3. Задача. Оксид кальция массой 14 г взаимодействует с раствором, содержащим 35 г азотной кислоты. Определите массу получившейся соли.

Билет 10

Неметаллы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов хлора, кислорода, азота). Отличие физических свойств неметаллов от свойств металлов. Реакции неметаллов с простыми веществами: металлами, водородом, кислородом.

Простые вещества – неметаллы образуют элементы главных подгрупп, расположенные в правой верхней части периодической системы (правее диагонали, соединяющей бор и астат).

Для их атомов характерно наличие на внешнем уровне 4-8 электронов. Так, у азота на внешнем уровне 5 электронов (соответствует номеру группы), у кислорода – 6, у хлора – 7 электронов.

Электроны в атомах этих элементов прочнее связаны с ядром, поэтому для неметаллов характерны такие физические свойства, как

отсутствие электрической проводимости (исключение – графит),

низкая, по сравнению с металлами, теплопроводность,

хрупкость.

Химические свойства

В реакциях с металлами и водородом неметаллы являются окислителями.

1.      Например, порошок серы при нагревании реагирует с железными опилками с образованием сульфида железа:

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2

2.      При высокой температуре сера реагирует с водородом (например, если пропускать водород через расплавленную серу). Образуется газ с запахом тухлых яиц – сероводород:

H₂⁰ + S⁰ = H₂⁺¹S^-2

В реакциях с кислородом неметаллы являются восстановителями:

3.            S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2 (при горении серы образуется оксид серы (IV), или сернúстый газ)

C⁰ + O₂⁰ = C⁺⁴O₂^-2 (графит сгорает с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа)

Галогены не соединяются с кислородом напрямую, но можно получить их оксиды, в которых они проявляют положительную степень окисления, например, оксид хлора (VII) Cl₂O₇.

Фторид кислорода O⁺²F₂^-1 – соединение, в котором кислород проявляет положительную степень окисления

При движении сверху вниз по группам увеличивается радиус атома и

следовательно уменьшаются окислительные свойства.

Сравнительная характеристика окисли­тельно-восстановительных свойств

неметаллов на примере кислорода и серы.

Схемы электронных оболочек:

На внешнем электронном уровне атомов кислорода и серы находится по 6 электронов.

У кислорода окислительные свойства выражены силь­нее, так как радиус атома

меньше и валентные элек­троны сильнее притягиваются к ядру. Для кислорода

наиболее характерна степень окисления —2, прояв­ляющаяся при достройке

внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может являться окислителем, проявляя степень окисления —2, но

характерны также степени окисления +4 (при потере 4 р-электронов) и +6 (при

потере всех шести валентных электронов).

В реакциях с металлами ки­слород и сера проявляют окислительные свойства,

обра­зуя оксиды и сульфиды соответственно:

В реакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

Сера может быть как окислителем

так и восстановителем:

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с концентрированной азотной

кислотой:

2. Спирты – это органические вещества, которые содержат гидроксильную группу ОН , соединённую с углеводородным радикалом.

 Атомы углерода в спиртах находятся в состоянии sp3-гибридизации. Связи С-О и О-Н – полярны. Поэтому на атоме кислорода есть частичный отрицательный, а на атомах С и Н – частичный положительный заряды. Спиртов имеют общую формулу C_nH_2n+1OH, или в общем виде R—OH.  В зависимости от характера углеродного атома (первичный, вторичный или третичный), с которым связана гидроксильная группа, различают спирты первичные, вторичные и третичные:

                                                                                                                                             OH                                                                                                                                                |  CH₃—CH₂—CH₂—OH                              H₃C—CH—CH₃                                  H₃C—C—CH₃                                                                                   |                                                            |                                                                                  OH                                                        CH₃       пропиловый                                  изопропиловый                                   трет-бутиловый          спирт                                                  спирт                                                     спирт      (первичный)                                     (вторичный)                                        (третичный) 

(Одновалентная спиртовая группа —СН₂OН называется первичной, двухвалентная - ==СН—ОН - вторичной и трехвалентная - єєС—ОН - третичной спиртовой группой.)  Строение самого простого спирта — метилового (метанола) — можно представить формулами: 

H                                |                                 H—C—OH   или CH3—OH  |                                 H                                структурные  формулы

H       ..      .. H : C : O : H  ..      .. H      электронная  формула

Из электронной формулы видно, что кислород в молекуле спирта имеет две неподеленные электронные пары.  Кислород в гидроксильной группе, обладая значительной электроотрицательностью, оттягивает электронную плотность связи O—Н в свою сторону. Поэтому такая связь частично поляризована: на атоме кислорода появляется частичный отрицательный, а на водороде — частичный положительный заряды:  _{d-         d+}  O ¬ H     Однако эта поляризация снижается за счет донорных свойств алкильных радикалов:              _{d-         d+}  R - O ¬ H     Таким образом, подвижность атома водорода в гидроксильной группе спирта несколько меньше, чем в воде. Более "кислым" в ряду одноатомных предельных спиртов будет метиловый (метанол). Он немного "кислее", чем вода.  Радикалы в молекуле спирта также играют определенную роль в проявлении кислотных свойств. Обычно углеводородные радикалы понижают кислотное свойства. Но если в них содержатся, электроноакцепторные группы, то кислотность спиртов заметно увеличивается. Например, спирт (СF₃)₃С—ОН за счет атомов фтора становится настолько кислым, что способен вытеснять угольную кислоту из ее солей.    Номенклатура. Названия спиртов чаще всего связывают с названиями радикалов, с которыми связана гидроксильная группа:  H₃C—OH              C₂H₆—OH              H₃C—CH—OH                                                                              |                                                                             CH₃  метиловый            этиловый              изопропиловый     спирт                     спирт                           спирт

По систематической номенклатуре спирты называют по названию соответствующего алкана с добавлением суффикса -ол (СН₃ОН - метанол, C₂H₅—ОН - этанол и т.д.). Главную цепь нумеруют с того конца, к которому ближе расположена гидроксильная группа. Например:

CH₃—CH₂—CH₂—OH              CH₃—CH—OH              CH₃—CH—CH₂—CH—CH₃                                                                    |                                       |                    |                                                                   CH₃                                 CH₃             OH         пропанол-1                            пропанол-2                          4-метилпентанол-2

Иногда спирты рассматривают как производные простейшего спирта — метилового СH₃—ОН, который называют также карбинолом:

CH₃—CH₂—OH  метилкарбонил (этиловый спирт)

Изомерия. Строение спиртов зависит от структуры углеродной цепи и положения в ней гидроксильной группы. Например:                                                                                                                                                                                 CH₃—CH₂—CH₂—CH₂—OH              CH₃—CH₂—CH—OH₃              CH₃—CH—CH₂OH                                                                                                     |                                         |                                                                                                                          OH                                    CH₃                                               н-бутиловый спирт,                           втор-бутиловый                      изобутиловый                                    бутанол-1                                      спирт, бутанол-2                        спирт, 2-ме-                                                                                                                                              тилпропанол-1                         

В природе спирты встречаются редко, чаще — в виде производных (сложные эфиры и др.), из которых они могут быть получены. Для получения спиртов важную роль играет органический синтез. Приведем некоторые способы синтеза спиртов.

1. Гидратация (присоединение воды к алкенам). Реакция проводится в присутствии катализаторов. При использовании в качестве катализатора серной кислоты (сернокислотная гидратация) реакция идет в две стадии:

H₂C==CH₂ + HO—SO₂—OH = H₃C—CH₂—OSO₂—OH                                                           этилсерная кислота

H₃C—CH₂—OSO₂—OH + H₂O = H₃C—CH₂—OH + H₂SO₄                                                              этиловый спирт

Если реакцию гидратации проводить при высокой температуре (300 - 350 °С) и давлении в присутствии катализатора (смеси фосфорной к вольфрамовой кислот), то реакция идет в одну стадию. Это—метод прямой гидратации. При получении этилового спирта этот метод вытеснил сернокислотную гидратацию. Гидратация алкенов имеет важное промышленное значение. Этот способ позволяет получать спирты из доступного и дешевого сырья — газов крекинга. Так, из 1 т этилене можно получить 1,4 т спирта. Впервые в нашей стране этиловый спирт начали получать гидратацией этилена с 1952 г. (г. Сумгаит).

Гидролиз моногалогенопроизводных. Реакцию проводят, нагревая галогеналкилы с водой или водным раствором щелочей:

C₂H₆Cl + H₂O= C₂H₆OH + HC

3. Получение метанола из синтез-газа. Процесс идет при 220—300 °С и сравнительно невысоком давлении с использованием катализатора из оксидов меди и цинка:

                      ^кат. CO + 2H₂ = CH₃OH

Из синтез-газа можно получать и другие спирты.

4. Восстановление альдегидов и кетонов. При восстановлении альдегидов образуются первичные, а при восстановлении кетонов — вторичные:               O              //   2H  H₃C—C   =   H₃C—CH₂OH              \ H  уксусный          этиловый  альдегид                спирт

                            2H H₃C—CO—CH₃  = H₃C—CH—CH₃                                               |                                              OH      ацетон                 изопропиловый                                         спирт

5. Спиртовое брожение (расщепление) моносахаридов C₆H₁₂O₆ под влиянием ферментов:                     зимаза C₆H₁₂O₆     —    C₂H₆OH + ₂CO₂

Предельные одноатомные спирты от C₁ до C₁₂ — жидкости. Высшие спирты — мазеобразные вещества, от C₂₁и выше — твердые вещества.  Все спирты легче воды (плотность ниже единицы). Температура кипения спиртов нормального строения повышается с увеличением молекулярной массы. Спирты нормального строения кипят при более высокой температуре, чем спирты с изостроением. В воде хорошо растворяются метиловый, этиловый и пропиловый спирты. С увеличением молекулярной массы растворимость спиртов снижается. Низшие спирты легче воспламеняются и горят бесцветным пламенем. Спирты с большой молекулярной массой коптят при горении.  Температура кипения спиртов выше, чем галогеналкилов и углеводородов с тем же числом углеродных атомов. Это объясняется тем, что молекулы спирта, как и воды, являются ассоциированными жидкостями за счет водородных связей, возникающих между молекулами:  ^{. . .} : H—O : ^{. . .} H—O : ^{. . .} H—O : ^{. . .}                |                 |                 |                R               R               R  Водородная связь оказывает большое влияние на физические свойства спиртов.

Химические свойства. Основные химические свойства спиртов определяются реакционноспособной гидроксильной группой. Химические реакции могут идти или только по водороду гидроксильной группы, или протекать с участием всей группы.

1. Взаимодействие спиртов со щелочными металлами (образование алкоголятов). Спирты, как известно, обладают чрезвычайно слабыми кислотными. Однако атом водорода гидроксильной группы, обладая некоторой подвижностью, способен обмениваться в реакциях замещения на активные металлы:

2C₂H₆OH + 2Na = 2C₂H₆ONa + H₂                                       этилат                                      натрия

Образующиеся продукты называют алкоголятами (от названия спиртов — алкоголи). Алкоголяты метилового спирта называются метилатами, а этилового — этилатами и т.д. Алкоголяты — твердые, неустойчивые вещества, легко подвергающиеся гидролизу:

C₂H₆ONa + H₂O = C₂H₆OH + NaOH

Алкоголяты щелочных металлов обладают более сильными основными свойствами, чем гидроксиды щелочных металлов.

2. Образование простых эфиров.

Взаимодействием алкоголятов с галогеналкилами можно получить простые эфиры:

C₂H₆—ONa + I—C₂H₆ =C₂H₆—O—C₂H₆ + NaI                                                 диэтиловый                                                        эфир

3. Образование сложных эфиров (реакция этерификации).

При реакции спиртов с кислотами (органическими или неорганическими) получаются соединения, которые называют сложными эфирами. Такая реакция получила название реакции этерификации  Если во взаимодействие со спиртом вводят органические (карбоновые) кислоты, то в качестве катализатора используют сильные минеральные кислоты:               O                                                           O              //                                     H⁺                 //  H₃C—С—OH + HO—C₂H₅     =   H₃C—C—O—C₂H₅ + H₂O      уксусная                                           этиловый эфир      кислота                                             уксусной кислоты                                                                  (этилацетат)

Реакции гидроксила.  1. Замещение гидроксильной группы на галоген (образование галогенопроизводного):

C₂H₆OH + HCl= C₂H₆Cl + H₂O

Такая реакция обратима, но можно равновесие сдвинуть вправо, если ее проводить в присутствии водоотнимающих средств (например, H₂SO₄(конц.), ZnCl₂ и др.).  Замещение гидроксильной группы на галоген происходит также при взаимодействии спирта с PCl₅.

2. Дегидратация спиртов (отщепление воды).

Реакция дегидратации может быть внутримолекулярной и межмолекулярной.  При внутримолекулярной дегидратации образуются алкеновые углеводороды:

                     H⁺  CH₂—CH₂  =   H₂C==CH₂ + H₂O  |          |         t       этилен H        OH

Межмолекулярная дегидратация приводит к образованию простых эфиров:

                                    H⁺  C₂H₅—OH + HO—C₂H₅   =   C₂H₅—O—C₂H₅ + H₂O                                           t       диэтиловый  эфир

В этих реакциях в качестве водоотнимающих средств используют Н₂SO₄ (конц.).    Предельные спирты, в отличие от алканов, легко окисляются. Главный "виновник" этого — гидроксильная группа. При окислении первичных спиртов образуются альдегиды.

В качестве окислителей используют К₂Сr₂О₇ + H₂SO₄ или KMnO₄ + H₂SO₄.  Метиловый, или древесный спирт (метанол-яд), СН₃ОН — прозрачная жидкость со специфическим запахом, напоминающим этиловый спирт. Метиловый спирт — сильный яд. Несколько его граммов, попав в организм, приводят к слепоте, а большие количества — к смерти. Этиловый спирт (этанол) С₂Н₅ОН — бесцветней жидкость, легко испаряющаяся. Спирт, содержащий 4—5 % воды, называют ректификатом, а содержащий только доли процента воды — абсолютным спиртом.  Получают его различными способами. Один из них — спиртовое брожение веществ, содержащих сахаристые вещества, в присутствии ферментов (например, зимазы — фермента дрожжей): зимаза C₆H₁₂O₆ —^зимаза=C₂H₆OH + 2CO₂ Такой спирт называют пищевым или винным спиртом. Полученный спирт называют гидролизным.  Как известно, для получения этилового спирта существуют и синтетические способы, такие, прямая гидратация этилена: H₂C==CH₂ + H₂ —^кат. H₃C—CH₂OH

Этиловый спирт, применяемый для технических целей, специально загрязняют дурно пахнущими веществами. Такой спирт называют денатуратом (для этого спирт подкрашивают, чтобы отличить его от  чистого спирта).

3. О п ы т. Проведение реакций, подтверждающих важнейшие химические свойства одного из изученных классов органических соединений. (Белки)

Цветные реакции применяются для установления белковой природы веществ, идентификации белков и определение их аминокислотного состава в различных биологических жидкостях. 1. В пробирку вносят 5 капель раствор яичного белка, 3 капли NaOH, 1 каплю Cu(OH)2, перемешивают. Содержимое пробирки приобретает сине-фиолетовое окрашивание.

2. К 5 каплям раствора яичного белка добавляют 3 капли азотной кислоты и (осторожно!) нагревают. Появляется осадок желтого цвета. После охлаждения добавляют (желательно на осадок) 10 капель NaOH, появляется оранжевое окрашивание.

БИЛЕТ 11

1. Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

Один и тот же химический элемент зачастую может образовывать несколько типов простых веществ (аллотропия), называемых аллотропными модификациями. Явление аллотропии может быть обусловлено либо различным составом молекул данного элемента (аллотропия состава), либо различным строением молекул и способом размещения молекул (атомов) в кристаллах (аллотропия формы). Способность элемента к образованию соответствующих аллотропных модификаций обусловлена строением атома, которое определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов. Различные аллотропные модификации могут переходить друг в друга. Для данного химического элемента его аллотропные модификации всегда различаются по физическим свойствам и химической активности (например, озон активнее кислорода, температура плавления алмаза больше, чем фуллерена) Если какой-либо элемент может существовать в двух или нескольких твердых формах (кристаллических либо аморфных), то считается, что он проявляет

аллотро­пию. Различные формы одного элемента называются аллотропами. Аллотропы сущест­вуют приблизительно у половины всех элементов. Например, углерод существует в виде алмаза либо графита. Сера существует в двух кристаллических формах - ромбической и моноклинной - в зависимости от темпера­туры. Обе ее кристаллические формы являются примерами молекуляр­ных кристаллов. Молекулы в них представляют собой гофрированные циклы, в каждом из которых содержится по восемь ковалентно связанных атомов серы. Твердая сера может существовать еще в третьей аллотропной форме как пластическая сера. Эта форма серы неустойчива. Она состоит из длинных цепочек атомов серы, которые при комнатной температуре разрушаются и снова образуют молекулы S₈, кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

Фосфор может существовать в трех аллотропных формах. Наиболее устойчивая из них-красный фосфор. Красный фосфор имеет каркасную кристал­лическую структуру, в которой каждый атом ковалентно связан с тремя другими атомами фосфора. Белый фосфор представляет собой молекулярный кристалл. Каждая его молекула содержит четыре атома фосфора, ковалентно связанных в тетраэдрическую структуру. Третий аллотроп - черный фосфор - образуется только при высоких давлениях. Он существует в виде макромолекулярной слоистой структуры.

Соединения, в которых ароматический радикал фенил С6Н5- непосредственно связан с гидроксильной группой ОН, отличаются по свойствам от ароматических спиртов, настолько, что их выделяют в отдельный класс органических соединений, называемый фенолами.

Общая формула фенола

классификация и изомерия фенолов В зависимости от числа ОН-групп различаютодноатомные фенолы (например, вышеприведенные фенол и крезолы) и многоатомные. Среди многоатомных фенолов наиболее распространены двухатомные:

Как видно из приведенных примеров, фенолам свойственна структурная изомерия (изомерия положения гидроксигруппы).

Следствием полярности связи О–Н и наличия неподеленных пар электронов на атоме кислорода является способность гидроксисоединений к образованию водородных связей

Это объясняет, почему у фенола довольно высокие температуры плавления (+43) и кипения (+182). Образование водородных связей с молекулами воды способствует растворимости гидроксисоединений в воде:

Способность растворяться в воде уменьшается с увеличением углеводородного радикала и от многоатомных гидроксисоединений к одноатомным. Метанол, этанол, пропанол, изопропанол, этиленгликоль и глицерин смешиваются с водой в любых соотношениях. Растворимость фенола в воде ограничена.

Строение молекулы фенола

неподеленная электронная пара атома кислорода притягивается 6-ти электронным облаком бензольного кольца, из – за чего связь О–Н еще сильнее поляризуется. Фенол - более сильная кислота, чем вода и спирты. В бензольном кольце нарушается симметричность электронного облака, электронная плотность повышается в положении 2, 4, 6. Это делает более реакционноспособными связи С-Н в положениях 2, 4, 6. и – связи бензольного кольца.

а) Рассмотрим реакции фенола по ОН- группе: реагирует с натрием и гидроксидом натрия

Кислотные свойства у фенола выражены сильнее, чем у спирта С₂Н₅ОН. Фенол – слабая кислота (карболовая).

б) Реакции фенола по бензольному кольцу:

Фенильная группа C6H5 – и гидроксил –ОН взаимно влияют друг на друга.

в) Качественная реакция на фенолы взаимодействие фенола с хлоридом железа

С₆Н₅ОН + FeCl₃ —> фиолетовое окрашивание

Получение фенола  путем окисления пероксидом водорода бензола

Фенол - ядовит!!! При попадании на кожу вызывает ожоги, при этом он всасывается через кожу и вызывает отравление. Раствор фенола используют в качестве дезинфицирующего средства (карболовая кислота). Двухатомные фенолы – пирокатехин, резорцин, а также гидрохинон (пара-дигидроксибензол) применяют как антисептики (антибактериальные обеззараживающие вещества), вводят в состав дубителей для кожи и меха, как стабилизаторы смазочных масел и резины, а также для обработки фотоматериалов и как реагенты в аналитической химии.

В виде отдельных соединений фенолы используются ограниченно, зато их различные производные применяют широко. Фенолы служат исходными соединениями для получения разнообразных полимерных продуктов – фенолоальдегидных смол, полиамидов, полиэпоксидов. На основе фенолов получают многочисленные лекарственные препараты, например, аспирин, салол, фенолфталеин, кроме того, красители, парфюмерные продукты, пластификаторы для полимеров и средства защиты растений.

Задача. Вывести молекулярную формулу углеводорода по данным: массовая доля углерода — 83,33%, массовая доля водорода — 16,67%, относительная плотность по воздуху равна 1,45. 

БИЛЕТ 12

1. Электрохимический ряд активности (напряжения) металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается):

Строение атомов металлов определяет не только характерные физические свойства простых веществ – металлов, но и общие их химические свойства. При большом многообразии все химические реакции металлов относятся к окислительно – восстановительным и могут быть только двух типов: соединения и замещения. Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления.

В общем виде это можно выразить схемой: Ме⁰ — ne → Me⁺ⁿ,  где Ме – металл – простое вещество, а Ме⁰⁺ⁿ – металл химический элемент в соединении.

Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами — простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.

При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:

2Mg + O₂ = 2MgO

Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.

С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:

Ме + HOH → Me(OH)_n + H₂↑

Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.

Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:

Me + nH⁺ → Meⁿ⁺ + H₂↑

Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.

При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения:  электроны от атомов замещающего  — более активного металла переходят к ионам замещаемого — менее активного металла.  То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.

В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов: Li ,  K, Rb, Cs, Ba, Ca,  Na, Mg, Al, Mn, Cr,  Zn, , Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H₂ , Cu, Ag, Hg, Pt, Au.

Металлы,  расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.

В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство — образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂↑ + Q

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.

2. Альдегиды Органические соединения, в молекуле которых имеется карбонильная группа >С=O, называются карбонильными соединениями, или оксосоединениями. Карбонильные соединения делятся на две большие группы — альдегиды и кетоны.

Общая формула для альдегидов – С_nH_2nO

“Отличительными” суффиксами в названиях альдегидов и кетонов служат соответственно -аль и -он.

Альдегидная группа может располагаться только на конце молекулы. Нумерация самой длинной цепи в альдегидах начинается с углерода альдегидной группы, а её положение (цифра 1) в названии не указывается.

В кетонах же карбонильная группа может находиться и в середине углеродной цепи, поэтому в названии после суффикса -он через дефис указывается её положение. Нумеруют самую длинную цепь в кетонах с того конца, к которому ближе карбонильная группа.

Если, помимо карбонильной группы, соединение содержит двойную или тройную связь, то цифру, показывающую её положение в цепи, удобно ставить до основы названия.

Насекомые общаются между собой, выделяя ничтожные количества органических соединений, имеющих сравнительно небольшие молекулы. Такие вещества называются феромонами.Феромоны делят на половые, возбуждающие, успокаивающие, сбора, тревоги и другие. Чувствительность насекомых к феромонам просто поразительна: самец ночной бабочки большой павлиний глаз чувствует половой феромон самки на расстоянии до 10 км! Синтетические феромоны используются для борьбы с вредными насекомыми путем заманивания их в ловушки, дезориентации в период спаривания, отпугивания.

Муравьи для подачи сигнала тревоги выделяют два феромона. Формулы этих феромонов вы сейчас видите на экране. Дайте названия этим веществам.