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

Окиснення гідроксидом міді



 

Ще одна якісна реакція на альдегіди полягає в їх окисненні гідроксиду міді(II). При окисненні альдегіду купрум(II) гідроксид, що має світло-блакитний колір, відновлюється до гідроксид міді(I) жовтого кольору. Цей процес проходить при кімнатній температурі. Якщо підігріти дослідний розчин, то купрум(I) гідроксид жовтого кольору перетворюється в оксид міді(I) червоного кольору.

Галогенування

Наявність в молекулі етаналю електроноакцепторної оксогрупи є причиною підвищеної реакційної здатності атомівГідрогену, що знаходяться біля атомів Карбону в α-положенні. Вони здатні заміщатися на атоми галогену.

Полімеризація

Оцтовий альдегід подібно до формальдегіду здатен полімеризуватися за наявності слідів кислоти. При полімеризації трьох молекул етаналю утворюється паральдегід — рідина з температурою кипіння 124,5 °С. При нагріванні за наявності кислот він деполімеризується з утворенням вихідного оцтового альдегіду.

Взаємодія з амоніаком

Оцтовий альдегід реагує з безводним амоніаком в ефірі, даючи тригідрат гексагідротриазину, який після дегідратації надсульфатною кислотою утворює 2,4,6-триметилгексагідро-1,3,5-триазин, азотний аналог «паральдегіду».

У промисловості етаналь окиснюють до оцтової кислоти і пероцтової кислоти повітрям. Для отримання оцтової кислотиокиснення зазвичай проводять у випарах і при підвищеній температурі. Для отримання пероцтової кислоти реакцію проводять при 0 °С або при більш низькій температурі в розчиннику. Як проміжний продукт утворюється 1-гідроксиетилперацетат, який розкладається з утворенням пероцтової кислоти і оцтового альдегіду. Останній повертають у цикл.

Етаналь застосовують в промисловості для виробництва ацетатів целюлози, оцтової і пероцтової кислот, оцтового ангідриду, етилацетату, гліоксалю, 2-етилгексанолу, алкіламінів, бутанолу, пентаеритриту, алкілпіридинів, 1,3-бутиленгліколю, хлоралю. Також використовується як відновник у виробництві дзеркал.

 

49) Іо́нний хімі́чний зв'язо́к, також йонний хімічний зв'язок[1] — це тип хімічного зв'язку між позитивно та негативно зарядженими іонами. Цей тип зв’язку має електростатичну природу та утворюється між яскраво вираженими металами та неметалами.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. Атоми Натрію і Хлору, з яких утворена дана сполука, різко відрізнається за електронегативністю: величина електронегативності атома Na — 1,01, атома СІ — 2,83.Електронні формули цих атомів відповідно: 1s22s22p63s1 і 1s22s22p63s23p5. З електронних формул видно, що ці атоми мають незавершені зовнішні електронні оболонки. Очевидно, що для атому Na, щоб досягти електронної конфігурації найближчого інертного газу, легше віддати 1 електрон ніж приєднати 7, а атому СІ легше приєднати 1 електрон, ніж віддати 7. Тому було встановлено, що при хімічній взаємодії атом Na віддає 1 електрон, а атом СІ приєднує його. Схематично це має такий вигляд:

Na—1e- = Na+

CI + 1e- = CI-

Між іонами Na+ і CI- виникають сили електростатичного притягання, в результаті чого утворюється сполука NaCI.

До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких відстанях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів.

Усі йонні сполуки за звичайних умов є як правило кристалічними речовинами. Йони сполучаються один з одним досить міцно. Для того щоб зруйнувати йонний звязок необхідно затратити чималу енергію. При досягенні температури плавлення кристала іонні зв’язки руйнуються і кристал починає плавитись.

 

50) Анілі́н — C6H5NH2 органічна сполука, найпростіший ароматичний амін. Безбарвна рідина, малорозчинна у воді, змішується зі спиртом, ефіром, бензеном; під впливом повітря швидко темніє, стає коричневою. Пара його отруйна.

Анілін — найпростіший ароматичний амін. Аміни є більш слабкими основами, ніж амоніак, оскільки неподілена електронна пара атома Нітрогену зміщається в бік бензольного кільця, сполучаючись із р-електронами бензольного ядра.

Зменшення електронної густини на атомі Нітрогену приводить до зниження здатності відщеплювати протони від слабких кислот. Тому анілін — слабша основа, ніж аліфатичні аміни й амоніак, взаємодіє лише із сильними кислотами (HCl, H2SO4), а його водний розчин не забарвлює лакмус у синій колір.

Спочатку анілін одержували шляхом відновлення нітробензену молекулярним воднем; практичний вихід аніліну не перевищував 15 %. 1842 р. професор Казанського університету М. М. Зінін розробив більш раціональний спосіб одержання аніліну відновленням нітробензену (реакція Зініна).

Амінобензол утворює солі з мінеральними кислотами:

Під дією нітритної кислоти на солі аніліну утворюються діазосполуки, які широко застосовують у виробництві барвників.

Застосовується також у виробництві фармацевтичних препаратів, вибухових речовин, полімерів, прискорювачів вулканізації каучуку.

Якісні реакції на анілін:

· взаємодія з хлорним вапном.

· окиснення хромовою сумішшю.

 

51) Характерною особливістю металів є здатність їх атомів віддавати свої валентні електрони і утворювати позитивно заряджені іони. На відміну від неметалів метали негативно заряджених іонів не утворюють. Отже, вільні метали є відновниками. Чим легше даний метал віддає свої валентні електрони, тим він активніший відновник. За хімічною активністю метали можна розподілити на три групи: високоактивні — калій, натрій, барій, кальцій і ін., середньої активності — цинк, залізо, нікель тощо і малоактивні — срібло, золото і платина. Відносну активність металів можна визначити за положенням елемента вперіодичній системі Д. І. Менделєєва: металічний характер елементів і хімічна активність металів посилюється в періодах справа наліво, а в головних підгрупах - згори донизу. Типові металічні елементи перебувають у лівому нижньому куті довгого варіанта періодичної системи. Це францій, цезій, радій.

Високоактивні метали з киснем повітря енергійно взаємодіють вже за звичайної температури, утворюючи оксиди, наприклад:

· 2Ca + O2 = 2CaO

Тому лужні і лужноземельні метали зберігають під шаром гасу, щоб запобігти їх окисненню киснем повітря. Метали середньої активності окиснюються киснем повітря лише з поверхні, покриваючись тонкою оксидною плівкою, яка запобігає дальшому окисненню металу. Наприклад:

· 2Zn + O2 = 2ZnO

Але за високої температури вони енергійно взаємодіють з киснем і перетворюються в оксиди.

Малоактивні (благородні) метали з киснем безпосередньо не реагують взагалі. Більшість металів може безпосередньо реагувати з сіркою, хлором та майже усіма неметалами, особливо за високої температури. З водою сильно активні (лужні і лужноземельні) метали взаємодіють вже за звичайної температури з виділенням водню і утворенням розчинних гідроксидів (лугів), наприклад:

· 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

· Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2

Метали середньої активності, наприклад залізо, реагують з водою (водяною парою) лише за сильного розжарення:

· 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Малоактивні метали з водою не реагують ні за яких умов. Відношення металів до кислот визначається їх місцем в електрохімічному ряду напруг (ряду активності). Усі метали, що займають місце в ряду напруг лівіше від водню, взаємодіють з кислотами з утворенням солей і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється!) Метали, що займають місце в ряду напруг правіше від водню, водню з кислот не витісняють. Але деякі з них можуть реагувати з концентрованою сульфатною кислотою за нагрівання з утворенням солі і виділенням діоксиду сірки SO2, наприклад:

· Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + 2H2O + SO2

Що ж стосується нітратної кислоти, то за взаємодії її з усіма металами незалежно від їх місця в ряду напруг водень з HNO3 не виділяється, а утворюються оксиди азоту і сіль металу. Наприклад:

· 3Zn + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O

· Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2↑ + H2O

52) Етано́л (ети́ловий спирт, ви́нний спирт) — органічна сполука, представник ряду одноатомних спиртів складу С2Н5ОН. За звичайних умов є безбарвною, легкозаймистою рідиною.

Етанол є одноатомним первинним спиртом і гідроксильна група зумовлює більшість його хімічних властивостей. Так, етанол може брати у часть у реакціяхдегідратації — як внітрішньомолекулярної, так і міжмолекулярної:

При взаємодії з іншими спиртами утворюється суміш трьох етерів:

Із карбоновими кислотами етанол у присутності концентрованої сульфатної кислоти утворює естери:

В результаті приєднання етанолу до ацетилену синтезується винілетиловий етер:

Проявляючи свої кислотні властивості, етанол реагує з лужними металами (наприклад, натрієм) та лугами із утворенням етоксидів:

Ця реакція проводиться у безводному середовищі, оскільки гідроксид утворюється швидше, ніж етоксид.

Менш активні метали — алюміній та магній — також взаємодіють з етанолом, але тільки в присутності каталізатору ртуті:

Наявна у молекулі гідроксильна група може заміщатися галогенідними кислотами із утворенням галогенопохідних етану:

Етанол окиснюється до етаналю, а згодом — до оцтової кислоти; результатом повного окиснення (наприклад, спалювання етанолу) є діоксид вуглецю і вода:

Обробляючи етанол аміаком при 300 °C у кислому середовищі, утворюються заміщені аміни: первинні, вторинні, третинні або навіть четвертинні амонієві солі (в залежності від співвідношення реагентів):

Етанол є сировиною для синтезу бутадієну. Реакція проводиться при температурі 370—390 °C та в присутності каталізаторів — MgO-SiO2 або Al2O3-SiO2 (ізселективністю 70%):[13]

Етанол має широкий спектр застосувань, серед яких найбільш значущими є виробництво спиртних напоїв, використання в якості розчинника, палива, а також синтез інших хімічних речовин.

 

53) Реакція заміщення — хімічна реакція між простою і складною речовинами, у процесі якої атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, внаслідок чого утворюються нова проста і нова складна речовини.

Приклади:

· CuSO4+Fe=FeSO4+Cu

· 2KBr+Cl2=2KCl+Br2

· 2Na+2H2O=2NaOH+H2

· Zn+2HCl=ZnCl2+H2

 

54) Ковалентний зв'язок є хімічним зв'язком, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притягування, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворяться молекули з ковалентним неполярним зв'язком. Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H2, F2, Cl2, O2, N2. Хімічні зв'язки в цих газах утворені за допомогою спільних електронних пар, тобто при перекритті відповідних електронних хмар при зближенні атомів. Складаючи електронні формули речовин, потрібно пам'ятати, що кожна спільна електронна пара — це умовне зображення підвищеної електронної густини, що виникає внаслідок перекриття відповідних електронних хмар.

При взаємодії атомів, значення електронегативостей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найпоширеніший тип хімічного зв'язку, який зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках. До ковалентних зв'язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторному механізму, наприклад в іонах гидроксонія і амонія.

55) Цукро́за, сахаро́за також буряковий цукор, тростинний цукор, С12Н22О11 — важливий дисахарид. Білий, без запаху, кристалічний порошок з солодким смаком — є найбільш відомим і широко застосовуваним у харчуванні цукром. Молекула цукрози складається з залишків молекул глюкози і фруктози.

Смак солодкуватий. При охолодженні рідким повітрям, після висвітлення яскравим світлом кристал цукрози фосфоресціює. Не утворює відкриту форму, тому не проявляє властивостей альдегідів і кетонів. Наявність гідроксильних груп в молекулі цукрози легко підтверджується реакцією з гідроксидами металів. Якщо розчин сахарози долити до гідроксиду міді (II), утворюється яскраво-синій розчин цукриту міді. Альдегідної групи в цукрозі немає: при нагріванні з аміачним розчином оксиду срібла (I) вона не дає «срібного дзеркала», при нагріванні з гідроксидом міді (II) не утворює червоного оксиду міді (I). З числа ізомерів цукрози, що мають молекулярну формулу С12Н22О11, можна виділити мальтозу і лактозу.




Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.