Альдегиды – органические вещества, содержащую функциональную группу (альдегидную группу). Альдегидная группа Карбонильная группа Гомологический ряд 2 страница

2. Этиле́н (по ИЮПАК: этен) — органическое химическое соединение, описываемое формулой С2H4. Является простейшим алкеном (олефином). При нормальных условиях - бесцветный горючий газ со слабым запахом. Содержит двойную связь и поэтому относится к ненасыщенным или непредельным углеводородам. Этилен — химически активное вещество. Так как в молекуле между атомами углерода имеется двойная связь, то одна из них, менее прочная, легко разрывается, и по месту разрыва связи происходит присоединение, окисление, полимеризация молекул. Галогенирование: CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl—CH2Cl Происходит обесцвечивание бромной воды. Это качественная реакция на непредельные соединения. Гидрирование: CH2=CH2 + H - H → CH3 - CH3 (под действием Ni) Гидрогалогенирование: CH2=CH2 + HBr → CH3 - CH2Br Гидратация: CH2=CH2 + HOH → CH3CH2OH этиловый спирт (под действием катализатора) Эту реакцию открыл A.M. Бутлеров, и она используется для промышленного получения этилового спирта. Окисление: Этилен легко окисляется. Если этилен пропускать через раствор перманганата калия, то он обесцветится. Эта реакция используется для отличия предельных и непредельных соединений. Окись этилена — непрочное вещество, кислородный мостик разрывается и присоединяется вода, в результате образуется этиленгликоль: Горение: C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O Полимеризация (получение полиэтилена): nCH2=CH2 → (-CH2-CH2-)n. CH2=CH2-C2H4 этилен (этен) CH2-CH=CH3 или C3H6 пропилен (пропен)CH2=CH CH2-CH3 или C4H8 бутен-1 CH2=CH-CH2-CH2-CH3 или C5H10 пентен-1 и т.д. В молекулах алкенов только одна двойная связь. CnH2nМарковникова правило: при присоединении протонных кислот или воды к несимметричным алкенам или алкинам атом водорода присоединяется к наиболее гидрогенизированному (гидрированному) атому углерода (в месте разрыва двойной связи).

Билет 22. 1. Кислоты – это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H2S, или кислородсодержащими: азотная HNO3, серная H2SO4.В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на однооснóвные, например, азотная HNO3, двухоснóвные – серная H2SO4, трехснóвные – ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H3PO4.С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода: HCl → H+ + Cl-

2. Алкадиены — органические соединения, содержащие две двойных связи углерод-углерод. Низшие диены - бесцветные легкокипящие жидкости. 1,3-Бутадиен и аллен (1,2-пропадиен) — газы. Общая формула С_nH_2n-2 n=3 и более, следовательно любой алкадиен является изомером алкина с тем же числом углеводородных атомов. 1. Для алкадиенов характерны реакции присоединения. (+галогены, водород, галогеноводород и т.д.) CH2=CH-CH=CH2+Br2àCH2Br-CH=CH-CH2Br 2.Реакции полимеризации: n(CH2=CH-CH=CH2)à(-CH2-CH=CH-CH2-)n

Билет 23. 1. Степень окисления – мнимый заряд, возникающий на атоме, если считать все связи ионными. ОВР – это реакции, проходящие с изменением степени окисления двух или более элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Типы ОВР: Межмолекулярный. Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Cu⁰+HN⁺⁵O₃ àCu⁺²(NO₃)₂+N⁺⁴O₂+H2O. Внутримолекулярные. Окислитель и восстановитель находятся в одном веществе: KCl+O₂^-2 àKCl^-+O2⁰. Диспропорционирования. Само вещество и окислитель и восстановитель: Cl₂⁰+KOHàKCl^-+KCl⁺⁵O₃+H2O.

2. Щёлочи – это растворимые основания. С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. основные гидроксиды: NaOH → Na+ + OH- Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве анионов (отрицательных ионов) только гидроксид-ионы. Растворы щелочей окрашивают индикатор фенолфталеин (сокращенно ф-ф) в малиновый цвет. Лакмус окрашивают в синий, метилоранж – в желтый, но это в школьной лаборатории видно плохо, не дает возможности отличить от нейтрального раствора. Щёлочи реагируют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): NaOH + HCl = NaCl + H2O Щёлочи реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O (известковое тесто при неправильном хранении поглощает углекислый газ, образуется карбонат кальция) Щелочи реагируют с растворами солей, если в результате реакции образуется осадок: CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)↓ Например, при сливании с растворимыми солями меди (II) выпадает синий осадок гидроксида меди (II). При нагревании солей аммония со щелочами выделяется газообразный аммиак: Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O Получают путём электролиза хлоридов щелочных металлов или действием воды на оксиды щелочных металлов.

Билет 24. 1. Ароматические УВ (арены) – это УВ, молекулы которых содержат одно или несколько бензольных колец или ядер. Строение молекул бензола C6H6 SP² – гибридизация 120⁰ – валентный угол Гомологический ряд С6H6 – бензол С6H5 – CH3 – метилбензол С6H5 – C3H5 – этилбензол С6H5 – C3H7 – пропилбензол С6H5 – C4H9 – бутилбензол. Р-орбитали шести атомов углерода в бензоле, которые не участвуют в гибридизации, располагаются перпендикулярно к плоскости бензольного кольца и перекрываются друг с другом сверху и снизу. Электроны, находящиеся на этих орбиталях, образуют единую устойчивую п-электронную систему. Так возникает ароматическая связь. Физические свойства Бензол – бесцветная, нерастворимая в воде жидкость со своеобразным запахом. Его t кипения = 80,1⁰ С. При охлаждении он легко застывает в белую кристаллическую массу с t плавления = 5,5⁰ С. Химические свойства Реакции замещения Взаимодействие с галогенами C6H6 + Br2 à C6H5Br + HBr (в присутствии FeCl3) Взаимодействие с HNO3 C6H6 + HONO2 à C6H5NO2 + H2O (в присутствии H2SO4)нитробензол Реакции присоединения Гидрирование (присоединение Н2)

+ 3H2 à бензол циклогексан Присоединение галогенов + 3Cl2 à (при температуре)бензол гексохлорциклогексан Реакции окисления Горение 2C6H6 + 15O2 à 12CO2 + 6H2O Бензол стоек к действию окислителей. Окисляются только гомологи по боковой цепи. C6H5 – CH3 + 3O à C6H5 – COOH + H2O (в присутствии KMnO4) бензойная кислота Получение Из циклогексана C6H12 à 3H2 + C6H6 (при t и катализаторе) циклогексан бензол Из гексана C6H14 à C6H6 + 4H2 (при t и катализаторе) Из ацетилена 3C2H2 à C6H6 (при t и катализаторе).

2. Спирты́ (от лат. spiritus — дух; устар. алкого́ли) — органические соединения, содержащие одну или более гидроксильных групп (гидроксил, −OH), непосредственно связанных с насыщенным (находящемся в состоянии sp³ гибридизации) атомом углерода[1]. Спирты можно рассматривать как производные воды (H−O−H), в которых один атом водорода замещен на органическую функциональную группу: R−O−H. Метано́л (метиловый спирт, древесный спирт[1], карбинол, метилгидрат, гидроксид метила) — CH3OH, простейший одноатомный спирт, бесцветная ядовитая жидкость. В органической химии метанол используется в качестве растворителя. Метанол — бесцветная жидкость с запахом, напоминающим запах этилового спирта, но более слабым. Образование алкоголятов Спирты ведут себя как слабые кислоты, вступая в реакцию по связи O−H со щелочными и некоторыми другими металлами, и с сильными основаниями, например: 2 R−OH + 2 Na → 2 R−O−Na+ + H2↑ Вода имеет сравнимую с многими спиртами константу диссоциации кислоты, поэтому в реакции с сильными основаниями химическое равновесие, как правило, смещено влево (в сторону исходных продуктов): R−OH + NaOH ⇌ R−O-Na+ + H2O (равновесие смещено влево) Кислотность спиртов зависит от стабильности алкоксидного аниона R−O−. Электроноакцепторные группы, связанные с атомом углерода, несущим гидроксильную группу, стабилизируют этот анион и таким образом повышают кислотность, а электонодонорные уменьшают его стабильность, в результате повышается вероятность обратного присоединения протона и кислотность снижается. Гидроксильная группа – ОН является функциональной группой спиртов. Функциональными группами называются группы атомов, которые обуславливают характерные химические свойства данного класса веществ. Общая формула одноатомных спиртов: СnH2n + 1OH Физические свойства Одноатомные предельные первичные спирты с короткой цепью углеродных атомов – жидкости, а высшие (начиная с С12Н25ОН) – твёрдые вещества. Метанол, этанол, пропанол – бесцветные жидкости, растворимы в воде, имеют алкогольный запах. Метанол – сильный яд. Химические свойства Растворы спиртов имеют нейтральную реакцию на индикаторы; Взаимодействие с активными металлами 2C2H5OH + Na à 2C2H5ONa + H2 этанол этилат натрия Взаимодействие с галогеноводородными веществами C2H5OH + HCl àC2H5Cl + H2O хлорэтан Дегидратация C2H5OH à C2H4 + H2O (при t и в присутствии H2SO4) Взаимодействие с кислородом C2H5OH + 3O2 à 2CO2 + 3H2O Окисление этанол уксусный альдегид Взаимодействие с карбоновыми кислотами уксусная кислота | этиловый спирт | укс. этиловый эфир Получение спиртов Этанол получают из:Этилена C2H4 + HOH à C2H5OH (при катализаторе и t) Брожением глюкозы C6H12O6 à 2C2H5OH + 2CO2 Применение этанола: Получение уксусной кислоты, лекарства, фруктовых вод, духов и одеколонов, бутадиенового и бутадиен-стирольного каучука, горючего для двигателей, красителей, лаков и политур, растворителей, бездымного пороха.

Билет 25. 1. NH₃. Три атома водорода соединены с азотом ковалентными полярными связями (азот более электроотрицателен). В образовании связей принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному электрону водорода. Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атомы азота и водорода. Угол между связями N–H около 107^оАммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом. Легче воздуха, его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 литре воды при комнатной температуре растворяется около 700 литров аммиака). При повышенном давлении аммиак легко переходит в жидкое состояние. При последующем испарении поглощается много тепла, поэтому его используют в качестве хладагента в холодильных установках.Аммиак химически активен. Наличие у атома азота неподелённой электронной пары, не участвующей в образовании связей, делает возможным присоединение протона и образования еще одной, донорно-акцепторной связи, обозначаемой стрелкой:
H
l
[H – N → H ]⁺
l
H Ион аммония образуется, например, при растворении аммиака в воде:NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH ^–Поэтому раствор аммиака обладает щелочными свойствами и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет.Аммиак взаимодействует с кислотами. Если близко поднести стеклянные палочки, смоченные концентрированным раствором аммиака и концентрированной соляной кислотой, образуется «дым» из кристалликов хлорида аммония:NH₃ + HCl = NH₄Cl Аммиак горит в кислороде с образованием молекулярного азота:4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂OВ присутствии платины в качестве катализатора, азот в аммиаке окисляется до оксида азота (II):4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O Эта реакция используется в производстве азотной кислоты и азотных удобрений. 10%-ный раствор аммиака в воде используется в медицине под названием «нашатырный спирт».При нагревании аммиак разлагается (реакция обратная синтезу):2NH₃ N₂ + 3H₂ Ковалентная связь может возникать не только при объединении двух орбиталей, содержащих по одному неспаренному электрону. Один атом может предоставить электронную пару, а второй – свободную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной. Например, в ионе аммония протон присоединяется к молекуле аммиака за счет образования донорно-акцепторной связи. Азот выступает донором, а протон (водород) – акцептором электронной пары: H+ +:NH3 → NH4+ Хотя по способу образования донорно-акцепторная связь отличается от остальных, но по свойствам, в том числе по длине связи, все четыре связи одинаковы. Чтобы подчеркнуть способ образования, донорно-акцепторную связь могут обозначать в структурных формулах стрелкой. Стрелку используют и чтобы изобразить смещение общей электронной пары в полярной связи (H→Cl), поэтому эти два случая не следует путать.

Билет 26. 1. Дисахариды представляют собой продукты, построенные из двух моносахаридов. Сахароза или свекловичный или тростниковый или просто сахар C₁₂H₂₂O₁₁. Это бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в воде. Она состоит из двух осадков моносахаридов: α-глюкозы и β-фруктозы. Они связаны за счёт гликозидного гидроксила(Гликозидная связь (англ. Glycosidic bond) — это тип ковалентной связи, которая соединяет молекулу сахара с другой молекулой, часто с другим сахаром. Гликозидная связь образуется между полуацетальной группой сахара (или производной сахара) и гидроксильной группой органического соединения, например, спирта.), поэтому остаток глюкозы находится только в циклической форме. В результате, сахароза не вступает в реакции, типичные для альдегидов. Характерным свойством сахарозы, и вообще всех сахаров, является способность их гидролизоваться в присутствии кислот с образованием двух моносахаров: C₁₂H₂₂O₁₁+H₂OàC₆H₁₂O₆+C₆H₁₂O₆ (глюкоза и фруктоза). В молекуле сахарозы имеется несколько гидроксильных групп. Поэтому соединение взаимодействует с гидроксидом меди (II) аналогично глицерину и глюкозе. При добавлении раствора сахарозы к осадку гидроксида меди (II) он растворяется; жидкость окрашивается в синий цвет. Но, в отличие от глюкозы, сахароза не восстанавливает гидроксид меди (II) до оксида меди (I). Сахароза является пищевым продуктом. В больших количествах её получают из сахарной свеклы и сахарного тростника.

Билет 26. 1. Галогены- элементы главной подгруппы VII группы. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At− уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus. Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7. 2Al + 3F2 = 2AlF3, 2Fe + 3F2 = 2FeF3. Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например: Н2 + F2 = 2HF, Si + 2F2 = SiF4(г). При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме Hal2 + F2 = 2НalF где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1. Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными газами: Хе + F2 = XeF2. Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2. Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр, 2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр), Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж), Н2 + Cl2 = 2HCl(г). Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму: Cl2 + hν → 2Cl, Cl + Н2 → HCl + Н, Н + Cl2 → HCl + Cl, Cl + Н2 → HCl + Н и т. д. Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2. Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl, СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl — СН2Cl. Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2, а также обратимо реагирует с водой: Cl2 + Н2О = HCl + HClO. Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде), 3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании). Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом: Si + 2Br2 = SiBr4(ж), Н2 + Br2 = 2HBr(г). Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов: I2 + I− → I−3. Образующийся раствор называется раствором Люголя.. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой: Н2 + I2 = 2HI.Астат реагирует с металлами (например с литием): 2Li + At2 = 2LiAt — астатид лития. С водородом, образуя астатоводород: H2 + At2 = 2HAt. Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов: Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода. Соляная кислота — водный раствор хлороводорода. Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода. Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода. Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов. Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие процессы: НГ (г) + H2O (ж) → H3O+(р) + Г− (р). Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается: HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт. HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт. 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O. 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O. Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода, принимает бурую окраску: 4HI + O2 → 2H2O + 2I2 Аналогичный процесс протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее. Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, HI может реагировать даже с серебром. 2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2 Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)n

2. Фено́л (гидроксибензол, устар. карболовая кислота) C6H5OH — простейший представитель класса фенолов. Бесцветные игольчатые кристаллы, розовеющие на воздухе из-за окисления, приводящего к образованию окрашенных веществ. Обладают специфическим запахом гуаши. Обладает слабыми кислотными свойствами, при действии щелочей образует соли — феноляты (например, фенолят натрия - C6H5ONa): C6H5OH + NaOH = C6H5ONa + H2O. Взаимодействие с металлическим натрием: 2C6H5OH + 2Na = 2C6H5ONa + H2↑. Взаимодействие с бромной водой (качественная реакция на фенол): C6H5OH + 3Br2(aqua) → C6H2(Br)3OH + 3HBr образуется твердое вещество белого цвета 2,4,6 трибромфенол. Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой: C6H5OH + 3HNO3конц → C6H2(NO2)3OH + 3H2О образуется 2,4,6 тринитрофенол. Взаимодействие с хлоридом железа (III)(качественная реакция на фенол): 6C6H5OH + FeCl3 → [Fe(C6H5OH)6]CI3 образуется трихлоридфенолят железа (III)(фиолетовое окрашивание). Реакция Кольбе — Шмидта или Кольбе процесс (названы в честь Адольфа Вильгельма Германа Кольбе и Рудольфа Шмитта) — химическая реакция карбоксилирования фенолята натрия действием диоксида углерода в жестких условиях (давление 100 атм., температура 125 °C) с последующей обработкой продукта кислотой. В промышленности эта реакции используется для синтеза салициловой кислоты.

Билет 27. 1. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны (пникти́ды) — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы). В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл.

2. Природный каучук. Высокомолекулярный углеводород (C5H8)n, цис- полимер изопрена. Растворим в углеводородах и их производных (бензине, бензоле, хлороформе, сероуглероде и т. д.). В воде, спирте, ацетоне натуральный каучук практически не набухает и не растворяется. Уже при комнатной температуре натуральный каучук присоединяет кислород, происходит окислительная деструкция (старение каучука), при этом уменьшается его прочность и эластичность. При взаимодействии натурального каучука с серой, хлористой серой, органическими пероксидами (вулканизация) происходит соединение через атомы серы длинных макромолекулярных связей с образованием сетчатых структур. Это придает каучуку высокую эластичность в широком интервале температур. Натуральный каучук перерабатывают в резину. Первым синтетическим каучуком, имевшим промышленное значение, был полибутадиеновый (дивиниловый) каучук, производившийся синтезом по методу С. В. Лебедева (анионная полимеризация жидкого бутадиена в присутствии натрия), однако из-за невысоких механических качеств нашёл ограниченное применение. Изопреновые каучуки — синтетические каучуки, получаемые полимеризацией изопрена в присутствии катализаторов — металлического лития, перекисных соединений. В отличие от других синтетических каучуков изопреновые каучуки, подобно натуральному каучуку, обладают высокой клейкостью и незначительно уступают ему в эластичности. В настоящее время большая часть производимых каучуков является бутадиен-стирольными или бутадиен-стирол-акрилонитрильными сополимерами. Каучуки с гетероатомами в качестве заместителей или имеющими их в своём составе часто характеризуются высокой стойкостью к действию растворителей, топлив и масел, устойчивостью к действию солнечного света, но обладают худшими механическими свойствами. Наиболее массовым в производстве и применении каучуками с гетерозаместителями являются хлоропреновые каучуки (неопрен) — полимеры 2-хлорбутадиена. В ограниченном масштабе производятся и используются тиоколы — полисульфидные каучуки, получаемые поликонденсацией дигалогеналканов (1,2-дихлорэтана, 1,2-дихлорпропана) и полисульфидов щелочных металлов. Наиболее массовое применение каучуков — это производство резин для автомобильных, авиационных и велосипедных шин.

Билет 28. 1. Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26. Схема расположения электронов по уровням:26Fe)))) 2 8 14 2 Чистое железо – мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле. Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, – железо окисляется до +2 (валентность II). Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II): Fe + S = FeS Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II): Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет: Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu↓ Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют оснóвные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II). Железо горит в кислороде: 3Fe + 2O2 = Fe3O4 с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O•Fe2+3O3). Темно-серого цвета. Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3• nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного. Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой вердостью. В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани. распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:Fe₂O₃+3H₂à2Fe+3H₂O (при 1000 градусов цельсия).

2. Карбоновыми кислотами называются органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп, соединённых с углеводородным радикалом или водородным атомом.COH – карбоксильная группа.COOH – карбоксильная группа. Одноосновные (имеется одна карбоксильная группа). Физические свойства Низшие карбоновые кислоты – это жидкости с острым запахом, растворимы в воде. Высшие карбоновые кислоты – твёрдые вещества без запаха, не растворимы в воде. Химические свойства Диссоциация CH3COOH CH3COO^-- + H⁺ Взаимодействие с металлами 2CH3COOH + Mg à (CH3 – CO)2Mg + H2 С основными и амфотерными оксидами CH3COOH + MgO à (CH3 – COO)2Mg + H2O С гидроксидами CH3COOH + NaOH à CH3 – COONa + H2O С солями более слабых и летучих кислот 2CH3COOH + CaCO3 à (CH3COO)2Ca + H2CO3 (разлагается на H2O и CO2) Получение ангидрида ангидрит укс. Кислоты Со спиртами CH3 + HO – C5H11 + H2O Уксусно-пентиловый эфир. Получение Окисление алканов 2CH4 + 3O2 à 2H + H2O (при t и катализаторе) Окисление спиртов C2H5OH + O2 à CH3 + H2O (при t и катализаторе) Окисление альдегидов 2CH3 + O2 à 2CH3 Применение уксусной кислоты:

Получение лекарств, ацетатного шёлка, солей, фруктовых эссенций, растворителей для лаков, киноплёнки, красителей для тканей, стимуляторов роста растений.

Билет 29. 1. Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. твёрдый металл голубовато-белого цвета. Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. (см. табл.) Практически все соединения хрома окрашены. Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»): 2Cr3+ + Zn = 2Cr2+ + Zn2+ Оксид CrO получают термическим разложением карбонила хрома Cr(СО)6. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II). Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H2O)6]3+ до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы). Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов) Гидроксид хрома (III) получают, дейсвуя аммиаком на растворы солей хрома (III): Cr3+ + 3NH3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3NH4+ Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется гидроксокомплекс: Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3 Cr3+ + 4OH- = [Cr(OH)4]- Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты: Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O. Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах: Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Н2О. При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI): 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O. То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (сплав при этом желтеет): 2Cr2O3 + 8NaOH + 3O2 = 4Na2CrO4 + 4H2O При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO2, который является ферромагнетиком и обладает металлической проводимостью. Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 (красный). Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Дата добавления: 2015-04-23