1. Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами.

Электрохимический ряд напряжений металлов:

активные малоактивные неактивные

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

способность атомов отдавать электроны убывает

Ряд напряжений металлов справедлив лишь для реакций, протекающих в водных растворах.

Металлы в ряду напряжений расположены по убыванию их восстановительной способности в растворах. Ряд напряжений металлов позволяет определить возможность прохождения реакций металлов с растворами кислот, солей и водой.

• Взаимодействие с водой:

2Na+2H₂O→2NaOH+H₂

Mg+2H₂O→Mg(OH)₂+H₂

С водой с образованием основания и водорода взаимодействуют только активные металлы (стоящие в ряду напряжений до алюминия).

• Взаимодействие с кислотами:

2Na+H₂SO₄→2Na₂SO₄+H₂

Mg+2HCl→MgCl₂+H₂

Водород из кислот вытесняют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода.

• Взаимодействие с растворами солей

Zn+CuSO₄ →Cu+ZnSO₄

Fe+2AgNO₃→2Ag+Fe(NO₃)₂

Более активный металл (стоящий в ряду напряжений левее) вытесняет менее активный металл из раствора его соли.

Свойства веществ в свете теории электролитической диссоциации. Ионные реакции.

Химические свойства кислот
1.кислота + металл (стоящий до водорода в ряду напряжений)	2HCl + Mg MgCl2 + H2 2H+ + 2Cl- +Mg Mg2+ + 2Cl- + H2 2H+ + Mg Mg2+ + H2
2.кислота + основный оксид	2HCl + MgO MgCl2 + H2O 2H+ + 2Cl- + MgO Mg2+ + 2Cl-+ H2O 2H+ +MgO Mg2+ + H2O
3. кислота + основание	HCl + NaOH NaCl + H2O H+ + Cl- + Na+ + OH- Na++ Cl- + H2O H+ +OH- H2O
4. кислота + соль	HCl + AgNO3 AgCl + HNO3 H+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl + H+ +NO3- Ag+ + Cl- AgCl
Химические свойства щелочей
1.щёлочь + кислота	NaOH + HCl NaCl + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- Na++ Cl- + H2O H+ + OH- H2O
2.щёлочь + кислотный оксид	2NaOH +CO2 Na2CO3 + H2O 2Na+ + 2OH- + CO2 2Na+ + CO32- + H2O 2OH- + CO2 CO32- + H2O
3.щёлочь + соль	2NaOH + MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl 2Na+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- Mg(OH)2 +2Na++2Cl- 2OH-+ Mg2+ Mg(OH)2
Химические свойства солей
1.соль + металл	Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu Fe + Cu2+ +SO42- Fe2++ SO42- + Cu Fe + Cu2+ Fe2++ Cu
2.соль + щёлочь	2NaOH + MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl 2Na++2OH- +Mg2++2Cl- Mg(OH)2 + 2Na++ 2Cl- 2OH- + Mg2+ Mg(OH)2
3.соль + кислота	HCl + AgNO3 AgCl + HNO3 H+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl + H+ + NO3- Ag+ + Cl- AgCl
4.соль + соль	NaCl +AgNO3 AgCl + NaNO3 Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl + Na + +NO3- Ag+ + Cl- AgCl

2.

Крахмал. Нахождение в природе, гидролиз крахмала, применение.

Крахмал (C₆H₁₀O₅)_n - аморфный порошок белого цвета, без вкуса и запаха, плохо растворим в воде, в горячей воде образует коллоидный раствор (клейстер). Макромолекулы крахмала построены из большого числа остатков α-глюкозы. Крахмал состоит из двух фракций: амилозы и амилопектина. Амилоза имеет линейные молекулы, амилопектин – разветвлённые.

Биологическая роль.

Крахмал – один из продуктов фотосинтеза, главное питательное запасное вещество растений. Крахмал – основной углевод в пище человека.

Получение.

Крахмал получают чаще всего из картофеля. Для этого картофель измельчают, промывают водой и перекачивают в большие сосуды, где происходит отстаивание. Полученный крахмал ещё раз промывают водой, отстаивают и сушат в струе теплого воздуха.

Химические свойства.

1. С иодом крахмал даёт фиолетовое окрашивание.

2. Крахмал – многоатомный спирт.

3. Крахмал сравнительно легко подвергается гидролизу в кислой среде и под действием ферментов:

(C₆H₁₀O₅)n + nH₂O → nC₆H₁₂O₆

крахмал глюкоза

В зависимости от условий гидролиз крахмала может протекать ступенчато, с образованием различных промежуточных продуктов:

(С₆H₁₀O₅)n → (C₆H₁₀0₅)_x → (C₆H₁₀0₅)_y→ C₁₂H₂₂O₁₁ → nC₆H₁₂O₆

крахмал растворимый декстрины мальтоза глюкоза

крахмал

Происходит постепенное расщепление макромолекул.

Применение крахмала.

Крахмал применяется в кондитерском производстве (получение глюкозы и патоки), является сырьём для производства этилового, н-бутилового спиртов, ацетона, лимонной кислоты, глицерина и так далее. Он используется в медицине в качестве наполнителей (в мазях и присыпках), как клеящее вещество.

Крахмал является ценным питательным продуктом. Чтобы облегчить его усвоение, содержащие крахмал продукты подвергают действию высокой температуры, то есть картофель варят, хлеб пекут. В этих условиях происходит частичный гидролиз крахмала и образуются декстрины, растворимые в воде. Декстрины в пищеварительном тракте подвергаются дальнейшему гидролизу до глюкозы, которая усваивается организмом. Избыток глюкозы превращается в гликоген (животный крахмал). Состав гликогена такой же, как у крахмала, – (C₆H₁₀O₅)_n, но его молекулы более разветвлённые.

Билет 20.

1.

Общие способы получения металлов.

Природные минералы и горные породы, содержащие металлы и пригодные для их промышленного получения, называются рудами. По составу большинство руд представляют собой оксиды.

1.Восстановление металлов из оксидов происходит разными способами:

1) восстановление углеродом:

2ZnO + C → 2Zn + CO₂

• восстановление оксидом углерода (II):

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

• восстановление водородом:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

• восстановление другими металлами (металлотермия):

Cr₂O₃ + Al → Al₂O₃ + Cr

2.Из растворов солей металлы можно выделить действием более активного металла:

CuSO₄ + Fe → Cu + FeSO₄

3. Для получения активных металлов используют электролиз растворов и расплавов солей. Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении электрического тока через электролит. Катод (отрицательный электрод) – восстановитель, анод (положительный электрод) – окислитель, он забирает электроны.

Если в расплав хлорида натрия опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то на катоде выделится натрий, а на аноде – хлор:

NaCl Na⁺+Cl^-

катод (-) Na⁺ + 1e → Na⁰

анод (+) Cl^- - 1e → Cl⁰ Cl⁰ + Cl⁰ → Cl₂

Суммарный процесс: 2NaCl →2Na+Cl₂

2.

Целлюлоза, состав, физические и химические свойства, применение. Понятие об искусственных волокнах на примере ацетатного волокна.

Целлюлоза (C₆H₁₀O₅)_n – природный полимер, полисахарид, состоящий из остатков β-глюкозы, молекулы имеют линейное строение. В каждом остатке молекулы глюкозы содержатся три гидроксильные группы, поэтому она проявляет свойства многоатомного спирта.

Физические свойства

Целлюлоза – волокнистое вещество, нерастворимое ни в воде, ни в обычных органических растворителях, гигроскопична. Обладает большой механической и химической прочностью.

Химические свойства

1. Целлюлоза – полисахирид, подвергается гидролизу с образованием глюкозы:

(C₆H₁₀O₅)_n + nН₂О → nС₆Н₁₂О₆

2. Целлюлоза – многоатомный спирт, вступает в реакции этерификации с образованием сложных эфиров

[С₆Н₇О₂(ОН)₃]_n + 3nCH₃COOH → 3nH₂O + [С₆Н₇О₂(ОCOCH₃)₃]_n

триацетат целлюлозы

Ацетаты целлюлозы – искусственные полимеры, применяются в производстве ацетатного шёлка, плёнки (киноплёнки), лаков.

Применение

Применение целлюлозы весьма разнообразно. Из неё получают бумагу, ткани, лаки, плёнки, взрывчатые вещества, искусственный шёлк (ацетатный, вискозный), пластмассы (целлулоид), глюкозу и многое другое.

Билет 21.

1.

Окислительно-восстановительные реакции (на примере взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

В окислительно-восстановительных реакциях всегда происходит присоединение или отдача электронов атомами элементов. Это единый взаимосвязанный процесс.

Если атом, ион или молекула в процессе реакции отдают электроны, то они называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов – окислением:

Al⁰-3e→Al⁺³; Fe⁺²-1e→Fe⁺³;

Если атом в процессе реакции принимает электроны, то он называется окислителем, а сам процесс присоединения электронов – восстановлением. Например:

S⁰+2e→S^-2; N⁺⁵+1e→N⁺⁴;

Атомы металлов – восстановители; атомы неметаллов – окислители. Наиболее сильный восстановитель - франций (Fr), а наиболее сильный окислитель – фтор (F).

Взаимодействие алюминия с оксидами металлов имеет большое практическое значение в промышленности для получения таких металлов, как хром, марганец, титан, вольфрам. Этот способ получил название алюминотермии.

Fe₂⁺³O₃+Al⁰→Fe⁰+Al₂⁺³O₃

Fe⁺³+3e→Fe⁰ 3 1 окислитель

Al⁰ -3e→Al⁺³ 3 1 восстановитель

Fe₂⁺³O₃+2Al⁰→2Fe⁰+Al₂⁺³O₃

Взаимодействие азотной кислоты с медью.

Особенности азотной кислоты: она взаимодействует почти со всеми металлами, при этом никогда не выделяется водород.

Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью приводит к восстановлению её до оксида азота (IV):

_{+5 0 +2 +4}

4HNO₃+Cu →Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

_{+5 +4}

N +1e → N 1 2 окислитель

_{0 +2}

Cu -2e → Cu 2 1 восстановитель

2.

Анилин - представитель ароматических аминов; строение и свойства; получение и применение.

Аминами называются производные аммиака, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены углеводородными радикалами:

CH₃ – NH₂ C₂H₅ – NH₂ C₃H₇ – NH₂

метиламин этиламин пропиламин

Группа -NH₂ называется аминогруппой. Амины – органические основания.

Наибольшее практическое значение имеет ароматический амин анилин. Анилин C₆H₅ – NH₂ (фениламин)

Анилин представляет собой бесцветную маслянистую жидкость с характерным запахом. На воздухе быстро окисляется и приобретает красно-бурую окраску. Ядовит. Анилин более слабое основание, чем амины предельного ряда.

Химические свойства

Для анилина характерны реакции как по аминогруппе, так и по бензольному кольцу. Особенности этих реакций обусловлены взаимным влиянием атомов.

С одной стороны, бензольное кольцо ослабляет основные свойства аминогруппы по сравнению алифатическими аминами. С другой стороны, под влиянием аминогруппы бензольное кольцо становится более активным в реакциях замещения, чем бензол. 1. Анилин энергично реагирует с бромной водой с образованием 2,4,6-триброманилина (белый осадок). Эта реакция может использоваться для качественного определения анилина: