2. Карбоновые кислоты - органические соединения, содержащие одну или несколько карбоксильных групп –соон, связанных с углеводородным радикалом.

Карбоксильная группа сочетает в себе две функциональные группы - карбонил и гидроксил, взаимно влияющие друг на друга:

Кислотные свойства карбоновых кислот обусловлены смещением электронной плотности к карбонильному кислороду и вызванной этим дополнительной (по сравнению со спиртами) поляризации связи О–Н.  В водном растворе карбоновые кислоты диссоциируют на ионы: 

Растворимость в воде и высокие температуры кипения кислот обусловлены образованием межмолекулярных водородных связей. 

С увеличением молекулярной массы растворимость кислот в воде уменьшается.        По числу карбоксильных групп кислоты подразделяются на одноосновные (монокарбоновые) и многоосновные (дикарбоновые, трикарбоновые и т.д.).  По характеру углеводородного радикала различают кислоты предельные, непредельные и ароматические. Систематические названия кислот даются по названию соответствующего углеводорода с добавлением суффикса -овая и слова кислота. Часто используются также тривиальные названия. Некоторые предельные одноосновные кислоты

Формула	Название
	систематическое	тривиальное
HCOOH	метановая	муравьиная
CH3COOH	этановая	уксусная
C2H5COOH	пропановая	пропионовая

     Карбоновые кислоты проявляют высокую реакционную способность. Они вступают в реакции с различными веществами и образуют разнообразные соединения, среди которых большое значение имеют функциональные производные, т.е. соединения, полученные в результате реакций по карбоксильной группе. 2.1 Образование солей       а) при взаимодействии с металлами: 2RCOOH + Mg = (RCOO)₂Mg + H₂       б) в реакциях с гидроксидами металлов:  2RCOOH + NaOH = RCOONa + H₂O

2.2 Образование сложных эфиров R'–COOR": Реакция образования сложного эфира из кислоты и спирта называется реакцией этерификации 2.3 Образование амидов:

Вместо карбоновых кислот чаще используют их галогенангидриды:

Промышленный синтез уксусной кислоты: СН 2 – СООН a)     каталитическое окисление бутана   2CH3–CH2–CH2–CH3 + 5O2   t      4CH3COOH + 2H2O   b)     нагреванием смеси оксида углерода (II) и метанола на катализаторе под давлением   CH3OH + CO         CH3COOH        Производство уксусной кислоты брожением (уксуснокислое брожение). Сырье: этанолсожержащие жидкости (вино, забродившие соки), кислород. Вспомогательные вещества: ферменты уксуснокислых бактерий. Химическая реакция: этанол биокаталитически окисляется до уксусной кислоты. СН 2 – СН – ОН + О 2      СН 2 – СООН + Н 2 О Применение уксусной кислоты Уксусную кислоту применяют  для получения лекарственных и душистых веществ, как растворитель (например, в производстве ацетата целлюлозы), в виде столового уксуса при изготовлении приправ, маринадов, консервов.      Водный раствор уксусной кислоты используют в качестве вкусового и консервирующего средства (приправа к пище, маринование грибов, овощей). В состав уксуса входят такие кислоты, как яблочная, молочная, аскорбиновая, уксусная.  Яблочный уксус( 4% уксусной кислоты ) Здоровым людям рекомендуется каждый день употреблять полезный и освежающий напиток: в стакане воды размешать ложку меда и добавить 1 ложку яблочного уксуса. Желающим похудеть, рекомендуем каждый раз во время еды выпивать стакан несладкой воды с двумя ложками яблочного уксуса.  Уксус широко используется в домашнем консервировании для приготовления маринадов различной крепости. В народной медицине уксус используется как неспецифическое жаропонижающее средство (путем протирания кожи раствором воды и уксуса в пропорции 3:1), а также при головных болях методом примочек. Распространено применение уксуса при укусах насекомых посредством компрессов. Известно применение спиртового уксуса в косметологии. А именно для придания мягкости и блеска волосам после химической завивки и перманентной окраски. Для этого волосы рекомендуется ополаскивать теплой водой с добавлением спиртового уксуса (на 1 литр воды - 3-4 ложки уксуса).  Уксусная кислота применяется также для производства лекарственных средств. Таблетки Аспирина (ЭС) содержат активный ингредиент ацетилсалициловую кислоту, которая представляет собой уксусный эфир салициловой кислоты. Ацетилсалициловая кислота производится путём нагревания салициловой кислоты с безводной уксусной кислотой в присутствии небольшого количества серной кислоты (в качестве катализатора).    Уксусная кислота используется в и химической промышленности (производство ацетилцеллюлозы, из которой получают ацетатное волокно, органическое стекло, киноплёнку; для синтеза красителей, медикаментов и сложных эфиров), в производстве негорючих пленок, парфюмерных продуктов, растворителей, при синтезе красителей, лекарственных веществ, например, аспирина. Соли уксусной кислоты используют для борьбы с вредителями растений.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного неорганического вещества.

Окрашивание пламени (предварительная проба)

Элемент	Литий	Натрий	Калий	Кальций	Барий	Медь
Окраска пламени	Красный	Желтый	Фиолетовый	Кирпично-красный	Желто-зеленый	Зеленый

Реакции осаждения

Катион или анион	Реактив	Наблюдаемая реакция
Са2+	СО32_	Са2+ + СО32- → СаСО3↓ белый осадок
Ва2+	SO42-	Ва2+ + SO42- → BaSO4↓ белый мелкокристаллический осадок
Сu2+	щелочь OH-	Сu2+ + 2OH- → Cu(OH)2↓ синий осадок
Ag+	Cl-	Ag+ + Cl- → AgCl↓ белый (творожистый) осадок
Fe2+	щелочь OH- красная кровяная соль K4[Fe(CN)6]	Fe2+ + OH- → Fe(OH)2↓ зеленоватый осадок Fe2+ + [Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2↓ синий осадок
Fe3+	щелочь ОН- желтая кровяная соль K4[Fe(CN)6]	Fe3+ + ОН- → Fe(OH)3 ↓ бурый осадок Fe3+ + [Fe(CN)6]2-→ Fe4[Fe(CN)6]3↓ синий осадок
SO42-	Ba2+	SO42- + Ba2+ → BaSO4↓ белый осадок
СО32-	растворы кислот Н+	СО32- + Н+ → Н2О + СО2↑ выделение газа без запаха, вызывающего помутнение известковой воды
Cl-	нитрат серебра Ag+	Cl- + Ag+ → AgCl↓ белый (творожистый) осадок
Br-	нитрат серебра Ag+	Br- + Ag+ → AgBr↓ желтоватый осадок

Цветные реакции

Определяемый ион	Реактив	Отличительный признак реакции (цвет раствора)
Катион водорода Н+	Лакмус Метилоранж	Красный Красный
Гидроксид – анион ОН-	Лакмус Метилоранж Фенолфталеин	Синий Желтый Малиновый

Реакции с выделением газа

Определяемый ион	Реактив	Признак реакции
Катион аммония NH4+	Раствор щелочи ОН-	Выделение аммиака NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O резкий запах
Карбонат – анион СО32-	Соляная кислота Н+	Выделение оксида углерода (IY) H+ + CO32- → CO2↑ + H2O бесцветный газ

Билет 14

1. Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в

изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Оксиды-сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород в степени окисления -2 .

Реакционная способность элементов во взаимодействии с кислородом, вообще

говоря, уменьшается при перемещении вправо вдоль каждого периода. На­пример,

в 3-м периоде два s-металла, натрий и магний, и два р-элемента, алюминий и

фосфор, бурно реагируют с кислородом, образуя оксиды. В том же периоде

элементы кремний и сера способны только медленно реагировать с кислородом.

Хлор и аргон, расположенные в правом конце периода, вообще не реагируют с

кислородом.

Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, как, например, оксид

натрия Na₂O и оксид магния MgO. Оксиды элементов, расположенных в

средней и правой частях периода, являются преимущественно ковалентными

соединениями, как, например, оксиды азота и серы.

Кислотно-основный характер оксидов тоже изменяется от основного у оксидов

элементов левой части периода к амфотерному у оксидов элементов средней части

периода и далее к кислотному у оксидов элементов правой части периода.

Например, s-металлы обычно образуют оксиды, которые растворяются в воде с

образованием щелочных растворов:

Молекулярные оксиды р-элементов, например диоксид углерода и триоксид серы,

обычно обладают кислотными свойствами. Закономерное изменение основных

свойств с переходом к кислотным свойствам наглядно проявляется у оксидов

элементов 3-го периода.

ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ.

Окисление кислородом		простых веществ		2Mg +O2=2MgO
		сложных веществ		2H2S+3O2=2H2O+2SO2
Разложение		нагреванием солей		СaCO3=CaO+CO2
		нагреванием оснований		Cu (OH)2=CuO+H2O
		нагреванием кислородсодержащих кислот		H2SO3=H2O+SO2
		нагреванием высших оксидов		4CrO3=Cr2O3+3O2
Окисление низших оксидов		4FeO+O2=2Fe2O3
Вытеснение летучего оксида менее летучим		Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2
Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды.Основным оксидам соответствуют основания. 1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.)  CaO+H2O=Ca(OH)2 2.Все-с кислотами  МgO+2HCl=MgCl2+H2O 3.С кислотнями оксидами  CaO+CO2=CaCO3 4.С амфотерными оксидами Li2O+Al2O3=2LiAlO2	Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2 ) 1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4] 2.Реагируют с основными и кислотными оксидами  ZnO+CaO=CaZnO2 ZnO+SiO2=ZnSiO3		Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты. 1.Большинство взаимодействуют с водой SO3+H2O=H2SO4 2.Со щелочами NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O 3.С основными оксидами SiO2+CaO=CaSiO3 4.С амфотерными оксидами Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3