Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Способи добування.

1.

Періодичний закон

Періодична система хімічних елементів була створена Д.І. Менделєєвим у 1869 році, також був відкритий періодичний закон.

Періодичний закон – властивості простих речовин, а також властивості і форми сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних вісов

елементів (Mr).

Будова періодичної системи

Складовими періодичної системи є періоди і групи. Періодична система скаладається з 7 періодів і 8 груп

Період – це горизонтальний ряд хім. елементів, які розташовані в порядку збільшення молекулярної маси.

Група– вертикальний ряд хім. елементів, які розташовані за спільними властивостями.

Група буває головна та побічна. Кожна група починається з елементу головної підгрупи і всі елементи, які розташовані під 1 елементом групи є елемент головної підгрупи, а ті елементи, які розташовані праворуч – побічної підгрупи.

 

2.

Номер групи та періоду

Номер групи у елементах головної підгрупи вказує на кількість електронів на останньому енергет. рівні, а у елементах побічної групи кількість електронів на останньому енергет. рівні завжди 2.

Номер періодув будові атома вказує на кількість енергет. рівнів. В будові атома порядковий номер(протонне число) вказує на кількість протонів.

3. Класи неорганічних сполук. Солі та Основи

Основні класи неорганічних сполук: кислоти, солі, оксиди, основи, луги.

Сіль – сполука, до складу якої входять катіони металічного елемента й аніони кислотного залишку.

Основами називають складні речовини, до складу яких входять атоми металів, сполучених з однією чи кількома гідроксильними групами OH.

 

4.

Класи неорганічних сполук. Оксиди та Кислоти

Основні класи неорганічних сполук: кислоти, солі, оксиди, основи, луги.

Кислоти – це складні речовини, які складаються з одного або декількох атомів гідрогену та кислотного залишку.

Загальна формула кислоти , де А – кислотний залишок.

Хімічні властивості кислот

1. Змінюють колір на індикатор

Кислота + лакмус (рожевий) = червоний

Кислота + фенолфталеїн (фіолетовий) = безбарвний

Кислота + метилоранж (помаранчевий) = рожевий

2. Кислоти дисоціюють

 

3. Кислоти при нагрыванні розкладаються

 

4. Кислоти взаємодіють з основами

 

5. Кислоти взаємодіють з оксидами

 

6. Кислоти взаємодіють з металами, яка метал в ряду металів до водню

 

7. Кислоти взаємодіють з солями

8.

Оксиди–складні речовини, які складаються з двох елементів, один з яких Оксиген.

Хімічні властивості оксидів

 

Кислотні Основні
1.Взаємодіють з водою
   
2.Взаємодіють з кислотами
   
3.Взаємодіють з основами
   
4.Менш кислотні…
   
5.Взаємодіють між собою
 

5.

Заг. характеристики неметалічних елементів.

У періодичній системі неметалів невелика кількість і всі вони знаходяться у головній підгрупі 4-6 групи, крім Водню у 1 групі і Брому у 3 групі. Кількість електронів ц неметалічних елементів на останньому енергетичному рівні завжди дорівнюється номеру групи.

Неметали утворені простими одноатомними речовинами це C, P, S та прості двоатомні речовини O2, H2 , Cl2 , Br , N2 , F2 .

Алотропія– це здібність атомів утворити декілька простих речовин: Карбон утворює вугілля, алмаз, графіт, карбін.

На сьогоднішній день існують ще декілька алотропічних станів Карбону – це полукмулени та орулурени.

Всі алотропні речовини відрізняються по структурі. Із вугілля можна отримати алмаз, але це економічно-, і практично-невігідно, для цього потрібен дуже великий тиск та велика температура.

Фосфор утворює такі алотропні речовини як Кисень, Озон.

Сульфур утворює такі алотропні речовини як ромбічна, пластична, пароподібна Сірка.


 

 

6.

Хімічні властивості неметалів

 

1. Взаємодія з металами (окиснювати метали)

 

 

2. Взаємодія з неметалами (окиснюють інші неметали)

 

 

3. Взаємодія з складними речовинами (окиснюють складні речовини)

 

 

4. Здатні витісняти менш активні елементи із солей

 

 

5. Здатні вступати в реакції самоокислення, самовідновлення з лугами.

7.

Сполуки неметалів з оскигеном і гідрогеном.

Сполуки неметалічних елементів із Гідрогеном

Склад і назви сполук. Сполуки з Гідрогеном відомі для більшості неметалічних елементів; їх не утворюють лише інертні елементи.

Скласти формулу сполуки неметалічного елемента з Гідрогеном досить легко. Щоб з'ясувати значення валентності елемента в такій сполуці, потрібно від числа 8 відняти номер групи періодичної системи, в якій міститься елемент1.

У таблиці 2 наведено формули найважливіших сполук неметалічних елементів із Гідрогеном.

 

Загальна формула сполук елементів із Гідрогеном має два варіанти написання — НпЕ і ЕНп. Послідовність запису елементів у формулах цих сполук зумовлена традицією: символи елементів VI і VII груп розміщують після символу Гідрогену, а символи елементів інших груп — перед ним. Загальні формули сполук неметалічних елементів кожної групи з Гідрогеном указують у деяких варіантах періодичної системи в окремому рядку (див. форзац І).

Для сполук неметалічних елементів із Гідрогеном частіше використовують тривіальні назви (амоніак, метан, вода, хлороводень, сірководень та ін.), іноді — хімічні (гідроген хлорид, гідроген сульфід тощо).

Будова. Сполуки неметалічних елементів із Гідрогеном складаються з молекул (мал. 17). Атоми в них сполучені ковалентними зв'язками. Якщо електронегативності елемента і Гідрогену однакові, то ці зв'язки неполярні (наприклад, у молекулі РН3), а якщо різні — зв'язки полярні.

Якщо позитивні й негативні заряди, що виникли на атомах унаслідок зміщення спільних електронних пар, рівномірно розподілені в молекулі, то вона є неполярною (наприклад, молекула СН4). В іншому разі в одній частині молекули зосереджується невеликий негативний заряд, а в протилежній — позитивний заряд. Така молекула полярна; вона має два електричні полюси і називається диполем.

Хімічні властивості оксидів

Кислотні Основні
1.Взаємодіють з водою
   
2.Взаємодіють з кислотами
   
3.Взаємодіють з основами
   
4.Менш кислотні ….  
5.Взаємодіють між собою

8.

Формула, будова як дисоціює сульфатна кислота. Х. та Ф. властивості

Сульфатна кислота H2S04 (безводна, 100%-ва) — важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчину (w(H2S04) = 98%) за звичайних умов 1,84 г/см3. Вона нелетка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супроводжується виділенням великої кількості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти.

Сульфатна кислота — їдка рідина, тому треба остерігатись, щоб вона не потрапила на шкіру й одяг. А якщо це сталося, треба швидко змити її великою кількістю води, після чого нейтралізувати розчином соди і знову змити водою. Пам'ятайте таке правило:Не можна воду доливати до концентрованої сульфатної кислоти! Для розбавляння кислоту треба доливати до води невеликими порціями.

Хімічні властивості сульфатної кислоти багато в чому залежать від її концентрації. В лабораторіях та промисловості використовують розбавлену і концентровану сульфатну кислоту, хоча такий поділ дещо умовний.

Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні властивості, характерні для кислот.

 

1. Дисоціація кислоти. Сульфатна кислота двохосновна, належить до сильних кислот. У водних розчинах вона дисоціює на йони за двома ступенями (за першим — практично повністю):

I ступінь Н2S04 ⇔ Н++ НSО-4 — гідросульфат-іон

II ступінь НS0-4 ⇔ Н+ + S02-4 — сульфат-іон

Ось чому в процесі нейтралізації розчинів сульфатної кислоти Н2S04 утворюються два ряди солей: середні солі — сульфати і кислі солі — гідросульфати.

2. Взаємодія з основами. Якщо у пробірку з розбавленою сульфатною кислотою добавити дві-три краплі фіолетового лакмусу, розчин набуває червоного забарвлення (кисле середовище). Потім у цю пробірку доливатимемо краплями розчин гідроксиду натрію доти, доки вміст пробірки набуде фіолетового забарвлення (нейтральне середовище):

2NaОН + Н2S04 = Nа24 + 2Н20(сульфат натрію)

Якщо ж розчину лугу Na0Н не вистачає для нейтралізації усієї кислоти, то сіль, що утворюється, буде кислою:

Na0H + Н2S04 = NаНS04 + Н20 (гідросульфат натрію)

Отже, гідросульфати утворюються тоді, коли кислота береться у надлишку.

Більшість сульфатів добре розчиняються у воді. Малорозчинним є сульфат кальцію CaS04, ще менше розчиняється сульфат плюмбуму PbS04 і практично нерозчинній є сульфат барію BaS04 (див. таблицю розчинності).

3. Взаємодія з оксидами металів. Сульфатна кислота реагує з основними та амфотерними оксидами, утворюючі солі, наприклад:

MgO + H2S04 = MgS04 + Н20

ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20

4. Взаємодія з солями. Сульфатна кислота сильна і нелетка, одна з найстійкіших із відомих мінеральних кислот. Вона може вступати в реакцію обміну з солями, утвореними слабкішими або леткими кислотами і навіть сильними кислотами, якщо вони менш стійкі:

Na2C03 + H2S04 = Na2S04 + С02↑ + H20

2KN03 + H2S04 = K2S04 + 2HN03

2KCl04 + H2S04 = K2S04 + 2HCl04

BaCl2 + H2S04 = BaS04↓+ 2НСl↑

Останнє рівняння відображує якісну реакцію на кислоту та її солі, бо утворюється нерозчинний у воді сульфат барію BaS04.

5. Сульфатна кислота може взаємодіяти із своїми солями — сульфатами. При цьому середні солі — сульфати перетворюються на кислі солі гідросульфати:

Na2SO4 + H2S04 = 2NaHS04

Якісним реактивом на Na2SO4 та сульфати є солі Ba(Барію). В результаті реакції виділяється білий осад.

9.

Формула, будова як дисоціює нітратна кислота. Х. та Ф. властивості

– нітратна кислота – азотна кислота

Це безбарвна чи жовтуватого кольору рідина з неприємним запахом. t кип – 86 , одна з сильних кислот.

Хімічні властивості нітратної кислоти

1. Змінює колір індикатору

+ лакмус (фіолетовий) = червоний(рожевий)

+ метил оранжевий ( помаранчевий) = червоний

+ фенолфталеїн (безбарвний) = безбарвний

2. Нітрати при нагріванні частково складаються

3. реагує з металами. В результаті реакції утворюється сіль, вода і третій продукт. Третій продукт залежить від концентрації кислоти.

Якісною реакцією на є Cu в результаті реакції виділяється бурий газ.

4. реагує з основними оксидами

 

5. реагує з основами з утворенням солі і води

 

6. реагує з солями з утворенням нової кислоти і нової солі

 

7. реагує з органічними речовинами – реакція нітрування

 

8. реагує з неметалами

 

Якісною реакцією на нітрати є реакція концентрованої сульфатної кислоти з міддю

Дисоціація нітратної кислоти


10.

Формула, будова як дисоціює фосфатна кислота. Х. та Ф. властивості

Фосфатна кислота – біла кристалічна речовина. З водою мішається в будь-яких співвідношеннях. На відміну від азотної кислоти не є окислювачем і не розпадається при нагріванні. До складу входять три атоми Гідрогену, чотири атоми Оксигену й одного Фосфору

Хімічні властивості фосфатної кислоти

1. Реакція дисоціації

 

2. Взаємодія з солями

 

3. При нагріванні утворюється дифосфатна кислота

 

4. Взаємодія з лугами

 

Якісним реактивом на є нітрат срібла , в результаті реакції випадає жовтий осад.

11.

Формула, будова як дисоціює карбонатна кислота.

Карбонатна кислота має молекулярну формулу H2CO3. Належить до слабких кислот, існує лише в розчині. Нестійка сполука. При нагріванні розчину карбонатна кислота розкладається на вуглекислий газ і воду.

Як двохосновна кислота, карбонатна кислота дисоціює ступінчасто. Утворює дві групи солей: кислі та середні. Кислі солі мають назву гідрогенкарбонати.
Наприклад, NaHCO3 натрій гідроген карбонат. Середні солі називаються карбонати. Наприклад, Na2CO3, натрій карбонат.

Карбонати і гідрогенкарбонати можуть взаємно перетворюватися одне в одне. Так, якщо в розчин кальцій карбонату пропускати вуглекислий газ, то кальцій карбонат перетворюється на кальцій гідрогенкарбонат.

CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2

І навпаки, під час кип’ятіння розчину кальцій гідрогенкарбонату він розкладається на кальцій карбонат, вуглекислий газ і воду.

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O

Якісною реакцією на карбонат-йон є взаємодія карбонатів (або гідроген карбонатів) з сильною кислотою.

При цьому відбувається бурхливе виділення вуглекислого газу і здається, що розчин начебто закипає.

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O.

Найбільше практичне значення мають такі солі карбонатної кислоти: Натрій карбонат Na2CO3 має технічну назву сода, кальцинована сода. Використовується у виробництві скла, мила, мийних засобів. У великих кількостях його потребує текстильна, целюлозно-паперова, нафтова на інші галузі промисловості.


 

 

12.

Характеристика металічних елементів.

Всі елементи поділяються на

· Прості ( метали і неметали)

· Складні ( солі, оксиди, основи)

Метали у сполуках проявляють тільки позитивну ступінь окиснення. Наприклад:

Нижчий ступінь окиснення для металів дорівнює номеру групи, виняток

Метали бувають чорні та кольорові, коштовні, тугоплавкі та легкоплавкі, рідкі та тверді, м’які.

Al – найбільш розповсюджений метал. Атомів металу у кристалічній градці дуже багато і вони розташовані щільно, тому метали мають характерний металевий блиск. Всі метали проводять електричний струм. Деякі метали дуже добре намагнічуються

Вироби з металів, під дією повітря, дощу, ґрунтової вологи та інших атмосферних умов можуть руйнуватися, таке руйнування називається корозія.

Корозія – руйнування металів і сплавів внаслідок хім. взаємодії навколишнім середовищем.

Корозія буває в грунті, атмосферна та при нерівномірній аерації. Атмосферна корозія перебігає у вологому повітрі при н. т . Поверхня металу покривається водяною плівкою, яка у своєму складі має різні гази – кисень.

Швидкість корозії залежить від умов. Вона різко зростає при наявності на поверхні мікрощилин, зазорів та інших міст, які полегшують конденсацію вологи.

 

13.

Хімічні властивості металів

Хім. властивості металів зумовлені здатність їх атомів легко віддавати електрони з зовнішнього енергетичного рівня, перетворюючись на позитивно – заряджені іони.

1. Маючи властивості відновників, метали реагують з різними окисниками, насамперед з неметалами. З киснем метали реагують за н.у. або при нагріванні з утворенням оксидів

 

 

2. Активно відбуваються реакції з галогенами( згоряння міді в хлорі)

 

 

3. Реакції з сіркою

 

 

4. Активні метали, що знаходяться в ряду активності металів до Mg, реагують з водою з утворенням лугів та водню

 

5. Метали сер. Активності від Al до реагують з водою в більш жорстких умовах і утворюють при цьому оксиди й водень

 

 

6. Метали реагують з кислотами

 

 

7. Метали реагують з солями


 

15.

Які метали відносяться до лужних та лужноземельних

До лужних елементів відносяться І група головна підгрупа

До лужно-земельних відносяться ІІ група головна підгрупа

 

Хімічні властивості лужних і лужно-земельних металів

1. Лужні і лужно-земельні метали реагують з неметалами

 

 

2. Лужні і лужно-земельні метали реагують з водою, крім Mg, Be

 

 

3. Реагує з кислотами

 

 

Са – представник лужно-земельних металів

 


 

16.

Будова Алюмінію. Що таке алюмотерапія, амфотерність

Алюміній– метал, з порядковим номером 13, з молекулярною масою – 27, ІІІ група головна підгрупа, 3 період, 3 енергетичних рівня.

Алюміній проявляє такі ступені окиснення: 0, +3

Фізичні властивості

Колір – сріблясто-білий. Висока стійкість до корозії на поверхні міцних оксидних плівок, які захищають алюміній від подальшої взаємодії з іншими речовинами.

t кип = 660

p = 2,7 г/

Хімічні властивості

1. Реагує з неметалами

 

2. Реагує з водою за н.у., якщо з нього взяти оксидну плівку

 

3. Реагує з кислотами

 

4. Реагує з солями, якщо до складу входить менш активний метал, ніж алюміній

 

5. Алюміній є сильним відновником і відновлює мктаои з їх оксидів

 

6. Алюміній реагує з лугами

Алюмотерапія – засіб відновлення оксидів металів з лугами.

Амфотерність - здатність хімічної сполуки виявляти кислотні або основні властивості залежно від природи другого компонента, який бере участь у кислотно-основній взаємодії.

 

17.

Будова Феруму. Властвості.

Ферум – метал, з порядковим номером 26, з молекулярною масою – 56, 8 група головна підгрупа, 4 період, 4 енергетичних рівня.

Ферум проявляє такі ступені окиснення: 0,+2, +3,+6

Фізичні властивості

Агрегатний стан – твердий

Блиск – є

Твердість – твердий, тугоплавкий

Дія магнітом – має магнітні властивості

Колір – сірий

Запах – немає

t пл = 1539 t кип = 3200 р=7874

Хімічні властивості

1. Взаємодія з неметалами

Взаємодія заліза з сіркою, утворюється продукт взаємодії заліза із сіркою – ферум(ІІІ) сульфід

 

Взаємодія з хлором

Взаємодія з киснем

Обидва оксида можуть утворитися в результаті горіння заліза. Тому бура маса, що утворилася в результаті горіння, виражається формулою

 

2. Залізо реагує з водою

 

3. Залізо реагує з кислотами. При цьому виділяється водень

 

4. Залізо реагує з солями, якщо до складу солі входить менш активний метал, ніж Fe

 

18.

Хімічні властивості Ферум (ІІ) оксиду та Ферум (ІІІ) оксиду

– чорний порошок – червоно-коричневий порошок
1. Реагують з кислотними оксидами
   
2. Реагують з кислотами
   
3. Реагують з відновниками
   
   
   
  Часткове відновлення
 
4. Реагує з неметалами, підвищується ступінь окиснення 4.Реагує з лугами при сплавленні
   

Добування

1. При окисненні заліза
   
2. При розкладі відповідних гідроксидів
   
3. При розкладі деяких солей
   
4. При частковому відновленні 4.При частковому окиснені
   

 

 

19.

Хімічні властивості Ферум (ІІ) гідроксиду та Ферум (ІІІ) гідроксиду

2 – желеподібний зелений осад 3 – желеподібний бурий осад (іржа)
1. Реагують з кислотними оксидами
   
2. Реагують з кислотами
   
3. При нагріванні розкладаються
   
4. Окислюється О2 (повітря)  
 

20.

Основні положення теорії хім. будови О.М. Бутлєрова

1. Атоми у молекулах сполучні один з одним у певній послідовності відповідно до їх валентності.

2. Властивості речовин залежать не лише від того які атоми і в якій кількості входять до складу молекул, а й від того в якому порядку вони сполучені між собою, тобто від хім. будови молекули.

3. Атоми або групи атомів утворюють молекулу взаємновпливають один на одного, що й зумовлює реакційну здатність молекул.

4. Знаючи властивості органічних речовин, можна встановити їх будову.

Таким чином теорія хім. будови органічних сполук – це вчення про взаємний зв'язок і взаємний влив і розміщення атомів у молекулах органічних сполук.

 

21.

Ізомерія.залежністьвластивостей речовини від складу й хімічної будови молекул. Скласти ізомери Бутану та пентану.

Ізомері́я — існування сполук, однакових за хімічним складом, але різних за будовою і властивостями. Такі сполуки називають ізомерами. Є структурна (конституційна), просторова (конформаційна) та оптична (конфігураційна) ізомерія.

Ізомерія — одна з причин різноманітності та численності органічних сполук.

Залежно від характеру відмінностей у будові ізомерів розрізняють структурну ізомерію та стереоізомерію.

 

22.

Класифікація та номенклатура неорганічних сполук

В основу класифікації органічних сполук покладено хімічну будову молекул. Найважливішим структурним елементом органічних молекул є карбонові ланцюги, тобто послідовність сполучених атомів Карбону.

Залежно від будови карбонового ланцюга розрізняють ациклічні і циклічні органічні сполуки.

Ациклічні сполуки. Ці сполуки називають також аліфатичними, або сполуками жирного ряду, їх молекули містять незамкнені (відкриті) ланцюги з атомів Карбону. Ланцюги можуть бути прямими і розгалуженими.

Якщо всі зв'язки між атомами Карбону в ациклічних сполуках одинарні, то такі сполуки називаються насиченими. До них належать, наприклад, етан СН3–СН3 і етиловий спирт СН3–СН2ОН.

Ациклічні сполуки, в молекулах яких атоми Карбону сполучені подвійними і потрійними зв'язками, є ненасиченими. Приклад ациклічної ненасиченої сполуки – етилен СН2=СН2.

Циклічні сполуки. У цих сполуках ланцюги з атомів Карбону та інших елементів замкнені в кільця (цикли).

Якщо цикли містять тільки атоми Карбону, то відпо­відні сполуки називаються карбоциклічними. Деякі карбоциклічні сполуки містять одинарні, подвійні або потрійні зв'язки Карбон – Карбон. Вони називаються аліциклічними:

Особливу групу карбоциклічних речовин складають ароматичні сполуки, до складу їх молекул входять так звані бензольні кільця. Найпростішою ароматичною сполукою є бензол:

Друга формула – умовно прийняте спрощення зображення бензольного кільця. Така структура має особливі властивості, які розглядатимуться при вивченні бензолу та інших ароматичних сполук.

Подальша класифікація зазначених вище типів орга­нічних сполук може бути проведена на основі складу їхніх молекул. Органічні сполуки, молекули яких складаються тільки з атомів Карбону (вуглецю) і Гідрогену (водню), називаються вуглеводнями. До вуглеводнів належать, наприклад, етан, етилен, бензол.

Більшість органічних сполук крім атомів Карбону і Гідрогену містять атоми інших елементів. Атом або група атомів, що має реакційну здатність і визначає властивості сполук, називається функціональною групою. Залежно від функціональної групи органічні сполуки поділяють на класи.


 

23.

Алкани

CnH2n+

Назви всіх алканів мають спільний суфікс –ан, який вказує на насичений характер цих вуглеводнів. Перші чотири представники гомологічного ряду (метан, етан, пропан, бутан) зберегли тривіальні назви. Так, наприклад, назва етан походить від назви діетилового етеру – “ефір” (лат. aether – етер або ефір). Молекула діетилового етеру СН3–СН2–О–СН2–СН3 містить два залишки етану (–СН2–СН3), і її було досліджено раніше, ніж вуглеводень складу С2Н6. Назва бутан – від гр. butyron – олія, жир.

Починаючи з вуглеводню С5Н12 назви алканів утворюють від назви грецьких числівників, які відповідають числу атомів Карбону у молекулі вуглеводнів (п’ять – гр. пента, шість – гекса, сім – гепта і т.д.), винятками є назви нонан – С9Н20 – від назви латинського числівника, а у назві вуглеводню ундекан – С11Н24 є латинські і грецькі корені, з додаванням суфікса –ан, при цьому закінчення –а в чисельнику опускається.

Алкани з розгалуженими ланцюгами розглядають як похідні нормальних алканів, в молекулі яких один або декілька атомів Гідрогену заміщені на радикали. Їх називають згідно із замісниковою номенклатурою ІЮПАК.

Для утворення назви розгалуженого вуглеводню виконують ряд послідовних операцій: спочатку вибирають найдовший ланцюг, далі арабськими цифрами його нумерують, починаючи з того кінця до якого ближче знаходиться замісник. Якщо є декілька замісників, то нумерацію проводять таким чином, щоб сума цифр, які вказують на положення радикалів, була найменшою.

Назви алкільних замісників (бокових ланцюгів) перелічують в алфавітному порядку і додають як префікс до назви вуглеводню, якому відповідає найдовший ланцюг у сполуці, що називається. Положення радикалів відмічають цифрами атомів Карбону, з якими вони з’єднані.

Якщо два замісники знаходяться біля одного атома Карбону, то номер цього атому в назві дається двічі. А якщо один і той же радикал зустрічається більше одного разу, то перед його назвою ставлять грецькі множні префікси ди- (ді-), три-, тетра-, пента- і т.д., щоб вказати число таких груп.

CH4 метан C6H14 гексан
C2H6 етан C7H16 гептан
C3H8 пропан C8H18 октан
C4H10 бутан C9H20 нонан
C5H12 пентан C10H22 декан

24.

Хімічні властивості алканів

Алкани є малоактивними речовинами, в реакції приєднання не вступають. Для алканів характерні два типа реакцій:

А) заміщення атому гідрогену

Б) Розкріплення С-С зв’язків

А)Реакції заміщення

1. Галогенування

 

 

2. Нітрування при t = 140

 

 

Б) Реакції розщеплення

3. Крекінг – розщеплення молекул органічних сполук з розривом С-С зв’язків під дією t.

У процесі крекінга відбувається гомологічний розрив С-С зв’язків і утворення насичених і ненасичених вуглеводнів з короткими зв’язками.

Ці реакції мають велике значення, таким чином, із нафти отримують бензин, газ та інші цінні продукти

4.Повне окиснення – алкани згоряють на повітрі

 

Внаслідок згоряння алканів, утворюється вода і вуглекислий газ, також виділяється велика кількість теплоти.

5. Перетворення алкану нормальної будови в його ізомер

Отримання алканів

Алкани є природними вуглеводнями. Вони входять до складу нафти та газу. Їх добування засноване на виділенні алканів з нафти та природного газу.

25.

Алкени

CnH2n

Гомологічний ряд алкенів починається з вуглеводню, що містить два атоми карбону, а не один, як у алкенів. Це пов’язано з наявність у алкенів подвійного зв’язку. Подвійний зв'язок алкенів являє між собою поєднання Ɠ(сігма) і П(пі), П-зв'язок менш міцний, ніж Ɠ.

Для молекул алкенів характерні два види ізомерії:

1. Ізомерія вуглеводневого скелету

 

 

Нумерація аклену починається з того боку, де ближче знаходиться кратний зв'язок

2. Ізомерія місцезнаходження кратного зв’язку


 

26.

Хімічні властивості алкенів

Хімічні властивості алкенів визначаються наявністю в їхній молекулі подвійного зв’язку. При приєднанні полярних молекул типу НХ (X; Hаl, ОН, СN до несиметричних алкенів Гідроген переважно приєднується до більш гідрогенізованого атома Карбону, що примикає до подвійного зв’язку (правило Марковникова).

1. Гідрогалогенування. При взаємодії алкенів з галогеноводнями (НСl, НВr) утворюються галогеналкани:

Продукти реакції визначаються правилом Марковникова.

Слід, однак, підкреслити, що в присутності якого-небудь неорганічного пероксиду полярні молекули НХ реагують із алкенами не за правилом Марковникова:

Це пов’язано з тим, що присутність пероксиду обумовлює радикальний, а не іонний механізм реакції.

2. Гідратація. При взаємодії алкенів з водою в присутності мінеральних кислот (сульфатної, фосфатної) утворюються спирти. Мінеральні кислоти виконують роль каталізаторів і є джерелом протонів. Приєднання води також відбувається за правилом Марковникова:

3. Галогенування. Алкени знебарвлюють бромну воду:

Ця реакція є якісною на подвійний зв’язок.

4. Гідрування. Приєднання водню відбувається під дією металевих каталізаторів, найчастіше нікелю:

5. Полімеризація алкенів та їхніх похідних:

де R = Н, СН3, Сl, С2Н5 тощо. Молекула СН2 = СНR називається мономером, отримана сполука — полімером, число n — ступенем полімеризації. Назва полімерів утворена від назви мономерів додаванням префікса полі-. Так, з етилену добувають поліетилен, із пропілену — поліпропілен, із хлоретену (вінілхлориду) — полівінілхлорид (ПВХ) тощо.

6. Окрім приєднання, для алкенів характерні також реакції окиснення. При м’якому окисненні алкенів водним розчином калій перманганату (реакція Вагнера) утворюються двохатомні спирти:

У результаті протікання цієї реакції фіолетовий розчин калій перманганату швидко знебарвлюється й випадає коричневий осад манган(ІV) оксиду. Ця реакція, як і реакція знебарвлення бромної води, є якісною на подвійний зв’язок. При твердому окисненні алкенів киплячим розчином калій перманганату в кислому середовищі відбувається повний розрив подвійного зв’язку з утворенням кетонів, карбонових кислот або СO2,наприклад:

7. Як і всі інші вуглеводні, алкени горять і при широкому доступі кисню утворюють карбон діоксид та воду:

При обмеженому доступі повітря горіння алкенів може призводити до утворення карбон монооксиду та води:

Якщо змішати алкен з киснем і пропустити цю суміш над нагрітим до +200 °С срібним каталізатором, то утворюється алкен оксид (епоксиалкан), наприклад:

 


 

27.

Алкіни

СnH2n-2

Найпростішим алкинов є Етін (ацетилен C 2 H 2). За номенклатурою IUPAC назви алкинов утворюються від назв відповідних алканів заміною суфікса "-ан" на "-ін"; положення потрійного зв'язку вказується арабськими цифрами.

Вуглеводневі радикали, утворені від алкинов мають суфікс "-ініл", так CH ≡ C-називається "етініл".

Нижче представлені деякі представники алкинов і їх назви:

Розрізняють внутрішню потрійну зв'язок (приклад: бут-2-ін) і кінцеву (приклад: бут-1-ін).

· Відповідний ряд алкинов:

· Етін : C 2 H 2

· Пропін : C 3 H 4

· Бутін : C 4 H 6

· Пентін: C 5 H 8

· Гексін: C 6 H 10

· Гептін: C 7 H 12

· Октін: C 8 H 14

· Ноніно: C 9 H 16

· Децін: C 10 H 18

 

28.

Хімічні властивості алкінів

Хімічні властивості алкінів обумовлені наявністю в їхніх молекулах потрійного зв’язку. Типовими реакціями для ацетилену та його гомологів є реакції приєднання. Відмінність алкінів від алкенів полягає в тому, що реакції приєднання можуть протікати у дві стадії. На першій стадії йде приєднання до потрійного зв’язку утворенням подвійного зв’язку, а на другій стадії — приєднання за подвійним зв’язком. Реакції приєднання для алкінів протікають повільніше, ніж для алкенів.

1. Галогенування. Галогени приєднуються до алкінів у дві стадії. Наприклад, приєднання брому до ацетилену призводить до утворення диброметену, який, у свою чергу, реагує з надлишком Вr2 з утворенням тетраброметану:

Алкіни, так само як і алкени, знебарвлюють бромну воду.

2. Гідрогалогенування. Галогеноводні приєднуються до потрійного зв’язку важче, ніж до подвійного. Для активації галогеноводню використовують АlСl3. З ацетилену при цьому можна добувати вінілхлорид (хлоретен), який використовують для добування важливого полімеру — полівінілхлориду:

У разі надлишку галогеноводню відбувається повне гідрогалогенування, причому для несиметричних алкінів на кожній стадії приєднання йде за правилом Марковникова, наприклад:

3. Гіоратація. Приєднання води до алкінів каталізується солями ртуті (II):

На першій стадії реакції утворюється ненасичений спирт, в якому гідроксильна група перебуває безпосередньо в атома Карбону при подвійному зв’язку. Такі спирти заведено називати вініловими, або енолами. Прикметною рисою енолів є їхня нестійкість. У момент утворення вони ізомеризуються в більш стабільні карбонільні сполуки (альдегіди або кетони) за рахунок перенесення протона від гідроксильної групи до сусіднього атома Карбону при подвійному зв’язку. При цьому подвійний зв’язок між атомами Карбону розривається й утворюється подвійний зв’язок з атомом Карбону та атомом Оксигену. Причиною ізомеризації є більша міцність подвійного зв’язку С=О порівняно з подвійним С=С.

У результаті реакції гідратації тільки ацетилен перетворюється в альдегід; гідратація гомологів ацетилену протікає за правилом Марковникова, і утворені еноли ізомеризуються в кетони. Наприклад, пропін перетворюється в ацетон:

Реакцію гідратації алкінів відкрив М.Г. Кучеров (1881 р.), саме тому її й називають реакцією Кучерова.

4. Кислотні властивості. Особливістю алкінів, що мають кінцевий кратний зв’язок, є їхня здатність відщеплювати протон під дією сильних основ, тобто проявляти слабкі кислотні властивості. Таким чином, алкіни, на відміну від алкенів та алканів, здатні утворювати солі, які називають ацетиленідами:

Ацетиленіди Аргентуму и Купруму(I) легко утворюються й випадають в осад при пропусканні ацетилену через аміачний розчин аргентум оксиду або купрум(І) хлориду. Ці реакції слугують для виявлення алкінів з потрійним зв’язком у кінці ланцюга:

Ацетиленіди Арґентуму й Купруму як солі дуже слабких кислот легко розкладаються при дії хлороводневої кислоти з виділенням вихідного алкіну:

Таким чином, використовуючи реакції утворення й розкладу ацетиленідів, можна виділяти алкіни із сумішей з іншими вуглеводнями.

5. Полімеризація. У присутності каталізаторів алкіни можуть реагувати один з одним, причому залежно від умов утворюються різні продукти. Так, під дією водного розчину СuСl та NH4Cl ацетилен димеризується, утворюючи вінілацетилен:

Вінілацетилен має велику реакційну здатність, приєднуючи хлороводень, він утворює хлоропрен, який використовують для добування штучного каучуку:

При пропусканні ацетилену над активованим вугіллям при температурі +600 °С відбувається тримеризація ацетилену з утворенням бензену:

В аналогічні реакції тримеризації можуть також вступати й найближчі гомологи ацетилену, наприклад:

6. Реакції окиснення й відновлення. Алкіни легко окиснюються різними окисниками, зокрема калій перманганатом. При реакції розчин калій перманганату знебарвлюється, що свідчить про наявність потрійного зв’язку. При окисненні зазвичай відбувається розщеплення потрійного зв’язку, утворюються карбонові кислоти:

У присутності металевих каталізаторів алкіни відновлюються шляхом послідовного приєднання молекул водню, перетворюючись спочатку в алкени, а потім в алкани:

29.

Бензен, як представник ароматичних вуглеводнів, його склад, будова молекули. Фізичні властивості.

Ароматичними називаються вуглеводні, у молекулах яких міститься одне або кілька бензольних кілець.

Найпростішим представником ароматичних вуглеводнів є бензол (або бензен) C6H6. Будову молекули бензолу вперше запропонував німецький хімік Кекуле у 1865 році.

Атоми Карбону у молекулі бензолу утворюють правильний плоский шестикутник. Структурну формулу бензолу позначають правильним шестикутником із колом усередині.

Тобто атоми Карбону розміщуються в кутах шестикутника і сполучені з атомами Гідрогену. Кільце всередині шестикутника показує, що в молекулі існує єдина шестиелектронна хмара, утворена електронами, наданими у спільне користування шістьома Карбоновими атомами.

Зв’язки між атомами Карбону в молекулі бензолу не є простими чи подвійними в чистому вигляді. Тому вид зв’язку в молекулі бензолу називають ароматичним.

Гомологічний ряд бензолу має загальну формулу CnH2n-6.

За звичайних умов бензол - безбарвна, летка, вогненебезпечна рідина з характерним запахом. Кипить за температури 80 °С, у воді практично нерозчинний.

Бензол горить кіптявим полум’ям, утворюючи вуглекислий газ і воду. Особливий вид хімічного зв’язку в молекулі бензолу (ароматичний) обумовлює його стійкість проти дії окисників. Бензол не знебарвлює фіолетовий розчин калій перманганату.

Як і насичені вуглеводні бензол вступає в реакції заміщення. Це реакції галогенування і нітрування.

Реакції заміщення за участю бензолу відбуваються легше, ніж у насичених вуглеводнів. Так, при взаємодії бензолу з бромом при наявності каталізатора FeBr3 відбувається заміщення атома Гідрогену атомом Брому і утворюється бромобензол C6H5Br і бромоводень HBr.

C6H6 + Br2 C5H5Br + HBr

Продуктами іншої реакції заміщення - реакції нітрування - є нітробензол C6H5NO2 і вода.

C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O

Як і ненасичені вуглеводні, бензол вступає в реакції приєднання. Це реакції хлорування при ультрафіолетовому освітленні

C6H6 + 3Cl2 C6H6Cl6

та реакція гідрування

C6H6 + 3H2 → C6H12

Реакції приєднання до бензолу проходять значно важче, ніж у ненасичених вуглеводнів. Щоб вони відбулися, потрібні особливі умови: підвищення температури і тиску, підбір каталізатора, світлове опромінювання та інше.

Так, з каталізатором - нікелем чи платиною - бензол приєднує водень, утворюючи циклогексан C6HC12. При ультрафіолетовому опромінювання бензол приєднує хлор, утворюючи гексахлорциклогексан C6H6Cl6.

Добувають бензол у лабораторії тримеризацією ацетилену, дегідруванням циклогексану та гексану. У великих кількостях бензол добувають із нафти і кам’яного вугілля під час їх переробки.

 

30.

Одноатомні спирти

Загальна формула одноатомних спиртів R–OH. Залежно від того, з яким атомом Карбону (первинним, вторинним чи третинним) зв’язана гідроксильна група, розрізняють первинні, вторинні і третинні спирти.

R–CH2–OH первинний спирт вторинний спирт третинний спирт

Номенклатура та ізомерія.

Для назви спиртів найчастіше використовують дві номенклатури: замісникову та радикало-функціональну.

За замісниковою номенклатурою ІЮПАК назви спиртів утворюють від назв відповідних вуглеводнів шляхом додавання суфікса –ол (від алкоголь) і цифрою позначають атом Карбону, з яким зв’язана гідроксильна група. Нумерацію ланцюга починають з того боку, до якого ближче знаходиться гідроксильна група. Згідно з радикало-функціональною номенклатурою спирти називають за назвою радикала з яким зв’язана гідроксильна група, та додаванням до цієї назви закінчення –овий та слова спирт. Остання номенклатура зручна лише для найпростіших спиртів:

Для спиртів характерна структурна ізомерія.

Ізомерія у ряду спиртів розпочинається з третього члена гомологічного ряду. Ці ізомери відрізняються положенням гідроксильної групи.

Для наступного члена гомологічного ряду структурна ізомерія обумовлена не тільки положенням гідроксилу, але й будовою карбонового ланцюга.

Способи добування.

1. Гідроліз галогенопохідних. При обробці галагенопохідних водним розчином лугу, іде заміщення галогену на гідроксил.

СН3СН2Br + NaOH → СН3СН2OH + NaBr

брометан етанол

2. Гідратація алкенів. Приєднання води до алкенів відбувається в присутності кислот (сульфатної або фосфатної):

СН2=СН2 + Н2О → СН3СН2OH

етен етанол

Гідратацією алкенів одержують вторинні та третинні спирти; з первинних спиртів таким способом можна добути лише етиловий. Цей метод використовують для промислового одержання спиртів.

3. Відновлення альдегідів та кетонів. При відновленні альдегідів утворюються первинні спирти, а кетонів – вторинні.

Хімічні властивості.

Реакції, в які вступають спирти, супроводжуються розривом зв’язків О–Н або С–О.

1. Кислотні властивості спиртів. Утворення алкоголятів.

Спирти не змінюють колір лакмусового паперу, проте виявляють слабкі кислотні властивості. Кислотний характер спиртів обумовлений високою полярністю зв’язку в гідроксильній групі. Атом Оксигену, як більш електронегативний, зміщує на себе спільну пару електронів від атома Гідрогену; на останньому виникає частковий позитивний заряд:

Спирти взаємодіють з лужними металами, утворюючи алкоголяти:

2СН3СН2ОН + 2Na → 2СН3СН2ONa + Н2­

натрій етилат

Під дією води алкоголяти розкладаються з утворенням спирту та лугу, оскільки вода виявляє сильніші кислотні властивості:

СН3СН2ОNa + H2O → СН3СН2OH + NaOH

З лугами спирти практично не взаємодіють, оскільки серед продуктів реакції з’являється вода, яка розкладає утворений алкоголят:

СН3СН2ОH + NaOH ↔ СН3СН2ONa + H2O

Для зміщення рівноваги в бік утворення алкоголяту, з реакційної суміші слід видаляти воду.

2. Взаємодія з карбоновими кислотами.

При нагріванні спиртів з карбоновими кислотами в присутності концентрованої сульфатної кислоти утворюються естери (складні ефіри).

Це – реакція еcтерифікації.

3. Взаємодія з галагеноводнями.

При взаємодії спиртів з галогеноводневими кислотами відбувається заміщення гідроксильної групи на атом галогену.

СН3СН2ОН + HCl → СН3СН2Cl + Н2O

хлоретан

4. Дегідратація спиртів.

Залежно від умов реакції, відщеплення молекули води може відбуватися внутрішньомолекулярно або міжмолекулярно. Внутрішньо-молекулярна дегідратація спиртів відбувається за температури близько 1800 С у присутності концентрованих сульфатної або фосфатної кислот, алюміній оксиду. При цьому утворюються алкени.

При нижчій температурі та наявності каталітичної кількості мінеральної кислоти відбувається міжмолекулярна дегідратація:

В результаті відщеплення молекули води від двох молекул спирту, утворюються етери.

Етери– органічні сполуки, у молекулах яких два вуглеводневих радикали з’єднані між собою через атом Оксигену. Їх загальна формула R–O–R.

Діетиловий етер або ефір (С2Н5ОС2Н5) одна із перших речовин, яку почали застосовувати у медицині, як препарат для загального наркозу. Ще у 1832 р. Лонг (США) застосував ефір як анестезуючий засіб при хірургічних втручаннях.

5. Реакції окиснення. Первинні, вторинні та третинні спирти окиснюються по-різному. Первинні та вторинні спирти легко окиснюються з утворенням карбонільних сполук – відповідно альдегідів чи кетонів. Як окисники використовують калій перманганат або хромову суміш, які оксинюють спирти вже за кімнатної температури.

Третинні спирти за цих умов не окиснюються. В більш жорстких умовах оксиснення супроводжується розривом С–С зв’язків з утворенням суміші карбонових кислот.

При горінні спиртів утворюється карбон (IV) оксид та вода:

С2Н5ОН + 3О2 → 2СО2 + 3Н2О

31.

Спирти багатоатомні

Спирти, молекули яких містять декілька гідроксильних груп відносять до багатоатомних спиртів.

Спирти, які містять дві гідроксильні групи біля одного атома Карбону нестабільні, вони розкладаються з виділенням молекули води та утворенням альдегідів чи кетонів. Тому найпростішим представником двоатомних спиртів є етиленгліколь або гліколь, триатомних спиртів – гліцерин.

Двоатомні спирти називають також діолами або гліколями (від гр. glykys – солодкий), через солодкий смак найпростіших представників цих спиртів;триатомні триолами або гліцеринами, за назвою першого представника.

За замісниковою номенклатурою ІЮПАК назви дво- та триатомних спиртів утворюють від назви відповідного вуглеводню, додаючи суфікс –діолчи -тріол, позначаючи цифрами положення гідроксильних груп.

Хімічні властивості

Багатоатомні спирти вступають в ті ж реакції, що й одноатомні; реакції відбувають за участю однієї або декількох гідроксильних груп. Наявність різної кількості гідроксильних груп в спиртах визначає і деякі їх особливості.

1. Кислотні властивості. Порівняно з одноатомними спиртами, багатоатомні спирти виявляють сильніші кислотні властивості. Це зумовлено електроноакцепторним впливом гідроксильних груп одна на одну і, як наслідок, більшою поляризацією зв’язку О–Н. Так, багатоатомні спирти утворюють алкоголяти не лише при взаємодії з лужними металами, але і з гідроксидами, в тому числі, важких металів.

Етиленгліколь при взаємодії з натрієм, залежно від співвідношення реагентів, утворює як повні так і неповні гліколяти:

Утворення гліколятів спостерігається і при взаємодії з натрій гідроксидом:

Особливістю багатоатомних спиртів є їх здатність розчиняти купрум (ІІ) гідроксид, при цьому з’являється характерне синє забарвлення розчину. При взаємодії багатоатомних спиртів з Cu(OH)2 утворюються комплексні сполуки, у яких поряд з ковалентними зв’язками Cu–O є і донорно-акцепторні зв’язки Cu←O:

Такі внутрішньомолекулярні сполуки називають хелатними комплексами (гр. chelae – клешні); молекули етиленгліколю захоплюють атом металу, як клешнями. Взаємодія з Cu(OH)2 – якісна реакція на багатоатомні спирти.

2. Утворення естерів. Етиленгліколі та гліцерин, як і одноатомні спирти, здатні утворювати естери з мінеральними та карбоновими кислотами.

Найбільше значення має повний естер гліцерину з нітратною кислотою:

Тринітрат гліцерину або тринітрогліцерин – важка масляниста рідина, яку застосовують у виробництві ліків та вибухових речовин.

Естери гліцерину та вищих карбонових кислот – жири, тваринного та рослинного походження. Насичені кислоти входять до складу твердих жирів, а ненасичені – до складу олій.

 

32.

Фенол, його склад, будова. Фізичні та хімічні властивості.

Феноли – це органічні сполуки, у молекулах яких гідроксильні групи безпосередньо зв’язані з бензольним ядром.

Найпростішим представником фенолів є гідроксибензол, або фенол. Молекулярна формула фенолуC6H5OH.

Фенол – безбарвна кристалічна речовина з характерним запахом. Під час зберігання він поступово окиснюється киснем повітря і набуває рожевого забарвлення. Фенол плавиться за температури 43 °С. Добре розчиняється в гарячій воді.

Фенол отруйний, при потраплянні на шкіру викликає опіки. Він всмоктується через шкіру і може викликати отруєння.

Хімічні властивості фенолів

1. Взаємодія фенолів з натрієм. Ця реакція доводить подібність фенолів до спиртів:

2. Взаємодія фенолів з лугами. Феноли не випадково виділені із класу спиртів, вони мають особливі властивості. На відміну від спиртів, феноли здатні реагувати з лугами як звичайні кислоти:

Аби переконатися в тому, що тут відбулася хімічна реакція, а не розчинення фенолу у більшій кількості води, до розчину натрій феноляту можна додати кислоту — фенол знову виділяється у вільному вигляді:

Ця властивість характеризує фенол як слабку кислоту. Отже, під впливом ароматичного радикала у фенолу з’явилися кислотні властивості.

3. Взаємодія фенолу з мінеральними кислотами. На відміну від бензену, фенол значно легше вступає в реакцію нітрування в присутності концентрованої сульфатної кислоти. При цьому можна добути продукт повного нітрування — тринітрофенол (пікринову кислоту):

4. Бромування фенолу також відбувається значно легше, ніж для бензолу. Реакція протікає так легко, що фенол реагує навіть із бромною водою (розчином брому у воді) з утворенням трибромфенолу, що випадає в осад:

5. Якісна реакція на феноли. Якісною реакцією на фенол є його кольорова реакція із ферум(ІІІ) хлоридом: безбарвний розчин фенолу реагує зі світло-жовтим ферум(ІІІ) хлоридом з утворенням темно-синього ферум феноляту:

 


 

33.

Альдегіди

Органічні сполуки, молекули яких містять карбонільну групу називаються карбонільними сполуками. Залежно від характеру зв’язаних з карбонільною групою замісників карбонільні сполуки поділяються на альдегіди, кетони, карбонові кислоти та їхні функціональні похідні.

Альдегіди— це органічні сполуки, у молекулах яких атом Карбону карбонільної групи (карбонільний Карбон) зв’язаний з атомом Гідрогену.

Загальна формула:

Функціональна група називається альдегідною.

Розглянемо приклади найпростіших альдегідів і кетонів: