
Трехатомные (триолы) СН2-СН-СН2
ОН он
ОН он он
Этандиол-1,2
Пропантриол-1,2,3
(этиленгликоль)
(глицерин)
ПРЕДЕЛЬНЫЕ ОДНОАТОМНЫЕ СПИРТЫ(АЛКАНОЛЫ)
С,Н2я+]ОН. п > 1
Гомологический ряд
Формула спирта
Название спирта
Заместительная номенклатура
Радикально-функциональная номенклатура
СНЭОН
Метанол
Метиловый спирт
С2Н5ОН
Этанол
Этиловый спирт
С3Н70Н
Пропанол
Пропиловый спирт
QHgOH
Бутанол
Бутиловый спирт
' С5Н11ОН
Пентанол
Амиловый спирт
СбНвОН
Гексанол
Гексиловый спирт
CyHtsOH
Гептанол
Гептиловый спирт
CgHI7OH
Октанол
Октиловый спирт
С9Н19ОН
Нонанол
Нониловый спирт
СюН21ОН
Деканол
Дециловый спирт
Изомерия и номенклатура
Первые два члена гомологического ряда — СН3ОН и С2Н5ОН — не имеют изомеров, относящихся к классу спиртов. Для остальных алканолов возможны 2 типа изомерии (в пределах своего класса):
— изомерия цепи (углеродного скелета);
— изомерия положения функциональной группы —ОН.
С3Н7ОН(2 изомера)С3Н7ОН(2 изомера)
С3Н7ОН(2 изомера)
С3Н7ОН(2 изомера)
321СН3-СН2-СН2ОН321СН3-СН2-СН2ОННормальный пропиловый спирт (н-пропанол), пропанол-1Это первичный спирт(ОН-группа находитсяу первичного атома «С»)Нормальный пропиловый спирт (н-пропанол), пропанол-1Это первичный спирт(ОН-группа находитсяу первичного атома «С»)321СН3-СН-СН3онИзопропиловый спирт,пропанол-2Это вторичный спирт (ОН-группа находится у вторичного атома «С»)321СН3-СН-СН3онИзопропиловый спирт,пропанол-2Это вторичный спирт (ОН-группа находится у вторичного атома «С»)
321
СН3-СН2-СН2ОН
321
СН3-СН2-СН2ОН
Нормальный пропиловый спирт (н-пропанол), пропанол-1
Это первичный спирт
(ОН-группа находится
у первичного атома «С»)
Нормальный пропиловый спирт (н-пропанол), пропанол-1
Это первичный спирт
(ОН-группа находится
у первичного атома «С»)
321
СН3-СН-СН3
он
Изопропиловый спирт,пропанол-2
Это вторичный спирт (ОН-группа находится у вторичного атома «С»)
321
СН3-СН-СН3
он
Изопропиловый спирт,пропанол-2
Это вторичный спирт (ОН-группа находится у вторичного атома «С»)
C4HqOH(4 изомера)C4HqOH(4 изомера)изомерияизомерияИзомерия положения ОН- груп- пыИзомерия положения ОН- груп- пы4321СН3-СН2-СН2-СН2ОН н-Бутиловый спирт, бутанол-1 (первичный спирт)4321СН3-СН2-СН2-СН2ОН н-Бутиловый спирт, бутанол-1 (первичный спирт)цепицепиизомерияизомерияСН3-СН2-СН-СН3СН3-СН2-СН-СН3ОН втор-Бутиловый спирт, бутанол-2 (вторичный спирт)ОН втор-Бутиловый спирт, бутанол-2 (вторичный спирт)СН3 3121СН3-СН-СН2ОНСН3 3121СН3-СН-СН2ОНИзобутиловый спирт, 2-метилпропанол-1 (первичный спирт)Изобутиловый спирт, 2-метилпропанол-1 (первичный спирт)СН3 32|1сн3-с-сн3онтрет-Бутиловый спирт, 2 -метил пропанол -2 Это третичный спирт (ОН-группа находитсяСН3 32|1сн3-с-сн3онтрет-Бутиловый спирт, 2 -метил пропанол -2 Это третичный спирт (ОН-группа находитсяИзомерия положения ОН- груп- пыИзомерия положения ОН- груп- пыу третичного атома«С»)у третичного атома«С»)
C4HqOH(4 изомера)
C4HqOH(4 изомера)
изомерия
изомерия
Изомерия положения ОН- груп- пы
Изомерия положения ОН- груп- пы
4321
СН3-СН2-СН2-СН2ОН н-Бутиловый спирт, бутанол-1 (первичный спирт)
4321
СН3-СН2-СН2-СН2ОН н-Бутиловый спирт, бутанол-1 (первичный спирт)
цепи
цепи
изомерия
изомерия
СН3-СН2-СН-СН3
СН3-СН2-СН-СН3
ОН втор-Бутиловый спирт, бутанол-2 (вторичный спирт)
ОН втор-Бутиловый спирт, бутанол-2 (вторичный спирт)
СН3 3121
СН3-СН-СН2ОН
СН3 3121
СН3-СН-СН2ОН
Изобутиловый спирт, 2-метилпропанол-1 (первичный спирт)
Изобутиловый спирт, 2-метилпропанол-1 (первичный спирт)
СН3 32|1
сн3-с-сн3
он
трет-Бутиловый спирт, 2 -метил пропанол -2 Это третичный спирт (ОН-группа находится
СН3 32|1
сн3-с-сн3
он
трет-Бутиловый спирт, 2 -метил пропанол -2 Это третичный спирт (ОН-группа находится
Изомерия положения ОН- груп- пы
Изомерия положения ОН- груп- пы
у третичного атома«С»)
у третичного атома«С»)
Спирты изомерны другому классу соединений — простым эфирам (R-O-R'):
сэн8осэн8оС3Н7ОНПропанолС3Н7ОНПропанолСН3-О-С2Н5
сэн8о
сэн8о
С3Н7ОН
Пропанол
С3Н7ОН
Пропанол
Метилэтиловый эфир
Правила составления названий алканолов с разветвленной цепью по международной номенклатуре
Найти в молекуле самую длинную прямую углеродную цепь, связанную с гидроксильной группой
Пронумеровать атомы «С» в этой цепи так, чтобы атом «С», связанный с группой —ОН, имел наименьший номер
Назвать алкан, соответствующий самой длинной ( цепи, указав положение всех заместителей
Обозначить гидроксильную группу ( суффиксом -ол
Цифрой указать положение группы -ОН
сн3
сн3-сн-сн2-с-сн2-
СН-
-сн3
сн3 сн3
сн3
7654|3
:н3-сн-сн2-с-сн2-<
11О
СН3СН3I
сн3
7@503 (J
:н3-сн-сн2-с-сн2-< 11
сн3| |сн3| 2,4,4,6 -Тетраметилгепта!
СН3
:н3-сн-сн2-с-сн2-<
сн3 сн3 2,4,4,6-Тетра метил гепта!
СН3
СН3-СН-СН2-С-СН2- 11 G
СН3сн3
2,4,4,6-Тетраметилгептанол
сн2
2 сн-
гн2с
j)
СН- 1 СН2С
сн-
СН2( гол...
СН-
сн21
-1
он
СН )Н
СН
)Н
СН )Н
-сь
ЭН
3
[3
Электронное строение
Н
4-§+ 8— 8+ R -> С -» О <- Н т
н
Атомы углерода в алканолах находятся в состоянии .^-гибридизации. Молекулы алканолов представляют собой диполи. Они содержат полярные связи С—Н, С—О, О—Н. Дипольные моменты связей С —> О и О <— Н направлены в сторону атома кислорода, поэтому атом «О» имеет частичный отрицательный заряд 5”, а атомы «С» и «Н» — частичные положительные заряды 5+. Полярность связи О—Н больше полярности связи С—О вследствие большей разности электроотрицательностей кислорода и водорода. Однако полярность и этой связи недостаточна для диссоциации ее с образованием ионов Н+. Поэтому спирты являются неэлектролитами.
Физические свойства
Полярность связи О—Н и наличие неподеленных пар электронов на атоме кислорода определяют физические свойства спиртов.
Температуры кипения спиртов больше температуры кипения соответствующих алканов с тем же числом атомов углерода. Это объясняется ассоциацией молекул спиртов вследствие образования межмолекулярных водородных связей.
• Водородная связь — это особый вид связи, которая осуществляется при участии атома водорода гидроксильной или аминогруппы одной молекулы и атомами с большой электроотрицательностью (О, N, F, С1) другой молекулы. Чем большим положительным зарядом обладает атом водорода и чем больше способность другого атома отдавать свои иеподеленнЫе электронные пары, тем легче образуется водородная связь (ВС) и тем она прочнее.
Прочность ВС значительно меньше прочности ковалентной связи (КС): энергия (Е) образования ВС обычно не превышает 5—7 ккал/моль, средняя Е образования КС колеблется в пределах 80—110 ккал/моль.
Образование межмолекулярных ВС между молекулами спирта можно показать так:
+8 -5+8 -5+5 -5
Н—О: • - • Н—О: • * • Н—О:(ВС изображены
\\\точками)
R RR
Поэтому в гомологическом ряду спиртов нет газообразных веществ:
СН3ОН С2Н5ОН... СнН23ОН С12Н25ОН... СпН2п+1ОН
ЖидкостиТвердые вещества
^’кип. и ^пл. увеличиваются
Все алканолы легче воды, бесцветны, жидкие имеют резкий запах, твердые запаха не имеют. Метанол, этанол и пропанол неограниченно растворяются в воде, с увеличением числа углеродных атомов растворимость алканолов в воде уменьшается, высшие спирты не растворяются в воде.
Химические свойства
Химические свойства алканолов определяются особенностями их электронного строения: наличием в их молекулах полярных связей О—Н, С—О, С—Н. Для алканолов характерны реакции, которые идут с расщеплением этих связей: реакции замещения, отщепления, окисления.
R-С- О-]Нrin
Реакции замещения
Замещение атома водорода гидроксильной группы вследствие разрыва связи 0—Н.
Взаимодействие с активными металлами с образованием алкоголятов (алканолятов) металлов:
2С2Н5О[Н + 2Na -> 2C2H5ONa + Н2?
Этанолят натрия
Эти реакции протекают только в безводной среде; в присутствии воды алкоголяты полностью гидролизуются:
C2H5ONa + Н2О -> С2Н5ОН + NaOH
ООООВзаимодействие с органическими и неорганическими кислотами с образованием сложных эфиров (реакции этерификации):
О
О
О
О
H2SO4 конц., f^
С-СНзС-СНз,*■ СН,-С + Н2О
С-СНз
С-СНз
4 О-С2Н5
Этановая(уксусная) кислотаЭтановая(уксусная) кислотаЭтиловый эфир уксуснойкислоты (этилацетат)
Этановая(уксусная) кислота
Этановая(уксусная) кислота
сн3он + hono2 # ch3-o-no2 + н2о Метиловый эфир азотной кислоты (метилнитрат)
Реакции этерификации являются обратимыми реакциями.
Замещение гидроксильной группы вследствие разрыва связи С—О.
Взаимодействие с галогене водородами с образованием галогеналканов:
Н+, Г
С2Н5[ОН + Н]Вг - ^С2Н5Вг + Н2О ОН", Г Бромэтан
Следует отметить, что спирты можно превратить в гало- генпроизводные действием и других реагентов, например хлоридов фосфора:
R-OH + РС15 -> R-C1 + РОС13 + НС1
3R-OH + РС13 -» 3R-C1 + Н3РО3
Взаимодействие с аммиаком с образованием аминов.
Реакции идут при пропускании смеси паров спирта с аммиаком при ЗОО’С над оксидом алюминия:
А12О3, г
С2Н5[ОН + H]NH2 ——> C2H5-NH2 + Н2О;
Этиламин
При избытке спирта алкильными радикалами могут замещаться 2 или 3 атома водорода в молекуле NH3:
А12О„ Г QH5 X
2С2Н5—2С2Н5—ЗС2Н5ЗС2Н5N-H3* NH + 2Н2О
2С2Н5—
2С2Н5—
ЗС2Н5
ЗС2Н5
ННQH/
Н
Н
Диэтиламин
А12О3, г
► (QH^N + ЗН2О Триэтиламин
П. Реакции отщепления
Дегидратация, т. е. отщепление воды
Дегидратация спиртов может быть двух типов: межмолекулярная и внутримолекулярная.
Межмолекулярная дегидратация спиртов с образованием простых эфиров R—О—R\ Эти реакции могут протекать с участием одного спирта или смеси двух и более спиртов:
H2SO4 (конц.), 140°С
С2Н5О[Н+НО]С2Н5>С2Н5-О-С2Н5+Н2О
Диэтиловый эфир(этоксиэтан)
H2SO4 (конц.), 140°С
СН3О[Н+НО]С2Н5> СН3-О-С2Н5+Н2О
Метилэтиловый эфир(метоксиэтан)
Внутримолекулярная дегидратация спиртов с образованием алкенов. Протекает при более высокой температуре. В отличие от межмолекулярной дегидратации в процессе этих реакций происходит отщепление молекулы воды от одной молекулы спирта:
н нн нн-с-с-н<Н OHIн-с-с-н<Н OHIH2SO4 КОНЦ., 170°С ►H2SO4 КОНЦ., 170°С ►Н7С = СН2 + Н2О ЭтиленН7С = СН2 + Н2О Этилен
н н
н н
н-с-с-н
<Н OHI
н-с-с-н
<Н OHI
H2SO4 КОНЦ., 170°С ►
H2SO4 КОНЦ., 170°С ►
Н7С = СН2 + Н2О Этилен
Н7С = СН2 + Н2О Этилен
Первый член гомологического ряда алканолов — метанол СН3ОН — не вступает в реакции внутримолекулярной дегидратации.
Дегидратация вторичных и третичных спиртов происходит по правилу Зайцева:
СНз-СН-СН-СН3[ОН _Н 'СНз-СН-СН-СН3[ОН _Н 'H2SO4 конц.
СНз-СН-СН-СН3
[ОН _Н '
СНз-СН-СН-СН3
[ОН _Н '
► сн3-сн=сн-сн3 + Н2О
170°С
Буга нол-2Буга нол-2Буген-2
Буга нол-2
Буга нол-2
Дегидрирование (разрыв связей О—Н и С—Н)
При дегидрировании первичных спиртов образуются альдегиды:
I L|-“" * Си, Г
Н-С-С-О^Н1 ► СН3-С + н2
ННо н
11Этаналь
(ацетальдегид)
В организме человека этот процесс происходит под действием фермента (алкогольдегидрогеназы).
При дегидрировании вторичных спиртов образуются кетоны:
Си, Г
CH3-CiH-CH3Пропанол-2CH3-CiH-CH3Пропанол-2► СН3-С-СН3 + н2
CH3-CiH-CH3
Пропанол-2
CH3-CiH-CH3
Пропанол-2
IIоДиметилкетон(ацетон)
Третичные спирты не дегидрируются.
Реакции окисления
Горение (полное окисление)
Спирты горят на воздухе с выделением большого количества тепла (на этом основано использование спиртовок):
С2Н5ОН + ЗО2 Д 2СО2 + ЗН2О; АН = -1374 кДж
Неполное окисление под действием окислителей: кислорода воздуха в присутствии катализаторов (например, Си), перманганата калия, дихромата калия и др.
Реакции неполного окисления спиртов по своим результатам аналогичны реакциям дегидрирования:
п
H-C-0-i-H + [О] 1► Н-С + н2о
(из окислителя)(из окислителя)НПервичныйспиртНПервичныйспиртхн
(из окислителя)
(из окислителя)
Н
Первичныйспирт
Н
Первичныйспирт
Альдегид
О
2С2Н5ОН + О2 ——* 2СН3—С + 2Н2О
Первичный\тг
спиртАльдегид
СН3-СН2-СН-СН3 + [О] -> СН3-СН2-С-СН3 + н2о Ili
оно
Вторичный спиртКетон
Таким образом, реакции дегидрирования спиртов по своей химической сущности являются реакциями окисления.
Способы получения алканолов
Гидратация алкенов, т. е. присоединение воды к алкенам (см. свойства алкенов):
Н3РО4, 300°С
Н2С=СН2 + Н2О >СН3-СН2ОН
ЭтиленЭтанол
Кроме прямой гидратации этилена, существует также сернокислотная гидратация, протекающая в две стадии:
— на первой стадии этилен поглощается серной кислотой:
h2och2 + h2so4 4 CH3-CH2-OSO3H,
— на второй стадии этилсерная кислота гидролизуется с образованием этилового спирта и серной кислоты:
CH3-CH2-OSO3H + Н2О 4 СН3-СН2-ОН + H2SO4
При гидратации гомологов этилена в соответствии с правилом Марковникова образуются вторичные или третичные спирты:
H2SO4, Г
СН3-СН = СН2 + Н2О ——► сн3-сн-сн3
Пропен|
ОН
Пропанол-2(вторичный спирт)
Гидролиз галогеналканов
При действии водного раствора NaOH атом галогена в галогеналкане замещается группой —ОН:
С2Н5С1 + NaOH > С2Н5ОН + NaCl
Хлорэтан (водн. р-р)Этанол
Обратите внимание, что при действии спиртового раствора щелочи на галогеналканы происходит отщепление гало- геноводорода и образование алкена (см. способы получения алкенов).
Гидрирование альдегидов и кетонов
Как уже было отмечено выше, дегидрирование спиртов по своей химической сущности является окислением. Обратная реакция — гидрирование альдегидов и кетонов — является, таким образом, их восстановлением.
В присутствии катализаторов (Ni, Pt, Pd, Со) альдегиды восстанавливаются до первичных спиртов, а кетоны — до вторичных спиртов:
СНЭ-СН2-СН2-С^ + Н2 - Ni—СН3СН2СН2СН2-ОН
Бутаналь (альдегид) Н
Бутанол-1 (первичный спирт)
СН3—С—СН2—СН3 + Н2 № » СНЭ—СН—СН2—СН3
О
Бутанон-2 (кетон)
он
Бутанол-2 (вторичный спирт)
4. Специфические способы получения метанола и этанола
Р, Г, кат.
СО + 2Н2 —► СН3ОН
Метанол
Этанол образуется при брожении (ферментации) углеводов — глюкозы или крахмала:
С6Н12О6 ► 2CjH5OH + 2СО,
Бпокоза (раствор)Этанол
ПРЕДЕЛЬНЫЕ МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ
Свойства многоатомных спиртов рассмотрим на примере простейшего трехатомного спирта — глицерина, или пропантриола-1,2,3:
сн2-сн-сн2
ОН ОН ОН
Физические свойства
Глицерин — вязкая, бесцветная, сладковатая на вкус нетоксичная жидкость с /°кнп = 2906С. Смешивается с водой во всех отношениях.
Химические свойства
Замещение атомов водорода гидроксильных групп
1. Как и одноатомные спирты, многоатомные спирты взаимодействуют со щелочными металлами; при этом могут образовываться моно-, ди- и тризамещенные продукты:
+Na СН2-СН-СЫ2“1 I I +
ОН ОН ONa
Н2С-О-Ннс-о-нIн2с—о—нН2С-О-Ннс-о-нIн2с—о—нн2Тн2ТМонон атрий глицерат сн2-сн-сн2 +2Na„(]] н
Н2С-О-Н
нс-о-нI
н2с—о—н
Н2С-О-Н
нс-о-нI
н2с—о—н
н2Т
н2Т
ОН ONaONa
Динатрийглицерат
+3Na r СН2-СН-СН2
ONa ONa ONa
Тринатрийглицерат
Наличие нескольких ОН-групп в молекулах многоатомных спиртов обусловливает увеличение подвижности и способности к замещению гидроксильных атомов водорода по сравнению с одноатомными спиртами. Поэтому, в отличие от алканолов, многоатомные спирты взаимодействуют с гидроксидами тяжелых металлов (например, с гидроксидом меди (II) Си(ОН)2). Продуктами этих реакций являются внутрикомплексные («хелатные») соединения, в молекулах которых атом тяжелого металла образует как обычные ковалентные связи Me—О за счет замещения атомов водорода ОН-групп, так и донорно-акцепторные связи Me <— О за счет неподеленных электронных пар атомов кислорода других ОН-групп:
нн2с-о^н 1\о-сн2
I . ■- - 1 I • г
НС-О* + HO^Cu-LOH + н-^о-сн ►
1 41 L - J l I
H2C—ОНГолубой осадок HO-CH2
Hн2с—о х>о-сн2
►1\ Си/I
HC-OZ4 О-СН + 2Н2О
IхнI
Н2С-ОН НО-СН2
Глицерат меди(ярко-синий раствор)
Нерастворимый в воде Си(ОН)2 голубого цвета растворяется в глицерине с образованием ярко-синего раствора глицерата меди (II). Эта реакция является качественной реакцией на все многоатомные спирты.
Многоатомные спирты, как и одноатомные, взаимодействуют с органическими и неорганическими кислотами с
образованием сложных эфиров:
О
о+зсн3-с оно+зсн3-с он-с—сн3 о-с—сн3 оН2С-О[НН2С-О[Н-ЗН2О-ЗН2ОНС—О—С—СНЭI оНС—О—С—СНЭI оНС-О[Н -НС-О[Н -Н2С-О[НН2С-О[Н+3HONO2(Н25О4конц.)+3HONO2(Н25О4конц.)Н2С—О—С—СН3 Триацетат глицерина (глицерил триацетат)н2с—о—no2Н2С—О—С—СН3 Триацетат глицерина (глицерил триацетат)н2с—о—no2-ЗН2О-ЗН2ОНС-О-МО2НС-О-МО2H2C-O-NO2Тринитрат глицерина.H2C-O-NO2Тринитрат глицерина.
о
+зсн3-с он
о
+зсн3-с он
-с—сн3 о
-с—сн3 о
Н2С-О[Н
Н2С-О[Н
-ЗН2О
-ЗН2О
НС—О—С—СНЭI о
НС—О—С—СНЭI о
НС-О[Н -
НС-О[Н -
Н2С-О[Н
Н2С-О[Н
+3HONO2
(Н25О4конц.)
+3HONO2
(Н25О4конц.)
Н2С—О—С—СН3 Триацетат глицерина (глицерил триацетат)
н2с—о—no2
Н2С—О—С—СН3 Триацетат глицерина (глицерил триацетат)
н2с—о—no2
-ЗН2О
-ЗН2О
НС-О-МО2
НС-О-МО2
H2C-O-NO2
Тринитрат глицерина.
H2C-O-NO2
Тринитрат глицерина.
тринитроглицерин(нитроглицерин)
Сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот представляют собой жиры (см. тему «Сложные эфиры. Жиры»).
Тринитроглицерин — взрывчатое вещество и одновременно лекарственный препарат: 1%-й спиртовый раствор нитроглицерина применяется в медицине в качестве средства, расширяющего сосуды сердца.
И. Замещение гидроксильных групп
Наиболее известными реакциями этого типа является взаимодействие многоатомных спиртов с галогеноводород fl- ми. Например, при взаимодействии глицерина с хлороводородом ОН-группы последовательно замещаются атомами хлора:
а-ищ сн2—сн—сн2 +НС1* ,(!-Н2О С1С1 онДихлоргидринглицеринаа-ищ сн2—сн—сн2 +НС1* ,(!-Н2О С1С1 онДихлоргидринглицерина+НС1-Н2О^+НС1-Н2О^сн2-сн-сн2С1 С1 С1сн2-сн-сн2С1 С1 С11,2,3-Трихлорпропан1,2,3-Трихлорпропан
а-ищ сн2—сн—сн2 +НС1* ,(!
-Н2О С1С1 он
Дихлоргидринглицерина
а-ищ сн2—сн—сн2 +НС1* ,(!
-Н2О С1С1 он
Дихлоргидринглицерина
+НС1
-Н2О^
+НС1
-Н2О^
сн2-сн-сн2
С1 С1 С1
сн2-сн-сн2
С1 С1 С1
1,2,3-Трихлорпропан
1,2,3-Трихлорпропан
сн2-сн-сн2
+НС1Г 9Нз CH-CH2 +HCi^
он он он
—Н2О С1 ОН ОН -НгО Монохлоргидрин
глицерина
СН2-О-Ссн-о-сСН2-О-Ссн-о-с+ зн2о+ зн2о
СН2-О-С
сн-о-с
СН2-О-С
сн-о-с
+ зн2о
+ зн2о
Способы получения глицерина
Гидролиз жиров — основной способ получения глицерина:
сн2-он
*СН-ОН + 3R-COOH
сн2-он
Глицерин
Жир (триглицерид)
Гидролиз протекает в присутствии кислот или щелочей в качестве катализаторов, а также под действием ферментов (подробнее об этом в теме «Сложные эфиры. Жиры»).
Синтез из пропилена.
В последнее время глицерин получают из пропилена. Существует несколько вариантов этого синтеза. По одному из них пропилен хлорируют при Г= 440—500“С, полученный аллилхлорид гидролизуют раствором NaOH. На полученный в результате гидролиза аллиловый спирт действуют пероксидом водорода Н2О2, который в присутствии катализатора присоединяется к спирту по двойной связи с образованием глицерина. Весь процесс можно представить схемой:
сн3СН2-С1сн2-онсн2-онсн +(^ ►CH tNaOg। +HO-QHсн-онII -НС1 сн2||—NaClСН2II(WO3)сн21 сн2-онПропиленАллилхлоридАллиловый спиртГлицеринсн3СН2-С1сн2-онсн2-онсн +(^ ►CH tNaOg। +HO-QHсн-онII -НС1 сн2||—NaClСН2II(WO3)сн21 сн2-онПропиленАллилхлоридАллиловый спиртГлицеринПрименение важнейших спиртовПрименение важнейших спиртовО н-с хн ФормальдегидО н-с хн ФормальдегидСНЭ—С хонУксусная кислотаСНЭ—С хонУксусная кислотаРастворительРастворительМетанолСН3ОНМетанолСН3ОНПластмассыПластмассыГорючееГорючееСН3С1Хлористый метилСН3С1Хлористый метил
сн3
СН2-С1
сн2-он
сн2-он
сн +(^ ►
CH tNaOg
। +HO-QH
сн-он
II -НС1 сн2
||—NaCl
СН2
II(WO3)
сн2
1 сн2-он
Пропилен
Аллилхлорид
Аллиловый спирт
Глицерин
сн3
СН2-С1
сн2-он
сн2-он
сн +(^ ►
CH tNaOg
। +HO-QH
сн-он
II -НС1 сн2
||—NaCl
СН2
II(WO3)
сн2
1 сн2-он
Пропилен
Аллилхлорид
Аллиловый спирт
Глицерин
Применение важнейших спиртов
Применение важнейших спиртов
О н-с хн Формальдегид
О н-с хн Формальдегид
СНЭ—С хон
Уксусная кислота
СНЭ—С хон
Уксусная кислота
Растворитель
Растворитель
Метанол
СН3ОН
Метанол
СН3ОН
Пластмассы
Пластмассы
Горючее
Горючее
СН3С1
Хлористый метил
СН3С1
Хлористый метил
Обратите внимание: метанол чрезвычайно ядовит, прием внутрь 5—10 мл приводит к слепоте, 30 мл — к смерти.
МедицинаМедицинаГорючееГорючееПластмассыПластмассы
Медицина
Медицина
Горючее
Горючее
Пластмассы
Пластмассы
В медицине С2Н5ОН применяется как дезинфицирующее средство и средство для компрессов, используется для приготовления экстрактов и настоек, как растворитель для многих лекарственных препаратов.
Вопросы для контроля
Что такое спирты? Какова общая формула спиртов?
Как классифицируются спирты по строению УВ радикала?
Что такое атомность спирта? Как классифицируются спирты по атомности? Приведите формулы простейших представителей одно-, двух-, трехатомных спиртов.
Какую общую формулу имеют предельные одноатомные спирты? Назовите первые 10 членов гомологического ряда алканолов.
Какие типы изомерии возможны для алканолов?
Какие спирты называются: а) первичными; б) вторичными; в) третичными?
Как составляется название разветвленного алканола по международной номенклатуре?
Опишите электронное строение молекул спиртов. Какая связь в молекулах алканолов является наиболее полярной?
Что такое водородная связь?
Укажите причины образования межмолекулярных водородных связей (МВС) в спиртах. Объясните влияние МВС на физические свойства спиртов,
Как изменяются физические свойства в гомологическом ряду алканолов?
В каких реакциях происходит замещение атомов водорода гидроксильной группы в молекулах алканолов?
Что такое реакция этерификации?
В каких реакциях происходит замещение гидроксильной группы в молекулах алканолов?
Какие реакпии алканолов относятся к реакциям отщепления?
Какие вещества образуются в результате: а) межмолеку-
лярной дегидратации; б) внутримолекулярной дегидратации; в) дегидрирования?
Какие продукты могут Образоваться в результате окисления спиртов? Какой вид реакций окисления аналогичен по своим результатам реакции дегидрирования спиртов?
Укажите, представители каких классов органических веществ могут быть получены из алканолов.
Каковы способы получения спиртов?
Чем объясняется большая реакционная способность глицерина по сравнению с алканолами?
Какая реакция является качественной реакцией на многоатомные спирты?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие спирты по международной номенклатуре:си
СН3[
Iсн2
а) СН3-СН2-С-СН2ОН б)|
IСН3-СН2-С-ОН
сн3|
сн2
СН3I
|СН3
в) СН3-СН2-С-ОН
СН—СН3он
СНз г) СН3-СН-С-СН2-СН2-СН-СН3
СН3 СН3
сн3 сн3
11
сн3
сн3
д)
СН3-СН2-С-СН -С-СН3
он сн2 сн3 сн3
е)
СН3-С-СН-СН3
он он
ж)
сн2-сн-сн-сн3
111
ОН ОН СН-СН2-СН3
сн3
3)
СНз сн2-с-сн2-он он он
Напишите структурные формулы следующих спиртов: а) З-этилпентанол-З; б) 2,2,4,4-тетраметилгептанол-1; в) 2-метил-4-этилгексанол-2; г) З-изопропил-4-метилгек- санол-3; д) 2-метилбутандиол-1,4; е) 2,3-диметилпентан- диол-2,3; ж) 2-этилгексантриол-1,3,5.
Напишите структурные формулы вторичных спиртов с эмпирической формулой С5НнОН и третичных спиртов с эмпирической формулой С6Н13ОН. Назовите изомеры по международной номенклатуре.
Напишите уравнения реакций получения следующих спиртов путем гидратации соответствующих алкенов: а) 3,3-ди метил бутанол-2; б) 2-метилпентанол-2; в) 3-ме- тил гексанол-2.
Какие одноатомные спирты образуются при восстановлении следующих соединений:
О
а) СНз-СН-С Z б) СН3-СН2-С-СН-СН3 I х нИ'
СН3О СН3
В) сн3-с-сн2-сн-сн3 ?
о сн3
Напишите уравнения реакций дегидратации для полученных спиртов.
Напишите уравнения реакций следующих превращений (осуществляются в несколько стадий):
1-хлорбутан —> бутанол-2;
2-бром-З-метилпентан -> З-метилпентанол-З;
З-метил-1-хлорбутан -> З-метилбутанол-2.
Напишите уравнения реакций получения втор-бутилово- го спирта: а) из галогеналкана; б) из алкена.
Какие продукты образуются при внутримолекулярной дегидратации следующих соединений:
СН3-СН2-СН-СН2ОН
I
сн3
СН.-СНОН-СН2-СН2-СН3 ?
Напишите уравнения реакций межмолекулярной и внутримолекулярной дегидратации н,-бутилового спирта.
Напишите уравнения реакций окисления вторичного бутилового спирта и 2-метилбутанола-1.
Напишите уравнения реакций каталитического дегидрирования следующих спиртов:СН3
а) СН3-СН2-СН2 6) СН3-С-СН2
онсн3 он
в) СН3-СН-СН-СН3 Г)СН3-СН-СН-СН-СН3
сн3 онсн3 он сн3
Назовите спирты по международной номенклатуре.
Напишите уравнения реакций получения следующих простых эфиров: а) метилэтилового; б) этилпропилового; в) моноэтилового эфира этиленгликоля.
Напишите структурные формулы сложных эфиров, образующихся из: а) уксусной кислоты и пропанола-2; б) уксусной кислоты и пропанола-1; в) муравьиной кислоты НСООН и этанола. Назовите сложные эфиры.
При взаимодействии метанола с серной кислотой в соотношении СН3ОН : H2SO4 = 1 моль : 1 моль образуется кислый сложный эфир, а в соотношении СН3ОН : H2SO4 = = 2 моль : 1 моль — средний сложный эфир. Вспомните
в качестве аналога понятия «кислые и средние соли» и на
пишите уравнения соответствующих реакций.
Напишите уравнения реакций получения из пропанола-1: а) пропанола-2; б) 1,2-дихлорпропана; в) пропандио- ла-1,2.
Напишите уравнения реакций пропанола-1: а) с Na; б) с H2SO4 (коиц.) при 140°С; в) с H2SO4 (конц.) при 170°С; г) с СН3СООН.
Назовите продукты этих реакций.
Напишите и назовите по международной номенклатуре соединения, образующиеся в результате следующих пре-
+HI+HIвращений:
+HI
+HI
+КОН (спирт, р-р)
а)а)СН3-СН-СН2-СН21 ►
а)
а)
СН3
+КОН (спирт, р-р) +КМпО4 (разб. р-р) Х2* Х3► Х4
б) СН3-СН2-СН2ОНб) СН3-СН2-СН2ОН■2■2+H2Sp4+H2Sp4+Н20+Н20Cu, f +Н2, NiХ4► х5► ХбCu, f +Н2, NiХ4► х5► Хб
б) СН3-СН2-СН2ОН
б) СН3-СН2-СН2ОН
■2
■2
+H2Sp4
+H2Sp4
+Н20
+Н20
Cu, f +Н2, Ni
Х4► х5► Хб
Cu, f +Н2, Ni
Х4► х5► Хб
+HI +КОН (спирт р-р)
► Xj ►
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: ^О С6Н12О6-> С2Н5ОН-> С2Н5С1-> С2Н5ОН-> Н-С
4 О—С2Н5
При количественной межмолекулярной дегидратации смеси двух одноатомных спиртов неизвестного строения выделилось 10,8 г воды и образовалось 36 г смеси трех органических соединений в равных молярных соотношениях и принадлежащих к одному и тому же классу органических соединений. Каково строение исходных спиртов?
Смесь первых двух членов гомологического ряда одноатомных спиртов обработали металлическим натрием, при этом выделилось 8,96 л газа (н. у), а при взаимодействии такого же количества смеси спиртов с бромоводородной кислотой образовалось 78,8 г смеси двух бромистых алкилов. Определить количественный состав исходной смеси спиртов в граммах.
Тест № 18по теме: «Спирты»(Число правильных ответов — 13)
Вариант I
Какие из следующих веществ являются предельными
одноатомными спиртами?
НЭС-СН-СН2ОННЭС-СН-СН2ОН@ НЭС-СН-СН3
НЭС-СН-СН2ОН
НЭС-СН-СН2ОН
® (СН3)3С-СН2-СН2ОНсн3
© СН2 = СН-СН2ОН @ СН3-С-СН2ОН
сн3
Какие из указанных соединений являются изомерами?
@ сн3-сн2-сн2-сн2-он
© сн3-сн2-сн-сн3
. Iсн3
ОНI
© СН3-СН2-СН-СН2ОН © СНз-С-ОН
сн3 онсн3
© н2с - с - сн2
он он он
Как называется спирт следующего строения:
СН3-СН-СН-СН2-СН3 ?
сн3 сн2-он
@ 2-изопропилбутанол
© 2-метилгексанол- 3
©2,3 -диметилпе нтанол- 3
©гептанол-1
© 3-метил-2-этилбутанол-1
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 2,2,3,4-тетраметилпентанола-3:
СН3
@ Н3С-СН-С-СН-СН2-ОН
сн3 СН3СН
сн3 сн3 сн3сн3 сн3 сн3
© Н3С-С-СН-С-СН3 © н3с-сн-с - с-сн3
IIII
сн3 онон сн3
СН3 СН3 СНзСН3 СН3
(D н3с-с - с - С-СН3@Н3С-СН2-СН-С - с-сн3
СН3 ОН СНзСНЭ ОН СН3
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
С2Н4 -> С2Н5Вг -> С2Н5ОН -^ с2н5-о-с2н5?
Br2, Fe, ГН2О, ОН”, ГBr2, Fe, ГН2О, ОН”, Г® НВг, Н+, Г ® (В) NaOH (спиртовый р-р) © @ 140°С, H2SO4 (конц.)
Br2, Fe, Г
Н2О, ОН”, Г
Br2, Fe, Г
Н2О, ОН”, Г
следующее вещество:СН2—О—NaICH-O-Na ?ICH2-O-Naследующее вещество:СН2—О—NaICH-O-Na ?ICH2-O-NaПри взаимодействии каких веществ можно получить
следующее вещество:
СН2—О—Na
I
CH-O-Na ?
I
CH2-O-Na
следующее вещество:
СН2—О—Na
I
CH-O-Na ?
I
CH2-O-Na
® пропан
® глицерин
© натрий
© хлорид натрия
@ циклогексан
Вариант II
1. Какие из следующих веществ имеют общую формулу1. Какие из следующих веществ имеют общую формулуС^^ОН?СН3® СН3-СН-С-СН3I IСН3 ОНС^^ОН?СН3® СН3-СН-С-СН3I IСН3 ОНсн3 сн3© НС ^С-С-СН-СНзОНсн3 сн3© НС ^С-С-СН-СНзОН
1. Какие из следующих веществ имеют общую формулу
1. Какие из следующих веществ имеют общую формулу
С^^ОН?
СН3
® СН3-СН-С-СН3
I I
СН3 ОН
С^^ОН?
СН3
® СН3-СН-С-СН3
I I
СН3 ОН
сн3 сн3
© НС ^С-С-СН-СНз
ОН
сн3 сн3
© НС ^С-С-СН-СНз
ОН
сн3 сн3
® сн3-с-сн-сн2-сн3
он
© сн3-сн2-сн2-он
@ СН3
сн-он
сн2-он
Какие из указанных соединений являются изомерами? СН3
® Н3С-СН2-СН-С-СН2-СН3
он он
® СН3-СН2-СН-СН2-СН7-ОН
СН3
сн3
® СН3-СН2-С-СН2-СН3
он
© СН3-СН2-СН2-СН—сн-сн3
он сн3
© СН3-СН2-СН-СН-СН3
он сн3
3. Как называется спирт следующего строения:
СН3
2,3-диметилпентанол-2
2- метил- 3 -этилбутанол- 2
СН3-СН-С-СН3 ?
®
2,3 -диметил бутанол- 2
©
2,4 -диметилпентанол-4
С2Н5 он
4,4-диметилпентанол-2
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 2,7-диметилоктандиола-4,5:
@ Н3С-СН-СН2-СН-СН2-СН2-СН-СН3
СН3 ОНСН3
(Б) Н3С-СН-СН2-СН-СН-СН2-СН-СН3
СН3 ОН ОН СН3
СН3 СН3
® НзС-СН2-СН2-СН-С-СН2-СН-СН2-ОН
ОН СНз
ОН
Ф Н3С-СН-СН2-С-СН2-СН2-СН3
СН3 С2Н5
® Н3С-СН-СН-СН-СН—СН-СН2-СН3
ОН СНз ОН СНз ОН
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
ОО
СН4 Н- С -> СНДОНСНз -С?
х Н4 ОСНз
®О2, /*® О2, кат.,Г
®Н2О© Н2, Ni, Г
@СН3СООН,конц. H2SO4l Г
При взаимодействии каких веществ можно получить следующее вещество:
оосн2-о-сХСН3оСН-О-С^ ?сн2-о-сХСН3оСН-О-С^ ?ХСНзоСН2—О—ССН3ХСНзоСН2—О—ССН3@ оксид углерода (IV)® метанол® глицерин© уксусная кислота© этаналь@ оксид углерода (IV)® метанол® глицерин© уксусная кислота© этаналь
о
о
сн2-о-с
ХСН3оСН-О-С^ ?
сн2-о-с
ХСН3оСН-О-С^ ?
ХСНзо
СН2—О—С
СН3
ХСНзо
СН2—О—С
СН3
@ оксид углерода (IV)
® метанол
® глицерин
© уксусная кислота
© этаналь
@ оксид углерода (IV)
® метанол
® глицерин
© уксусная кислота
© этаналь
Фенолы
• Фенолы — это производные ароматических углеводородов, содержащие одну или несколько гидроксильных групп у атомов углерода бензольного кольца.
(Сравните положение ОН-групп в молекулах фенолов и ароматических спиртов.)
| Фенолы
Одноатомные(аренолы АгОН, где Аг — арил, т. е. одновалентный радикал ароматического УВ)Одноатомные(аренолы АгОН, где Аг — арил, т. е. одновалентный радикал ароматического УВ)ОНОНДвухатомные (арендиолы)Двухатомные (арендиолы)Трехатомные (арентриолы)Трехатомные (арентриолы)ОНОНОНОН
Одноатомные
(аренолы АгОН, где Аг — арил, т. е. одновалентный радикал ароматического УВ)
Одноатомные
(аренолы АгОН, где Аг — арил, т. е. одновалентный радикал ароматического УВ)
ОН
ОН
Двухатомные (арендиолы)
Двухатомные (арендиолы)
Трехатомные (арентриолы)
Трехатомные (арентриолы)
ОН
ОН
ОН
ОН
Номенклатура и изомерия
Возможны два типа изомерии: изомерия положения заместителей в бензольном кольце и изомерия боковой цепи (строения алкильного радикала и числа радикалов).
Многие фенолы имеют тривиальные названия.
Простейшие одноатомные фенолы:
С6Н5ОН Фенол (гидроксибензол)
ононсн3сн3о-Крезол(о-гидрокситолуол)о-Крезол(о-гидрокситолуол)м-Крезол(.м-гидрокситолуол)м-Крезол(.м-гидрокситолуол)л-Крезол(л-гидрокситолуол)л-Крезол(л-гидрокситолуол)СН3С6Н4ОН — Крезолы (метилфенолы, гидрокситолуолы)
он
он
сн3
сн3
о-Крезол(о-гидрокситолуол)
о-Крезол(о-гидрокситолуол)
м-Крезол(.м-гидрокситолуол)
м-Крезол(.м-гидрокситолуол)
л-Крезол(л-гидрокситолуол)
л-Крезол(л-гидрокситолуол)
Пирокатехин (1,2-дигидрокси- бензол)Пирокатехин (1,2-дигидрокси- бензол)ОНОНРезорцин (1, 3-дигидрокси- бензол)Резорцин (1, 3-дигидрокси- бензол)
Пирокатехин (1,2-дигидрокси- бензол)
Пирокатехин (1,2-дигидрокси- бензол)
ОН
ОН
Резорцин (1, 3-дигидрокси- бензол)
Резорцин (1, 3-дигидрокси- бензол)
Простейшие двухатомные фенолы:
С6Н4(ОН)2 — дигидроксибензолы
Гидрохинон(1,4-дигидрокси-бенэол)
В русской химической литературе для обозначения группы — ОН часто используется вместо приставки «гидрокси» приставка «окси», что не совсем правильно, так как «окси» — это просто кислород.
Электронное строение
Фенолы представляют собой полярные соединения (диполи). Бензольное кольцо является отрицательным концом диполя, группа — ОН — положительным. Дипольный момент направлен в сторону бензольного кольца:
Как известно (см, § 9.8), гидроксильная группа —ОН является заместителем I рода, т. е. она способствует повышению электронной плотности в бензольном кольце (особенно в орто- и пара-положениях). Это обусловлено тем, что одна из неподеленных пар электронов атома кислорода ОН- группы вступает в сопряжение с д-системой бензольного кольца. Смещение неподеленной пары электронов атома кислорода в сторону бензольного кольца приводит к увеличению полярности связи О—Н.
Таким образом, имеет место взаимное влияние атомов и атомных групп в молекуле фенола. Это взаимное влияние отражается на свойствах фенола.
Во-первых, повышается способность к замещению атомов водорода в о- и «-положениях бензольного ядра, и в результате реакций замещения обычно образуются триза- мещенные производные фенола (см. ниже).
Во-вторых, увеличение полярности связи О—Н под действием бензольного ядра и появление достаточно большого положительного заряда на атоме водорода приводит к тому, что молекулы фенола диссоциируют в водных растворах по кислотному типу:
Фенолят-ион
Фенол является слабой кислотой. В этом состоит главное отличие фенолов от спиртов, которые, как было рассмотрено в предыдущей теме, являются неэлектролитами.
Физические свойства
Большинство одноатомных фенолов при нормальных условиях представляют собой бесцветные кристаллические вещества с невысокой температурой плавления и характерным запахом. Фенолы малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях, токсичны, при хранении на воздухе постепенно темнеют в результате окисления.
Фенол С6Н5ОН (карболовая кислота) — бесцветное кристаллическое вещество, /°планЛ1 = 43°С, г°кип = 182°С, на воздухе окисляется и становится розовым, при обычной тем-
пературе ограниченно растворим в воде, выше 66°С смешивается с водой в любых соотношениях. Фенол — токсичное вещество, вызывает ожоги кожи, является антисептиком*
Химические свойства
Химические свойства фенолов обусловлены наличием в их молекулах функциональной группы — ОН и бензольного кольца.
Реакции с участием гидроксильной группы
Кислотные свойства
Диссоциация в водных растворах с образованием фенолят-ионов и ионов водорода (см. выше).
Взаимодействие со щелочами с образованием фенолятов (отличие от спиртов) .
ОНONa
Фенолят натрияФенолят натрия
Фенолят натрия
Фенолят натрия
Взаимодействие с активными металлами с образованием фенолятов (сходство со стартами):
ОНОК
Фенолят калияФенолят калия
Фенолят калия
Фенолят калия
'Na+ Н^> + СО2| —Н2СО3ин—► IQI + NaHCO,595'Na+ Н^> + СО2| —Н2СО3ин—► IQI + NaHCO,595
'Na
+ Н^> + СО2| —
Н2СО3
ин
—► IQI + NaHCO,
595
'Na
+ Н^> + СО2| —
Н2СО3
ин
—► IQI + NaHCO,
595
Образующиеся в результате реакций 2) и 3) феноляты легко разлагаются при действии кислот. Даже такая слабая кислота, как угольная, вытесняет фенол из фенолятов (следовательно, фенол — еще более слабая кислота, чем угольная):
Феноляты используются в качестве'исходных веществ для получения простых и сложных эфиров фенола:
СН3СН2ВгСН3СН2ВгОСН2СН3+ОСН2СН3+NaBrNaBr
СН3СН2Вг
СН3СН2Вг
ОСН2СН3
+
ОСН2СН3
+
NaBr
NaBr
БромэтанБромэтанЭтилфениловый эфир(простой эфир)Этилфениловый эфир(простой эфир)
Бромэтан
Бромэтан
Этилфениловый эфир(простой эфир)
Этилфениловый эфир(простой эфир)
ONa О+ сн3-с —ХС1ONa О+ сн3-с —ХС1Оо-сХСН3 + NaClОо-сХСН3 + NaClАцетил хлоридАцетил хлоридФенилацетат,фениловый эфир уксуснойкислоты (сложный эфир)Фенилацетат,фениловый эфир уксуснойкислоты (сложный эфир)
ONa О
+ сн3-с —
ХС1
ONa О
+ сн3-с —
ХС1
О
о-с
ХСН3 + NaCl
О
о-с
ХСН3 + NaCl
Ацетил хлорид
Ацетил хлорид
Фенилацетат,фениловый эфир уксуснойкислоты (сложный эфир)
Фенилацетат,фениловый эфир уксуснойкислоты (сложный эфир)
IL Реакции с участием бензольного кольца
Реакции замещения
Реакции замещения в бензольном кольце фенолов протекают легче, чем у бензола, и в более мягких условиях.
Галогенирование
о-Хлорфеноло-ХлорфенолС1 п-ХлорфенолС1 п-Хлорфенол
о-Хлорфенол
о-Хлорфенол
С1 п-Хлорфенол
С1 п-Хлорфенол
Особенно легко происходит бромирование в водных растворах, при этом сразу образуется 2, 4, 6-трибромфенол:
ОНОН+ ЗВг2(Н2О)+ ЗВг2(Н2О)2,4,6-Трибромфенол (белый осадок)2,4,6-Трибромфенол (белый осадок)
ОН
ОН
+ ЗВг2
(Н2О)
+ ЗВг2
(Н2О)
2,4,6-Трибромфенол (белый осадок)
2,4,6-Трибромфенол (белый осадок)
Нитрование
ОНОН+ 3HONO2КОНЦ.+ 3HONO2КОНЦ.2,4,6-Тринитрофенол, пикриновая кислота (желтое кристаллическое взрывчатое вещество)2,4,6-Тринитрофенол, пикриновая кислота (желтое кристаллическое взрывчатое вещество)ЗН2ОЗН2О
ОН
ОН
+ 3HONO2
КОНЦ.
+ 3HONO2
КОНЦ.
2,4,6-Тринитрофенол, пикриновая кислота (желтое кристаллическое взрывчатое вещество)
2,4,6-Тринитрофенол, пикриновая кислота (желтое кристаллическое взрывчатое вещество)
ЗН2О
ЗН2О
Сульфирование
Соотношение о- и л-изомеров определяется температурой реакции: при комнатной температуре в основном образуется о-фенол сульфокислота, при Г = 100°С — и^а-изомер.
Г комн.Г комн.+ 2H2SO4-t° = 100”+ 2H2SO4-t° = 100”о-Фенолсульфо- кислота (2-гвдро- ксибензолсуль- фокислота)о-Фенолсульфо- кислота (2-гвдро- ксибензолсуль- фокислота)л-Фенолсульфо- кислота (4-гидро- ксибензолсуль- фокислота)л-Фенолсульфо- кислота (4-гидро- ксибензолсуль- фокислота)
Г комн.
Г комн.
+ 2H2SO4-
t° = 100”
+ 2H2SO4-
t° = 100”
о-Фенолсульфо- кислота (2-гвдро- ксибензолсуль- фокислота)
о-Фенолсульфо- кислота (2-гвдро- ксибензолсуль- фокислота)
л-Фенолсульфо- кислота (4-гидро- ксибензолсуль- фокислота)
л-Фенолсульфо- кислота (4-гидро- ксибензолсуль- фокислота)
Реакции присоединения
Гидрирование
ОНОНNi г150°С, РNi г150°С, РОНОН
ОН
ОН
Ni г
150°С, Р
Ni г
150°С, Р
ОН
ОН
Циклогексанол
Ш. Качественные реакции на фенолы
В водных растворах одноатомные фенолы взаимодействуют с хлоридом железа (III) FeCl3 с образованием комп-
лексных фенолятов, которые имеют фиолетовую окраску; окраска исчезает после прибавления сильной кислоты.
Способы получения
Из каменноугольной смолы.
Каменноугольную смолу, содержащую в качестве одного из компонентов фенол, обрабатывают вначале раствором щелочи (образуются феноляты), а затем —- кислотой:
СбН5ОН + NaOH -> C6H5ONa + Н2О
Фенолят натрия(промежуточный продукт)
C6H5ONa + H2SO4 -> С6Н5ОН + NaHSO4
Фенол
Сплавление солей аренсульфокислот со щелочью:
SO3NaSO3Na+ NaOH+ NaOHЗОО’СЗОО’С+ Na2SO3+ Na2SO3Взаимодействие галоген производных ароматических УВ со щелочами:Взаимодействие галоген производных ароматических УВ со щелочами:CICI300°С, Р4- NaOH * (8-10%-й р-р) U Хлорбензол300°С, Р4- NaOH * (8-10%-й р-р) U ХлорбензолNaClNaClили с водяным паром:или с водяным паром:CI+ Н2О (пар)CI+ Н2О (пар)450-500^СА12О3450-500^СА12О3НС1НС1Кумольный способ.В качестве исходного сырья используют бензол и пропилен, из которых получают изопропилбензол (кумол), подвергающийся дальнейшим превращениям:Кумольный способ.В качестве исходного сырья используют бензол и пропилен, из которых получают изопропилбензол (кумол), подвергающийся дальнейшим превращениям:
SO3Na
SO3Na
+ NaOH
+ NaOH
ЗОО’С
ЗОО’С
+ Na2SO3
+ Na2SO3
Взаимодействие галоген производных ароматических УВ со щелочами:
Взаимодействие галоген производных ароматических УВ со щелочами:
CI
CI
300°С, Р
4- NaOH * (8-10%-й р-р) U Хлорбензол
300°С, Р
4- NaOH * (8-10%-й р-р) U Хлорбензол
NaCl
NaCl
или с водяным паром:
или с водяным паром:
CI
+ Н2О (пар)
CI
+ Н2О (пар)
450-500^С
А12О3
450-500^С
А12О3
НС1
НС1
Кумольный способ.
В качестве исходного сырья используют бензол и пропилен, из которых получают изопропилбензол (кумол), подвергающийся дальнейшим превращениям:
Кумольный способ.
В качестве исходного сырья используют бензол и пропилен, из которых получают изопропилбензол (кумол), подвергающийся дальнейшим превращениям:
БензолБензол13-СН = сн213-СН = сн2ПропенПропенА1С13А1С13+О2 ►кат, 110-130X2+О2 ►кат, 110-130X2сн3сн3ГидропероксидкумолаГидропероксидкумола. ОНH2SO4 ГГЛТ+ СН3—С—сн3н20|[ФенолОАцетон. ОНH2SO4 ГГЛТ+ СН3—С—сн3н20|[ФенолОАцетонВ результате этих процессов получают два ценных продукта — фенол и ацетон.В результате этих процессов получают два ценных продукта — фенол и ацетон.Применение фенолаПрименение фенола
Бензол
Бензол
13-СН = сн2
13-СН = сн2
Пропен
Пропен
А1С13
А1С13
+О2 ►
кат, 110-130X2
+О2 ►
кат, 110-130X2
сн3
сн3
Гидропероксидкумола
Гидропероксидкумола
. ОН
H2SO4 ГГЛТ
+ СН3—С—сн3
н20|[
ФенолО
Ацетон
. ОН
H2SO4 ГГЛТ
+ СН3—С—сн3
н20|[
ФенолО
Ацетон
В результате этих процессов получают два ценных продукта — фенол и ацетон.
В результате этих процессов получают два ценных продукта — фенол и ацетон.
Применение фенола
Применение фенола
Вопросы для контроля
Что такое фенолы? Чем фенолы отличаются от ароматических спиртов по химическому строению?
Как классифицируют фенолы?
Какие типы изомерии возможны для фенолов?
Приведите примеры одно- и двухатомных фенолов.
Объясните взаимное влияние атомов в молекуле фенола. Чем отличаются фенолы от спиртов по свойствам?
В каких реакциях проявляются слабокислотные свойства фенола?
Какие реакции характерны для бензольного ядра в молекуле фенола?
Какими способами можно получать фенолы?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
1. Назовите следующие соединения:1. Назовите следующие соединения:
1. Назовите следующие соединения:
1. Назовите следующие соединения:
Какие из этих соединений относятся к фенолам и какие — к ароматическим спиртам?
Напишите структурные формулы изомерных фенолов и ароматических спиртов состава С8Н10О.
Напишите структурные формулы следующих соединений: а) л-нитрофенол; б) лг-бромфенол; в) о-крезол; г) 1-фенил- пропанол-1; д) 2,6-диметилфенол; е) 1,2,4-тригидрокси- бензол; ж) гидрохинон.
Напишите уравнения реакций щелочного гидролиза следующих соединений: а) хлорбензол; б) о-нитрохлорбензол; в) 2,4,6-тринитрохлорбензол. Назовите продукты реакций.
Напишите уравнения реакций получения пикриновой кислоты из бензола.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
б) СаС2 -> ОД -> ОД -> ОДВг -> ОДОН ->б) СаС2 -> ОД -> ОД -> ОДВг -> ОДОН ->ОНОНононHO3SHO3S
б) СаС2 -> ОД -> ОД -> ОДВг -> ОДОН ->
б) СаС2 -> ОД -> ОД -> ОДВг -> ОДОН ->
ОН
ОН
он
он
HO3S
HO3S
Вг
Напишите уравнения реакций получения из бензола: а) пирокатехина; б) гидрохинона.
Напишите уравнения реакций получения из бензола следующих соединений: а) о-крезол; б) 2,6-динитрофенол; в) трибромфенол; г) метоксибензол.
В трех пробирках находятся бутанол-1, этиленгликоль и раствор фенола в бензоле. При помощи каких химических реакций можно различить эти вещества? Напишите уравнения соответствующих реакций.
На нейтрализацию смеси фенола с этанолом затратили раствор объемом 50 мл с массовой долей гидроксида натрия 18% и плотностью 1,2 г/мл. Такая же масса смеси прореагировала с металлическим натрием массой 9,2 г. Определите массовые доли фенола и этанола в смеси.
14 г смеси ароматического углеводорода, являющегося гомологом бензола, и фенола обработали бромной водой, при этом выпало 33,1 г осадка (растворимостью пренебречь). Определить структурную формулу ароматического углеводорода, если известно, что его в исходной смеси находилось 0,05 моль.
§ 10.3. Альдегиды
Альдегиды являются представителями карбонильных соединений.
Карбонильные соединения (оксосоединения) — это производные УВ, содержащие в молекуле карбонильную группу >С = О
R = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы (как исключение: атом водорода — Н).R = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы (как исключение: атом водорода — Н).R, R' = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы.R, R' = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы.
R = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы (как исключение: атом водорода — Н).
R = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы (как исключение: атом водорода — Н).
R, R' = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы.
R, R' = предельные, непредельные или ароматические УВ радикалы.
Группа — С , входящая в состав альдегидов, называ- ХН
ется альдегидной группой.
Альдегиды — это органические соединения, молекулы которых содержат альдегидную группу, связанную с углеводородным радикалом.
В зависимости от характера углеводородного радикала, связанного с альдегидной группой, альдегиды разделяются на предельные, непредельные и ароматические.
Общая формула
Класс альдегидов
Примеры
сян2л+! — С
(п>0)
Предельные (насыщенные)
^О Н — CiМетаналь
хн
^о
СН3 - СН2 - С^ Пропаналь Н
/° хн
(л > 2)
с,н2„_3-с
(л >2)
Непредельные (ненасыщенные)
СН2 = СН — С^ Пропеналь Н (акролеин)
НС 5 С — СПропиналь
^Н(пропаргиловый
альдегид)
Аг С
ХН
Ароматические
^СчБензойный
(уГ Нальдегид
(бензальдегид)
ПРЕДЕЛЬНЫЕ (НАСЫЩЕННЫЕ) АЛЬДЕГИДЫ
О
СцН1„+1 — С, л > О
хн
Гомологический ряд
л
Формула яльдегвдя
Название альдегида
по международном номенклатуре
тривиальное
1
2
3
4
0
/°
Н*< н
Метаналь
Муравьиный альдегид (формальдегид)
1
х0 СНз-С^
Этаналь
Уксусный альдегид (ацетальдегид)
/
2
3
4
2
с2н5 - Сх н
Пропаналь
Пропионовый альдегид
3
х°
СН3 — (СН2)2 — С н
Бутаналь
Масляный
альдегид
4
СН3 — (СН2)3 — с х н
Пентаналь
Валериановый альдегид
5
СН3-(СН2)4-С х н
Гексаналь
Капроновый альдегид
Номенклатура и изомерия
Название альдегида по международной номенклатуре образуется от названия соответствующего алкана с таким же числом атомов углерода с добавлением окончания -аль. Нумерацию углеродной цепи начинают от атома углерода альдегидной группы.
Название альдегида
по международной = Название алкана + Окончание -аль номенклатуре
Например:
654321 ^°
СН3-СН2-СН2-СН-СН2-С
I хн
СН3
3-Метил гексан аль
В пределах класса альдегидов возможен только один вид изомерии — изомерия углеродной цепи.
4321 ^СН3-СН2-СН2-С4321 ^СН3-СН2-СН2-Сн-Бутанальн-БутанальОС3Н7—сОС3Н7—с(2 изомера)n(2 изомера)nоСНз-СН-СоСНз-СН-С(масляный альдегид)(масляный альдегид)2 - Метил про паналь2 - Метил про паналь(изомасляный альдегид)(изомасляный альдегид)
4321 ^
СН3-СН2-СН2-С
4321 ^
СН3-СН2-СН2-С
н-Бутаналь
н-Бутаналь
О
С3Н7—с
О
С3Н7—с
(2 изомера)n
(2 изомера)n
о
СНз-СН-С
о
СНз-СН-С
(масляный альдегид)
(масляный альдегид)
2 - Метил про паналь
2 - Метил про паналь
(изомасляный альдегид)
(изомасляный альдегид)
Альдегиды изомерны кетонам:
сн3—с—сн3
ПропанальПропанальо
Пропаналь
Пропаналь
Пропанон(диметилкетон, ацетон)
Электронное строение
Rx5+ /^ 8-по'Г'С = О
Атом углерода карбонильной группы 5р2-гибридизован, поэтому атомы, которые непосредственно связаны с ним (атрмы: «О», «Я», «С»), находятся в одной плоскости.
Атом углерода карбонильной группы соединен с атомом кислорода двойной связью, которая состоит из <т- и л-свя- зи. Электроны л-связи смещены в сторону более электроотрицательного атома кислорода. В результате атом «О» имеет частичный отрицательный заряд 5", а атом «С» — частичный положительный заряд 5+.
Физические свойства
Н-С^СН3—СОД-сЛ, СпНи-С^ С^-С^..
хн хн хн хн хн
ГазЖидкостиТвердые
вещества
-—►t кипения увеличиваются
Низшие альдегиды имеют резкий запах, высшие альдегиды, содержащие 8—12 атомов «С», — душистые вещества. Альдегиды с 1—3 атомами «С» хорошо растворяются в воде; с увеличением числа атомов «С» растворимость уменьшается. Все альдегиды растворяются в органических растворителях.
Альдегиды раздражают слизистые оболочки глаз и верхних дыхательных путей, вредно влияют на нервную систему
Химические свойства
Альдегиды — один из наиболее реакционноспособных классов органических соединений, что связано с наличием в их молекулах высокополяризованной карбонильной группы >0=0.
Для альдегидов характерны реакции присоединения, окисления, полимеризации и поликонденсации.
Реакции присоединения
О—н
о+^ от о—/
R—С + Н--Х ► R-C —Н
N ^1 Хх
Гидрирование (восстановление) с образованием первичных спиртов RCH2OH
Н~р-н+ ByМетаналь 606Ni (Pt)——► СН3ОНМетанолН~р-н+ ByМетаналь 606Ni (Pt)——► СН3ОНМетанол
Н~р-н+ By
Метаналь 606
Ni (Pt)
——► СН3ОН
Метанол
Н~р-н+ By
Метаналь 606
Ni (Pt)
——► СН3ОН
Метанол
оСН3-С +хнЭтанальоСН3-С +хнЭтанальNi (Pt)н2 ► СН3-СН2ОНNi (Pt)н2 ► СН3-СН2ОНЭтанол
о
СН3-С +хн
Этаналь
о
СН3-С +хн
Этаналь
Ni (Pt)
н2 ► СН3-СН2ОН
Ni (Pt)
н2 ► СН3-СН2ОН
Присоединение спиртов с образованием полуацеталей
R-CH-OR'IОН
При взаимодействии альдегидов со спиртами образуются полуацетали:
СН3 5+ 8-^>1+
С = О + С2Н5О|Н Н Z z
сн3 х ОС2Н5=^ сн/ Чон! ^сн3 х ОС2Н5=^ сн/ Чон! ^Полуацетальный гидроксилПолуацетальный гидроксил1 -Этоксиэтанол-1(полуацеталь)
сн3 х ОС2Н5
=^ с
н/ Чон! ^
сн3 х ОС2Н5
=^ с
н/ Чон! ^
Полуацетальный гидроксил
Полуацетальный гидроксил
Гидроксильная группа полуацеталей (полуацетальный гидроксил) очень реакционноспособна.
В присутствии катализатора — хлороводорода НС1 и при избытке спирта образуются ацетали RCH(OR')2*
СН, ОС2Н5сн3 ОС2Н5
с + c2H5qHi► с р н2о
нz х[он “ ‘ J нz 4 осд
1,1-Диэтоксиэтан(ацеталь)
СН3 5+ д_ С = О +HZСН3 5+ д_ С = О +HZН 6O3NaIН 6O3NaIСН3 х z он * сСН3 х z он * снн4 SO3Na4 SO3NaПрисоединение гидросульфита натрия NaHSO3 с образованием гидросульфитных производных альдегидов:
СН3 5+ д_ С = О +
HZ
СН3 5+ д_ С = О +
HZ
Н 6O3NaI
Н 6O3NaI
СН3 х z он * с
СН3 х z он * с
н
н
4 SO3Na
4 SO3Na
Гидросульф итноепроизводное этаналя
Этой реакцией часто пользуются для выделения альдегидов из смесей или с целью их очистки.
Реакции окисления
В молекулах альдегидов атом углерода карбонильной группы, имеющий избыточный положительный заряд, притягивает к себе электроны связи С—Н. Вследствие этого атом водорода приобретает большую реакционную активность, что проявляется в способности альдегидов к окислению. Альдегиды легко окисляются до карбоновых кислот с тем же числом углеродных атомов различными окислителями (сильные окислители: О2 воздуха, подкисленный раствор К2Сг2О7 или КМпО4; слабые окислители: аммиачный раствор оксида серебра (I), щелочной раствор сульфата меди (II) и др.):
ОН
Реакции с аммиачным раствором оксида серебра (I) и щелочным раствором сульфата меди (П) являются качественными реакциями на альдегиды.
Взаимодействие с аммиачным раствором оксида серебра (I) — «реакция серебряного зеркала».
Оксид серебра (I) образуется в результате взаимодействия нитрата серебра,(I) с NH4OH:
2AgNO3 + 2NH4OH -> Ag2O + 2NH4NO3 + H2O;
ОО
^f, nh4oh ^.
CH3-C + Ag2O 1> CH3-C + 2Agl
4 H4 OH
ЭтанальЭтановая кислота
Металлическое серебро осаждается на стенках пробирки в виде тонкого слоя, образуя зеркальную поверхность.
Взаимодействие с гидроксидом меди (II)
Для реакции используют свежеприготовленный Си(ОН)2, образующийся при взаимодействии растворимой соли меди (II) со щелочью:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2; + Na2SO4
О(голубой осадок)п
/+2 г
СН3-СН2-С + 2Си(ОН)2 -> СН3-СН2-с +
Пропаналь \ н\
и +|Пропановая ОН
+ Си2О4- + 2Н2О кислота
(кирпично-красный осадок)
Реакции полимеризации(характерны для низших альдегидов)
Линейная полимеризация
Н\п С = ОнхН\п С = ОнхПри испарении или длительном стоянии раствора формальдегида происходит образование полимера с п = 8— —100 — параформальдегида:
Н\
п С = Онх
Н\
п С = Онх
^L-[СН2О]„
Параформальдегид(параформ)
Полимеризация безводного формальдегида в присутствии катализатора — пентакарбонила железа Ге(СО)5 — приводит к образованию высокомолекулярного соединения сп~ 1000 — полиформальдегида (полиоксиметилен, полиметил еноксид):
Н \Fe(CO)s
п С = О ►[-СН2-О-]И
НzПолиформальдегид
Циклическая полимеризация (тримеризация, тетраме- ризация)
Тример метаналя получается при перегонке подкисленного раствора формальдегида:
сн2
H+, Г ►H+, Г ►t/ Х0
H+, Г ►
H+, Г ►
H2C сн2
Триоксан(триоксиметиден)
Уксусный альдегид образует циклические тример и тетрамер:
СН3
I сн 0О Х Х о
сн3С^ Н28О4(конц.) ।।
н* СН3-СНСН—СН3
о
Тример этаи-аля(паральдегид)
СН3
СН
Н^О^конц.)t° < 0°СН^О^конц.)t° < 0°СО
Н^О^конц.)t° < 0°С
Н^О^конц.)t° < 0°С
СНз-СН СН-СНзх<\ Усн
СН3
Тетрамер этаналя(метальдегид)
IV Реакции поликонденсации
Ранее было дано определение реакций полимеризации. В этой теме мы впервые встречаемся с реакциями поликонденсации.
• Реакции поликонденсации — это процессы образования высокомолекулярных веществ, в ходе которых соединение исходных мономерных молекул сопровождается выделением таких низкомолекулярных продуктов, как Н2О, НС1, NH3 и т. д*
В кислой или щелочной среде при нагревании формальдегид образует с фенолом высокомолекулярные продукты — фенолформальдегидные смолы различного строения:
ОНОНО+ лН—СО+ лН—С
ОН
ОН
О
+ лН—С
О
+ лН—С
Вначале в присутствии катализатора происходит взаимодействие между молекулой формальдегида и молекулой фенола с образованием фенолоспирта:
Н+или ОН ►Н+или ОН ►ОНОНСН2ОНСН2ОНо-Гидроксиметилфеноло-Гидроксиметилфенол
Н+или ОН ►
Н+или ОН ►
ОН
ОН
СН2ОН
СН2ОН
о-Гидроксиметилфенол
о-Гидроксиметилфенол
При нагревании фенолоспирты конденсируются с образованием фенолформальдегидных полимеров:
Фенолформальдегидные смолы используются для получения пластических масс (фенопластов).
Способы получения
I. Общие методы получения
Окисление первичных спиртов: а) каталитическое
2СН3ОН + О2 ;—► 2Н-С + 2Н2О
ХН
под действием окислителей (К2Сг2О7 или КМпО4 в кислой среде)
О
СН3СН2ОН + [О] ——► СН3-С^ + Н2Охн
Каталитическое дегидрирование первичных спиртов:
О
Си, ЗОО’С
С2Н5ОН ► сн3-с +„ н2
хн
Этот способ получения объясняет суть названия «альдегид» (от лат. alcohol dehydrogenatus — спирт, от которого «отняли» водород).
Гидролиз дигалоген алканов, содержащих 2 атома галогена у первого углеродного атома:
О
ОН^
СН3СНС12 + Н2О ► снз-с + 2НС1
хн
И. Специфические методы получения
Формальдегид можно получить при каталитическом окислении метана:~
Ацетальдегид получают реакцией Кучерова: q
Hg2'^
НС^СН + Н2О ► СНз-С
или при каталитическом окислении этилена:q
PdCL + CuCl2^
2СН2 = СН2 + О2^ 2СНЭ—С
ХН
Данный способ в последнее время широко используется для промышленного получения ацетальдегида. Однако аналогично могут быть получены и другие альдегиды при
окислении гомологов этилена, например:q
PdCl2+ CuCl2^
2СН3 -СН - СН2 + О2* 2СН3—СН2—С
ПропанальПропанальПрименение важнейших альдегидовПрименение важнейших альдегидовВопросы для контроляВопросы для контроля1. Что такое карбонильные соединения?2. Чем отличаются альдегиды от кетонов?3. Как классифицируют альдегиды по строению УВ радикала?4. Какую общую формулу имеют насыщенные альдегиды?5. Назовите пять первых членов гомологического ряда предельных альдегидов.1. Что такое карбонильные соединения?2. Чем отличаются альдегиды от кетонов?3. Как классифицируют альдегиды по строению УВ радикала?4. Какую общую формулу имеют насыщенные альдегиды?5. Назовите пять первых членов гомологического ряда предельных альдегидов.
Пропаналь
Пропаналь
Применение важнейших альдегидов
Применение важнейших альдегидов
Вопросы для контроля
Вопросы для контроля
1. Что такое карбонильные соединения?
2. Чем отличаются альдегиды от кетонов?
3. Как классифицируют альдегиды по строению УВ радикала?
4. Какую общую формулу имеют насыщенные альдегиды?
5. Назовите пять первых членов гомологического ряда предельных альдегидов.
1. Что такое карбонильные соединения?
2. Чем отличаются альдегиды от кетонов?
3. Как классифицируют альдегиды по строению УВ радикала?
4. Какую общую формулу имеют насыщенные альдегиды?
5. Назовите пять первых членов гомологического ряда предельных альдегидов.
Какие виды изомерии возможны для альдегидов?
Как составляют названия альдегидов по международной номенклатуре?
Назовите изомеры бутаналя по международной номенклатуре,
Охарактеризуйте физические свойства альдегидов.
Чем отличается двойная связь карбонильной группы >С=О от двойной связи >С=С< в алкенах?
Какие реакции наиболее характерны для альдегидов?
Какие вещества образуются при гидрировании (восстановлении) альдегидов?
При взаимодействии с какими веществами альдегиды образуют полуацетали?
Какие вещества являются продуктами окисления альдегидов?
Какие реакции используются для качественного определения альдегидов?
Какие продукты могут образоваться в результате полимеризации: а) формальдегида; б) ацетальдегида?
Что такое реакции поликонденсации? Какие продукты образуются в результате реакции поликонденсации формальдегида и фенола?
Какие важнейшие способы получения альдегидов вы знаете?
Что такое формалин и для чего он используется?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие соединения по международной номенклатуре:
//°
СНз-СН-СН-С I I хн СН3 СН3
СНз-СН2-СН-С
I хн
сн3
//9
СН3-СН2-СН-СН2-СН2-С^
CH3-C-Cд) сн3-сн2-сн-с
I хнI 4
СНЭC2H3
е) СН3-СН2-СН2-СН-С
I чн
СН(СН3)2
Напишите структурные формулы следующих соединений: а) изомасляный альдегид; б) 2-метил пентаналь; в) 3,3-ди- метилгексаналь; г) 5,5-диметил-З-пропилгексаналь; д) 2,2,6-триметил-4-трет-бутилгептаналь; е) 4-изопропил -2, 4-диметилгептаналь.
Напишите структурные формулы изомерных альдегидов и кетонов с молекулярной формулой С5Н10О. Назовите альдегиды по международной номенклатуре.
Напишите структурные формулы альдегидов с молекулярной формулой С7Н14О, содержащих главные цепи из пяти атомов углерода, и назовите их по международной номенклатуре.
Какие карбонильные соединения получатся в результате окисления или каталитического дегидрирования: а) бу- ~ танола-1; б) бутанола-2; в) 2-метилбутанола-1; г) 2,4-ди- метилпентанола-1; д) З-метилгексанола-1; е) 2-метилпен- танола-3; ж) 4,4-диметилгексанола-З?
Окислением каких спиртов можно получить следующие альдегиды: а) 3-метил бутан аль; б) 3,4-диметилгексаналь?
Напишите уравнения реакций гидролиза следующих дигалоген производных: а) 1, 1-дибром-3-метилпентан; б) 4,4-диметил-1,1-дихлорпентан; в) 1,1-дихлорпропан.
Напишите уравнение реакции получения 1-метоксипропанола-1 из пропионового альдегида.
Напишите уравнения реакций получения бутаналя из хлорбутана.
Напишите уравнения реакций получения из ацетальдегида: а) этилена; б) этилацетата.
Какими реакциями можно отличить бутаналь от бутанола?
Напишите уравнение реакции циклической тримериза- ции пропионового альдегида.
Напишите уравнения реакций следующих превращений:
а) СНЭ-СН-СН2-СНС12СНза) СНЭ-СН-СН2-СНС12СНзсн3-сн-сн2-сСНзсн3-сн-сн2-сСНзОН-> СН3-СН-СН2-С-НОН-> СН3-СН-СН2-С-НСНзСНзосноснооСН3-СН-СН2-СН2-СН2ОН -» СН3-СН-СН2-СН2-С ->СН3-СН-СН2-СН2-СН2ОН -» СН3-СН-СН2-СН2-С ->СНзСНзОН СНзОН СНз^ СН3-СН-СН2-СН2-С -н^ СН3-СН-СН2-СН2-С -нСНСНSO^NaSO^Naосн4^ сн3а -> сн3он -»н-с хносн4^ сн3а -> сн3он -»н-с хнооГ)Г)ооСНз-ССНз-Сононо СНз-С ХОС2Н5о СНз-С ХОС2Н5снснСаС2 —^ С2Н2 —> СНз—ССаС2 —^ С2Н2 —> СНз—ССНСН
а) СНЭ-СН-СН2-СНС12
СНз
а) СНЭ-СН-СН2-СНС12
СНз
сн3-сн-сн2-с
СНз
сн3-сн-сн2-с
СНз
ОН
-> СН3-СН-СН2-С-Н
ОН
-> СН3-СН-СН2-С-Н
СНз
СНз
осн
осн
о
о
СН3-СН-СН2-СН2-СН2ОН -» СН3-СН-СН2-СН2-С ->
СН3-СН-СН2-СН2-СН2ОН -» СН3-СН-СН2-СН2-С ->
СНз
СНз
ОН СНз
ОН СНз
^ СН3-СН-СН2-СН2-С -н
^ СН3-СН-СН2-СН2-С -н
СН
СН
SO^Na
SO^Na
о
сн4^ сн3а -> сн3он -»н-с хн
о
сн4^ сн3а -> сн3он -»н-с хн
о
о
Г)
Г)
о
о
СНз-С
СНз-С
он
он
о СНз-С ХОС2Н5
о СНз-С ХОС2Н5
сн
сн
СаС2 —^ С2Н2 —> СНз—С
СаС2 —^ С2Н2 —> СНз—С
СН
СН
о о
СНз-СН СН—СН3V
Какого состава соль образуется и какова ее концентрация в растворе, полученном при растворении в 76,8 мл 28%-го раствора КОН (р = 1,3 г/мл) продуктов сгорания 9,7 г пропионового альдегида?
Сколько граммов ацетальдегида образовалось при окислении этилового спирта (массовая доля выхода ацетальдегида — 75% от теоретического), если известно, что при взаимодействии такого же количества спирта с металлическим натрием выделилось 5,6 л водорода (н. у.)?
При окислении альдегида С„Н2иО аммиачным раствором оксида серебра выделилось 10,8 г осадка и образовалась кислота, которая при кипячении с этиловым спиртом в присутствии серной кислоты превратилась в 2,2 г соответствующего сложного эфира. Какова формула исходного альдегида, если последняя реакция протекает с выходом 50%?
Тест № 19по теме «Фенолы. Альдегиды»(Число правильных ответов —■ 13)
Вариант I
Какие из следующих веществ являются предельными альдегидами?„СН,
I °
® сн,-сн2-сн-с ® сн,—с—с^
СН, НСН, Н
✓°/>
® СН,—С© СН2=СН—сн,—с
хнхн
- Какие из указанных соединений являются изомерами?
Как называется альдегид следующего строения:
СН3
I 0
СН3-СН-СН-С^ ?
I н сн3-сн2-сн2
@ 2,3-диметилгексаналь
®2-метил-3-пропил бутаналь
3-метил гексаналь
О3,3 -диметил гексаналь
@2-метил-2-пропил бутаналь
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 1 -гидрокси-3-метил-4-пропил-5-этилбензола:
ононСН2-СН2-СН3СН2-СН2-СН3сн2-сн2-сн3сн2-сн2-сн3ононсн3-сн2-снсн3-сн2-снононСН(СН3)2СН(СН3)2
он
он
СН2-СН2-СН3
СН2-СН2-СН3
сн2-сн2-сн3
сн2-сн2-сн3
он
он
сн3-сн2-сн
сн3-сн2-сн
он
он
СН(СН3)2
СН(СН3)2
ононсн2-сн2-сн3
он
он
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
СаС2СаС2-> с2н2 -> сн3-с-> с2н2 -> сн3-схон-> сн3-с-н ? ХОСН3хон-> сн3-с-н ? ХОСН3
СаС2
СаС2
-> с2н2 -> сн3-с
-> с2н2 -> сн3-с
хон
-> сн3-с-н ? ХОСН3
хон
-> сн3-с-н ? ХОСН3
® ® ®® ® ®О2, Си, Г Н2О СН3ОН, Н+О2, Си, Г Н2О СН3ОН, Н+®н2, Ni© Н2О, Hg2+®н2, Ni© Н2О, Hg2+
® ® ®
® ® ®
О2, Си, Г Н2О СН3ОН, Н+
О2, Си, Г Н2О СН3ОН, Н+
®н2, Ni
© Н2О, Hg2+
®н2, Ni
© Н2О, Hg2+
Какие вещества образуются в результате следующего превращения:
ONa
® NaHSO4 © NaOH @ H2
Вариант II
Какие из следующих веществ являются фенолами?
Какие из указанных соединений являются изомерами?
ОР
®сн,-сн2-сн2-с^ ® сн,-сн-сн2-с
СН3СН3ХН Iн
СН3
СН3
о© СНз-СН-СI хнСНзо© СНз-СН-СI хнСНзо
о
© СНз-СН-С
I хн
СНз
о
© СНз-СН-С
I хн
СНз
© СНз-СН = сн-с хн
CH
@ CH3-C-CH2-C^
CH
Как называется фенол следующего строения:
СН3
) снсн.
® 1-гидрокси-3-изопропил-6-метилбензол
® 1-гидрокси-5-изопропил-2-метилбензол
®1 -гидрокси-5-пропил-2-метилбензол
м-крезол
5 -изопропил-2-метил фенол
4. Найдите среди приведенных структурных формул формулу З-метил-5-фенилпентаналя:
СН2-СН2-СН-СН2-С
©ОТхн
® ОТ хн
А1А -> СН4 -> Н-СА1А -> СН4 -> Н-СХНХНН2ОН2О® о® оКакие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
А1А -> СН4 -> Н-С
А1А -> СН4 -> Н-С
ХН
ХН
Н2О
Н2О
® о
® о
® NO;® NO;фф
® NO;
® NO;
ф
ф
® . О3, Г, Си © Си, Г
@ он, н+
Какие вещества образуются в результате следующего превращения:
ОН
+ HNO3 (конц.)
® o2n
Карбоновые кислоты
• Карбоновые кислоты — это производные УВ, содержащие функциональную карбоксильную группу —СООН.
Карбоксильная группа (карбоксил) — сложная функциональная группа, состоящая из карбонильной и гидроксильной групп:
ОО* карбонил+* карбонил+карбоксилкарбоксил
О
О
* карбонил
+
* карбонил
+
карбоксил
карбоксил
ОНОНгидроксил
ОН
ОН
Общая формула карбоновых кислот: О
R (—С)„, где т — число карбоксильных групп,
определяющее основность кислоты.
По основности кислоты делятся на:
одноосновные (монокарбоновые), т — 1;
двухосновные (дикарбоновые), т — 2;
трехосновные (трикарбоновые), т = 3 и т. д.
Примерами дикарбоновых кислот являются:
О ОСООН
С-С НООС-(СН2)3-СООН
НОХОНСООН
ЩавелеваяГлутароваяо-Фталевая
кислотакислотакислота
В зависимости от строения углеводородного радикала R карбоновые кислоты делятся на:
предельные (насыщенные), R = алкил;
непредельные (ненасыщенные) — производные непредельных УВ;
ароматические — производные ароматических УВ.
НАСЫЩЕННЫЕ МОНОКАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Наибольшее значение имеют насыщенные монокарбоновые кислоты, их общая формула:
о
СяН2я+1 — С , л > О4 он
Важнейшие представители гомологического ряда этих кислот представлены в табл. 49. В этой таблице приведены названия кислот RCOOH и кислотных остатков RCOO”.
В структуре карбоновых кислот часто выделяют также О
кислотные радикалы, или ацилы R— С . Названия некоторых ацилов:\
Н-С формил4Н-С формил4сн3—сацетил 'сн3—сацетил 'сн3-сн2-спропионил ^сн3-сн2-спропионил ^
Н-С формил4
Н-С формил4
сн3—с
ацетил '
сн3—с
ацетил '
сн3-сн2-с
пропионил ^
сн3-сн2-с
пропионил ^
Номенклатура и изомерия
По международной заместительной номенклатуре название кислоты производят от названия соответствующего (с тем же числом атомов углерода) углеводорода с добавлением окончания -овая и слова кислота. Нумерацию цепи всегда начинают с атома углерода карбоксильной группы, поэтому в названиях положение группы —СООН не указывают. Например:
654321 5^ 2-метил-4-этилгек-
СН3—СН2-СН—СН2—СН—Ссановая кислота
I I ОН
С2Н5 сн3
При составлении названий кислот, имеющих сложное строение, иногда также используют тривиальные названия кислот, соответствующие наиболее длинной прямой цепи. В этом случае атомы углерода в прямой цепи обозначают греческими буквами, начиная с атома углерода, соседнего с карбоксильной группой: а (альфа), р (бета), у (гамма), 6 (дельта) и т. д., например:
СН3
у | Р а^ а, у, у-триметилва-
СН3—С—СН2—СН— С Хлериановая кислота
I I4 ОН
СН, СН,
S39S39
S39
S39
Таблица 49
Некоторые представители гомологического ряда насыщенных монокарбоновых кислот
Л
Формула кислоты
Название кислоты
Название кислотного остатка R-COO"
Продукты, в которых содержится кислота
по международной номенклатуре
тривиальное
0
н-соон
Метановая
Муравьйная
Формиат
Выделения муравьев
1
СНз-СООН
Этановая
Уксусная
Ацетат
Продукты окисления многих веществ
2
СН3-СН2-СООН
Пропановая
Пропионовая
Пропионат
Древесная смола
3
СНз-(СН2)2-СООН
Бутановая
Масляная
Бутират
Сливочное масло
4
СН3-(СН2)3-СООН
Пентановая
Валериановая
Валеринат
Валериана (трава)
5
СН3-(СН2)4-СООН
Гексановая
Капроновая
Капронат
Сливочное масло, нефть
9
СНз-(СН2)8-СООН
Декановая
Капрйновая
Капринат
Кокосовое масло
15*
СН3-(СН2)14-СООН
Гексадекановая
Пальмитиновая
Пальмитат
Жиры
17*
СН3-(СН2)16~СООН
Октадекановая
Стеариновая
Стеарат
Жиры
* Кислоты, содержащие более 10 атомов углерода, называют высшими карбоновыми кислотами.
Внутри класса предельных монокарбоновых кислот возможна только изомерия углеродной цепи. Первые три члена гомологического ряда (НСООН, СН3СООН, С2Н5СООН) изомеров не имеют. Четвертый член ряда существует в виде двух изомеров:
С3Н7СООНС3Н7СООНСН3-СН2-СН2-СООНсн3Бутановая кислотаI(масляная кислота)СН3—СН—СООНМетилпропановая кислота(изомасляная кислота,ct-метилпропионовая кислота)СН3-СН2-СН2-СООНсн3Бутановая кислотаI(масляная кислота)СН3—СН—СООНМетилпропановая кислота(изомасляная кислота,ct-метилпропионовая кислота)Пятый член ряда существует в виде четырех изомеров:Пятый член ряда существует в виде четырех изомеров:С4Н9СООНС4Н9СООНСН3-СН2-СН2-СН2-СООН Пентановая кислота / (валериановая кислота)/СН3-СН2-СН2-СН2-СООН Пентановая кислота / (валериановая кислота)/СН3СН3ОДОДСНСНСН3-СН-СН2-СООНЗ-Метилбутановаякислота (Р-метил-масляная кислота)СН3-СН-СН2-СООНЗ-Метилбутановаякислота (Р-метил-масляная кислота)СН3-СН2-СН-СООН2-Метилбутановая кис-лота (а-метилмаслянаякислота)СН3-СН2-СН-СООН2-Метилбутановая кис-лота (а-метилмаслянаякислота)СН3-С-СООНСН3-С-СООНСН32,2-диметилпропа-новая кислота(а,а-диметил-пропионоваякислота)СН32,2-диметилпропа-новая кислота(а,а-диметил-пропионоваякислота)Монокарбоновые кислоты изомерны сложным эфирам карбоновых кислот:Монокарбоновые кислоты изомерны сложным эфирам карбоновых кислот:
С3Н7СООН
С3Н7СООН
СН3-СН2-СН2-СООНсн3
Бутановая кислотаI
(масляная кислота)СН3—СН—СООН
Метилпропановая кислота(изомасляная кислота,ct-метилпропионовая кислота)
СН3-СН2-СН2-СООНсн3
Бутановая кислотаI
(масляная кислота)СН3—СН—СООН
Метилпропановая кислота(изомасляная кислота,ct-метилпропионовая кислота)
Пятый член ряда существует в виде четырех изомеров:
Пятый член ряда существует в виде четырех изомеров:
С4Н9СООН
С4Н9СООН
СН3-СН2-СН2-СН2-СООН Пентановая кислота / (валериановая кислота)/
СН3-СН2-СН2-СН2-СООН Пентановая кислота / (валериановая кислота)/
СН3
СН3
ОД
ОД
СН
СН
СН3-СН-СН2-СООН
З-Метилбутановаякислота (Р-метил-масляная кислота)
СН3-СН-СН2-СООН
З-Метилбутановаякислота (Р-метил-масляная кислота)
СН3-СН2-СН-СООН2-Метилбутановая кис-лота (а-метилмаслянаякислота)
СН3-СН2-СН-СООН2-Метилбутановая кис-лота (а-метилмаслянаякислота)
СН3-С-СООН
СН3-С-СООН
СН3
2,2-диметилпропа-новая кислота(а,а-диметил-пропионоваякислота)
СН3
2,2-диметилпропа-новая кислота(а,а-диметил-пропионоваякислота)
Монокарбоновые кислоты изомерны сложным эфирам карбоновых кислот:
Монокарбоновые кислоты изомерны сложным эфирам карбоновых кислот:
С2Н4О2С2Н4О2о СНз-С^ хон Уксусная кислотао СНз-С^ хон Уксусная кислотахосн3 Метилформиат (сложный эфир)хосн3 Метилформиат (сложный эфир)
С2Н4О2
С2Н4О2
о СНз-С^ хон Уксусная кислота
о СНз-С^ хон Уксусная кислота
хосн3 Метилформиат (сложный эфир)
хосн3 Метилформиат (сложный эфир)
Электронное строение
Карбоксильная группа содержит высокополяризован- ную карбонильную группу >С=О. Атом «С» карбонильной группы, имеющий частичный положительный заряд, оттягивает на себя электроны связи С—О. Неподеленная пара электронов атома кислорода гидроксильной группы взаимодействует с электронами л-связи карбонильной группы. Это приводит к большему оттягиванию электронов от атома «Н» гидроксильной группы и увеличению полярности связи О—Н по сравнению со спиртами, а также уменьшению положительного заряда на атоме «С» карбонильной группы кислот по сравнению с альдегидами. В результате свойства гидроксильной и карбонильной групп в карбоновых кислотах отличаются от свойств соответствующих групп в спиртах и альдегидах.
Во-первых, кислоты в отличие от спиртов диссоциируют с образованием ионов водорода Н+. Во-вторых, для кислот, в отличие от альдегидов, не характерны реакции присоединения по двойной связи >С=О.
Физические свойства
НСООН СНзСООН ... С9Н19СООН с10н21соон ...
ЖидкостиТвердые вещества
Смешиваются с водой ►
во всех отношениях Растворимость в воде уменьшается
Скип, увеличивается
В твердом и жидком состояниях молекулы насыщенных монокарбоновых кислот димеризуются в результате образования между ними водородных связей:
5+
/О; ■ • • Н~°
R—С§+§_ С—R Циклический димер
хо-н... -.0^
Водородная связь в кислотах сильнее, чем в спиртах, поэтому температуры кипения кислот больше температур кипения соответствующих спиртов,
В водных растворах кислоты образуют линейные димеры:
RR
СС
/ %z %
Н-О О . . . Н-0 о
Химические свойства
Для насыщенных монокарбоновых кислот характерна высокая реакционная способность. Это определяется главным образом реакциями карбоксильной группы (разрыв связей О—Н и С—О), а также реакциями замещения атомов «Н» у а-углеродного атома:
R-C-C г -,- _4io+h[Н]
/. Реакции с разрывом связи 0—Н(кислотные свойства, обусловленные подвижностьюатома водорода карбоксильной группы)
Предельные монокарбоновые кислоты обладают всеми свойствами обычных кислот.
Диссоциация
В водных растворах монокарбоновые кислоты ведут себя как одноосновные кислоты: происходит их ионизация с 628
образованием иона водорода и карбоксилат-иона:
О
Н+Н+R-C
Н+
Н+
Карбоксилат- ион
Карбоксилат-ион построен симметрично, отрицательный заряд делокализован между атомами кислорода карбоксильной группы:
-V2
R-C^► R—С( или R—С( -
4 О:Х'О 7ХЪ
Делокализация стабилизирует карбоксилат-ион.
Карбоновые кислоты являются слабыми кислотами. Наиболее сильной в гомологическом ряду насыщенных кислот является муравьиная кислота, в которой группа —СООН связана с атомом водорода. Алкильные радика-
лы в молекулах следующих членов гомологического ряда обладают положительным индукционным эффектом (+1) и уменьшают положительный заряд на атоме углерода карбоксильной группы. Это в свою очередь ослабляет полярность связи О—Н и тем в большей степени, чем больше УВ радикал. Поэтому в гомологическом ряду кислот их сила уменьшается с ростом числа атомов углерода в молекуле:
Н-СН-СЧО<-НМуравьинаякислотаЧО<-НМуравьинаякислотаСН3—>СН2—>С
Н-С
Н-С
ЧО<-Н
Муравьинаякислота
ЧО<-Н
Муравьинаякислота
но<—н
Пропионовая
Уксуснаякислота
кислота
Сила кислот уменьшается
Образование солей:
взаимодействие с активными металлами:
2НСООН + Mg -> (HCOO)2Mg + Н2Т;Формиат магния
взаимодействие с основными оксидами:
2СН3СООН + СаО -» (СН3СОО)2Са + Н2О;
Ацетат кальЦия
взаимодействие со щелочами (реакция нейтрализации):
СН3СН2СООН + КОН -» СН3СН2СООК + Н2О;
Пропионат калия
взаимодействие с аммиаком или гидроксидом аммония:
СН3СООН + NH3 -» CH3COONH4
Ацетат аммония
СН3 СООН + NH4OH -> CH3COONH4 + Н2О;
взаимодействие с солями более слабых кислот (карбонатами и гидрокарбонатами):
2СН3СООН + Na2CO3 -> 2CH3COONa + СО2Т + Н2О;
Ацетат натрия
СН3СН2СН2СООН + NaHCO3 ->
-> CH3CH2CH2COONa + СО2Т + Н2О
Бутират натрия
II. Реакции с разрывом связи С—О
(замещение ОН-группы)
Взаимодействие со спиртами с образованием сложных О
эфиров R—С(реакция этерификации):
XOR'
ОО
IIконц. H2SO4, Г II
СН3-С-ОН + ОДОН ► СН3—С—ОСН5 + Н2О
Уксусная кислотаЭтилацетат
Взаимодействие с аммиаком с образованием амидов
кислот
ОR-C^NH2
Амиды получают из карбоновых кислот и аммиака через стадию образования аммониевой соли, которую затем нагревают:
ООО
IIII г II
СН3—С—ОН + NH3 -> СН3-С—ONHf ->СНЭ—С—NH2 + Н2О
УксуснаяАцетамид
кислота(этанамид, амид
уксусной кислоты)
Взаимодействие с галогенидами фосфора (PCl5, PCI3) или тионилхлоридом SOCl2 с образованием галогенан гидридов карбоновых кислот
О
R-C-Hal:
ОО
IIII
СН3—С—ОН + РС15 -> CH3-C-CI + РОС13 + НС1
Ацетил хлорид
оо
IIII
Н-С-ОН + SOC1, -> Н-С-С1 + SOj + НС1
Формил хлорид
Межмолекулярная дегидратация карбоновых кислот с образованием ангидридов
R—С—О—С—R
О О
Ангидриды представляют собой производные кислот, состоящие из двух соединенных через кислород кислотных радикалов (ацилов).
Ангидриды получают при пропускании паров кислот над водоотнимающим средством (P2OS):
ОООО
11 II РА II II
СН3—С-ЮН-Ь Н-МЗ—С—СН3 Ц СН3-С-0-С-ОН3+ н2о
Уксусный ангидрид(ангидрид уксусной кислоты)
Смешанные ангидриды карбоновых кислот можно получить при взаимодействии хлорангидрида одной кислоты и соли другой кислоты:
ООО О
О
О
СНз-ССНз-СС1С1О
СНз-С
СНз-С
С1
С1
О Na Уксуснопропионовый
Т2_—ангидрид
Ацетилхлорид Пропионат натрия
Аналогично можно получать ангидриды, содержащие остатки одной кислоты.
Ш. Реакции с разрывом связей С—Ну а-углеродного атома(реакции с участием радикала)
Атомы водорода у а-углеродного атома более подвижны, чем другие атомы водорода в радикале кислоты, и могут замещаться на атомы галогена с образованием а-галоген- карбоновых кислот:
РС15, hv, t°+С12
СН3СООН + С12 —► С1СН2СООН 2-*
Уксусная—НС1 Монохлоруксусная "НС1
кислотакислота
+С12
► С12СНСООНг-* СС13СООН
-НС1
ДихлоруксуснаяТрихлоруксусная
кислотакислота
Особенности строения и свойств муравьиной кислоты
Муравьиная (метановая) кислота НСООН по своему строению и свойствам отличается от остальных членов гомологического ряда предельных монокарбоновых кислот.
В отличие от других карбоновых кислот в молекуле муравьиной кислоты функциональная карбоксильная ipyn-
связана не с углеводородным радикалом,
ОН
а с атомом водорода. По этой причине, как уже было отмечено выше, муравьиная кислота является наиболее сильной кислотой по сравнению с другими членами своего гомологического ряда.
В молекуле муравьиной кислоты наряду с карбоксильной группой можно выделить также альдегидную группу:
Н-С-ОН
Поэтому муравьиная кислота вступает в реакции, характерные как для кислот (см. свойства предельных монокарбоновых кислот), так и для альдегидов. В частности, как и альдегиды, НСООН проявляет восстановительные свойства. Муравьиная кислота легко окисляется до угольной кислоты:
Н-С-ОН + [О] ^ но-4с-о!н ^ со2Т + н2о
(из окис-лителя)(из окис-лителя)Угольная кислотаУгольная кислота
(из окис-лителя)
(из окис-лителя)
Угольная кислота
Угольная кислота
В роли окислителей могут выступать аммиачный раствор оксида серебра (I) Ag2O и гидроксид меди (II) Си(ОН)2. Таким образом, особенностью муравьиной кислоты является то, что для нее характерны качественные реакции на альдегиды:
реакция «серебряного зеркала»:
О
nh4oh
Н-С-ОН + Ag2O ——► СО2Т + Н2О + 2Ag4.
реакция с гидроксидом меди (II):
О
Н-С-ОН + 2Си(ОН)2 ► СО2? + ЗН2О + Си2О
♦
Осадок кирпично-красного цвета
Специфическим свойством муравьиной кислоты является также ее способность разлагаться на оксид углерода (II) и воду под действием концентрированной серной кислоты (эта реакция — еще одно доказательство того, что Н28О4является хорошим водоотнимающим агентом):
H2SO4(k)
нсоон —-—'>со + Н2О
Способы получения предельных монокарбоновых кислот
Общие способы получения
Окисление первичных спиртов и альдегидов под действием различных окислителей:
0 +Ю1°
R-CH,OH + [О]► R-c/ —!-* R-C^
-н2о хн0Н
Окисление алканов кислородом воздуха (в присутствии катализаторов — солей марганца или при нагревании под давлением).
Обычно образуется смесь кислот. При окислении бутана единственным продуктом является уксусная кислота:
2СН3—СН2—СН2—СН3 + 5О2 -^U 4СН3СООН + 2Н2О
Омыление сложных эфиров (т. е. их щелочной гидролиз): ОО
R-C^ + NaOH ► R-C^ + ROH
XOR\)Na
ОО
R-C^ + HC1 ► R-C^ + NaCl
XONaXOH
Гидролиз галогенангидридов кислот:
ОО
R-C^ + Н2О ► R-C^ + НС1
4 Cl4 ОН
Способы получения важнейших кислот
НСООН
Муравьиную кислоту получают нагреванием под давлением гидроксида натрия и оксида углерода (II) и подкислением образующегося формиата натрия серной кислотой:
Г, Р
NaOH + СО > HCOONa Формиат натрия
2HCOONa + H2SO4 -> 2НСООН + Na2SO4
Муравьиная кислота образуется также при нагревании щавелевой кислоты:
170°СС-ОН ► Н-С-ОН + со2
оо
Разложение карбоновых кислот, при котором они с выделением СО2 теряют карбоксильную группу, называется реакцией декарбоксилирования.
СН3СООН
Уксусную кислоту для пищевых целей получают уксуснокислым брожением жидкостей, содержащих спирт (вино, пиво):
йюрментыСН3-СН2ОН + о2 —>СН3СООН + Н2О(воздух)
Синтетическую уксусную кислоту для химической промышленности получают различными методами:
окислением бутана (см. выше);
окислением ацетальдегида:
ОСН3-С^ + [О]ОСН3-С^ + [О]о* сн3-с^хоно* сн3-с^хон
О
СН3-С^ + [О]
О
СН3-С^ + [О]
о
* сн3-с^хон
о
* сн3-с^хон
синтезом из метанола и оксида углерода (II):
Г, кат.
СН3ОН + со >СН3СООН
Применение важнейших насыщенныхмонокарбоновых кислот
НЕНАСЫЩЕННЫЕ (НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ)МОНОКАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Непредельные монокарбоновые кислоты — это производные алкенов, алкинов, алкадиенов и других ненасыщенных УВ. Наибольшее значение имеют непредельные кислоты с двойными связями.
Важнейшие представители
Для ненасыщенных монокарбоновых кислот чаще всего используют тривиальные названия:
Р а
Акриловая (пропеновая) кислота;Акриловая (пропеновая) кислота;сн2 = сн-с = о
Акриловая (пропеновая) кислота;
Акриловая (пропеновая) кислота;
321сн2 = с - с = осн3 он321сн2 = с - с = осн3 онон
321
сн2 = с - с = о
сн3 он
321
сн2 = с - с = о
сн3 он
Метакриловая (а-метилакр иловая, 2-метилпропеновая) кислота
Важнейшими высшими непредельными карбоновыми кислотами являются:
Олеиновая кислота С17Н33СООН
^109 Н
11 — 17 С — С,
СН(-(СН?)/4 (СН^т-СООН
(цнс-Октадепен-9-овая кислота)
Линолевая кислота С17Н31СООН
Н 13 12 zHНх Ю 9 уН
1814-17 , С " С 11 С = С \ 2-81
СННСН2)4СН^(СН2)7-СООН
(цис-цис-Октадекадиен-9,12-овая кислота)
Линоленовая кислота С17Н29СООН
Н 16 15 Н Н 13 12 Н Н 109 Н
18 17,С = СХ 14 ^.С = с/.11^,С = Сх2-81
СН3СН2 ХСН2ХСН/(СН^-СООН
(Октадекатриен-9,12,15-овая кислота)
Изомерия
Для ненасыщенных кислот характерны такие же типы изомерии, как для непредельных УВ: изомерия цепи, изомерия положения двойных связей, цис-транс-изомерия:
С3Н5СООНС3Н5СООНИзомерия положения двойной связиИзомерия положения двойной связи432132 1
С3Н5СООН
С3Н5СООН
Изомерия положения двойной связи
Изомерия положения двойной связи
сн2 = сн-сн2-соонсн2 = с-соон
Бутен-З-овая 4— Изомерия цепи-> I
(винилуксусная) кислотаСН3
4321
сн3-сн = сн-соон Бутен-2-овая (кротоновая) • кислота
2-Метил пропеновая (метакриловая) кислота2-Метил пропеновая (метакриловая) кислотаН Н Н х соонс = сс - с
2-Метил пропеновая (метакриловая) кислота
2-Метил пропеновая (метакриловая) кислота
цыс-Бутен-2-оваякислотацыс-Бутен-2-оваякислотатранс- Буген-2-оваякислотатранс- Буген-2-оваякислотасн/ 4 соон сн/ хн
цыс-Бутен-2-оваякислота
цыс-Бутен-2-оваякислота
транс- Буген-2-оваякислота
транс- Буген-2-оваякислота
цмс-яцрояс-Изомерия
Химические свойства
Химические свойства ненасыщенных мснюкарбоновых кислот обусловлены наличием в их молекулах карбоксильной группы и двойной связи. Реакции с участием карбоксильной группы — это реакции, характерные для всех карбоновых кислот: замещение атомов водорода в ОН-группе (кислотные свойства), замещение ОН-группы (этерификация, образование галогенангидридов и др.).
Реакции с участием двойных связей — это реакции углеводородного радикала.
Для УВ радикала ненасыщенных карбоновых кислот характерны реакции присоединения, окисления, полимеризации. Наиболее важными из реакций присоединения являются гидрирование и присоединение галогенов:
Ю 9Ni
СН3~(СН2)7~СН - СН-(СН2)7-СООН + н2 ->
Олеиновая кислота
СН3—(СН2)16—СООН;
Стеариновая кислота
1312109
СН3-(СН2)4-СН = СН-СН2-СН = СН-(СН2)7-СООН + 2Вг2 -> Линолевая кислота
-> СНЭ-(СН1)4-СН-СН-СН1-СН-СН-(СН2)7-СООН
Вг Вг Вг Вг
9,10,12,13-Тетрабромстеариновая кислота
Вопросы для контроля
Что такое карбоновые кислоты?
Какие кислоты называются: а) монокар боновыми; б) дикарбоновыми; в) трикарбоновыми?
Как классифицируют кислоты по строению УВ радикала?
Какие предельные монокарбоновые кислоты вы знаете?
Какой вид изомерии характерен для предельных монокарбоновых кислот? Назовите изомеры валериановой кислоты по международной номенклатуре.
Объясните, почему карбонильная группа в карбоновых кислотах менее реакционноспособна, чем в альдегидах и кетонах.
Каковы физические свойства предельных монокарбоновых кислот?
В каких реакциях проявляются кислотные свойства предельных одноосновных кислот?
Сравните свойства гидроксильной труппы в этаноле, уксусной кислоте и феноле.
Какие реакции насыщенных монокарбоновых кислот идут с разрывом связи С—О?
Какие реакции протекают в участием УВ радикала насыщенных монокарбоновых кислот?
Каковы особенности строения и свойств муравьиной кислоты?
Каковы общие способы получения насыщенных монокарбоновых кислот?
Как получают муравьиную кислоту, уксусную кислоту?
Назовите важнейшие представители ненасыщенных монокарбоновых кислот.
Какие реакции характерны для ненасыщенных монокарбоновых кислот?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие соединения по международной номенклатуре:
a) CH3-CH-CH-COOH б) СН3-СН-СН2-СН2-СООН
СН3 сн3сн3
в) CF3COOH г) СН3СН2СООС2Н5 д) CH3-CH-CONH2
сн3 сн3
е) СН3-СН2-СОС1 ж) СН3-СН2-С-СН2-СООН
СНЭ СН3СН3
СН3-СН2-С-С-СООН и) сн3-сн = с-соон
сн3 сн3сн3
к) СН3-СН2-С-О-С-СН2-СН3
о о
Напишите структурные формулы следующих соединений: а) 3,4-диметилпентановая кислота; б) 5,5-диметилгек- сановая кислота; в) 3-этил пентановая кислота; г) 2-изопропилпентановая кислота; д) 3-метилбутен-2-овая кислота; е) метиловый эфир изомасляной кислоты; ж) этилфор- миат; з) бромангидрид 2-метилпропановой кислоты; и) 2,3-диметилбутанамид; к) пропионилхлорид.
Напишите структурные формулы кислот с молекулярной формулой С5Н10О2 и назовите их по международной номенклатуре.
Напишите структурные формулы кислот с молекулярной формулой С7Н14О2, содержащих главные цепи из пяти и шести атомов углерода. Назовите кислоты по международной номенклатуре.
Какие кислоты получаются при окислении следующих веществ: а) изобутиловый спирт; б) 3-метилбутаналь; в) пропиловый спирт?
Напишите уравнения реакций получения изомасляной кислоты, используя реакции окисления этиленового УВ, спирта, альдегида.
Напишите уравнения реакций получения пропионовой кислоты из бромпропана.
Расположите следующие соединения в порядке увеличения кислотных свойств: а) угольная кислота; б) фенол;
в) этанол; г) дихлоруксусная кислота; д) пропионовая кислота; е) трифторуксусная кислота; ж) трихлоруксусная кислота; з) уксусная кислота.
Напишите уравнения реакций получения масляной кислоты из бромбутана и уравнения реакций полученной кислоты: а) с аммиаком при нагревании; б) с хлоридом фосфора (V); в) с этиловым спиртом в присутствии H2SO4 (конц.).
Напишите уравнения реакций получения из 3-метилбу- тановой кислоты: а) амида; б) хлорангидрида; в) ангидрида; г) этилового эфира.
Напишите уравнения получения этилацетата из ацетилена, используя" его в качестве единственного органического вещества.
Напишите уравнения реакций получения ацетамида из метилового спирта и неорганических реагентов.
Напишите уравнения реакций, отличающих муравьиную кислоту от других органических кислот.
+SOCLХ2 +SOCLХ2 +HCOONa Х3 ► Х4+HCOONa Х3 ► Х4Напишите уравнения реакций следующих превращений:
+SOCL
Х2
+SOCL
Х2
+HCOONa Х3 ► Х4
+HCOONa Х3 ► Х4
+О2+[О]
а)СН3—СН = СН2 ^ Х11
Pda2+CuQ2 Г
+Н2О +[О]+[О]
СН3-СН-СН2-СН2С1 —X! —-► х2 -*
IОН ", f
СН3СООН -> С1СН2-СООН -> С12СН-СООН -> -> С13С-СООН -> С13С—COONa
О
С2Н6 -> С2Н51 -> С2Н5ОН -> CH3-CZ -> охн
-> сн3-с/ -> ch3-c-nh2хон IIо
X qHsONa д)С2н2 -> с2н4^ с2н5он;о
ОС2Н5
На нейтрализацию предельной органической карбоновой кислоты массой 4,8 г потребовался раствор объемом 16,95 мл (р = 1,18 г/мл) с массовой долей КОН 22,4%. Определите формулу кислоты.
При окислении предельного одноатомного спирта А получена с выходом 80% кислота Б с тем же числом атомов углерода. При действии на кислоту Б избытка металлического цинка выделилось 4,48 л водорода. Какая кислота и в каком количестве была получена и сколько и какого спирта потребовалось для реакции, если при дегидратации спирта А образуется изобутилен?
Тест № 20по теме: «Карбоновые кислоты»(Число правильных ответов — 11)
Вариант I
Какие из следующих соединений относятся к непредельным монокарбоновым кислотам?
@ СН2 = СН-СООН © СНз-СН-СООН
® НООС-СН=СН-СООН СН3
© НС^С-СООН
Как называется кислота следующего строения:
СН3—CH—CH—СООН?®1,2-Диметилбугановая
II©2,3-диметил бутановая
CH СН®2,3-диметилгексановая
33© а,р-диметилмасляная
Найдите среди приведенных структурных формул формулу 2-метил бутановой кислоты:
@ СНз-СН3-СН~СООНСН3 сн3© СНз-С-СООНСН3@ СНз-СН3-СН~СООНСН3 сн3© СНз-С-СООНСН3© СН3™СН-СН2-СООНСН3СН3© СН3-С-СН2-СООНСН3© СН3™СН-СН2-СООНСН3СН3© СН3-С-СН2-СООНСН3
@ СНз-СН3-СН~СООН
СН3 сн3
© СНз-С-СООН
СН3
@ СНз-СН3-СН~СООН
СН3 сн3
© СНз-С-СООН
СН3
© СН3™СН-СН2-СООН
СН3
СН3
© СН3-С-СН2-СООН
СН3
© СН3™СН-СН2-СООН
СН3
СН3
© СН3-С-СН2-СООН
СН3
С какими из указанных веществ взаимодействует муравьиная кислота?
®СО2®Ag2O + NH4OH
®Н2О©СаСО3
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
О
СН3-СН2-С^ -> СНз-СН2-СООН ->
nNH2
®NH3, f®HNO3
®О2, кат.©NH3
Укажите вещества, которые образуются в результате следующего превращения: СН3—СН2—СООН + NaOH —>
®СН3—СН2—COONa
© Н2 ® Н2О © Na
Вариант II
Какие из следующих соединений относятся к дикарбоновым кислотам?
®СН2=СН—СООН©НООС—СООН
©НООС^О/СООИ ©СНз-СООН
н-бутановая 2-метилпропановая изомасляная2-метил бутановаян-бутановая 2-метилпропановая изомасляная2-метил бутановаяКак называется кислота следующего строения:
н-бутановая 2-метилпропановая изомасляная
2-метил бутановая
н-бутановая 2-метилпропановая изомасляная
2-метил бутановая
СНз-СН-С^ ? ®
I ХОН ®
сн3 ©
Найдите среди приведенных структурных формул
формулу 2,3-диметилгексановой кислоты:
® СН3-СН-СН-СН2-СН2-СООН
СН3 СН3
сн3 сн3
® сн3-с - с-соон
СН3 СН3
® СНз-СН-СН-СООН
СН3 СН3
© СН3-СН2-СН2-СН-СН-СООН
СН3 СН3
С какими из указанных веществ взаимодействует олеиновая кислота?
®K2SO4®Н2
®Р2О5©КОН
Какие из указанных реагентов и условий и в какой последовательности нужно использовать, чтобы осуществить следующие превращения:
HCOONa -> НСООН HCOONa?
®Н2®NaOH
®H2SO4©NaCl
Укажите вещества, которые образуются в результате следующего превращения:
hv
СН3СООН + С12->
@НС1®сн3-с
ХС1
®СН2С1-С 0НОС1
хон
Сложные эфиры. Жиры
• Сложные эфиры — это вещества, которые образуются в результате взаимодействия органических или кислородсодержащих неорганических кислот со спиртами (реакции этерификации).
Например:
Z°н+ ^0
СН3-С + с2Н5-О-[Н СН3-С + Н2О
|рн4 о-с2н5
УксуснаяЭтанолУксусноэтиловый
кислотаэфир (этилацетат)
С2Н5ОН + hono2 т"» c2h5-o-no2 + н2о
Этанол АзотнаяЭтиловый эфир азотной
кислотакислоты (этилнитрат)
Общая формула сложных эфиров одноатомных спиртов О
и монокарбоновых кислот: R—С^ , где R и Rj — углево- ORr
дородные радикалы (исключение — эфиры муравьиной
кислоты Н—С).
XOR,
Изомерия
Рассмотрим на примере С5Н10О2:
Структурная изомерия
Межклассовая изомерия
цепи
положения группы
V ХО-
//°
СН,С ^О-СН,-СН:- СИ,
Пропилацетат
о
СЦС/ снз
хо-сн
X сн,
Изопропилацетат
с,н,-сх о-сдц
Этилпропионат
CH)-CHj~CH3-C х О-СП,
Метилбутират
//°
CHj-CHj-CH^CHj-C Хон
н-Пентановая
кислота и ее изомеры
(сложные эфиры изомерны карбоновым кислотам)
Номенклатура
Названия сложных эфиров образуются из названий соответствующих кислот или кислотных остатков и названий алкильных радикалов, входящих в состав спиртов:
ОH-CZх о-сн3Метиловый эфир муравьинойкислоты(муравъинометиловыйэфир, метилформиат,метилметаноат)ОH-CZх о-сн3Метиловый эфир муравьинойкислоты(муравъинометиловыйэфир, метилформиат,метилметаноат)Осн3-схо-с5ниАмиловый эфир уксуснойкислоты (уксусноамиловыйэфир, амилацетат,пентил этаноат)Осн3-схо-с5ниАмиловый эфир уксуснойкислоты (уксусноамиловыйэфир, амилацетат,пентил этаноат)
О
H-CZ
х о-сн3
Метиловый эфир муравьинойкислоты
(муравъинометиловыйэфир, метилформиат,метилметаноат)
О
H-CZ
х о-сн3
Метиловый эфир муравьинойкислоты
(муравъинометиловыйэфир, метилформиат,метилметаноат)
О
сн3-схо-с5ни
Амиловый эфир уксуснойкислоты (уксусноамиловыйэфир, амилацетат,пентил этаноат)
О
сн3-схо-с5ни
Амиловый эфир уксуснойкислоты (уксусноамиловыйэфир, амилацетат,пентил этаноат)
Физические свойства
Простейшие по составу сложные эфиры карбоновых кислот — бесцветные легкокипяшие жидкости с фруктовым запахом; высшие сложные эфиры — воскообразные вещества (пчелиный воск), все сложные эфиры в воде растворяются плохо.
ОС2Н5-С^+ Н2О4 О-С2Н5ЭтилпропионатОС2Н5-С^+ Н2О4 О-С2Н5ЭтилпропионатН+, Г►Н+, Г►ОС2Н5-С^ + С2Н3ОН4 онПропионовая ЭтанолкислотаОС2Н5-С^ + С2Н3ОН4 онПропионовая Этанолкислота
ОС2Н5-С^+ Н2О
4 О-С2Н5
Этилпропионат
ОС2Н5-С^+ Н2О
4 О-С2Н5
Этилпропионат
Н+, Г
►
Н+, Г
►
ОС2Н5-С^ + С2Н3ОН4 онПропионовая Этанолкислота
ОС2Н5-С^ + С2Н3ОН4 онПропионовая Этанолкислота
Химические свойства
Гидролиз — важнейшее химическое свойство сложных
эфиров:
О
R—С+
4 O-Ri
Сложный эфир
О
н2о ;—k R-c; + Ri-o-н он
КарбоноваяСпирт
кислота
Эти реакции противоположны реакциям этерификации.
Ионы водорода катализируют как прямую, так и обратную реакции. Для смещения реакции в сторону образования эфира можно «связать» образующуюся воду водоотни-
мающим средствам (например, конц. H2SO4). В том случае, когда необходимо провести гидролиз эфира, реакцию иногда проводят в присутствии щелочи, которая позволяет «связать» образующуюся кислоту.
Применение
ЖИРЫ (ТРИГЛИЦЕРИДЫ)
• Жиры — это смесь сложных эфиров глицерина и высших карбоновых кислот (ВКК).
Состав жиров установил в 1811 г французский ученый Э. Шеврель, нагревая жир с водой в щелочной среде.
Общая формула жира:
О
сн2-о-с^
qгде Rb R2, R3 — углеводородные ра-
Сц_О—С^дикалы (могут быть одинаковые
Xrили разные), содержащие от 3 до 25
патомов углерода.
сн2-о—с
Французский химик М. Бертло в 1854 г. осуществил обратную реакцию и впервые синтезировал жир:
^о сн2-о-с
сн2-онCH-OH + 3R- c^сн2-он вкксн2-онCH-OH + 3R- c^сн2-он вккГлицеринГлицеринреакция БертлоIД
сн2-он
CH-OH + 3R- c^
сн2-он вкк
сн2-он
CH-OH + 3R- c^
сн2-он вкк
Глицерин
Глицерин
(этерификация)I^О
♦ Г *■ ?H-0^C\R + W>
реакция Шевреля Iп
(гидролиз)^„о^^
XR
Жир(триглицерид)
Наиболее важные ВКК, входящие в состав жиров
Насыщенные кислоты
Ненасыщенные кислоты
Эмпирическая (формула ВКК
Название кислоты
Эмпирическая (формула ВКК
Название кислоты
С15Н31СООН
пальмитиновая
С17Н33СООН
олеиновая
С„Н35СООН
стеариновая
С17Н31СООН
линолевая
С17Н29СООН
линоленовая
Физические свойства
Жиры (триглицериды) — вязкие жидкости или твердые вещества, легче воды; в воде не растворяются, но растворяются в органических растворителях (бензине, бензоле и др.).
Классификация
Чем больше в жирах содержание ненасыщенных кислот, тем ниже температура плавления жиров.
Агрегатное состояние жиров
Различия в химическом строении
Происхождение жиров
Исключения
Твердые жиры
Содержат остатки насыщенных ВКК
Животные жиры
Рыбий жир
(жидк.)
Смешанные жиры
Содержат остатки насыщенных и ненасыщенных ВКК
Жидкие жиры (масла)
Содержат остатки ненасыщенных ВКК
Растительные жиры
Кокосовое масло (тверд,)
Номенклатура
Существуют различные способы составления названий жиров. Согласно тривиальной номенклатуре, глицериды называют, добавляя окончание -ин к названию кислоты и приставку, показывающую, сколько гидроксильных групп в молекуле глицерина проэтерифицировано. Например, тристеарин — это жир, представляющий собой сложный эфир, молекула которого состоит из остатка глицерина и трех остатков стеариновой кислоты.
СН2-О-С-С15Н311 0СН—О—С—С15Н31СН;—О—С—С15Н31Эфир глицерина и пальмитиновой кислоты; трипальмитат глицерина;трипальмитинОСН2 О С С17Н331?СН-О-С-С17Н3510СН2-О-С-С]7Н35Эфир глицерина, олеиновой и стеариновой кислот; олеодистеарат глицерина; олеодистеаринСН2-О-С-С17Н33101' IIСН-О-С-СШзз1°СН2—О—С—С17Н33Эфир глицерина и олеиновой кислоты; триолеат глицерина; триолеинОСН2-О-С-С15Н3110СН-О-С-С17Н331?сн2—о—с—с17н31Эфир глицерина и пальмитиновой, олеиновой и линолевой кислот; пальми- тоолеолинолеинСН2-О-С-С15Н311 0СН—О—С—С15Н31СН;—О—С—С15Н31Эфир глицерина и пальмитиновой кислоты; трипальмитат глицерина;трипальмитинОСН2 О С С17Н331?СН-О-С-С17Н3510СН2-О-С-С]7Н35Эфир глицерина, олеиновой и стеариновой кислот; олеодистеарат глицерина; олеодистеаринСН2-О-С-С17Н33101' IIСН-О-С-СШзз1°СН2—О—С—С17Н33Эфир глицерина и олеиновой кислоты; триолеат глицерина; триолеинОСН2-О-С-С15Н3110СН-О-С-С17Н331?сн2—о—с—с17н31Эфир глицерина и пальмитиновой, олеиновой и линолевой кислот; пальми- тоолеолинолеинООIIIIООIIIIРассмотрим номенклатуру жиров на некоторых примерах:
СН2-О-С-С15Н31
1 0
СН—О—С—С15Н31
СН;—О—С—С15Н31
Эфир глицерина и пальмитиновой кислоты; трипальмитат глицерина;
трипальмитин
О
СН2 О С С17Н33
1?
СН-О-С-С17Н35
10
СН2-О-С-С]7Н35
Эфир глицерина, олеиновой и стеариновой кислот; олеодистеарат глицерина; олеодистеарин
СН2-О-С-С17Н33
10
1' II
СН-О-С-СШзз
1°
СН2—О—С—С17Н33
Эфир глицерина и олеиновой кислоты; триолеат глицерина; триолеин
О
СН2-О-С-С15Н31
10
СН-О-С-С17Н33
1?
сн2—о—с—с17н31
Эфир глицерина и пальмитиновой, олеиновой и линолевой кислот; пальми- тоолеолинолеин
СН2-О-С-С15Н31
1 0
СН—О—С—С15Н31
СН;—О—С—С15Н31
Эфир глицерина и пальмитиновой кислоты; трипальмитат глицерина;
трипальмитин
О
СН2 О С С17Н33
1?
СН-О-С-С17Н35
10
СН2-О-С-С]7Н35
Эфир глицерина, олеиновой и стеариновой кислот; олеодистеарат глицерина; олеодистеарин
СН2-О-С-С17Н33
10
1' II
СН-О-С-СШзз
1°
СН2—О—С—С17Н33
Эфир глицерина и олеиновой кислоты; триолеат глицерина; триолеин
О
СН2-О-С-С15Н31
10
СН-О-С-С17Н33
1?
сн2—о—с—с17н31
Эфир глицерина и пальмитиновой, олеиновой и линолевой кислот; пальми- тоолеолинолеин
ОО
IIII
ОО
IIII
Химические свойства
L Гидролиз
В зависимости от условий гидролиз бывает:
водный (без катализатора, при высоких г°и Р);
кислотный (в присутствии кислоты в качестве катализатора);
ферментативный (происходит в живых организмах);
щелочной (под действием щелочей).
Например:
О
СН2-О-С-С17Н35I ОСН2-О-С-С17Н35I О_Л£(водный)_Л£(водный)сн2-онсн2-онСН-О-С-С17Н35 + ЗН2ОI ОСН-О-С-С17Н35 + ЗН2ОI ОСН2—О—С—С17НСН2—О—С—С17Н(кислотный)(кислотный)ЛипазаЛипазасн-он + ЗС17Н35СООНсн-он + ЗС17Н35СООН(ферментативный)(ферментативный)СН2-ОНСН2-ОНСтеариновая кислотаСтеариновая кислота
СН2-О-С-С17Н35
I О
СН2-О-С-С17Н35
I О
_Л£
(водный)
_Л£
(водный)
сн2-он
сн2-он
СН-О-С-С17Н35 + ЗН2О
I О
СН-О-С-С17Н35 + ЗН2О
I О
СН2—О—С—С17Н
СН2—О—С—С17Н
(кислотный)
(кислотный)
Липаза
Липаза
сн-он + ЗС17Н35СООН
сн-он + ЗС17Н35СООН
(ферментативный)
(ферментативный)
СН2-ОН
СН2-ОН
Стеариновая кислота
Стеариновая кислота
ТристеаринТристеаринПтицеринПтицеринОIIсн2—о—с—с15н31Iгсн—о—с—с15н31 IIIСН2—о—с—с17н35 ДипальмитостеаринОIIсн2—о—с—с15н31Iгсн—о—с—с15н31 IIIСН2—о—с—с17н35 Дипальмитостеарин+ 3NaOH ►щелочной(омыление)+ 3NaOH ►щелочной(омыление)
Тристеарин
Тристеарин
Птицерин
Птицерин
О
IIсн2—о—с—с15н31Iг
сн—о—с—с15н31 III
СН2—о—с—с17н35 Дипальмитостеарин
О
IIсн2—о—с—с15н31Iг
сн—о—с—с15н31 III
СН2—о—с—с17н35 Дипальмитостеарин
+ 3NaOH ►
щелочной(омыление)
+ 3NaOH ►
щелочной(омыление)
СН2-ОН > сн-он +СН2-ОНГлицеринСН2-ОН > сн-он +СН2-ОНГлицерин2C15H31COONa + C17H„COONa2C15H31COONa + C17H„COONaПальмитатнатрияПальмитатнатрияСтеарат натрияСтеарат натрия
СН2-ОН > сн-он +
СН2-ОНГлицерин
СН2-ОН > сн-он +
СН2-ОНГлицерин
2C15H31COONa + C17H„COONa
2C15H31COONa + C17H„COONa
Пальмитатнатрия
Пальмитатнатрия
Стеарат натрия
Стеарат натрия
Мыла
Мыла — натриевые или калиевые соли высших карбоновых кислот (см. § 10.6).
Натриевые соли являются основным компонентом твердого мыла, калиевые соли — жидкого мыла.
Реакция присоединения (для жидких ненасыщенных жиров)
Присоединение водорода (гидрирование):
О
II
СН2—О—С—(СН2)7—СН = СН-(СН2)7-СН,
о
IINi, t°, Р
С-(СН2)7-СН = СН-(СН2)7-СН3 + зн2 ► о
СН2-О-С-(СН2)7-СН = СН-(СН2)7-СН3
Триолеин (жидкий жир)
О
- СН2—О—С—(СН2)16—СН3
| о
—► СН-О—C-(CH2)i6-CH3 о
СН2-О-С-(СН2)16-СН3
Тристеарин(твердый жир)
Гидрированный жир используется в производстве маргарина.
Присоединение галогенов:
О
СН2-О-С-(СН2)7-СН = СН-(СН2)7-СН3
I 0
СН-О-С-(СН2)7-СН = СН-(СН2)7-СН3 + ЗВг2 —► о
II
СН2-О-С-(СН2)7-СН = СН-(СН2)7-СНЭ
Три олеин
ОBr Вг
IIII
СН2-О-С-(СН2)7-СН™СН-(СН2)7-СН3
|ОBr Вг
► CH-O-C-(CH2)7-CH-CH-(CH2)7-CH3
IОBr Вг
IIIll
CH2-O-C-(CH2)7-CH-CH-(CH2)7-CH3
9,10-Гексабромтристеарин
Бромная вода в результате этой реакции обесцвечивается.
Реакции окисления и полимеризации (для жидких ненасыщенных жиров)
Жиры, содержащие остатки непредельных кислот (высыхающие масла), под действием кислорода воздуха окисляются и полимеризуются.
Функции жиров в организме
Энергетическая (при полном расщеплении 1 г жира до СО2 и Н2О освобождается 38,9 кДж энергии).
Структурная (жиры — важный компонент каждой клетки).
Защитная (жиры накапливаются в подкожных тканях и тканях, окружающих внутренние органы).
Вопросы для контроля
Что такое сложные эфиры?
Что такое реакция этерификации?
Какие виды изомерии характерны для сложных эфиров карбоновых кислот?
Назовите важнейшие области применения сложных эфиров.
Что такое жиры?
Какое различие существует в строении твердых и жидких жиров?
Назовите важнейшие ВКК, входящие в состав жиров.
Как можно классифицировать жиры?
Каковы химические свойства жиров?
Что такое мыла?
Какова роль жиров в живых организмах и где они используются?
Вопросы и упражнения для самостоятельной работы
Составьте уравнения реакций, осуществленных Шеврелем и Бертло.
Напишите структурные формулы двух сложных эфиров и кислоты, имеющих состав С3Н6О2. Назовите эти вещества по международной номенклатуре.
Напишите уравнения реакций-этерификации между: а) уксусной кислотой и З-метилбутанолом-1; б) масляной кислотой и пропанолом-1. Назовите эфиры.
Напишите уравнения реакций синтеза жиров из: а) пальмитиновой кислоты и глицерина; б) линолевой кислоты и глицерина. Назовите полученные жиры.
Составьте уравнения реакций получения: а) триолеина; б) пальмитодистеарина; в) олеолинолеопальмитина; г) триглицерида масляной кислоты.
Какие из следующих глицеридов входят в состав твердых жиров: а) диолеолинолеин; б) тристеарин; в) триолеин; г) трипальмитин; д) трилинолеин? Напишите структурные формулы этих глицеридов.
Напишите уравнения реакций всех типов гидролиза следующих жиров: а) диолеостеарина; б) трилинолеина; в) тристеарина; г) трипальмитина. Назовите продукты реакций.
Для полного гидролиза 1,76 г сложного эфира одноосновной карбоновой кислоты и одноатомного спирта потребовалось 0,02 моль NaOH. Определите молекулярную массу эфира и его молекулярную формулу. Напишите структурные формулы всех изомеров этого состава и назовите их.
Из каких кислот и спиртов могут быть получены следующие сложные эфиры: а) НСООС3Н5; б) СН3(СН2)ЭСООСН3; в) С6Н3СООСН(СН3)2? Напищите уравнения реакций.
Что происходит с подсолнечным маслом, находящимся продолжительное время в открытом сосуде?
И. Сколько граммов жира (триолеат) было взято, если для гидрирования образовавшейся в результате его гидролиза кислоты потребовалось 13,44 л водорода (н. у.)?
На омыление 5,6 г смеси этиловых эфиров уксусной и муравьиной кислот потребовалось 25,6 мл раствора с массовой долей NaOH 10% (р = 1,08 г/мл). Найти массовые доли эфиров в смеси.
§ 10.6. Понятие о поверхностно-активных веществах(ПАВ). Мыла. Синтетические моющие средства
Органические вещества, снижающие поверхностное натяжение вследствие адсорбции на границе раздела фаз, называют поверхностно-активными веществами (ПАВ). Поверхностно-активные вещества имеют дифильное строение, т. е. состоят из полярной группы (—СООН, —COONa, —SO3Na, —ОН, —NH2 и др.) и неполярного углеводородного радикала Сю™С18 (обычно линейного строения).
Схематически строение молекулы ПАВ можно показать следующим образом:
УВ радикал (С10—С1Й)УВ радикал (С10—С1Й)Полярная группаПолярная группа(гидрофобная часть ПАВ) (гидрофильная часть ПАН)
УВ радикал (С10—С1Й)
УВ радикал (С10—С1Й)
Полярная группа
Полярная группа
УВ радикал обладает поверхностной активностью в отношении неполярной фазы (газ, углеводородная жидкость, жир, неполярная поверхность твердого тела) и выталкивается из полярной среды. В водном растворе ПАВ на границе с воздухом образуется адсорбционный слой с УВ радикалами, ориентированными в сторону воздуха. Концентрация ПАВ в этом слое выше, чем в объеме жидкости, поэтому ПАВ снижают поверхностное натяжение воды на границе с воздухом.
Распределение молекул ПАВ на поверхности воды показано схематически на рис. 31.
Воздух
Рис. 31. Ориентация молекул ПАВ на границе вода—воздух
Уменьшение поверхностного натяжения воды увеличивает ее смачивающую способность и моющее действие.
По характеру гидрофильных и гидрофобных групп ПАВ можно разделить на 3 группы: анионоактивные (анионные), катионоактивные (катионные), неиоиогенные.
В катионных ПАВ поверхностную активность в водных растворах обеспечивают большие органические катионы. К катионным ПАВ относятся аминосоединения, аммониевые, сульфониевые и фосфониевые соединения. Наиболее изве
стными являются соли четырехзамещенного аммония, диссоциирующие в водных растворах следующим образом:
R П+R3-N-R, СГr2R П+R3-N-R, СГr2R +
R П+
R3-N-R, СГ
r2
R П+
R3-N-R, СГ
r2
R3-N-R] + СГ,
I
r2
АктивныйкатионАктивныйкатионСоль четырехзамещенного аммония
Активныйкатион
Активныйкатион
где R — углеводородный радикал, содержащий 12—18 углеродных атомов, a Rb R2, R3 — короткие радикалы (—СНЭ, ~С2Н5).
Неионогенные ПАВ в водных растворах не диссоциируют на ионы. Такими веществами могут быть, например, соединения типа:
RR(ОСН2-СН2)„-ОН(ОСН2-СН2)„-ОН
R
R
(ОСН2-СН2)„-ОН
(ОСН2-СН2)„-ОН
Наиболее часто используемыми в промышленности и в быту являются анионоактивные ПАВ. В водных растворах этих ПАВ носителем поверхностно-активных свойств являются длинноцепочные анионы. Катионы влияют лишь на растворимость этих веществ.
К анионоактивным ПАВ относятся, в частности, давно используемые в качестве моющих средств мыла.
Мыла — это соли высших жирных кислот (С10—С18). Мыла делятся на растворимые в воде (натриевые, калиевые, аммониевые) и нерастворимые (металлические мыла — соли Са, Mg, Ba, Pb, Ni, Мп, А1 и др.). Растворимость мыл в воде зависит от характера катиона: NH4 > К+ > Na+ > Li+,
Жидкие калиевые мыла и твердые натриевые мыла получают растворением высших алифатических кислот в водных растворах едких щелочей:
С17Н35СООН + NaOH -> C17H35COONa + Н2О
Стеариновая кислотаСтеарат натрия
(твердое мыло)
С]7Н35СООН + кон -> С17Н35СООК + Н2О
Стеарат калия (жидкое мыло)
Моющее действие (т. е. способность моющих средств и их растворов удалять с отмываемых поверхностей прилипшие частицы грязи и переводить их во взвешенное состояние в виде эмульсий и суспензий) мыл в жесткой воде сильно падает вследствие образования нерастворимых кальциевых и магниевых мыл:
2C17H35COONa + СаС12 -> (C17H35COO)2Cal + 2NaCl
Кальциевое мыло (стеарат кальция)
Растворение мыла в воде сопровождается частичным гидролизом с образованием высшей кислоты и щелочи, которая оказывает вредное действие на многие ткани:
C17H35COONa + Н2О * С17Н35СООН + NaOH.
Синтетические моющие средства (СМС) — детергенты — не обладают отмеченными недостатками, характеризуются более высокой моющей способностью, доступностью сырья для их производства. Основой СМС являются синтетические ПАВ. Это могут быть и катионоактивные, и неионогенные ПАВ. Однако главным компонентом большинства СМС являются анионоактивные синтетические ПАВ. Рассмотрим важнейшие из них.
Алкилсульфонаты RSO3Na обладают высокой эмульгирующей и смачивающей способностью.
Способы получения
Сульфохлорирование предельных УВ (С12—С16) с последующим омылением алкилсульфохлрида:
hv
R-H + SO2 + Cl2 -> R-SO2-C1 + НС1
Алкил сульфохлорид
RSO2C1 + 2NaOH -> R-SO2-ONa + NaCI + H20
Сульфоокисление предельных УВ и нейтрализация полученной алкансульфокислоты:
2R-H + 2SO2 + О2 -> 2R—SO2—ОНАл кан сульфокислота
RSO2OH + NaOH -> R-SO2-ONa + Н2О
Присоединение гидросульфита натрия к алкенам:
R-CH=CH2 + NaHSO3 -> R-CH-SO3Na
СН3
Алкиларилсульфонаты химически устойчивы, сравнительнодешевы и эффективны.
Синтез осуществляется в две стадии:
+ С12Н25С1+ С12Н25С1А1С13А1С13-НС1-НС1Додецил- бензол+NaOHДодецил- бензол+NaOHHO3SHO3Sл-Додецилбензолсульфо-л-Додецилбензолсульфо--н2с/-н2с/+H2SO4-Н2О h+H2SO4-Н2О hNaO3SNaO3Sкислотакислотал-Додецилбензол Сульфонатл-Додецилбензол Сульфонатнатриянатрия
+ С12Н25С1
+ С12Н25С1
А1С13
А1С13
-НС1
-НС1
Додецил- бензол
+NaOH
Додецил- бензол
+NaOH
HO3S
HO3S
л-Додецилбензолсульфо-
л-Додецилбензолсульфо-
-н2с/
-н2с/
+H2SO4
-Н2О h
+H2SO4
-Н2О h
NaO3S
NaO3S
кислота
кислота
л-Додецилбензол Сульфонат
л-Додецилбензол Сульфонат
натрия
натрия
Алкилсульфаты R—О—SO2—ONa дают обильную пену.
Способы получения
Этерификация высших алифатических спиртов серной кислотой с последующей нейтрализацией образующихся кислых сложных эфиров:
+H2SO4+NaOE
R-CH2-OH —^-5- r-ch2-oso3h "H2O Алкилсерная—Н2О
кислота
► R-CH2-OSO3NaАлкилсульфатнатрия
Присоединение H2SO4 к алкенам и нейтрализация образовавшихся кислот:
.+NaOH
R-CH - СН2 + H2SO4 ;k R—CH—OSO3H ►
I-H2O
CH3
► R—CH—OSO3Na
CH3
Вторичный алкилсульфатнатрия
CMC очень медленно разлагаются, вредные результаты их воздействия на природу и живые организмы непредсказуемы. Перевод ПАВ в пену, адсорбция активным углем, нейтрализация катионактивными веществами и др. недостаточно эффективны и очень дороги. Поэтому предпочтительна очистка сточных вод от ПАВ в отстойниках и в естественных условиях (в водоемах) путем биологического окисления под действием гетеротрофных бактерий, которые входят в состав активного ила. Процесс идет до превращения органических веществ в углекислый газ и воду. При биохимической очистке окисление ведется в присутствии ферментов. Микробиологический метод основан на использовании высокоактивных культур микроорганизмов. Получены штаммы бактерий, разрушающих алкилсульфаты, алкил сульфонаты, ал кил бензол сульфонаты и др.
Вопросы для контроля
Что такое ПАВ?
Какое строение имеют молекулы ПАВ? Какая часть молекулы ПАВ растворяется в водной среде?
На какие типы делятся ПАВ по характеру гидрофильных и гидрофобных групп?
Приведите примеры катионоактивных и неионогенных ПАВ.
К какому типу ПАВ относятся обычные мыла?
Что такое твердое мыло, жидкое мыло?
Какими недостатками обладают мыла?
Приведите примеры важнейших анионоактивных ПАВ, являющихся основой синтетических моющих средств.
Каковы наиболее эффективные методы защиты окружающей среды от загрязнения поверхностно-активными веществами?
§ 10.7. Углеводы
Углеводы — обширный класс природных соединений, которые играют важную роль в жизни человека, животных и растений.
Название «углеводы», эти соединения получили потому, что состав многих из них выражается общей формулой С„(Н2О)т, т. е. они формально являются соединениями углерода и воды.
С развитием химии углеводов обнаружены соединения, состав которых не отвечает приведенной общей формуле, но обладающие свойствами веществ своего класса (например, дезоксирибоза С5Н]0О4). В то же время есть вещества, соответствующие общей формуле углеводов, но не проявляющие их свойств (например, природный шестиатомный спирт инозит С6Н12О6).
Биологическая роль
Углеводы относятся к числу наиболее распространенных в природе органических соединений: они являются компонентами клеток всех растительных и животных организмов. Углеводы образуются растениями в процессе фотосинтеза:
Хлорофилл, hv
пСО2 + wH2O ► С„(Н2О)И + лО2
Углеводы
Животные не способны сами синтезировать углеводы и используют углеводы, синтезируемые растениями. Углеводы составляют значительную долю пищи млекопитающих.
В процессах дыхания происходит окисление углеводов, в результате чего выделяется энергия, необходимая для функционирования живых организмов:
С„(Н2О)т + »О2 -> лСО2 + тН2О + энергия
При полном окислении 1 г углеводов освобождается 17,6 кДж энергии. Некоторое количество выделяющейся
энергии превращается в тепло, а большая часть ее аккумулируется в АТФ (см. тему «Нуклеиновые кислоты») и затем расходуется в процессах жизнедеятельности.
Функции углеводов в живых организмах разнообразны. Они служат источником запасной энергии (в растениях — крахмал, в животных организмах — гликоген). В растительных организмах углеводы являются основой клеточных мембран. В качестве одного из структурных компонентов остатки углеводов входят в состав нуклеиновых кислот.
Классификация углеводов
Все углеводы можно разделить на две группы: простые углеводы, или моносахариды, и сложные углеводы.
Простые углеводы (моносахариды) — это простейшие углеводы, не гидролизующиеся с образованием более простых углеводов. ~
Сложные углеводы — это углеводы, молекулы которых состоят из двух или большего числа остатков моносахаридов и разлагаются на эти моносахариды при гидролизе.
МОНОСАХАРИДЫ
Моносахариды представляют собой соединения со смешанными функциями. Они содержат альдегидную или кетогруппу и несколько гидроксильных групп, т. е. являются альдегидоспиртами или кетоноспиртами. Следовательно, углеводы являются полипщроксикарбонильными соединениями.
Моносахариды с альдегидной группой называются альдозами, с кетогруппой — кетозами. По числу углеродных атомов в молекуле моносахариды делятся на тетрозы, пентозы, гексозы и т. д. (табл. 50).
Альдозы и кетозы с одинаковым числом атомов углерода изомерны между собой. Наибольшее значение среди моносахаридов имеют гексозы и пентозы.
Структура моносахаридов
Для изображения строения моносахаридов используют проекционные формулы Фишера. В формулах Фишера цепь 660
Классификация моносахаридов по числу углеродных атомов
Тетрозы С4Н8О4
Пентозы
С5Н10О5
Гексозы с6н12о6
0
!хн *сн-он
Z
С 1 хн *сн-он
с
1 хн
♦СН-ОН
Альдозы
*СН-ОН
СН2ОН
*сн-он
*сн-он
*сн-он
*сн-он
СН2ОН
♦СН-ОН 1
Альдотетрозы
Альдопентозы
СН2ОН
Альдогексозы
СН2ОН
СН2ОН
СН2ОН
с=о
с=о
с=о
*сн-он
*сн-он
♦СН-ОН
Кетозы
СН2ОН
*СН-ОН
*сн-он
СН2ОН
♦СН-ОН
СН2ОН
Кетотетрозы
Кетопентозы
Кетогексозы
Таблица 50
Классификация моносахаридов
* Асимметрические атомы углерода, т. е. атомы, связанные с четырьмя разными атомами и атомными группами.
углеродных атомов располагается в одну линию. Нумерация цепи начинается с атома углерода альдегидной группы (в случае альдоз) или с крайнего атома углерода, к которому ближе располагается кетогруппа (в случае кетоз). Атомы водорода и группы —ОН у асимметрических атомов «С» располагаются слева и справа от углеродной цепи.
В зависимости от пространственного расположения атомов «Н» и ОН-групп у 4-го атома углерода у пентоз и 5-го
атома углерода у гексоз моносахариды относят к D- или L-ряду.
Моносахарид относят к D-ряду, если ОН-группа у этих атомов располагается справа от цепи:
1 ^°1 ^°2^НН-С-ОН2^7 Н Н-С-ОНз 1 • н-с-он31 * но-с-н41 ж н-с-он41 * Н-С-ОН5 1 сн2он51 * Н-С-ОНD-рибоза61 СН2ОН1 ^°1 ^°2^НН-С-ОН2^7 Н Н-С-ОНз 1 • н-с-он31 * но-с-н41 ж н-с-он41 * Н-С-ОН5 1 сн2он51 * Н-С-ОНD-рибоза61 СН2ОНD-глюкозаD-глюкозаСН2ОНСН2ОН3 I * но-с-нн-с-онгпН-С-ОНСН2ОНD-фруктоза3 I * но-с-нн-с-онгпН-С-ОНСН2ОНD-фруктоза
1 ^°
1 ^°
2^Н
Н-С-ОН
2^7 Н Н-С-ОН
з 1 • н-с-он
31 * но-с-н
41 ж н-с-он
41 * Н-С-ОН
5 1 сн2он
51 * Н-С-ОН
D-рибоза
61 СН2ОН
1 ^°
1 ^°
2^Н
Н-С-ОН
2^7 Н Н-С-ОН
з 1 • н-с-он
31 * но-с-н
41 ж н-с-он
41 * Н-С-ОН
5 1 сн2он
51 * Н-С-ОН
D-рибоза
61 СН2ОН
D-глюкоза
D-глюкоза
СН2ОН
СН2ОН
3 I * но-с-н
н-с-он
гп
Н-С-ОН
СН2ОНD-фруктоза
3 I * но-с-н
н-с-он
гп
Н-С-ОН
СН2ОНD-фруктоза
Почти все встречающиеся в природе моносахариды относятся к D-ряду
Для перехода от моносахарида D-ряда к моносахариду L-ряда нужно изменить конфигурацию всех асимметричес
ких углеродных атомов на противоположную:
1^°^Н Н-С-ОНз I* но-с-н4 н-с-он| ГС н-с-онсн2он D-глюкоза1^°^Н Н-С-ОНз I* но-с-н4 н-с-он| ГС н-с-онсн2он D-глюкозано-с-нI.н-с-он1* но-с-нГС но-с-нно-с-нI.н-с-он1* но-с-нГС но-с-н6 ’ сн2онL-глюкоза6 ’ сн2онL-глюкоза
1^°
^Н Н-С-ОН
з I* но-с-н
4 н-с-он
| ГС н-с-он
сн2он D-глюкоза
1^°
^Н Н-С-ОН
з I* но-с-н
4 н-с-он
| ГС н-с-он
сн2он D-глюкоза
но-с-н
I.
н-с-он
1* но-с-н
ГС но-с-н
но-с-н
I.
н-с-он
1* но-с-н
ГС но-с-н
6 ’ сн2он
L-глюкоза
6 ’ сн2он
L-глюкоза
Рассмотренные выше структуры моносахаридов являются ациклическими. Однако моносахариды могут существовать также в циклических формах. Циклические формы образуются в результате взаимодействия карбонильной труппы и одной из гидроксильных групп с образованием внутренних полуацеталей. (Вспомните: при взаимодействии R'O^ /ОН альдегидов со спиртами образуются полуацетали^ /С \ и). 662
Альдегидная или кетонная группа гексоз и пентоз взаимодействует с гидроксильными группами у С-4 или С-5. В результате образуются пяти- или шестичленные циклы. Эти циклы структурно аналогичны кислородсодержащим гетероциклам пирану и фурану:
ПиранПиранФуранФуранПоэтому циклические формы гексоз и пентоз соответственно называются пиранозными и фуранозными.Поэтому циклические формы гексоз и пентоз соответственно называются пиранозными и фуранозными.П-1люкоза (ациклическая альдегидная форма)П-1люкоза (ациклическая альдегидная форма)2 I * н-с-он2 I * н-с-онНО—С—НоНО—С—Но41 *н-с-он41 *н-с-он61 СН2ОН61 СН2ОНПолуацетальный (гликозидный) гидроксилПолуацетальный (гликозидный) гидроксилD- Гл юкопираноза (циклическая форма)D- Гл юкопираноза (циклическая форма)В растворах моносахаридов происходит миграция атома водорода между гидроксо-и карбонильной группой, при этом устанавливается подвижное равновесие между ациклической и циклической формами.Подвижное равновесие между взаимопревращающими- ся структурными изомерами (таутомерами) называется таутомерией.Циклические формы принято изображать перспективными формулами Хеуорса.Для перехода от формул Фишера к формулам Хеуорса нужно знать следующие правила:1. Изображаем цикл в виде плоского многоугольника (при этом цикл находится в плоскости, перпендикулярной плоскости изображения). Нумерацию атомов углерода вВ растворах моносахаридов происходит миграция атома водорода между гидроксо-и карбонильной группой, при этом устанавливается подвижное равновесие между ациклической и циклической формами.Подвижное равновесие между взаимопревращающими- ся структурными изомерами (таутомерами) называется таутомерией.Циклические формы принято изображать перспективными формулами Хеуорса.Для перехода от формул Фишера к формулам Хеуорса нужно знать следующие правила:1. Изображаем цикл в виде плоского многоугольника (при этом цикл находится в плоскости, перпендикулярной плоскости изображения). Нумерацию атомов углерода в
Пиран
Пиран
Фуран
Фуран
Поэтому циклические формы гексоз и пентоз соответственно называются пиранозными и фуранозными.
Поэтому циклические формы гексоз и пентоз соответственно называются пиранозными и фуранозными.
П-1люкоза (ациклическая альдегидная форма)
П-1люкоза (ациклическая альдегидная форма)
2 I * н-с-он
2 I * н-с-он
НО—С—Но
НО—С—Но
41 *н-с-он
41 *н-с-он
61 СН2ОН
61 СН2ОН
Полуацетальный (гликозидный) гидроксил
Полуацетальный (гликозидный) гидроксил
D- Гл юкопираноза (циклическая форма)
D- Гл юкопираноза (циклическая форма)
В растворах моносахаридов происходит миграция атома водорода между гидроксо-и карбонильной группой, при этом устанавливается подвижное равновесие между ациклической и циклической формами.
Подвижное равновесие между взаимопревращающими- ся структурными изомерами (таутомерами) называется таутомерией.
Циклические формы принято изображать перспективными формулами Хеуорса.
Для перехода от формул Фишера к формулам Хеуорса нужно знать следующие правила:
1. Изображаем цикл в виде плоского многоугольника (при этом цикл находится в плоскости, перпендикулярной плоскости изображения). Нумерацию атомов углерода в
В растворах моносахаридов происходит миграция атома водорода между гидроксо-и карбонильной группой, при этом устанавливается подвижное равновесие между ациклической и циклической формами.
Подвижное равновесие между взаимопревращающими- ся структурными изомерами (таутомерами) называется таутомерией.
Циклические формы принято изображать перспективными формулами Хеуорса.
Для перехода от формул Фишера к формулам Хеуорса нужно знать следующие правила:
1. Изображаем цикл в виде плоского многоугольника (при этом цикл находится в плоскости, перпендикулярной плоскости изображения). Нумерацию атомов углерода в
цикле производим по часовой стрелке. (Символы атомов углерода обычно не записывают).
Атомы и группы атомов, которые в формуле Фишера находятся справа от цепи, в формуле Хеуорса располагаются под плоскостью цикла, и наоборот. Исключение составляет группа —СН2ОН у 5-го атома углерода в гексозах, которая в случае D-гексоз всегда располагается над плоскостью цикла:
Формула Фишера <— D-глюкопираноза -♦ Формула Хеуорса
В циклических формах моносахаридов появляется еще один асимметрический атом углерода (С-1 у альдоз и С-2 у кетоз). Этот асимметрический атом углерода называется аномерным. Изомеры углеводов, отличающиеся расположением атомов и атомных групп у аномерного атома углерода, называются аномерами. Стереоизомер (пространственный изомер), в котором группа —ОН у аномерного атома «С» располагается под плоскостью цикла, называется а-аномером, а стереоизомер с противоположным расположением ОН-группы называется 0-аномером:
P-D-ГлюкопиранозаP-D-Глюкопираноза
P-D-Глюкопираноза
P-D-Глюкопираноза
Аномеры не могут непосредственно превращаться друг в друга. Переход от одного аномера к другому возможен только через промежуточное образование ациклической формы моносахарида.
Таким образом, в растворе глюкозы присутствуют различные таутомерные формы, находящиеся в динамическом
равновесии: сн2онравновесии: сн2онН-С-ОН a-D-Глюкопираноза | (a-глюкоза) НО — С — НН-С-ОН a-D-Глюкопираноза | (a-глюкоза) НО — С — НCHZDHCHZDHН ОНН ОНp-D- Глюкопираноза(р-глюкоза)p-D- Глюкопираноза(р-глюкоза)
равновесии: сн2он
равновесии: сн2он
Н-С-ОН a-D-Глюкопираноза | (a-глюкоза) НО — С — Н
Н-С-ОН a-D-Глюкопираноза | (a-глюкоза) НО — С — Н
CHZDH
CHZDH
Н ОН
Н ОН
p-D- Глюкопираноза(р-глюкоза)
p-D- Глюкопираноза(р-глюкоза)
н - с-он
н - С -ОН
СН2ОНD-Глюкоза
(альдегидная форма)
Биологически важной альдогексозой является также D-галактоза. Структурным отличием молекулы D-галакто- зы от молекулы D-глюкозы является положение ОН-груп- пы у 4-го атома углерода: в молекуле галактозы она располагается слева от углерод-углеродной цепи. Как и глюкоза, галактоза существует в виде нескольких таутомерных форм:
СН20Н
НО /°х Н
Кон н/ ►
hNИон
н он
а-Галакто пираноза
(а-галактоза)
Н 10
сх/
Н-С-ОНСН2ОН
з!но X—°х он
HO-C-H/н \
4 1^? МЛ' нЛ
но-с-нн^^н
н-с-онН он
6 |р-Галакто пираноза
СН20Н(р-галактоза)
Ациклическая (альдегидная) форма галактозы
Важнейшей кетогексозой является D-фруктоза (изомер D-глюкозы). Для циклических форм фруктозы характерны фуранозные структуры. Фуранозный цикл образуется в результате взаимодействия карбонильной (кетонной) группы со спиртовой группой при 5-м углеродном атоме.
Р-D-Фрукто-фуранозаР-D-Фрукто-фуранозаD-Фруктоза (кетоформа)D-Фруктоза (кетоформа)a-D-Фрукто-фуранозаa-D-Фрукто-фураноза
Р-D-Фрукто-фураноза
Р-D-Фрукто-фураноза
D-Фруктоза (кетоформа)
D-Фруктоза (кетоформа)
a-D-Фрукто-фураноза
a-D-Фрукто-фураноза
<сн2онHQ^2С1<сн2онHQ^2С1Чн20НЧн20Нно-ч н-ч н—5с .6СН20Нно-ч н-ч н—5с .6СН20Н.10Н-Ч -он ।н-5с16снгон.10Н-Ч -он ।н-5с16снгонФормула ФишераФормула ФишераОН НОН НФормула ХеуорсаФормула Хеуорса_ но-Ч-н 1Н-Ч-ОН Iн-5с'есн2он_ но-Ч-н 1Н-Ч-ОН Iн-5с'есн2онФормула ФишераФормула ФишераОН нОН нФормула ХеуорсаФормула Хеуорса
<сн2он
HQ^
2С1
<сн2он
HQ^
2С1
Чн20Н
Чн20Н
но-ч н-ч н—5с .
6СН20Н
но-ч н-ч н—5с .
6СН20Н
.10
Н-Ч -он ।
н-5с1
6снгон
.10
Н-Ч -он ।
н-5с1
6снгон
Формула Фишера
Формула Фишера
ОН Н
ОН Н
Формула Хеуорса
Формула Хеуорса
_ но-Ч-н 1
Н-Ч-ОН I
н-5с'
есн2он
_ но-Ч-н 1
Н-Ч-ОН I
н-5с'
есн2он
Формула Фишера
Формула Фишера
ОН н
ОН н
Формула Хеуорса
Формула Хеуорса
Среди пентоз наиболее известны D-рибоза и ее производное 2-дезокси-D-рибоза, у которой нет гидроксильной группы при втором углеродном атоме. Эти моносахариды входят в состав рибо- и дезоксирибонуклеиновых кислот (РНК и ДНК) в фуранозной форме.
ОНОНР - D -Ри бо фураноза(Р-рибоза) - ■Р - D -Ри бо фураноза(Р-рибоза) - ■D-Рибоза (альдегидная форма)D-Рибоза (альдегидная форма)a-D-Рибофураноза (а-рибоза)a-D-Рибофураноза (а-рибоза)
ОН
ОН
Р - D -Ри бо фураноза
(Р-рибоза) - ■
Р - D -Ри бо фураноза
(Р-рибоза) - ■
D-Рибоза (альдегидная форма)
D-Рибоза (альдегидная форма)
a-D-Рибофураноза (а-рибоза)
a-D-Рибофураноза (а-рибоза)
Н оН о2-Дезокси-р-В- рибофураноза(Р-дезокси- рибоза)2-Дезокси-р-В- рибофураноза(Р-дезокси- рибоза)'СI
Н о
Н о
2-Дезокси-р-В- рибофураноза
(Р-дезокси- рибоза)
2-Дезокси-р-В- рибофураноза
(Р-дезокси- рибоза)
Н-2Сн-чн -ч
I
он нон н2-Дезокси-а-В рибофураноза (a-дезоксирибоза)2-Дезокси-а-В рибофураноза (a-дезоксирибоза)5сн2он5сн2он2-Дезокси-В-рибоза (альде-гидная форма)
он н
он н
2-Дезокси-а-В рибофураноза (a-дезоксирибоза)
2-Дезокси-а-В рибофураноза (a-дезоксирибоза)
5сн2он
5сн2он
Физические свойства
Моносахариды представляют собой бесцветные кристаллические вещества, сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде, нерастворимые в эфире, плохо растворимые в спирте. Сладость моносахаридов различна. Например, фруктоза слаще глюкозы в три раза.
Химические свойства
Моносахариды — это соединения со смешанными функциями.
В растворах существует динамическое равновесие между несколькими таутомерными формами моносахаридов, поэтому в зависимости от условий и реагентов они могут реагировать в открытой или циклической форме. При этом равновесие смещается в сторону образования той формы, которая вступает во взаимодействие.
Химические свойства моносахаридов обусловлены наличием:
карбонильной группы в открытых формах моносахаридов;
спиртовых гидроксильных групп как в открытых, так и в циклических формах моносахаридов;
полуацетальной гидроксильной группы в циклических формах моносахаридов.
Рассмотрим химические свойства моносахаридов на примере важнейшего из них — глюкозы.
I. Реакции с участием альдегидной группы глюкозы (т. е. свойства глюкозы как альдегида).
Восстановление (гидрирование) с образованием многоатомного спирта:
1хн
Н-С-ОНСН2ОН
INi I
НО-С-Н + Н2 ► (СНОН)4
Н-С-ОНСН2ОН-
I Н—С—ОНГлюцит (сорбит)
СН2ОН
ГлюкозаИ
В ходе этой реакции карбонильная группа —С— восстанавливается и образуется новая спиртовая группа -ОН.
Окисление
Глюкоза легко окисляется. В зависимости от характера окислителей получаются различные продукты.
Окисление под действием слабых (мягких) окислителей с образованием глюконовой кислоты.
К числу таких реакций относятся качественные реакции
де при нагревании:1ХН Н-С-ОННО-С-Н + Ag2OН-С-ОНН-С-ОНСН2ОНВискозаде при нагревании:1ХН Н-С-ОННО-С-Н + Ag2OН-С-ОНН-С-ОНСН2ОНВискозана глюкозу как альдегид: реакция с аммиачным раствором оксида серебра (I) Ag2O (реакция «серебряного зеркала») и реакция с гидроксидом меди (П) Си(ОН)2 в щелочной сре
де при нагревании:
1ХН Н-С-ОН
НО-С-Н + Ag2O
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
Вискоза
де при нагревании:
1ХН Н-С-ОН
НО-С-Н + Ag2O
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
Вискоза
СООН
Н-С-ОН nh4oh.
►НО—С—Н+ 2Ай4.
Г|
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
Глюконовая кислота (соль этой кислоты — глюконат кальция — известное лекарственное средство)
IXH Н-С-ОННО-С-Н + 2Си(ОН)2Н-С-ОНН-С-ОНСН2ОНIXH Н-С-ОННО-С-Н + 2Си(ОН)2Н-С-ОНН-С-ОНСН2ОНГлюкозаГлюкозаСООН
IXH Н-С-ОН
НО-С-Н + 2Си(ОН)2
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
IXH Н-С-ОН
НО-С-Н + 2Си(ОН)2
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
Глюкоза
Глюкоза
Н-С-ОН
► НО-С-Н + CUjOi + 2Н2О
Н—С—ОН Кирпично- |красный
Н—С—ОН осадок
СН.ОН
Глюконовая кислота
В ходе этих реакций альдегидная группа —СНО окисляется до карбоксильной группы —СООН,
Окисление под действием сильных окислителей (например, азотной кислоты HNO3) с образованием двухосновной глюкаровой кислоты:
!хн Н-С-ОН
СООН
Н-С-ОН
но-с-н
НО-С-Н
Н-С-ОН
Н-С-ОН
Н-С-ОН
Н-С-ОН
СН2ОН
СООН
Глюкоза
Глюкаровая
кислота
В ходе этой реакции и альдегидная группа —СНО и первичная спиртовая группа —СН2ОН окисляются до карбоксильных групп —СООН.
Реакции глюкозы с участием гидроксильных групп (т. е. свойства глюкозы как многоатомного спирта):
Взаимодействие с Си(ОН)2 на холоду с образованием глюконата меди (II) (качественная реакция на глюкозу как многоатомный спирт):
ОНО :0х
2С6Н10О4 + Си(ОН)2>С6нХ Чс/\н10О4 + 2Н2О
_ ОНО:О
Глюкоза/
“ Глюконат меди (II) (темно-синий раствор)
Взаимодействие с ангидридами или галогенангидрида-
ми кислот с образованием сложных эфиров:
а-Глюкозаа-Глюкоза5Ас20Уксусныйангидрид5Ас20УксусныйангидридСН2ОЛСи/Н МVе !^o4~f0АсN №СН2ОЛСи/Н МVе !^o4~f0АсN №+ 5АС0НУксуснаякислота+ 5АС0НУксуснаякислотаПентаацетил-а-глюкоза(пентаацетат-а-глюкозы)Пентаацетил-а-глюкоза(пентаацетат-а-глюкозы)
а-Глюкоза
а-Глюкоза
5Ас20
Уксусныйангидрид
5Ас20
Уксусныйангидрид
СН2ОЛС
и/Н М
Vе !^o4~f0Ас
N №
СН2ОЛС
и/Н М
Vе !^o4~f0Ас
N №
+ 5АС0Н
Уксуснаякислота
+ 5АС0Н
Уксуснаякислота
Пентаацетил-а-глюкоза(пентаацетат-а-глюкозы)
Пентаацетил-а-глюкоза(пентаацетат-а-глюкозы)
Взаимодействие с галогеналканами с образованием простых эфиров:
н ОНн ОНа-Глюкозаа-Глюкоза5СН315СН31И ОСН3И ОСН35 HI5 HIПентаметил- а-глюкозаПентаметил- а-глюкоза
н ОН
н ОН
а-Глюкоза
а-Глюкоза
5СН31
5СН31
И ОСН3
И ОСН3
5 HI
5 HI
Пентаметил- а-глюкоза
Пентаметил- а-глюкоза
Реакция происходит в присутствии Ag2O для связывания выделяющегося при реакции HI.
Взаимодействие со спиртами с образованием гликозидов
Гликозиды — это производные углеводов, у которых гликозидный гидроксил замещен на остаток какого-либо органического соединения. В случае глюкозы гликозиды назы-
* Ас — ацетил СНЭ— С ^
ваются глюкозидами. Связь между углеводным остатком и остатком другого компонента называется гликозидной.
Н ОН Я ОН
а-Глюкоза Метил-а-глюкозид
В данных условиях в реакцию вступает только гликозидный гидроксил, спиртовые гидроксильные группы в реакции не участвуют.
Гликозиды играют чрезвычайно важную роль в растительном и животном мире. Существует огромное число природных гликозидов, в молекулах которых с атомом С (1) глюкозы связаны остатки самых различных соединений.
Брожение (ферментация) моносахаридов
Брожение — это расщепление моносахаридов под влиянием биологических катализаторов — ферментов, вырабатываемых микроорганизмами. Разные микроорганизмы вызывают различные виды брожения. Название вида брожения определяется названием образующихся продуктов брожения.
Брожение — сложный многостадийный биохимический процесс. Ниже приводятся лишь суммарные уравнения различных типов брожения глюкозы.
Спиртовое брожение:
Ферменты дрожжей*
С6Н12О6 —► 2С2Н5ОН + 2COJ.
ГлюкозаЭтиловый спирт
Маслянокислое брожение:
Ферменты**
С6Н12О6СН3-СН2-СН2-СООН + 2Н3Т+ 2СО2Т.
Масляная кислота
Молочнокислое брожение:
Ферменты
С6Н12О6 ► 2СН3—CH—СООН
ОН
Молочная кислота (образуется в организмах высших животных при мышечных сокращениях)
Лимоннокислое брожение:СООН
ФерментыI
С6Н12О6 + 3[О] ► НООС-СН2-С-СН2-СООН + 2Н2О
он
Лимонная кислота
Биологическая роль глюкозы и фруктозы
D-глюкоза (виноградный сахар) широко распространена в природе: содержится в винограде и других плодах, в меде. Она является обязательным компонентом крови и тканей животных и непосредственным источником энергии для клеточных реакций. Уровень содержания глюкозы в крови человека постоянен и находится в пределах 0,08— 0,11%. Во всем объеме крови взрослого человека содержится 5—6 г глюкозы. Такого количества достаточно для покрытия энергетических затрат организма в течение 15 мин его жизнедеятельности. При некоторых патологиях, например при заболевании сахарным диабетом, содержание глюкозы в крови повышается и избыток ее выводится с мочой. При этом количество глюкозы в моче может возрасти до 12% против обычного — 0,1%.
D-фруктоза (фруктовый сахар) в свободном виде содержится в фруктах, меде. Входит в состав сахарозы и полисахарида инулина. Ценный питательный продукт.
Получение и применение глюкозы
В промышленности глюкозу получают гидролизом крахмала и целлюлозы.
Производство аскорбиновой кислоты (витамин С)Производство аскорбиновой кислоты (витамин С)Пищевая промышленностьПищевая промышленностьГлюконовая кислотаГлюконовая кислотаСорбит (заменитель сахара для больных сахарным диабетом)Сорбит (заменитель сахара для больных сахарным диабетом)ГлюкозаГлюкозаТекстильное производство (восстановитель)Текстильное производство (восстановитель)Раствор глюкозы используется для внутривенных инъекцийРаствор глюкозы используется для внутривенных инъекций
Производство аскорбиновой кислоты (витамин С)
Производство аскорбиновой кислоты (витамин С)
Пищевая промышленность
Пищевая промышленность
Глюконовая кислота
Глюконовая кислота
Сорбит (заменитель сахара для больных сахарным диабетом)
Сорбит (заменитель сахара для больных сахарным диабетом)
Глюкоза
Глюкоза
Текстильное производство (восстановитель)
Текстильное производство (восстановитель)
Раствор глюкозы используется для внутривенных инъекций
Раствор глюкозы используется для внутривенных инъекций
СЛОЖНЫЕ УГЛЕВОДЫ
Олигосахариды (oligos — «малый») — низкомолекулярные сахароподобные углеводы, содержащие от двух до десяти остатков моносахаридов (обычно гексоз), соединенных гликозидными связями.
Простейшими из них являются дисахариды.
Дисахариды
Дисахариды-— продукты конденсации двух моносахаридов.
Важнейшие природные представители: сахароза (тростниковый или свекловичный сахар), мальтоза (солодовый сахар), лактоза (молочный сахар), целлобиоза. Все они имеют одну и ту же эмпирическую формулу С12Н22Он, т. е. являются изомерами.
Физические свойства
Дисахариды — типичные сахароподобные углеводы; это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, имеющие сладкий вкус.
Строение
Молекулы дисахаридов могут содержать два остатка одного моносахарида или два остатка разных моносахаридов.
Связи, образующиеся между остатками моносахаридов, могут быть двух типов:
Связь, в образовании которой принимают участие полуацетальные гидроксилы обеих молекул моносахаридов.
Например, образование молекулы сахарозы:
ПолуацетальныеПолуацетальныеН ОН ОН Н а-Глюкоза р-Фруктоза (повернута на 180°)Н ОН ОН Н а-Глюкоза р-Фруктоза (повернута на 180°)снгонснгонН ОН ОН НН ОН ОН НСахароза (а-1,2-Гликозидная связь)Сахароза (а-1,2-Гликозидная связь)
Полуацетальные
Полуацетальные
Н ОН ОН Н а-Глюкоза р-Фруктоза (повернута на 180°)
Н ОН ОН Н а-Глюкоза р-Фруктоза (повернута на 180°)
снгон
снгон
Н ОН ОН Н
Н ОН ОН Н
Сахароза (а-1,2-Гликозидная связь)
Сахароза (а-1,2-Гликозидная связь)
Связь, в образовании которой принимают участие полуацетальный гидроксил одного моносахарида и спиртовый гидроксил другого моносахарида.
Например, образование молекул мальтозы, лактозы и целлобиозы:
Полуацетальные гидроксилы
Спиртовый гидроксил
Полуацетальные гидроксилы
р~ Глюкоза р-ГлюкозаЦеллобиоза
Спиртовый гидроксил<Р-1,4-гликозццная связь)
Спиртовый гидроксилСпиртовый гидроксил(р-1,4-гликозидная связь)(р-1,4-гликозидная связь)
Спиртовый гидроксил
Спиртовый гидроксил
(р-1,4-гликозидная связь)
(р-1,4-гликозидная связь)
Отсутствие или наличие в молекулах дисахаридов полуацетального гидроксила существенно отражается на их свойствах.
Химические свойства дисахаридов
Дисахариды, в молекулах которых сохраняется полуацетальный гидроксил (мальтоза, лактоза, целлобиоза), в растворах частично превращаются в открытые альдегидные формы и вступают в реакции, характерные для альдегидов, 674
в частности в реакцию «серебряного зеркала». Такие дисахариды называются восстанавливающими (восстанавливают Си(ОН)2 и Ag2O). Дисахариды, в молекулах которых нет полуацетального гидроксила (сахароза) и которые не могут переходить в открытые карбонильные формы, называются невосстанавливающими (не восстанавливают Си(ОН)2 и Ag2O).
Все дисахариды являются многоатомными спиртами, для них характерны свойства многоатомных спиртов (образование простых и сложных эфиров), они дают качественную реакцию на многоатомные спирты:
о|н НО]НО
С]2Н2дО9 + Си +С12Н20О9►
4 ОНХ|он h|qz
СахарозаГидроксид
меди (П)н
/° \ Z°\
►С12Н20О9 Си С12Н20О9 + 2Н20
ХОнхСахарат меди (раствор ярко-синего цвета)
Все дисахариды гидролизуются с образованием моносахаридов:f н+
С12Н22 О]] + Н2О ► С6Н12О6+ СбН12Об
СахарозаГлюкоза Фруктоза
В живых организмах гидролиз идет под действием ферментов.
Полисахариды
• Полисахариды — высокомолекулярные несахароподобные углеводы, содержащие от десяти до сотен тысяч остатков моносахаридов (обычно гексоз), связанных гликозидными связями.
Важнейшие природные представители: крахмал, гликоген, целлюлоза. Это природные полимеры (ВМС), мономером которых является глюкоза. Их общая эмпирическая формула (C6HlflO5)fl.
Крахмал
Аморфный порошок белого цвета, без вкуса и запаха, плохо растворим в воде, в горячей воде образует коллоид- 22*675
ный раствор. Макромолекулы крахмала построены из большого числа остатков а-глюкозы. Крахмал состоит из двух фракций: амилозы и амилопектина. Соотношение между амилозой и амилопектином в крахмалах разных растений различно. В среднем содержание амилозы — 20—30%, амилопектина — 70—80%.
Амилоза
Молекулы амилозы — это очень длинные неразветвлен- ные цепи, состоящие из остатков а-глюкозы:
Полуацетальные гидроксилыПолуацетальные гидроксилыа-Глюкозаа-ГлюкозаАмилоза.. (а-1,4-Гликозидная связь)Амилоза.. (а-1,4-Гликозидная связь)Структурное звеноамилозы
Полуацетальные гидроксилы
Полуацетальные гидроксилы
а-Глюкоза
а-Глюкоза
Амилоза.. (а-1,4-Гликозидная связь)
Амилоза.. (а-1,4-Гликозидная связь)
Относительная молекулярная масса молекул амилозы колеблется от 60 до 500 тыс. Но молекулы имеют очень компактное строение, так как закручены в спираль, на виток спирали приходится 6—7 остатков а-глюкозы.
Амилопектин
Молекулы амилопектина в отличие от молекул амилозы сильно разветвлены.
Подавляющее большинство глюкозных остатков в амилопектине связаны, как и в амилозе а-1,4-гликозидными 676
связями. Однако в точках разветвлений цепи имеются а-1,6-гликозидные связи.
Число глюкозных остатков в молекулах амилопектина значительно выше, относительная молекулярная масса колеблется от 100 тыс. до 1 млн.
Молекулы амилопектина также довольно компактны, так как имеют сферическую форму.
СН20Н СН20Н СНгОН
н он н ОН н он
СНгОН СН20Н сн2он
Амилопектин
Химические свойства крахмала
Гидролиз крахмала
Процесс гидролиза идет ступенчато, схематически его можно изобразить так:
+Н20, Ферменты+Н20, Ферменты
(С6н10о5)п> (С6н10о5)х >
КрахмалДекстрины (х < л)
+Н2О, Ферменты
-^С^НзгОи > Л С6Н12О6
МальтозаГлюкоза
Реакцию превращения крахмала в глюкозу при каталитическом действии серной кислоты открыл в 1811 г. русский ученый К. Кирхгоф (реакция Кирхгофа).
Качественная реакция на крахмал
(С6н10о5)я +12 -> комплексное соединение сине-фиолетового цвета.
При нагревании окрашивание исчезает (комплекс разрушается), при охлаждении появляется вновь.
Большинство глюкозных остатков в молекулах крахмала имеют по 3 свободных гидроксила (у 2,3 и 6-го атомов углерода), в точках разветвления —- у 2-го и 3-го атомов углерода.
Следовательно, для крахмала возможны реакции, характерные для многоатомных спиртов, в частности образование простых и сложных эфиров. Однако эфиры крахмала большого практического значения не имеют.
Качественную реакцию на многоатомные спирты крахмал не дает, так как плохо растворяется в воде.
Применение крахмала
Крахмал применяется в кондитерском производстве (получение глюкозы и патоки), является сырьем для производства этилового, н-бутилового спиртов, ацетона, лимонной кислоты, глицерина и т. д. Он используется в медицине в качестве наполнителей (в мазях и присыпках), как клеящее средство.
Биологическая роль крахмала. Гликоген
Крахмал — один из продуктов фотосинтеза, главное запасное питательное вещество растений. Остатки глюкозы в молекулах крахмала соединены достаточно прочно и в то же время под действием ферментов легко могут отщепляться, как только возникает потребность в источнике энергии.
Птикоген — это эквивалент крахмала, синтезируемый в животном организме, т. е. это тоже резервный полисахарид, молекулы которого построены из большого числа остатков а-глю- козы. Содержится гликоген главным образом в печени и мышцах. По своему строению он очень близок амилопектину.
Отличие гликогена от амилопектина:
Содержит большее число остатков а-глюкозы, относительная молекулярная масса колеблется от 1 до 15 млн.
Превращение крахмала в организме человека и животных:Превращение крахмала в организме человека и животных:
Превращение крахмала в организме человека и животных:
Превращение крахмала в организме человека и животных:
Молекулы гликогена более разветвленные и вследствие этого более плотные.
Гликоген — белый аморфный порошок, хорошо растворяется даже в холодной воде, легко гидролизуется под действием кислот и ферментов, образуя в качестве промежуточных веществ декстрины, мальтозу и при полном гидролизе — глюкозу.
Целлюлоза, или клетчатка
Главная составная часть растительной клетки, синтезируется в растениях (в древесине до 60% целлюлозы).
Чистая целлюлоза — белое волокнистое вещество, без вкуса и запаха, нерастворимое в воде.
Молекулы целлюлозы — это длинные цепи, состоящие из остатков р-глюкозы, которые соединяются за счет образования р-1,4-гликозидных связей:
Р-ГлюкозаР-ГлюкозаСтруктурное звено целлюлозыСтруктурное звено целлюлозыЦеллюлоза ф-1,4-гликозидная связь)Целлюлоза ф-1,4-гликозидная связь)+ пН20679+ пН20679
Р-Глюкоза
Р-Глюкоза
Структурное звено целлюлозы
Структурное звено целлюлозы
Целлюлоза ф-1,4-гликозидная связь)
Целлюлоза ф-1,4-гликозидная связь)
+ пН20
679
+ пН20
679
Различия в строении и свойствах крахмала и целлюлозы
Содержат остатки разных форм циклической глюкозы: крахмал — остатки а-глюкозы;
целлюлоза — остатки р-глюкозы.
Содержат разное число структурных звеньев — остатков глюкозы:
крахмал — до нескольких тысяч (Мг — до 1 млн);
целлюлоза — до 40 тыс. (Мг — до 20 млн).
Между остатками глюкозы образуются различные связи:
в крахмале — а-1,4- и а~1,6-гликозидные связи;
в целлюлозе — р-1,4-гликозидные связи.
Макромолекулы имеют различную структуру:
крахмал — разветвленные и неразветвленные молекулы, компактно свернутые;
целлюлоза — только неразветвленные молекулы, имеют вид нитей, так как форма остатков р-глюкозы исключает спирализацию.
Характер межмолекулярных взаимодействий:
в крахмале макромолекулы имеют компактную форму, водородные связи между ними почти не образуются;
в целлюлозе между молекулами нитевидной формы образуются очень прочные водородные связи (в которых участвуют свободные гидроксильные группы), нити объединяются в пучки, пучки — в волокна. Поэтому в воде, спирте, эфире целлюлоза не растворяется и не набухает, как крахмал.
Крахмал — продукт питания, так как в организмах человека и животных есть ферменты, расщепляющие а-1,4- и а-1,6-гликозидные связи.
Целлюлоза не является продуктом питания человека и большинства животных, так как в их организмах нет ферментов, расщепляющих более прочные р-1,4-гликозидные связи.
Жвачные животные и кролики способны усваивать целлюлозу при посредстве содержащихся в их организме бактерий.
Химические свойства целлюлозы
Гидролиз целлюлозы
При длительном нагревании с минеральными кислота-
ми или под действием ферментов (у жвачных животных) идет ступенчатый гидролиз целлюлозы:
+Н2О+Н2О
(ОД0О5)„> ЯОД0О5),*
Целлюлоза
п+Н2О
—*"2 С12Н22ОИ > лС6Н12О6
ЦеллобиозаР- Глюкоза
Образование сложных эфиров
Каждое структурное звено целлюлозы содержит три сво-
ИЛИ[ОДО2(ОН)3]ДИЛИ[ОДО2(ОН)3]Д
ИЛИ
[ОДО2(ОН)3]Д
ИЛИ
[ОДО2(ОН)3]Д
Следовательно, целлюлоза может вступать в реакции, характерные для многоатомных спиртов:
взаимодействие с неорганическими кислотами:
ОНСДОБОЙ +3nHONQОН иОНСДОБОЙ +3nHONQОН иH2SO4H2SO4АзотнаяЦеллюлоза кислота (конц.)АзотнаяЦеллюлоза кислота (конц.)O-NO,ОДО2 <O-NQO-NO,O-NO,ОДО2 <O-NQO-NO,+ ЗлН2Оп+ ЗлН2ОпТринитрат целлюлозы (тринитроцеллюлоза)Тринитрат целлюлозы (тринитроцеллюлоза)
ОН
СДОБОЙ +3nHONQОН и
ОН
СДОБОЙ +3nHONQОН и
H2SO4
H2SO4
Азотная
Целлюлоза кислота (конц.)
Азотная
Целлюлоза кислота (конц.)
O-NO,ОДО2 <O-NQO-NO,
O-NO,ОДО2 <O-NQO-NO,
+ ЗлН2О
п
+ ЗлН2О
п
Тринитрат целлюлозы (тринитроцеллюлоза)
Тринитрат целлюлозы (тринитроцеллюлоза)
В результате реакции обычно образуется смесь моно-, ди- и тринитратов целлюлозы;
взаимодействие с органическими кислотами:
ОНодоЛон +4 ОЩлЦеллюлозаОНодоЛон +4 ОЩлЦеллюлоза/ H:SO. ЗлСН3С^ -2—» Уксусная ОН кислота/ H:SO. ЗлСН3С^ -2—» Уксусная ОН кислотаО-СО-СНзСбН7О2 —О—СО—СН3 +О-СО-СН3 пО-СО-СНзСбН7О2 —О—СО—СН3 +О-СО-СН3 пТриацетат целлюлозыТриацетат целлюлозы
ОНодоЛон +4 ОЩлЦеллюлоза
ОНодоЛон +4 ОЩлЦеллюлоза
/ H:SO. ЗлСН3С^ -2—» Уксусная ОН кислота
/ H:SO. ЗлСН3С^ -2—» Уксусная ОН кислота
О-СО-СНз
СбН7О2 —О—СО—СН3 +
О-СО-СН3 п
О-СО-СНз
СбН7О2 —О—СО—СН3 +
О-СО-СН3 п
Триацетат целлюлозы
Триацетат целлюлозы
+ ЗлН2О
Образуется смесь моно-, ди- и триацетатов целлюлозы.
Горение — полное окисление:
(C6HI0O5)„ + 6nO2 6пСО2 + 5лН2О
Целлюлоза
Термическое разложение целлюлозы без доступа воздуха: Г
(С6НШО5)Л —>Древесный уголь + Н2О + Летучие органичес-
Целлюлозакие вещества
Применение целлюлозы
Являясь составной частью древесины, целлюлоза используется в строительном и столярном деле и как топливо (горение идет с выделением энергии); из древесины получают бумагу и картон, этиловый спирт. В виде волокнистых материалов (хлопка, льна, конопли) целлюлоза используется для изготовления тканей, нитей; эфиры целлюлозы идут на изготовление нитролаков, кинопленок, бездымного пороха, пластмасс, медицинского коллодия, искусственного волокна.
Вопросы для контроля
Что такое углеводы?
На какие группы делятся углеводы?
Что такое моносахариды?
Что такое: а) альдозы; б) кетозы?
Как подразделяются моносахариды по числу углеродных атомов?
Какой атом углерода называется асимметрическим?
Какие моносахариды относятся к D-ряду?
Как перейти от моносахарида D-ряда к моносахариду L-ряда?
В каких циклических формах могут существовать моносахариды?
Какой гидроксил называется полуацетальным (гликозид- . ным) гидроксилом?
Как перейти от формулы Фишера к формуле Хеуорса?
Что называется таутомерией?
Какой атом углерода называется аномерным?
Чем отличаются а- и p-аномеры глюкозы?
Какие физические свойства имеют моносахариды?
Какие реакции характерны для моносахаридов?
Что такое олигосахариды?
Что такое дисахариды?
Что такое восстанавливающие и невосстанавливающие дисахариды? Приведите примеры.
Каковы физические свойства дисахаридов?
Что такое полисахариды?
В чем отличие амилозы от амилопектина по химическому строению?
Каковы химические свойства крахмала?
Что такое гликоген и какова его роль в животных организмах?
В чем отличие целлюлозы от крахмала?
Каковы химические свойства целлюлозы? Почему крахмал и целлюлоза не дают качественную реакцию на многоатомные спирты?
Охарактеризуйте применение и биологическую роль крахмала и целлюлозы.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Растение поглотило в процессе фотосинтеза оксид углерода (IV) объемом 33,6 л (н. у). Какое количество глюкозы образовалось при этом?
Составьте уравнение реакций, протекающих по схеме: крахмал -» глюкоза -» этанол -» оксид углерода (IV) — крахмал.
Какое количество оксида углерода (IV) выделилось на третьей стадии, если был взят крахмал массой 243 г?
Вычислите массу сахарозы, подвергшуюся гидролизу с учетом того, что из образовавшейся глюкозы получена молочная кислота массой 54 г при массовой доле выхода 60%.
Вычислите массу взятого метана, если полученным при его разложении водородом восстановлена глюкоза массой 36 г.
Какую массу этанола можно получить из 200 кг древесины, содержащей 50% целлюлозы?
Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно отличить водный раствор глюкозы от раствора сахарозы.
Напишите уравнения реакций получения моно- и динитрата, моно- и диацетата целлюлозы.
Напишите уравнения реакций взаимодействия (в присутствии НС1 как катализатора): а) а-глюкозы с этиловым спиртом; б) Р-глюкозы с изопропиловым спиртом; в) а-фруктозы с метиловым спиртом; г) Р-глюкозы с метиловым спиртом. Назовите образующиеся соединения.
Как получить из крахмала глюконат кальция? Напишите схему реакций.
Сколько граммов пентаацетил глюкозы образуется из 18 г глюкозы, если выход продукта равен 70%?
В результате кислотного гидролиза 10 г целлюлозы получили 5,2 г глюкозы. Сколько процентов это составляет от теоретически рассчитанного количества?
Определите выход этилового спирта, если известно, что из 1 т картофеля, содержащего 20% крахмала, получено брожением 100 л спирта (р = 0,8 г/см’).
При нагревании раствора глюкозы с голубым осадком гидроксида меди (II) цвет осадка изменился на красный. Составьте уравнение реакции и вычислите массу полученного осадка, если глюкоза взята массой 18 г.
Рассчитайте, какой объем раствора уксусной кислоты с массовой долей 80% (р = 1,06 г/см3) потребуется для полной этерификации целлюлозы массой 1 кг (расчет вести на одно элементарное звено целлюлозы).
Как называется вещество Х«, которое образуется в результате превращений:
Фотосинтез Брожение +О3, ферменты
со2 + Н2О>х,>х2 —>
22—со.
Какую массу крахмала надо подвергнуть гидролизу, чтобы из полученной глюкозы при молочнокислом брожении образовалась молочная кислота массой 108 г? Выход продуктов гидролиза крахмала равен 80%, продукта брожения глюкозы — 60%.
В результате спиртового брожения глюкозы получен этанол, который окислили до кислоты. При действии избытка гидрокарбоната калия на всю полученную кислоту выделился газ объемом 8,96 л (н. у.). Определите массу глюкозы, подвергшуюся брожению.
Тест № 21
по теме: «Жиры. Углеводы»(Число правильных ответов — 14)
Вариант I
Н2С-О-СО-С17Н35НС-О-СО-С17Н29Н2С-О-СО-С17Н35Н2С-О-СО-С17Н35НС-О-СО-С17Н29Н2С-О-СО-С17Н35Определите, остатки каких ВКК входят в состав следующего жира:
Н2С-О-СО-С17Н35
НС-О-СО-С17Н29
Н2С-О-СО-С17Н35
Н2С-О-СО-С17Н35
НС-О-СО-С17Н29
Н2С-О-СО-С17Н35
® . Пальмитиновая к-та
® Стеариновая к-та
®Олеиновая к-та
®Линолевая к-та
@ Линоленовая к-та
Какие вещества можно получить при щелочном гидролизе трипальмитина?
® вода
® глицерин
® пальмитиновая к-та
®пальмитат натрия
@гидроксид натрия
Из каких веществ можно получить жидкое мыло?
®тристеарат глицерина ®NaOH
®капроновая к-та®глицерин
@ КОН
Классифицируйте следующий углевод:
Н О
V
®
альдопентоза
кетогексоза
н-с-он
©
альдогексоза
©
кетопентоза
Н-С-ОН
©
дисахарид
Н-С-ОН
СН2ОН
Какие функциональные группы содержит глюкоза?
@карбоксил (Б)альдегидная группа
®гидрокс огрупп а ©кетогруппа
@ аминогруппа
Какие вещества получаются в результате реакции «серебряного зеркала» с участием глюкозы?
@Н2О®глюконовая к-та
®Ag2O©Ag
@ глюкаровая к-та
Какие моносахариды образуются в результате гидролиза сахарозы?
®а-глюкоза®р-глюкоза
®а-фруктоза©р-фруктоза
@ а-рибоза
Какими связями соединены структурные звенья в молекуле целлюлозы?
@а-1,4-гликозидная связь
®р-1,4-гликозидная связь
®а-1,6-гликозидная связь
©р-1,6-гликозидная связь
Вариант II
L Определите, остатки каких ВКК входят в состав следующего жира:
Н2С—О—СО—С15Н31
®
Пальмитиновая к-та
Стеариновая к-та
НС—О—СО—С17Н31
Олеиновая к-та
©
Линолевая к-та
Н2С—О—СО—С15Н31
Линоленовая к-та
2. Какие вещества можно получить при кислотном гид-
ролизе олеодистеарина?
@ пальмитиновая к-та
® стеарат натрия
@ стеариновая к-та
® вода
® олеиновая к-та
Какие два вещества из указанных ниже при взаимодействии образуют твердый жир?
@олеиновая к-та®тристеарин
®триолеат глицерина©линолевая к-та
@ водород
Классифицируйте следующий углевод:
СН2ОН
1®
с=о®
но-с-и®
альдопентоза альдогексоза кетопентоза кетогексоза
н-с-он®
кетотетроза
н-с-он
СН2ОН
5. Какие функциональные группы содержит фруктоза?
@гидроксогруппа ®
®карбоксил®
@ нитрогруппа
карбонил
альдегидная группа
6. Какие вещества и условия реакции необходимы для пучения глюконовой кислоты из глюкозы?
@HNO3, Г®
®Ag2O,NH4OH, Г®
@Н2, Ni
Cu(OH)2, f Cu(OH)2
7. Какие моносахариды образуются в результате гидролиза мальтозы?
@ а-глюкоза ® р-глюкоза
®а-фруктоза®
@ а-рибоза
p-фруктоза
Какими связями соединены структурные звенья в молекуле амилопектина?
®р-1,4-гликозидная связь
®а-1,4-гликозидная связь
®р-1,6-гликозидная связь
®а-1,6-гликозидная связь
Раздел 11
АЗОТСОДЕРЖАЩИЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
К азотсодержащим органическим соединениям, рассматриваемым в настоящем разделе, относятся амины, аминокислоты, белки и нуклеиновые кислоты.
Изучение первого из этих классов — аминов — необходимо для понимания строения и свойств аминокислот, которые являются соединениями со смешанными функциями и проявляют как свойства карбоновых кислот, так и свойства аминов.
Аминокислоты — это «кирпичики», из которых построены молекулы важнейших биополимеров — белков. Многообразие функций, осуществляемых белками в живых организмах, определяется их химической структурой и физико-химическими свойствами, изучаемыми в данном разделе.
Непременным компонентом любой живой клетки наряду с белками являются также нуклеиновые кислоты, имеющие важнейшее биологическое значение. С ними тесно связаны деление клеток, биосинтез белка, передача наследственной информации.
Амины. Аминокислоты
АМИНЫ
• Амины — это производные аммиака (NH3), в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены углеводородными радикалами.
Классификация
По числу углеводородных радикалов, замещающих атомы водорода в молекуле NH3, все амины можно разделить на три типа:
ch3-nh2ch3-nh2сн34 NH qh/Метил этиламинсн34 NH qh/Метил этиламинС2Н5 ДиметилэтиламинС2Н5 ДиметилэтиламинМетиламинМетиламин
ch3-nh2
ch3-nh2
сн3
4 NH qh/
Метил этиламин
сн3
4 NH qh/
Метил этиламин
С2Н5 Диметилэтиламин
С2Н5 Диметилэтиламин
Метиламин
Метиламин
Группа — NH2 называется аминогруппой.
Существуют также амины, которые содержат две, три и более аминогрупп, например:
H2N—СН2—СН2—NH2 1,2-Диаминоэтан
(этилендиамин)
Номенклатура первичных аминов
Как производные аммиака
Как производные углеводородов
ch3-nh2
Метиламин
Амино метан
123
СНз-СН-СН3
nh2
Изопропиламин
2-Аминопропан
Изомерия
Рассмотрим все виды изомерии на примере аминов с эмпирической формулой C4HnN:
Изомерия цепи
Изомерия положения функциональной группы
Изомерия между типами аминов
ch3-ch2-ch-nh2 1
сн3
4321
CH3-CH2-CH2-CH2-NH2
ch3-ch2-nh-ch2-ch3 (Вторичный амин)
СН3 1 СН3-С—мн2
СН3
1234
СН3-СН-СН2-СН3
nh2
ch3-n-ch2-ch3
сн3
(Третичный амин)
Физические свойства
Низшие предельные первичные амины — газообразные вещества, имеют запах аммиака, хорошо растворяются в воде. Амины с большей относительной молекулярной массой — жидкости или твердые вещества, растворимость их в воде с увеличением молекулярной массы уменьшается.
Химические свойства
По химическим свойствам амины похожи на аммиак.
Взаимодействие с водой — образование гидроксидов замененного аммония.
Вспомним, как взаимодействует с водой аммиак:
ннон *он *H-N->H ОН *H-N->H ОН *Н—N->HН—N->HН
н
н
он *
он *
H-N->H ОН *
H-N->H ОН *
Н—N->H
Н—N->H
НАммиакНАммиакНГидроксидаммонияНГидроксидаммониянИонаммония
НАммиак
НАммиак
Н
Гидроксидаммония
Н
Гидроксидаммония
Раствор аммиака в воде обладает слабыми щелочными (основными) свойствами. Причина основных свойств аммиака — наличие у атома азота неподеленной электронной пары, которая участвует в образовании донорно-акцепторной связи с ионом водорода. По этой же причине амины также являются слабыми основаниями. Амины — органические основания:
CH3-N0 + Н*нCH3-N0 + Н*нOH#OH#CH3-N-?H OH"н _CH3-N-?H OH"н _СН3—N—>НH JСН3—N—>НH J+ он-+ он-
CH3-N0 + Н*
н
CH3-N0 + Н*
н
OH#
OH#
CH3-N-?H OH"
н _
CH3-N-?H OH"
н _
СН3—N—>Н
H J
СН3—N—>Н
H J
+ он-
+ он-
CH3NH2 + H2O * [CH3NH3]OH ^ [CH3NH3]+ 4- OH"
Мет'иламинПщроксид Ион метил-
метил аммонияаммония
Растворимые амины — более сильные
h-nh2 сн3 —► nh2 СН3- NH СНЭh-nh2 сн3 —► nh2 СН3- NH СНЭоснования, чем аммиак.
h-nh2 сн3 —► nh2 СН3
- NH СНЭ
h-nh2 сн3 —► nh2 СН3
- NH СНЭ
Основные свойства в указанном стрелкой направлении усиливаются, так как метильные радикалы, обладающие 4-1-эффектом, повышают электронную плотность на атоме азота и способность его неподеленной электронной пары к
образованию донорно-акцепторной связи.
Взаимодействие с кислотами — образование солей (реакции нейтрализации).
Как основание аммиак с кислотами образует соли аммония:
NH3 4- НС1 = NH4C1 Хлорид аммония
Аналогично при взаимодействии аминов с кислотами образуются соли замещенного аммония:
CH3NH2 4- НС1 = [CH3NHJC1 # [CH3NH3r 4- Cl-
Метиламин Соляная Хлорид
(основание) кислота метиламмония (соль)
Щелочи, как более сильные основания, вытесняют аммиак и амины из их солей:
NH4C1 4- NaOH = NH3T 4- NaCl 4- H2O
[CH3NH3]C1 4- NaOH = CH3NH2T 4- NaCl 4- H2O
Горение аминов
Амины являются горючими веществами. Продуктами горения аминов, как и других азотсодержащих органичес-
ких соединений, являются углекислый газ, вода и свободный азот; например:
4 СН3МН2 + 9 О2 -^ 4 СО2 + 10 Н2О + 2 М2
Способы получения
Взаимодействие спиртов с аммиаком при нагревании в присутствии А12О3 в качестве катализатора. Примеры см. в § 10.1 (свойства спиртов).
Взаимодействие алкилгалогенидов (галоген алканов) с аммиаком; например:
СН3Вг + 2NH3 -> СН3МН2 + NH4Br
БромметанМетиламин
Образовавшийся первичный амин может вступать в реакцию с избытком ал кил галогенида и аммиака, в результате чего образуется вторичный амин:
CH3NH2 + CH3Br + NH3 -> (CH3)2NH + NH4Br
Диметиламин
Аналогично могут быть получены третичные амины.
АНИЛИН
Анилин — простейший представитель первичных ароматических аминов:
NH2
.а. Аминобензол (как производное бензола), И^М фениламин (как производное аммиака)
Физические свойства
Анилин — бесцветная маслянистая жидкость с характерным запахом, малорастворим в воде, ядовит.
Химические свойства
Основные свойства у анилина выражены очень слабо, так как сказывается влияние бензольного ядра на аминогруппу.
Неподеленная электронная пара атома азота притягивается я-элект- ронной системой ядра (эффект сопряжения), поэтому электронная плотность на атоме азота уменьшается.
Основные свойства уменьшаются
Н2О ^=ГН2О ^=ГГидроксид фениламмония (очень слабое основание, не изменяет окраску индикаторов)Гидроксид фениламмония (очень слабое основание, не изменяет окраску индикаторов)Хлорид фениламмонияХлорид фениламмонияРеакции с участием аминогруппы
Н2О ^=Г
Н2О ^=Г
Гидроксид фениламмония (очень слабое основание, не изменяет окраску индикаторов)
Гидроксид фениламмония (очень слабое основание, не изменяет окраску индикаторов)
Хлорид фениламмония
Хлорид фениламмония
Реакции с участием бензольного кольца
Аминогруппа как заместитель I рода облегчает реакции замещения в бензольном ядре, при этом заместители становятся в орто- и пара- положения к аминогруппе
ЗНВгЗНВг
ЗНВг
ЗНВг
2,4,6-Триброманилин
Получение анилина
Анилин и другие первичные ароматические амины получают с помощью реакции, открытой в 1842 г. русским химиком Н. Н. Зининым. Реакция Зинина — это метод получения ароматических аминов (в том числе анилина) восстановлением нитросоединений:
НитробензолНитробензолАнилинАнилинкат., t°
Нитробензол
Нитробензол
Анилин
Анилин
NO2 + 6Н ►
(в моментвыделения)
Это общий, но не единственный способ получения ароматических аминов.
Применение анилинаПрименение анилина
Применение анилина
Применение анилина
АМИНОКИСЛОТЫ
• Аминокислоты — это производные углеводородов, содержащие аминогруппы (—NH2) и карбоксильные группы О
Общая формула: (NH2)mR(COOH)„, где т и п чаще всего равны 1 или 2. Таким образом, аминокислоты являются соединениями со смешанными функциями.
Классификация
По числу функциональных групп:
моноаминомонокарбоновые кислотымоноаминомонокарбоновые кислотыдиаминомонокарбоновые кислотыдиаминомонокарбоновые кислотымоноаминодикарбоновые кислотымоноаминодикарбоновые кислотыnh2m = 1соонп = 1nh2m = 2-nh2соонп - 1nh2m = 1-соонсоонп = 2nh2m = 1соонп = 1nh2m = 2-nh2соонп - 1nh2m = 1-соонсоонп = 2
моноаминомонокарбоновые кислоты
моноаминомонокарбоновые кислоты
диаминомонокарбоновые кислоты
диаминомонокарбоновые кислоты
моноаминодикарбоновые кислоты
моноаминодикарбоновые кислоты
nh2
m = 1
соон
п = 1
nh2
m = 2
-nh2
соон
п - 1
nh2
m = 1
-соон
соон
п = 2
nh2
m = 1
соон
п = 1
nh2
m = 2
-nh2
соон
п - 1
nh2
m = 1
-соон
соон
п = 2
2. По положению аминогруппы:
Y Р а^О
а-аминокислоты, например:
СНз-СН2-СН-С 14 он
nh2
р-аминокислоты, например:
YРа^О
сн3-сн-сн2-с
14 он
nh2
YраZO
у-аминокислоты, например:
сн2-сн2-сн2-с
14 он
nh2
Остатки около 20 различных а-аминокислот входят в состав белков (табл. 51).
Таблица 51
Формулы я названия некоторых а-аминокислот, остатки которых входят в состав белков
Аминокислоты
Номенклатура
заместительная | рациональная
тривиальная
Моноаминокарбоновые
//° СН2-С 1 хон nh2
Аминоэтановая кислота
Аминоуксус- ная кислота
Глицин (гликокол) (Gly)*
О
СЦ-СН-С 1 хон мн2
2-Аминопропа- новая кислота
а-Аминопро- пионовая кислота
Аланин (Ala)*
СН2-СН-С\ он nh2 он
2-Амино-3 - гидроксипропановая кислота
а-Амино- р-гидрокси- пропионовая кислота
Серин (Ser)*
О
СН2-СН-С 11 хон
SH ын2
2-Амино-3-мерка птопропано- вая кислота
а-Амино- р-меркапто- пропионовая кислота
Цистеин (Cys)*
сн3-сн-сн-с
1 1 хон
СН3 NH3
2-Амино- 3-метилбутановая кислота
а-Аминоизо- валериановая кислота
Валин (Vai)*
сн,-сн-с
11 он
О NH2
2-Амино- 3-фенилпро- пановая кислота
а-Амино- Р-фенилпро- пионовая кислота
Фенилаланин (Phe)*
О сн2-сн-с 11 хон
ф ™. он
2-Амино- 3-(л -гидрокси- фенил)-пропа- новая кислота
а-Амино- Р-(л -гидроксифенил)- пропионовая кислота
Тирозин (Туг)*
Окончание таблицы 51
Аминокислоты
Номенклатура
заместительная | рациональная! тривиальная
Моноаминодикарбоновые
оо
с-сн2-сн-с
Н<^NH2 Х°н
Аминобутандиовая кислота
Аминоянтар- ная кислота
Аспарагиновая кислота (Asp)*
Оо
C-fCH^-CH-C н<^нн2 хон
2-Аминопентан- диовая кислота
ос-Амино- глутаровая кислота
Глутаминовая кислота (Glu)*
Диаминомонокарбоновая
О
СННСН^-СН-С NH2NH1 он
2,6-Диамино- гексановая кислота
а, е-Диамино- капроновая кислота
Лизин (Lys)*
* Условное трехбуквенное обозначение
Аминокислоты организма
ЗаменимыеЗаменимыеНезаменимые
Заменимые
Заменимые
Синтезируются в организме человека, к ним относятся глицин, аланин, глутаминовая кислота, серин, аспарагиновая кислота, тирозин, цистеин.Синтезируются в организме человека, к ним относятся глицин, аланин, глутаминовая кислота, серин, аспарагиновая кислота, тирозин, цистеин.Не синтезируются в организме человека, поступают с пищей. К ним относятся валин, лизин, фенилаланин.Не синтезируются в организме человека, поступают с пищей. К ним относятся валин, лизин, фенилаланин.
Синтезируются в организме человека, к ним относятся глицин, аланин, глутаминовая кислота, серин, аспарагиновая кислота, тирозин, цистеин.
Синтезируются в организме человека, к ним относятся глицин, аланин, глутаминовая кислота, серин, аспарагиновая кислота, тирозин, цистеин.
Не синтезируются в организме человека, поступают с пищей. К ним относятся валин, лизин, фенилаланин.
Не синтезируются в организме человека, поступают с пищей. К ним относятся валин, лизин, фенилаланин.
Физические свойства
Аминокислоты — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде, температура плавления 230—300°С. Многие а-аминокислоты имеют сладкий вкус.
Способы получения
Для получения сс-аминокислот в лабораторных условиях обычно используют два следующих способа.
L Взаимодействие а-галогенкарбоновых кислот с избытком аммиака. В ходе этих реакций происходит замещение атома галогена в галогенкарбоновых кислотах (об их получении см. § 10.4) на аминогруппу. Выделяющийся при этом хлороводород связывается избытком аммиака в хлорид аммония. Например, аланин можно получить при взаимодействии а-хлорпропионовой кислоты с аммиаком:
СНз-СН-СООН + 2NH3 -> СН3-СН-СООН + NH4C1
Cl nh2
Гидролиз белков. При гидролизе белков обычно образуются сложные смеси аминокислот, однако с помощью специальных методов из этих смесей можно выделять отдельные чистые аминокислоты.
Химические свойства
Основные свойстваКислотные свойства
(свойства аминов) (свойства карбоновых кислот)
Амфотерные свойства
Взаимодействие с основаниями и с кислотами:
а) как кислота (участвует карбоксильная группа): ОО
СН2-С^ + NaOH ► СН2—С^ + Н2О
I ЧО[нI XO-Na
nh2 lnh2
ГлицинГлицинат натрия (соль)
б) как основание (участвует аминогруппа):
Глицин
Солянокислый глицин (соль)
Взаимодействие внутри молекулы — образование внутренних солей:
моноаминомонокарбоновые кислоты (нейтральные кислоты):
сосиRZxnh2сосиRZxnh2спо™спо™coo™XNH3+coo™XNH3+Внутренняя соль(биполярный ион,или цвиттер-ион)Внутренняя соль(биполярный ион,или цвиттер-ион)
соси
RZ
xnh2
соси
RZ
xnh2
спо™
спо™
coo™
XNH3+
coo™
XNH3+
Внутренняя соль(биполярный ион,или цвиттер-ион)
Внутренняя соль(биполярный ион,или цвиттер-ион)
Водные растворы моно аминомонокарбоновых кислот нейтральны (pH = 7);
моноаминодикарбоновые кислоты (кислые аминокислоты):
соонR—СООНXNH2соонR—СООНXNH2COO™R-COO™ + 2Н xnh2COO™R-COO™ + 2Н xnh2coo™R^COO™ + H+XNH3+coo™R^COO™ + H+XNH3+
соон
R—СООН
XNH2
соон
R—СООН
XNH2
COO™
R-COO™ + 2Н xnh2
COO™
R-COO™ + 2Н xnh2
coo™
R^COO™ + H+
XNH3+
coo™
R^COO™ + H+
XNH3+
Водные растворы моноаминодикарбоновых кислот имеют pH < 7 (кислая среда), так как в результате образования внутренних солей этих кислот в растворе появляется избыток ионов водорода Н+;
диаминомонокарбоновые кислоты (основные аминокислоты):
соонсоо™
R\-NH2 ^=^ R —nh2 + н+ ^=^
NHz x^^v
zaxV—030
;=±r-nh2 +@-онr^-nh/ + ОН"
XNH,+XNH?
Водные растворы диаминомонокарбоновых кислот имеют pH > 7 (щелочная среда), так как в результате образования внутренних солей этих кислот в растворе появляется избыток гидроксид-ионов ОН.
3. Взаимодействие аминокислот друг с другом — образование пептидов.
кат, t^кат, t^ОR-CH-C^I ОНH^N-H
кат, t^
кат, t^
Н2ОН2О। о I
Н2О
Н2О
111 I
R-CH^C-N^-CH-
NHjb _Hj R,
Пептидная связь (амидная связь)
Две аминокислотыДве аминокислотыдипептид:дипептид:
Две аминокислоты
Две аминокислоты
дипептид:
дипептид:
оОСН2- cf + сн3-сн- cfI &Н пI ОНNH2Hj-N—НГлицинАланиноОСН2- cf + сн3-сн- cfI &Н пI ОНNH2Hj-N—НГлицинАланинт.'II*♦ СН2-ьС—N+CH—CT)|I| I|^ОНNH2IН<СН3Глицил аланинт.'II*♦ СН2-ьС—N+CH—CT)|I| I|^ОНNH2IН<СН3Глицил аланин
оО
СН2- cf + сн3-сн- cf
I &Н пI ОН
NH2Hj-N—Н
ГлицинАланин
оО
СН2- cf + сн3-сн- cf
I &Н пI ОН
NH2Hj-N—Н
ГлицинАланин
т.'II*
♦ СН2-ьС—N+CH—CT
)|I| I|^ОН
NH2IН<СН3
Глицил аланин
т.'II*
♦ СН2-ьС—N+CH—CT
)|I| I|^ОН
NH2IН<СН3
Глицил аланин
или:ООСН3-СН-(/г + сн2-с/| [он I оNH2 H]-N-Hили:ООСН3-СН-(/г + сн2-с/| [он I оNH2 H]-N-H
или:
ОО
СН3-СН-(/г + сн2-с/
| [он I о
NH2 H]-N-H
или:
ОО
СН3-СН-(/г + сн2-с/
| [он I о
NH2 H]-N-H
|01 л
Г,кат.1 II 1 а
► CH3-CH4-C-N-4-CH2-Cf ~Н;О | ,| ।2 ^ОН
NH2' н 1
АланинГлицинАланилглипин
При составлении названия дипептида сначала называют аминокислоту, у которой в образовании дипептида участвует группа — СООН. В тривиальном названии этой кислоты последняя буква «н» заменяется буквой «л». Затем прибавляют без изменений тривиальное название аминокислоты, у которой в образовании дипептида участвует группа —NH2.
Любой дипептид имеет свободные амино- и карбоксильную группы и поэтому может взаимодействовать еще с одной молекулой аминокислоты, образуя три пептид; таким же путем получают тетрапептиды и т. д.:
I ОI CH31'I 01 О NT 1 Г'Ы ^I ОI CH31'I 01 О NT 1 Г'Ы ^CH2-^C-N-rCH-C^ +CH2-^C-N-rCH-C^ +ГлипилаланинГлипилаланинHj-N-HФенилаланинHj-N-HФенилаланин:« : ;n i
I ОI CH3
1'I 0
1 О NT 1 Г'Ы ^
I ОI CH3
1'I 0
1 О NT 1 Г'Ы ^
CH2-^C-N-rCH-C^ +
CH2-^C-N-rCH-C^ +
Глипилаланин
Глипилаланин
Hj-N-H
Фенилаланин
Hj-N-H
Фенилаланин
* CH^C-N-t-CH+C-N-t-CH-C + H20
I । I ।I । I t I UH NH2 i H iCH3i H,CH2
Птипил аланилфенил аланин
Общая формула пептидов:
Олигопептиды(содержат до десятиОлигопептиды(содержат до десяти
Олигопептиды
(содержат до десяти
Олигопептиды
(содержат до десяти
Пептиды
Полипептиды
(содержат более десяти
аминокислотных остатков) аминокислотных остатков)
Некоторые аминокислоты нормального строения применяются для получения синтетических полипептидов (полиамидных волокон).
При поликонденсации Е-аминокапроновой кислоты получается полимер капрон:
ОлОо
... NH-tCH^-cf + NH-(CH2)5-(f+ NH-fCH^-C^ тт»
й ед ™Д ®
О'Н о'н о
и ; । и ; । и
—► -NH-(CH2)5-c4N-(CH2)5-C-rN~(CH2)5-C-+ пН2О
)v1
Структурноезвено
Из капроновой смолы получают не только волокна, но и пластмассовые изделия.
Вопросы для контроля
Что такое амины?
Как можно классифицировать амины?
Какие виды изомерии характерны для аминов? Приведите примеры.
Как объяснить, что у метиламина более выражены основные свойства, чем у аммиака?
В чем сущность взаимного влияния атомов в молекуле анилина? Приведите доказательства.
Какой способ получения анилина вы знаете?
Что такое аминокислоты?
Как можно классифицировать аминокислоты?
Что такое заменимые и незаменимые аминокислоты? Приведите примеры.
Какими способами получают аминокислоты в лабораторных условиях?
В каких реакциях проявляются амфотерные свойства аминокислот? Приведите примеры.
Как будут действовать на индикатор (лакмус) растворы аланина, лизина, аспарагиновой кислоты?
Что такое пептидная (амидная) связь?
Что такое ди-, три-, полипептиды?
Из какой аминокислоты можно получать капрон?
Вопросы и задачи для самостоятельной работы
Напишите структурные формулы следующих аминов: а) 3-аминопентан; б) 1,5-диаминопентан; в) 2,3-диами- нобутан; г) триметиламин; д) З-амино-4-метилгексан; е) метилпропиламин.
Укажите, какие из следующих аминов являются: а) первичными; б) вторичными; в) третичными. Назовите эти амины.
СН3
a) CH3-CH2-N-CH2—СН3;б) CH3-C-NH2;
сн2-сн3сн3
сн3
в) СНЭ—С—NH—СН3; г) CH3-CH-CH2-CH2-CH2-NH2;
СН3СН3
д) H2N-CH2-CH2-CH2-NH2.
Напишите структурные формулы восьми изомерных аминов, имеющих состав C4HUN. Укажите тип этих аминов и назовите их.
Укажите, какие из следующих соединений являются ами- О
II
нами: (C2H5)3N; H2N-C-NH2; C3H7-NH2; C6H5-NH2; CH3—CO—NH2; CH3-NH-C4H9.
Составьте уравнения реакций и укажите, какая из этих реакций является реакцией Зинина; СаО —> СаС2 —> С2Н2 —> —> С6Н6 —> С6Н5—NO2 —> C6H5-NH2 —> 2,4,6-трибромани- лин.
Массовые доли углерода, азота и водорода в первичном амине составляют соответственно 38,7; 45,15 и 16,15%. Определите формулу амина и вычислите его молярную массу.
Для нейтрализации 20 г водного раствора метиламина израсходовано 12,3 мл 0,1 М раствора соляной кислоты. Какова массовая доля (в %) метиламина в растворе?
При восстановлении 92,25 г нитробензола получили 66 г анилина по реакции Зинина. Каков выход (в %) продукта реакции?
Через безводную смесь бензола, анилина и фенола массой 50 г пропустили хлороводород. Выпавший при этом осадок массой 26 г отфильтровали. Фильтрат, обработанный раствором едкого натра, разделился на два слоя. Найдите массовую долю соединений в смеси, если объем верхнего слоя 17,7 мл, а плотность 0,88 г/мл.
С какими из указанных соединений вступает в реакцию этиламин: Н2О, NaOH, NaCI, HNO3? Напишите уравнения возможных реакций.
И. Как исходя из метана получить анилин? Напишите уравнения реакций.
Напишите уравнения реакций взаимодействия аланина:
а) с гидроксидом натрия; б) с гидроксидом аммония; в) с хлороводородной кислотой.
Назовите следующие дипептиды:
H2N-CH-CO-NH-CH-COOH
СН3СН3
H3N-CH-CO-NH-CH2-COOH
СН3
в) h2n-ch-co-nh-ch-cooh
Напишите структурные формулы и назовите дипептиды, "которые могут быть получены из следующих аминокислот: а) глицина и фенилаланина; б) аланина и валина; в) аланина и аланина.
Сколько литров 10%-го раствора NaOH (р = 1,1 кг/л) потребуется для нейтрализации аминоуксусной кислоты, полученной из карбида кальция массой 320 кг?
§ 11.2. Белки
• Белки — это природные высокомолекулярные соединения (биополимеры), структурную основу которых составляют полипептидные цепи, построенные из остатков а-амино- кислот.
БелкиБелкиПротеиныПротеидыПротеиныПротеиды
Белки
Белки
ПротеиныПротеиды
ПротеиныПротеиды
(простые белки)(сложные белки)
Макромолекулы состоят Макромолекулы содержат только из остатков а-ами- кроме остатков а-амино- нокислот.кислот другие группы ато
мов (остатки полисахаридов, о-фосфорной кислоты, катионы металлов и т. д.).
Все белки являются полипептидами, но не всякий полипептид является белком. Каждый белок имеет свое специфическое (индивидуальное и постоянное) строение.
Строение белковых молекул
Различают четыре уровня структурной организации белковых молекул.
Первичная структура белка — это число и последовательность аминокислотных остатков в полипептид ной цепи. (Полипептидную теорию строения белков предложил немецкий химик Э. Фишер в начале XX в.).
В организме человека свыше 10000 различных белков, и все они построены из одних и тех же 20 а-аминокислот (формулы некоторых из них приведены в табл. 51), которые соединены между собой пептидными связями. Число остатков аминокислот в молекулах белков варьирует от 50 до 105. Потенциально возможное число белков с различной первичной структурой практически не ограничено.
Н С 1 С <н с, сН С 1 С <н с, сФрагмент полипептидной цепи:
Н С 1 С <н с, с
Н С 1 С <н с, с
ПептиднаясвязьПептиднаясвязь
Пептиднаясвязь
Пептиднаясвязь
Аминокислотный остаток — структурное звено полипептида
Rb Rz, R3, R4 — радикалы а-аминокислот
Один из первых белков, первичная структура которого была установлена в 1954 г., — гормон инсулин (регулирует содержание сахара в крови), его молекула состоит из двух полипептидных цепей, которые связаны друг с другом (в одной цепи 21 аминокислотный остаток, в другой — 30), Мг (инсулина) — 5700.
Рис. 32. Строение молекулы белка рибонуклеазы
Другой белок — фермент рибонуклеаза — состоит из 124 аминокислотных остатков и имеет Мг = 15000 (рис. 32).
Белок крови — гемоглобин — имеет Мг ~ 68000.
Белки некоторых вирусов имеют Мг до 50 млн.
Относительная молекулярная масса белков изменяется в широких пределах: от 5 тыс. до десятков миллионов.
Вторичная структура белка (для большинства белков) — это ot-спираль, которая образуется в результате скручивания полипептидной цепи за счет водородных связей между группами: —С— и — N— (рис. 33).
О Н
Теоретически все —СО— и —NH— группы могут участвовать в образовании водородных связей, поэтому вторичная структура очень стабильна.
В одном витке спирали обычно содержится 3,6 аминокислотного остатка.
Вторичная структура была установлена американским химиком Л. Полингом в 1951 г.
Существуют белки, имеющие другие типы вторичной структуры.
Третичная структура белка — пространственная конфигурация спирали.
Рис. 33. Вторичная структура белковой молекулы (точками показаны водородные связи; Rn R2, R3 и т. д. — радикалы аминокислотных
Рис. 34. Третичная структура белковой молекулы («глобула»)
У большинства белков полипептидные цепи свернуты особым образом в «клубок» — компактную «глобулу» (рис. 34). Эта структура поддерживается за счет гидрофобных взаимодействий, а также водородных, дисульфидных, ионных и других связей.
В количественном отношении наиболее важны гидрофобные (от греч. гидро — вода, фобос — страх) взаимодействия. Белок в водном растворе свертывается таким образом, чтобы его гидрофобные (водоотталкивающие) боковые цепи были внутри молекулы, а гидрофильные (растворимые) — повернуты наружу.
В результате взаимодействия между различными функциональными группами полипептидной цепи образуются дисульфидные мостики (—S—S—), в создании которых участвуют атомы серы серусодержащих аминокислот (например, цистеина); солевые мостики (NHf СОО ) — получаются при взаимодействии карбоксильных и аминогрупп
(ионная связь); сложноэфирные мостики (—О—С \ ) — результат взаимодействия карбоксильных и гидроксильных групп.
Рис, 35. Четвертичная структура белка (ассоциат, образованный четырьмя полипептидными цепями)Рис, 35. Четвертичная структура белка (ассоциат, образованный четырьмя полипептидными цепями)Существуют белки, у которых третичная структура почти или совсем не выражена.
Рис, 35. Четвертичная структура белка (ассоциат, образованный четырьмя полипептидными цепями)
Рис, 35. Четвертичная структура белка (ассоциат, образованный четырьмя полипептидными цепями)
Четвертичная структура белка — способ совместной укладки нескольких поли- пептидных цепей; образующиеся структуры называются ассоциатами (рис. 35).
Например, гемоглобин (белок крови) — это сложный белок, макромолекула которого состоит из четырех полипеп- тидных цепей (глобул), соединенных с четырьмя гемами — небелковыми образованиями, которые и придают крови
красный цвет. В каждом геме содержится один атом двухвалентного железа, который может непрочно связывать одну молекулу кислорода. В результате такого связывания образуется оксигемоглобин, одна молекула которого переносит к тканям четыре молекулы кислорода.
Из тканей гемоглобин выносит углекислый газ, молекулы которого присоединяются к аминогруппам, содержащимся в полипептидных цепях.
физические свойства
Свойства белков так же разнообразны, как и функции, которые они выполняют. Одни белки растворяются в воде; образуя, как правило, коллоидные растворы (например, белок яйца); другие растворяются в разбавленных растворах солей; третьи нерастворимы (например, белки покровных тканей).
Химические свойства
В радикалах аминокислотных остатков белки содержат различные функциональные группы, которые способны вступать во многие реакции. Белки вступают в реакции окисления-восстановления, этерификации, алкилирования, нитрования, могут образовывать соли как с кислотами, так и с основаниями (белки амфотерны).
L Гидролиз белков:
Белки + Н2О—> Полипептиды + Н2О—>
Н\ t*Н+, /•
-^Олигопептиды + Н2О> Дипептиды + Н2О>
—> а-Аминокислоты
Осаждение белков:
обратимое (высаливание): спирт, соли Na+, К+, NH/л
Белок —2► Осадок
в растворе *“ НОбелка
необратимое (необратимая денатурация):
Белок с изме-
Белоквторич-
в растворекислоты, УФ-лучи, Г, у-луч и ной и третич
ной структурой
Например, альбумин — яичный белок — при температуре 60—70° осаждается из раствора (свертывается), теряя способность растворяться в воде.
Схема процесса денатурации белка показана на рис. 36.
Рис. 36. Схема процесса денатурации белка (разрушение третичной и вторичной структур белковых молекул)
Цветные (качественные) реакции на белки:
ксантопротеиновая реакция (на остатки аминокислот, содержащих бензольные кольца):
Белок + HNO3 (конц.) -> Желтое окрашивание
HNO3(kohu.)HNO3(kohu.)Остаток фенилаланинаОстаток фенилаланинаН О
HNO3(kohu.)
HNO3(kohu.)
Остаток фенилаланина
Остаток фенилаланина
—N—CH—С—
-н2ог-н2огсн2сн2no2
-н2ог
-н2ог
сн2
сн2
(желтый цвет)
биуретовая реакция (на пептидные связи): Белок + CuSO4 + NaOH -> Ярко-фиолетовое (насыщ.) (конц.) окрашивание
\.|он h-|n z \/
С=О" +/+ I ► С=О .
] Cu .р=с -Н3О 1I
yN-|H Hof\ yN °=Y
цистеиновая реакция (на остатки аминокислот, содержащих серу):
Белок + NaOH + РЬ(СН3СОО)2 ^ Черное окрашивание
Превращения белков в организмеПревращения белков в организмеАцетат свинца (II)
Превращения белков в организме
Превращения белков в организме
Белки являются основой всего живого на Земле и выполняют в организмах многообразные функции.
Функции белков в организме
1. Пластическая
Строительный материал клетки
Например, коллаген, мембранные белки
2. Транспортная
Переносят различные вещества
Например, гемоглобин (перенос О2 и СО2)
3. Защитная
Обезвреживают чужеродные вещества
Например, у-глобулин сыворотки КРОВИ
4. Энергетическая
Снабжают организм энергией
При расщеплении 1 г белка освобождается 17,6 кДж энергии
5. Каталитическая
Ускоряют протекание химических реакций в организме
Все ферменты по своей химической природе являются белками. Например, рибонуклеаза
6. Сократительная
Выполняет все виды движений, к которым способны клетки и организмы
Например, миозин (белок мышц)
7. Регуляторная
Регулируют обменные процессы
Гормоны, например, инсулин (обмен глюкозы)
Существуют белки, выполняющие специфические функции, например рецепторные, — обеспечивают передачу импульсов между нервными клетками и др.
Белки — необходимая составная часть пищи человека, отсутствие или недостаток их в пище может вызвать серьезные заболевания.
Вопросы для контроля
Что такое белки?
В чем отличие протеинов от протеидов?
Что называется первичной структурой белковых молекул?
Какую роль играют водородные связи в строении белковых молекул?
Что называется третичной структурой белковых молекул и за счет каких связей она поддерживается?
Что такое четвертичная структура белка? Объясните на примере молекулы гемоглобина.
Опишите физические и химические свойства белков.
Что такое денатурация белка? Чем она может быть вызвана?
Охарактеризуйте функции белков в организме.
Вопросы и задачи для самостоятельной работы
Какие вещества образуются в результате гидролиза белков в организме и на что они расходуются?
Как доказать наличие белков в пищевых продуктах?
При гидролизе белка был получен аланин массой 222,5 г. Вычислите массу взятого белка, считая, что он представлял собой полимер глицилаланина.
Чем можно объяснить амфотерность белковых молекул?
Исходя из того, что полипептид содержит остатки аминокислот: аспарагиновой кислоты, фенилаланина и цистеина, приведите примеры химических реакций, свойственных этому полипептиду.
§ 11.3. Понятие о гетероциклических соединениях
• Гетероциклическими (греч. heteros — разный) называют органические соединения, содержащие в цикле не только атомы углерода, но и атомы других элементов (N, О, S и др.), которые в этом случае называются гетероатомами.
В цикле могут быть один, два и более гетероатомов.
Гетероциклические соединения обычно классифицируют по размеру цикла. Наиболее устойчивыми являются пяти- и шестичленные гетероциклы.
Простейшие пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом — фуран, тиофен и пиррол*.
НПирролНПирролФуранТиофенФуранТиофен
Н
Пиррол
Н
Пиррол
ФуранТиофен
ФуранТиофен
Эти гетероциклы имеют плоское строение и единую л-систему из шести электронов (по одному от четырех атомов углерода и пара электронов — от атома кислорода, серы или азота). В этом проявляется сходство данных соединений с бензолом: пятичленные гетероциклы обладают ароматическим характером и склонны к реакциям замещения.
Несколько более подробно рассмотрим свойства пиррола. Он представляет собой бесцветную жидкость с / кип. 130’С, плохо растворимую в воде, с характерным запахом.
По своему химическому характеру пиррол является амфотерным соединением. Наличие неподеленной электронной пары у атома азота обусловливает основные свойства пиррола, однако они очень ослаблены вследствие участия этой пары в образовании л-электронной системы кольца. Поэтому пиррол не образует устойчивых солей с кислотами. Кислотные свойства пиррола также выражены очень слабо, они проявляются, в частности, при взаимодействии со щелочными металлами, например:
2+ 2 К * 2 Сч^ + H=T
нк
Пиррол-калий
Производные пиррола являются биологически важными природными соединениями. К ним относятся красящие вещества животного и растительного происхождения — порфирины. Порфирин крови — гем, порфирин растений — хлорофилл, порфирин желчи — билирубин. В основе всех порфиринов лежит система, состоящая из четырех пиррольных ядер. В геме крови эти ядра связаны атомом железа, в хлорофилле — атомом магния.
Из шестичленных гетероциклов наибольшее значение имеет пиридин: бесцветная жидкость с / кип. р|| 115“С, обладающая сильным и неприятным запа- хом. Пиридин, как и бензол, имеет общее л-элект- ронное облако из шести электронов. Однако его ароматические свойства выражены слабее, чем у бензола, что объясняется менее равномерным распределением электронной плотности в кольце (влияние электроотрицательного атома азота).
Неподеленная электронная пара атома азота в молекуле пиридина (в отличие от пиррола) не участвует в образовании единой л-электронной системы, поэтому пиридин проявляет достаточно выраженные основные свойства и легко образует соли с кислотами, например:
6+ 5— + H-Cl6+ 5— + H-ClХлорид пиридинияХлорид пиридиниясгсг
6+ 5— + H-Cl
6+ 5— + H-Cl
Хлорид пиридиния
Хлорид пиридиния
сг
сг
Проявляя основные свойства, пиридин и его гомологи известны под общим названием пиридиновые основания.
Представителем пятичленных гетероциклов с двумя гетероатомами является имидазол;
пиридиновый атом азота
пиррольный атом азота
Атом N(l) в молекуле имидазола по своему характеру является пиррольным атомом азота, так как его неподелен- ная пара электронов участвует в образовании ароматической л-системы; этот атом обусловливает слабокислотные свойства имидазола. Атом N(3) является пиридиновым атомом азота, так как его неподеленная пара свободна; за счет этого атома имидазол проявляет слабоосновные свойства. Таким образом, имидазол представляет собой типично амфотерное соединение.
Многие производные имидазола встречаются в природе и имеют большое биологическое значение. Среди них особо следует отметить аминокислоту гистидин и продукт ее декарбоксилирования (отщепления СО2) — гистамин:
ННСН2-СН-СООНNH2 ГистидинСН2-СН-СООНNH2 Гистидинch2-ch2-nh2ch2-ch2-nh2ГистаминГистамин
Н
Н
СН2-СН-СООН
NH2 Гистидин
СН2-СН-СООН
NH2 Гистидин
ch2-ch2-nh2
ch2-ch2-nh2
Гистамин
Гистамин
С другими гетероциклическими азотистыми основаниями вы познакомитесь при изучении § 11.4.
Вопросы для контроля
Какие соединения называются гетероциклическими?
Атомы каких элементов наиболее часто входят в состав гетероциклов?
Назовите простейшие пятичленные гетероциклы.
Почему пятичленные гетероциклы обладают ароматическим характером?
Почему пиррол является амфотерным соединением?
Какие биологически важные природные соединения являются производными пиррола?
Почему пиридин обладает более выраженными основными свойствами в сравнении с пирролом?
Назовите пятичленный гетероцикл с двумя гетерратома- ми. Чем отличаются эти гетероатомы и какие свойства данного гетероциклического соединения они обусловливают?
Какие биологически важные природные соединения являются производными имидазола?
§ 11.4. Нуклеиновые кислоты
• Нуклеиновые кислоты — природные высокомолекулярные соединения (биополимеры), макромолекулы которых состоят из мононуклеотидов.
Таким образом, нуклеиновые кислоты являются полинуклеотидами.
Нуклеиновые кислоты впервые были обнаружены в 1868 г. швейцарским химиком Ф. Мишером в клеточном ядре, чем и объясняется их название (лат. nucleus — ядро).
Относительная молекулярная масса нуклеиновых кислот варьируется от 104 до 10 .
Продуктами полного гидролиза нуклеиновых кислот являются гетероциклические азотистые основания, углеводы (рибоза или дезоксирибоза) и фосфорная кислота. Следовательно, остатки этих соединений являются структурными компонентами нуклеиновых кислот.
Фрагмент полинуклеотида
Структурное звено полинуклеотида — остаток мононуклеотида (состоит из трех компонентов)
Компоненты мононуклеотидов
Гетероциклические азотистые основания
Рассмотрим гетероциклические азотистые основания, которые входят в состав нуклеотидов.
Пиримидиновые основания — производные пиримидина — шестичленного гетероцикла, содержащего 2 атома азота. Для пиримидиновых оснований, содержащих в молекулах ОН-группы, характерна кето-енольная (лактамлактимная) таутомерия, связанная с миграцией протона между атомами азота и кислорода. Енольные формы содержат гидроксильные группы — ОН и двойные связи у одних и тех же атомов углерода в цикле пиримидина. Кетоформы содержат атомы кислорода, связанные двойной связью с атомами углерода в цикле пиримидина. В состав нуклеиновых кислот пиримидиновые основания входят в кето-формах.
ПиримидинПиримидин(2,4-дигидроксипири мидин)(2,4-дигидроксипири мидин)(2,4-дигидро кси-5-метил пиримидин)(2,4-дигидро кси-5-метил пиримидин)(2-гидрокси-4-аминопиримидин)(2-гидрокси-4-аминопиримидин)Енольные формы (лактимные формы)Енольные формы (лактимные формы)Кето-формы (оксо-формы, лактамные формы)Кето-формы (оксо-формы, лактамные формы)
Пиримидин
Пиримидин
(2,4-дигидроксипири мидин)
(2,4-дигидроксипири мидин)
(2,4-дигидро кси-5-метил пиримидин)
(2,4-дигидро кси-5-метил пиримидин)
(2-гидрокси-4-аминопиримидин)
(2-гидрокси-4-аминопиримидин)
Енольные формы (лактимные формы)
Енольные формы (лактимные формы)
Кето-формы (оксо-формы, лактамные формы)
Кето-формы (оксо-формы, лактамные формы)
Пуриновые основания — производные пурина, который представляет собой конденсированный гетероцикл, состоящий из цикла пиримидина и цикла имидазола:
NH2
Гуанин в состав нуклеиновых кислот входит в лактамной (т. е. оксо- или кето-) форме:О
Углеводные компоненты
Углеводы, входящие в состав нуклеотидов, содержат 5 атомов углерода (пентозы). Это p-рибоза С5НШО5 и р-дезок- сирибоза С5Н10О4 в циклической форме:
f^Полуацетальный p-Дезоксирибоза содер-
-СЗДд@ гидроксилжну в молекуле на один атом
кислорода меньше, чем р-ри- Х=н — в дезокси- бОЗа.
нн рибозе,
у Х=ОН — в рибозе
3. Ортофосфорная кислота3. Ортофосфорная кислотаОНОН
3. Ортофосфорная кислота
3. Ортофосфорная кислота
ОН
ОН
Нуклеиновые кислоты являются многоос-I
новными кислотами, потому что в их молекулах НО—Р=О содержатся остатки ортофосфорной кислоты।
Н3РО4.он
Схема образования полинуклеотида
УУ©Конденсация '—©Конденсация '—HiOHiOУглеводУглеводНапример:Например:ОН ОНОН ОН== Ш-® +Гидролиз ■АзотистоеНуклеозидоснование== Ш-® +Гидролиз ■АзотистоеНуклеозидоснованиеАденин (А)Аденин (А)АденозинАденозинРибозаРибоза
У
У
©Конденсация '—
©Конденсация '—
HiO
HiO
Углевод
Углевод
Например:
Например:
ОН ОН
ОН ОН
== Ш-® +
Гидролиз ■
АзотистоеНуклеозид
основание
== Ш-® +
Гидролиз ■
АзотистоеНуклеозид
основание
Аденин (А)
Аденин (А)
Аденозин
Аденозин
Рибоза
Рибоза
Нуклеозиды — это двухкомпонентные системы, состоящие из углеводных остатков и азотистых оснований, свя-
занных р-гликозидной связью, которая образуется между атомами С (1) углевода и N (9) в пуриновых или N (1) в
пиримидиновых азотистых основаниях.пиримидиновых азотистых основаниях.НуклеозидНуклеозидНуклеотидНуклеотидАденозинАденозинКонденсацияКонденсацияГидролизГидролизОртофосфорнаяОртофосфорнаяАденозинмонофосфатАденозинмонофосфат
пиримидиновых азотистых основаниях.
пиримидиновых азотистых основаниях.
Нуклеозид
Нуклеозид
Нуклеотид
Нуклеотид
Аденозин
Аденозин
Конденсация
Конденсация
Гидролиз
Гидролиз
Ортофосфорная
Ортофосфорная
Аденозинмонофосфат
Аденозинмонофосфат
Нуклеотиды — это фосфаты нуклеозидов, т. е. сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты (в этерификации могут участвовать ОН-группы у 3-го и 5-го атомов углерода рибозы или дезоксирибозы).
Разные нуклеотиды отличаются между собой природой углеводов и азотистых оснований, которые входят в их состав (табл. 52).
Мононуклеотиды
Поликонденсация гидролиз
Полинуклеотид
Таблица 52
Нуклеозиды и нуклеотиды
Основание
Углеводный остаток
Название нуклеозида
Название нуклеотида
как монофосфата
как кислоты*
сокращенное
Аденин
Рибоза
Аденозин
Аденозин-5"- фосфат
5"-Адениловая кислота
АМФ
Аденин
Дезоксирибоза
Дезоксиаденозин
Дезоксиаденозин- 5'-фосфат
5"-Дезоксиадениловая к-та
дАМФ
Гуанин
Рибоза
Гуанозин
Гуанозин-5'- фосфат
5"-Гуан иловая кислота
ГМФ
Гуанин
Дезоксирибоза
Дезоксигу анозин
Дезоксигу ан озин- 5"-фосфат
5"-Дезоксигуани- ловая к-та
дГМФ
Цитозин
Рибоза
Цитидин
Цитидин-5'- фосфат
5"-Цитидиловая кислота
ЦМФ
Цитозин
Дезоксирибоза
Дезоксицитидин
Дезоксицитидин- 5' ■ фосфат
5"-ДезоксицитИ- диловая к-та
дЦМФ
Тимин
Дезоксирибоза
Тимидин
Тимидин- 5"-фосфат
5"-Т имидиловая кислота
дТМФ
Урацил
Рибоза
Уридин
Уридин-
5"-фосфат
5"-Уридиловая кислота
УМФ
О XО XНО—Р=ОНО—Р=ОО XО Xно—р=оо-...но—р=оо-...
О X
О X
НО—Р=О
НО—Р=О
О X
О X
но—р=о
о-...
но—р=о
о-...
Обратите внимание, что названия пуриновых нуклеозидов имеют окончание -озин, а пиримидиновых нуклеозидов -идин. Цифра 5' в названиях нуклеотидов указывает на то, что остаток фосфорной кислоты соединяется с 5-м атомом углерода пентозы (атомы углерода в пентозах обозначаются цифрами со штрихами, а в гетероциклических азотистых основаниях — без штрихов).
Фрагмент первичной структуры нуклеиновых кислот можно представить следующим образом:
Эфирные связи, образуемые фосфорной кислотой, соединяют атом С (3) углеводного остатка данного нуклеозида с атомом С (5) углеводного остатка
последующего нуклеозида.
Нуклеиновые кислоты бывают двух типов:
Дезоксирибонуклеиновые кислоты (ДНК)
Рибонуклеиновые кислоты (РНК)
Различия в строении
1. Содержат остатки дезоксирибозы
1. Содержат остатки рибозы
2. Содержат остатки азотистых оснований:
А, Г, Ц,Т
2. Содержат остатки азотистых оснований:
А, Г Ц, У
3. Как правило, представляют собой двухцепочечные молекулы
3. В большинстве случаев одноцепочечные молекулы
Роль в живых организмах
Хранят и передают генетическую информацию
Копируют генетическую информацию; переносят ее к месту синтеза белка; участвуют в процессе синтеза белка
Нуклеиновые кислоты, как и белки, обладают первичной структурой (т. е. определенной последовательностью нуклеотидных остатков в полинуклеотидной цепи) и трехмерной (пространственной) структурой.
Трехмерная структура молекулы ДНК
Английские ученые Джеймс Уотсон и Френсис Крик в 1953 г. предложили пространственную модель молекулы ДНК.
Согласно этой модели, макромолекула ДНК представляет собой спираль, состоящую из двух полинуклеотидных цепей, закрученных вокруг общей оси (рис. 37).
Азотистые основания располагаются внутри спирали. На 1 виток спирали приходится, как правило, 10 нуклеотидов.
Цепи выстраиваются в противоположных направлениях и удерживаются вместе водородными связями, образующимися между пуриновыми и пиримидиновыми основаниями. Водородные связи образуются лишь между определенными основаниями: А = Т (соединены двумя водородными связями); Г-Ц (соединены тремя водородными связями). Такие пары оснований называются комплементарными парами (рис. 38).
Таким образом, вторичная структура ДНК — это двойная спираль, образующаяся за счет водородных связей между
Рис. 37. Схематическое изображение двойной спирали ДНК (обозначения: S — остаток пентозы; Р — остаток h3pojРис. 37. Схематическое изображение двойной спирали ДНК (обозначения: S — остаток пентозы; Р — остаток h3pojкомплементарными парами гетероциклических оснований.
Рис. 37. Схематическое изображение двойной спирали ДНК (обозначения: S — остаток пентозы; Р — остаток h3poj
Рис. 37. Схематическое изображение двойной спирали ДНК (обозначения: S — остаток пентозы; Р — остаток h3poj
Длина молекулы ДНК хромосомы человека достигает 8 см, но умещается в хромосоме длиной в несколько нанометров. Это объясняется тем, что двухцепочечная спираль ДНК в пространстве укладывается в еще более сложную кольцевую форму, или суперспираль.
Кнетическая информация, необходимая для управления синтезом белков со строго определенной структурой, закодирована нуклеотидной последовательностью цепи ДНК.
В ДНК содержится всего 4 основания (А, Г, Ц, Т), кодирующей единицей для каждой аминокислоты белка является триплет (код из трех оснований), всего возможных вариантов 64 (43 = 64). Это более чем достаточно для кодирования 20 различных аминокислот; входящих в состав белков.
Рис. 38. Образование водородных связей между комплементарными парами оснований
Трехмерная структура молекулы РНК
Макромолекула РНК, как правило, представляет собой одну полинуклеотидную цепь, принимающую различные пространственные формы, в том числе и спиралеобразные.
Химическая структура и биологическая роль АТФ(аденозинтрифосфорной кислоты)
Роль нуклеотидов в организмах не ограничивается тем, что они являются мономерами нуклеиновых кислот.
Например, молекула аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) содержит остатки аденина, рибозы и фосфорной кислоты, т. е. по своему составу также является нуклеотидом. Существенное отличие АТФ от нуклеотида нуклеиновых кислот состоит в том, что вместо одного остатка фосфорной кислоты в АТФ содержится три таких остатка:
{ АТФ»
I ( АДФ а
’ I г АМФ1
мна
Макроэргические связи(«богатые энергией» связи)
При окислении белков, углеводов и жиров, поступающих в организм с пищей, выделяется энергия, которая аккумулируется в АТФ, т е. накапливается в процессе превращения аденозинмонофосфорной кислоты (АМФ) и аденозиндифосфорной кислоты (АДФ) в АТФ:
За счет обратной реакции (гидролиза АТФ)
АТФ + Н2О —> АДФ + Н3РО4 + 40 кДж/моль
запасенная в макроэргических связях энергия выделяется и используется живыми организмами на энергетические процессы: сокращение мышц, биосинтез белка, поддержание температуры тела у теплокровных животных и т. д.
Таким образом, АТФ играет центральную роль в энергетическом обмене клетки.
Вопросы для контроля
Что такое нуклеиновые кислоты?
Каково строение структурного звена полинуклеотида?
Что такое гетероциклические соединения? Какие гетероциклические азотистые основания входят в состав нуклеотидов?
Какие углеводные компоненты входят в состав нуклеотидов?
Что такое нуклеозиды?
Что общего и в чем отличие в строении различных нуклеотидов?
В чем отличие ДНК и РНК по химическому составу и строению?
Какова структура молекулы ДНК?
Что такое комплементарные пары азотистых оснований?
Как кодируется генетическая информация?
Что такое АТФ и какова ее роль в живом организме?
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Назовите следующие вещества:
Какие вещества образуются при гидролизе РНК?
Напишите уравнения реакций взаимодействия: а) тимина с дезоксирибозой; б) урацила с рибозой и ортофосфор- ной кислотой; в) гуанина с рибозой. Назовите образовавшиеся нуклеозиды и нуклеотид.
Тест № 22по теме: «Азотсодержащие органические соединения»(Число правильных ответов — 16)
Вариант I
Какие из следующих веществ являются первичными аминами?
NHCH3NHCH3
NHCH3
NHCH3
® C5HnNH20(C2H5)3N
@ CH3-NH-CH-CH3
сн3
Какие реагенты и в какой последовательности нужно взять для осуществления следующих превращений:.
C2H5NH2 -» [C2H5NH3]OH -> [C2H5NH3]NO3 ->
-> c2h5nh2?
® Н2 ® КОН ® NaNO3 © Н2О @ HNO3
Какие из следующих аминокислот относятся к моноаминомонокарбоновым?
@Серин©Глутаминовая кислота
©Лизин©Аспарагиновая кислота
© Аланин
При взаимодействии каких веществ образуется дипептид лизилвалин?
@ а-Аминоизовалериановая к-та и а, Е-диамино- капроновая к-та
©а-Аминопропионовая к-та и а-аминоглугаро-
вая к-та
© Аминоуксусная к-та и а, Е-диаминокапроно- вая к-та
© ос-Аминовалериановая к-та и аминоуксусная к-та
Какое значение pH среды может иметь раствор лизина? ® 3©5©7©8
Какие из указанных аминокислот являются заменимыми?
@ Аминоэтановая к-та
©2-Амино-3-метилбутановая к-та
©2-Амино-З (л-гидроксифенил)-пропановая к-та
©2,6-Диаминогексановая к-та
© 2-Амино-З-меркаптопропановая к-та
Добавление каких из указанных веществ вызывает обратимое осаждение белков?
® Pb(NO3)2 © HNO3 © КС1 © СН3ОН @ HgCl2 8. Какое гетероциклическое азотистое основание не входит в состав РНК?
@ Аденин © Гуанин ® Тимин © Урацил
9. Какой элемент входит в качестве гетероатома в состав пиридина?
® О © S © N © Р
Вариант II
Какие из следующих веществ являются вторичными
аминами?
®(CH3)3N®(CH3)3N
®(CH3)3N
®(CH3)3N
® c4h9nh2®(C2H5)2NH® c4h9nh2®(C2H5)2NH© N(CH3)© N(CH3)
® c4h9nh2
®(C2H5)2NH
® c4h9nh2
®(C2H5)2NH
© N(CH3)
© N(CH3)
Какие реагенты и в какой последовательности нужно взять для осуществления следующих превращений:
® Вг2 © NO2 ® НВг
© Н2 (в момент выделения) @ HNO3 + H2SO4 конц. конц.
Какие из следующих аминокислот относятся к моноаминодикарбоновым ?
@Валин®Аспарагиновая к-та
®Фенилаланин©Глутаминовая к-та
@ Цистеин
При взаимодействии каких веществ образуется дипептид аланиллизин?
@Аминоэтановая к-та и 2,6-диаминогексановая
к-та
®2-Аминопропановая к-та и 2,6-диаминогекса-
новая к-та
®2-Амино-З-метил бутановая к-та и 2-аминопро-
пановая к-та
©Аминоэтановая к-та и а-аминопропионовая к-та
Какое значение pH среды может иметь раствор глутаминовой кислоты?
® 5 ® 7 ® 8 ©10
Какие из указанных аминокислот являются незаменимыми?
@ Аминобутандиовая к-та
® 2-Амино-З-меркаптопропановая к-та
®2,6-Диаминогексановая к-та
© 2-Аминопропановая к-та
@ 2-Амино-З-фенилпропановая к-та
Добавление каких из указанных веществ вызывает необратимое осаждение белков?
®С2Н5ОН ®CuSO4 ®K2SO4 ©KOH@H2SO4
конц.
Какое гетероциклическое азотистое основание не входит в состав ДНК?
@Аденин®Цитозин
®Тимин©Урацил
Какой элемент входит в качестве гетероатома в состав фурана?
®О®S
®Р©N
Раздел 12
ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ
Общая характеристикавысокомолекулярных соединений (ВМС)
• ВМС (полимеры) — это вещества с очень большой молекулярной массой, молекулы которых содержат повторяющиеся группировки атомов.
Классификация
1. По способам получения:
Природные
ВМС растительного и животного происхождения
Целлюлоза, крахмал, белки, нуклеиновые кислоты, натуральный каучук и др.
Искусственные ВМС (получают путем переработки природных ВМС)
Эфиры целлюлозы и др.
Химические
Синтетические ВМС (получают путем синтеза из низкомолекулярных веществ)
Полиэтилен, полистирол, синтетические каучуки, лавсан, капрон, нитрон и др.
По свойствам и применению:
а) пластмассы; б) эластомеры (каучуки, резины); в) волокна.
Строение
Основные структурные понятия
Мономеры — низкомолекулярные вещества, из которых образуются молекулы полимеров.
Молекулы полимеров являются макромолекулами.
Структурное звено полимера — группа атомов, многократно повторяющаяся в макромолекуле полимера.
Степень полимеризации (л) — число, которое показывает, сколько молекул мономеров соединяются в макромолекулу полимера. Например:
МономерыМономерыкат.кат.-СН^СН-СН2-СН-СН2-СН~-СН^СН-СН2-СН-СН2-СН~Структурное звено полимераСтруктурное звено полимера
Мономеры
Мономеры
кат.
кат.
-СН^СН-СН2-СН-СН2-СН~
-СН^СН-СН2-СН-СН2-СН~
Структурное звено полимера
Структурное звено полимера
или:
сн2=снсн2=снСтиролСтиролкат.Гкат.Г(винил бензол)(винил бензол)(—СН2—СН—),(—СН2—СН—),ПолистиролПолистирол
сн2=сн
сн2=сн
Стирол
Стирол
кат.Г
кат.Г
(винил бензол)
(винил бензол)
(—СН2—СН—),
(—СН2—СН—),
Полистирол
Полистирол
Значения п: от нескольких сотен до сотен тысяч; п — величина не постоянная, макромолекулы одного полимера могут иметь различную длину, поэтому молекулярная масса полимеров — средняя величина:
Мг (полимера) = Мг (структурного звена) • лср.
Геометрическая (пространственная) структура
Линейные полимеры
Целлюлоза
Разветвленные полимеры
Амилопектин
Сетчатые (сшитые) полимеры
Фенолформальдегидные смолы, резины
Твердые полимеры могут иметь кристаллическую и аморфную структуры.
Кристаллическая структура полимера характеризуется упорядоченным взаимным расположением макромолекул. Так как молекулы велики, то одни и те же макромолекулы полимера могут проходить через кристаллические (упорядоченные) и аморфные (неупорядоченные) области.
Особые свойства (характерные для большинства ВМС)
Особые свойства ВМС являются следствием большой величины их макромолекул.
ВМС не имеют определенной температуры плавления, плавятся в широком интервале температур, некоторые разлагаются ниже температуры плавления.
Не подвергаются перегонке, так как разлагаются при нагревании.
Не растворяются в воде или растворяются с трудом.
Обладают высокой прочностью.
Инертны в химических средах, устойчивы к воздействию окружающей среды;
Синтез полимеров
Тип реакций
Характеристика реакций
Примеры
1. Реакция полимеризации
Процесс соединения одинаковых молекул мономеров в молекулы полимеров, протекающий за счет разрыва кратных связей
Получение поливинилхлорида, полиэтилена, полиметилакрилата
2. Реакция поликонденсации
Процесс образования полимеров за счет взаимодействия меящу функциональными группами одинаковых или различных мономеров, идущий с отщеплением побочного низкомолекулярного вещества
Получение капрона, нейлона, фенол- формалвдегидных смол
3. Реакция сополимеризации
Процесс образования полимеров из двух или нескольких различных мономеров
Получение бутадиен- стирольного каучука
Реакция полимеризации:
-сн2-сн- L I оЛ с'' 4 о-сн, Полиметилакрилат-сн2-сн- L I оЛ с'' 4 о-сн, ПолиметилакрилатО лСН2=СН-С^
-сн2-сн- L I оЛ с'' 4 о-сн, Полиметилакрилат
-сн2-сн- L I оЛ с'' 4 о-сн, Полиметилакрилат
4 О-СН3 '°
Метилакрилат(сложный эфир)
Реакция поликонденсации:
Фенол ФормальдегидФенол ФормальдегидФенолформальдегиднаясмолаФенолформальдегиднаясмола
Фенол Формальдегид
Фенол Формальдегид
Фенолформальдегиднаясмола
Фенолформальдегиднаясмола
Реакция сополимеризации:
лСН2—СНлСН2—СНл СН2=СН-СН=СН2 +
лСН2—СН
лСН2—СН
Бутадиен-1,3
Винилбензол(стирол)
* —СН2—СН=СН—СН2—СН2—СН—
п
Бутадиенстирольный каучук
Пластмассы
Пластическими массами называются материалы на основе природных и синтетических ВМС (часто в состав пластмасс входят другие компоненты), способные под воздействием высокой температуры и давления принимать любую заданную форму и сохранять ее после охлаждения (пластичность).
Пластмассы
термопластичные
термореактивные
Линейные полимеры
Сетчатые полимеры
Отсутствуют прочные связи между отдельными цепями
Существуют прочные связи между отдельными цепями
Легко плавятся, используются для переплавки
С трудом плавятся, не подвергаются переплавке
Например: полиэтилен, плексиглас (полиметилметакрилат)
Например: фенолформальдегидные смолы, эбонит
Пластмассы широко применяются в качестве заменителей металлов, дерева и т. д.
Эластомеры (каучуки, резина)
Эластомеры — природные или синтетические ВМС с высокоэластичными свойствами.
Макромолекулы эластомеров — скрученные в клубки цепи. Цепи могут вытягиваться под действием внешней силы, после ее снятия снова скручиваются (элестичность — способность восстанавливать форму).
Применение эластомеров см. в теме «Диеновые углеводороды. Каучуки».
Волокна
Волокна — ВМС природного и синтетического происхождения, перерабатываемые в нити; характеризуются высокой упорядоченностью молекул (линейные полимеры).
Классификация волокон
Волокна
природные
химические
животного происхождения (белковые)
растительного происхождения (целлюлозные)
искусственные
синтетические
продукты переработки природных полимеров
полимеры, образуемые из низкомолекулярных веществ
шерсть, шелк
хлопок, лен, джут, пенька
вискозное волокно, ацетатное волокно
полиамиды, полиэфиры и т. д.
Получение химических волокон
L Получение синтетических волокон: а) полиэфирного волокна:
О лН]-О-СН2-СН2-О-[н + лО лН]-О-СН2-СН2-О-[н + лЭтиленгликольЭтиленгликольНО]НО]Ос^ -Х[ОНОс^ -Х[ОНкат.кат.Терефталевая кислотаТерефталевая кислотаПолиэфир лавсанПолиэфир лавсан+ лН2О+ лН2О
О лН]-О-СН2-СН2-О-[н + л
О лН]-О-СН2-СН2-О-[н + л
Этиленгликоль
Этиленгликоль
НО]
НО]
О
с^ -
Х[ОН
О
с^ -
Х[ОН
кат.
кат.
Терефталевая кислота
Терефталевая кислота
Полиэфир лавсан
Полиэфир лавсан
+ лН2О
+ лН2О
Расплав лавсана пропускают через фильеры (колпачки с мельчайшими отверстиями); при этом образуются тонкие нити, которые затвердевают при охлаждении;
полиамидного волокна:
ННI°nH]-N-(CH2)5-C<.LohI°nH]-N-(CH2)5-C<.LohН fl^N-tCH^-CН fl^N-tCH^-CООе-Аминокапроновая кислотае-Аминокапроновая кислота^ОН^ОНННО нО ноо
Н
Н
I°
nH]-N-(CH2)5-C<.
Loh
I°
nH]-N-(CH2)5-C<.
Loh
Н fl^N-tCH^-C
Н fl^N-tCH^-C
О
О
е-Аминокапроновая кислота
е-Аминокапроновая кислота
^ОН
^ОН
Н
Н
О н
О н
о
о
- -N—(СН2)5—С—Np-(CH2)5—С- -N—(СН2)5—С—Np-(CH2)5—С- - + лН2О- - + лН2ОАмидная связьПолиамид (капрон)Амидная связьПолиамид (капрон)2. Получение искусственного ацетатного волокна:2. Получение искусственного ацетатного волокна:
- -N—(СН2)5—С—Np-(CH2)5—С
- -N—(СН2)5—С—Np-(CH2)5—С
- - + лН2О
- - + лН2О
Амидная связь
Полиамид (капрон)
Амидная связь
Полиамид (капрон)
2. Получение искусственного ацетатного волокна:
2. Получение искусственного ацетатного волокна:
/О[НС6Н7О2 - О[Н +. XO[hJ”Целлюлоза/О[НС6Н7О2 - О[Н +. XO[hJ”ЦеллюлозаО ОIIЗп СНЭ—С—Oj-C—сн3УксусныйангидридО ОIIЗп СНЭ—С—Oj-C—сн3Уксусныйангидрид
/О[Н
С6Н7О2 - О[Н +. XO[hJ”
Целлюлоза
/О[Н
С6Н7О2 - О[Н +. XO[hJ”
Целлюлоза
О О
II
Зп СНЭ—С—Oj-C—сн3
Уксусныйангидрид
О О
II
Зп СНЭ—С—Oj-C—сн3
Уксусныйангидрид
о—с—сн3
+ Зл СН3СООН+ Зл СН3СООНС6Н7О2 - О-С-СНз
+ Зл СН3СООН
+ Зл СН3СООН
О-С-СНз _
Три а цетил целлюлоза
Диацетил- или триацетилцеллюлозу растворяют в ацетоне, пропускают через фильеры, удаляют растворитель теплым воздухом; в результате образуются тонкие нити.
Искусственные и синтетические волокна заменяют природные при изготовлении тканей, канатов.
Вопросы для контроля
Какие вещества называются высокомолекулярными соединениями?
Как можно классифицировать ВМС?
Чем различаются понятия «мономер», «структурное звено полимера»?
Что показывает степень полимеризации?
Чему равна молекулярная масса полимера?
Какую геометрическую (пространственную) структуру могут иметь ВМС?
Каковы особые свойства ВМС и чем они обусловлены?
Что такое реакции: полимеризации, поликонденсации, сополимеризации?
Чем отличаются между собой пластмассы и эластомеры?
Как классифицируют волокна? Приведите примеры волокон различного типа.
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
Сколько изопреновых звеньев должна содержать макромолекула натурального каучука при молекулярной массе, равной одному миллиону?
Из изобутилена, подобно этилену, можно получить полимер. Напишите уравнение реакции полимеризации.
Сколько структурных звеньев входит в макромолекулу поливинилхлорида с молекулярной массой 350 000?
Напишите схему образования синтетического волокна полиакрилонитрила (нитрон) из акрилонитрила:
СН2 = CH-CN
Широко распространенный полимер полиметилметакрилат (оргстекло, или плексиглас), который получают полимеризацией метилметакрилата, имеет строение
СООСН3 СООСН3 СООСН3СООСН3III!
-СН2-С-СН2-С-СН2-С-СН2-С-СН2- ...
СНЭ СН3 СН3 СН3
Найдите структурное звено полимера и определите структурную формулу мономера.
Как осуществить синтез указанных мономеров на основе
СН2 = СН винилхлорид
акрилонитрил
СН2 = CH—С = СН2 хлоропрен?
сг
При сжигании смеси бензола и стирола выделился оксид углерода (IV) объемом 89,6 л (н. у). При полимеризации такого же количества стирола, какое содержится в смеси, образуется 16,64 г полистирола (выход 80%). Определите массовые доли бензола и стирола в смеси.
Как можно получить поливинихлорид, имея карбид кальция, воду, хлорид натрия, серную кислоту? Напишите уравнения реакций.
§ 12.2. Вода, ее физические и химические свойства
Изучив свойства неорганических и органических веществ, а также вопросы общей химии, можно дать полный комплексный ответ на вопрос о свойствах одного из важнейших химических соединений — воды — в том объеме, в каком это требуется от абитуриента на вступительных экзаменах по химии.
Строение молекулы Н2О
Подробно вопрос о строении молекулы воды рассматривался в теме «Химическая связь». Напомним, что молекула Н2О имеет угловое строение, угол между связями ZH—О—Н = = 104,5°.
Связи О—Н в молекуле Н2О являются -,
полярными, на атоме кислорода существу- •*
ет частичный отрицательный заряд 5", на “ С/ 7• Н
атомах водорода — частичный положи- l^wt.^ тельный заряд 5+.
В целом молекула Н2О является по- I лярной молекулой, т.е. диполем: Ch-)* ] Атом кислорода в молекуле воды имеет 4*4 две неподеленные электронные пары на Н внешнем слое*
Физические свойства
При обычных условиях вода — жидкое прозрачное вещество без цвета, вкуса и запаха. Плотность жидкой воды имеет максимальное значение 1 г/см3 (1000 кг/м3) при 4еС. При более низких и более высоких температурах плотность воды уменьшается.
При О’С вода переходит из жидкого в твердое состояние (лед). Плотность льда меньше плотности воды, и поэтому он плавает на ее поверхности (это одна из аномалий воды, так как плотность всех других веществ в твердом состоянии больше, чем в жидком).
При 100°С вода кипит и переходит в газообразное состояние (водяной пар). Вода имеет аномально высокую температуру кипения по сравнению со своими аналогами (H2S, H2Se и Н2Те при обычных условиях являются газами). Это объясняется тем, что молекулы воды находятся в ассоциированном состоянии за счет образования межмолекулярных водородных связей:
5+8— 8+8— 8+8— 8+
О-Н ... О-Н ... О-Н ... О-Н
Н Н Н Н
или (Н2О\
При комнатной температуре степень ассоциации х=2—4.
Исключительно высокой является теплоемкость воды. С этим связаны важная роль природных водоемов в качестве аккумуляторов теплоты, использование воды в охладительных системах различных двигателей. Поддержание определенной температуры живых организмов при существенных изменениях температуры окружающей среды также в значительной степени обусловлено большой теплоемкостью воды.
Вода — наиболее универсальный растворитель. Молекулы воды представляют собой диполи, поэтому вода является полярным растворителем. Она хорошо растворяет ионные соединения и вещества, состоящие из полярных молекул. Значительно хуже растворяются в воде вещества, состоящие из неполярных молекул. В этом смысл давно установленного правила: «Подобное растворяется в подобном».
Вода в природе
Вода — самое распространенное на Земле вещество. Поверхность земного шара на 3/4 покрыта водой (океаны, моря, озера, ледники). В больших количествах вода также находится в атмосфере и земной коре. Наша планета буквально пропитана водой и окутана водяным паром. Общие запасы свободной воды на Земле составляют 1,4 млрд км3. Почти столько же воды находится в физически и химически связанном состоянии, например в природных кристаллогидратах: глауберовой соли Na2SO4e ЮН2О, бокситах А12О3 • пН2О и др.
Однако запасы пресной воды, пригодной для питья и бытовых нужд, весьма ограничены. Поэтому в настоящее время охрана водных ресурсов и очистка сточных вод стали наиболее актуальными экологическими проблемами, стоящими перед человечеством.
Организмы животных и растений содержат от 50 до 90% воды. В организме человека она составляет около 65% от массы тела. Большая часть воды в организме находится внутри клеток (70%), около 23% составляет межклеточная вода, а остальная (7%) находится внутри кровеносных сосудов и в составе плазмы крови. Потеря организмом человека более 10% воды может привести к смерти. При продолжительности жизни 70 лет человек потребляет около 25 т воды.
Химические свойства
Вода — одно из наиболее реакционноспособных веществ. Изучая свойства неорганических и органических веществ, мы рассматривали множество реакций с участием воды. Систематизируем эти сведения.
Окислительно-восстановительные свойства
В молекуле воды и водород, и кислород находятся в устойчивых степенях окисления соответственно +1 и —2.
Поэтому вода не обладает сколько-нибудь ярко выраженными окислительно-восстановительными свойствами. Окислительно-восстановительные реакции возможны при взаимодействии воды только с очень активными восстановителями или очень активными окислителями.
Так, вода при обычной температуре взаимодействует с такими сильнейшими восстановителями, как щелочные и щелочноземельные металлы:
+1
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н°2?
Окислитель
+ 1
Са + 2Н2О - Са(ОН)2 + Н°2?
При нагревании возможно взаимодействие воды или водяного пара и с менее активными металлами:
+1
Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + Н°2Т
+ 1
3Fe + 4Н2О = Fe3O4 + 4Н°2?
В роли окислителя вода выступает также при взаимодействии с гидридами щелочных и щелочноземельных металлов, являющихся очень сильными восстановителями:
-1 +1
NaH + Н2О = NaOH + Н°2?
При взаимодействии с таким сильнейшим окислителем, как фтор, вода выступает в роли восстановителя:
-2
2F2 + 2Н2О - 4HF + О°2
Восстано-
витель
При температуре выше ЮОО’С водяной пар разлагается на водород и кислород, т. е. происходит внутримолекулярный окислительно-восстановительный процесс:
+ 1 —2 #=
2Н2О 2Н°2Т + О°2
Кислотно-основные свойства
Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и гетеролитический разрыв связей О—Н в отдельных молекулах воды. При этом протон присоединяется к атому кислорода соседней молекулы воды по донорно-акцепторному механизму:
Ю^-Н + :0-НН НЮ^-Н + :0-НН НН<-О-Н_ Н _Н<-О-Н_ Н _
Ю^-Н + :0-Н
Н Н
Ю^-Н + :0-Н
Н Н
Н<-О-Н
_ Н _
Н<-О-Н
_ Н _
или:Н20 + Н2О # Н3О+ + ОН
Ион Гидроксид-гидро КСОНИЯ ион
В сущности ион гидроксония является гидратированным ионом водорода Н+ • Н2О, поэтому упрощенно процесс ионизации воды обычно выражают следующим уравнением:
Н2О # Н+ + ОН'
Таким образом, при ионизации одновременно образуются ионы Н+ и ОН™, т. е. вода является амфотерным электролитом. Но степень ионизации воды незначительна. При комнатной температуре примерно лишь одна из 108 молекул воды находится в диссоциированной форме, что подтверждается весьма низкой электропроводностью чистой воды. Вода — очень слабый электролит, ее константа диссоциации и ионное произведение при 25°Сравны:
[ТПЛО1Г1[Н2О][ТПЛО1Г1[Н2О]- 1,8 е 10~16;- 1,8 е 10~16;
[ТПЛО1Г1[Н2О]
[ТПЛО1Г1[Н2О]
- 1,8 е 10~16;
- 1,8 е 10~16;
Кн2о " [Н+] * [ОН"] = 10'14.Концентрации ионов Н+ и ОН в воде равны КГ7 моль/л. Поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислотных или основных свойств.Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, в результате чего растворы многих веществ в воде проявляют кислотные свойКн2о " [Н+] * [ОН"] = 10'14.Концентрации ионов Н+ и ОН в воде равны КГ7 моль/л. Поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислотных или основных свойств.Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, в результате чего растворы многих веществ в воде проявляют кислотные свойства:ства:НС1НС1Н2О =ГН+ + СГ;Н2О =ГН+ + СГ;ХлороводородХлороводородФенолФенолСН3СООН 5* СН3СОО" 4^;Уксусная кислотаО"СН3СООН 5* СН3СОО" 4^;Уксусная кислотаО"Н+Н+
Кн2о " [Н+] * [ОН"] = 10'14.
Концентрации ионов Н+ и ОН в воде равны КГ7 моль/л. Поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислотных или основных свойств.
Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, в результате чего растворы многих веществ в воде проявляют кислотные свой
Кн2о " [Н+] * [ОН"] = 10'14.
Концентрации ионов Н+ и ОН в воде равны КГ7 моль/л. Поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислотных или основных свойств.
Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, в результате чего растворы многих веществ в воде проявляют кислотные свой
ства:
ства:
НС1
НС1
Н2О =ГН+ + СГ;
Н2О =ГН+ + СГ;
Хлороводород
Хлороводород
Фенол
Фенол
СН3СООН 5* СН3СОО" 4^;
Уксусная кислота
О"
СН3СООН 5* СН3СОО" 4^;
Уксусная кислота
О"
Н+
Н+
Присоединением протона молекулы воды к молекулам некоторых растворенных веществ обусловлены основные свойства водных растворов этих веществ:
nh3 + h]oh ^nh^+JoiFI
Аммиак
CH3-NH2 + Н|ОН # [CH3NH3]+ + |ОН~
Метиламин
Реакции гидратации
Полярность и малые размеры молекулы воды определяют ее сильные гидратирующие свойства,
• Гкдратация — это присоединение воды к веществу.
Гидратация ионов
При растворении в воде электролитов образующиеся в результате электролитической диссоциации ионы присоединяют определенное число молекул воды и существуют в растворе в виде гидратированных ионов. Прочность связей между ионом и молекулами воды зависит от природы иона, его заряда, размера, строения электронной оболочки, а также от концентрации и температуры раствора.
Некоторые ионы образуют столь прочные связи с молекулами воды, что их гидратированные ионы могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии. Этим объясняется образование кристаллогидратов типа медного купороса CuSO4*5H2O, железного купороса FeSO4 • 7Н2О, гипса CaSO4 • 2Н2О и др., а также большого числа аквокомплексов, например [Сг(Н2О)6]С13, [Pt(H2O)4]Cl4 и др.
Гидратация оксидов
При гидратации кислотных оксидов образуются кислоты:
SO3 + Н2О = H2SO4; Р3О5 + ЗН2О = 2Н3РО4
При гидратации основных оксидов образуются основания:
Na2O + Н2О = 2NaOH; ВаО + Н2О = Ва(ОН)2
Гидратация органических соединений
Непредельные углеводороды (алкены и алкины) вступают в реакции гидратации, в результате которых образуются кислородсодержащие органические соединения. Присоединение воды к непредельным УВ подчиняется правилу Марковникова:
H3PO41 Г, Р
Н2С - СН2 + Н-ОН —► СН3-СН2ОН
ЭтанолЭтанолЭтилен
Этанол
Этанол
H2SO4, t°
Н2С = СН—СН3 + Н-ОН ► СН3-СН-СН3
Пропилен
ОН
Пропанол-2
Hg2+^
НС = СН + НОН ► СН3—С(Реакция Кучерова)
Н АцетальдегидН АцетальдегидНС = С-СН3 + нонНС = С-СН3 + нонМетилацетиленМетилацетилен* сн3—с—сн3* сн3—с—сн3Ацетилен\ ы
Н Ацетальдегид
Н Ацетальдегид
НС = С-СН3 + нон
НС = С-СН3 + нон
Метилацетилен
Метилацетилен
* сн3—с—сн3
* сн3—с—сн3
Диметилкетон (ацетон)
Реакции гидролиза
• Гидролизом называется процесс разложения веществ в результате обменного взаимодействия между молекулами вещества и молекулами воды.
Гидролиз солей
Подробно гидролиз солей рассматривался при изложении соответствующей темы. Здесь ограничимся лишь не
сколькими примерами.
Гидролиз по аниону соли:
Na2CO3 + Н2О # NaHCO3 + NaOH;
СО3" + Н2О ^ НСО3" + ОН"; pH > 7 (щелочная среда)
Гидролиз по катиону соли:
FeCl3 + Н2О # FeOHCl2 + НС1;
Fe3+ + Н2О ^ FeOH2+ + Н+; pH < 7 (кислая среда)
Гидролиз по катиону и аниону соли:
CH3COONH4 + Н2О # СН3СООН + NH4OH;
СН3СОО + NH4+ + Н2О # СН3СООН + NH4OH;
pH = 7 (среда, близкая к нейтральной)
Необратимый (полный) гидролиз:
A12S3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3>Ь + 3H2ST
Гидролиз карбидов металлов является одним из способов получения углеводородов:
Д14С3 + 12Н2О -> 4А1(ОН)3 + ЗСН4Т
Карбид алюминияМетан
СаС2 + 2Н2О -э Са(ОН)2 + С2Н2Т
Карбид кальцияАцетилен
Гидролиз галогеналканов является одним из способов получения спиртов:
ОН"
С2Н5С1 + нон * С2Н5ОН + НС1
ХлорэтанЭтанол
СН2—ClNa2CO3 СН2—ОН
|+ 2НОН ►|+ 2HCJ
СН2-С1сн2-он
ДихлорэтанЭтиленгликоль
При гидролизе дигалогеналканов, в которых оба атома галогена находятся при одном углеродном атоме, образуются альдегиды или кетоны, например:
NaOH/
СН3-СНС12 + нон —► СН3—С + 2НС1
ДихлорэтанАцетальдегид
СН\NaOH
) СС12 + НОН ► СН3—С—СН3 + 2НС1
СН3II
Дихлорпроп анО
Ацетон
Гидролиз алкоголятов металлов
В присутствии воды алкоголяты металлов разлагаются с образованием спиртов и гидроксидов металлов:
C2H5ONa + Н2О -> С2Н5ОН + NaOH
Этилат натрияЭтанол
Гидролиз галогенпроизводных бензола
Основным продуктом гидролиза этих веществ является фенол:
ХлорбензолХлорбензолА120з, t° ►А120з, t° ►ФенолФенолон+ НС1он+ НС1
Хлорбензол
Хлорбензол
А120з, t° ►
А120з, t° ►
Фенол
Фенол
он
+ НС1
он
+ НС1
Гидролиз сложных эфиров
Гидролиз сложных эфиров — реакция, обратная реакции этерификации. Продуктами гидролиза сложных эфиров являются кислота и спирт:
ОррО
СН,—с^+ НОН -Г—► СН,-^ +С,Н5ОН
_4 О-С2Н5„ХОН
Этил ацетатУксусная кислота Этанол
Г, Н+
сн3—о—no2 + нон ;—*нмо3 + сн3он
МетилнитратАзотная кислота Метанол
К этомуже типу реакций относится гидролиз жиров, являющихся сложными эфирами трехатомного спирта — глицерина.
Гидролиз жиров в организме катализируется ферментами, называемыми липазами.
Гидролиз ди- и полисахаридов
При гидролизе дисахарида образуются один или два моносахарида. Например, при гидролизе мальтозы образуется только а-глюкоза, так как молекула этого дисахарида состоит из остатков двух молекул а-глюкозы:
Н+, Г
С12Н22ОИ + НОН> 2С6Н12О6
Мальтозаа-Глюкоза
Молекула сахарозы состоит из остатков а-глюкозы и Р-фруктозы, поэтому эти простые углеводы и образуются при гидролизе сахарозы:
н+, Г
С12Н22Оц + НОН> С6Н12Об + С6Н12О6
Сахарозаа-Глюкозар~ Фруктоза
Гидролиз полисахаридов обычно представляет собой многоступенчатый процесс, но конечным продуктом этого процесса является тот или иной моносахарид. Например, суммарное уравнение гидролиза крахмала можно записать так:
(C6HWO5)„ + nH2O > лС6Н12О6
Крахмала-Глюкоза
В организме гидролиз крахмала катализируется ферментами, называемыми амилазами.
Гидролиз белков
Гидролиз белков также представляет собой многостадийный процесс, конечным продуктом которого являются аминокислоты. В организме этот процесс протекает с участием протеолитических ферментов (протеазы).
Задачи и упражнения для самостоятельной работы
L С какими из следующих веществ взаимодействует вода: CuO, Na, СаО, КОН, F2, SiO2, SO3, NH3, CH4, C2H4, С2Н5С1, Ag, С2Н2? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Н2 NaH NaOH Na2CO3 +Нг° ►
Н2О
О2 -> Na2O -> NaOH -> NH3 -> NH4C1 2 ►
При обработке 7,2 г гидридов калия и натрия водой образовалось 250 мл раствора гидроксидов. Определить состав смеси гидридов, если для нейтрализации 50 мл полученного раствора израсходовано 20 мл 2М раствора соляной кислоты.
Определите массу воды, в которой нужно растворить 426 г оксида фосфора (V), чтобы образовался 49%-й раствор ортофосфорной кислоты.
В эвдиометре взорвали смесь, содержащую водород объемом 12 мл и кислород объемом 10 мл. Полностью ли израсходуются газы? Если нет, то какой из них и в каком объеме останется?
Напишите уравнения реакций гидролиза следующих веществ: а) силиката калия; б) мальтозы; в) хлорида меди (II); г) изопропилацетата. Назовите продукты гидролиза.
Имеется смесь обычной и тяжелой воды. Определите массовую долю тяжелой воды в смеси, если массовая доля кислорода в смеси равна 86%. (Тяжелая вода D2O — вода, содержащая изотоп водорода — дейтерий D, т. е. *Н).
ПРИЛОЖЕНИЯ
ТРИВИАЛЬНЫЕ И ИСТОРИЧЕСКИЕНАЗВАНИЯ НЕКОТОРЫХХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Азофоска (минеральное удобрение) — смесь фосфатов аммония и нитрата калия
Алебастр — 2CaSO4 • Н2О
Алюмокалиевые квасцы — A12(SO4)3 * K2SO4 • 24Н2О
Аммиачная селитра (минеральное удобрение) — NH4NO3
Аммофос (минеральное удобрение) — смесь NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4
Ангидрит — CaSO4
Английская соль — MgSO4 • 7Н2О
Антихлор — тиосульфат натрия Na2S2O3
Асбест — 3MgO • 2SiO2 * 2Н2О
Барит — BaSO4
Баритовая вода — насыщенный водный раствор гидроксида бария Ва(ОН)2
Белая глина, см. каолин
Белильная известь — раствор хлора С12 в известковой воде; главным компонентом является СаОС12
Берлинская лазурь — Fe4[Fe(CN)6]3
Благородные газы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон
Благородные металлы, см. металлы благородные
Боксит — А12О3 • хН2О
Болотный газ — СН4
Бура — Na2B4O7 • ЮН2О
Бурый газ — NO2
Веселящий газ — N2O
Водяной газ — смесь СО и Н2
Гашеная известь — Са(ОН)2
Гипосульфит натрия — Na2S2O3*5H2O
Гипс — CaSO4 • 2Н2О
Глауберова соль — Na2SO4 • ЮН2О
Глинозем — А12О3
Горькая соль, см. английская соль
Гремучая смесь, см. гремучий газ
Гремучий газ — смесь двух объемов Н2 и одного объема О2
Диаммофос (минеральное удобрение) — (NH4)2HPO4
Доломит — СаСО3 • MgCO3
Едкий барит — Ва(ОН)2е 8Н2О
Едкий натр — NaOH
Едкое кали — КОН
Жавелевая вода — раствор хлора С12 в водном растворе гидроксида натрия или гидроксида калия; главный компонент — гипохлорит натрия NaClO или калия КСЮ
Железные квасцы — Me[Fe(SO4)2] • 12Н2О, где Me — ионы щелочных металлов или катион аммония NH4
Железный колчедан — FeS2
Железный купорос — FeSO4 * 7Н3О
Желтая кровяная соль — K4[Fe(CN)6]
Жженая известь — СаО
Жженый гипс, см. алебастр
Жидкое стекло — водный раствор силиката натрия Na2SiO3
Известковая вода — насыщенный водный раствор гидроксида кальция
Известковое молоко, см. известковая вода
Известняк — СаСО3
Индийская селитра, см. калиевая селитра
Йодоформ —- СН13
Калиевая селитра (минеральное удобрение) — KNO3
Каломель — Hg2CI2
Кальциевая селитра (минеральное удобрение) — Ca(NO3)2
Кальцит — СаСО3
Каменная соль — NaCl
Каолин — А12О3 • 2SiO2 • 2Н2О
Карбамид — CO(NH2)2
Карбин — аллотропная модификация углерода, имеющая линейное строение
Карборунд — SiC
Каустик — NaOH
Кварц — SiO2
Киноварь — HgS
Кипелка, см. жженая известь
Корунд — А12О3
Красная кровяная соль — K3[Fe(CN)6]
Кремнезем — SiO2
Криолит — Na3AlF6
Кристаллическая сода — Na2CO3 • ЮН2О
Купоросное масло — концентрированная H2SO4
Ляпис — AgNO3
Магнезит — MgCO3
Магнезия белая, см. магнезит
Магнезия жженая — Mg О
Магнитный железняк — Fe3O4
Малахит — (СиОН)2СО3
Марганцовка — водный раствор КМпО4
Медный колчедан — CuFeS2
Медный купорос — CuSO4e5H2O
Мел — СаСО3
Металлы
— актиноиды — 90ТЬ — 103Lr
благородные — Ag, Au, Pt, Ru, Rh, Pd, Os, Ir
лантаноиды — 58Ce — 7]Lu
легкие (p < 5 г/см3) — Li, Na, K, Rb, Cs, Be, Mg, Ca, Al, Ti — легкоплавкие ( 1ПЛ < 1000°C) — Li, Na, K, Cs, Rb, Ca, Mg и др..
переходные — d- и /-элементы
радиоактивные — Fr, Ra, U, Тс, актиноиды
рассеянные — Ga, In, Tl, Ge, Hf, Re
редкоземельные — Sc, Y, La, лантаноиды
тугоплавкие (t^, > 1000“C) — Tt, Ir, Hf, W, Nb, Ta, Cr, Mo, V, Re — тяжелые (p > 5 г/см3) — Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb и др.
цветные — Ag, Au, Cu, Mn, Co, Ni, Сг и др.
черные — железо Fe и его сплавы
щелочноземельные — Ca, Sr, Ba, Ra
щелочные — Li, Na, К, Rb, Cs, Fr
Мочевина, см. карбамид
Мрамор — СаСО3
Натр — Na2O
Натронная известь — смесь гашеной извести Са(ОН)2 с едким натром NaOH
Нашатырь — NH4C1
Негашеная известь, см. жженая известь
Нитрофос (минеральное удобрение) — азотно-фосфорное удобрение Нитрофоска (минеральное удобрение) — азотно-фосфорно-калий ное удобрение:
(NH4)2HPO4 + NH4NO3 + KNO3 + СаНРО4 ++ NH4H2PO4 + КС1
Обжиговый газ — газовая смесь, полученная при обжиге пирита FeS2 Олеум — раствор SO3 в безводной серной кислоте H2SO4
Песок, см. кремнезем
Пирит, см. железный колчедан
Пиролюзит — МпО2
Питьевая сода — NaHCO3
Плавиковая кислота — HF
Поваренная саль, см. каменная соль
Поташ — К2СО3
Преципитат (минеральное удобрение) -— СаНРО4*2Н2О
Пушонка, см. гашеная известь
Растворимое стекло, см. жидкое стекло
Роданиды (тиоцианаты) — соли роданистой (тиоциановой) кислоты
Роданистая кислота — HCNS
Рудничный газ, см. болотный газ
Сажа — тонкодисперсный углерод С
Сажа белая — аморфный SiO2
Свинцовый сахар — РЬ(СН3СОО)2* ЗН2О
Серный колчедан, см. железный колчедан
Сильвинит — NaCI • КО
Синильная кислота — HCN
Сода
кальцинированная — Na2CO3
каустическая (каустик) — Na ОН
кристаллическая — Na2CO3* 10Н2О
питьевая — NaHCO3
Соль Мора — (NH4)2Fe(SO4)2 • 6Н2О
Соляная кислота — НО
Сулема — HgO2
Сухой лед — твердый диоксид углерода СО2
Быьк — 3MgO • 4SiO2* Н2О
Тиоциановая кислота, см. роданистая кислота
Туки — минеральные удобрения
Угарный газ — СО
Углекислота — раствор диоксида углерода СО2 в воде
Уксус — 6—9%-й водный раствор уксусной кислоты СН3СООН
Уксусная соль — Са(СН3СОО)2- Н2О
Флюорит — CaF2
Фосген — СОС12
Фосфорит — Са3(РО4)2
Фосфоритная мука — минеральное удобрение, получаемое из фосфоритов
Фреоны — фтор- и фторхлорпроизводные метана и этана
Халькопирит, см. медный колчедан
Хлорная вода —- водный раствор хлора
Хгорная известь, см. белильная известь
Хромовая смесь — смесь равных объемов насыщенного раствора
К2Сг2О7 и концентрированной H2SO4
Хромовые квасцы — Cr2(SO4)3 * K2SO4 • 24Н2О
Хромпик — К2Сг2О7 или Na2Cr2O7
Царская водка — смесь концентрированных кислот HNO3 и НС1 в
объемном соотношении 1 : 3
Цинковая обманка — ZnS
Цинковый купорос — ZnSO4*7H2O
Чилийская селитра (минеральное удобрение) — NaNO3
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
На катионы
Определяемый катион
Реагент
Уравнение реакции
Наблюдаемые явления
Ag+
СГ
Ag+ + Cl = AgClX
Белый осадок
Ва2+
SO42’
Ва2+ + SO42" = BaSO44-
Белый осадок
Пламя
Изменение окраски пламени
Желто-зеленое
Са2+
Пламя
Изменение окраски пламени
Кир лично-красное
Fe1+
[Fe(CN)js-
(K,[Fe(CN)6])
3Fe24 + 2[Fe(CN)6]2 = Fe3[Fe(CN)6]2X Турнбулева синь
Темно-синий осадок
Fe3+
[Fe(CN)]64"
(KJFe^NM)
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6j4- = Fe4[Fe(CN)6]3^ Берлинская лазурь
Темно-синий осадок
SCN“ (NH4SCN)
Fe3+ + 3SCN“ # Fe(SCN)3
Роданид железа (Ш)
Кроваво-красное окрашивание
Н+ (избыток)
Метилоранж
Изменение цвета индикатора
Оранжевая окраска переходит в красную
Лакмус
Изменение цвета индикатора
Фиолетовое окрашивание переходит в красное
К+
Пламя
Изменение окраски пламени
Фиолетовое
Li+
Пламя
Изменение окраски пламени
Ярко-красное
750750Определяемый катионРеагентУравнение реакцииНаблюдаемые явленияNa+ПламяИзменение окраски пламениЖелтоеNH?ОН (щелочи)NH4+ + ОН" # NH3T + Н2ОЗапах аммиака или посинение влажной лакмусовой бумагиS^ПламяИзменение окраски пламениКарминово-красноеОпределяемый катионРеагентУравнение реакцииНаблюдаемые явленияNa+ПламяИзменение окраски пламениЖелтоеNH?ОН (щелочи)NH4+ + ОН" # NH3T + Н2ОЗапах аммиака или посинение влажной лакмусовой бумагиS^ПламяИзменение окраски пламениКарминово-красное
750
750
Определяемый катион
Реагент
Уравнение реакции
Наблюдаемые явления
Na+
Пламя
Изменение окраски пламени
Желтое
NH?
ОН (щелочи)
NH4+ + ОН" # NH3T + Н2О
Запах аммиака или посинение влажной лакмусовой бумаги
S^
Пламя
Изменение окраски пламени
Карминово-красное
Определяемый катион
Реагент
Уравнение реакции
Наблюдаемые явления
Na+
Пламя
Изменение окраски пламени
Желтое
NH?
ОН (щелочи)
NH4+ + ОН" # NH3T + Н2О
Запах аммиака или посинение влажной лакмусовой бумаги
S^
Пламя
Изменение окраски пламени
Карминово-красное
П. Н а анионы
Анион
Реагент
Уравнение реакции
Наблюдаемые явления
СГ
Ag*(AgNO3)
Ag+ + Cr=AgClX
Белый осадок
СО32
Н+ (кислоты)
СО32~ + 2Н+= Н2О + СО2Т
Выделяется газ (см. качественную реакцию на СО2)
нсо3-
Н+ (кислоты)
НСО3" + Н+ = Н2О + СО2Т
Выделяется газ (см. качественную реакцию на СО2)
ОН~ (избыток)
Метилоранж
Изменение цвета индикатора
Оранжевая окраска переходит в желтую
Лакмус
Изменение цвета индикатора
Фиолетовая окраска переходит в синюю
Фенолфталеин
Изменение цвета индикатора
Появляется малиновое окрашивание
S2"
РЬ2+
S2" + Pb2+ = PbSl
Черный осадок
SO42~
Ва2+ (ВаС12)
SO42 + Ва2+ = BaSOj
Белый осадок
На неорганические вещества
Вещество
Реагент
Уравнение реакции
Наблюдаемые явления
СО2
Насыщенный раствор Са(ОН)2 (известковая вода)
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО34. + Н2О При дальнейшем пропускании СО2: СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
Белый осадок (раствор мутнеет) Осадок растворяется
NH3
НС1
NH3 + HC1=NH4C1
Белый дым
На органические вещества и функциональные группы
Вещества
Функциональные и другие группы атомов
Реагенты
Примеры реакций
Наблюдаемые явления
I
2
3
4
5
Алкены, алкадиены и другие соединения, содержащие двойные связи
>С=С< одна или две двойные связи
Вг2 (бромная вода)
СНз-СН = СН—СН3 + Вг2 -> сн3—сн—сн—сн3
Вг Вг
Обесцвечивание бромной воды
Р-р КМпО4
ОН" Н2ОСН2 + [О] + Н2О Н2С-СН2
он он
Исчезновение розовой окраски
7
7
3
4
5
Алкины и другие соединения, содержащие тройные связи
-CsC- трой ная связь
Вг2 (бромная вода)
ВгВг
СН=С-СН2-СН, + 2Вг2 -> НС-С-СН,-СН3
Вг Вг
Обесцвечеванис бромной воды
Р-р КМпО4
ОО
сн = сн+4[О]—► онххон
сн3-с=сн +з[О] н2о+н-сг^
он он
Исчезновение розовой окраски
Многоатомные спирты, моносахариды, дисахариды
Две или более гидроксогруппы
-ОН
Си(ОН)2
(с веж е п р и гото в- ленный, в щелочной среде)
Г1Н.
н2с-о-н -.jO-CH2
1 . L -1г1 * 1
НС-О* + НО-Си-ОН + Н-О-СН►
I ^ -LJ I
н2с-онн но~сн2
Н2С-ОХ Jb-CH,
1хСи1
—- нс-о; чо-сн + 2н,о
1 ХнI
Н2С-ОН НО-СН;
Голубой осадок Си(ОН)2 растворяется, образуется раствор ярко-синего цвета
I
2
3
4
5
Фенолы
Гндроксогрулпы -ОН, связанные с бензольным ядром
Р-р FeCl3
ОН
(Qj+FcCI3 -» Комплексное соединение
Изменение цвета (в случае фенола — фиолетовая окраска)
Альдегиды, альдозы, восстанавливающие дисахариды
Альдегидная группа
А^О (р-р в NH4OH)
53мн,он, с КЗ
R-C^ + Ag70►R-C^ + 2Agi нон
«Серебряное зеркало» на стенках пробирки
Cu(OH)2 (свежеприготовленный осадок)
R-C + 2Cu(OH)—R-C ^°+ Cu2Oi + 2H2O H2OH
Выпадает осадок кирпично-красного цвета
1
2
3
4
5
Крахмал
P-Plz
(С6Н10О5)п + 13 —> комплексное соединение
Появляется синефиолетовое окрашивание
Белки
Фенильные радикалы в остатках некоторых аминокислот (например, фенилаланина)
HNO3 (конц.)
Ксантопротеи новая реакция
НОНО
1II1II
-N-CH-C- + HNO$ (кони.) —► -N-CH-C- + И, О
сн,сн,
6ф
мо2
Появляется желтое окрашивание
Пептидные связи
Си5О4(насыщ.) + + NaOH (конц.)
Биуретановая реакция
Хс=о(онH-l-N/
1^^Cu+1 —►
^N4H НОТО=Сх —2Н2О
\><ХN Х
—► 1 /Си1
О-С^
Образуется раствор ярко-фиолетового цвета
Серусодержащие остатки аминокислот (например, цистеин)
Р-р РЬ(СН3СОО)2 + + NaOH
Цистеиновая реакция
>S+Pb2+ = PbSl
Образуется осадок черного цвета
МОЛЕКУЛЯРНЫЕ МАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Ионы
H+
nh4+
Na+
K+
Ba2+
Ca2+,
Mg2+|
Al3+
Cr3+
Fe2+
Fe3+
Mn2+
Zn2+
Cu2+
Ag+
Pb2+
О2"
—
—
62
94
153
56
40
102
152
72
160
71
81
80
232
223
ОН"
18
35
40
56
171
74
58
78
103
90
107
89
99
98
125
241
сг
36,5
53,5
58,5
74,5
'208
111
95
138,5
158,5
127
162,5
126
136
135
143,5
278
вг
81
98
103
119
297
200
184
267
292
216
296
215
225
224
188
367
г
128
145
150
166
391
294
278
408
433
310
437
309
319
318
235
461
NOf
63
80
85
101
261
164
148
213
238
180
242
179
189
188
170
331
S2“
34
68
78
110
169
75
56
150
200
88
208
87
97
96
248
239
SO32~
82
116
126
158
217
120
104
294
344
136
352
135
145
144
296
287
SO42‘
98
132
142
174
233
136
120
342
392
152
400
151
161
160
312
303
co32-
62
96
106
138
197
100
84
234
284
116
292
115
125
124
276
267
SiO32"
78
112
122
154
213
116
100
282
332
132
340
131
141
140
292
283
PO43“
98
149
164
212
601
310
262
122
147
358
151
355
385
382
419
811
ПРОГРАММА ПО ХИМИИ ДЛЯВСТУПИТЕЛЬНЫХ ИСПЫТАНИЙ
В МЕДИЦИНСКИЕ ВУЗЫ
Программа утверждена Управлением учебных заведений Министерства здравоохранения Российской Федерации в 1995 г.
СОДЕРЖАНИЕ ПРОГРАММЫ
Предмет и задачи химии. Место химии среди естественных наук.
Основные понятия химии
Атомы и молекулы. Химический элемент, простое вещество, сложное вещество, смесь веществ. Понятие об аллотропных модификациях. Относительная атомная масса, относительная молекулярная масса. Постоянство состава вещества. Закон сохранения массы. Моль — единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и его следствие. Уравнение Менделеева—Клапейрона. Явления физические и химические. Валентность и степень окисления.
Строение атома. Химическая связь. Строение вещества
Строение ядер и электронных оболочек атомов химических элементов, 5-, р-, d-элементы. Периодический закон и строение периодической системы. Изотопы. Типы химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, водородная, металлическая. Строение комплексных соединений. Агрегатные состояния веществ, вещества аморфные и кристаллические. Типы кристаллических решеток.
Растворы
Вода: строение молекулы, физические и химические свойства. Растворимость веществ, зависимость растворимости веществ от их природы, от температуры и давления. Типы растворов (газообразные, жидкие, твердые). Выражение состава раствора (массовая доля, объемная доля, молярная концентрация). Представление о коллоидных растворах. Значение растворов в медицине и биологии, в быту. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.
Основные закономерности протеканияхимических реакций
Классификация реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов. Константа скорости химической реакции. Катализ.
Тепловые эффекты химических реакций. Обратимость реакций. Химическое равновесие и условия его смещения. Окислительно- восстановительные реакции, важнейшие окислители и восстановители. Представление об электролизе.
Основные классы неорганических соединений
Оксиды, кислоты, гидроксиды, соли (классификация, номенклатура, способы получения и свойства). Амфотерность. Гидролиз солей.
Металлы
Общая характеристика металлов: физические и химические свойства. Общие способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Общая характеристика 1А-и ПА-групп периодической системы. Свойства натрия, калия, кальция и магния и их соединений. Жесткость воды и способы ее устранения. Свойства алюминия и его соединений. Свойства оксидов и гидроксидов хрома (+2), (+3), хроматов и дихроматов. Свойства перманганата калия: восстановление перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной средах. Свойства железа, оксидов и гидроксидов железа (+2) и (+3). Свойства соединений меди (+1) и (+2). Свойства оксида и гидроксида цинка. Медико-биологическое значение соединений указанных металлов.
Неметаллы
Общая характеристика IVA-, VA-, VIA-, VIIA-групп периодической системы. Водород, его химические и физические свойства. Свойства и способы получения хлороводорода и хлоридов, гипохлоритов, хлоратов. Кислород, его получение, сравнение физических и химических свойств кислорода и озона, окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода. Сера, ее физические и химические свойства. Свойства и способы получения соединений серы: сероводорода и сульфидов, оксидов, сульфитов, серной кислоты и сульфатов. Азот, его физические и химические свойства, получение. Свойства аммиака и солей аммония, оксидов азота (+1), (+2) и (+4), азотистой кислоты и нитритов, азотной кислоты и нитратов. Получение аммиака и азотной кислоты. Фосфор, его физические и химические свойства. Свойства соединений фосфора: фосфороводорода и фосфидов, оксидов фосфора (+3) и (+5), фосфорной кислоты и фосфатов. Углерод, его физические и химические свойства. Свойства и способы получения оксидов углерода и карбонатов. Свойства угольной кислоты. Свойства кремния, оксида кремния, кремниевой кислоты и силикатов. Медикобиологическое значение соединений указанных неметаллов.
Теоретические положения органической химии
Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова. Изомерия. Гомологические ряды. Электронная природа химических связей в молекулах органических соединений, способы разрыва связей, понятие о свободных радикалах. Электронное
и пространственное строение молекул на примере метана, этилена, ацетилена и бензола. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Понятие о взаимном влиянии атомов на примере нескольких соединений (толуол, фенол, хлоруксусная кислота и др.). Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, элементарное звено, степень полимеризации). Реакции полимеризации и поликонденсации. Принципы номенклатуры органических соединений.
Основные классы органических соединений
Углеводороды: алканы, алкены, алкины, диеновые углеводороды, ароматические углеводороды (физические и химические свойства, способы получения). Представление о строении циклоалканов. Кислородсодержащие соединения: спирты одноатомные и многоатомные, фенол, альдегиды, карбоновые кислоты, сложные эфиры (физические и химические свойства, способы получения и области применения, медико-биологическое значение). Азотсодержащие соединения: амины алифатические и ароматические, аминокислоты (физические и химические свойства, способы получения, медико-биологическое значение). Строение отдельных представителей аминокислот: глицина, аланина, цистеина, серина, глутаминовой кислоты, лизина, фенилаланина и тирозина. Строение и химические свойства гетероциклических соединений (пиридин, пиррол, пиримидин, пурин). Строение пиримидиновых и пуриновых оснований: цитозина, урацила, тимина, аденина, гуанина.
Важнейшие природные соединения
Строение и свойства жиров. Углеводы: строение и свойства глюкозы, рибозы, дезоксирибозы, сахарозы, крахмала и целлюлозы. Строение фруктозы, мальтозы и лактозы. Строение и свойства белков. Строение нуклеотидов и полинуклеотидов. Различия в строении ДНК и РНК. Биологическая роль указанных классов соединений.
Ътовые расчетные задачи
Вычисление массовой или объемной доли компонента.
Вычисление молярной концентрации.
Вычисление относительных плотностей веществ в газообразном состоянии.
Вычисление объема газообразного вещества известной массы или известного количества при нормальных условиях и условиях, отличающихся от нормальных.
Установление молекулярной формулы вещества по массовой доле элементов или по массам продуктов сгорания.
Вычисление массы (объема, количества вещества) одного из участников реакции по известной массе (объему, количеству вещества) другого участника реакции.
То же, с предварительным нахождением, какое из веществ вступает в реакцию полностью.
То же, с учетом выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного.
То же, с учетом массовой доли примесей в реагенте.
Определение состава соли (кислая или средняя) по массам веществ, вступающих в реакцию.
Определение состава двух-трехкомпонентной смеси по массам веществ, образующихся в ходе одной или нескольких реакций.
Все расчетные задачи могут быть как в прямом, так и в обратном вариантах. (Например: расчет массовой доли вещества по его массе и известной массе раствора или же расчет массы вещества по известной массовой доле и массе раствора). Сложные задачи включают в себя две или больше перечисленных типовых задач.
Типовые качественные задачи
Идентификация 3—5 веществ с использованием физических и химических свойств.
Распознавание вещества по совокупности его физических и химических свойств; определение строения органического вещества по его брутто-формуле и совокупности свойств.
Написание уравнений реакций, иллюстрирующих схемы, в которых оговорены все или только отдельные этапы.
Многостадийный синтез органического или неорганического вещества.
Разделение 3-4-компонентных смесей; выделение компонента в индивидуальном виде из смеси; подтверждение наличия примесей в образцах.
Выявление возможности протекания реакций между веществами в предложенной совокупности веществ.
Составление уравнений окислительно-восстановительнык реакций с использованием электронных схем.
Составление формул гомологов и изомеров органических веществ.
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
Егоров А. С., Аминова Г. X. Экспресс-курс неорганической и органической химии (для поступающих в вузы). — Ростов н/Д: Феникс, 2002.
Егоров А. С. Химия в 400-х вопросах и ответах (пособие для учащихся и абитуриентов). — Ростов н/Д: Феникс, 2001,
Егоров А. С. Самоучитель по решению химических задач (для учащихся и абитуриентов). — Ростов н/Д: Феникс, 2000, 2001.
Пузаков С. А., Попков В. А. Пособие по химии: Программы. Образцы экзаменационных билетов. Вопросы, упражнения, задачи. — М.: Высшая школа, 1997.
Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии: Современный курс для поступающих в вузы, — М.: Экзамен, 1999.
ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
- 1. 1,8 А0; 0,18 нм 2. а) 101ОА°; 109 нм; б) 108 А°; 107 нм 3. а) =6,02* I026; б) =6,02* Ю23 4. а) 2; б) 4; в) 64
- 2. COCI2; CO(NH2)2 3. 20, 15, 15 4. 16; 106; 180; 71; 342 5. 82,35%; 63,64%; 30,43%; 16,47%; 13,86%; 35,00%
- 2. H2Se; РС13; PbO2; ОР2; Pe2S3 3. СгО; Сг2О3; СгО3 4. МпО; МпО2; МпО3; С12О7; ВаО
- 1. а) =3,01- 10й; б) =18,06-Ю23 2. а) 2 моль; = 12,04 * 102?; б) 0,2 моль; =1,2 • 1О23; в) 10 моль; =6,02 • 1024; г) 10 моль; =6,02 • 1024; д) 2 моль; =12,04* 1023; е) 50 моль; =3,01 ■ 102д 3. а) 0,25 моль; =1,51 • Ю23; б) 5 моль; =3,01 • 1024; в) 50 моль; =3,01 • 1025 4. а) 0,2 г; б) 220 г; в) 240 г; г) 60 г; д) 0,098 г 5. 900 г 6. 17 г/моль; 17 7. 6; 12; 6 8. 0,4 моль 9. В 10 раз
- 1. а) 11,2 л; б) 2,24 л; в) 56 л; г) 1,12 л; д) 1120 л 2. а) 0,09 г; б) 1,43 г; в) 1964,3 г 3. а) 8; 0,55; б) 16; 1,10; в) 18,25; 1,26 4. 40 г/моль; 40 5. а) 64 г/моль; б) 71 г/моль; в) 17 г/моль 6. =2,69 • 10 9 7. 1 л 8. Нет. Вода при нормальных условиях — жидкое вещество, 9. 8-101а 10. 43 л
- 3. 11,1 г; 2,24 л 4. 7,75 г; Ag 5. 256,5 г; 50,4 л
- 1. А14С3 2. КМпО4 3. NH3 4. Н2О2 5. С2Н4 6. 0,65 г 7. 67,2 л 8. 93% 9. 221,3 кг 10. 2,7 г А1; 10,95 г НС1; 13,35 г А1С13; 0,3 г Н2; 10 объемов НС1
— 3. а) 5940 кДж; б) 4,48 л; в) 64 г 4.а) 328 33 кДж; б) 13,64 л; в) 44,8 л 5. ДН - -1367кДж
— 1. 0,1 моль/л с 2. а) умен, в 8 раз; б) увел, в 27 раз 3. умен, в 4 раза 4. а) увел, в 8 раз; б) умен, в 32 раза 5. на 30° 6. 4
- 1. 1,6* 10л 2. 50 6. [СО] = 0,02 моль/л; [Н2О] = 0,32 моль/л; [СО2] = [Ы2] = 0,08 моль/л
- 3. 300 г 4. 814,5 г 5. 36%; 55,9%; 51,2% 6. 2,84 г 7. 72 г 8. 125 г 9. 357 2 г
1. 15 г; 285 г 2. 16,7% 3. 11,74 моль/л 4. 24,5 г 5. 5,6% 6. 28,9% 7. 6,02 - 1019 8. 269,8 г 9. 556 г 16. 9,04 г; 2,78 моль/л 11. 13%; 149,4 г 12. 2925,6 г; 254,4 г 13. 607,5 г 14. 1 моль/л 15. 60% 16. 2,72 моль/л 17. 35% 18. 50% 19. 7% 20. 11,6%; 1,27 моль/л
— 1. 10'2 моль/л; кислая 2. 10"10 моль/л; кислая 3.12 4. 10~5 и 10'9 моль/л 5. 1 моль/л; pH =14; щелочная 6. 10~и и 10-3 моль/л; щелочная
- 12. 1,12 л СО2
- 12. 8,96 л 13.1,27 г 14. 2,24 л 15. 27 г А1; 78,5 г СиО; 17 г Ре2Оэ
— 8. 392 г 9. кислая 10. 3,28 л 11. 45%
- 6. 1941 мл 7. 114,4 г
- 15. Ре2О3; 83,17% РеС1э; 16,83% А1С13 16. 2,737 г Ре; 7,42% 17. 39% Na2S; 28,4% Na2SO4; 32,6% NaCl
- 2. 5,6 г Ре; 2,4 г Mg 3. 75% 5. 134,4 л 6. 40,5 г
- 1. 2,24 л 2. 45,45 г 3. 0,155 моль/л 4. 19,46 г 8. 3,7 г
.134,4 л 6. 4,6 г Си; 5,4 г А1 7. 4,6 г Fe; 5,4 г Al 8. 15,6 г А1(0Н)3
- 6. Fe3O4 7. 2,6 г 8. 380 г 9. 107 г
— 3. Неодинаковое: 0,07 и 0,125 моль 4. а) 14,5; 6) 0,069 5.1,68 г Fe; 0,65 г Zn 8. 4,48 л 9. 8,96 л 10. 53,72% Zn; 46,28% Fe
- 1. 1,3 и 2,45 раз 2. 1,7 г; 3,17 г 8. 3,26 г; 3 л 9. 11,2 л 10. 40 л 11. 297 мл
- 2. а) 40 г; 6) 3,2 г; в) 1,6 г; г) 2,4 г 3. 1,5 г 5. 25% О3; 75% О2 7. Металл - Са 8. 1004,8 кДж 9. 43,67% КСЮ3; 56,33% КМпО4 10. 73,6%
- 3. 9,7 г 4. 8 кмоль 5. 0,34% 6. 10,7 м3; 2,24 м3 7. 1,37 г 8. 0,8 г 9. а) 44,8 л; 6) 89,6 л; в) 89,6 л 10. 6,4 г 12. 31,5 г 13. Na2SO4; 71 г 16. 25 5,625 кг 18. 24 г
- 2. 1:1 3. NH3; 2,67 г 7. 11,2* 103 м3 N2; 33,6* 103 м3 Н2 8. а) 448 л; 6) 896 л 9. 1,2 моль/л; 15 8,4 г 11. Mg3N2
— 8. 2358 л; 105 моль 9. 100 мл 13. 4,05% KNO3; 3,41% KNO2
- 1. а) 12,25%; 6) 26,5%; в) 18,0% 2. 3759,4 кг 4. 30,53%
5. 51,95% NaHaPO47. 14,2 г
- 4. 4,*48 л 5. 84% 6. 22,4 л СО 8. 120 г MgO; 18 г С 9. 73,16 г NaHCO3; 22,84 г Na2CO3
- 8. Na2O • СаО • 6 SiO2; 9. 14 г Si; 10 г С; 10 г СаСО3 10. 2,8 г Si; 10,8 г А1; 20 г СаСО3
— 15. 56 л СН4; 2,5 моль Na2CO316. 0,1 моль С2Н6; 0,2 моль
3 § 9.5 - 14. 66% С3Н8; 34% С12 15. 4,9 л С4Н10; 15,1 л C4Hg; бу- танол-2
- 8. 34,6 л (1,55 моль) 9. 17,92 л
- 15. 7 л 16. Бутин-1 17. 32 г; 1,056 г/л
- 14. 47,4 г 15. 18,4 г (0,2 моль) С6Н5СН3 и 7,82 г (=0,1 моль) С6Н6; продукт бромирования — С6Н5СН2Вг
— 4. 1,51 кг 5. 93,6 л 6. 9881 л
— 19. Метанол СН3ОН и этанол С2Н5ОН 20.19,2 г СН3ОН; 9,2 г С2Н5ОН
- 10. 80,93% С6Н5ОН; 19,07% С2Н5ОН И. С6Н5СНЭ
- 14. 38,2% КНСО3 15. 16,5 г 16. СН3СНО
— 15. СН3СООН 16. 0,4 моль изомасляной кислоты; 0,5 моль изобутилового спирта
— 8. 88; метилпропионат, этилацетат, пропилформиат, изопропилформиат, бутановая кислота, изобутановая кислота И. 176,8 г 12. 54,44% С4Н3О2; 45,56% С3Н6О2
— 1. 0,25 моль 2. 6 моль 3. 171 г 4. 1,6 г 5. 56,8 кг 10. 27,3 г
11. 46,8% U. 70,4% 13. 14,4 г 14. 1,31 л 16. 202,5 г 17. 36 г
- 6. CH3NH2; 31 г/моль 7. 0,19% 8. 94,6% 9. 37,35% C6H5NH2; 31,15% С6Н6; 31,5% С6Н5ОН 15. 1818 л
- 3. 320 г
- 1. 14706 3. 5600 7. 60% С6Н6; 40% С6Н5-СН=СН2
— 3. 6 г КН; 1,2 г NaH 4. 774 г 5. Останется 4 мл О, 7. 32,5%
762
Ответы и критерии оценок к тестам
№ теста
№ варианта
Номер вопроса
Критерии оценок
1
2
3
4
■ 5
6
7
8
9
10
отлично
хорошо
уд о вл.
неуд.
1
1
Б
В
Б
Б
В
В
В
Г
В
Б
10
9-7
6-5
4-0
2
А
А
Г
В
Б
Г
В
Б
А
В
2
1
В
Г
А'
В
Б
А
6
5
4-3
2-0
2
Б
Б
В
Б
А
Г
3
1
В
Б
В
Б
Г
А
6
5
4-3
2-0
2
Б
Б
А
В
Г
В
4
1
АД
В
БГ
В
Д
БГ
9
8-6
5
4-0
2
БГ
Б
ВД
В
Б
АВ
5
1
БВД
Б
АГ
АГД
БВ
11
10-8
7-6
5-0
2
АВД
Б
БВ
АВГ
БГ
6
1
БГ
БВ
БГ
Г
В
В
9
8-6
5
4-0
2
Б
АВ
БВ
БГ
В
Б
7
1
БГ
БВ
АБГ
БГ
в
Б
БВ
Б
14
13—11
10-7
6-0
2
БГ
АВ
АВ
БГ
в
В
АВ
БГ
8
1
А
В
Б
Г
в
АБГ
АБЕ
АВГД
15
14-12
11-8
7-0
2
В
Б
Г
АГЕ
АВГЕ
Г
ГЕ
БВ
9
1
БГ
БВ
БВ
АВ
Г
Б
Б
Н
10-8
7-6
5-0
2
БГ
АВ
Б
БГ
Г
А
БВ
№ теста
№ варианта
Номер вопроса
Критерии оценок
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
отлично
хорошо
удовл.
неуд.
10
1
Б
АВ
БГ
БВ
В
, БГ
АВ
12
11-9
8-6
5-0-
2
В
БГ
БВ
АВГ
А
Г
АВ
11
1
В
БВГ
БВ
ВГ
АВ
В,
БВ
13
12-10
9-7
6-0
2
Б
ВГ
БГ
ВГ
АВ
БГ
АГ
12
1
Б
АВ
БГ
АГ
АГ
БГ
В
12
11-10
9-7
6-0
2.
АВ
БВ
АВ
АВ
Б
БВ
Б
13
1
БГ
Б
БВ
В
Б
А
АГД
БВ
БГ
15
14-12
11-8
7-0
2
ДД
Б
АВ
В
В
Б ,
АГД
БВ
БВ
14
1
Б
А
АД
АВ
АД
БВ
Б ,
АВ
13
12-10
9-7
6-0
2
Б
Г
АВГ
Д
В
БГ
АД
АГ
15
1
ВГ
ВГ
АБГ
АВГ
АГ
Б
БГ
АГ
17
16-13
12-9
8-0
2
АБ
АБ
АВД
БВГ
АБ
А
АГ
БВ
763763
763
763
№ теста
№ варианта
Номер вопроса
Критерии оценок
1
2
3
4
5
6,
7
8
9
10
отлично
хорошо
удовл.
неуд.
16
1
БГ
АВД
А
АВ
АД
БГ
ВГД
15
14-12
11-8
7-0
2
АВГ
АБВ
А
Г
АД
АБГ
АВ
17
1
Г
АВД
БВ
Г
БД
АГ
11
10-8
7-6
5-0
2
БВ
АГД
А
Б
АВ
ГД
18
1
АВД
АБГ
д
В
АГД
БВ
13
12-10
9-7
6-0
2
АВГ
БВД
А
Б
БГД
ВГ
19
1
АБВ
БГД
А
Б
ВГД
АВ
13
12-10
9-7
6-0
2
БГД
АВ
БД
Г
АВД
АВ
20
1
АГ
БГ
А
БГ
ВА
АВ
11
10-8
7-6
5-0
2
БВ
БВ
Г
БГ
ВБ
АВ
21
1
БД
БГ
АД
А
БВ
БГ
АГ
Б
14
13-11
10-7
6-0
2
АГ
ГД
БД
Г
АБ
БВ
А
БГ
22
I
АВ
ГДБ
АД
А
Г
АВД
ВГ
В
В
16
15-13
12-8
7-0
2
БД
ДГВ
БГ
Б
А
БД
БГД
Г
А
СОДЕРЖАНИЕ
К читателю 3
Предисловие ко 2-му изданию 5
Часть I. ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ6
Раздел!. Основные понятия и законы химии6
Определение и предмет химии6
Первоначальные сведения о строении атомов. Химические элементы8
Размеры атомов. Абсолютные и относительные атомные массы13
Молекулы. Химические формулы. Молекулярные массы. Элементный состав веществ16
Простые и сложные вещества. Аллотропия. Химические соединения и смеси 20
Валентность элементов. Графические формулы веществ23
Моль. Молярная масса 28
Закон Авогадро. Молярный объем и относительные плотности газов. Уравнение Клапейрона—Менделеева32
Закон сохранения массы веществ. Химические уравнения .... 39
Вывод химических формул. Расчеты по химическим формулам и уравнениям43
Раздел 2. Классификация неорганических веществ. Состав, номенклатура и графические формулы оксидов, оснований, кислот и солей51
Важнейшие классы неорганических веществ51
Номенклатура, классификация и графические формулы оксидов55
Номенклатура, классификация и графические формулы оснований 59
Классификация, номенклатура и графические формулы кислот. Понятие об амфотерных гидроксидах 60
Классификация, номенклатура и графические формулы солей67
Тест № 1 по теме: «Состав, номенклатура и классификация неорганических веществ»74
Раздел 3. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома.
Химическая связь76
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева76
Тест № 2 по теме: «Периодическая система химических элементов» ..83
Строение атома: физический смысл порядкового номера элемента, массовые числа атомов, изотопы84
Строение электронной облочки атома. Квантовые числа.
Принцип Паули-.-87
Строение электронной оболочки атома. Заполнение орбиталей электронами. Электронные конфигурации атомов элементов I—IV периодов95
Периодическая система химических элементов и электронное строение атомовЮЗ
Тест № 3 по теме: «Строение атома» 109
Зависимость свойств элементов от строения их атомов. Значение периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева 110
Химическая связь и строение вещества. Ковалентная связь 115
Валентность элементов в ковалентных соединениях. Гибридизация орбиталей. Направленность ковалентной связи. Пространственное строение молекул124
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Ионная, металлическая, водородная связи. Межмолекулярные взаимодействия. Типы кристаллических решеток...'132
Степени окисления элементов143
Тест № 4 по теме-. «Химическая связь. Степени окисления элементов» 147
Раздел 4. Классификация химических реакций и закономерности их протекания149
Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители 149
Тепловые эффекты реакций. Закон Гесса и следствия из него159
Скорость химических реакций. Понятие о катализе170
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие177
Общая классификация химических реакций 183
Тест № 5 по теме: «Химические реакции и закономерности их протекания»; 187
Раздел 5- Растворы. Электролитическая диссоциация188
Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ189
Количественная характеристика состава растворов195
Тест № 6 по теме: «Растворы. Количественный состав растворов» ... 204
Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации206
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах215
Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов.-220
Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения224
Тест № 7 по теме: «Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. Ионные уравнения реакций»230
Гидролиз солей232
Тест № 8 по теме: «Диссоциация воды. pH. Гидролиз солей»242
Понятие о дисперсных системах. Коллоидные растворы .... 244
Часть П. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ248
Раздел 6. Важнейшие классы неорганических веществ, их свойства и способы получения248
Оксиды и основания, их свойства и способы получения248
Кислоты, их свойства и получение257
Амфотерные гидроксиды, их свойства262
Соли, их свойства и получение. Генетическая связь между важнейшими классами неорганических соединений 265
Тест № 9 по теме: «Свойства и получение оксидов, оснований, кислот и солей».275
Понятие о двойных солях и комплексных соединениях276
Раздел7. Металлы и их соединения281
Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов)282
Электролиз287
Общая характеристика металлов294
Металлы главных подгрупп 1 н 11 групп. Жесткость воды.. 306
Тест № 10 по теме: «Щелочные и щелочноземельные металлы и их соединения»317
Алюминий и его соединения 319
Тест № 11 по теме: «Алюминий и его соединения» 325
Железо и его соединения327
Тест №12 по теме: «Железо и его соединения»336
Хром и его соединения337
Важнейшие соединения марганца и меди.344
Раздел 8. Неметаллы и их неорганические соединения... 350
Общая характеристика неметаллов350
Водород, его получение, свойства и применение. Пероксид водорода360
Галогены. Хлор и его важнейшие соединения369
Тест № 13 по теме: «Общая характеристика неметаллов. Водород. Галогены»379
Халькогены (элементы главной подгруппы VI группы). Кислород, его получение и свойства381
Сера и ее важнейшие соединения392
Общая характеристика элементов подгруппы азота. Азот, Аммиак. Соли аммония 407
Оксиды азота. Азотная кислота416
Тест № 14 по теме: «Сера, азот и их соединения»423
Фосфор и его соединения425
Углерод и его важнейшие неорганические соединения436
Кремний и его важнейшие соединения.445
Часть Ш. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ453
Раздел 9. Основные положения органической химии.
Углеводороды453
Основные положения органической химии454
Тест № 15 по теме: «Основные положения органической химии» ...471
Электронные эффекты заместителей в органических соединениях475
Предельные углеводороды (алканы)478
Понятие о циклоалканах496
Непредельные углеводороды. Алкены (этиленовые УВ)498
Диеновые углеводороды (алкадиены). Каучуки511
Алкины (ацетиленовые УВ)520
Тест № 16 по теме: «Предельные и непредельные углеводороды» ... 530
Ароматические углеводороды535
Tect № 17 по теме: «Ароматические углеводороды»553
Природные источники углеводородов и их переработка557
Понятие о ядохимикатах 564
Раздел 10. Кислородсодержащие органические соединения.... 566
Спирты (алкоголи)566
Тест№ 18 по теме: «Спирты»587
Фенолы592
Алвдегиды602
Тест№ 19 по теме: «Фенолы. Альдегиды»617
Карбоновые кислоты623
Тест № 20 по теме: «Карбоновые кислоты» 642
Сложные эфиры. Жиры644
Понятие о поверхностно-активных веществах (ПАВ). Мыла. Синтетические моющие средства654
Углеводы659
Тест № 21 по теме: «Жиры. Углеводы»684
Раздел 11. Азотсодержащие органические соединения687
Амины. Аминокислоты.. 687
Белки 703
Понятие о гетероциклических соединениях711
Нуклеиновые кислоты714
Тест № 22 по теме: «Азотсодержащие органические соединения» . 724
Раздел /2 Дополнительный 727
Общая характеристика высокомолекулярных соединений (ВМС) 727
Вода, ее физические и химические свойства735
Приложения745
Тривиальные и исторические названия некоторых химических веществ745
Качественные реакции 749
Молекулярные массы неорганических соединений755
Программа по химии для вступительных испытаний в медицинские вузы 756
Рекомендуемая литература 759
Ответы на задачи для самостоятельной работы 760
Ответы и критерии оценок к тестам762
ХИМИЯ
Пособие-репетитор для поступающих в вузы
Ответственный редактор Э. ЮсупянцОбложка А. Малахов
Корректоры: Н. Пустовойтова, В, Югобашян
Лицензия ЛР № 065194 от 2 июня 1997 г.
Подписано в печать 16.10.02.
Формат 84x108 1/32. Бумага тип, № 2. Гарнитура NewtonC. Печать высокая. Усл. печ. л. 40,32. Тираж 10000. Заказ 174.
Издательство «Феникс»
344002, г. Ростов-на-Дону, пер. Соборный, 17.
Отпечатано с готовых диапозитивов в ЗАО «Книга».
344019, г. Ростов-на-До ну, ул. Советская, 57.
Качество печати соответствует предоставленным диапозитивам.
2. Инсектициды — вещества, уничтожащие вредных насекомых. К числу инсектицидов относятся хлорорганичес- кие, фосфорорганические вещества, препараты, содержащие мышьяк, препараты серы и др. Одним из наиболее известных инсектицидов является ДДТ — дихлордифенил- трихлорметилметан:
химия
Пособие-репетитордля поступающих в вузы
Под редакцией доц. А. С. Егорова
Издание пятое
Ростов-на-Дону«Феникс»2003
ББК 24я72
Х39
Авторы: А. С. Егоров, К. П. Шацкая, Н. М. Иванченко, В. Д. Дионисьев, В. К. Ермакова, Л. В. Котель- ницкая, И. Е. Слабченко, Р. В. Шевченко, К. Д. Шлюкер
Рецензенты: зав. кафедрой физической химии Ростовского государственного университета, доктор химических наук, лауреат Государственной премии СССР, заслуженный деятель науки РФ, профессор В.А. Коган;
доцент кафедры биохимии № 1 РГМУ Н. С. Ломаковский;
директор лицея РГМУ, старш. преподаватель Л. Н. Иванова
Редактор А. С. Егоров
Х39 Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы // 5-е изд. — Ростов н/Д: изд-во «Феникс», 2003. - 768 с.
Пособие содержит подробное изложение основ общей, неорганической и органической химии, а также типовые задачи с решениями и большое число заданий разной степени сложности для самостоятельной работы (в там числе элективные тесты).
Пятое издание данного пособия в целом сохраняет структуру и методическую концепцию первого издания. Вместе с тем в ряд разделов внесены существенные изменения и дополнения, целью которых являлось приведение содержания учебного материала в полное соответствие с новыми программами для поступающих в вузы, в частности с программой по химии для вступительных испытаний в медицинские и фармацевтические вузы.
Рекомендуется учащимся школ, гимназий и лицеев, абитуриентам химических и медико-биологических вузов.
ISBN 5-222-02870-4ББК 24я72
© Коллектив авторов, 2003
© Оформление, изд-во «Феникс», 2003