Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
1 Лужні метали мають сріблясто-білий колір, а цезій - золотисто-жовтий. Зберігають лужні метали під шаром гасу або бензолу. Металеві К, Rb, Cs мимовільно загоряються на повітрі.
Перший потенціал іонізації, спорідненість до електрона і електронегативність за Полінгом атомів елементів IA групи.
При кімнатній температурі лужні метали перебувати в твердому (кристалічному) стані, хоча всі вони мають дуже невисоку температуру плавлення. Перші три металу легше води і плавають на її поверхні, вступаючи в бурхливу реакцію:
2 Me + 2 H 2 O = 2 MeOH + H 2.
Лужні метали найактивніші з усіх металів. Тому іноді кажуть, що атоми лужних металів "прагнуть віддавати свій валентний електрон, щоб придбати стійку електронну оболонку інертного газу". Це не зовсім так: щоб у атома лужного металу відняти електрон і перетворити його в позитивно заряджений іон:
Me - e + ПІ = Me +
необхідно затратити досить велику енергію ПІ (потенціал іонізації). При переході від Li до Cs вона зменшується і тому активність металу, тобто здатність до хімічної взаємодії - збільшується. І вже зовсім несподівані дані про спорідненість до електрону (СЕ) у атомів лужних металів: ізольовані атоми лужних металів "із задоволенням", тобто з виділенням енергії (СЕ) приєднують до себе електрон:
Me + e = Me - + СЕ.
Звідси випливає дуже важливий висновок, що поведінка ізольованих атомів лужних металів - це одне, а їх поведінка в молекулах, тобто при взаємодії з атомами інших хімічних елементів - це якісно інша ситуація. У молекулах атомні орбіталі перетворюються у молекулярні орбіталі, валентні електрони атомів в молекулі перебувають у спільному користуванні або сильно зміщуються до одного з атомів аж до утворення іонного зв'язку.
Типові ступені окислення елементів IA групи в різних з'єднаннях +1. Таким чином, є два ступені окислення у елементів IA групи: 0 - у молекулах Ме 2 і в металевому стані і +1 - у з'єднаннях (яскраво виражена іонний зв'язок. Дуже висока хімічна активність лужних металів обумовлена низькими ПІ, що руйнує легко кристалічною структурою і малої щільністю.
Отримання
Li, Na, K (Ме) отримують електролізом розплавів їх хлоридів або гідроксидів:
2KCl = 2K + + 2Cl -,
катод 2K + + 2e = 2K; анод 2Cl --2e = Cl 2.
Властивості: Лужні метали - дуже сильні відновники. Вони енергійно реагують з більшістю неметалів, розкладають воду і бурхливо взаімодествуют з кислотами. У загальному вигляді (позначаючи атом лужного металу просто Ме) ці реакції будуть виглядати так:
2Me + H 2 = 2MeH (гідриди),
2Me + Г 2 = 2MeГ (галогеніди),
2Me + S = Me 2 S (сульфіди),
3Me + P = Me 3 P (фосфіди),
6Me + N 2 = 2Me 3 N (нітриди),
2Me + 2H 2 O = 2MeOH + H 2.
Гідриди лужних металів реагують з водою і киснем:
MeH + H 2 O = MeOH + H 2,
2MeH + O 2 = 2 MeOH.
З солей лужних металів з галогенами гідролізуються тільки фториди:
MeF + H 2 O = MeOH + HF.
Li використовують в деяких сплавах і для отримання тритію в термоядерному синтезі. Na і K застосовують для отримання Ti, Zr, Nb, Ta:
TiCl 4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
Li, Na, і K використовують в реакціях органічного синтезах. Na ефективний при осушенні органічних розчинників. Сs застосовується для виготовлення фотоелементів, оскільки у його атомів найменше значення ПІ зі всіх хімічних елементів.
2 Алюмі́ній (Al) (рос. алюминий, англ. aluminium, нім. Aluminium) — хімічний елемент III групи періодичної системи, його атомний номер 13, відносна атомна маса 26,9815. В природі існує єдиний стабільний ізотоп 27Al. Третій за вмістом елемент (і найпоширеніший метал) земної кори (після кисню і кремнію), що становить приблизно 8% від її маси.[1]
\Алюміній — сріблясто-білий легкий метал, добрий провідник тепла і електрики, пластичний, легко піддається механічній обробці.
Кристалічна структура і атомний радіус
Алюміній має кубічну гранецентровану кристалічну ґратку (просторова група Fm3m). Найближча відстань між двома атомами становить 2,863Å. Прийнятий період кристалічної ґратки алюмінію a = 4,0414 Å при кімнатній температурі[6]. Кристалічна ґратка стабільна при температурах від 4К і до температури плавлення 933К. Параметр ґратки дуже слабо змінюється від наявності домішок.
Атомний радіус алюмінію визначений як половина між найближчими атомами-сусідами в кристалічній структурі і рівний 1,43Å. В кристалічній структурі алюмінію металічний зв'язок.
Густина
Теоретична густина алюмінію обрахована за параметрами його кристалічної гратки становить 2,69872 г/см³. Експериментальні дані густини для полікристалічного алюмінію 99,996% чистоти становлять 2,6989 (при 20 °C) г/см³, а для монокристалів — на 0,34% вище.
Так, густина розплавленого алюмінію чистотою 99,996% на 6,6% менше, ніж у твердого металу, і при температурі 973 К становить 2357 кг/м³ і майже лінійно знижується до 2304 кг/м³ при температурі 1173 К.
Термічне розширення
Коефіцієнт термічного розширення α відпаленого алюмінію чистотою 99,99% при температурі 293 К становить 23·10−6 і практично лінійно зростає до 37,3·10−6 К−1 при температурі 900 К.
Теплопровідність
Теплопровідність повністю відпаленого алюмінію в твердому стані знижується з ростом температури від 2,37 (298 К) до 2,08 Вт·см−1·К−1 (933,5 К) і при температурах вище 100 К вона малочутлива до чистоти металу.
При нагріванні алюмінію і переході його з твердого стану в рідкий у нього різко зменшується теплопровідність: з 2,08 до 0,907 Вт·см−1·К−1, а далі з ростом температури вона збільшується і при температурі 1000 °C складає вже 1,01 Вт·см−1·К−1.
Електропровідність
Питомий опір алюмінію високої чистоти (99,99%) при температурі 20 °C становить 2,6548·10−8. Провідність алюмінію сильно залежить від його чистоти, причому вплив різних домішок залежить не тільки від концентрації цієї домішки, а й від того чи вона знаходиться в твердому розчині чи поза ним. Найбільш сильно підвищують опір алюмінію домішки хрому, літію, мангану, магнію, титану і ванадію. Питомий опір ρ (мкОм·м) відпаленого алюмінієвого дротика в залежності від вмісту домішок (%) можна приблизно визначити за наступною формулою:
ρ = 0,0264 + 0,007Si + 0,0007Fe + 0,04(Ti + V + Cr +Mn)
При температурі 1,175 ± 0,001 К алюміній переходить в надпровідний стан.
Питомий опір алюмінію при переході з твердого стану в рідкий стрибком зростає з 11 до 24 МкОм·см.
Плавлення і кристалізація
Температура плавлення алюмінію дуже чутлива до чистоти металу і для високочистого алюмінію (99,996%) становить 933,4 К (660,3 °C), а температура початку кристалізації алюмінію за Міжнародною шкалою температур (1968 р.) вважається рівною 660,37 °C і використовується протягом десятків років для калібрування термопар. Підвищення зовнішнього тиску збільшує температуру плавлення алюмінію, і вона досягає 700 °C при тиску близько 100 МПа.
Температура кипіння алюмінію становить приблизно 2452 °C, прихована теплота плавлення чистого алюмінію — 397 Дж·г−1, а прихована теплота випаровування 9462Дж·г−1.
Питома теплоємність Ср алюмінію при 0 °C становить 0,90 Дж·г−1·К−1, зі збільшенням температури воні зростає і визначається рівнянням:
Ср = С0 + bT,
де С0 — теплоємість при температурі 0 °C; b = 2,96·10−3; T — температура, К.
Поверхневий натяг
Поверхневий натяг σ має максимальне значення при температурі плавлення і з ростом температури він знижується:
σ = 868 — 0,152(t — tп),
де σ — поверхневий натяг, Н/м; t — температура, °C; tп — температура плавлення алюмінію, °C.
В'язкість
В'язкість алюмінію при температурі плавлення становить 0,012 Па·с і збільшується при наявності навіть невеликого вмісту твердих включень, наприклад, оксиду алюмінію і нерозчинних домішок. З ростом температури в'язкість знижується. Легуючі добавки Ti, Fe, Cu збільшують, а Si і Mg знижують в'язкість сплаву.
Термодинамічні властивості
Основні термодинамічні властивості алюмінію в рідкому і твердому станах наведені в таблиці (температура в Кельвінах, теплоємність, ентропія і ентальпія в Дж·моль−1·К−1).
3 Тема: Ферум як представник металічних елементів побічних підгруп. Фізичні та хімічні властивості Феруму (ІІ) і Феруму (ІІІ)
Мета:
- освітня:розглянути фізичні й хімічні властивості заліза, сполук Феруму (ІІ) та Феруму (ІІІ), порівняти властивості сполук Феруму(ІІ) і Феруму (ІІІ), закріпити знання про залежність властивостей сполук Феруму від ступеня окиснення атомів, сформувати вміння учнів становити рівняння реакцій, які характеризують основні хімічні властивості заліза й сполук Феруму.
- виховна: сформувати науковий світогляд учнів при вивченні фізичних та хімічних властивостей заліза та його сполук, їх застосування; сприяти екологічному вихованню.
- розвиваюча:
1) розвивати спостережливість учнів на уроці хімії;
2) розвивати пізнавальний інтерес учнів до предмету;
3) розвивати навички складання рівнянь хімічних реакцій на прикладі хімічних властивостей заліза та його сполук;
4) розвивати такі мисленнєві операції : вміння порівнювати, узагальнювати, робити висновки;
5) розвивати такі мисленнєві операції : вміння порівнювати, узагальнювати, робити висновки. розвивати самостійність учнів під час виконання завдань.
Тип уроку: Урок засвоєння нових знань та вмінь.
Методи: загальні (ПІ), часткові (СНП), конкретні ( бесіда, розповідь).
Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів.
Література:
1) Хімія. 10 клас: Розробки уроків (рівень стандарту) / А.В. Промоскаль . – Х.: Вид-во «Ранок», 2011. – 272 с.
2) А.Т. Пилипенко, В.Я. Починок, И.П. Середа, Ф.Д. Шевченко. - Справочник по элементарной химии. / Под ред. Академика АН УССР А.Т. Пилипенко. – К.: Наукова думка. – 1985.
3) Хімія. 10 клас. Стандарт і академічний рівень / І.Ю. Старовойтова,
О.В. Люсай. – Х.: Вид. група «Основа», 2010. – 79, [1]с.
4) Довідкові матеріали з хімії / І.І. Базелюк, Л.П. Величко, Н.В. Титаренко. – Київ; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – 224 с.
Хід уроку:
І. Актуалізація опорних знань:
1. Назвіть хімічні елементи головної підгрупи?
2. Назвіть хімічні властивості Алюмінію та його сполук.
3.Які ви знаєте елементи,що входять до побічних підгруп?
ІІ. Мотивація навчальної діяльності учнів:
Ми вже з вами розглянули властивості Алюмінію та його сполук, а сьогодні розглянемо властивості заліза та його сполук.
Отже, записуємо тему уроку: «Ферум як представник металічних елементів побічних підгруп. Фізичні та хімічні властивості Феруму (ІІ) і Феруму (ІІІ)»
Учні повинні:
- знати: фізичні й хімічні властивості Феруму та його сполук.
- вміти: складати рівняння хімічних реакцій на прикладі хімічних властивостей Феруму та його сполук.
ІІІ. Вивчення нового матеріалу:
Положення в Періодичній системі.Учні характеризують положення Феруму у Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
Будова атома Феруму.
Учні обговорюють будову атома Феруму.
Ферум – d-елемент VІІІБ групи (або побічної підгрупи VІІІ групи) періодичної системи.
Будова атома: 1.08-1.jpg
Електронна конфігурація атома Феруму: 1s22s22p62s23p63d64s2
Розміщення електронів зовнішнього і передостаннього енергетичних рівнів за енергетичними комірками:
1.08-2.jpg
В атомі Феруму вісім валентних електонів (3d64s2), тому він виявляє змінні ступені окиснення.
Найхарактерніші ступені окиснення +2 і +3
Фізичні властивості заліза:
Чисте залізо – сріблясто-білий блискучий метал, пластичний, відносно м’який, легко кується, прокатується, зварюється. Густина заліза = 7,87 г/см3 температура плавлення tпл=1535oС.
Має здатність намагнічуватися.
Хімічні властивості заліза та його сполук.
Взаємодія з неметалами:
1) З киснем:
1.08-3.jpg
2) З іншими неметалами при підвищенні температури:
1.08-4.jpg
Взаємодія з водою після зняття оксидної плівки:
У розжареному стані (понад 700ОС) взаємодіє з водою (водяною парою):
1.08-5.jpg
На вологому повітрі та у воді, яка містить кисень, залізо зазнає корозії, воно іржавіє, вкриваючись жовто-бурою плівкою, яка переважно складається із ферум(ІІІ) гідроксиду, але плівка не захищає метал від подальшої корозії:
1.08-6.jpg
взаємодіє з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотами:
1.08-7.jpg
Концентрована (безводна) сульфатна кислота пасивує залізо, що дає змогу зберігати і перевозити її у залізних цистернах. Концентрована нітратна кислота також пасивує залізо.
Залізо відновлює менш активні метали з розчинів їхніх солей:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
у подрібненому вигляді залізо може взаємодіяти з концентрованим гарячим розчином лугу з утворенням комплексних гідроксисолей:
1.08-8.jpg
Оксиди і гідроксиди Феруму обох ступенів окиснення мають амфотерні властивості. У сполук Феруму(ІІ) вони дуже слабко виражені, тому ферум(ІІ) оксид і ферум(ІІ) гідроксид виявляють переважно основні властивості:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Ферум(ІІ) оксид з лугами не взаємодіє.
Ферум(ІІ) гідроксид, якщо він свіжодобутий і під час кип’ятіння реагує з концентрованим розчином лугу:
Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2[Fe(OH)4]
//////////////////////////////////////////////////////// Натрій тетрагідроксиферат(ІІ)
Ферум(ІІ) гідроксид утворюється внаслідок дії лугів на розчини солей Феруму(ІІ):
1.08-9.jpg
Саме так відбувається реакція без доступу повітря. У протилежному разі ферум(ІІ) гідроксид легко окиснюється до ферум(ІІІ) гідроксиду:
1.08-10.jpg
Сполуки Феруму(ІІІ).
Оксид і гідроксид Феруму(ІІІ) мають більш виражені амфотерні властивості:
1.08-11.jpg
Посилення кислотних властивостей сполук Феруму(ІІІ) порівняно із сполуками Феруму(ІІ) пояснюється збільшенням ковалентності зв’язку Fe – O із підвищенням ступеня окиснення Феруму.
Ферум(ІІІ) оксид утворюється внаслідок дії лугів на розчини солей Феруму(ІІІ):
1.08-12.jpg
Гідроксиди Феруму(ІІ) і (ІІІ) під час нагрівання розкладаються:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Fe(OH)2 = FeO + H2O
Подвійний (змішаний) оксид.
Під час взаємодії з кислотами утворює суміш двох солей – Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ):
Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Fe3O4 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O
Під час взаємодії з нітратною кислотою утворюється лише одна сіль – ферум(ІІІ) нітрат внаслідок окиснення сполук Феруму(ІІ) до сполук Феруму(ІІІ):
17.07-15.jpg
Якісні реакції на солі Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ)
Реактивом на йони Феруму(ІІ) є червона кров’яна сіль K3[Fe(CN)6 ] - калій гексаціаноферат(ІІІ), яка під час взаємодії з солями Феруму(ІІ) дає осад синього кольору – турнбулеву синь:
17.07-16.jpg
Реактивом на йони Феруму(ІІІ) є жовта кров’яна сіль K4[Fe(CN)6] - калій гексаціаноферат(ІІ), яка під час взаємодії з солями Феруму(ІІІ) дає осад синього кольору – берлінську лазур:
17.07-17.jpg
Іншим реактивом на йони Феруму(ІІІ) є амоній тіоціанат NH4SCN або калій тіоціанат KSCN. Утворюється сполука темно-червоного кольору:
17.07-18.jpg
Поширення в природі:
Основні природні сполуки Феруму:
Застосування:
Масова частка Феруму в земній корі становить 5 %. Він займає четверте місце по розповсюдженості в природі. Найважливішими залізними рудами є: магнетит Fе3О4, гематит Fe2О3, лімоніт — Fe2O3 • nH2O, сидерит FеСО3, пірит FеS2.
Ферум є біологічно важливим елементом. Він міститься в організмах усіх тварин і в рослинах. Ферум входить до складу цитоплазми рослин, бере участь у процесі фотосинтезу. В організмі дорослої людини міститься десь 4 г Феруму. Він накопичується здебільшого в печінці, кістковому мозку, селезінці. Але основна частина Феруму входить до складу гемоглобіну – червоного пігменту крові, який виконує функцію переносу кисню від легень до тканин, а в зворотному напрямку — вуглекислого газу. Нестача Феруму призводить до небезпечної хвороби — недокрів’я. Тому обов’язково треба вживати харчові продукти, багаті на Ферум: петрушку, печінку, телятину, гречку, курагу тощо.
5Алкани, насичені вуглеводні (рос. алканы; англ. alkanes; нім. Alkane) - насичені ациклічні вуглеводні, що мають загальну формулу CnH2n+2, їх також називають парафінами. Більшість їх хімічних реакцій з різними реагентами починається з розриву зв'язку С-Н, тоді як їх розпад при високих температурах йде передусім по зв'язках С-С. Алкани складають значну частину вуглеводнів нафт і природних горючих газів. Із нафти і горючих газів виділено всі алкани нормальної будови, від метану до тритриаконтану (С33Н68) включно. Оскільки алкани містять максимально можливу кількість водню в молекулі, то вони характеризуються найбільшою масовою теплотою згоряння (енергоємністю), а з ростом кількості атомів масова теплота згоряння алканів зменшується (в метану 50207 кДж/кг). Внаслідок низької густини об'ємна теплота згоряння алканів менша, ніж вуглеводнів іншої будови з такою ж кількістю вуглецевих атомів у молекулі. За агрегатним складом алкани діляться на газоподібні (С1-С4), рідкі (С5-С17) і тверді (починаючи з С18), що кристалізуються при 200°C.
Фізичні властивості
Г а з о п о д і б н а. здатні з водою утворювати, особливо під тиском, молекулярні сполуки — газогідрати, для яких температура розкладу при тиску 0,1 МПа і критична температура відповідно рівні: з метаном — 29 і 21,50°C, з етаном — 15,8 і 14,50°C, з пропаном 0 і 8,50°C. Такі гідрати часто вимерзають на внутрішніх стінках газопроводів. Гідрати — сполуки, включення (клатрати) — являють собою снігоподібні речовини, з загальною формулою Мn Н2О, де значення n змінюється від 5,75 до 17 в залежності від складу газу і умов утворення. Природні гази містять в основному метан і менше 20% в сумі етану, пропану і бутану, домішки легкокиплячих рідких вуглеводнів — пентану, гексану та інших. Окрім цього присутні в малій кількості оксид вуглецю (IV), азот, сірководень й інертні гази.
Р і д к а., особливо нормальної будови, можуть у порівняно м'яких умовах окиснюватися киснем повітря. Вони є компонентами моторного палива: бензину, газотурбінних (авіаційних, наземних, морських) і дизельних.
Т в е р д а. виділяються із нафтової сировини при виробництві змащувальних олив, оскільки вони викристалізовуються із оливи, зменшуючи її рухомість і зумовлюючи застигання при високих температурах. Тверді алкани діляться на дві групи речовин — власне парафін і церезин.
До насичених вуглеводнів належать метан CH4, етан C2H6 пропан C3H8, бутан C4H10 і багато інших, які за своїми хімічними властивостями подібні до метану. Легкі алкани, наприклад, метан, етан, пропан і бутан — це безбарвні гази; більш важкі — рідини або тверді речовини. У природі вони зустрічаються в природному газі і нафті. Оскільки алкани мають тільки один ковалентний зв'язок, вони називаються насиченими.
Якщо формули насичених вуглеводнів написати в ряд за збільшенням атомів вуглецю, то одержимо так званий гомологічний ряд насичених вуглеводнів, або вуглеводнів ряду метану. У цьому ряді кожний наступний вуглеводень відрізняється від попереднього наявністю в складі молекули однієї і тієї самої групи атомів CH2.
Хімічний склад насичених вуглеводнів можна виразити однією загальною формулою CnH2n+2, де n — число атомів вуглецю, а 2n+2 — число атомів водню. Назви насичених вуглеводнів мають закінчення -ан. Ці назви, за винятком перших чотирьох гомологів, складаються з грецьких назв числівників, які показують кількість атомів вуглецю в молекулі вуглеводню, і закінчення -ан.
Фізичні властивості деяких нормальних насичених вуглеводнів Назва вуглеводню Формула Агрегатний стан при звичайній температурі Температура плавлення Температура кипіння Густина
Метан СН4 Газ —184 —164 0,717
Етан С2Н6 Газ —182,8 —88,7 1,357
Пропан С3Н8 Газ —187,6 —42,1 2,014
Бутан С4Н10 Газ —138,4 —0,6 0,600
Пентан С5Н12 Рідина —130 36,3 0,626
Гексан С6Н14 Рідина —95 68,7 0,660
Гептан С7Н16 Рідина —91 98,4 0,684
Октан С8Н18 Рідина —56,5 125,7 0,703
Нонан С9Н20 Рідина —53,7 150,7 0,718
Декан С10Н22 Рідина —30 174 0,730
Ундекан С11Н24 Рідина —26,5 195 —
Додекан С12Н26 Рідина —12 215 —
Тридекан С13Н28 Рідина —6,2 234 —
Тетрадекан С14Н30 Рідина +5 252 —
Пентадекан С15Н32 Рідина 10 270 —
Гексадекан (цетан) С16Н34 Тверда речовина 18,17 286,79 0,773
Гептадекан С17Н36 Тверда речовина 22,5 303 —
Октадекан С18Н38 Тверда речовина 28 317 —
Нонадекан С19Н40 Тверда речовина 32 330 —
Ейкозан С20Н42 Тверда речовина 37 208* —
Генейкозан С21Н44 Тверда речовина 40,4 219* —
Докозан С22Н46 Тверда речовина 44,4 230* —
Трикозан С23Н48 Тверда речовина 47,7 240* —
Тетракозан С24Н50 Тверда речовина 51,1 250* —
Пентакозан С25Н52 Тверда речовина 54 259* —
Гентріаконтан С31Н64 Тверда речовина 68 312* —
Дотриаконтан С32Н66 Тверда речовина 70 320* —
*при тиску 15 мм
Фізичні властивості насичених вуглеводнів закономірно змінюються залежно від їх складу. Як видно з таблиці, перші чотири гомологи (від C1 до C4) при звичайній температурі є газами, наступні одинадцять (від C6 до C15) — рідини, а починаючи з гексадекану C16H34 — тверді речовини. Із збільшенням молекулярної маси їх точки плавлення і точки кипіння поступово підвищуються, а також збільшується і їх густина. У воді насичені вуглеводні практично нерозчинні, але добре розчиняються в багатьох органічних розчинниках.
Хімічні властивості
Розрізняючись за фізичними властивостями, насичені вуглеводні за хімічними властивостями дуже подібні один до одного. При звичайній температурі вони мало активні. Як і метан, всі вони досить стійкі проти дії кислот, лугів і окисників. Насичені вуглеводні при звичайних умовах вступають у реакцію лише з хлором і бромом, внаслідок чого їх атоми водню послідовно заміщаються атомами галогенів. Однак при нагріванні з сильними окисниками вони окиснюються. Із збільшенням молекулярної маси стійкість насичених вуглеводнів до дії високих температур зменш
7 Бензе́н (також бензол) — перший представник гомологічного ряду ароматичних вуглеводнів, молекулярна формула C6H6. Безбарвна летка рідина з характерним запахом. Вперше отриманий Майклом Фарадеєм з конденсату піролізу китового жиру в 1825 році.
Промислово бензен добували із фракцій кам'яновугільної смоли, але з середини 20-го сторіччя практично весь промисловий обсяг бензену виробляється дегідрогенізацією нафтової сировини. Бензен має цінні властивості як розчинник, але через його високу токсичність і канцерогенність таке використання наразі дуже обмежено. Ця сполука є сировиною для промислового органічного синтезу, більше двох третин бензену іде на виробництво циклогексану, кумолу та етилбензену. Бензен — безбарвна рідина зі своєрідним запахом. Густина — 0.88 г/см³. За температури 80.1 °C кипить, а за 5.5 °C замерзає в білу кристалічну масу.
Бензен завдяки своїй симетричності є неполярною речовиною, тому не розчиняється у воді, проте утворює з нею азеотропну суміш (91.17 мас%) з температурою кипіння 69.25 °C. З більшістю неполярних розчинників змішується в будь-яких відношеннях, сам є добрим розчинником для багатьох органічних речовин.
В ультрафіолетовій ділянці спектру поглинання проявляється рядом смуг тонкої структури із відстанню між ними 5—6 нм (найінтенсивніше воно спостерігається в діапазоні 170–120 нм і менше в діапазоні — 270–240 нм).[4] Молекулярна формула бензену — C6H6. Фізичними методами вдалось встановити, що молекула цієї речовини має форму плоского шестикутника із атомами Карбону у вершинах. Довжина всіх C—C зв'язків однакова і становить 0.140 нм, що більше ніж у подвійного зв'язку C=C (0.134 нм) і менше ніж в одинарного (0.154 нм). Бензен — неполярна сполука з дипольним моментом (μ) рівним нулю[4].
Всі атоми Карбону в молекулі бензену перебувають у стані sp2-гібридизації, три гібридні орбіталі розташовуються під кутом 120° одне до одного і беруть участь в утворенні C—C та C—H σ-зв'язків. Шість негібридних p-орбіталей розташовуються перпендикулярно до площини молекули, їхні електрони беруть участь у формуванні суцільної π-хмари, що утворюється внаслідок делокалізації цих орбіталей. Делокалізація супроводжується зменшенням вільної енергії у порівнянні із гіпотетичним 1,3,5-циклогексатрієном з ізольованими подвійними зв'язками. Ця різниця в енергії називається енергією спряження або резонансу. Її можна обрахувати на основі вимірювання теплоти гідрування:
при гідруванні циклогексену виділяється 120 кДж/моль теплоти;
тоді для 1,3,5-циклогексатрієну можна було б очікувати 3×120 кДж/моль = 360 кДж/моль теплоти;
гідрування бензену насправді дає приблизно 208 кДж/моль;
енергію спряження можна обрахувати як різницю теплот гідрування 360 кДж/моль — 208 кДж/моль = 152 кДж/моль
Зменшення вільної енергії має наслідком значну стабілізацію молекули бензену та пояснює всі його специфічні властивості[4].
Утворення суцільної π-хмари, в якій електрони рівномірно розподілені між шістьма атомами Карбону, надає молекулі бензену так званого ароматичного характеру або ароматності. Карбоновий скелет молекули бензену з таким характером зв'язку називають бензеновим кільцем, або бензеновим ядром[Хімічні властивості
Внаслідок значної стійкості π-хмари для бензену, на відміну від неароматичних ненасичених вуглеводнів, найхарактерніші реакції заміщення, а не приєднання, хоча останні також можуть відбуватись за достатньо жорстких умов. Заміщення відбувається за електрофільним механізмом. Також бензен вступає в реакції окиснення.
Реакції електрофільного заміщення
Бензен вступає в реакції електрофільного заміщення, що відбуваються за таким механізмом: на першій стадії відбувається утворення π-комплексу між електрофілом (у формі катіону або сильно поляризованої молекули Eσ+-Nuσ−) та молекулою бензену, внаслідок перекривання вакантних орбіталей першого із суцільною електронною хмарою другого. Після цього пара p-електронів виходить із спряженого бензольного кільця і бере участь в утворенні σ-зв'язку із електрофілом, таким чином π-комплекс перетворюється у σ-комплекс або інтермедіат Уелланда. Ця проміжна сполука має позитивний заряд і позбавлена ароматичного характеру, через що є менш стійкою порівняно із ароматичним кільцем, в яке зазвичай швидко перетворюється внаслідок відщеплення протона (цей етап відбувається через ще один проміжний π-комплекс).[4]
8более гидроксильных групп (гидроксил, −OH), непосредственно связанных с насыщенным (находящимся в состоянии sp³-гибридизации) атомом углерода[2]. Спирты можно рассматривать как производные воды (H−O−H), в которых один атом водорода замещен на органическую функциональную группу: R−O−H.
В номенклатуре ИЮПАК для соединений, в которых гидроксильная группа связана с ненасыщенным (sp²-гибридным) атомом углерода, рекомендуются названия «енолы» (гидроксил связан с винильной C=C-связью)[3] и «фенолы» (гидроксил связан с бензольным или другим ароматическим циклом)[4].
Спирты представляют собой обширный и разнообразный класс соединений: они весьма распространены в природе и часто выполняют важные функции в живых организмах . Спирты являются важными соединениями с точки зрения органического синтеза, не только представляя интерес как целевые продукты, но и как промежуточные вещества, имеющие ряд уникальных химических свойств . Кроме того, спирты являются промышленно важными продуктами и находят широчайшее применение как в промышленности, так и в повседневных приложенияСпирты классифицируются следующим образом (в скобках приведены примеры)[8]:
По числу гидроксильных групп:
— одноатомные спирты (метанол);
— двухатомные спирты (этиленгликоль);
— трехатомные спирты (глицерин);
— четырёхатомные спирты (пентаэритрит);
— многоатомные спирты (пятиатомный спирт: ксилит).
В зависимости от насыщенности углеводородного заместителя:
— предельные (насыщенные) спирты (бутанол);
— непредельные (ненасыщенные) спирты (аллиловый спирт, пропаргиловый спирт);
— ароматические спирты (бензиловый спирт).
В зависимости от наличия или отсутствия цикла в углеводородном заместителе:
— ациклические (алифатические) спирты (этанол);
— алициклические спирты (циклогексанол).
В зависимости от числа заместителей при α-углеродном атоме:
— первичные спирты (этанол);
— вторичные спирты (пропанол-2);
— третичные спирты (2-метилпропанол-2) 1. Выбирают родительский углеводород по самой длинной непрерывной углеводородной цепи, содержащей гидроксильную группу. Он формирует базовое название (по числу атомов углерода).
2. Родительский углеводород нумеруют в таком направлении, чтобы гидроксильная группа получила наименьший номер в названии. (Если в соединении имеются функциональные группы старше гидроксильной, то это правило применяется к старшей функциональной группе.)
3. Старшая функциональная группа обозначается в виде суффикса (для гидроксильной — -ол), а остальные заместители — в виде приставок в алфавитном порядке. Их положение в углеводородной цепи обозначается при помощи цифр — локантов, помещаемых после суффиксов и перед приставками[10]. Для многоатомных спиртов перед суффиксом -ол указывается число гидроксильных групп (-диол, -триол, -тетраол и т. д.).
9 2. Етанол або етиловий спирт та його вплив на організм людини.
Етанол. Етанол (інші назви: етиловий спирт, винний спирт, алкоголь), С2Н5ОН, - безбарвна рідина. Кипить при 78,3 ºС, замерзає при -114°С. Горить слабо світловим пломенем.
Археологічні розкопки свідчать, що в епоху стародавніх цивілізацій уміли виготовляти вино і пиво. Схоже, що алкоголь був першою речовиною, синтезованою людиною. Перша літературна згадка про власне етиловий спирт, як «горючу воду», отриману перегонкою вина, відноситься до VIII в. А елементний склад етанолу був визначений на початку XIX в.
Вихідним матеріалом у виробництві спирту служать природні продукти, багаті крохмалем: картопля, хлібні злаки то що. У цей час етиловий спирт отримують не тільки з харчових продуктів. Широко розвинене отримання його з відходів деревини: вона перетворюється в глюкозу, а остання в спирт. Найбільш сучасний спосіб отримання етилового спирту заснований на реакції гідратації етилену, що отримується у великих кількостях при крекінгу нафти:
СН2 = СН2 + Н2О → СН3 – СН2ОН
Реакція протікає при температурі 260-300 ºС, тиску 7,5-10 МПа і в присутності кислотних каталізаторів. Заводи по прямий гідратації етилену в спирт є як в СНД, так і за рубежем.
Етиловий спирт дуже важливий для потреб народного господарства продукт. У великих кількостях він витрачається для отримання синтетичного каучуку і у виробництві пластмас. Етанол використовується як розчинник при виготовленні одеколонів, духи, ліків, лаків, а також для консервування анатомічних препаратів. Він застосовується для отримання багатьох органічних речовин: диетилового ефіру, барвників, оцтової кислоти, бездимного пороху то що. Етиловий спирт в суміші з бензином може використовуватися як пальне для двигунів внутрішнього згоряння. Часто його денатурують, тобто до спирту додають інші речовини і барвники, щоб зробити його непридатним для вживання всередину.
Для медичної практики спирт етиловий являє обмежену цікавість,- його використовують головним чином, як антисептик, значно більшої уваги він заслуговує у соціальному аспекті, так, як він являється причиною гострих та хронічних отруєнь.
Спирт етиловий (Spiritus aethilicus et Spiritus vini) відноситься до наркотичних речовин. Найбільш чутливі до нього клітини ЦНС, особливо клітини кори головного мозку, діючи на які він викликає характерне алкогольне збудження, зв'язане з послабленням процесів гальмування, потім відбувається ослаблення процесів збудження у корі ГМ, пригнічення спинного та продовгуватого мозку з продавленням діяльності дихального центру. Токсична концентрація в крові 1.5 г\л, смертельна 3.5 г\л.
12 Похідні карбонових або мінеральних кислот, в яких атом водню в гідроксильній (ОН) групі заміщено на органічний радикал (R').
Назва естер походить від німецького слова Essig-Aether, етилацетат.
В українській мові вживалась в 30-ті роки минулого століття, та згодом була замінена на складний ефір.
За своєю будовою естери на перший погляд схожі з солями. Насправді ж схожість тут лише формальна. Зв'язок між вуглеводневим радикалом, тобто залишком, який виходить, якщо відняти від молекули вуглеводню один атом водню, і рештою частини молекули в естері ковалентний, а не іонний, як у солях.
Естери (складні етери), на відміну від більшості солей, нерозчинні у воді, але розчиняються в органічних розчинниках. Розчини їх не проводять електричного струму.
Реакція утворення естеру із спирту і кислоти є оборотною: пряма реакція називається естерифікацією, а зворотна — омиленням естеру.
13 Вуглеводи являють собою досить поширені в біологічних системах речовини. До складу сухої речовини рослин входить до 80%, а до складу сухої речовини тваринного походження - до 2% вуглеводів.
Фотосинтез
В зелених рослинах вуглеводи утворюються за рахунок каталітичної фотохімічної реакції, в якій вихідними речовинами є оксид Карбогену(IV) і вода. Процес фотосинтезу є складним і протікає через багато стадій. У загальному вигляді утворення вуглеводів, наприклад, глюкози при фотосинтезі можна подати у вигляді:
Ключову роль у фотосинтезі відіграє хлорофіл*, який являє собою сполуку похідну від порфіринового комплексу Магнію.
Класифікація
• класифікація за здатністю до гідролізу
прості вуглеводи (моносахариди, монози) - не гідролізуються;
складні вуглеводи (олігосахариди, полісахариди або поліози) - здатні гідролізуватися до простих вуглеводів
олігосахариди - продукти поліконденсації невеликої кількості моносахаридів, наприклад, сахароза C12H22O11. Звичайно термін олігосахариди застосовують до вуглеводів, що вміщують від двох до п'яти моносахаридних одиниць.
полісахариди - продукти поліконденсації великої кількості моносахаридів (C6H10О5)n, де n>1000. Прикладом полісахаридів можуть бути крохмаль, целюлоза та інші.
класифікація моносахаридів
• класифікація за характером розміщення карбонільної групи
альдози - моносахариди, що вміщують альдегідну групу
кетози - моносахариди, що вміщують кетонну групу
• класифікація за кількістю атомів Карбогену
тетрози, наприклад, треоза C4H8O4
пентози, наприклад, рибоза C5H10O5
гексози, наприклад, глюкоза, фруктоза C6H12O6
відомі також гептози, октози і т.д. Альдегідоспирти і кетоспирти, що вміщують ланцюги Карбогену менші за чотири атоми до вуглеводів не відносять
класифікація полісахаридів
• класифікація за біологічним походженням
полісахариди рослинного походження - крохмаль, целюлоза
полісахариди тваринного походження - глікоген