- •1.Классификация соединений по строению углеродной цепи
- •Ациклические соединения - соединения с открытой (незамкнутой) углеродной цепью. Эти соединения называются такжеалифатическими.
- •Ковалентные связи углерода
- •4.Классификация и механизмы органических реакций.
- •5.Кинетика органических реакций
- •Рациональная
- •Систематическая июпак
- •Получение циклоалканов
- •7.Углеводороды: физические и химические свойства алканов и циклоалканов. Механизм реакции радикального замещения (sr). Физические свойства
- •Химические свойства
- •8.Углеводороды: строение, номенклатура, изомерия, природные источники и основные методы синтеза алкенов, алкинов и алкадиенов.
- •Методы получения алкенов
- •[Править]Дегидрирование алканов
- •[Править]Дегидрогалогенирование и дегалогенирование алканов
- •[Править]Дегидратация спиртов
- •Физические свойства
4.Классификация и механизмы органических реакций.
Механизм реакции-ряд последовательных стадий,в результате которых вещества превращаются в продукты.
По внешним проявлениям
Присоединие-А
Замещение-S
Отщепление-Е
По типу атакующей частицы:
Радикалное-R
Электрофильное-E
Нуклеофильное-N
По кинетическим особенностям:
Мономолекулярный-1
Бимолекулярные-2
Примеры
Алканы(радикальное замещение(галогенирование)
Алкены(реакции электрофильного присоединения(галогенирование) и реакции радикального присоединения(присоединение ), Реакции радикального замещения
Алкины(Реакции нуклеофильного замещения , Электрофильное присоединение , Нуклеофильное присоединение, радикального присоединения
5.Кинетика органических реакций
Скорость химической реакции определяют по изменению концентрации одного из реагентов или продуктов реакции за определенный период времени. В приведенном примере в 1 л раствора за 1 с расходуется 3 ммоля реагента и, в результате образуется 3 ммоля продукта. Это соответствует скорости реакции
v = ЗмМ · с-1 = 3 · 10-3 моль · л-1 · с-1
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t , присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).
Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:
Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением
v = kcA cB ,
где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.
Влияние температуры .
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
где vt 1 , vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной ( t 1 ) и конечной ( t 2 ) температурах, а γ - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.
Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.
Катализатор
Одно из наиболее эффективных средств воздействия на скорость химических реакций –использование катализаторов. Как вы уже знаете из школьного курса химии, катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость реакции, а сами к концу процесса остаются неизменными как по составу, так и по массе. Иначе говоря, в момент самой реакции катализатор активно участвует в химическом процессе, как и реагенты, но к концу реакции между ними возникает принципиальное отличие: реагенты изменяют свой химический состав, превращаясь в продукты, а катализатор выделяется в первоначальном виде.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]
А2 + В2 ⇄ 2AB
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.
Факторы влияющие на химическое равновесие:
1) температура
При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.
CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←
N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →
2) давление
При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.
CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.
S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.[1]
Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом.
Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций — каталитические.
6.Углеводороды: строение, номенклатура, изомерия, природные источники и основные методы синтеза алканов и циклоалканов
Углеводоро́ды — органические соединения, состоящие исключительно из атомов углерода и водорода. Углеводороды считаются базовыми соединениями органической химии, все остальные органические соединения рассматривают как их производные.