Расчёт перенапряжения при электролизе и его влияние на продукты реакции
Краткий обзор:
Лекция посвящена изучению перенапряжения при электролизе — важного параметра, который влияет на эффективность электрохимических процессов. Рассматриваются физическая природа перенапряжения, методы его расчета, а также практические аспекты его влияния на выбор продуктов реакции. Материал включает теоретические основы, примеры расчетов и анализ реальных процессов электролиза.
1. Основы электролиза и перенапряжения
Электролиз — это процесс разложения вещества на составные части под действием электрического тока. Он происходит в электролитической ячейке, которая состоит из двух электродов (анода и катода), погруженных в электролит (раствор или расплав).
Катодные и анодные реакции: На катоде происходит восстановление, на аноде происходит окисление.
Теоретическое напряжение разложения — термодинамическая характеристика электрохимической системы, мало зависит от условий электролиза.
Величину Eтеор рассчитывают как разность равновесных потенциалов анодной и катодной реакций, каждый из которых вычисляется по уравнению Нернста. При электролизе воды:
Еа= 1,23 — 0,059pH; Ек = -0,059pH.
Етеор = Eа — Eк = 1,23 В при давлении Н2 и О2 = 1 атм.
Другой способ расчета Етеор по термодинамическим данным:
G- изменение изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) в суммарном процессе при электролизе.
Для расчета количества вещества, выделяющегося при электролизе, используется закон Фарадея:
m — масса выделившегося вещества (г),
M — молярная масса вещества (г/моль),
I — сила тока (А),
t — время электролиза (с),
n — количество электронов, участвующих в реакции?
F — постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль.
Пример расчета:
При электролизе CuSO₄ на катоде выделяется медь (Cu2+ + 2e⁻ → Cu). Если I = 2 А, t = 3600 с, M = 63.5 г/моль, n = 2, то масса выделившейся меди: m=63.52 г.
Перенапряжение: определение и природа
Перенапряжение — это разница между фактическим потенциалом электрода и его равновесным значением. Оно возникает из-за:
Активационного перенапряжения (связано с энергетическим барьером реакции).
Концентрационного перенапряжения (вызвано изменением концентрации ионов у поверхности электрода).
Омическое перенапряжение возникает из-за сопротивления электролита и других элементов цепи. Оно рассчитывается по формуле:
η— омическое перенапряжение (В),
I — сила тока (А),
R — сопротивление электролита и цепи (Ом).
Факторы, влияющие на перенапряжение
Материал электрода: Платина имеет низкое перенапряжение для выделения водорода, тогда как свинец — высокое.
Температура: Повышение температуры снижает перенапряжение, так как увеличивается скорость диффузии ионов.
Концентрация электролита: Высокая концентрация снижает концентрационное перенапряжение, но может увеличить омическое сопротивление.
Плотность тока: Чем выше плотность тока, тем больше перенапряжение.
Перенапряжение зависит от материала электрода, температуры, концентрации электролита и плотности тока.
Уравнение Тафеля используется для расчета перенапряжения:
— η — перенапряжение (В),
— a — константа, зависящая от материала электрода и условий реакции (В),
— b — константа Тафеля, связанная с кинетикой реакции (В/декада),
— (i) — плотность тока (А/м²).
Пример: Для выделения водорода на платиновом электроде a = 0.03 А/м² b = 0.12 В/декада
Факторы, влияющие на перенапряжение:
— Материал электрода: Платина имеет низкое перенапряжение для выделения водорода, тогда как свинец — высокое.
— Температура: Повышение температуры снижает перенапряжение, так как увеличивается скорость диффузии ионов.
— Концентрация электролита: Высокая концентрация снижает концентрационное перенапряжение, но может увеличить омическое сопротивление.
— Плотность тока: Чем выше плотность тока, тем больше перенапряжение.
3. Влияние перенапряжения на продукты реакции
Конкуренция реакций на электродах:
При электролизе воды на катоде возможны две реакции: выделение водорода 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ или восстановление ионов металлов. Высокое перенапряжение может привести к выделению водорода вместо восстановления металлов.
Практические примеры:
Хлор имеет меньший теоретический потенциал (1.36 В), чем кислород (1.23 В), но на графите или Pt перенапряжение выделения O₂ очень высокое (~0.5–1 В), поэтому выделяется Cl₂.
На анодах с низким перенапряжением для O₂ (например, RuO₂), или при низкой [Cl⁻], выделяется O₂.
Электролиз воды: На платиновом электроде перенапряжение низкое, и выделяется H2 и O2. На свинцовом электроде перенапряжение высокое, и процесс становится менее эффективным.
Оптимизация процессов электролиза:
Для снижения перенапряжения используют катализаторы (например, платину, палладий или никель). В промышленном электролизе воды применяют никелевые электроды для минимизации перенапряжения и повышения выхода водорода.
4. Практические задания и примеры
Расчетные задачи:
-Задача 1: Рассчитайте перенапряжение для выделения водорода на платиновом электроде при плотности тока i = 50 А/см2, если a = 0.03 В и b = 0.12 В/декада
— Задача 2: Определите, какой продукт будет выделяться на катоде при электролизе раствора CuSO₄, если перенапряжение составляет 0.5 В.
Примеры анализа:
Анализ поляризационных кривых для различных электродов позволяет прогнозировать продукты реакции на основе данных о перенапряжении.
Пример анализа поляризационных кривых
Поляризационные кривые используются для изучения зависимости потенциала электрода от плотности тока. Они позволяют определить перенапряжение и предсказать продукты реакции.
Рассмотрим поляризационные кривые для электролиза воды на платиновом и свинцовом электродах.
Ось X: Плотность тока (i, А/м²).
Ось Y: Потенциал электрода (E, В).
Кривая для платинового электрода:
Начинается при низком потенциале 0 В и плавно возрастает с увеличением плотности тока. Это указывает на низкое перенапряжение для выделения водорода.
Кривая для свинцового электрода: Начинается при более высоком потенциале 0.5 В и резко возрастает при увеличении плотности тока. Это свидетельствует о высоком перенапряжении.
Вывод: Платиновый электрод более эффективен для выделения водорода, так как требует меньшего перенапряжения.
Заключение:
1. Перенапряжение — ключевой параметр, влияющий на эффективность электролиза.
2. Уравнение Тафеля позволяет рассчитывать перенапряжение в зависимости от плотности тока и свойств электрода.
3. Перенапряжение определяет выбор продуктов реакции на электродах, что важно для оптимизации процессов.
4. Использование катализаторов и правильный выбор условий электролиза помогают минимизировать перенапряжение и повысить эффективность процесса.
Неметаллы — химические элементы, как правило, не обладающие свойствами металлов.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Водород
При нормальных условиях водород — бесцветный, не имеющий запаха газ, почти не растворяется ни в каких растворителях.
Кислород
При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.
Галогены
Фтор — светло-жёлтый газ с резким раздражающим запахом.
Хлор — жёлто-зелёный газ с резким удушливым запахом.
Йод — серо-чёрные кристаллы (пар — фиолетовые) с резким запахом.
Бром — красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом.
Сера
Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций — сера ромбическая, моноклинная, пластическая.
Азот
При нормальных условиях азот — это бесцветный газ, не имеет запаха, малорастворим в воде.
Фосфор
Твёрдое кристаллическое вещество.
Он хрупок при низких температурах, но при комнатной температуре мягкий и легко режется ножом.
Кремний
Кремний представляет собой вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Является полупроводником.
Углерод
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификациях: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
Водород с активными металлами (щелочные, щелочно-земельные и магний) образует гидриды:
2Na+H2=2NaH
Ca+H2=CaH2
Галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды:
2Fe+3Cl2=2FeCl3
Фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II), а йод до йодида меди (I):
Cl2+2Cu=2CuCl2
2Cu+I2=2CuI
Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):
3Cl2+2Fe=2FeCl3
Fe+I2=FeI2
Кислород
Серебро, платина и золото не реагируют с кислородом
C щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород проявляет свойства окислителя, образуются оксиды:
2Ca+O2=2CaO
С натрием кислород образует пероксиды, а с калием рубидием и цезием надпероксиды:
2Na+O2=Na2O2
K+O2=KO2
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn+O2=2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
4Fe+3O2=2Fe2O3красно-коричневый цвет
2Fe+O2=2FeO чёрный цвет
Происходит при умеренном нагревании на воздухе в отсутствие воды:
3Fe+2O2=Fe3O4чёрный цвет
Сера проявляет свойства окислителя, образуются сульфиды:
S+Fe=FeS
S+Hg=HgS
3S+2Al=Al2S3
Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. Образуются нитриды:
N2+6Li=2Li3N
Фосфор проявляет свойства окислителя, образуются фосфиды:
2P+3Ca=Ca3P2
2P+3Mg=Mg3P2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ДРУГИМИ НЕМЕТАЛЛАМИ
Водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:
H2+S=H2S
С азотом водород при нагревании и катализаторе образуется аммиак:
3H2+N2=2NH3
Водород реагирует с углеродом:
C+2H2=CH4
Водород горит, взаимодействует с кислородом со взрывом:
2H2+O2=2H2O Гремучая смесь
Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:
O2+F=OF2 Степень окисления кислорода +2
При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды.
При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды:
● если избыток хлора:
2P+5Cl2=2PCl5
● если недостаток хлора:
2P+3Cl2=2PCl3
2F2+C=CF4
При взаимодействии с водородом образуются галогеноводороды:
2Br+H2=2HBr
Cl2+H2=2HCl
Кислород образует оксиды:
Si+O2=SiO2
Сера при горении на воздухе образует оксид серы (IV):
S+O2=SO2
В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V2O5).
2SO2+O2=2SO3
При взаимодействии серы с галогенами (кроме йода) образуются галогениды:
S+3Cl2=SCl2
При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
● недостаток серы
2P+3S=P2S3
● избыток серы
2P+5S=P2S5
2S+C=CS2
С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
S+H2=H2S
Азот реагирует с кислородом только при высокой температуре:
N2+O2=2NO -Q
Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора (железо). При этом образуется аммиак:
N2+3H2=2NH3
Фосфор при взаимодействии с кислородом воздуха образует оксиды:
4P+3O2=P2O3
4P+5O2=P2O5
Фосфор не реагирует с водородом.
При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5
● избыток фосфора
2P+3Cl2=2PCl3
● избыток хлора
2P+5Cl2=2PCl5
2P + 5F2= 2PF5.
Углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода.
Углерод не взаимодействует с фосфором.
При сильном нагревании углерод реагирует с кремнием с образованием карбида кремния:
C+Si=SiC
Кремний при обычных условиях реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):
Si+2F2=SiF4
Кремний не реагирует непосредственно с водородом
При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом:
Si+2Cl2=SiCl4
При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:
Si+2S=SiS2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМ
а) С КИСЛОТАМИ-ОКИСЛИТЕЛЯМИ
Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:
S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O
Серная кислота также окисляет серу:
S+2H2SO4=3SO2+2H2O
Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C+2H2SO4=CO2+2SO2+2H2O
Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании:
C+4HNO3=CO2+4NO2+2H2O
Серная кислота также окисляет фосфор:
2P+5H2SO4=2H3PO4+4SO2+2H2O
б) С КИСЛОТАМИ-НЕОКИСЛИТЕЛЯМИ
Кислород окисляет азотистую кислоту:
2HNO2+O2=2HNO3
Хлор окисляет сероводород:
Cl2+H2S=S+2HCl
Аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:
Si+6HF=H2[SiF6]+2H2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ
Хлор, бром и йод при растворении в щелочах диспропорционируют с образованием различных солей (йод и бром реагируют как хлор с хол. щелочью).
Cl2+2NaOH(хол)=NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH(гор)=5NaCl+NaClO3+3H2O
Сера при растворении в щелочах диспропорционирует до сульфита и сульфида при нагревании:
3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
Фосфор при реагировании с щелочью образует фосфин:
4P+3NaOH+3H2O=3NaH2PO2+PH3(газ)
Кремний
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
Образуются оксиды неметаллов и новые соли:
Al4C3+6O2=3CO2+2Al2O3
6P+5KClO3=3P2O5+5KCl
4C+Na2SO4=Na2S+4CO
Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:
2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:
ZnO+C=CO+Zn при нагревании
Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:
4C+F3O4=4CO+3Fe
Водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:
ZnO+H2=Zn+H2O
ПОЛУЧЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ
Водород
Водород получают в лаборатории при взаимодействии металлов с кислотами:
2Zn+2HCl=H2+2ZnCl
В промышленности водород получают следующим образом:
a) реакция метана с водяным паром:
CH4+H2O=CO+3H2
б) разложение метана:
CH4=C+2H2
в) электролиз воды:
2H2O=2H2+O2
Галогены
Галогены получают путем окисления галогеноводородных кислот:
MnO2+HCl=4MnCl+Cl2+2H2O
Промышленное получение фтора и хлора основано на электролизе.
Фтор получают электролизом расплавов фторидов металлов, а хлор электролизом расплавов и растворов хлоридов:
2KF=2K+F2
Кислород
Для получения кислорода в лаборатории используют реакции термического разложения кислородсодержащих сложных веществ:
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
Сера
Серу получают неполным окислением сероводорода или путём взаимодействия сернистого газа с сероводородом:
2H2S+O2=2S+2H2O
Азот
Для получения азота используют реакцию разложения нитрита аммония:
NH4NO2=N2+2H2O
Фосфор
Фосфор получают нагреванием фосфата кальция с коксом и оксидом кремния(IV) без доступа воздуха в промышленности:
Ca3PO4+3SiO2+5C = 3CaSiO3+5CO+2P
Кремний
Кремний получают в промышленности из кремнезема восстановлением магнием или углеродом (коксом):
В данном курсе мы рассмотрим основные типы химических реакций в органической химии. Их необходимо понимать и знать потому что на этих правилах основаны все взаимодействия в органической химии.
Реакции можно классифицировать по разным критериям. Например по механизму реакции, типу взаимодействия или изменению структуры.
Механизмы реакций— это последовательность этапов протекания химической реакции. На каждом этапе происходит создание или разрушение молекулярных связей.
В зависимости от способа разрыва связи различают реакции, протекающие по радикальному и ионному механизму. При радикальном механизме – промежуточными частицами в реакции являются радикалы, а при ионном механизме – промежуточными частицами в реакции являются ионы.
Радикальный механизм
В таких реакциях принимают участие свободные радикалы, образующиеся при гомолитическом разрыве молекулы. Радикалы имеют неспаренный электрон, за счет которого протекает реакция
Ионный механизм Это процесс, в котором химические реакции протекают через образование и взаимодействие ионов
Типы реакций
1.Реакции замещения
— это реакция, в ходе которой 1 атом или группа атомов заменяется другой группой атомов в органическом веществе. Принцип схож с замещением в неорганической химии, однако механизм протекания реакции зависит от класса вещества.
Примеры:
1. Нуклеофильное замещение:
Реакция бромбензола с натриевым гидроксидом: реакция проходит через образование карбокатиона как промежуточного продукта. Это нуклеофильное замещение типа S_N1
+ NaOH ->NaBr + H2O
Также возможно прямое взаимодействие нуклеофила с субстратом по типу замещения S_N2, что приводит к одновременному разрыву связи с функциональной группой. Примером является реакция бромистого метила с гидроксидом натрия
CH3Br + NaOH = CH3OH + NaBr
2. Электрофильное замещение:
Нитрование бензола
в бензоле происходит замещение водорода на нитрогруппу
3. Радикальное замещение
Галогенирование алканов:
CH4 + Cl2→CH 3 Cl + HCl один из атомов водорода в метане замещается на хлор
2.Реакции присоединения
— это реакции, в которых два или более реагента соединяются, образуя более сложное соединение.
1. Электрофильное присоединение
протекает по такому же механизму, как в замещении
Гидрирование соединений с кратной связью между атомами углерода:
C2H4 + H2 C2H6этилен превращается в этан
2. Электрофильное присоединение
Гидратация соединений с кратной связью между атомами углерода:
C3H6 + H2O -> C3H8О пропен превращается в пропанол
3. Галогенирование соединений с кратной связью между атомами углерода:
— Присоединение брома к этилену- электрофильное присоединение. Бром выступает как электрофил, а двойная связь алкена — как нуклеофил.
C2H4 + Br2 →C2H4Br2 образуется бромид 1,2-дибромэтан
4. Электрофильное присоединение
Гидрогалогенирование соединений с кратной связью между атомами углерода:
C4H8 + HCl→C4H9Cl бутен превращается в алкилгалогенид
5. Радикальное присоединение
Полимеризация: Процесс, при котором маленькие молекулы (мономеры) соединяются в длинные цепочки (полимеры). Например, полимеризация этилена (C₂H₄) может происходить с помощью радикалов, образующих полиэтилен.
3. Реакции отщепления
— это реакции, в которых из молекулы удаляется небольшая группа атомов, обычно с образованием двойной связи или циклической структуры. Отщепление атома водорода происходит преимущественно от наименее гидрогенизированного атома углерода по правилу Зайцева
Примеры:
1. Дегидратация спиртов:
— Отщепление воды от этанола:
C2H5OH+C2H4 + H2O этанол превращается в этилен
2. Дегидрирование алканов:
— Отщепление водорода от пропана:
C3H8 -> C3H6 + H2пропан превращается в пропен
3. Отщепление углекислого газа:
— Декарбоксилирование карбоновых кислот:
RCOOH→RH + CO2карбоновая кислота превращается в углеводород и углекислый газ, обычно реакция протекает при нагревании в присутствии кислот или оснований
— это процесс, в ходе которого молекулы с одинаковой молекулярной формулой, но различной структурой или пространственным расположением атомов, превращаются друг в друга. Процесс протекает в присутствии катализаторов. Обычно это кислотные, щелочные или металлические катализаторы
Примеры:
1. Изомеризация алканов:
— Изомеризация н-бутана в изобутан:
2. Изомеризация алкенов:
— Изомеризация 1-бутена в цис- и транс-2-бутен:
3. Изомеризация углеводородов с помощью катализаторов:
— Изомеризация циклоалканов:
C6H12->C6H12 например, циклопентан может изомеризоваться в метилциклобутан (при нагревании, в присутствии Al2O3)
4. Изомеризация спиртов:
— Изомеризация пропан-1-ола в пропан-2-ол (при нагревании, в присутствии Al2O3):
C3H8O->C3H8O
По теме конспекта можно проверить свои знания по этому тесту:
Карбоновые кислоты представляют собой группу органических веществ, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп (-COOH).
Строение одноосновных карбоновых кислот
Эти кислоты содержат две важные функциональные группы: карбонильную группу (-C=O) и гидроксильную группу (-OH). В карбонильной группе образуются две химические связи между атомами углерода и кислорода – одна сигма (σ)-связь и одна пи (π)-связь. Углеродный атом, входящий в состав карбоксильной группы, находится в состоянии sp²-гибридизации, при этом углы между связями составляют 120° градусов. Из-за более высокой электроотрицательности кислорода по сравнению с углеродом в этой группе возникают частичные электрические заряды на атомах.
Классификация одноосновных карбоновых кислот
Одноосновные алифатические карбоновые кислоты можно классифицировать на предельные (насыщенные),непредельные (ненасыщенные), ароматические и алициклические. Про ароматические и алициклические кислоты ты сможешь прочитать в этом конспекте.
Предельные одноосновные карбоновые кислоты представляют собой производные алканов, у которых один атом водорода заменен на карбоксильную группу.
Общую формулу для таких насыщенных одноосновных кислот можно записать как CnH2n+1COOH или Cn+1H2n+2O2.
Например, муравьиная и уксусная кислоты
Непредельные одноосновные карбоновые кислоты – это такие кислоты, в углеводородной цепи которых присутствуют кратные связи. Примером может служить пропеновая (также известная как акриловая) кислота.
Номенклатура одноосновных карбоновых кислот
Международная номенклатура
Согласно международной номенклатуре ИЮПАК, названия карбоновых кислот формируются следующим образом: выбирают самую длинную цепь углеродов, включающую карбоксильную группу (-COOH), и добавляют к названию соответствующего углеводорода суффикс «-овая» и слово «кислота«. Нумерацию начинают с первого углерода, который входит в состав карбоксильной группы. Например:
C3H3-C2H2-C1OOH — пропановая кислота;
CH3-CH(CH3)-COOH — 2-метилпропановая кислота.
Рациональная номенклатура
Для обозначения карбоновых кислот иногда применяется рациональная номенклатура, согласно которой к названию углеводорода (или его радикала) добавляется термин «карбоновая кислота». При этом атом углерода в составе карбоксильной группы не учитывается при нумерации цепи. Например:
CH3-C(CH3)2-COOH — трет-бутилкарбоновая кислота.
Тривиальная номенклатура
Некоторые карбоновые кислоты известны под своими традиционными (тривиальными) названиями, которые широко используются наряду с систематическими. Примеры таких названий приведены в таблице.
Предельные одноосновные карбоновые кислоты
Тривиальное название
Название по ИЮПАК
Название соли
Формула
Муравьиная кислота
Метановая кислота
Формиаты
НСООН
Уксусная кислота
Этановая кислота
Ацетаты
CH3COOH
Пропионовая кислота
Пропановая кислота
Пропионаты
C2H5COOH
Масляная кислота
Бутановая кислота
Бутираты
C3H7COOH
Валериановая кислота
Пентановая кислота
Валераты
C4H9COOH
Капроновая кислота
Гексановая кислота
Капронаты
C5H11COOH
Пальмитиновая кислота
Гексадекановая кислота
Пальмитаты
С15Н31СООН
Стеариновая кислота
Октадекановая кислота
Стеараты
С17Н35СООН
Непредельные одноосновные карбоновые кислоты
Тривиальное название
Название по ИЮПАК
Название соли
Формула
Акриловая кислота
Пропеновая кислота
Акрилаты
CH2=CH–COOH
Метакриловаякислота
2-Метилпропеновая кислота
Метакрилаты
CH2=C(СH3)–COOH
Кротоновая кислота
транс-2-Бутеновая кислота
Кротонаты
СН3 -CH=CH–COOH
Олеиновая
9- цис-Октадеценовая
Олеаты
СН3(СН2)7СН=СН(СН2)7СООН
Линолевая
9,12-цис-Октадекадиеновая
Линолеаты
СН3(СН2)4(СН=СНСН2)2(СН2)6СООН
Линоленовая
9,12,15-цис-Октадекатриеновая
Линоленоаты
СН3СН2(СН=СНСН2)3(СН2)6СООН
Изомерия одноосновных карбоновых кислот
Изомерия углеродного скелета
Одноосновные предельные карбоновые кислоты могут проявлять различные типы изомерии, среди которых одним из основных является изомерия углеродного скелета. Этот тип изомерии становится возможным начиная с бутановой кислоты (С4H8O2), так как именно с этого момента возможно образование различных структурных вариантов углеродной цепи.
Бутановая кислота
Изобутановая кислота
Межклассовая изомерия
Еще одной важной формой изомерии для одноосновных предельных карбоновых кислот является межкласссовая изомерия с участием сложных эфиров. Так, например, уксусная кислота (CH3COOH) имеет межкласссового изомера в виде метилового эфира муравьиной кислоты (HCOOCH3).
Уксусная кислота
Метиловый эфир муравьиной кислоты
Получение одноосновных карбоновых кислот
Лабораторные методы получения карбоновых кислот
1. Окисление спиртов, альдегидов.
Одним из распространенных методов синтеза карбоновых кислот является окисление спиртов и альдегидов. Альдегиды и первичные спирты могут быть окислены до соответствующих карбоновых кислот. В роли окислителей могут выступать различные реагенты, такие как перманганат калия (KMnO4), дихромат калия (K2Cr2O7), оксид меди (СuО) и другие.
Примерами реакций окисления могут служить следующие процессы:
В процессе гидролиза геминальных тригалогенпроизводных углеводородов (то есть соединений, где все три атома галогена присоединены к одному и тому же атому углерода, обычно находящемуся на конце цепи в виде группы -СHal3) сначала образуется спирт, содержащий гидроксильные группы OH, связанные с тем же атомом углерода. Однако такой спирт крайне нестабилен и быстро теряет молекулу воды, превращаясь в соответствующую карбоновую кислоту.
R-CCl3+4NaOH→ R-COONa+3NaCl+2H2O
Образуется именно соль, а не кислота.
R-COONa+HCl→ R-COOH+NaCl
Например:
CH3-CCl3+4NaOH→CH3COONa+3NaCl+2H2O
CH3COONa+HCl→CH3COOH+NaCl
3. Омыление (гидролиз) сложных эфиров
Щелочное омыление (гидролиз) сложных эфиров приводит к образованию солей соответствующих карбоновых кислот. После этого на полученные соли воздействуют сильными минеральными кислотами, такими как соляная или серная, чтобы выделить исходную карбоновую кислоту.
R-COOR1+KOH→ R-COOK+R1OH
R-COOK +HCl→ R-COOH+KCl
Например:
CH3-COO-CH2-CH3+NaOH→CH3COONa+CH3-CH2OH
CH3COONa+H2SO4→CH3COOH+NaHSO4
4. Жёсткое окисление алкенов, например перманганатом калия в кислой среде
При жестком окислении алкенов происходит разрыв углеродной цепи вдоль двойной связи, и атомы углерода, находящиеся в месте разрыва, преобразуются в карбоксильные группы.
Специфические способы получения некоторых карбоновых кислот
Существуют особые методы синтеза для некоторых конкретных кислот. Муравьиную кислоту, например, получают путем сплавления гидроксида натрия с углекислым газом (оксидом углерода(II)), после чего полученный формиат натрия обрабатывают сильной кислотой.
HCOONa+H2SO4→HCOOH+NaHSO4
Ещё один метод синтеза муравьиной кислоты заключается в каталитическом окислении метана кислородом из воздуха.
2CH4+3O2→2HCOOH+2H2O
Уксусная кислота образуется в результате брожения углеводов, таких как крахмал и сахар. Она становится конечным продуктом процесса спиртового брожения, если присутствует кислород. В промышленных условиях уксусную кислоту также синтезируют путем каталитического окисления бутана с использованием кислорода из воздуха.
Нахождение в природе и применение карбоновых кислот
Карбоновые кислоты представляют собой важный класс соединений, встречающихся в составе натуральных животных жиров, растительных масел и восков. Эти вещества активно используются в различных отраслях промышленности, включая пищевую, фармацевтическую и органический синтез. Среди наиболее востребованных представителей этого класса — уксусная и муравьиная кислоты, играющие ключевую роль во многих реакциях органического синтеза.
Муравьиная кислота (HCOOH) находит свое применение в медицине, где она известна под названием «муравьиный спирт» (спиртовой раствор муравьиной кислоты концентрацией 1,25%). Кроме того, ее используют в пчеловодстве, органическом синтезе, а также для получения растворителей и консервантов. Благодаря сильным восстановительным свойствам, муравьиную кислоту ценят в ряде технологических процессов.
Уксусная кислота (CH₃COOH) служит популярным консервантом в пищевой промышленности. В химической отрасли она необходима для производства красителей, сложных эфиров, ацетилцеллюлозы, которая, в свою очередь, идет на изготовление ацетатного волокна, органического стекла и кинопленки. В фармацевтике уксусную кислоту задействуют при создании разнообразных медикаментов.
Масляная кислота (C₃H₇COOH) используется для создания пластификаторов и флотореагентов, что позволяет улучшить свойства полимерных материалов и повысить эффективность процессов обогащения полезных ископаемых.
Стеариновая (C17H35COOH) и пальмитиновая (C15H31COOH) кислоты служат основой для производства поверхностно-активных веществ и смазочных материалов, используемых в металлообработке. Это помогает снизить трение и износ оборудования, повышая качество обработки металлических изделий.
Олеиновая кислота (C₁₇H₃₃COOH) нашла своё применение в качестве флотореагента при обогащении руд цветных металлов, способствуя более эффективному извлечению ценных компонентов из минерального сырья.
Физические и химические свойства одноосновных карбоновых кислот
Физические свойства карбоновых кислот
Карбоновые кислоты обладают полярным строением благодаря наличию карбоксильной группы, что позволяет им образовывать межмолекулярные водородные связи. Способность к образованию этих связей объясняет хорошую растворимость низших кислот (от С1 до С4) в воде и этаноле. Высшие кислоты, напротив, хуже растворимы в воде, однако они легко растворяются в этиловом спирте и диэтиловом эфире. Эта особенность связана с гидрофобностью углеводородного радикала в молекуле кислоты: чем он крупнее, тем менее растворимой становится кислота в воде.
Низшие карбоновые кислоты представляют собой бесцветные жидкости с характерным резким запахом; начиная с пентановой (валериановой) кислоты, они становятся маслянистыми жидкостями, а высшие кислоты уже являются твердыми веществами без выраженного вкуса и запаха.
Межмолекулярная ассоциация карбоновых кислот также обусловлена наличием водородных связей между молекулами. Жидкие карбоновые кислоты, такие как муравьиная кислота, часто находятся в форме димеров:
В водных растворах димеры разлагаются на отдельные мономеры.
Химические свойства одноосновных предельных карбоновых кислот
Карбоксильная группа обладает полярной структурой, поэтому карбоновые кислоты демонстрируют общие свойства, типичные для всех слабых неорганических кислот.
Реакции карбоновых кислот, общие с неорганическими кислотами
1. Изменение окраски индикатора
Карбоновые кислоты относятся к слабым электролитам, поэтому растворы этих кислот способны изменять цвет индикаторов, таких как метилоранж и лакмус.
RCOOH↔RCOO— + H+
Константа диссоциации предельных монокарбоновых кислот снижается по мере увеличения количества атомов углерода в радикале.
2. Взаимодействие с активными металлами (щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Be и Mg) с выделением водорода
2CH3COOH+K→2CH3COOK+H2
3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами металлов
MgO+2CH3COOH→(CH3COO)2Mg+H2O
4. Взаимодействие с основаниями с образованием соответствующих солей
CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O
5. Взаимодействие с солями слабых кислот, например с карбонатами
Na2CO3+2HCOOH→2HCOONa+CO2+H2O
По мере увеличения числа атомов углерода в молекуле сила кислоты ослабевает. Поэтому муравьиная кислота, будучи самой короткой в ряду, является наиболее сильной среди них и классифицируется как кислота средней силы. Муравьиная кислота может вытеснять уксусную, поскольку она сильнее последней.
CH3COONa+HCOOH→CH3COOH+HCOONa
Реакции нуклеофильного замещения карбоновых кислот
Реакции нуклеофильного замещения у sp²-гибридизованного атома углерода карбоксильной группы представляют собой одну из ключевых групп реакций карбоновых кислот. Этот механизм позволяет карбоновым кислотам взаимодействовать с различными органическими соединениями, такими как спирты, амины, другие карбоновые кислоты, а также галогенирующими агентами (соединениями фосфора и серы).
1. Взаимодействие со спиртами (реакция этерификации)
Реакция взаимодействия карбоновых кислот со спиртами в присутствии катализаторов, таких как концентрированная серная кислота (H2SO4), приводит к образованию сложных эфиров.
RCOOH+R’OH↔RCOOR’+H2O
2. Взаимодействие с другими карбоновыми кислотами
При взаимодействии карбоновых кислот друг с другом в присутствии водоотнимающих агентов образуются ангидриды.
3. Взаимодействие с аммиаком и аминами
Когда на карбоновые кислоты воздействуют аммиаком (в газообразном состоянии или в растворе), первоначально формируются аммониевые соли. При сильном нагревании эти сухие аммониевые соли теряют воду и преобразуются в амиды. Например, общая реакция уксусной кислоты с аммиаком выглядит следующим образом:
CH3COOH+NH3→CH3CONH2+H2O
4. Образование галогенангидридов
Для хлорирования карбоновых кислот обычно применяют хлориды PCl5. В ходе этой реакции гидроксильная группа замещается на галоген, что ведет к образованию хлорангидридов.
RCOOH+PCl5→RCOCl+POCl3+HCl
Окислительно-восстановительные свойства карбоновых кислот
Карбоновые кислоты выступают в роли конечных продуктов окисления спиртов и альдегидов и характеризуются высокой стойкостью к воздействию окислителей. Исключение составляет муравьиная кислота, содержащая альдегидную группу, которая легко подвергается окислению. Подобно альдегидам, муравьиная кислота участвует в реакции «серебряного зеркала»:
HCOOH+2[Ag(NH3)2]OH→2Ag↓+(NH4)2CO3+2NH3+H2O
Восстановление карбоксильной группы возможно в присутствии мощных восстановителей, таких как алюмогидрид лития (LiAlH4). В процессе восстановления вначале формируется альдегид, который далее превращается в спирт.
Реакции по углеводородному радикалу, характерные для карбоновых кислот
Атомы водорода, связанные с α-углеродным атомом (то есть с атомом углерода, непосредственно связанным с карбоксильной группой), отличаются повышенной подвижностью, что создает условия для протекания реакций замещения. Например, при галогенировании в присутствии небольших количеств красного фосфора преимущественно образуется α-галогенкарбоновая кислота:
Непредельные углеводороды вступают в реакции:
1.Гидрирования
2.Присоединительного галогенирования
CH2=CH-COOH+Сl2→CH2Cl-CHCl-COOH
3.Гидрогалогенирование против правила Марковникова
Химическая посуда – это разнообразные сосуды, сконструированные для выполнения специфических задач и отличающиеся по форме и объему. Эти емкости производятся из разнообразных материалов, включая стекло, кварц, фарфор, платину и различные металлические сплавы, в соответствии с предполагаемыми условиями их использования.
Химическая посуда особенно полезна при проведении разнообразных химических экспериментов, реакций, синтезов, очистки и прочих процедур. На основании личного опыта можно утверждать, что такие сосуды способны выполнять множество функций, значительно ускоряя и упрощая работу химика.
Требования, которым должна соответствовать химическая посуда:
Термоустойчивость, малый коэффициент теплового расширения материала (для посуды которую можно нагревать)
Устойчивость к воздействию химических реагентов
Загрязнения должны легко отмываться
Классификация химической посуды
По назначению:
По материалу:
Мерная
Стеклянная
Немерная химическая посуда (общего назначения)
Фарфоровая
Специального назначения
Пластмассовая
Мерная химическая посуда
Мерная посуда имеет точную градуировку, нагреванию ее не подвергают. Ее предназначение — точное измерение объемов жидкостей, а воздействие высоких температур может привести к деформации материала и, как следствие, к искажению результатов измерений.
Пипетки
Пипетки служат для отбора жидкостей (до 100 мл) и газов (от 100 мл)
Делят на:
Простые ( пипетки Мора)
Градуированные
Бюретки
Применяются для измерения точных объемов, титрования (метод количественного/качественного анализа в аналитической химии)
Делят на бюретки:
С краном
С зажимом Мора, с бусиной
Мерные колбы, мензурки и цилиндры
С помощью мерных колб, мензурок и цилиндров отмеривают и хранят определенные объемы жидкостей.
Колбы различают:
Со шлифом
Без шлифа
Разных объемов.
Мензурки и мерные цилиндры бывают разных объемов, измерить в них температуру точно нельзя,потому что они не предназначены для нагрева или охлаждения. Толстые дно и стенки мерной посуды не допускают этого.
Для мерных цилиндров уже имеет значение явление теплового расширения, поэтому градуировка и измерения производятся при температуре 20 °С
Немерная химическая посуда (общего назначения)
К такой химической посуде относятся изделия, многие из которых употребляются с нагревом: пробирки, стаканы, колбы (плоскодонные, круглодонные, конические), реторты.
Воронки, делительные воронки
Служат дляпереливания и фильтрования жидкостей. Делительные воронки применяются для разделения несмешивающихся жидкостей.
Кристаллизатор
Используется длявыпаривания растворов и очистки веществ путем перекристаллизации — методе, основанном на различии растворимости вещества в растворителе при различных температурах.
Пробирки
Применяют для проведения аналитических работ. Делят на: 1- обычные, 2-градуированные,3- центрифужные
Капельница
Химическая капельница
применяется для дозирования растворов и индикаторов.
Химические ложки, шпатели
Используются для взятия твердых и сыпучих веществ. Могут служить для перемешивания жидкостей.
Штатив для пробирок
Применяется для одновременного размещения и закрепления множества пробирок.
Колбы
Различают
Конические и плоскодонные
Используют для проведения аналитических работ
Лабораторные стаканы
Предназначены для выполнения самых разнообразных процедур.
Стаканы бывают:
различных размеров,
с носиком и без носика,
простые и калиброванные.
Химическая посуда специального назначения
Данная посуда отличается тем, что предназначена для какой-либо единственной цели.
Колбы для дистилляции (колбы Вюрца)
Круглодонная колба с отводом для вставки прямоточного холодильника.
Используется для перегонки различных веществ.
Колба Бунзена
Плоскодонная коническая колба
применяется длявакуумного фильтрования.
Воронка Бюхнера
Применяется для фильтрования растворов при помощи фильтровальной бумаги под вакуумом.
Воронка (фильтр) Шотта
Фильтр Шотта представляет собой стеклянную пористую пластинку.
Используют в ходе вакуумного фильтрования.
Прямой холодильник
Применяется для конденсирования паров и отвода образовавшегося конденсата из системы, сбор конденсата происходит в колбу-приемник.( на рис -3)
Обратный холодильник
Применяется дляконденсирования паров и возврата конденсата в реакционную массу. Обычно устанавливается вертикально. (на рис-2)
Аллонж
Конструктивный элемент химических приборов
Используется длясоединения холодильника с приемником. (на рис-4)
Колбы грушевидной формы (колбы Кьельдаля)
Используется вкачестве приемника при перегонке. Одним из предназначений колбы Кьельдаля является определения азота в веществах по методу Кьельдаля.
Дефлегматор
Используется для частичной или полной конденсации паров жидкостей, которые разделяют перегонкой или ректификацией (разделение, основанное на многократной дистилляции.)
Эксикатор
Толстостенный стеклянный сосуд, с пришлифованной крышкой, на дно которого помещают влагопоглощающее вещество, в результате чего в эксикаторе поддерживается влажность воздуха приблизительно равная нулю.
Эксикатор используется длявысушивания и хранения различных веществ.
Склянка для промывания газов (склянка Дрекселя)
Склянка Дрекселя — сосуд,используемый для промывания и очистки газов. В результате пропускания газа через склянку Дрекселя он освобождается от механических примесей.
Стеклянная посуда
Стеклянную химическую посуду изготавливают из специального термостойкого огнеупорного стекла. Стеклянная химическая посуда чрезвычайно многообразна.
Пробирки
Лабораторные стаканы
Колбы
Воронки химические
Воронки делительные
Капельницы
Бюксы (рисунок 1)
Часовые стекла (рисунок 2)
используют для проведения реакций в малых объёмах (капельные реакции) и для взвешивания твёрдых веществ.
Стеклянные палочки (рисунок 3)
предназначены для перемешивания веществ в химической посуде.
Холодильники
Кристаллизаторы
Эксикаторы
О большинстве посуде говорилась ранее, поэтому ее описание можно увидеть выше. ↑
Фарфоровая посуда
В сравнении с стеклом, фарфор демонстрирует более высокую химическую стойкость против кислот и щелочей, а также высокую термическую стабильность. Однако есть и минусы – фарфор не прозрачен и обладает значительной массой. Фарфоровая посуда отличается разнообразием форм и функций.
Фарфоровые стаканы
Их могут использоваться для хранения, взвешивания, подогрева, смешивания реактивов. Стаканы бывают различной ёмкости, с ручкой и без ручки, с носиком и без носика.
Выпарительные чашки
Используют для выделения твёрдых веществ из растворов. Для этой цели раствор в чашке нагревают, в результате чего происходит выпаривание воды.
Тигли
Применяют для прокаливания различных твёрдых веществ (осадков, минералов и т. п.), а также для сплавления и сжигания. При прокаливании веществ на пламени газовой горелки тигли закрепляют в проволочных треугольниках с фарфоровыми трубками.
Ступка с пестиком
Применяется для измельчения твердых веществ.
Лодочки
Применяются для прокаливания веществ в печи.
Фарфоровые ложки-шпатели
Применяют дляотбора веществ, для снятия осадков с фильтров и при многих других работах.
Пластмассовая посуда
В ходе лабораторных исследований применяется посуда, выполненная из полимерных композитов, таких как полиэтилен, полипропилен, фторопласт и другие материалы. Эти материалы отличаются высокой химической стойкостью, однако их термоустойчивость невелика, что ограничивает их применение в экспериментах без необходимости нагревания. Из полиэтилена изготавливают различные ёмкости: воронки для жидкостей и порошков, промывалки, капельницы, а также флаконы и банки для перевозки и хранения химических веществ. Кроме того, используют пробирки для центрифугирования, пипетки-дозаторы и соответствующие им наконечники.
Это была основная информация о химической лабораторной посуде, теперь зная этот материал вы станете на шаг ближе к сдаче экзамена на высший балл!
Также можно рассмотреть инфографику по фарфоровой посуде по ссылке:
Чтобы проверить свои знания по данной теме, предлагаем вам пройти тест!
Большинство фенолов имеют тривиальные названия, которые были утверждены в соответствии с номенклатурой IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), например, фенол, резорцин, пирокатехин и крезол (рис.2 а-е).
Рис.2 а-е — структурные формулы веществ
В общем случае названия фенолов получаются, исходя из нумерации атомов углерода, при этом выбирают кратчайший путь. Затем начинают с того атома углерода, который связан с гидроксильной группой. Если же в молекуле фенола имеется более старшая группа по отношению к OH-группе (сульфо-, карбокси- и др.), то цикл начинают нумеровать с того атома углерода, при котором стоит эта группа, то есть «по старшинству», согласно правилу Кана-Ингольда-Прелога, которое звучит так: самым старшим считается заместитель, у которого больше атомный номер.
Прежде, чем называть какое-либо соединение, необходимо:
Пронумеровать углеродную цепь так, чтобы старшая группа получила наименьший номер;
Определить в молекуле функциональные группы и выделить среди них старшую, которая будет указана в суффиксе названия, остальные группы – в приставке.
Стоит отметить, что нумерация заместителей начинается с атома углерода при гидроксильной группе и продолжается по кратчайшему пути. В начале названия перечисляются заместители с указанием их положения, а в конце добавляют «фенол» (рис.3).
Важно: Фенолы, в которых есть две или более гидроксильных -ОН групп, называют немного иначе. Перечисляют гидроксильные группы с указанием их положения и в конце добавляют «бензол» (рис.4).
Пример:
Рис.3 — 3-метилфенол.
Рис.4 — 1,2-дигидроксибензол
Электронное строение фенола
Фенолы выделены в отдельный класс не случайно, потому что наличие гидроксильной группы рядом с бензольным кольцом обуславливает уникальные свойства таких молекул.
Рассмотрим строение молекулы фенола. Он, в свою очередь, состоит из шести атомов углерода, которые образуют правильный шестиугольник. Почему же образуется данная фигура? Дело в sp2-гибридизации электронных орбиталей шести атомов углерода. Каждый атом углерода в кольце связан со своим соседом посредством σ-связи. Однако не все р-электроны каждого атома углерода участвуют в образовании данного вида связей. Оставшаяся часть образует две части единого шестиэлектронного π-облака, которое проходит через всё ароматическое ядро.
Кроме того, молекула фенола содержит гидроксильную группу – заместителя I рода, то есть она способствует повышению электронной плотности в бензольном кольце. Чем это обусловлено? Тем, что одна из неподеленных пар электронов атома кислорода OH-группы вступает в сопряжение с π-системой бензольного кольца: происходит смещение неподеленной пары в сторону ароматического ядра (рис.5).
Рис.5
Таким образом, увеличивается полярность связи O-H, что сказывается на свойствах фенола:
Повышается способность к замещению атомов водорода в орто- (можно запомнить как “около”) и пара-положениях (напротив) бензольного ядра (рис.6а,б);
Молекулы фенола диссоциируют в водных растворах по кислотному типу.
а) орто- б)пара-
Рис.6а,б — положения заместителей
Изомерия
Для фенолов характерна структурная изомерия:
— Изомерия положения заместителей в бензольном кольце (рис.7)
Рис.7 — орто-, мета- и пара-крезол соответственно
— Изомерия положения групп –ОН в многоатомных спиртах(орто-, пара- и метаположения) (рис.8)
Рис.8 — орто-, мета- и пара-положения ОН-групп соответственно
— Межклассовая изомерия с ароматическими спиртами, простыми эфирами (рис.9 а-в)
При обычных условиях — это бесцветное кристаллическое вещество. На воздухе приобретает розоватый оттенок;
Обладает характерным запахом;
Легко плавится, температура плавления составляет всего 40,9 °C;
При комнатной температуре фенол ограниченно растворяется в воде, но при 70 °C и выше он смешивается с водой в любых соотношениях;
Хорошо растворяется в органических растворителях;
Фенол токсичен.
Химические свойства
Реакции фенолов могут проходить как по гидроксильной группе, так и по бензольному кольцу.
Реакции по гидроксильной группе
1.1. Кислотность фенолов
Свойства фенолов сильно отличаются от одноатомных спиртов, потому что гидроксид-ион обладает меньшей термодинамической стабильностью по сравнению с фенолят-ионом, в котором отрицательный заряд рассеивается с участием атомов углерода бензольного кольца.
Если вводить в ароматическое кольцо фенолов различные заместители, то кислотные свойства фенолов изменяться. Так, на рис.10 мы видим, что Cl-ион уменьшает электронную плотность в углеродной цепи, оттягивая ее на себя (такие заместители называются электронноакцепторными) – -NO2, -SO3H, — COH, -CN. Следовательно, кислотные свойства будут только усиливаться. Возможен вариант с заместителями, которые, напротив, являются электронодонорными: повышают электронную плотность, уменьшая кислотные свойства молекулы, – -CH3, -C2H5, -OH (рис.10).
Рис.10 — ряд увеличения кислотности(слева-направо)
Фенол, проявляя кислотные свойства, реагирует с щелочами и щелочными металлами, образуя соли – феноляты (рис.11,12).
Рис.11 — образование фенолята натрия
Рис.12 — образование фенолята калия
Стоит отметить, что данная реакция (рис.12) характерна только для фенолов, но не для спиртов. Это можно объяснить тем, что в фенолах бензольное кольцо оттягивает на себя избыточную электронную плотность с атома кислорода гидроксильной группы. Та, в свою очередь, становится более подвижной, что увеличивает кислотные свойства фенолов.
Реакции по бензольному кольцу
Фенол вступает в реакции электрофильного замещения в ароматическом кольце.
Электрофильное замещение — тип химической реакции, характерный для ароматических соединений, в которой атом водорода в ароматическом кольце заменяется на электрофильную группу.
В качестве примера электрофильной группы можно привести:
Положительные ионы (катионы). Например, ионы гидрония (H₃O⁺), карбокатионы (R⁺) и катионы металлов, такие как ионы алюминия (Al3⁺).
Карбокатионы. Органические молекулы, которые обладают высоким дефицитом электронов и готовы вступать в реакцию с нуклеофилами с образованием новых связей. Примерами являются метилкатион (CH₃⁺), этилкатион (C₂h₅⁺) и т.д.
Гидроксильная группа как электронодонорный заместитель ориентирует замещение в орто- и пара-положения бензольного кольца.
Итак, рассмотрим некоторые реакции электрофильного замещения фенола:
—Галогенирование. Фенол легко при комнатной температуре взаимодействует с бромной водой с образованием белого осадка 2,4,6-трибромфенола (качественная реакция на фенол!).
— Нитрование. Под действием 20%-ной азотной кислоты фенол легко превращается в смесь орто- и пара-нитрофенолов. При использовании концентрированной азотной кислоты образуется 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота) (рис.13).
Рис.13 — образование 2,4,6-тринитрофенола
Если будем использовать разбавленную азотную кислоту, то будет протекать следующая реакция (рис.14):
Рис.14 — образование орто- и пара-нитрофенола
— Сульфирование. Электрофильным реагентом является серная кислота. Замещение в феноле направлено в орто- и пара-положения (рис.15).
Рис.15 — взаимодействие фенола с серной кислотой при различной температуре
— Гидрирование под действием катализатора
Рис.16 — образование циклогексанола
— Поликонденсация с альдегидами
Рис.17 — образование формальдегидной смолы
Получение
Выделяют несколько способов получения фенола:
— Кумольный способ — метод получения фенола и ацетона из кумола.
Процесс протекает в 2 стадии.
1 стадия: алкилирование бензола пропеном:
Рис.18 — образование кумола (изопропилбензола) из бензола
Метод основан на перегонке каменноугольной смолы, которая выделяется в виде смеси твердых белых кристаллов с резким запахом.
— Гидролиз галогенбензолов
Сначала происходит обработка хлорбензола избытком щелочи в условиях высокого давления и температуры. В ходе химической реакции образуется водный раствор фенолята натрия (рис.20):
Рис.20 — образование фенолята натрия
Затем через раствор фенолята натрия пропускают углекислый газ. В результате синтезируется фенол (рис.21 (а)):
Рис.21 (а) — образование фенола
Применение
Фенол — это органическое соединение, которое имеет множество применений в различных отраслях. Вот некоторые из них:
1. Производство пластмасс: фенол используется для синтеза бакелита и других термореактивных смол.
2. Антисептики и дезинфицирующие средства: благодаря своим антисептическим свойствам, фенол применяется в медицинских дезинфекционных средствах.
3. Производство красителей: фенол служит сырьем для синтеза различных красителей и пигментов.
4. Фармацевтика: используется в производстве некоторых лекарственных препаратов и как промежуточное соединение в химических реакциях.
5. Консерванты: в пищевой промышленности фенол может использоваться как консервант (в ограниченных количествах).
6. Химическая промышленность: фенол является важным исходным продуктом для синтеза других химических соединений, таких как пластики, растворители и т.д.
7. Производство клеев и герметиков: используется в производстве клеевых составов, особенно на основе фенолформальдегидных смол.
8. Синтез ароматических соединений: фенол служит сырьем для получения различных ароматических веществ.
Таким образом, мы рассмотрели ключевые аспекты темы «Фенолы». Инфографику по данной теме можно скачать по ссылке. Самое время закрепить свои знания и пройти тест!
Основания — это сложные вещества, в состав которых входит катион металла (или NH4+) и гидроксид-ион (ОН–). При диссоциации в водных растворах в качестве аниона образуются только ионы ОН–.
Классификация
Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH), с двумя – двухкислотные (Ca(OH)2) и с тремя – трехкислотные (Ni(OH)3).
Получение оснований
1. Взаимодействие основных оксидов с водой
При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое или малорастворимое основание.
Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):
Na2O + H2O → 2NaOH
При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:
CuO + H2O ≠
2. Взаимодействие металлов с водой
С водой реагируют в обычных условиях щелочные и щелочноземельные металлы. При этом протекает бурная окислительно-восстановительная реакция с образованием щелочи.
2K + 2H2O → 2KOH + H2↑
Если использовать металлы средней активности, то при взаимодействии с водой образуются не основания, а оксиды.
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2↑
Исключение в данном случае составляет марганец. Он так же является металлом средней активности, но при взаимодействии с водой образует гидроксид.
Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2↑
3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов
В ходе электролиза солей металлов, стоящих в ряду напряжения до алюминия, на катоде происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода и гидроксид-ионов. Катионы металла, образованные в ходе диссоциации соли, образуют с полученными гидроксид-ионами основания. Данный метод используется преимущественно в промышленности.
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
4. Образование оснований при взаимодействии других щелочей с солями
При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
KHCO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + KOH + H2O
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Химические свойства нерастворимых оснований
1. Взаимодействие с сильными кислотами и их оксидами с образованием соли и воды
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:
Cu(OH)2 + CO2 ≠
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами
4. Окисление низших неустойчивых оснований
Восстановителями в данном случае являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления.
4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)3
Химические свойства щелочей
1. Отношение к индикаторам
Щелочи способны изменять окраску индикаторов:
Лакмус (фиол.) — синий
Фенолфталеин (б/ц) — малиновый
Метиловый оранжевый (оранж.) — желтый
2. Взаимодействие с кислотами с образованием средней соли и воды (реакция нейтрализации)
Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты.
Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трехосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.
Если кислота находится в избытке или мольное соотношение реагентов 1:1, то образуется дигидрофосфат:
NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
При мольном соотношении веществ 2:1 образуются гидрофосфаты:
2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
Если щелочь находится в избытке или соотношение реагентов 3:1, то образуется фосфат:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
Если реакция протекает в расплаве, образуются средние соли, а если в растворе — комплексные.
NaOH + Al(OH)3 (расплав) = NaAlO2 + 2H2O
NaOH + Al(OH)3 (раствор) = Na[Al(OH)4]
4. Взаимодействие с кислотными оксидами
В избытке щелочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида — кислая.
2NaOH (изб.) + CO2 = Na2CO3 + H2O
2NaOH + CO2 (изб.) = NaHCO3
5. Взаимодействие с солями
Такие реакции ионного обмена протекают в том случае, если соль растворима и наблюдается видимый признак реакции (газ, осадок).
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
При взаимодействии с щелочами соли амфотерных металлов, находящиеся в избытке, образуют амфотерные гидроксиды.
Если же в избытке щелочь, то образовавшийся гидроксид способен вступать с ней в реакцию с образованием комплексного соединения:
ZnSO4 (изб.) + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4
ZnSO4 + 4KOH (изб.) = K2[Zn(OH)4] + K2SO4
6. Взаимодействие с кислыми солями
Возможно образование средних или менее кислых солей.
KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O
Ca(OH)2(изб.) + NaHCO3 → CaCO3 + NaOH + H2O
Ca(OH)2 + 2NaHCO3(изб.) → CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O
7. Взаимодействие с металлами в растворе или расплаве
Если окислительно-восстановительная реакция проводится в растворе, то будет образовываться комплексная соль и водород, если в расплаве — средняя соль и водород.
При этом в растворе с щелочами реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной степенью окисления металла амфотерный.
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
8. Взаимодействие с неметаллами
Щелочи взаимодействуют с большинством неметаллов, за исключением кислорода, водорода, азота, углерода и инертных газов.
В случае других неметаллов преобладают реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
2NaOH +Cl20 = NaCl—+ NaCl+O + H2O (на холоде)
6NaOH +3Cl20 = 5NaCl— + NaCl+5O3 + 3H2O (при нагревании)
2NaOH + Si0 + H2+O= Na2Si+4O3 + 2H20
3I20 + 6NaOH → 5NaI— + NaI+5O3 + 3H2O
4P0 + 3NaOH +3H2O → 3NaH2P+1O2 + PH3-3
3S0 + 6NaOH → 2Na2S-2 + Na2S+4O3 + 3H2O
9. При нагревании щелочи не разлагаются
Исключение — гидроксид лития:
2LiOH = Li2O + H2O
Применение оснований
Гидроксид натрия
Тривиальные названия — едкий натр, каустическая сода.
Используется во многих отраслях промышленности, например, при производстве целлюлозы, моющих средств, биодизельного топлива, а также в нефтепереработке.
Гидроксид калия
Тривиальное название — едкое кали.
Используется в производстве моющих средств как сырье для получения различных соединений калия, а также в качестве электролита в гальванических элементах.
Гидроксид кальция
Тривиальное название — гашеная известь, пушонка.
Гашеную известь с древних времен использовали в строительстве для приготовления скрепляющей смеси (известкового раствора). Известковое молоко применяют в производстве сахара, а также в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.
Гидроксид магния
Используется в промышленности в качестве наполнителя при производстве пластмасс, в медицине — как средство для уменьшения кислотности желудочного сока.
После прочтения данной темы, вы можете пройти тест по ссылке и закрепить пройденный материал.
Также, перейдя по ссылке ниже, можно скачать инфографику с химическими свойствами оснований.
Качественные реакции в неорганической химии на анионы.
Введение.
Качественная реакция — это химическая реакция, позволяющая точно определить ионы в веществе.
Для проведения качественной реакции используют различные реагенты.
Реагент — это вещество использующееся для обнаружения ионов вещества определенного состава.
В качестве реагентов могут выступать простые вещества, комплексные соединения, сложные вещества (оксиды, гидроксиды, кислоты и соли), а также различные индикаторы (лакмус, фенолфталеин и метиловый оранжевый).
Индикаторы — это соединения, которые меняют свой цвет в зависимости от среды раствора в котором они находится.
Наблюдаемые признаки для каждого аниона.
Для разделения галогенид-ионов используют раствор нитрата серебра , который позволяет четко определить каждый анион:
с фторид-ионом реакции не будет, так как образуется водорастворимая соль, и раствор останется прозрачным. Для достоверного определения этого аниона следует добавить раствор, содержащий ионы кальция, чтобы выпал осадок белого цвета;
с хлорид-ионом выпадет белый осадок;
с бромид-ионом будет выпадать бледно-желтый осадок;
с йодид-ионом будет выпадать желтый осадок.
Также раствор нитрата серебра можно использовать для определения фосфат-иона. Это приведет к образованию желтого осадка.
С помощью солей бария можно провести качественную реакцию по определению анионов:
с хромат-ионом выпадает жёлтый осадок.
с сульфат-ионом будет происходить образование белого осадка.
Для обнаружения сульфит-иона проводят качественную реакцию с кислотой. При взаимодействии сульфита с кислотой выделяется газ с резким запахом (SO2), который можно обнаружить по изменению цвета индикаторной бумаги или по появлению запаха.
Для определения сульфид-ионов добавляют ионы свинца, которые приводят к образованию черного осадка.
Для определения нитрат-иона реакцию проводят в присутствии концентрированной серной кислоты и меди. При нагревании образуется голубой раствор и выделяется бурый газ. Реакцию обмена на выпадение осадка провести невозможно, поскольку все соли содержащие нитрат-ион хорошо растворимы в воде.
Карбонат-ион и гидроксикарбонат-ион определяют, добавляя кислоту. При взаимодействии карбоната с соляной кислотой выделяется углекислый газ, который можно обнаружить по образованию пузырьков или помутнению известковой воды.
Силикат-ионы обнаруживаются при реакции солей с сильной кислотой. Например, если к силикату прилить хлоридную кислоту, то выпадает белый осадок — кремниевая кислота.
Для обнаружения гидроксид-ионов в растворе используют индикаторы. Наиболее распространённые индикаторы — лакмус, метилоранж и фенолфталеин. При добавлении этих индикаторов к раствору, содержащему гидроксид-ионы, происходит изменение окраски индикатора. Например, лакмус становится синим, метилоранж — жёлтым, а фенолфталеин — малиновым.
В разных средах продукты восстановления перманганата калия (фиолетовый раствор) могут быть разными. В кислой среде перманганат-ионы восстанавливаются до ионов Mn2+(бесцветный раствор), в нейтральной среде — до оксида марганца (IV) (бурый осадок), а в щелочной — до манганат-ионов (зелёный раствор).
Выбор реагента.
При выборе реагентов для различия пар анионов важно учитывать несколько ключевых моментов:
1. Химические свойства анионов
• Изучите, какие реакции могут происходить с конкретными анионами.
Например, некоторые анионы могут образовывать осадки с определёнными катионами, в то время как другие — нет.
2. Специфичность реагентов
• Используйте реагенты, которые реагируют только с одним из анионов в паре.
Например, если у вас есть Cl— и Br⁻, добавление AgNO3 приведёт к образованию осадка AgCl, но не AgBr.
3. Изменение цвета или осадка
• Многие реакции приводят к изменению цвета раствора или образованию осадка, что может служить индикатором наличия определённого аниона.
Например, I⁻ даёт желтый осадок с Pb(NO3)2.
4. Кислотно-основные свойства
• Некоторые анионы могут вести себя как кислоты или основания. Например, CO32- реагирует с кислотами, выделяя углекислый газ (CO2).
5. Газообразование
• Некоторые анионы при реакции с кислотами выделяют газы, что также может быть полезным для их идентификации (например, CO32- с HCl выделяет CO2).
6. Сравнение свойств
• Для различия пар анионов можно использовать их химические свойства в сравнении друг с другом. Например, SO42- и CO32-: BaCl2 образует осадок BaSO4, но не BaCO3.
7. Определение по цвету
• Некоторые анионы могут образовывать окрашенные комплексы с определёнными ионами.
Пример: различие Cl⁻ и Br⁻:
• Добавьте AgNO3: Cl⁻ образует белый осадок AgCl, Br⁻ — желтый осадок AgBr.
• Можно использовать HNO3 для растворения AgCl (белый осадок), но AgBr остается нерастворимым.
Следуя этим принципам, вы сможете эффективно выбирать реагенты для различия анионов.
Анион
Реагент, среда
Реакция
Признаки
F—
Растворимые соли Ca2+
Ca2++F—=CaF2
Белый осадок, растворимый в HNO3
Cl—
Нитрат серебра Ag+
Ag++Cl—=AgCl
Белый творожистый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
Br—
Нитрат серебра Ag+
Ag++Br—=AgBr
Бледно-желтый творожистый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
I—
Нитрат серебра Ag+
Ag++I—=AgI
Желтый творожистый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
PO43-
Нитрат серебра Ag+
Ag++PO43-=Ag3PO4
Желтый осадок растворимый в HNO3
CrO42-
Растворимые соли Ba2+
Ba2++CrO42-=BaCrO4
Желтый осадок, нерастворимый в CH3COOH , но растворимой в HCl
SO42-
Растворимые соли Ba2+
Ba2++SO42-=BaSO4
Белый мелкодисперсный осадок, не растворимый в H2O и HNO3
SO32-
Сильная кислота H+
2H++SO32-=H2SO3 (SO2 и H2O)
Газ с резким запахом, обесцвечивание окислителей (Br2 и KMnO4)
S2-
Раствор соли Pb2+ и Cu2+
Pb2++S2-=PbS Cu2+ +S2-=CuS
Черный осадок
NO3-
Медная стружка и концентрированный раствор H2SO4 при нагревании
2NaNO3+ Cu+ 2H2SO4=2NO2+ CuSO4+ Na2SO4+2H2O
Бурый газ “Лисий хвост” и голубая окраска раствора
Также мы можете пользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде для того чтобы понять какие анионы выпадают в осадок с катионами.
Важность качественных реакций в химии.
Качественные реакции имеют большое значение в химии, потому что они помогают определить состав вещества и его свойства. С помощью этих реакций можно идентифицировать различные элементы, соединения и функциональные группы. Они основаны на физических и химических свойствах веществ, таких как цвет, запах, растворимость, электропроводность и другие.
Качественные реакции широко применяются в аналитической химии, криминалистике, медицине, пищевой промышленности и других областях. Например, в криминалистике для обнаружения анионов используются качественные реакции, основанные на осаждении солями бария и серебра, а также окислительно-восстановительные. Они позволяют быстро и точно определить наличие определенных веществ в образце, что может быть полезно для контроля качества продукции, диагностики заболеваний и проведения научных исследований.
Стипендия им. П.В. Алабина:исследования, касающиеся решения задач историко-культурного, медицинского, экономического и технического развития области (4-5 курсы бакалавриата/специалитета, 1-2 магистратуры)
Стипендия Фонда Владимира Потанина:для участия в конкурсе на получение стипендии нужно оставить заявку, написать мотивационное письмо и эссе (1-2 курсы магистратуры)
Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными. Для того, чтобы правильно составлять реакции ионного обмена (полные ионные уравнения и сокращенные), необходимо разобраться в том, что такое электролиты.
Правило Бертолле
Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.
Основные понятия и определения
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.
Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов).
Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Электролиты делят на сильные и слабые. К сильным электролитам относят вещества, которые хорошо диссоциируют, а к слабым – которые диссоциируют плохо. Вещества, которые не диссоциируют, называются неэлектролитами.
Абсолютно нерастворимых веществ не бывает, небольшая часть молекул растворяется и диссоциирует, поэтому нерастворимые соли являются электролитами.
Сильные электролиты
Поскольку сильные электролиты диссоциируют хорошо, то в растворе они находятся почти полностью в виде ионов, поэтому в ионном уравнении мы должны расписать их в виде ионов. Рассмотрим, какие это вещества:
Все растворимые соли:
Расписываем их на катионы металла и анионы кислотного остатка (или комплексные ионы)
NaCl = Na+ + Cl—
K2SO4 = 2K+ + SO42-
K2HPO4 = 2K+ + HPO42- — если соль кислая, то ее кислотный остаток мы НЕ расписываем на ионы, а пишем так как есть (исключение HSO4— = H+ + SO42- — этот ион на ЕГЭ можно расписывать, а можно не расписывать).
K[Al(OH)4] = K+ + [Al(OH)4]— — комплексные ионы мы также не расписываем
Сильные кислоты:
Кислоты расписываем на катионы водорода и кислотные остатки
HCl = H+ + Cl—
H2SO4 = 2H+ + SO42-
Сильные основания:
Основания расписываем на катионы металла и гидроксид-анионы
KOH = K+ + OH—
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH—
Слабые электролиты
Слабые электролиты плохо диссоциируют и поэтому находятся в растворе преимущественно в молекулярной форме (не в виде ионов). Из этого можно сделать вывод, что расписывать такие вещества на ионы НЕЛЬЗЯ. Также нельзя расписывать на ионы нерастворимые соли, хотя они и являются сильными электролитами, но они просто почти не растворяются, а поэтому и на ионы распасться не могут (но та малая часть, которая растворилась, будет находится в растворе в виде ионов).
Нерастворимые и малорастворимые соединения обозначают буквами Н и М, если соль малорастворима, в продуктах её мы НЕ расписываем на ионы , однако гидроксиды являются сильными основаниями, их мы расписываем. В случае если малорастворимое вещество выступает в качестве реагента, мы его также расписываем на ионы.
Условия протекания реакций ионного обмена
В зависимости от того, кто вступает в реакцию ионного обмена, могут быть различные условия протекания реакции. Рассмотрим их:
1) кислота + основание = соль + вода
условие: сильное основание или растворимая нелетучая кислота
Кислоты, которые нам не подходят: H2CO3, H2SO3, H2SiO3
Студенты ИЕМН получат стипендии за выдающиеся достижения в учебной и научной деятельности
Стипендия Президента Российской Федерации назначена следующим студентам:
Вдовина Елизавета Евгеньевна 4425-280302D Петрунько Алена Андреевна 4425-280302D Пимонов Михаил Александрович 4425-280302D Малкин Кирилл Александрович 4425-280302D Глыбин Егор Дмитриевич 4242-100501D Вдовина Анна Алексеевна 4642-100501D
Стипендия Правительства Российской Федерации назначена следующим студентам:
Новый композиционный сорбент разработан на кафедре физической химии и хроматографии
Ученые Самарского университета предложили качественно новый композитный сорбент для хроматографического анализа, который ускорит процесс разделения и определения состава смесей в нефтехимии и экологических исследованиях. Результаты работы опубликованы в журнале «Journal of Chromatography A».
Хроматография – один из важнейших методов химического анализа и разделения смесей веществ. Попадая в хроматографическую колонку с сорбентом, смесь веществ движется в потоке газовой или жидкой фазы. Отдельные компоненты смеси по-разному удерживаются на поверхности сорбента, что позволяет их разделять на выходе из колонки. Это дает ученым возможность идентифицировать компоненты и определять их количественное содержание.
Метод газовой хроматографии широко применяется в нефтехимии при контроле качества нефти и нефтепродуктов, а также в экологических исследованиях.
Металл-органические каркасные полимеры (МОКП) – новый класс кристаллических пористых материалов, которые обладают большим разнообразием химического состава, структур, геометрии каналов и пор. Благодаря этим свойствам, МОКП можно широко применять в сорбционных технологиях, катализе, мембранных технологиях и адресной доставке лекарств. Эти материалы также обладают большим потенциалом для сорбционного поглощения и хранения различных газов и углеводородов (водород, углекислый газ, метан и др.).
Тем не менее, практическое использование синтезированных кристаллов МОКП в качестве сорбентов для высокоэффективных разделительных колонок затруднено за счет неоднородности размера частиц, небольшой механической прочности, малой доступности внутренних пор частиц. Поэтому ученые Самарского университета исследовали свойства иммобилизованных и привитых МОКП на различных твердых подложках и частицах, а также композитов на основе этого интересного класса пористых кристаллов.
«Мы предложили применить новый композиционный сорбент, в котором мелкодисперсный (0,5–1,0 мкм) порошок МОКП терефталата хрома (MIL-101(Cr)) нанесен и закреплен на поверхности пор широкопористого кремнеземного носителя. Этим сорбентом мы заполнили металлическую хроматографическую колонку (1 м × 3 мм) и успешно и быстро разделили в условиях газовой хроматографии ряд смесей летучих органических соединений, в том числе изомеры», – рассказала аспирант кафедры физической химии и хроматографии Самарского университета Юлия Мартина.
Она объяснила, что наличие мелких частиц, а не исходных кристаллов, облегчало диффузию анализируемых соединений в поры МОКП и их транспорт в потоке газовой фазы. Это позволило получить высокоэффективную наполненную разделительную колонку для газовой хроматографии. К примеру, полное разделение смеси н-гексана, бензола и циклогексана произошло менее, чем за две минуты, а определение метана и трех его хлорпроизводных (дихлорметан, трихлорметан, тетрахлорметан) заняло около 3,5 минут.
По словам ученых, результаты исследования могут использоваться в химии, нефтехимии, химической технологии и в экологических исследованиях для быстрого анализа смесей легкокипящих органических соединений. Разработанный подход к получению композиционных материалов на основе МОКП может быть в дальнейшем применен и в других технологиях с целью улучшения эксплуатационных свойств этих новых материалов.
Авторы отмечают, что работа посвящена 150-летию со дня рождения Михаила Семеновича Цвета, первооткрывателя хроматографии. Самарский университет — участник программы Минобрнауки «Приоритет-2030».
24 ноября в рамках проекта «Ученые — в школы» к.х.н., доцент кафедры неорганической химии химического факультета Антон Савченков провел лекцию «Карьера преподавателя и ученого: полезно, интересно, перспективно, прибыльно» в Самарском медико-техническом лицее.
А.В. Савченков рассказал старшеклассникам о передовых разработках ученых химического факультета Самарского университета в области применения полиэдров Вороного-Дирихле для исследования явления конформационного полиморфизма, поддерживаемых Российским научным фондом.
Проект «Ученые — в школы» реализуется в рамках флагманской акции «На острие науки», инициированной Координационным советом по делам молодежи в научной и образовательной сферах Совета при Президенте Российской Федерации по науке и образованию. Российские молодые исследователи посещают свои родные школы или школы своих регионов, чтобы познакомить учащихся с актуальными достижениями российской науки и показать роль науки и научно-технического прогресса в современном мире. Проект дает возможность старшеклассникам узнать о передовых исследованиях, реализуемых российскими учеными, и возможностях, которые открываются для молодежи в исследовательской сфере.
Открылся прием заявок на олимпиаду им. Г. Гесса (для учащихся 6-8 классов)
Школа «Летово» в партнерстве с химическим факультетом МГУ имени М.В. Ломоносова начинает приём заявок на олимпиаду имени Германа Гесса. В этом году олимпиада по химии пройдёт в пятый – юбилейный – раз, и в честь этого события организаторы приготовили много новых нестандартных задач, интересных мастер-классов и вебинаров.
Как принять участие?
Зарегистрируйтесь или авторизуйтесь на платформе letovo.online
+ NaOH ->
NaBr + H2O
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024