13. Химический язык в школе. Структура. Значение формирования знаний химического языка.

Язык- это знаковая с-ма любой физической природы, осущ. позновательную и коммуникативную функцию в процессе человеч. деятельности. Выделяют: естеств. (язык повседневной жизни, служ. формой выражения мыслей и средством общения м/у людьми) и искусств (матем. и хим. язык).

Стр-ра хим. языка:

1. Знаки естеств (признаки хим. р-ций)

2. Знаки искусств.

• Языковые (научные термины, номенклатура, обеупотребл. слова и выражения)

• Неязыковые: наглядные знаки и условные знаки (символы, формулы, уравн., аббревиатура, цифровые индексы)

Воспит. значение хим. языка – формирование мировоззрения. Язык явл-ся формой, отражающее определенное содержание. Сказывает на развитии позноват. д-сти уч-ся.

Термины – это понятия исп-мые в определенной проф. д-сти. Большинство хим. терминов имеют греч. или лат. происхождение. Термины греч. происхождения описывают опред. св-ва (атом – неделимый, глюкоза –сладкий, галогены – рождающие соли), лат. происх. описывают действия (адсорбция – поглащение, коагуляция – сгущение). С развитием химии развивается и терминология.

Символика – это хим. знаки, формулы, уравнения. Первые буквы названий эл-тов служат символами. Этапы форм-я символики: 1) усвоение смысла хим. знака 2) усвоение смысла хим. формулы, чтение её, определение состава в-ва по формуле, составление формулы по валентности 3) усвоение смысла хим. уравн, чтение его, особенности р-ции.4) коэф. в уравн., кач. и колич. анализ р-ции по уравн. 5) Самост составл. формул в-ва, с исп-ем знаний о валент-сти и законов сохр. массы в-в. Наглядные пособия: карточки, хим. азбука, дидакт. мат-л.

14. Окислительно-восстановительные реакции.

ОВР – это р-ции, протек. с изменением степ. ок. атомов, входящих в состав реагирующих в-тв.

Любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения эл-ов.

• Процесс отдачи электронов называется окислением. В результ. процесса окисления алгебраическая величина степ. ок. эл-та повышается.

• Процесс присоединения электронов наз. восст-нием. В результ. величина степ. ок. понижается.

  • Частицы (атомы, молекулы, ионы), кот. отдают электроны, наз. восстан-лями.

  • Частицы, кот. присоединяют электроны, называются окислителями.

Классификация.

1. Внутримолекулярные – р-ии идут с изменен. степ. ок. разных атомов в одной молекуле.

N^-3H₄N⁺³O₂ = N⁰₂ + H₂O

2. Межмолекулярные – в этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав мол. различных в-тв.

N⁰₂ + H⁰₂ = N^-3H⁺¹₃

3. Самоокисление-самовосстановление (диспропорционирование) – это ОВР, при протек. кот. один и тот же элемент, находящийся в промежут. степ. ок., и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает эл-ны другой части атомов этого же элемента.

N⁺⁴O₂ + H₂O = HN⁺⁵O₃ + HN⁺³O₂

Методы расстановки коэффициентов.

1. Метод электронного баланса. В основе его лежит след. правило: общее число эл-ов, кот. отдает восст-ль, должно быть равно общему числу эл-ов, кот. принимает окислитель.

2. Метод полуреакций (ионно-электронного баланса) действия:

   • Записать ионную схему ОВР;

   • Составить ионную схему двух полуреакций (окисл. и восст.)

   • Добавить определ. число мол. или ионов, кот. нах. в р-ре и определ. р-ю среды.

Возможны два случая:

1. а) в исходных реагентах О₂ больше, чем в продуктах:

рН < 7 О^2- + 2Н⁺ = Н₂О ;

рН ≥ 7 О^2- + Н₂О = 2 ОН^-

б) если в исходных реагентах меньше О₂, чем в продуктах: рН ≤7 … + Н₂О = О^2- + 2Н⁺ ; рН >7 … + 2ОН^- = О^2- + Н₂О

2) ОВР с участием перекиси водорода

а) рН < 7 Н₂О₂ + 2ё + 2Н⁺ = 2Н₂О

рН ≥ 7 Н₂О₂ + 2ё = 2ОН^-

б) Н₂О₂ восстановитель:

рН ≤7 Н₂О₂ – 2ё = О₂ + 2Н⁺

рН >7 Н₂О₂ – 2ё + 2ОН^- = О₂ + 2Н₂О

• Подсчитать сумму зарядов в левой и правой частях уравнений полуреакций и найти число присоединенных или отданных ё.

• Поставить коэффициенты в ионном уравнении ОВР

• Составить молекулярное уравнение.

Пример: 2KMnO₄ + H₂O + 2KOH = 2K₂MnO₄ + O₂ + H₂

2MnO^-₄ + H₂O + 2OH^- = 2MnO^2-₄ + O₂ + H₂O

2 MnO^-₄ + 1ё = MnO^2-₄

1 H₂O₂ + 2OH^- - 2ё = O₂ + 2H₂O

Влияние среды на характер протекания ОВР

2KMn⁺⁷O₄+5NaS⁺⁴O₃+3H₂SO₄(cред) =2Mn⁺²SO₄+5Na₂S⁺⁶O₄+ K₂SO₄ +3Н₂О

2KMn⁺⁷O₄ + 3NaS⁺⁴O₃ + Н₂О = 2Mn⁺⁴O₂ + 3Na₂S⁺⁶O₄ + 2KOH

2KMn⁺⁷O₄ + NaS⁺⁴O₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂S⁺⁶O₄ +Н₂О

K₂Cr⁺⁶₂O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ = Cr⁺³₂(SO₄)₃ + S⁰ + K₂SO₄ + 7Н₂О

KCr⁺³O₂ + 3KMn⁺⁷O₄ + 4KOH = K₂Cr⁺⁶O₄ + 3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2Н₂О

Cr⁺³₂(SO₄)₃ + H₂O^-₂ + NaOH = Na₂SO₄ + Na₂Cr⁺⁶O₄ + Н₂О^-2

16. Карбоновые кислоты. Это производные УВ, содержащие функциональную карбоксильную группу -СООН.

Номенклатура. Если в главную цепь включается атом углерода карбоксильной группы, то добавляется суффикс –овая кислота. Если не включается, то суффикс карбоновая кислота.

Название производных карб.кислот состоит из названия класса производных и названия самой кислоты.

Название солей карб.кислот состоит из названия катиона и аниона соответствующей кислоты, кот образуется заменой суффикса –овая на суффикс –(о)ат. Для тривиальных кислот надо использовать тривиальные названия анионов

Формула	Название кислоты	Название аниона
НСООН	Муравьиная	Формиат
СН3СООН	Уксусная	Ацетат
С3Н7СООН	Масляная	Бутират
С5Н11СООН	Капроновая	Капронат
НООС-СООН	Щавелевая	Оксалат
НООС-СН2-СН2-СООН	Янтарная	Сукцинат
	Молочная	Лактат
	Лимонная	Цитрат
	Винная	тартрат

Химические свойства. 1) реакции присоединения по карбонильной группе

2) реакции енолят-анионов

3) реакции трансформации функциональной группы

-1-

1/Реакции восстановления

R-C-OH R-CH₂-OH

R-C-O-R

Восстановление по Розенмунду R-C-Cl R-C-H

2/Реакции взаимного перехода R-C-X + HX R-C-X + HX

1 )Реакции гидратации. Полный гидролиз всех производных какрб.кислот приводит к образованию кислот

R-C-X + H₂O R-C-OH + HX

Хлорангидриды и ангидриды очень хорошо присоединяют воду => хранят в герметичных условиях

Взаимод-е сложных эфиров проходит значительно медленнее в условиях кислогокатализа по механизму нуклеофильного присоединения-ощипления