из электронной библиотеки / 264554655877873.pdf

120

химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе. Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: при повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом.

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам: при повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

3. Вода участвует во множестве химических реакций в качестве растворителя, реагента либо продукта. Выше мы уже обсудили свойства воды как растворителя. Вода является продуктом многих неорганических и органических химический реакций. Например, она образуется при нейтрализации кислот и оснований. В органической химии многие реакции конденсации сопровождаются отщеплением (элиминированием) молекул воды. Существует четыре типа важнейших химических реакций, в которых вода участвует в качестве реагента.

Кислотно-основные реакции. Вода обладает амфотерными свойствами. Это означает, что она может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания. Ее амфотерные свойства обусловлены способностью воды к самоионизации.

Окисление и восстановление. Вода обладает способностью выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. Она окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений выше олова.

Этот процесс электронного переноса имеет также большое значение в восстановлении органических фосфатных соединений при фотосинтезе. Цикл лимонной кислоты и фотосинтез представляют собой сложные процессы, включающие ряд последовательно протекающих химических реакций. В обоих случаях процессы электронного переноса, происходящие в них, еще не полностью выяснены.

Гидратация. Выше уже указывалось, что молекулы воды способны сольватировать как катионы, так и анионы. Этот процесс называется

121

гидратацией. Гидратная вода в кристаллах солей называется кристаллизационной водой. Молекулы воды обычно связаны с сольватируемым ими катионом координационными связями.

Гидролиз. Гидролиз представляет собой реакцию какого-либо иона или молекулы с водой. Примером реакций этого типа может быть реакция между хлороводородом и водой с образованием соляной кислоты.

Тема 5.3. Неорганические вещества и их свойства

План:

1.Классификация неорганических соединений и их химические свойства.

2.Металлы и неметаллы.

3.Оксиды

4.Кислоты.

5.Основания и соли.

Список рекомендуемой литературы:

1.Габриелян, О.С. Химия. 10 класс. Базовый уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. – 5-е изд., стереотип. – М.:

Дрофа, 2009. – 191 с.

2.Горелов, А.А. Концепции современного естествознания: учебное пособие / А.А. Горелов. – М.: Центр, 2003. – 208 с.

3.Естествознание 10-11классы: профильное обучение: учебное пособие / Л.Н. Харченко. – М.: Дрофа, 2007. – 223 с.

4.Концепции современного естествознания: учебник для студентов вузов, обучающихся по гуманитарным специальностям / А.П. Садохин. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: ЮНИТИ-ДАНА, 2009. – 447 с.

5.Рузавин, Г.И. Концепции современного естествознания: учебник для студ. высших учебных заведений, обучающихся по гуманитарным специальностям / Г.И. Рузавин. – 3-е изд., стер. – М.: ИНФРА-М, 2012. – 270 с.

1.Неорганические вещества по составу делят на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента и подразделяются на металлы, неметаллы, благородные газы. Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.

Сложные неорганические вещества по составу и свойствам распределяют по следующим важнейшим классам: оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидроксиды, соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород со степенью окисления (-2). Общая формула оксидов: ЭmОn, где m – число атомов элемента Э, а n – число атомов кислорода. Оксиды, в свою очередь, классифицируют на солеобразующие и несолеобрадующие. Солеобразующие делятся на основные, амфотерные, кислотные, которым соответствуют основания, амфотерные гидроксиды, кислоты соответственно.

122

Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

С - алмаз, графит, карбин. O - кислород, озон.

S - ромбическая, моноклинная, пластическая. P - белый, красный, чёрный.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и озон O3

2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

2. Со времён появления человека разумного, он, человек разумный всегда пытался воздействовать на природу и получить от нее нечто полезное и новое.

В V веке до н.э., была выдвинута теория о том, что как речь делится на слова, а слова состоят из букв, так и все вещества состоят из определенных неделимых частиц. И уже тогда назвали их атомами. С XVI века химия бурно развивается. Количество и значимость открытий в химии выше, чем в любой другой области знаний.

Во время Первой мировой войны у англичан возник дефицит ацетона, необходимого для производства артиллерийского пороха. Химик Хаим Вайцман предложил производить ацетон из каштанов, и эффективность производства оказалась очень высока. Вся страна собирала каштаны. В знак благодарности британское правительство подписало декларацию Бальфура, которая заложила основы создания государства Израиль.

Весь естественный мир состоит из химических элементов. Наименьшая частица химического элемента, обладающая всеми его свойствами – это атом. Атом - состоит из ядра и «облака» электронов вокруг него.

Химические элементы делятся на металлы и неметаллы.

Металл - это элемент, который имеет небольшое количество внешних электронов и с готовностью отдает их. Все металлы (кроме ртути) тверды при нормальных условиях. Однако твёрдость их различна.

Неметаллы имеют большее (по сравнению с металлами) количество внешних электронов. Они обладают способностью присоединять дополнительные электроны. В свободном виде при комнатной температуре ряд из них газы, другие - твердые и один - жидкий.

Взаимодействие атомов осуществляется путем обмена электронами с образованием химической связи с устойчивой восьмиэлектронной (или двухэлектронной) внешней оболочкой.

Химические свойства веществ и химические процессы, в основном, определяются поведением электронов. В соответствии с современными научными воззрениями электроны являются не только частицами, но и одновременно волнами.

124

оксиды. В амфотерных оксидов относятся алюминий оксид Al2O3, окись цинка ZnO, бериллий оксид BeO, хром (III) оксид Cr2O3, феррум (III) оксид Fe2O3 и ряд других.

Оксиды широко распространены в природе. В огромных количествах встречаются водород оксид (вода) H2O и кремний (IV) оксид (кремнезем) SiO2. В природе кремнезем встречается в виде минерала кварца и многих его разновидностей (кварцевый песок, горный хрусталь, кремень, яшма, агат, опал и др.). Многие из минералов являются оксидами. Например, гематит Fe2O3, магнетит Fe3O4, касситерит SnO2 и многие другие.

4.Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: НхКО, где Нх – атом водорода, а КО – кислотный остаток.

Как правило, кислотные остатки образуют элементынеметаллы. Кислотыэто электролиты, которые при электролитической диссоциации

образуют в качестве катионов только ионы водорода.

Существует несколько классификаций кислот. Поскольку существует несколько различных определений кислот, то их классификация и номенклатура являются весьма условными. Кислоты классифицируются по основности на одноосновные (HCl, HCN, HNO3); многоосновные: двухосновные, трехосновные и т.д. Основность кислот определяется количеством атомов водорода.

По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот на бескислородсодержащие и кислородсодержащие.

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н+ (иногда иона гидроксония Н3О+), и специфические , т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительновосстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными частицами или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов(кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.

5.Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и гидроксо-групп, способных замещаться на металл Ме(ОН)n, n- число гидроксо-групп. По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Сu(OH)2 – гидроксид меди (II).

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые

вводе. Растворимые основания (щелочи) измненяют окраску индикаиорап лакмус-синий, нерастворимые основания не изменяют оераску индикатора. Например, растворимые в воде сильные основания(щелочи) – LiOH -

125

гидроксид лития, нерастворимые в воде слабые основания, например, Fe(OH)2- гидроксид железа (II).Также, основания классифицируют по кислотности: однокислотные, например, NaOH, двухкислотные, например, Са(ОН)2, трехкислотные , например, Fe(OH)3. По степени электролитической диссоциации ( ) основания делятся на сильные (NaOH, KOH), слабые (NH4OH,

Cu(OH)2).

Все основания (гидроксиды металлов) – твердые вещества. Гидроксиды s- металлов бесцветны, гидроксиды многих d-металлов окрашены.

Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как растворимые, так и нерастворимые основания. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов. Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

Общим химическим свойством растворимых и нерастворимых гидроксидов является их способность взаимодействовать с водой – вступать в реакцию нейтрализации.

Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами. Щелочи способны взаимодействовать с некоторыми неметаллами (галогенами, белым фосфором, кремнием).

В отличие от щелочей, нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации.

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т.е. являются неустойчивыми.

Щелочи в отличие от нерастворимых оснований взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворы щелочей вступают в обменные реакции с солями, если в результате химической реакции образуется слабое основание или нерастворимая соль.

Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды.

Для щелочей характерны качественные реакции, т.е. реакции с помощью которых распознают вещества. Для щелочей это реакции с индикаторами (от лат слова «указатели). Если к раствору щелочи добавить 1-2 капли раствора индикатора, то он изменит свою окраску.

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены частично, а в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию

126

неметалла добавляется суффикс–ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид меди (II) СuS.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание – ат для высших степеней окисления,-ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гиподля низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер- ): карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fe2(SO4)3, сульфит железа (II) FeSO3, гипохлорит натрия NaClO, хлорит калия KClO2, хлорат калия KClO3, перхлорат калия KClO4, перманганат калия KMnO4, дихромат натрия Na2Cr2O7.

Соли тесно связаны со всеми классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции, как за счет катиона, так и за счет аниона

Тема 5.4. Органические соединения

План:

1.Теория строения органических соединений.

2.Углеводороды, их строение и характерные химические свойства.

3.Спирты, их строение и характерные химические свойства.

4.Кислород- и азотсодержащие органические соединения и их природные источники.

Список рекомендуемой литературы:

1.Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб. для

общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. – 5-е изд., стереотип. – М.:

Дрофа, 2010. – 223 с.

2.Горелов, А.А. Концепции современного естествознания: учебное пособие / А.А. Горелов. – М.: Центр, 2003. – 208 с.

3.Естествознание 10-11классы: профильное обучение: учебное пособие / Л.Н. Харченко. – М.: Дрофа, 2007. – 223 с.

4.Концепции современного естествознания: учебник для студентов вузов, обучающихся по гуманитарным специальностям / А.П. Садохин. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: ЮНИТИ-ДАНА, 2009. – 447 с.

5.Рузавин, Г.И. Концепции современного естествознания: учебник для студ. высших учебных заведений, обучающихся по гуманитарным специальностям / Г.И. Рузавин. – 3-е изд., стер. – М.: ИНФРА-М, 2012. – 270 с.

127

1. В состав любой живой клетки, как растительной, так и животной, обязательно входят белки, жиры, углеводы и другие вещества, которые принято называть органическими. По предложению шведского химика Й.Я. Берцелиуса с 1808 г. науку, изучающую органические вещества, стали называть органической химией.

Органическая химия – химия углеводородов и их производных, т.е. продуктов, образующихся при замене водорода в молекулах этих веществ другими атомами или группами атомов.

Особенности, характеризующие органические соединения:

Все органические соединения имеют в своем составе атомы углерода, а практически все – и атомы водорода, поэтому большинство из них горючи и в результате горения образуют оксид углерода (углекислый газ) и воду.

Органические соединения более многообразны чем неорганические вещества. Их число сейчас насчитывает более 25 миллионов. Многообразие соединений углерода по сравнению с другими элементами обусловлено некоторыми особенностями самих углеродных атомов. Важнейшей из них является способность к образованию прочных связей друг с другом. Благодаря этому молекулы, содержащие в своем составе цепи углеродных атомов, являются при обычных условиях вполне устойчивыми, тогда как молекулы с подобным же цепеобразным накоплением атомов других элементов в подавляющем большинстве случаев очень непрочны.

Многие органические соединения построены более сложно, чем неорганические вещества, и многие из них имеют огромную молекулярную массу, например белки, углеводы, нуклеиновые кислоты.

Органические соединения образованы, как правило, за счет ковалентных связей и поэтому имеют молекулярное строение, а, следовательно, обладают невысокими температурами плавления и кипения, термически неустойчивы.

Различная топология образования связей между атомами, образующими органические соединения (прежде всего, атомами углерода), приводит к появлению изомеров – соединений, имеющих один и тот же состав и молекулярную массу, но обладающих различными физико-химическими свойствами.

2. Соединения, состоящие только из атомов водорода и углерода, называют углеводородами.

В зависимости от строения углеродной цепи органические соединения разделяют на соединения с открытой цепью – ациклические (алифатические) и циклические – с замкнутой цепью атомов.

Циклические делятся на две группы: карбоциклические соединения и гетероциклические.

Карбоциклические соединения, в свою очередь, включают два ряда соединений: ациклические и ароматические.

128

Ароматические соединения в основе строения молекул имеют плоские углеродсодержащие циклы с особой замкнутой системой электронов. образующих общую я-систему (единое п-электронное облако).

Ароматичность характерна и для многих гетероциклических соединений. Как ациклические (алифатические), так и циклические углеводороды могут содержать кратные (двойные или тройные) связи. Такие углеводороды называют непредельными (ненасыщенными), в отличие от предельных

(насыщенных), содержащих только одинарные связи.

Предельные алифатические углеводороды называют алканами, они имеют общую формулу СnН2n + 2, где n – число атомов углерода. Старое их название часто употребляется и в настоящее время – парафины.

Непредельные алифатические углеводороды с одной тройной связью называют алкинами. Их общая формула СnН2n - 2

Предельные алициклические углеводороды – цикпоапканы, их общая формула СnН2n

Особая группа углеводородов, ароматических, известна общей формулой СnН2n - 6.

Если в их молекулах одни или большее число атомов водорода заменить на другие атомы или группы атомов (галогены, гидроксильные группы, аминогруппы и др.), образуются произвольные углеводороды: галогенопроизводные. кислородсодержащие, азотсодержащие и другие органические соединения

Вы, конечно, помните, что те атомы или группы атомов, которые определяют самые характерные свойства данного класса веществ, называются функциональными группами.

Углеводороды в их производные с одной и той же функциональной группой образуют гомологические ряды.

Гомологическим рядом называют ряд соединений, принадлежащих к одному классу (гомологов), по отличающихся друг от друга по составу на целое число групп –СН2– (гомологическую разность), имеющих сходное строение и, следовательно, сходные химические свойства.

Сходство химических свойств гомологов значительно упрощает изучение органических соединений.

Галогенопроизводные углеводородов можно рассматривать как продукты замещения в углеводородах одного или нескольких атомов водорода атомами галогенов. В соответствии с этим могут существовать предельные и непредельные моно-, ли-, три- (в общем случае поли-) галогенопроизводные.

3. Спиртами называют производные углеводородов, содержащие вместо одного или нескольких атомов водорода одну или несколько гидроксигрупп (- OH). Общая формула спиртов, таким образом, R-OH.

По числу гидроксильных групп в молекуле спирты разделяют на одноатомные, двухатомные, трехатомные и т.д. до многоатомных.

По строению углеводородной цепи спирты разделяют на предельные (насыщенные спирты) и непредельные.

129

По положению гидроксильной группы в цепи различают первичные, вторичные и третичные спирты.

Одноатомные спирты – жидкости с характерным запахом, начиная с метанола (С1) и до нонанола (С9). Высшие спирты запаха практически не имеют. Группа спиртов С4–С5 имеет характерный запах сивухи, а сами они носят неофициальное определение сивушных спиртов или масел.

Двухатомные спирты обладают гораздо большей температурой кипения и вязкостью, чем одноатомные спирты. Этиленгликоль (Ткип = 197 °С), глицерин (Ткип = 290 °С, разложением), бутандиол-1,4 (Ткип = 213 °С). Температуры кипения многоатомных спиртов гораздо выше, чем у одноатомных (а у одноатомных спиртов температуры кипения гораздо выше, чем у соответствующих алканов) по причине образования межмолекулярных водородных связей. Шестиатомный спирт инозит – твердое кристаллическое соединение.

Свойства спиртов:

1)Горение: Как и большинство органических веществ, спирты горят с образованием углекислого газа и воды. При их горении выделяется много теплоты, которую часто используют в лабораториях (лабораторные горелки). Низшие спирты горят почти бесцветным пламенем, а у высших спиртов пламя имеет желтоватый цвет из-за неполного сгорания углерода.

2)Реакция со щелочными металлами. При этой реакции выделяется водород и образуется алкоголят. Алкоголяты похожи на соли очень слабой кислоты, а также они легко гидролизуются. Алкоголяты крайне неустойчивы и при действии воды - разлагаются на спирт и щелочь. Отсюда следует вывод, что одноатомные спирты не реагируют со щелочами!

3)Реакция с галогеноводородом. В этой реакции образуется галогеноалкан (бромэтан и вода). Такая химическая реакция спиртов обусловлена не только атомом водорода в гидроксильной группе, но и всей гидроксильной группой! Но эта реакция обратима: для её протекания нужно использовать водоотнимающее средство, например серную кислоту.

4)Внутримолекулярная дегидратация (в присутствии катализатора H2SO4). В этой реакции при действии концентрированной серной кислоты и при нагревании происходит дегидратация спиртов. В процессе реакции образуется непредельный углеводород и вода. Отщепление атома водорода от спирта может происходить в его же молекуле (то есть происходит

происходит образование простого эфира и воды.

5) реакция с карбоновыми кислотами. Если добавить к спирту карбоновую кислоту, например уксусную, то произойдёт образование простого эфира. Но сложные эфиры менее устойчивы, чем простые эфиры. Если реакция образования простого эфира почти необратима, то образование сложного эфира - обратимый процесс. Сложные эфиры легко подвергаются гидролизу, распадаясь на спирт и карбоновую кислоту.