4. Повышение температуры.

При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза, так как возрастает скорость движения молекул и увеличивается вероятность их столкновения. Например, кислород при обычной температуре медленно окисляет многие вещества, а при повышении температуры начинается бурная реакция – горение.

5. Катализаторы.

Катализаторы – вещества, ускоряющие химические реакции, но сами при этом не расходуются.

2.

Фенол, его строение, свойства, применение.

Фенол С₆Н₅ОН – бесцветное, кристаллическое вещество с характерным запахом. Его t плавления = 40,9 С. В холодной воде он мало растворим, но уже при 70◦С растворяется в любых отношениях. Фенол ядовит. В феноле гидроксильная группа соединена с бензольным кольцом.

фенол

Химические свойства

1. Взаимодействие с щелочными металллами.

2C₆H₅OH + 2Na → 2C₆H₅ONa + H₂

фенолят натрия

2. Взаимодействие со щелочью (фенол – слабая кислота)

C₆H₅OH + NaOH → C₆H₅ONa + H2O

3. Галогенирование.

4. Нитрование

5.Качественная реакция на фенол

3C₆H₅OH +FeCl₃ → (C₆H₅O)₃Fe +3HCl (фиолетовое окрашивание)

Применение

Для дезинфекции, получение лекарств, красителей, взрывчатых веществ, пластмасс.

Билет 14.

1.

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей.

Электрический ток — направленное движение заряженных частиц под действием внешнего электромагнитного поля.

Электролиты — вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток. Электролитами являются растворимые кислоты, щелочи, соли.

Неэлектролиты — вещества, растворы (и расплавы) которых не проводят электрический ток. Неэлектролитами являeтся большинство органических веществ.

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Основы теории электролитической диссоциации – С.Аррениус:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы.

2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные (катионы) - к катоду, отрицательно заряженные (анионы) - к аноду.

3. Диссоциация – обратимый процесс.

Степень диссоциации α — отношение числа распавшихся молекул к общему числу молекул растворенного вещества:

Сильные электролиты диссоциируют нацело, в растворе практически нет молекул, α=1. Примеры: НСl; NaOH; KBr.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, α<1 . Примеры: H₂S; H₂O

Диссоциация кислот, щелочей и солей

Кислоты — электролиты, диссоцирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

HNO₃→ H⁺+NO₃^- (сильная кислота, α=1)

CH₃COOH CH₃COO^- +H⁺ (слабая кислота, α<1)

Основания — электролиты, диссоциирующие на катионы металла и гидроксид-аниона.

NaOH →Na⁺+ OH^- Ca(OH)₂ →Ca²⁺+2OH^-

Соли — электролиты, диссоциирующие на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

BaCl₂→ Ba²⁺ + 2Cl^- Al₂(SO₄)₃→ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

2.

Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов. Промышленный способ получения метанола.

Наибольшее промышленное значение имеют метанол и этанол.

Промышленный синтез метанола.

Метанол применяется в производстве ряда органических веществ (формальдегида, лекарств), используется как растворитель лаков и красок, служит добавкой к топливам. В настоящее время метанол получают экономически выгодным способом из синтез-газа:

1.Синтез-газ получают взаимодействием метана (природного газа) с водяным паром в присутствии катализатора:

СН₄+Н₂О → СО+3Н₂

синтез-газ

2.Из синтез-газа получают метанол:

СО + 2Н₂ СН₃ОН +Q

1моль 2моль 1 моль

Эта реакция обратимая, экзотермическая, чтобы сместить равновесие в сторону образования метанола, нужно воспользоваться принципом Ле-Шателье:

1.Реакция сопровождается уменьшением объёма, поэтому повышение давления будет способствовать образованию метанола.

2.Реакция экзотермическая, следовательно, особенно сильно нагревать вещества нельзя.

Из-за обратимости процесса исходные вещества реагируют не полностью. Поэтому образовавшийся спирт необходимо отделять, а непрореагировавшие газы снова направлять в реактор, то есть осуществлять циркуляцию газов.

Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов.

1. Этанол в промышленности получают гидратацией этилена:

СН₂=СН₂ + Н₂О → СН₃-СН₂-ОН

2. Из предельных углеводородов спирты получают через галогенопроизводные. Первая реакция – галогенирование алкана:

С₂Н₆ + Br₂ → C₂H₅Br + HBr

бромэтан

Вторая реакция- взаимодействие бромэтана с водным раствором щёлочи:

C₂H₅Br + НОН C₂H₅ОН + НBr

Щёлочь нужна, чтобы нейтрализовать НBr.

Промышленного значения такой способ не имеет, им пользуются в лабораториях. Но он важен в теоретическом отношении, так как показывает взаимосвязь между предельными углеводородами, их галогенопроизводными и спиртами.

Билет 15.

1.

Реакции ионного обмена в водных растворах. Условия их необратимости.

Реакции, идущие в растворах между ионами, называются ионными реакциями.

Реакции в водных растворах электролитов изображаются в виде ионных уравнений. При их составлении следует учитывать, что малодиссоциируемые, плохо растворимые (выпадающие в осадок) и газообразные вещества записываются в виде молекул. Сильные растворимые электролиты, как полностью диссоциированные, пишутся в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Реакции ионного обмена идут до конца:

• если образуется осадок;

• если выделяется газ;

• если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, то есть является обратимой.

1. NaOH + HCl NaCl + H₂O Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- Na⁺ + Cl^- + H₂O полное ионное уравнение H⁺ + OH^- H₂O сокращённое ионное уравнение

эта реакция идёт до конца, так как образуется слабый электролит – вода.

• CuSO₄+2NaOH → Cu(OH)₂↓+ Na₂SO₄

Cu²⁺+SO₄^2- +2Na⁺ +2OH^-→ Cu(OH)₂↓+2Na⁺+ SO₄^2-

Cu²⁺ +2OH^- → Cu(OH)₂↓

эта реакция идёт до конца, так как образуется осадок Cu(OH)₂.

CO₂

3. Na₂CO₃+2HCl → 2 NaCl+H₂CO₃

H₂O

2Na⁺ +CO₃^2- +2H⁺ + 2Cl^- → 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂↑+ H₂O

CO₃^2-+2H⁺→CO₂↑+H₂O

эта реакция идёт до конца, так как образуется газ и вода.

4. КСl + NaNO₃ → KNO₃ + NaCl

данная реакция не идёт до конца, то есть обратима, так как не образуется ни газ, ни осадок, ни слабый электролит.

2.

Альдегиды, их химическое строение и свойства, получение и применение (на примере муравьиного и уксусного альдегидов).

Альдегиды – органические вещества, содержащие альдегидную функциональную

группу (или –СНО), соединённую с углеводородным радикалом. Общая формула альдегидов:

Гомологический ряд

НСНО метаналь, формальдегид

СН₃СНО этаналь, ацетальдегид

С₂Н₅СНО пропаналь

С₃Н₇СНО бутаналь

Физические свойства, применение

Формальдегид – газ с характерным запахом, ядовит, его 40% раствор называется формалином. Применяется в медицине для дезинфекции, получения пластмасс. Ацетальдегид – жидкость, растворимая в воде, ядовита, применяется для получения пластмасс, этанола, уксусной кислоты.

Химические свойства

• Реакция «серебряного зеркала»- качественная реакция на альдегиды

СН₃СНО + Ag₂O → CH₃COOH + 2Ag

ацетальдегид уксусная кислота

• Окисление гидроксидом меди – качественная реакция на альдегиды – образование кирпично-красного осадка Cu₂O

СН₃СНО + Cu(OH)₂ → CH₃COOH + Cu₂O + 2H₂O

• Восстановление водородом (получение спирта)

СН₃СНО + H₂ → CH₃CH₂OH

Получение

1. Окисление спиртов

R–CH₂–OH +CuO → R-CHO + Cu + H₂O

• Гидратация ацетилена

H – С ≡ C – H + H₂O → CH₃CHO

Билет 16.

1.

Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионов (-ОН^-).

NaOH →Na⁺+ OH^- Ba(OH)₂ →Ba²⁺+ 2OH^- Ионы OH^- можно обнаружить с помощью индикаторов: лакмус в щелочной среде синий, фенолфталеин – малиновый.

Классификация оснований:

1. По растворимости в воде:

растворимые в воде - щёлочи - LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂,

нерастворимые в воде Cu(OH)₂, Al(OH)₃ и другие

2. По степени диссоциации:

сильные электролиты (щёлочи),

слабые электролиты (нерастворимые основания)

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации

NaOH + HCl NaCl + H₂O Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- Na⁺+ Cl^- + H₂O H⁺ + OH^- H₂O

Cu(OH)₂+2HCl → CuCl₂+2H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺ + 2Cl^- → Cu²⁺ + 2Cl^- +2H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂O

2. Взаимодействие с кислотными оксидами

2NaOH +CO₂ Na₂CO₃ + H₂O 2Na⁺ + 2OH^- + CO₂ 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O 2OH^- + CO₂ CO₃^2- + H₂O

3. Взаимодействие с солями (растворимыми в воде)

2NaOH + MgCl₂ Mg(OH)₂ + 2NaCl 2Na⁺ + 2OH^- + Mg²⁺ + 2Cl^- Mg(OH)₂ +2 Na⁺ + 2 Cl^- 2OH^- + Mg²⁺ Mg(OH)₂

4. Разложение при нагревании (нерастворимые в воде основания).

Cu(OH)₂→CuO+H₂O

Амфотерные гидроксиды – Al(OH)₃, Zn(OH)₂, и другие взаимодействуют и с кислотами, и с щелочами:

Zn(OH)₂+2HCl = ZnCl₂+2H₂O; Zn(OH)₂+2H⁺ = Zn²⁺+2H₂O

Al(OH)₃ +NaOH = Na[Al(OH)₄]; Al(OH)₃+OH^- = [Al(OH)₄]^-

2.

Предельные одноосновные карбоновые кислоты, их строение и свойства на примере уксусной кислоты.

Карбоновые кислоты - органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп -СООН, соединённых с углеводородным радикалом или водородным атомом.

– карбоксильная группа

Гомологический ряд

НСООН метановая (муравьиная)

СН₃СООН этановая (уксусная)

С₂Н₅СООН пропановая (пропионовая)

С₃Н₇СООН бутановая (масляная)

С₄Н₉СООН пентановая

С₁₅Н₃₁СООН пальмитиновая

С₁₇Н₃₅СООН стеариновая

Физические свойства

Низшие карбоновые кислоты – это жидкости с острым запахом, растворимы в воде. Высшие карбоновые кислоты – твёрдые вещества без запаха, не растворимы в воде. Муравьиная кислота – средней силы, уксусная – слабая.

Химические свойства

1. Диссоциация (слабые кислоты, меняют окраску индикаторов)

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

2. Взаимодействие с металлами

2CH₃COOH + Mg → (CH₃–COО)₂Mg + H₂

3. С оксидами

CH₃COOH + MgO → (CH₃–COO)₂Mg + H₂O

4. С гидроксидами

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

5. С солями более слабых и летучих кислот

2CH₃COOH + Na₂CO₃ → CH₃COONa + H₂CO₃ (разлагается на H₂O и CO₂ )

6. Со спиртами (реакция этерификации)

CH₃COOH + С₂Н₅ОН →СН₃СООС₂Н₅ +Н₂О

уксусно-этиловый

эфир

Применение уксусной кислоты: получение лекарств, волокон, пластмасс, солей, фруктовых эссенций, растворителей, в пищевой промышленности.

Билет 17.

1.

Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺:

H₂SO₄→ 2H⁺+SO₄^2-

HNO₃→ H⁺+NO₃^-

Ионы H⁺ можно обнаружить с помощью индикаторов: лакмус в кислой среде красный, метилоранж - красный.

Классификация кислот:

• Бескислородные (HCl, H₂S), кислородсодержащие (HNO₃, H₂SiO₃).

• Одноосновные (HBr, HNO₃), двухосновные (H₂CO₃), трёхосновные (H₃PO₄).

• Сильные (HCl, H₂SO₄, HNO₃), слабые (H₂S, H₂SO₃). Сильные кислоты кислоты полностью диссоциируют на ионы в растворе, а слабые – частично.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие кислот с металлами (металлы, стоящие в ряду напряжений металлов до водорода, вытесняют его из кислот):

2HCl + Mg MgCl₂ + H₂ 2H⁺ + 2Cl^- + Mg Mg²⁺ + 2Cl^- + H₂ 2H⁺ + Mg Mg²⁺ + H₂

2.Взаимодействие кислот с основными оксидами:

2HCl + MgO MgCl₂ + H₂O 2H⁺ + 2Cl^- + MgO Mg²⁺ + 2Cl^- + H₂O 2H⁺ + MgO Mg²⁺ + H₂O

3.Взаимодействие кислот с основаниями:

HCl + NaOH NaCl + H₂O H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- Na⁺+ Cl^- + H₂O H⁺ + OH^- H₂O

4.Взаимодействие кислот с солями:

H₂SO₄+ BaCl₂ → BaSO₄ ↓+2HCl

2H⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺+2Cl^- → BaSO₄ ↓+2H⁺ +2Cl^-

SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄↓

CaCO₃+2HCl →CaCl₂+H₂O+CO₂↑

CaCO₃ +2H⁺ + 2Cl^- → Ca²⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂↑

CaCO₃ +2H⁺ → Ca²⁺ + H₂O + CO₂↑

2.

Жиры как сложные эфиры глицерина и карбоновых кислот, их состав и свойства. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о мылах.

Жиры – сложные эфиры трёхатомного спирта глицерина и высших карбоновых кислот.

Физические свойства

Жиры – легкоплавкие вещества, легче воды, нерастворимы в воде, растворимы в органических растворителях, имеют низкую теплопроводность. Животные жиры – твёрдые, растительные жиры (масла) – жидкие. В состав животных жиров входят преимущественно насыщенные кислоты: стеариновая С₁₇Н₃₅СООН, пальмитиновая С₁₅Н₃₁СООН, в состав растительных масел входят ненасыщенные кислоты: олеиновая С₁₇Н₃₃СООН, линолевая С₁₇Н₃₁СООН.

Химические свойства

1. Гидролиз жиров. Жиры гидролизуются с образованием глицерина и карбоновых кислот:

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅ СН₂ОН

СН -О-СО-С₁₇Н₃₅ + 3Н₂О → СНОН + 3 С₁₇Н₃₅СООН

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅ СН₂ОН

2. Гидрирование масел. Жидкие растительные масла превращаются в твёрдые

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₃ СН₂ОСОС₁₇Н₃₅

СН -О-СО-С₁₇Н₃₃ + 3Н₂ → СНО СОС₁₇Н₃₅

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₃ СН₂ОСОС₁₇Н₃₅

жидкий жир твёрдый жир

3. Получение мыла. Мыла – соли щелочных металлов высших карбоновых кислот.

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅ СН₂ОН

СН -О-СО-С₁₇Н₃₅ + 3NaОH → СНОН + 3 С₁₇Н₃₅СООNa

СН₂-О-СО-С₁₇Н₃₅ СН₂ОН

Применение - жиры – ценный продукт питания, служат для получения глицерина, карбоновых кислот, мыла, гидрированный жир служит для получения маргарина.

Жиры в природе. Жиры входят в состав животных и растительных организмов, служат источником энергии. При пищеварении жиры под действием ферментов распадаются на глицерин и карбоновые кислоты.

Билет 18.