18. Жири - природна сировина, з якої шляхом хімічних перетворень перше добули вищі карбонові кислоти. Найвідоміші поміж них - насичені пальмітинова С15Н31СООН та стеаринова С17Н35СООН кислоти й ненасичена олеїнова кислота С17Н33СООН. Вони входять до складу стеарину, косметичних засобів. За стандартних умов пальмітинова й стеаринова кислоти перебувають у твердому агрегатному стані й зовні нагадують парафін. Олеїнова кислота - рідина.

Унаслідок лужного гідролізу жирів добувають гліцерин і мила - натрієві та калієві солі вищих карбонових кислот.

У шлунково-кишковому тракті тваринних організмів відбувається гідроліз спожитих жирів. З утвореного гліцерину й вищих карбонових кислот організм синтезує специфічні для нього жири. Продукти гідролізу запасених жирів - вищі карбонові кислоти. їхнє окиснення супроводжується виділенням енергії, яку організм витрачає на потреби життєдіяльності. Гідроліз жирів та їхній синтез з гліцерину й вищих карбонових кислот - оборотні процеси, які мають непересічне значення у життєдіяльності організмів та суспільному господарстві.

Фізичні властивості жирів значною мірою залежать від того, похідними яких саме вищих карбонових кислот вони є - насичених чи ненасичених. Жири з коротшими карбоновими ланцюгами, а також ненасичені жири мають нижчу температуру плавлення порівняно з насиченими. Жири рослинного походження ненасичені.

Усі жири легші за воду й не розчиняються у ній - вони гідрофобні. Жири розчинні в неполярних органічних розчинниках, зокрема в бензині. Теплопровідність жирів низька.

Жири - харчові продукти, без яких неможливо уявити життя людини. Не вщухають дискусії про корисність і шкідливість жирів.

Маргарин - продукт гідрування олій. Унаслідок приєднання водню за місцем кратних зв'язків ненасичені жири перетворюються на насичені. Тому змінюється будова карбонових ланцюгів і зростає температура плавлення. З промисловою переробкою олій пов'язана проблема так званих транс-жирів: відбуваються зміни у структурі молекул вищих ненасичених карбонових кислот та їхніх залишків у жирах, якщо замість нормального будівельного матеріалу ви пропонуєте своєму організму «браковані» транс-ізомери, утворюються дефектні логічні структури, які починають давати збій у найрізноманітніших ситуаціях.

Природні транс-жири (незначна їхня частка міститься у коров'ячому м’ясі й молоці) знижують ризик розвитку серцевих захворювань, діабету надмірної ваги.

Так само впливають на організми людей та тварин поліненасичені жирні w-кислоти.

Жири не лише джерело енергії, вони виконують в організмі чимало інших важливих функцій.

Близько третини вироблених жирів використовують як технічні, решту - у харчуванні.

Мила — це солі вищих карбонових кислот. Звичайні мила складаються переважно із суміші солей пальмітино¬вої, стеаринової і олеїнової кислот. Натрієві солі утворю¬ють тверді мила, калійні солі — рідкі мила.

Мила добувають гідролізом жирів за наявності лугів:

Звідси реакція, зворотна етерифікації, дістала назву реакції омилення.

Омилення жирів може відбуватися і за наявності сульфат¬ної кислоти (кислотне омилення). При цьому добувають гліцерин і вищі карбонові кислоти. Останні обробкою лугом або содою перетворюють на мила.

Вихідною сировиною для добування мила є олії (соняшни¬кова, бавовняна тощо), тваринні жири, а також гідроксид натрію або кальцинована сода. Олії спочатку піддають гідро¬генізації, тобто переробляють їх на тверді жири. Застосову¬ються також замінники жирів — синтетичні карбонові жирні кислоти з великою молекулярною масою.

Виробництво мила потребує великої кількості сировини, тому постало завдання добувати мила з нехарчових продуктів. Необхідні для виробництва мила карбонові кислоти добувають окисненням парафіну. Нейтралізацією кислот, які містять від 10 до 16 вуглецевих атомів у молекулі, добувають туалетне мило, а з кислот, які містять від 17 до 21 атома вуглецю, — господарське мило і мило для технічних потреб. Як синтетичні мила, так і мила, добуті з жирів, погано миють у твердій воді Тому поряд з виробництвом мил із синтетичних кислот добувають мийні засоби з інших видів сировини, на-приклад з алкілсульфатів — солей складних ефірів вищих спиртів і сульфатної кислоти.

19Властивості кислот, основ і солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації властивості речовин, які у водних розчинах виявляють властивості електролітів.

Кислоти. Для кислот характерні наступні загальні властивості:

здатність взаємодіяти з основами з утворенням солей;

здатність взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню;

здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;

кислий смак.

При дисоціації будь-якої кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, ми повинні пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислот кислий смак і т.д. З усуненням іонів водню, наприклад при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичної дисоціації визначає кислоти як електроліти, диссоциирующие в розчинах з утворенням іонів водню.

У сильних кислот, диссоциирующих без остачі, властивості кислот проявляються в більшій мірі, у слабких — меншою. Чим краще кислота дисоціює, тобто чим більше її константа дисоціації, тим вона сильніша.

Величини констант дисоціації кислот змінюються в дуже широких межах. Зокрема, константа дисоціації ціановодорода багато менше, ніж оцтової кислоти. І хоча обидві ці кислоти — слабкі, все ж оцтова кислота значно сильніше ціановодорода. Величини першої та другої констант дисоціації сірчаної кислоти показують, що стосовно першого ступеня дисоціації H 2 SO 4 — сильна кислота, а щодо другої — слабка. Кислоти, константи дисоціації яких лежать в інтервалі 10 -4 — 10 -2, іноді називають кислотами середньої сили. До них, зокрема, відносяться ортофосфорна і сірчиста кислоти (щодо дисоціації за першого ступеня).

Підстави. Водні розчини підстав володіють такими загальними властивостями:

здатністю взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;

здатністю змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє забарвлення лакмусу);

Своєрідним «мильною» смаком.

Оскільки спільним для всіх розчинів підстав є присутність у них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації підстави — це електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.

Сила підстав, як і сила кислот, залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації даної підстави, тим воно сильніше.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію і утворювати солі не тільки з кислотами, але і з основами. До таких гідроксиду належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, з соляною кислотою виходить хлорид цинку:

Zn (OH) 2 + 2 НС l = ZnС l 2 + 2 Н 2 О

а при взаємодії з гідроксидом натрію — цінкат натрію:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnО 2 + 2 Н 2 О

Гідроксиди, які володіють цією властивістю, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними електролітами. До таких гідроксиду, крім гідроксиду цинку, відносяться гідроксиди алюмінію, хрому і деякі інші.

Явище амфотерности пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв’язку між металом і киснем незначно відрізняється від міцності зв’язку між киснем і воднем. Дисоціація таких молекул можлива, отже, по місцях обох цих зв’язків. Якщо позначити амфотерний електроліт формулою ROH, то його дисоціацію можна виразити схемою

Н + + RO — ↔ ROH ↔ R + + OH -

Таким чином, у розчині амфотерного електроліту існує складна рівновага, в якому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.

Явище амфотерности спостерігається також серед деяких органічних сполук. Важливу роль воно відіграє у біологічної хімії; наприклад, білки — амфотерні електроліти.

Солі. Солі можна визначити як електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, отщепляя позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей, немає, тому солі і не володіють загальними властивостями. Як правило, солі добре дисоціюють, і тим краще, чим менше заряди іонів, які утворюють сіль.

При розчиненні кислих солей у розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, а також іони, що є продуктами дисоціації цього складного кислотного залишку, у тому числі іони Н +. Наприклад, при розчиненні гідрокарбонату натрію дисоціація протікає відповідно до наступних рівнянь:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 — = Н + + CO 3 2 -

При дисоціації основних солей утворюються аніони кислоти і складні катіони, що складаються з металу і гидроксогрупп. Ці складні катіони також здатні до дисоціації. Тому в розчині основної солі присутні іони ОН -. Наприклад, при розчиненні хлориду гідроксомагнія дисоціації протікає відповідно до рівнянь:

MgOHCl = MgOH + + З l -

MgOH + = Mg 2 + + ОН -

Таким чином, теорія електролітичної дисоціації пояснює загальні властивості кислот присутністю в їх розчинах іонів водню, а загальні властивості підстав — присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів. Це пояснення не є, однак, загальним. Відомі хімічні реакції, що протікають за участю кислот і підстав, до яких теорія електролітичної дисоціації непридатна: Зокрема, кислоти і підстави можуть реагувати один з одним, не будучи дисоційований на іони. Так, безводний хлороводень, що складається тільки з молекул, легко реагує з безводними підставами. Крім того, відомі речовини, які не мають у своєму складі гидроксогрупп, але проявляють властивості основ. Наприклад, аміак взаємодіє з кислотами і утворює солі (солі амонію), хоча в його складі немає груп ОН. Так, з хлороводородом він утворює типову сіль — хлорид амонію:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Вивчення подібного роду реакцій, а також реакцій, що протікають у неводних середовищах, призвело до створення більш загальних уявлень про кислотах і підставах. До найважливіших з сучасних теорій кислот і підстав належить протонна теорія, висунута в 1923 р.

Згідно протонної теорії, кислотою є донор протона, тобто частка (молекула або іон), яка здатна віддавати іон водню — протон, а підставою — акцептор протона, тобто частка (молекула або іон), здатна приєднувати протон. Співвідношення між кислотою і підставою визначається схемою:

Підстава + Протон ↔ Кислота

Пов’язані цим співвідношенням підставу і кислота називаються сполученими. Наприклад, іон HSO 4 — є підставою, сполученим кислоті H 2 SO 4.

Реакцію між кислотою і підставою протонна теорія являє схемою:

(Кислота) 1 + (Підстава) 2 = (Кислота) 2 + (Підстава) 1

Наприклад, в реакції

HC1 + NH 3 = NH 3 + + З l -

іон З l — підстава, поєднане кислоті НС1, а іон NH 3 + — кислота, сполучена підставі NH 3.

Істотним у протонної теорії є те положення, що речовина проявляє себе як кислота або як підставу в залежності від того, з яким іншим речовиною воно вступає в реакцію. Найважливішим чинником при цьому є енергія зв’язку речовини з протоном. Так, у низці NH 3 — Н 2 О — HF ця енергія максимальна для NH 3 і мінімальна для HF. Тому в суміші з NH 3 вода функціонує як кислота, а в суміші з HF — як підстава:

NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН -

HF + Н 2 О = F — + Н 3 О +

Осно́вні оксиди

Основні оксиди — це оксиди, яким відповідають основи. Основними оксидами є, наприклад, Na2O, CaO, MgO, K2O. Декотрі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

CaO + H2O → Ca(OH)2

K2O + H2O → 2KOH.

Оксиди Fe2O3, CuO, Ag2O з водою не взаємодіють, однак вони нейтралізують кислоти і тому вважаються основними.

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Характерною хімічною властивісттю основних оксидів є їхня взаємодія з кислотами, при цьому, як правило, утворюються сіль і вода

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

СаО + СО2 = СаСО3

Na2O + ZnO = Na2ZnO2

Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+ ). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

Кислотні оксиди

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:

P2О5 + 3СаО → Са3(РО4)2

SO3 + ZnO → ZnSO4

CO2 + 2NaOH → Na2СО3 + Н2О

Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO3 — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+ ), Mn2O7 — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+ ) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Є кислотні оксиди, які не взаємодіють з водою. Наприклад, SiO2 практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом

2NaOH + SiO2 →сплавлення Na2SiO3 + H2O

Гідроксиди, тобто кислоти, тих кислотних оксидів, що безпосередньо з водою не взаємодіють, одержують посереднім шляхом.

Амфотерні оксиди

Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль і воду. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2О

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2О

З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від 2+ до 4+. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al2О3, SnO2, PbO2 і ін.

Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище 3+ ) він утворює основний оксид, при високому валентному стані (від 4+ до 7+ ) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від 2+ до 4+ ) він утворює амфотерний оксид. Основні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Гідроліз солей — різновид реакцій гідролізу, обумовленого протіканням реакцій іонного обміну в розчинах (переважно, водних) розчинних солей-електролітів. Рушійною силою процесу є взаємодія іонів з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту в іонному або (рідше) молекулярному вигляді («зв’язування іонів»).

20.Глюкоза Будова молекул: При вивченні складу глюкози з'ясували, що її найпростіша формула СН2О, а молярна маса 180 г / моль. Звідси можна зробити висновок, що молекулярна формула глюкози С6Н12О6. Для встановлення структурної формули молекули глюкози необхідно знати її хімічні властивості. Експериментально довели, що один моль глюкози реагує з п'ятьма молямі оцтової кислоти з утворенням складного ефіру. Це означає, що в молекулі глюкози є п'ять гідроксильних груп. Так як глюкоза з аміачним розчином оксиду срібла дає реакцію "срібного дзеркала", то в її молекулі повинна бути також альдегідна група. Досвідченим шляхом також довели, що глюкоза має неразветвленную вуглецевий ланцюг. На підставі цих даних будова молекули глюкози можна виразити таким чином: Як видно зі структурної формули, глюкоза є одночасно багато-атомним спиртом і альдегідом, тобто альдегідоспіртом. Оскільки в молекулі глюкози С6Н12О6 шість атомів вуглецю, то вона є представником гексоз. Ізомерія: Молекулярну формулу С6Н12О6, крім глюкози, мають і інші вуглеводні. У молекулі фруктози містяться характерні функціональні групи спиртів-ОН та кетонів Внаслідок цього фруктоза є кетоноспіртом. Її молекули теж мають циклічний будову. Знаходження в природі У вільному вигляді глюкоза міститься майже у всіх органах зелених рослин. Особливо її багато в соку винограду, тому глюкозу іноді називають виноградним саха-ром. Мед в основному складається з суміші глюкози і фруктози. В організмі людини глюкоза міститься в м'язах, в крові і в неве-ших кількостях у всіх клітинах. У природі глюкоза разом з іншими вуглеводамиутворюється в результаті фотосинтезу:

Фізичні властивості: Глюкоза-безбарвна кристалічна в-во з солодким смаком, добре розчиняється у воді. З водного розчину вона виділяється у вигляді кристалогідрату: C6H12O6 * H2O У порівнянні з буряковим цукром вона менш солодка. Хімічні властивості: Глюкоза має хімічними властивостями, характерними для спиртів і альдегідів. Застосування: Глюкоза є цінним поживним продуктом. В організмі вона піддається складним біохімічним перетворенням, в результаті яких звільняється енергія, яка накопичилася в процесі фотосинтезу. Так як глюкоза легко усваевается організмом, її використовують у медицині як зміцнюючого лікарського засобу. Широко застосовують глюкозу в кондітепском справі