16) Спирты и фенолы. Многотомные спирты.

_{Однотомные спирты  получают}

_{1) Гидратацией алкенов в кислой среде}

_{2) Гидролизом галогенпроизводных}

_{3) Восстановлением карбонильных соединений}

_{4) Взаимодействием первичных админов с азотистой кислотой.}

 _{Однотомные фенолы  могут быть получены взаимодействием ароматических сульфокислот с гидроксидами щелочных  металлов.}

_{Медико-биологическое значение и применение в народном хозяйстве.}

_{Этиловый спирт в больших количествах вызывает состояние, близкое к наркозу, используется для приготовления настоек и обеззараживающего средства}

_{Метиловый спирт - сильный яд, в пищеварительном тракте образует формальдегид и муравьиную кислоту}

_{ФЕНОЛЫ применят как дезинфицирующие средства.}

_{ФЕНОЛ или карболовая кислота - первый антисептик введенный в хирургию, может вызвать ожог кожи, широко используется для производства пластмасс, лекарственных средств.}

_{Многотомные спирты}

_{Этиленгликоль}   C₂H₆O_{2  - токсичная жидкость}

_{Глицерин}  C3H8O3 -  нетактичная вязкая бесцветная жидкость сладкого вкуса

_{Получение многотомных спиртов}

1. Каталитическая гидратация оксида этилена (получение этиленгликоля):

2. Взаимодействие дигалогенпроизводных алканов с водными растворами щелочей:

3. Из синтез-газа:               

2CO + 3H₂ ^{250°,200МПа,kat} →  CH₂(OH)-CH₂(OH) 

_{17)Химические свойства спиртов}

_{1)Горение: C2H5OH + 3O2 2CO2 +3H2O + Q}

_{2)Реакции с щелочными и щелочноземельными металлами ("кислотные" свойства):Атомы водорода гидроксильных групп молекул спиртов, также как и атомы водорода в молекулах воды, могут восстанавливаться атомами щелочных и щелочноземельных металлов ("замещаться" на них).}

_{2Na + 2H—O—H 2NaOH + H2}

_{2Na + 2R—O—H 2RONa + H2}

_{3)Реакции с галогеноводородами:}

_{C2H5OH + HBr C2H5Br + H2O}

_{4)Внутримолекулярная дегидратация (t > 140oС, образуются алкены):}

_{C2H5OH C2H4 + H2O}

_{5)Межмолекулярная дегидратация (t < 140oС, образуются простые эфиры):}

_{2C2H5OH C2H5OC2H5 + H2O}

_{6)Окисление (мягкое, до альдегидов):}

_{CH3CH2OH + CuO CH3—CHO + Cu + H2O}

_{Это качественная реакция на спирты: цвет осадка изменяется с черного на розовый, ощущается своеобразный "фруктовый" запах альдегида).}

Билет № 15

Реакция среды в растворах слабых кислот и оснований. Константа диссоциации. Реакция среды в растворах солей. Закон разведения Оствальда

Слабые кислоты и основания, в отличие от сильных (диссоциирующих практически полностью), распадаются на ионы в очень небольшой степени. Поэтому, например, в растворе слабой кислоты, можно выделить:

• общую кислотность – концентрация растворённой кислоты, которую можно определить титрованием раствором щёлочи до полной нейтрализации;

• активную кислотность – концентрации свободных протонов в растворе;

• потенциальную или резервную кислотность, заключённоую в недиссоциированных молекулах кислоты.

Аналогично, слабые основания обладают тремя видами щёлочности.

Кроме того, слабые электролиты подчиняются закону разведения Оствальда, согласно которому степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна корню квадратному из его концентрации:

α = ,

где К – константа диссоциации, С – молярная концентрация;

или прямо пропорциональна корню квадратному из его разведения:

α = , где V – разведение

Как вы помните из курса средней школы, реакция среды в растворах солей определяется их способностью к гидролизу. Так, соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаясь гидролизу по аниону, смещают равновесие диссоциации воды в сторону образования гидроксид-анионов. Среда становится щелочной. Например:

СН₃СОО^-  + Na⁺ + Н₂О → СН₃СООН  + Na⁺ + ОН^-

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, подвергаясь гидролизу по катиону, смешает равновесие диссоциации воды в сторону образования протонов.

Например: NН₄⁺ + Сl^- + Н₂О → NН₄ОН  + H⁺ + Cl^-

Слабые кислоты: H₂S, HF, CH₃COOH, HNO₂ (HnЭOm m-n<2)

Слабые основания: NH₄OH, Me(OH)n (Me- , кроме щелочных и щелочно земельных).

Слабые кислоты и основания диссоциируют обратимо, равновесно, по ступеням, причём каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно диссоциацию слабых электролитов выражают с помощью α:

- степень электролитической диссоциации, Kд - константа диссоциации (константа равновесия). Константа диссоциации - вид константы равновесия, которая показывает склонность к диссоциации.

• <<1 и Kд<1 

Диссоциация протекает с участием полярных молекул Н₂О. Чем их больше, тем в большей степени протекает диссоциация.

Диссоциация слабой кислоты:

1. Диссоциация CH₃COOH происходит в 1 стадию:

CH₃COOH↔CH₃COO^-+Н⁺;

2. Дисоциация H₃AsO₄ протекает в 3 стадии:

1ст. H₃AsO₄↔H⁺+ H₂AsO₄^-

Кд₁= C(H₂AsO₄^-)×C(H⁺)/C(H₃AsO₄)=6×10^-3

2ст. H₂AsO₄↔H⁺+ HAsO₄^-2

Кд₂=1×10^-8

3ст. HAsO₄↔H⁺+ AsO₄^-3

Кg₃=3×10^-12

Кд₁> Кд₂ >Кд₃>

α₁> α₂> α₃

Диссоциация слабых оснований протекает аналогично

NH₄OH↔NH₄⁺+OH^-

Кд=1,7×10^-5

Закон разбавления Оствальда.

Закон: -степень электролитической диссоциации слабых электролитов, увеличивается при разбавлении раствора.

;

Со – исходные вещества; – продиссоциированные вещества

Со- - не диссоциированные вещества;

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы.