Реферат: Экзаменационные вопросы по химии - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Экзаменационные вопросы по химии

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Microsoft Word, 6262 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

53 Министерство среднего и специального образования Р.Ф. Профессиональный лицей информатики, бизнеса и дизайна №105 на вопросы к экзаменационным билетам по предмету «Химия» для профессий «Оператор ЭВМ», «Радиомеханик». 2001 – 2002 учебный год Вопрос № 1 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 году, за основу классификации Менделеев принял атомные массы элементов. Современная формулировка закона: Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер этих элементов . Свойства элементов повторяются периодически, так как периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня атомов. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Порядковый номер элемента в периодической таблице соответствует величине заряда ядра атома и количеству электронов в атоме. Таблица семи периодов: три малых и четыре больших. Периоды – это ряды элементов расположенных в порядке возрастания порядковых номеров, начинающихся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. 1 – 3 периоды малые (2, 8, 8 элементов). В малых периодах накопление электронов с возрастанием порядкового номера происходит на внешнем уровне. 4 – 6 периоды большие. В больших периодах с возрастанием порядкового номера накопление на внешнем уровне происходит у элементов первой, второй группы. Начиная с элемента третьей группы электроны, накапливаются на предпоследнем уровне до 18-ти, а затем возобновляется достройка внешнего уровня до 8-ми электронов. Большие периоды состоят из двух рядов: чётного и нечётного. Чётные ряды составляют только металлы (1-2 электрона, Cr – 2) . В нечётном ряду металлы и неметаллы (1-8 электронов на внешнем уровне). Металлические свойства в периоде с возрастанием порядкового номера элемента ослабевают, а неметаллические усиливаются, так как радиус атома умен ь шается. Седьмой период не завершён. Номер периода показывает число энергетических уровней в атоме. В таблице 8 групп. Группы – это элементы, объединённые в одном вертикальном столбце таблицы. Группы делятся на две подгруппы, в которых объединены элементы со сходным строением внешнего энергетического уровня. В главных подгруппах находятся элементы больших и малых периодов – это s - и p - элементы (заполняются соответственно s - и p -подуровни). В побочных подгруппах находятся элементы только больших периодов f - и d -подуровней ( f – лантаноиды и актиноиды). В главных подгруппах расположены металлы и неметаллы. В побочных подгруппах расположены только металлы . Валентные электроны у элементов главной подгруппы расположены в наружном слое. У элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены на внешнем и предпоследнем уровне. Металлические свойства в группе с увеличением порядкового номера элемента усиливаются, так как увеличивается радиус атома. Номер группы показывает высшую валентность элемента и количество электронов на внешнем уровне у элементов главной подгруппы. Элементы побочных подгрупп на внешнем уровне имеют, как правило, один или два электрона. Значение периодического закона 1. Периодический закон способствовал развитию науки и открытию новых элементов; 2. Периодический закон подтвердил общие законы развития природы: a) Закон перехода количества в качество (изменение металлических и неметаллических свойств) ; b) Закон единства и борьбы противоположностей ( строение атома, амфотерные соединения) ; c) Закон отрицания отрицания (развитие по спирали, переход от периода к периоду) . 3. Периодический закон явился первоисточником всех открытий химии и физики в XX веке. Вопрос № 2 Строение атомов химических элементов Вопрос № 3 Химические связи Различа ю т несколько типов химических связей: 1 – ионная . Ионная связь образуется при взаимодействии атомов , которые сильно различаются по электроотрицательности (связь между типичным металлом и типичным неметаллом). Na 0 -1e = Na + Cl 0 +1e = Cl — Ионная связь характерна также для щелочей и солей, в которые входят кислород и активные металлы. 2 – ковалентная связь образуется при перекрывании электронных облаков. Ковалентная неполярная образуется при взаимодействии атомов с одинаковыми электроотрицательностями. Ковалентная полярная образуется при взаимодействии атомов, электроотрицательности которых различаются незначительно. 3 – металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ион а ми металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке. 4 – водородная связь – это связь между атомом водорода одной молекулы и атомом сильного электроотрицательного элемента другой молекулы. Водородная связь – это молекулярная связь. Она слабее, чем ионная и ковалентная связь. Простые и кратные связи Простые связи имеют элементы, у которых имеется одна связь. Кратные, – у которых имеются две, три связи. Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется простой (одинарной) связью . р- Связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. s -Облака не могут образовать р- с вязи . В образовании р- связей могут участвовать p - и d -облака. Например, р- связь образуется при перекрывании двух p -облаков. р- Связь образуется в тех случаях, когда между двумя атомами возникает 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 у -связи и одной р- связ и . Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью . Любая тройна я связь состоит из одной у- связи и двух р- связей . Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи . Вопрос № 4 Классификация химических реакций Неорганическая химия Химические реакции можно классифицировать по следующим признакам: 1. По изменению степени окисления. Процессы, в результате которых происходит изменение степени окисления, то есть переход или смещение электронов от атомов с меньшей электроотрицательностью к атомам с большей э лектроотрицательностью, называют окислительно-восстановительными реакциями . К окислител ьно-восстановительным реакциям относят замещение, разложение, соединение. 2. По числу и составу исходных и образующихся веществ. a) Реакциями разложения называются реакции, в результате которых из одного вещества образуются несколько других веществ. b) Реакциями соединения называются реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество. 2 Fe + Cl2 2FeCl3 c) Реакциями замещения называются реакции, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. 2AgNO3 + Fe Fe(NO3)2 + 2Ag d) Реакциями обмена называют реакции, протекающие между двумя сложными веществами, при которых их составные части обмениваются местами. Fe2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2FeCl3 Ba + SO4 BaSO4 H + OH H2O 3. По тепловому эффекту. Количество теплоты, которое выделяется в результате реакции , называют тепловым эффектом данной химической реакции. Химические реакции по тепловому эффекту подразделяются на две группы: a) Экзотермическими называют реакции, которые протекают с выделением теплоты; H2 + Cl2 = 2HCl + 184,6 кДж b) Эндотермическими называют реакции, которые протекают с поглощением теплоты. 1/2 N2 + 1/2O2 = NO – 90,4 кДж 4. По признаку обратимости. a) Необратимыми называют такие реакции, которые протекают до конца, то есть до полного израсходования одного из реагирующих веществ. AlCl3 + 3AgNO3 3AgCl + Al(NO3)3 Al + 3Cl + 3Ag + 3NO3 3AgCl + Al + 3NO3 Ag + Cl AgCl b) Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных условиях, называют обратимыми . N2 + O2 2NH3 + Q N2 + O2 2NO – Q Вопрос № 5 Обратимость химических реакций, химическое равновесие Реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми . N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + Q Одну из реакций называют прямой , другую обратной . В таких реакциях концентрация реагирующих веществ уменьшается, следовательно, уменьшается скорость прямой реакции. При этом скорость обратной реакции постепенно увеличивается, наступает химическое равновесие, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Это значит: сколько молекул образуется в единицу времени, столько и расходуется. Состояние химического равновесия при неизменных условиях сохраняется длительное время. При изменении условий ( t , давления ( P ) и концентрации ( C )) состояние равновесия нарушается. Смещение химического равновесия определяется по принципу Ле Шателье: если на систему находящуюся в равновесии оказывать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в направление ослабления этого воздействия. Если реакции идёт с выделением тепла, то при повышении t равновесие смещается в направление « » и наоборот « ». [ Если + Q и t , то ] Если с уменьшением объёма ( V ) , то при повышении давления ( P ) равновесие смещается в направлении и наоборот . N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + Q 1 V 3 V 2 V всегда к меньшему объёму, если V При увеличении концентрации ( C ) исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции и наоборот . [ Если С , то ] если увел. С прод. реакции, то если умен. С прод. р еакции, то Вопрос № 6 Скорость химических реакций Химические реакции могут протекать в гомогенной (однородной) среде и гетерогенной (неоднородной) среде. Скорость гомогенной реакции определяется изменением количества вещества вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единицу объёма. Если реакция едёт в гетерогенной среде, то соприкасаются между собой только вещества находящиеся на поверхности . Скорость гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности. На скорость химической реакции влияют следующие факторы: 1. Природа реагирующих ве ществ. Na + H2O мгновенная реакция Mg + H2O медленная реакция 2. Для газов и растворов скорость зависит от концентрации реагирующих веществ. С увеличением концентрации скорость реакции увеличивается, так как число столкновений между молекулами возрастает. 3. Для веществ в твёрдом состоянии скорость зависит от поверхности реагирующих веществ. С измельчением вещества скорость реакции увелич и вается. 4. При повышении t скорость реакции увеличивается, так как возрастает доля активных молекул. 5. Скорость реакции зависит от присутствия катализаторов или ингибиторов. Катализ и катализатор ы В ускорении химических реакций исключительно большая роль принадлежит катализаторам, например, при производстве H 2 SO 4 , NH 3, HNO 3 , этанола, этаноля и других веществ. Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию некоторых веществ носит название катализа , замедления – ингибирования . Вещества, которые ускоряют химические реакции, активно участвуют в них, но сами в итоге не расходуются, называются катализаторами . Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, называются ингибиторами . Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими . Вопрос № 7 Реакции ионного обмена Реакции, протекающие между ионами , называются ионными реакциями . С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Реакции ионного обмена идут до конца: 1. Если образуется осадок ; 2. Если выделяется газ; 3. Если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода. Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, то есть является обратимой . Вопрос № 8 Окислительно-в о сстановительные реакции (ОВР) Процессы, в результате которых происходит изменение степени окисления, то есть переход или смещение электронов от атомов с меньшей электроотрицательностью к атомам с большей электроотрицательностью, называют окислительно-восстановительными реакциями . ОВР – это химические реакции, при протекании которых степень окисления элементов меняется. Элемент, отдающий электроны называют восстановителем (процесс окисления). Элемент , принимающий электроны называют окислителем (процесс восстановления). · Процесс отдачи электронов называется окислением . В результате процесса окисления алгебраическая величина степени окисления элемента повышается. · Процесс присоединения электронов называется восстановлением . В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается. 5Cu + 12HNO3 5Cu(NO3)2 + N2 + H2O Cu 0 – 2 e Cu +2 окисление (восстановитель) 5 2 N +5 + 10 e N 2 0 восстановление (окислитель) 1 2 Al + Fe 2 O 3 = 2 Fe + Al 2 O 3 ( при температуре) Вопрос № 9 Оксиды Элементы третьего периода: Na , Mg , Al , Si , P , S , Cl , Ar (аргон). Радиус атома: 0 . 19 ; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099. Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0 . Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH . Слева направо: а . Радиус атомов уменьшается; б . Заряд ядра увеличивается ; в . Электроотрицательность увеличивается; г . Число электронов на внешнем слое увеличивается; д . Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается; е . Способность атомов отдавать электроны уменьшается. Поэтому: Na , Mg , Al – металлы, а Si , P , S , Cl – неметаллы. Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH . Гидроксиды могут быть основаниями ( NaOH , Cu ( OH )2) или кислотами ( H 2 SO 4, H 3 PO 4) . Некоторые оксиды являются амфотерными ( Zn ( OH )2 H 2 ZnO 2) . В зависимости от характера соответствующих гидроксидов все солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные, амфо т ерные. Основные оксиды – это оксиды, гидраты которых являются основаниями . Все основные оксиды являются оксидами металлов . Кислотные оксиды – это оксиды, гидратами которых являются кислотами . Большинство кислотных оксидов являются оксидами неметаллов . Кислотными оксидами являются также оксиды некоторых металлов с высокой валентностью ( CrO 3, Mn 2 O 7 ) . Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Все амфотерные оксиды являются оксидами металлов . Химические свойства Основных (MeO) Кислотных (не MeO) Сходство: + H 2 O : MeO + H 2 O = Me ( OH ) n ( основание ( щёлочь )) + H2O: не MeO + H2O = кислота Отличие : + кислота: MeO + кислота = соль + H 2 O 1. + Me(OH)n ( щёлочь): не MeO + щёлочь = соль + H2O 2. менее летучие не MeO вытесняют более летучие: CaCO3 + SiO2 = ( при t) CaSiO2 + CO2 MeO + не MeO = соль Вопрос № 10 Кислоты Кислоты – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов отщепляются только катионы водорода. Атомы водорода в молекулах кислот могут замещаться атомами металла, в результате чего образуются соли: Кислотные остатки Ac входят в состав кислот и в состав солей. Валентность кислотного остатка определяется числом атомов водорода ( x ) в молек у ле кислоты. Классификация a) По основности . Основные 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: HCl , HNO 3, HCN и другие; – Двухосновные , молекулы которых содержат два атома водорода: H 2 S , H 2 SO 4, H 2 CO 3 и другие; – Трёхосновные , молекулы которых содержат три атома водорода: H 3 PO 4, H 3 BO 2, H 3 AsO 4 и другие ; – Четырёхосновные , молекулы которых содержат четыре атома водорода: H 4 P 2 O 7 и другие. Кислоты, молекулы которых содержат два и более атомов водорода, называются многоосновными . b) По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на: – Бескислородные , молекулы которых не содержат атомов кислорода: HCl , HBr , HCN , H 2 S и другие; – Кислородосодержащие , молекулы которых содержат атомов кислорода: HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4 и другие. Кислородосодержащие кислоты называются оксокислотами . Оксокислоты являются гидратами кислотных оксидов, то есть продуктами соединения кислотных оксидов с водой. SO3 + H2O = H2SO4 P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 Специфические свойства серной кислоты 1. Концентрированная серная кислота – сильный окислитель: при нагревании она реагирует почти со всеми металлами (исключение Au , Pt и некоторые другие). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяются SO 2, H 2 S , S . 2. Концентрированная серная кислота энергично реагирует с водой с образованием гидратов: H2SO4 + nH2O H2SO4 * n H2O + Q Концентрированная серная кислота способна отщеплять от органических веществ водород и кислород в виде воды, обугливая органические вещества. 3. Характерной реакцией на серную кислоту и её соли является взаимодействие с растворимыми солями бария. Выпадает белый осадок , который не растворяется ни в воде, к онцентрированной азотной кислоте. Процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией . Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы – это атомы или группы атомов, об ладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом. Химические свойства кислот Кислота + индикатор лакмус Me ( до « H ») Соль + H2 MexOy Соль + H2O Me(OH)n Соль + H2O Соль ( t) Другая кислота + другая соль t не MeO + H2 Вопрос № 11 Основания Основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов отщепляются только гидроксид-ионы. Классификация a) По числу гидроксильных групп в молекуле . Количество гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность осно в ания . (Следует помнить, что валентность гидроксидной группы равна I .) Осно в ания делятся на: – Однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH , KOH , LiOH и другие; – Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca ( OH )2, Fe ( OH )2 и другие; – Трёхкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидн ых групп ы : Ni ( OH )3, Bi ( OH )3 и другие; Двух- и трёхкислотные основания называются многок и сл о тными . b) По растворимости в воде основания делятся на: – Растворимые : LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ca ( OH )2, Sr ( OH )2, Ba ( OH )2 ; – Нерастворимые : Cu ( OH )2, Fe ( OH )2, Fe ( OH )3 и другие. Растворимые в воде основания называются щелочами . В молекуле атом металла соединяется с атомами кислорода гидроксильных групп. Свойства Вопрос № 12 Соли Соли делятся на три типа: нормальные (средние) , кислые, основные (ударение на второй слог) . Существуют и другие типы солей. Нормальные (средние ) соли – это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами ме т алла , или продукты полного замещения гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. В молекуле нормальной соли сумма валентностей атомов металла равна сумме валентностей кислотных остатков. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла. Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль. Трёхосновная соль с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли. Приставка ди- используется, если в молекуле кислой соли с одним кислотным остатком связаны два атома водорода. Например: KH 2 PO 4 – дигидрофосфат калия, Ca ( H 2 PO 4)2 – дигидрофосфат кальция. Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками. Химические свойства солей Соль + Me Соль + Me Кислота концентрированная (с оль должна содержать Me , который находиться левее в ряду активности Me ) Другая соль + другая кислота MeOH (щёлочь) Другая соль + Me ( OH ) n Соль Другая соль + д ругая соль t MeO + не MeO + H2O Кристаллогидраты (при выпаривании раствора соли) Вопрос № 13 Электролиз расплавов солей Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток. В теоретическом плане простейшим примером электролиза является электролиз расплавов. Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCl . Под действием электрического поля катионы Na + движутся к катоду и принимают от него элек т роны : Na + + e = Na 0 – процесс восстановления. Анионы Cl -- движутся к аноду и отдают электроны: 2 Cl -- -- 2 e = Cl 2 0 – процесс окисления. Суммарная реакция: Na + + e = Na 0 2 2 Cl -- -- 2 e = Cl 2 0 1 2 Na + + 2 Cl -- = 2 Na 0 + Cl 2 0 или: На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный хлор. Эта реакция является окислительно-восстановительной; на к атоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления. Сущность электролиза состоит в том, что за счёт 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 H + , OH — – продукты диссоциации H 2 O . Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул H 2 O в электролизе. Применение электролиза. Электролиз широко применяется при получении наиболее активных металлов ( K , Na , Ca , Mg , Al ), некоторых активных металлов ( Cl 2, F 2) , а также сложных веществ ( NaOH , KOH , KClO 3) . Электролизом пользуются для покрытия металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и так далее. Вопрос № 14 Металлы В периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определённо указать положение элементов -металлов и элементов-неметаллов в периодической системе . Если провести диагональ от элемента бора B (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 неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп – неметаллами. Элементы расположенные вблизи диагонали (например , Al , Ti , Ge , Sb , Te , As , Nb ), обладают двойственными свойствами : в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы ; в некоторых – проявляют свойства неметаллов. Все s -элементы (кроме H и He ), d -элементы (все элементы побочных подгрупп ) и f -элементы ( лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p -элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов - металлов увеличивается с увеличением номера периода. Деление на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например , строение атомов третьего периода: Элементы третьего периода: Na , Mg , Al , Si , P , S , Cl , Ar (аргон). Радиус атома: 0 . 19 ; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099. Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0 . Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH . Слева направо: а . Радиус атомов уменьшается; б . Заряд ядра увеличивается; в . Электроотрицательность увеличивается; г . Число электронов на внешнем слое увеличивается; д . Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается; е . Способность атомов отдавать электроны уменьшается. Поэтому: Na , Mg , Al – металлы, а Si , P , S , Cl – неметаллы. Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge , олова Sn , свин ца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb , висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть. Атомы металла имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода . Потому 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 твёрдыми веществами (кроме ртути). Кристаллическая решётка металлов образуется за счёт металлической связи. Имеющиеся между узлами кристаллической решётки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический т ок, что является причиной главных физических свойств металлов – высокой электро- и теплопроводности. М еталлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке. Атомы металлов более или менее легко отдают электроны, то есть окисляются. Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращение его в положительно заряженный ион называется энергией ионизации . Металл ы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации. Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителям и и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов не одинакова . В периодах слева направо восстановительная акт и вность 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 . Вопрос № 15 Железо В периодической системе находится в четвёртом периоде, в побочной подгруппе VIII группы. Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26, электронная формула 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2 . Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое ( 4 s 2 ) и предпоследнем ( 3 d 6 ) . В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6. Физические свойства Чистое железо весьма пластичный металл серебристо-белого цвета . Плотность железа 7,87 г/см 3 , температура плавления 1539 C . В отличие от многих других металлов железо легко подвергается коррозии. Железо реагирует с разбавленной серной и соляной кислот ами, вытесняя из них водород: Fe + 2H Cl = FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 Fe 0 + 2 H + = Fe 2+ + H 2 0 При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H 2 SO 4 окисляет железо до сульфата железа ( III ): 2 Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4) +3SO2 + 6H2O Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа ( III ) . Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O Концентрированная азотная кислота пассивирует железо. Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu , Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0 . В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становиться активным и реагирует с ними: 2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 (хлорид железа ( III )) 3 Fe + 2 O 2 = Fe 3 O 4( FeO * Fe 2 O 3) (оксид железа ( II , III )) Fe + S = FeS (сульфид железа ( II )) При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором. 3 Fe + С = Fe 3 C (карбид железа (цементит)) 3 Fe + Si = Fe 3 Si (силицид железа) 3 Fe + 2 P = Fe 3 P 2 (фосфид железа ( II )) Применение и биологическая роль железа и его соединений Важнейшие сплавы железа – чугун и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства. Хлорид железа ( III ) FeCl 3 применяется для очистки воды . В органическом синтезе FeCl 3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe ( NO 3)3 * 9 H 2 O 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. Fe ). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печени и селезёнке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов. Вопрос № 16 Электрохимический ряд металлов При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов: 1. Если металл является активным восстановителем (то есть легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содер жащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор : Me 0 + mH 2) Me n + * mH 2 O + ne в растворе на электроде Или без учёта гидратации ионов: Me 0 Me n + + ne В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластинке слой растворов заряжается положительно. Таким образом на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС) . 2. 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 счёт имеющихся в ней свободных электронов : Me n + + ne Me 0 В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы . Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно. Таким образом и в этом случае образуется 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 измеряются относительно ста ндартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры. Разность потенциалов между металлом , погружённым в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла ( E 0 ) . Металлы , расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений . 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, то есть его восстановительные свойства (химическую активность металла) . В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах слева направо 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 слева направо увеличивается. Металлический литий Li – самый сильный восстановитель, а золото Au – самый слабый. Ион золота Au 3+ – самый сильный окислитель , ион лития Li + – самый слабый. На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов. 1. Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие (уд. н а 1-ый слог) значения стандартных электродных потенциалов, то есть являющиеся менее сильными восстановителями. 2. Металлы, имеющие очень низкие стандартный электродный потенциал меньше нуля (то есть потенциала стандартного водородного электро д а ), способны вытеснять водород из кислот. 3. Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, то есть 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 периодической системе . Это объясняется тем, что при изменении электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решётки, а также энергия, которая выделяется при гидратации ионов. Например, в соответствии с положением в ПС, Na – более активный металл, чем Li . Однако E Li 0 < E Na 0 ,то есть в водных растворах литий проявляет большую (уд. на 1-ый слог) 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 + mH 2 O Li + * mH 2 O + e ) является энергетически более выгодным, чем процесс образования гидратированных ионов натрия. Вопрос № 17 Коррозия металлов Коррозия – это химическое и электрохимическое разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. Способы борьбы с коррозией Существует несколько направлений борьбы с коррозией металлов: 1. Изоляция поверхности металлов различными способами: a) Катодное покрытие – покрытие менее активными металлами; b) Анодное покрытие – покрытие более активными металлами; c) Покрытие лаками, красками, эмалями. 2. Изменение состава среды (использование ингибиторов); 3. Электрохимическая защита металлов; 4. Создание композиционных материалов; 5. Использование химически стойких заменителей металлов (полимеры, керамика, стекло). Вопрос № 18 Неметаллы 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. Неметаллы в периодической системе расположены справа от диагонали «бор – астат». Это элементы главных подгрупп III , IV , V , VI , VII и VIII групп. К неметаллам относятся: бор, углерод, кремний, азот, фосфор, мышьяк (арсеникум), кислород , сера, селен, теллур, водород, фтор, хлор, бром, йод, астат . К неметаллам также относятся благородные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон. Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s -семейству, все остальные принадлежат к p -семейству. На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находиться различное число электронов: у атома водорода – один электрон (1 s 1 ) , у атома гелия – два электрона (1 s 2 ) , у атома бора три электрона ( 2 s 2 2 p 1 ) .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 ns 2 np 6 у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns 2 np 6 у атомов инертных газов. Характеристика неметалличности В отличие от металлов у атомов неметаллов высокая энергия ионизации и большое сродство к e -ну. Поэтому для атомов неметаллов более характерной является способность присоединять электроны для завершения электронного октета – устойчивой конфигурации ns 2 np 6 . Способность присоединять электроны обуславливает окислительные свойства неметаллов . Если у атома на внешнем электронном слое имеется 4 электрона, то для завершения октета он присоединяет 4 e ; при наличии 5 электронов – 3 e , 6 электронов – 2 e и 7 электронов – 1 e . В связи с этим характерные степени окисления атомов неметаллов в соединениях соответственно равны -4, -3, -2, -1. 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 электроотрица т ельность и сродство к электрону , а в главных подгруппах сверху вниз эти характеристики элементов уменьшаются. 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 изменения свойств элементов-неметаллов в главных подг р уппах, следует отметить, что сверху вниз с увеличением радиуса атома электроотрицательность, сродство к e -ну и соответственно окислительные свойства уменьшаются, то есть уменьшается неметалличность элементов. Характеристика атомов-неметаллов 2-го периода Поря дковый номер и символ элемента 5 B 6 C 7 N 8 O 9 E Радиус атома, нм 0 ,091 0,077 0,071 0,066 0,064 Общее число электронов на внешнем электронном слое 3e 4e 5e 6e 7e Электронная конфигурация внешнего слоя 2s 2 2p 1 2s 2 2p 2 2s 2 2p 3 2s 2 2p 4 2s 2 2p 5 Относительная электроотрицательность (ЭО) 2 ,0 2,5 3, 0 3,5 4,0 Увеличение неметалличности и окислительных свойств Вопрос № 19 Сера ( S ) Сера – это элемент, находящийся в главной подгруппе VI группы, в 3-м периоде . Порядковый (томный) номер 16. Заряд атома равен +16. Относительная атомная масса равна 32. Сера – типичный активный металл . 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 окислител я при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами , водородом, некоторыми неметаллами, имеющие меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду , галогенам и кислотам-окислителям). S 0 + 2e S — 2 ( окислитель) S 0 восстановитель - 2e S +2 - 4e S +4 - 6e S +6 Взаимодействие серы с простыми веществами Сера реагирует Как окислитель: Как восстановитель: С металлами: 2 Na 0 + S 0 = Na 2 +1 S -2 ( при t ) Mg 0 + S 0 = Mg +2 S -2 ( при t ) 2 Al 0 + 3 S 0 = A l2 +3 S3 -2 ( при t ) С кислородом: S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 -2 ( при t ) С углеродом: C 0 + 2 S 0 = C +4 S 2 -2 (при t) С хлором: S 0 + Cl 2 0 = S +2 Cl 2 -1 ( при t ) С фосфором: 2 P 0 + 3 S 0 = P 2 +3 S 3 -2 ( при t ) С фтором : S 0 + 3F2 0 = S +6 F6 -1 С водородом: H 2 0 + S 0 = H 2 +1 S -2 ( при t ) Взаимодействие со сложными веществами В воде сера не растворяется и даже не смачивается водой ; Как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями ( HNO 3, H 2 SO 4) при нагревании: S 0 + 2H2S +6 O4 = 3S +4 O2 + 2H2O Конц . S 0 + 6 HN +5 O3 = H2S +6 O4 +2N +2 O Разб . S 0 +6HN +5 O3 = H2S +6 O4 +6N +4 O2 + 2H2O Конц. Проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании: 3 S 0 + 6NaOH = 2Na2S -2 + 2NaS +4 O3 + 3H2O S 0 + 2e S -2 2 S 0 + 4e S +4 1 Вопрос № 20 Водородные соединения не металлов Общие формулы водородных соединений (гидридов) Общие формулы водородных соединений по группам I II III IV V VI VII R +1 H -1 R +2 H2 -1 R +3 H3 -1 R -4 H4 +1 R -3 H3 +1 H2 +1 R -2 H +1 R -1 Нелетучие водородные соединения Летучие водородные соединения С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Проследим сначала, как изменяются свойства водородных соединений неметаллов в периодах слева направо. Так, например, рассмотрим свойства водородных соединений металлов 2-го периода – азота и фтора . Аммиак NH 3 обладает основными свойствами, а фтороводород HF – кислотными. Такими же свойствами обладают водородные соединения элементов 3-го периода – фосфин PH 3 и хлороводород HCl . Следовательно, в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаютс я. 1) В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. 2) В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы (например, F - , Cl - , Br - , I - ) всё слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода H + . В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода H + и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. 3) Водородные соединения не металлов , обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами. 4) Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путём нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается. Вопрос № 21 Теория химического строения органических веществ А. М. Бутлерова Основные положения теории : 1. Все атомы, образующие молекулы органических веществ связны в определённой последовательности согласно валентности. Углерод (С) во всех органических соединениях IV -х валентен. Схематическое изображение строения молекул, называется структурными формулами . 2. Свойства веществ зависят не только от того, какие атомы и сколько их входит в состав молекул, но и от порядка соединения атомов в молекулах. Изомерами называются вещества, имеющие одинаковый состав и молекулярную массу, но различающиеся строением молекулы. 3. По свойствам данного вещества можно определить строение его молекулы, а по строению молекулы предвидеть свойства. 4. Атомы и группы атомов в молекулах веществ взаимно влияют друг на друга. Полимеризацией называется процесс соединения одинаковых молекул (мономеров), протекающий за счёт разрыва кратных связей, с образованием высокомолекулярного соединения полимера. Вопрос № 22 Предельные углеводороды (Алканы) Алканы – это нециклические УВ, в молекулах, которых все атомы углерода находятся в состоянии sp 3 - гибридизации и связаны друг с другом только у- связями. Углеводороды с общей формулой CnH 2 n + 2 , которые не присоединяют водород и другие элементы, называются предельными углеводородами или алканами (парафинами) . Гомологами называются вещества сходные по строению и химическим свойствам, но различающиеся по строению молекул на одну или несколько групп CH 2 . Химические свойства метана ( CH4) 1. Взаимодействие с галогенами – реакция замещения. 2. Горение. CH4 + 2O2 CO2 + H2O + Q 2C2H6 + O2 4CO2 + 6H2O + Q 3. Разложение. 4. Изомеризация. Вопрос № 23 Циклопарафины. Циклоалканы. Циклоалканы (циклопарафины) – это насыщенные углеводороды, содержащие цикл из 3, 4, 5, 6 и более атомов углерода. Физические свойства Циклопропан и циклобутан при нормальных условиях – газы, а циклопентан и циклогексан – жидкости. Циклопарафины в воде практически не растворяются. Применение Из циклопарафинов практическое значение имеют циклогексан, метилциклогексан и некоторые другие. В процессе ароматизации нефти эти соединения превращаются в ароматические углеводороды – в бензол, толуол и другие вещества, которые широко используются для синтеза красителей, медикаментов и так далее. Циклопропан применяется для наркоза. Вопрос № 24 Непредельные углеводороды Этиленовые углеводороды (Алкены) Алкены – это нециклические УВ, в молекулах, которых два атома углерода находятся в состоянии sp 2 - гиридизации и связаны друг с другом двойной связью. Строение молекулы этилена C2H4 SP 2 - гибридизация, валентный угол = 120 l = 0,134 нм (длина связи ) В молекулах этилена между атомами углерода двойная связь р и у . у -связь образует ся гибридными облаками. у - связь образована p -электронами (непрочная связь). Химические свойства I. Реакции присоединения 1) Гидрирование 2) Присоединение галогенов CH2 = CH2 + Br2 CH2Br – CH2Br 1,2 дибромэтан 3) ---------------------------- CH2 = CH2 + HCl CH3 – CH2Cl 4) Гидратация CH2 = CH2 + HOH CH3 – CH2OH этилен этиловый спирт II. Реакции окисления 1) Горение C2H4 + 3O2 2CO2 = 2H2O 2) Окисление KMnO4 – обесцвечивание ро зового раствора CH2 = CH2 + O + HOH CH2OH – CH2OH э тиленгликоль 3) Ча с тичное окисление III. Полимеризация Полимеризацией называется процесс соединения одинаковых молекул (мономеров), протекающий за счёт разрыва кратных связей, с образованием высокомолекулярного соединения полимера. Вопрос № 25 Диеновые углеводороды (Алкадиены) Диеновые УВ (алкадиены) – это УВ, в молекулах которых между атомами углерода имеются две двойные связи. CH 2 = CH – CH = CH 2 1,3 бутадиен 2-метил-1,3 бутадиен или изопрен Физические свойства 1,3 бутадиен – газ 2-метил-1,3 бутадиен или изопрен – жидкость Химические свойства Реакция присоединения галогенов CH 2 = CH – CH = CH 2 + 2 Br 2 CH 2 Br – CHBr – CHBr – CH 2 Br 1,2,3,4- тетрабромбутан Получение 1. Из этиленового спирта 2 H 3 C – CH 2 OH H 2 C = CH – CH = CH 2 + 2 H 2 O + H 2 ( Реакция проходит при t = 425 С и в присутствии Al 2 O 3 и ZnO ) 2. Из бутана, предельных углеводородов CH 3 = CH 2 – CH 2 = CH 3 CH 2 = CH 2 – CH 2 = CH 2 + H 2 ( Реакция проходит при t = 560 – 620 С и в присутствии Al 2 O 3 и Cr 2 O 3 ) Применение Диены применяются в производстве каучуков. Природный каучук Каучуки – природные или синтетические продукты полимеризации некоторых диеновых углеводородов с сопряженными связями. Его получают из млечного сока дерева гевея. ( C 5 H 8) n – природный изопреновый каучук. В основе природного каучука находится изопрен. Каучук – это природный полимер. Макромолекулы натурального каучука состоят из остатков молекул изопрена. Полимеризацию изопрена можно отобразить следующим образом: Природный каучук – стереорегулярное строение (цисизомерия). Физические свойства: 1. Эластичность 2. Водогазонеп р оницаемость 3. Диэлектрик 4. Высокая износоустойчивость 5. Неустойчив к действию высоких и низких t Химические свойства Вулканизация каучука При нагревании каучука с серой происходит образование дисульфидных связей между макромолекулами каучука по месту разрыва некоторых двойных связей , при этом образуется резина («сшивание» линейных молекул). Чем больше серы, тем больше образуется дисульфидных связей. В результате этого процесса, который называется вулканизацией каучука, образуются мягкие или твёрдые резины. Применение каучуков Шины, обувь, ткани, ленты, ремни, трубки, строительные материалы, электротехника. Вопрос № 26 Ацетиленовые углеводороды (Алкины) Алкины – это УВ, в молекулах которых два атома углерода находятся в состоянии sp - гибридизации и связаны друг с другом тройной связью: Длина связи в алкинах равна 0,120 нм. Валентный угол = 180. Каждый атом углерода в состоянии sp - гибридизации связан с двумя другими атомами и может присоединять ещё два атома. В молекуле одна у -связь и две р- связи. Химические свойства I. Реакции присоединения 1. Гидрирование + H2 CH2 = CH2 этин этен CH2 = CH2 +H2 CH3 – CH3 этен этан 2. Присоединение галогенов + Cl2 CHCl = CHCl этин 1,2 дихлорэтан CHCl = CHCl + Cl 2 CHCl 2 – CHCl 2 1,1,2,2 тетрахлорэтан 3. Присоединение галогенно-водородных + HCl CH2 – CHCl 4. Гидратация ( реакция Кучерова) уксусный альдегид II. Реакции окисления 1. Горение 2C2H2 + 5O2 4CO2 + 2H2O 2. Обесцвечивание KMnO4 III. Полимеризация 3 C 2 H 2 C 6 H 6 ( t , активированный уголь) бензол Получение 1) Из метана 2CH4 C2H2 + 3H2 2) Из карбида кальция CaC2 + 2HOH C2H2 + Ca(OH)2 Применение Винилацетилен, щавельная кислота, винилхлорид, ацельдегид, сварка и резка металлов. Вопрос № 27 Ароматические углеводороды (Арены) Ароматические УВ (арены) – это УВ, молекулы которых содержат одно или несколько бензольных колец или ядер. Строение молекул бензола C 6 H 6 SP 2 – гибридизация 120 0 – валентный угол l = 0,140 нм (длина связи) р- электронное облако состоит из 6 Pe ( электронов). Гомологический ряд С6 H 6 – бензол С6 H 5 – CH 3 – метилбензол С6 H 5 – C 3 H 5 – этилбензол С6 H 5 – C 3 H 7 – пропилбензол С6 H 5 – C 4 H 9 – бутилбензол Физические свойства Бензол – бесцветная, нерастворимая в воде жидкость со своеобразным запахом. Его t кипения = 80,1 0 С. При охлаждении он легко застывает в белую кристаллическую массу с t плавления = 5,5 0 С. Химические свойства I. Реакции замещения 1. Взаимодействие с галогенами C 6 H 6 + Br 2 C 6 H 5 Br + HBr (в присутствии FeCl 3) 2. Взаимодействие с HNO3 C 6 H 6 + HONO 2 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O ( в присутствии H2SO4 ) нитробензол II. Реакции присоединения 1. Гидрирование (присоединение Н2) + 3H2 бензол циклогексан 2. Присоединение галогенов + 3Cl2 (при температуре) бензол гексохлорциклогексан III. Реакции окисления 1. Горение 2C6H6 + 15O2 12CO2 + 6H2O 2. Бензол стоек к действию окислителей. Окисляются только гомологи по боковой цепи. C 6 H 5 – CH 3 + 3 O C 6 H 5 – COOH + H 2 O ( в присутствии KMnO 4) бензойная кислота Получение 1) Из циклогексана C 6 H 12 3 H 2 + C 6 H 6 ( при t и катализаторе) циклогексан бензол 2) Из гексана C 6 H 14 C 6 H 6 + 4 H 2 ( при t и катализаторе) 3) Из ацетилена 3 C 2 H 2 C 6 H 6 ( при t и катализаторе) Применение бензола : получение пластмасс, красителей, растворителей, бутадиенового каучука, волокна лавсана, сахарина, анилина, лекарств, средств для борьбы с вредными насекомыми и болезнями. Вопрос № 28 Газ, нефть, кокс . Природный газ Месторождения: Уренгойское, Заполярное, Вуктыльское, Оренбургское, Газли, Ставропольское. Основным компонентом природного газа является метан. В нём содержаться также этан, пропан, бутан. Существует следующая закономерность: чем выше относительная молекулярная масса углеводорода, тем меньше его содержится в природном газе. Применение При сгорании природного газа выделяется много теплоты, поэтому он служит энергетически эффективным и дешёвым топливом в котельных установках, доменных, мартеновских и ст екловаренных печах и так далее. Природный газ – источник сырья для химической промышленности: получение ацетилена, этилена, водорода, сажи, различных пластмасс , уксусной кислоты, красителей, медикаментов и других продуктов. Нефть Нахождение: в недрах Земли на различной глубине. Если она под давлением газов, то поднимается по скважине на поверхность Земли. Физические свойства: Масляная жидкость от светло-бурого до чёрного цвета, легче воды, не растворима в ней, нет определённой температуры кипения. Состав зависит от месторождения. Фракции нефти: 1. Собираемая от 40 до 200 С – газолиновая фракция бензинов (от C 5 H 12 ДО C 11 H 24 ). При дальнейшей перегонке получают: газолин (от 40 до 70 С), бензин (от 70 до 120 С) – авиационный, автомобильный и так далее. 2. Лигр о иновая фракци я, собираемая от 150 до 250 С, (от С8Н18 до С14Н30). Применение: как горячее для тракторов. 3. Керосиновая фракция (от С23Н26 до С18Н38) с температурой кипения = 180 – 300 С. После очистки – горючее для тракторов, реактивных самолётов и ракет. 4. В следующей фракции получают газойль (выше 275 С) – дизельное топливо. 5. Остаток после перегонки – мазут разделяют на фракции: соляровые масла – дизельное топливо , смазочные масла (автотракторные, авиационные, индустриальные и другие), вазелин (основа для косметических средств и лекарств). Из некоторых сортов нефти получают парафин (для производства спичек, свечей и др.). После отгонки остаётся гудрон . Его широко применяют в дорожном строительстве. Установка для перегонки нефти состоит из: 1. трубчатой печи; 2. ректификационной колонны; 3. холодильника. Главный недостаток перегонки – малый выход бензина (не более 20%). Крекингом называется процесс расщепления углеводородов, содержащихся в нефти, в результате которого образуются углеводороды с меньшим числом атомов углерода в молекуле. C 6 H 14 C 8 H 18 + C 8 H 16 гексадекан октан октен Пиролизом называется разложение органического вещества без доступа воздуха при высокой температуре. Термический крекинг Каталитический крекинг Расщепление углеводородов происходит при сравнительно высокой температуре (470 – 550 С). Процесс протекает медленно, образуются углеводороды с неразветвлённой цепью атомов углерода. Расщепление молекул углеводородов протекает в присутствии катализаторов и при более низкой температуре (450 – 500 С). По сравнению с термическим крекингом процесс протекает значительно быстрее, при этом происходит не только расщепление молекул углеводородов, но и их изомеризация, то есть образуются углеводороды с разветвлённой цепью атомов. БЕНЗИН Много непредельных углеводородов (обладает больше детонационной стойкостью, чем бензин прямой перегонки). В бензине термического крекинга содержится много непредельных УВ, которые легко окисляются и полимеризуются. Поэтому этот бензин менее устойчив при хранении. При его сгорании могут засориться различные части двигателя. Для устранения этого вредного воздействия к такому бензину добавляют антиокислители. Бензин каталитического крекинга по сравнению с бензином термического крекинга обладает ещё большей детонационной стойкостью, ибо в нём содержаться УВ с разветвлённой цепью углеродных атомов. В бензине каталитического крекинга непредельных УВ содержится меньше, и поэтому процессы окисления и полимеризации в нём не протекают. Такой бензин более устойчив при хранении. Кокс Одним из основных способов получения углеводородов (в том числе и ароматических) является коксование (пиролиз) каменного угля. При нагревании каменного угля сложные органические вещества, входящие в его состав, постепенно разлагаются с образованием летучих продуктов. Последние поступают в общий газосборник , где из них конденсируется каменная смола. Из неё путём фракционной дистилляции получают гомологи бензола , фенол и другие вещества. В газосборнике одновременно со смолой конденсируется и вода, в которой растворяются аммиак, сероводород, фенол и другие вещества. Из надсмольной воды в специальной колонне отгоняется аммиак, а затем и другие продукты. Коксовый газ охлаждают и пропускают через электрофильтры для отделения смолы. Затем из несконденсировавшегося газа извлекают аммиак и ароматические углеводороды (бензол) . С целью извлечения аммиака газ пропускают через раствор серной кислоты и получают сульфат аммония – азотное удобрение. Из коксового газа выделяются водород и этилен для различных синтезов. Газ после очистки используется в качестве топлива в промышленности и быту. Вопрос № 29 Предельные одноатомные спирты Спиртами называются производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены гидроксильными группами. Гидроксильная группа – ОН является функциональной группой спиртов. Функциональными группами называются группы атомов, которые обуславливают характерные химические свойства данного класса веществ. Общая формула одноатомных спиртов: С nH 2 n + 1 OH Гомологический ряд CH 3 – OH метанол, метиловый спирт C 2 H 5 – OH этанол C 3 H 7 – OH пропанол C 4 H 9 – OH бутанол C 5 H 11 – OH пентанол Изомерия C 4 H 9 OH CH 3 – CH 2 – CH 2 – CH 2 – OH 1- бутанол 2- метил 1-пропанол 2-бутанол 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 1. Растворы спиртов имеют нейтральную реакцию на индикаторы; 2. Взаимодействие с активными металлами 2C2H5OH + Na 2C2H5ONa + H2 этанол этилат натрия 3. Взаимодействие с галогеноводородными веществами C2H5OH + HCl C2H5Cl + H2O хлорэтан 4. Дегидратация C 2 H 5 OH C 2 H 4 + H 2 O ( при t и в присутствии H 2 SO 4 ) 5. Взаимодействие с кислородом C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O 6. Окисление этанол уксусный альдегид 7. Взаимодействие с карбоновыми кислотами уксусная кислота | этиловый спирт | укс. этиловый эфир Получение спиртов Этанол получают из: 1) Этилена C 2 H 4 + HOH C 2 H 5 OH (при катализаторе и t ) 2) Брожением глюкозы C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 Применение этанола : П олучение уксусной кислоты, лекарства, фруктовых вод, духов и одеколонов, бутадиенового и бутадиен-стирольного каучука, горючего для двигателей , красителей, лаков и политур, растворителей, бездымного пороха. Вопрос № 30 Фенол К фенолам относятся производные ароматических углеводородов, в молекулах которых гидроксильные группы связаны с бензольным ядром. фенол 1,2-бензолдиол 1,2,4-бензолтриол Строение молекулы фенола Фенол является слабой кислотой. Физические свойства Фенол – бесцветное, кристаллическое вещество с характерным запахом. Его t плавления = 40,9 С. В холодной воде он мало растворим, но уже при 70 С растворяется в любых отношениях. Фенол ядовит! Химические свойства I. Реакции, протекающие по гидроксильной группе 1) Взаимодействие с активными металлами 2C6H5OH + 2Na 2C6H5ONa + H2 фенолят натрия 2) Взаимодействие со щелочью C6H5OH + NaOH C6H5ONa + H2O II. Реакции, протекающие по бензольному ядру. Реакции, протекающие по положениям 2, 4, 6. 1) Бромирование 2,4,6-трибромфенол 2) Нитрование 2 ,4,6-тринитрофенол или пикриновая кислота Получение C 6 H 6 C 6 H 5 Cl C 6 H 5 OH 1. C6H6 + Cl2 C6H5Cl + HCl 2. C6H5Cl + NaOH NaCl + C6H5OH Применени е П олучение лекарств, веществ для дезинфекции, фотореактивов, красителей, капрона, взрывчатых веществ, текстолита, гетинакса, карболита, стеклотекстолита, волокнита. Вопрос № 31 Альдегиды Альдегиды – органические вещества, содержащую функциональную группу (альдегидную группу). Альдегидная группа Карбонильная группа Гомологический ряд Н метаноль (муравьиный, формальдегид) СН3 этаноль (ацетальальдегид, уксусный альдегид) С2Н5 пропаноль С3Н7 бутаноль Физические свойства Формальдегид – газ, его 40% раствор называется формалином. Остальные жидкие и твёрдые. Химические свойства 1. Реакция «серебряного зеркала», качественная реакция CH3 + Ag2O CH 3 + 2Ag укс. альдегид укс. кислота 2. С гидроксидом меди CH 3 + 2 Cu ( OH )2 CH 3 + 2 CuOH (жёлт. цвет) (разлагается на Cu 2 O (кр. цвет) и H 2 O ) (реакция при t ) 3. Восстановление водородом CH 3 + H 2 CH 3 – CH 2 – OH ( при катализаторе и t ) этанол Получение 1. Окисление спиртов R – CH2 – O + H + O R + H2O 2. Окисление метана С H 4 + O 2 H + H 2 O ( при t = 500 С и катализаторе) 3. Окисление метанола 2 CH 3 OH + O 2 2 H + 2 H 2 O ( при Cu или Ag ) 4. Гидратация ацетилена H – С C – H + H 2 O CH ( в присутствии H 2 SO 4 ) 5. -------------------------------- Применение : Наибольшее применение имеют метаноль и этаноль, для получения фенолформальдегидной смолы. Вопрос № 32 Карбоновые кислоты Карбоновыми кислотами называются органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп, соединённых с углеводородным радикалом или водородным атомом. – карбоксильная группа – COOH – карбоксильная группа Карбоновые кислоты Одноосновные (имеется одна карбоксильная группа) двухосновные многоосновные Карбоновые кислоты Предельные Непредельные Ароматические 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 1. Диссоциация CH3COOH CH3COO -- + H + 2. Взаимодействие с металлами 2CH3COOH + Mg (CH3 – CO)2Mg + H2 3. С основными и амфотерными оксидами CH3COOH + MgO (CH3 – COO)2Mg + H2O 4. С гидроксидами CH3COOH + NaOH CH3 – COONa + H2O 5. С солями более слабых и летучих кислот 2CH3COOH + CaCO3 (CH3COO)2Ca + H2CO3 ( разлагается на H2O и CO2 ) 6. Получение ангидрида ангидрит укс. кислоты 7. Со спиртами CH3 + HO – C5H11 + H2O Уксусно-пентиловый Эфир П олучение 1. Окисление алканов 2 CH 4 + 3 O 2 2 H + H 2 O ( при t и катализаторе) 2. Окисление спиртов C 2 H 5 OH + O 2 CH 3 + H 2 O ( при t и катализаторе) 3. Окисление альдегидов 2 CH 3 + O2 2CH3 Применение уксусной кислоты: П олучение лекарств, ацетатного шёлка, солей, фруктовых эссенций, растворителей для лаков, киноплёнки, красителей для тканей, стимулятор ов роста растений. Вопрос № 33 Жиры Жиры – это сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот. глицерин карб. к-ты триглицерид (жир) Физические свойства Жиры образованные предельными кислотами – твёрдые (животные (кроме рыбьего)), жиры образованные непредельными – жидкие. Химические свойства 1. Гидролиз + 3HOH + глицерин карбоновые кислоты 2. Взаимодействие со щелочами + 3NaOH + натриевая соль карбоновых кислот 3. Гидрирование Подвергаются жиры образованные непредельными кислотами. + 3 H 2 триглицеридолеиновая триглицеридстеориновая кислота кислота Реакция используется для получения маргарина. Применение Жиры в основном применяют в качестве пищевого продукта. Ещё недавно жиры использовали для получения мыла. Но в настоящее время на производство моющих средств главным образом идут продукты переработки нефти. Синтетические моющие средства весьма устойчивы и с трудом подвергаются разрушению. По э тому они могут оказать вредное действие на окружающую среду. Вопрос № 34 Глюкоза Простые углеводы (моносахариды) – это простейшее углеводы, не гидролизующиеся с образованием более простых углеводов. Сложные углеводы – это углеводы, молекулы которых состоят из двух или более числа остатков моносахаридов и разлагаются на эти моносахариды при гидролизе. В водных растворах глюкоза может принимать циклическую форму. При изучении состава глюкозы выяснили, что её простейшая формула CH 2 O , а молярная масса 180 г/моль. Отсюда можно сделать вывод, что молекулярная формула глюкозы C6H12O6 . Как видно из структурной формулы, глюкоза является одновременно многоатомным спиртом и альдегидом, то есть альдегидоспиртом. Физические свойства Глюкоза – бесцветное кристаллическое вещество со сладким вкусом, хорошо растворимое в воде. Из водного раствора она выделяется в виде кристаллогидрата C 6 H 12 O 6 * H 2 O . По сравнению со свекловичным сахаром она менее сладкая. Химические свойства Глюкоза обладает химическими свойствами, характерными для спиртов и альдегидов. Кроме того, она обладает и некоторыми специфическими свойствами . I. Протекающие по гидроксильной группе 1. Взаимодействие с карбоновыми кислотами с образование эф иров 2. Как многоатомные спирты окисляется гидроксидом меди ( II ) с образованием алкоголята меди ( II ) . II. Протекающие по альдегидной группе 1. Реагирует с оксидом серебра в аммиачном растворе CH2OH(CHOH)4 + Ag2O CH2OH(CHOH)4 + 2Ag глюконовая кислот 2. Окисляется гидроксидом меди ( II ) (с выпадением красного осадка) 3. Под действием восстановителей превращается в шестиатомный спирт III. Брожение 1. Спиртовое С6 H12O6 2С H 3 – CH2OH + 2CO2 Этиловый спирт 2. Молочное C6H12O6 2CH3 – CHOH – COOH Молочная кислота 3. Маслянокислое С6 H12O6 C3H7COOH + 2H2 + 2CO2 Масляная кислота Применение Глюкоза является ценным питательным продуктом. В организме она подвергается сложным биохимическим превращениям, в результате которых освобождается энергия , которая накопилась в процессе фотосинтеза. Упрощенно процесс окисления глюкозы в организме можно выразить следующим уравнением: C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 = 6 CO 2 + 6 H 20 + Q Этот процесс протекает ступенчато, и поэтому энергия выделяется медленно. Так как глюкоза легко усваивается организмом, её используют в медицине в качестве укрепляющего лечебного средства. Широко применяют глюкозу в кондитерском деле (изготовление мармелада, карамели, пряников и так далее). Большое значение имеют процессы брожения глюкозы. Так, например, при квашении капусты, огурцов, молока происходит молочнокислое брож ение глюкозы, так же как и при силосовании кормов. Если подвергаемая силосованию масса недостаточна уплотнена, то под влиянием проникшего воздуха происходит маслянокислое брожение и корм становиться не пригоден к применению. На практике применяется так же спиртовое брожение глюкозы, например при производстве пива. Вопрос № 35 Крахмал Аморфный порошок белого цвета, без вкуса и запаха, плохо растворим в воде, в горячей воде образует коллоидный раствор (клейстер). Макромолекулы крахмала построены из большого числа остатков б -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%. Применение крахмала Крахмал применяется в кондитерском производстве (получение глюкозы и патоки), является сырьём для производства этилового, н -бутилового спиртов, ацетона, лимонной кислоты, глицерина и так далее. Он используется в медицине в качестве наполнителей (в мазях и присыпках), как клеящее вещество. Крахмал является ценным питательным продуктом. Чтобы облегчить его усвоение, содержащие крахмал продукты подвергают действию высокой температуры , то есть картофель варят, хлеб пекут . В этих условиях происходит частичный гидролиз крахмала и образуются декстрины , растворимые в воде. Декстрины в пищеварительном тракте подвергаются дальнейшему гидролизу до глюкозы, которая усваивается организмом. Избыток глюкозы превращается в гликоген (животный крахмал). Состав гликогена такой же, как у крахмала, – ( C 6 H 10 O 5) n , но его молекулы более разветвлённые. Биологическая роль Крахмал – один из продуктов фотосинтеза, главное питательное запасное вещество растений. Остатки глюкозы в молекулах крахмала соединены достаточно прочно и в тоже время под действием ферментов легко могут отщепляться, как только возникает потребность в источнике энергии. Получение Крахмал получают чаще всего из картофеля. Для этого картофель измельчают, промывают водой и перекачивают в большие сосуды, где происходит отстаивание. Полученный крахмал ещё раз промывают водой, отстаивают и сушат в струе теплого воздуха. Крахмал сравнительно легко подвергается гидролизу: ( C 6 H 10 O ) n + nH 2 O nC 6 H 12 O 6 (при t и в присутствии H 2 SO 4 ) крахмал глюкоза В зависимости от условий гидролиз крахмала может протекать ступенчато, с образованием различных промежуточных продуктов: ( С 6 H 10 O 5) n ( C6H1005)m xC12H22O11 C6H12O6 крахмал декстрины мальтоза (изомер глюкоза сахарозы) Происходит постепенное расщепление макромолекул. Вопрос № 36 Целлюлоза Строение молекулы Молекулярная формула целлюлозы ( C 6 H 10 O 5) n , как и у крахмала. Целлюлоза тоже является природным полимером. Её макромолекула состоит из многих остатков молекул глюкозы. При рассмотрении синтетических полимеров мы уже выяснили, что их свойства зависят от числа элементарных звеньев и их структуры. Это же положение относится и к природным полимерам. Оказывается, степень полимеризации у целлюлозы намного больше, чем у крахмала. Кроме того, сравнивая структуры этих природных полимеров, установили, что макромолекулы целлюлозы, в отличие от крахмала, состоят из остатков молекул в -глюкозы и имеют линейное строение. Макромолекулы целлюлозы располагаются в одном направлении и образуют волокна (лён, хлопок, конопля). В каждом остатке молекулы глюкозы содержатся три гидроксильные группы. Физические свойства Целлюлоза – волокнистое вещество, нерастворимое ни в воде, ни в обычных органических растворителях. Растворителем её является реактив Швейцера – раствор гидроксида меди ( II ) с аммиаком, с которым она одновременно и взаимодействует. Химические свойства 1) тринитроцеллюлоза 2) ( C 6 H 10 O 5) n + nH 2 O nC 6 H 12 O 6 ( При t и в присутствии H 2 SO 4 ) Применение Целлюлоза используется человеком с очень древних времён. Её применение весьма разнообразно. Основные продукты, получаемые из древесины: получение киноплёнки, искусственного шёлка, скипидара, древесного угля, уксусной кислоты, метанола, канифоли, смолы, глюкозы, кормовых дрожжей, бумаги, бездымного пороха. Большое значение имеют продукты этерификации целлюлозы. Так, например, из ацетилцеллюлозы получают ацетатный шёлк. Для этого триацетилцеллюлозу растворяют в смеси дихлорметана и этанола. Образовавшийся вязкий раствор продавливают через фильеры – металлические колпачки с многочисленными отверстиями. Тонкие струи раствора опускаются в шахту, через которую противотоком проходит нагретый воздух. В результате растворитель испаряется и триацетилцеллюлоза выделяется в виде длинных нитей, из которых прядением изготовляют ацетатный шёлк. Вопрос № 37 Анилин Аминами называются производные аммиака, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены углеводородными радикалами. CH 3 – NH 2 C 6 H 5 – NH 2 метиламин фениламин, анилин Группа NH 3 называется аминогруппой . Наибольшее практическое значение имеет ароматический амин анилин . Анилин более слабое основание, чем амины предельного ряда. Строение молекулы анилина Строение молекулы можно изобразить несколькими способами: C 6 H 5 – NH 2 В молекуле анилина у атома азота, как и в молекуле других аминов, имеется неподелённая электронная пара, обуславливающая характерные свойства. Получение анилина в промышленности основано на реакции восстановления нитробензола, которую в 1842 г. открыл русский учёный Н. Н. Зинин. Нитробензол восстанавливают в присутствии чугунных стружек и солёной кислоты. Вначале выделяется атомный водород, который и взаимодействует с нитробензолом. Fe + 2 HCl FeCl2 + H2 C6H5 – NO2 + 6H C6H5 – NH2 + 2H2O Физические свойства Анилин – бесцветная маслянистая жидкость, малорастворимая в воде. Хорошими растворителями для него являются спирт, эфир и бензол. Анилин затвердевает при – 6 0 С и кипит при 174 0 С. Вследствие окисления на воздухе он быстро темнеет. Важнейшие химические свойства анилина Химические свойства анилина, обусловленные наличием в молекуле аминогруппы бензольного ядра Реагирует с кислотами с образованием солей: C 6 H 5 – NH 2 + H Cl C 6 H 5 NH 3 Cl хлорид фенил аммония Образовавшиеся соли реагируют со щелочами: C 6 H 5 NH 3 Cl + NaOH C6H5NH2 + NaCl + H2O Энергично участвует в реакциях заме щения, например реагирует с бромной водой с образованием 2,4,6-трибромани лина: + 3Br2 + 3HBr Применение Основная масса анилина используется для производства красителей. При действии на анилин окислителей последовательно образуется вещества различного цвета, например так называемый чёрный анилин . Кроме того , анилин является исходным продуктом для синтеза многих лекарственных веществ, например сульфаниламидных препаратов, анилиноформальдегидных смол и некоторых взрывчатых веществ. Вопрос № 38 Аминокислоты Аминокислотами называются азотосодержащие органические вещества молекулы, которых содержат карбоксильную группу – COOH и аминогруппу – NH 2 . CH 3 – COOH С H 3 – С H 2 – COOH укс. кислота пропиновая кислота NH 2 – CH 2 – COOH NH 2 – CH 2 – CH 2 – C O OH аминоукс. кислота в -аминопропиновая кислота СР3 – СР2 – СР2 – COOH масляная кислота б -аминомасляная кислота Физические свойства Аминокислоты – бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Многие из них обладают сладким вкусом. Химические вещества I. Кислотные свойства 1. Взаимодействие со щелочами NH2 – CH2 – COOH + NaOH NH2 – CH2 – COONa + H2O 2. Взаимодействие со спиртами NH2 – CH2 – COO H + C2H5 OH NH2 – CH2 – COOC2H5 + H2O II. Основные свойства 1. Взаимодействие с кислотами NH2 – CH2 – COOH + HCl NH3Cl – CH2 – COOH Аминокислоты – амфотерные вещества. III. Аминокислоты взаимодействуют друг с другом H2N – CH2 + NH2 – CH2 H2N – CH2 – NH – CH2 + H2O – NH – пептидная группа (амидная группа) Применение Аминокислоты, преимущественно б -аминокислоты, необходимы для синтеза белков в живых организмах Нужные для этого аминокислоты человек и животные получают в виде пищи, содержащей различные белки. Последние подвергаются в пищеварительном тракте расщеплению на отдельные аминокислоты, из которых затем синтезируются белки, свойственные данному организму. Для этой цели успешно используется также искусственно выделенные или синтезированные аминокислоты. Некоторые из них применяются в медицинских целях. Многие аминокислоты служат для подкормки животных. Производные аминокислот используются для синтеза волокна, например капрона. В живых организмах аминокислоты используются для биосинтеза белков и других биологически важных веществ. Бактерии и растения синтезируют все для них необходимые аминокислоты. Но в организм ах животных и человека некоторые аминокислоты синтезироваться не могут. Их называют незаменимыми . К ним относят валин, лейцин, изолейцин, треонин, метионин, лизин, триптофан, фенилаланин. Эти аминокислоты должны поступать в организм с пищей, что учитывается при организации правильного питания. Вопрос № 39 Изомерия органических соединений 1. Изомерия цепи атомов углерода в различных органических соединениях Например, молекулярной формуле C 5 H 12 соответствует три вещества: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Пентан 2-метилбутан 2,2-диметилпропан 2. Изомерия положения двойной или тройной связи в молекуле Так, например, молекулярной формуле С4Р6 в зависимости от места расположения тройной связи соответствуют два вещества: CH 3 – CH 2 – C CH CH 3 – С С – С H 3 1 -бутин 2-бутин 3. Изомерия положения функциональной группы или отдельных атомов в молекуле Молекулярной формуле C 3 H 7 OH в зависимости от положения гидроксильной группы в молекуле соответствуют два вещества: CH 3 – CH 2 – CH 2 – OH 1-пропанол 2-пропанол CH3 – CH2 – CH2 – Cl CH3 – CHCl – CH3 1-хлорпропан 2-хлорпропан 4. Пространственная, или стереоизомерия Например, олеиновая кислота C 17 H 33 COOH существует в двух изомерных формах: цис - изомер трансизомер Характерным примером регулярного строения является дивиниловый каучук , а примером нерегулярного строения – бутадиеновый каучук , которые существенно отличаются по своим свойствам 5. Изомерия, характерна для органических соединений, в молекулах которых имеется бензольное ко л ьцо. Вопрос № 40 Белки Белки – это азотосодержащие высокомолекулярные органические вещества со сложным составом и строением молекул. Белки входят в состав клеток и тканей всех живых организмов. В молекулы белов входит 18 остатков различных аминокислот, соединённых пептидными связями, поэтому белки называют полипептидами . Структура белка Первичная структура белка – это последовательность аминокислотных звеньев в линейной полипептидной цепи. (Полипептидную теорию строения белков предложил немецкий химик Э. Фишер в начале XX века). Вторичная структура – это пространственная конфигурация белковой молекулы, напоминающая спираль , которая образуется в результате скр учивания полипептидной цепи за счёт водородных связей между группами: CO и NH . Третичная структура – это пространственная конфигурация , которую принимает закрученная в спираль полипептидная цепь. Четвертичная структура – это полимерные образования из нескольких макромолекул белка. 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 1. Денатурация – разрушение вторичной, третичной структуры белка. 2. Цветные реакции a. Белок + HNO3 жёлтая окраска белка b. Раствор белка + NaOH + CuSO 4 красно-фиолетовая окраска c. Раствор белка + ( CH 3 COO )2 Pb + NaOH чёрный осадок 3. Гидролиз При гидролизе белков образуются аминокислоты. Функции белков в организме Пластическая Строительный мате риал клетки Например, коллаген, мембран ные белки Транспортная Переносят различные вещества Например, гемоглобин (перенос O 2 и CO 2 ) Защитная Обезвреживают чу жеродные вещества Например, глобулин сыворотки крови Энергетическая Снабжают организм энергией При расщеплении 1 г белка ос вобождается 17,6 кДж энергии Каталитическая Ускоряет протекание химических реакций в организме Все ферменты по своей химиче ской природе являются белками. Например, рибонуклеза Сократительная Выполняет все виды движений, к которым способны клетки и организмы Например, миозин (белок мышц) Регуляторная Регулируют обмен ные процессы Гормоны, например, инсулин (обмен глюкозы) Существуют белки, выполняющие специфические функции, например рецепторные, – обеспечивают передачу импульсов между нервными клетками и другие. Белки – необходимая составная часть пищи человека, отсутствие или недостаток их в пище может вызвать серьёзные заболевания. Вопрос № 41 ( Вопросы № 42 – 47) Общая характеристика высоко молекулярных веществ (ВМВ, полимеры) ВМВ или полимерами называются вещества, имеющие большую молекулярную массу, состоящую из множества повторяющихся структурных звеньев. Существуют природные полимеры (крахмал, белки, целлюлоза, каучук) и синтетические полимеры (полиэтилен, фенопласты) . Низко молекулярные вещества, из которых синтезируют полимеры, называются мономерами. CH2= CH2 мономер полиэтилена э тилен (- CH2-CH2- )n – макр о м олекула полимера - CH 2 - CH 2 - – структурное звено – многократно повторяющаяся группа атомов n – Степень полимеризации Молекулярная масса полимера не постоянна и зависит от числа n . Макромолекулы полимеров могут иметь различную пространственную структуру: 1. Линейную (полиэтилен, полипропилен); 2. Разветвлённую (крахмал); 3. Пространственную (резина). Физические свойства Полимеры имеют высокую механическую прочность. Химически стойкие (с кислотами и щелочами не реагируют). Не имеют определённой t плавления , не растворяются в воде и в большинстве органических растворителей. Синтез полимеров Полимеры синтезируют двумя спосо б ами : 1. Реакцией полимеризации; 2. Реакцией поликонденсации. Реакцией полимеризации называется процесс соединения молекул мономера в более крупные молекулы. этилен Реакцией поликонденсации называется процесс получения высоко молекулярных веществ, идущих с выделением побочного низкомолекулярного продукта. Вопрос № 42 Пластмассы Пластмассами называется вещества, полученные на основе полимеров , способные при нагревании размягчаться, принимать заданную форму и сохранять её после охлаждения. В состав пластмасс кроме полимера (связующего вещества) могут входить наполнители, стабилизаторы, пластификаторы, красители, антистарители. Пластмассы делятся на термопластичные и термореактивные. К термопластичным пластмассам относятся полимеры линейной структуры способные при нагревании многократно размягчаться, изменять свою форму и сохранять её после охлаждения. К ним относятся полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид (ПВХ), полистирол. Свойство тел изменять форму в нагретом состоянии и сохранять её после охлаждения называют термопластичность ю . К термореактивным пластмассам относятся полимеры, которые при нагревании становятся пластичными, размягчаются, сохраняют заданную форму при охлаждении и утрачивают пластичность, так как образуется пространственная структура полимера. Они не подвергаются вторичной переработке. К ним относят фенопласты. ( С .29) С.30 – 31 При повышенной температуре и давлении между разветвленными молекулами полимера происходит химическое взаимодействие и образуется полимер с пространственной структурой. Такой материал теряет термопластичность и становится более прочным. Полимеры, которые при повышенной температуре не размягчаются и не плавятся в отличие от термопластичных полимеров, называются термореактивными. Применение. Из фенолформальдегидного полимера (смо лы), добавляя различные наполнители (древесная мука, хлопчатобумажная ткань, стеклянное волокно, различные красители и т.д.), получают фенолформальдегидные пласт массы, которые сокращенно называют фенопластами (табл. 3). ... в недалеком будущем значительно возрастет выпуск красивых пластмассовых лег ковых автомобилей, моторных лодок , новых легких образцов мебели, прочной обуви, новых красивых тканей, не боящихся дождя. Таблица 3. Важнейшие фенопласты* Характ е ри стика фено пластов Виды фенопластов Текстолит Волокнит Гетинакс Стеклопласт Карболит Исход ные ве щ е ства и м атериалы. Хлопчатоб у мажная ткань, пропитанная фенолформальдегидной смолой и спрессованная при повышенной тем пературе Очески хлопка, отходы тканей, пропитанные ф е нолформальдегидной смолой Бумага, пропитанная фенолформальдегидной смо лой и спре ссо ванная Стеклянна ткань и сте к лянное волокно, пропитанные фенолформальдегидной смолой и спрессованные Древесная мука, пропитанная фенолформальдегидной смолой и спрессованная Свойства Устойчив к на г рузкам. Легко поддается механической обработке Износоустойчив Хороший электро из олятор Механически и коррози о нноустойчивый материал Хороший электроизолятор. Устойчив против коррозии Применение Изготовляют шарикоподшипники и шестерни для машин, пре д усмотренных для больших нагрузок. В качестве мазки деталей можно использовать в оду Изготовляют тормозные накладки для автомашин и мотоциклов, ступеньки для эскалаторов и т. д. Широко применяют в радио- и электротехнике в качестве хорошего э лектроизоляционно г о материала Изготовляют детали больших размеров (автоцистерны, кузовы автомобилей и т. д.) Изготовляют телефонные аппараты, электрические контактные платы * Для производства текстолита, волокнита и других пластмасс применяются и другие полимеры. Таблица 4. Общий обзор важнейших полимеров Название Исходные вещества (мономеры) Формула полимера Способ получения Применение Полиэтилен СН 2 =СН2 этилен (— СН 2 — СН 2 — ) n Поли м ер и зация Для производства деталей различных аппаратов, водопроводных, дренажных и других труб, различных пленок (в том числе для парников), предметов бытового назначения Полипропилен СН2=СН СН3 пропилен (— СН 2 — СН— ) n CH3 » По сравнению с полиэтиленом обладает большей прочностью. Используется для производства деталей различных аппаратов, пленок, канатов, труб, высокопрочных изоляцио н ных материалов Поливинилхлорид СН2=СН Cl винилхлорид (— C Н 2 — CH — ) n C l » Для производства искусственной кожи, плащей, клеенки, труб, изоляционного материала для электрических проводов Полистирол » Для изготовления электроизоляционных материалов, кислотоупорных труб, разных бытовых изделий, а т акже пенопластов (легкие пористые материалы) Полим е тилм е такрилат » Для производства прозрачных пласт масс, в том числе органического стек ла, превосходящего в десятки раз проч ность обычного, си ликатного. Органи ческое стекло приме няют в самолетах и в различных аппара тах и приборах (в виде предохранитель ного стекла) Фенолформальдегидна я смола Поликонденсация О применении фенолформальдегидной смолы см. таблицу 3 В таблице 4 дается только общий обзор о важнейших полимерах, применяемых для изготовления различных пластических материалов . Вопрос № 50 Синтетический каучук Синтетический каучук получен впервые в нашей стране в 1932 году из бутадиена по способу Лебедева. бутадиеновый каучук Бутадиеновый каучук не обладает стереорегулярным строением (трансизомер) и по эластичности уступает природному каучуку. трансизомер цис-изомер Дивиниловый каучук по эластичности превосходит природный каучук. Из изопрена получен синтетический изопреновый каучук, который по свойствам сходен с природным каучуком. Вопрос № 51 Металлы и сплавы В радиоэлектронных технологиях применяются различные металлы (чёрные и цветные) и сплавы. Металлы первой группы главной подгруппы называются щелочными – это s -элементы. На внешнем энергетическом уровне они содержат по одному электрону, легко отдают его в химических реакциях, проявляют степень окисления +1. Щелочные металлы используются в радиоэлектронике в производстве электронных ламп в фотоэлементах. К металлам второй группы главной подгруппы относятся Be и щелочные металлы ( Mg – Ra )( s - элементы). На вешнем уровне они имеют по два электрона, являются хорошими восстановителями, в соединениях проявляют степень окисления +2. В радиоэлектронике наиболее часто используют Ca и Mg . Mg включают как добавку, улучшающую коррозионную стойкость других цветных металлов. Ca с Pb образуют сплав, используемый для производства пластин и оболочек электрических кабелей. Из элементов третьей группы наиболее используются в радиоэлектронике Al . На внешнем энергетическом уровне имеет тир электрона, проявляет степень окисления +3, является сильным восстановителем. Al обладает высокой электропроводностью, теплопроводностью, пластичностью. На воздухе легко окисляется , образуя прочную оксидную плёнку, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Al легко напыляется. Используется в виде алюминиевой фольги, проводов, в виде сплавов. Большое применение в радиоэлектронике нашли Cu , Ag , Au – они относятся к d -элементам, содержат на внешнем уровне по одному электрону, могут проявлять разные степени окисления. Cu применяется для изготовления проводов, шнуров, кабелей, обмоток трансформаторов, токоведущих деталей, а также в виде сплавов: латуни и бронзы. Ag применяется для контактов в радиоэлектронной аппаратуре. В производстве конденсаторов. Au используется как контактный материал, в качестве электродов , фоторезисторов, плёночных микросхемах. Вопрос № 52 Физические свойства металлов 1. Электропроводность (Ag, Cu, Al) ; 2. Теплопроводность (Ag, Cu, Al) ; 3. Металлический блеск (Ag) ; 4. Пластичность (Au) ; 5. Температура плавления ( W – 3400 C , Hg – -39 C ) ; 6. Плотность (Os) . Способы борьбы с коррозией 1. Изоляция поверхности металла различными способами: a) Катодное покрытие – покрытие менее активными металлами; b) Анодное покрытие – покрытие более активными металлами; c) Покрытие лаками, красками, эмалями ; 2. Изменение состава среды (использование ингибиторов); 3. Электрохимическая защита металлов; 4. Создание композиционных материалов (сплавов); 5. Использование химически стойких заменителей металлов (полимеры, керамика, стекло). Вопрос № 53 Измерение разности потенциалов металлов Способность металлов к взаимному вытеснению из водных растворов солей определяется их положением в электрохимическом ряду напряжений. Левее расположенный металл вытесняет из раствора соли катионы (положительно заряженные ионы) любого правее расположенного металла. Чем активнее металл, тем менее его катионы переходят в воду. При достижении определённого значения отрицательного заряда растворение металла прекратится, а перешедшие в раствор катионы металла будут концентрироваться около его поверхности. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которую называют электродным потенциалом . Эта величина является характерной для данного металла и определяет его химические свойства в водных растворах. Абсолютную величину возникающих потенциалов определить нельзя, поэтому значение электродных потенциалов определяют по отношению к принятому за стандарт электроду сравнения – нормальному водородному электроду . Его электродный потенциал условно равен нулю. Если пластинку любого металла, погруженного в раствор соли, соединить с водородным электродом, то получиться гальванический элемент, ЭДС которого легко измерить. Это ЭДС называется стандартным электродным потенциалом данного металла. Располагая металлы в порядке возрастания, величины стандартных электрических потенциалов получают ряд напряжений металлов . Вопрос № 54 Особенности взаимодействия металлов с окислительными и неокислительными кислотами Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют водород из растворов кислот, кроме HNO 3 . Из HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 водород металлами не вытесняется. Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 ( неокислительная кислота) Mg 0 – 2e Mg +2 3 N +5 + 3e N +2 2 Cu 0 – 2 e Cu +2 1 S +6 + 2 e S +4 1 Вопрос № 55 Коррозия – это химическое и электрохимическое разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. Способы борьбы с коррозией Существует несколько направлений борьбы с коррозией металлов: 1. Изоляция поверхности металлов различными способами: a) Катодное покрытие – покрытие менее активными металлами; b) Анодное покрытие – покрытие более активными металлами; c) Покрытие лаками, красками, эмалями. 2. Изменение состава среды (использование ингибиторов); 3. Электрохимическая защита металлов; 4. Создание композиционных материалов; 5. Использование химически стойких заменителей металлов (полимеры, керамика, стекло). Вопрос № 56 Алюминий Из элементов третьей группы наиболее используются в радиоэлектронике Al . На внешнем энергетическом уровне имеет тир электрона, проявляет степень окисления +3, является сильным восстановителем. Al обладает высокой электропроводностью, теплопроводностью, пластичностью. На воздухе легко окисляется, образуя прочную оксидную плёнку, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Al легко напыляется. Используется в виде алюминиевой фольги, проводов, в виде сплавов. Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины , содержащие медь и магний , и силумины – сплавы алюминия с кремнием . Основные преимущества этих сплавов – лёгкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используются в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве . В виде чистого металла алюминий идёт на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры . Алюминий используют также для алитирован и я , то есть насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии. Вопрос № 57 Медь и благородные металлы Большое применение в радиоэлектронике нашли Cu , Ag , Au – они относятся к d -элементам, содержат на внешнем уровне по одному электрону, могут проявлять разные степени окисления. Cu применяется для изготовления проводов, шнуров, кабелей, обмоток трансформаторов, токоведущих деталей, а также в виде сплавов: латуни и бронзы. Ag применяется для контактов в радиоэлектронной аппаратуре. В производстве конденсаторов. Au используется как контактный материал, в качестве электродов, фоторезисторов, плёночных микросхемах. Вопрос № 58 Металлы побочных подгрупп Большое применение в радиоэлектронике нашли Cu , Ag , Au – они относятся к d -элементам, содержат на внешнем уровне по одному электрону, могут проявлять разные степени окисления. Cu применяется для изготовления проводов, шнуров, кабелей, обмоток трансформаторов, токоведущих деталей, а также в виде сплавов: латуни и бронзы. Ag применяется для контактов в радиоэлектронной аппаратуре. В производстве конденсаторов. Au используется как контактный материал, в качестве электродов, фоторезисторов, плёночных микросхемах. В радиоэлектронике широко используется тугоплавкие металлы: Cr , Mo , W . Вольфрам ( W ) – тяжёлый, твёрдый металл. Используется для изготовления нитей ламп накаливания, для изготовления электродов , пружин и крючков в электронных лампах, рентгеновских трубах и так далее. Молибден ( Mo ) используется в электровакуумной технике , идёт на изготовление электрических контактов. Хром ( Cr ) – твёрдый металл, химически мало активен. Используется: для защитных покрытий других металлов, как добавка к стали (нержавеющие). Из плёнки хрома изготавливают резисторы, микросхемы. Вопрос № 59 Полупроводники Основу современной электротехники составляют неорганические кристаллические полупроводники – германий ( Ge ), кремний ( Si ). На основе германия выпускаются выпрямительные диоды, транзисторы, фототранзисторы, фотодиоды, оптические линзы. Из кремния изготавливают транзисторы и интегральные микросхемы , отличающиеся очень малыми размерами и сложной конфигурацией. Из кремния изготавливают диоды, фотодиоды, тиристоры , стабилитроны. Кремниевые фотоэлементы служат для преобразования солнечной энергии в электрическую (солнечные батареи). Вопрос № 60 Использование неорганических материалов в качестве проводников и диэлек триков В радиоэлектронике используются сложные неорганические вещества, как в качестве проводников, так и диэлектриков. Кислоты и щёлочи используются как электролиты в кислотных и щелочных аккумуляторах ( KOH , H 2 SO 4) , в сухих элементах питания. При монтажной пайке для устранения оксидных плёнок на поверхности материалов применяют кислотные флюсы ( HCl , FeCl 3 ). Из неорганических диэлектрических материалов в радиоэлектронике наиболее применимы оксидные стёкла, керамика, пластины слюды.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Финансовое положение: хожу в магазин со своим пакетом.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Экзаменационные вопросы по химии", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru