Температурная зависимость константы скорости. Уравнение Аррениуса и определение энергии активации.
1. Введение: Почему температура так важна?
Из повседневного опыта мы знаем, что скорость большинства химических реакций увеличивается с ростом температуры. Пища быстрее готовится, металлы быстрее ржавеют, а биологические процессы ускоряются в тепле. Количественно эта зависимость описывается константой скорости (k), которая входит в основное кинетическое уравнение.Задача химической кинетики — найти математическое выражение, которое точно описывало бы зависимость k = f(T). Шведский ученый Сванте Аррениус в 1889 году предложил наиболее успешную теорию.
2. Эмпирическая форма уравнения Аррениуса.
На основе критического анализа и переосмысления уже существовавших экспериментальных данных (гидролиз сахарозы, разложение N₂O₅), а также под влиянием его собственных работ по электролитической диссоциации. Аррениус перевел эмпирическое наблюдение в математический закон:
k=A*e^-(Ea/RT)
где:
Переменная
Определение
В чём выражается
k
Константа скорости реакции
Для реакции нулевого порядка: k = моль/(литр · секунда) или М/с (моль/л · с)| Для реакции первого порядка: k = 1/секунда или с⁻¹ Для реакции второго порядка: k = литр/(моль · секунда) или М⁻¹·с⁻¹ (л/моль · с) Для реакции n-го порядка: Общая формула: k = (концентрация)¹⁻ⁿ / время
A
Предэкспоненциальный множитель, отражает общее число столкновений частиц в единицу времени
Совпадает с константой K
e
Основание натурального логарифма
~2.718
Ea
Энергия активации
кДж/моль
R
Универсальная газовая постоянная
8.314 Дж/(моль·К
T
Абсолютная температура
Кельвин
Физический смысл уравнения: Константа скорости k определяется произведением общего числа столкновений (A) на долю эффективных столкновений
3. Физическая интерпретация: Энергия активации и теория активных соударений.
Для объяснения экспоненциального характера зависимости, Аррениус ввел понятие энергии активации (Eₐ). Энергия активации — это избыточная энергия, которой должны обладать частицы реагентов по сравнению со средней энергией, чтобы столкновение между ними привело к химической реакции.
Реагенты находятся в «долине» до горки.
Продукты — в «долине» после горки.
Энергия активации Eₐ — это высота горки, которую нужно преодолеть.
Чем выше горка (Eₐ), тем меньше частиц сможет ее преодолеть при данной температуре, и тем медленнее идет реакция.
3.1. Распределение Максвелла-Больцмана
Молекулы в системе движутся с разными скоростями и, следовательно, обладают разной кинетической энергией. Распределение Максвелла-Больцмана описывает долю молекул, обладающих энергией, равной или превышающей некоторое значение.
e^-(Ea/RT)
Доля частиц с энергией ≥ Eₐ пропорциональна множителю.
Как температура влияет на долю активных частиц:
При T₁ (низкая температура) доля частиц с E ≥ Eₐ невелика (площадь под кривой справа от Eₐ). Реакция идет медленно.
При T₂ (высокая температура) эта доля значительно возрастает. Именно поэтому небольшое увеличение температуры приводит к резкому росту скорости реакции — зависимость экспоненциальная.
Стерический фактор (p) — вероятность того, что столкновение произойдет с правильной пространственной ориентацией молекул. Даже если энергия достаточна, молекулы могут не прореагировать, если столкнутся «не теми» частями.
Таким образом, A = p · Z, где Z — общая частота столкновений.
4. Аналитическая форма уравнения Аррениуса и определение Eₐ
Экспоненциальная форма не всегда удобна для расчетов. Прологарифмируем уравнение Аррениуса:
Шаг 1: Логарифмирование
Шаг 2: Получение линейного уравнения Это уравнение имеет вид линейной функции y = b + a · x:
y = ln k
x = 1/T
a = -Ea / R (тангенс угла наклона прямой)
b = ln A (отрезок, отсекаемый на оси y)
Эта форма чрезвычайно полезна, так как позволяет определить Eₐ и A из экспериментальных данных.
Шаг 3: Экспериментальное определение Eₐ
Проводят серию экспериментов по измерению константы скорости k при разных температурах T.
Строят график в координатах ln k от 1/T (так называемый график Аррениуса).
Если экспериментальные точки накладываются на прямую линию (что выполняется для большинства реакций), это подтверждает справедливость уравнения Аррениуса для данной реакции.
Реакция разложения: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ Без катализатора эта реакция идет очень медленно, так как имеет высокий энергетический барьер. В присутствии иодид-иона (I⁻) скорость реакции резко возрастает. Механизм этого катализа выглядит следующим образом:
Медленная стадия: H₂O₂ + I⁻ → H₂O + IO⁻ (константа скорости k₁, энергия активации Eₐ₁)
Быстрая стадия: H₂O₂ + IO⁻ → H₂O + O₂ + I⁻ (константа скорости k₂, энергия активации Eₐ₂)
Иодид-ион не расходуется, он является катализатором. Лимитирующей (определяющей общую скорость) является первая стадия.Экспериментально установлено, что кинетическое уравнение для этой реакции имеет вид:
v = k_набл [H₂O₂] [I⁻]
Как связана наблюдаемая константа скорости с константами отдельных стадий? В данном случае, для предлагаемого механизма, скорость образования продуктов определяется скоростью первой стадии:
v = k₁ [H₂O₂] [I⁻]
Следовательно, наблюдаемая константа скорости равна константе скорости первой стадии:
k_набл = k₁
Вывод для этого случая: Кажущаяся энергия активации Eₐ каж будет равна истинной энергии активации лимитирующей стадии: Eₐ каж = Eₐ₁. Катализатор ( I⁻ ) предоставляет альтернативный путь реакции с более низкой Eₐ₁ по сравнению с некатализируемой реакцией.
Реакции с нулевой энергией активации: Некоторые реакции (например, ионные в растворе) идут очень быстро и слабо зависят от температуры. Для них Eₐ ≈ 0.
Многостадийные сложные реакции: Для них график Аррениуса может не быть строго линейным, так как наблюдаемая константа скорости является комбинацией констант отдельных стадий, каждая со своей Eₐ.
Туннельные эффекты: Для очень легких частиц (электроны, протоны) при низких температурах становится существенным квантовомеханическое туннелирование через энергетический барьер, что не описывается классическим уравнением Аррениуса
7. Заключение и выводы:
Уравнение Аррениуса — фундаментальный закон химической кинетики, устанавливающий экспоненциальную зависимость константы скорости от температуры.
Энергия активация (Eₐ) — это минимальная избыточная энергия, необходимая для протекания реакции. Она является мерой «высоты» энергетического барьера реакции.
Предэкспоненциальный множитель (A) характеризует частоту и правильность ориентации столкновений частиц.
Линейная форма уравнения ln k = ln A — Eₐ/(RT) позволяет экспериментально определять Eₐ и A по данным о скорости реакции при разных температурах.
Знание Eₐ позволяет не только предсказывать скорость реакции при различных температурах, но и делать выводы о механизме реакции, что является одной из центральных задач физической химии.
Углеводы — это органические соединения, состоящие из кислорода, углерода и водорода, содержащие альдегидные/кетонные и гидроксильные группы. Общая формула углеводородов — Cn(H2O)m (кроме дезоксирибозы).
Классификация
Углеводы могут существовать в двух формах: в линейной (ациклической) и циклической (когда линейная молекула замыкается в гетероцикл с участием кислородного атома). Есть углеводы, способные существовать лишь в одной форме (как правило, углеводы с длинной цепью склонны к замыканию, а короткие, наоборот, существуют в линейной форме). Типичный пример — глюкоза, циклизующаяся в растворе: В общем случае, если углевод имеет циклическую структуру, то его изображают “сбоку” для упрощения восприятия сложной структуры.
по растворимости в воде
нерастворимые (к этой категории относятся все полисахариды: крахмал, целлюлоза, хитин и пр.)
растворимые (все моно- и дисахариды, например, глюкоза и сахароза)
по числу звеньев
— моносахариды — моноциклические соединения
— дисахариды — состоят из остатков двух одинаковых или разных моносахаридов, соединённых определённым образом
— полисахариды — полимерные соединения, состоящие из большого количества остатков моносахаридов
по числу атомов углерода в структурном звене
триозы
тетрозы Эритроза
пентозы (рибоза и дезоксирибоза)
гексозы (глюкоза) и т.д.
по конфигурации (энантиомеры — зеркальные отражения). Хиральный атом углерода — sp3-гибридизованный с тремя заместителями L-ряд D-ряд Отличие в том, что у D-ряда предпоследний в цепи гидроксил расположен справа (на формуле Фишера), а у L-ряда — слева. Природные углеводы, как правило, относятся к D-типу.
по химическим свойствам
восстанавливающие (альдегидные свойства, связь с участием спиртового кислорода) Примеры: мальтоза, лактоза, глюкоза
невосстанавливающие (не участвуют в ОВР, связь между звеньями осуществлена без участия спиртового кислорода). Примеры: сахароза, полисахариды
негидролизующиеся — все моносахариды. Не способны подвергаться процессу гидролиза — распаду на составные звенья (т.к. образованы единственным структурным звеном)
гидролизующиеся — ди- и полисахариды — способны в определённых условиях разлагаться на моносахариды.
Типичные примеры (со структурными формулами)
глюкоза: существует в двух формах (см. выше)
рибо-и дезоксирибоза
лактоза
сахароза
галактоза (пространственный изомер глюкозы)
крахмал и целлюлоза (различие в том, тто крахмал состоит из звеньев альфа-, а целлюлоза из бета-глюкозы, также молекулы крахмала разветвлены)
Физические свойства
Моно- и дисахариды растворимы в воде, имеют сладкий вкус, низкую температуру плавления
Полисахариды в большинстве своём нерастворимы, безвкусны
Методы получения
фотосинтез — происходит в зелёных клетках растений при помощи хлорофилла: CO2 + H2O = C6H12O6
кислотный гидролиз полисахаридов (например, нагревание крахмала в растворе серной кислоты) — высокомолекулярное соединение разлагается на мономеры
синтез Бутлерова из формальдегида в присутствии солей кальция n(HCOH) = (CH2O)n неудобен из-за низкой селективности, так трудно получить необходимый компонент — в ходе реакции можно получить лишь трудноразделимую смесь веществ
ферментативный гидролиз — под действием ферментов (напр. амилазы) крахмал может гидролизоваться до моносахаридов.
Химические свойства
полное окисление до углекислого газа и воды (горение) C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O
окисление концентрированной серной кислотой (обугливание, выделение газов вследствие окисления углевода H2SO4) C12H22O11+H2SO4 → C + H2O + SO2
реакция восстанав-щих углеводов с гидроксидом диамминсеребра — реакция серебряного зеркала (качественная реакция на альдегиды, поэтому реакция протекает только с углеводами, содержащими альдегидную группу, например, с глюкозой) C6H12O6 + 2[Ag(NH3)2]OH = C6H11O7NH4 + Ag + NH3 + H2O В результате поверхность сосуда покрывается тонким слоем серебра, благодаря чему реакция получила своё название. В качестве побочного продукта получаем глюконовую кислоту (в виде аммонийной соли) глюконовая кислота
реакция с гидроксидом меди (2) при нагревании — красный осадок Cu2O — глюкоза окисляется до глюконовой кислоты C6H12O6 + Cu(OH)2 = C6H12O7 + Cu2O + H2O
свежий гидроксид двухвалентной меди с глюкозой и пр. восстанавливающими углеводами дают насыщенно-синий раствор из-за образования комплексного соединения.
окисление бромной водой — альдозы окисляются бромной водой до соответствующих кислот, обесцвечивая её C6H12O6 + Br2 = C6H12O7 + HBr + H2O
спиртовоеброжение — глюкоза при помощи микроорганизмов превращается в этанол
молочнокислое брожение — глюкоза превращается в молочную кислоту
Роль в биологических процессах
энергетическая и запасающая (животные запасают гликоген, растения — крахмал, далее используют для получения энергии)
Концентрация веществ встречается в нашей жизни повсюду — количество сахара в чае, соли в супе и даже уксуса в консервированных продуктах; у каждого этого компонента есть определенное содержание в общем растворе.
Так, все растворы химических веществ также имеют определенное содержание в воде или другом компоненте, и химикам нужно его знать.
Массовая доля
Массовая доля показывает какую часть по массе составляет растворенное в воде вещество.
Массовую долю представляют двумя способами:
в долях от единицы (расчет по формуле) ω(HNO3) = 0,2
в процентах (итог домножают на 100%) ω(HNO3) = 0,2*100% = 20%
Универсальная формула для массовой доли:
где m1 — масса раствора/вещества в исходном растворе
m2 — масса раствора/вещества в добавленном растворе
+m'(в-ва) — к изначальному раствору добавили еще сухого вещества
К 150 г 10%-ого раствора карбоната калия добавили 20 грамм той же сухой соли. Вычислите массовую долю вещества конечного раствора.
Для решения этой задачи необходимо:
найти массовую массу растворенного вещества в первом растворе: m1(в-ва)=ω1(в-ва)*m1(р-ра) = 0,10 *150 = 15 г
Далее необходимо написать формулу для нахождения массовой доли конечного раствора:
2. -m'(в-ва) — из начального раствора выпал осадок (понижение температуры смеси)
20%ный раствор, содержащий 15 г хлорида натрия, охладили с 120 С до 30 С, при этом в осадок выпало 7 г соли. Вычислите массовую долю конечного раствора.
Для решения этой задачи необходимо:
Найти массу изначального раствора:
Далее необходимо посчитать массовую долю для конечного раствора:
3. +m'(воды) — к раствору добавили воду (раствор разбавили)
К изначальному 25%-ому раствору массой 120 г сульфата натрия добавили 30 г воды. Вычислите массовую долю конечного растовора.
Для решения этой задачи необходимо:
Найти массу растворенного вещества в первом растворе: m(в-ва)=ω1(в-ва)*m(р-ра)=0,25*120=30 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:
4. -m'(воды) — раствор выпарили (нагрели до кипения)
14%-ный раствор йодида калия массой 300 г нагрели и выпарили из раствора 20 г воды. Рассчитайте конечную массовую долю вещества.
Для решения этой задачи необходимо:
Найти массу растворенного вещества в первом растворе: m(в-ва)=ω1(в-ва)*m(р-ра)=0,14*300=42 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:
5. +m2(р-ра) — к изначальному раствору приливают еще один раствор
К изначальному 15%-ному раствору хлорида калия массой 200 г добавили 15 г раствора того же вещества с массовой долей 5%. Рассчитать массовую долю конечного раствора.
Для решения этой задачи необходимо:
Найти массу растворенного вещества в первом растворе: m1(в-ва)=ω1(в-ва)*m1(р-ра)=0,15*200=30 г
Найти массу растворенного вещества во втором растворе: m2(в-ва)=ω2(в-ва)*m2(р-ра)=0,05*15=0,75 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:
Если в условии сказано о выполнении одного действия над раствором, то формула приобретает вид одной из вышеперечисленных. Если в условии сказано о выполнении нескольких действий над раствором, то формулы комбинируются и включают в себя большее количество слагаемых.
Важные величины и их формулы
Массовая доля (ω) Формула для расчета массовой доли вещества в растворе:
Единицы измерения — проценты (%), доли (нет размерности).
Переход от процентов к долям: проценты = доли*100%
Можно выразить формулы для нахождения массы вещества и массы раствора из первоначальной.
Масса вещества по известной массе раствора и массовой доле:
m(в-ва)=m(р-ра)*(в-ва)
Масса раствора по известной массе вещества и массовой доле:
Молярная концентрация (Cm)
Данная концентрация характеризует какое количество вещества находится в литре раствора.
Формула для расчета молярной концентрации:
Единицы измерения — моль/л
Данная концентрация используется в задании №22 КИМ ЕГЭ, а также формула пригодится и в 34 задании для расчета количества вещества.
Количество вещества (n или v)
Простыми словами, количество вещества — это порция этого вещества, содержащая определенное число его частиц. В химии эта величина используется для определения числа атомов или молекул, участвующих в реакции, а также для расчета молярной концентрации, об этом поговорим чуть позже.
Существует несколько формул для расчета количества вещества:
где m — масса вещества (г), M — молярная масса вещества (г/моль)
где V — объем вещества (л), Vm — молярный объем вещества,
Vm = 22.4 моль/л; это постоянная величина при нормальных условиях (давление равное 1 атмосфере и температура равная 0 C, следовательно, при других значениях давления и температуры, молярный объем также будет иным). Данное значение равно конкретной величине, так как 1 моль любого газа занимает один и тот же объем (закон Авогадро).
где N — число молекул, Na — постоянная Авогадро,
Na = 6,02*1023, моль-1; это значение — неизменная константа, показывающая, что содержание любых молекул в 1 моле вещества остается равным определенному количеству частиц при одинаковых условиях и значения объема.
Единицы измерения — моль
1 моль вещества содержит 6,02*1023 молекул
Молярная масса вещества (M)
Формула для расчета молярной массы:
M(в-ва)=N*Ar, где N — количество атомов, Ar — относительная атомная масса данных элементов
Единицы измерения — г/моль
Ar элементов указаны в таблице Менделеева — округляем их значения до целых (кроме Cl = 35,5 г/моль)
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):
Умение быстро и правильно составлять скелетные формулы значительно экономит вам время при составлении конспектов, решении химический уравнений и задач. Также, внутри заданий ЕГЭ, касающихся органической химии, часто используются скелетные формулы, поэтому необходимо уметь понимать скелетные формулы для решения задач.
В органической химии для изображения молекул, согласно с основными положениями теории Бутлерова, принято использовать различные формулы:
Молекулярные, или Бруттоформулы: показывают, сколько и каких атомов содержится в молекуле. Этан это C2H6 и так далее.
Структурные: отображают последовательность соединения атомов в молекуле.
Сокращенные: тоже отображают последовательность соединения атомов в молекуле, но в данном случае связь между водородом и другими атомами не указываются.
Электронные: используют для отображения электронного строения молекулы – вместо черточек, обозначающих ковалентную связь, пишется пара точек, обозначающих электроны.
Скелетные: Атомы С не показываются, так как предполагается, что каждый угол в изображении соединения содержит атом углерода. Атомы Н тоже не показываются. Если в углу не сходятся 4 линии, то это означает, что все оставшиеся заняты водородом.
Так как Брутто, или Молекулярные, формулы не отображают стереохимического строения молекулы, то чаще всего используют Структурные формулы, или их сокращенную версию – Скелетные формулы.
Правила составления структурных формул:
Основу любой структурной формулы составляет углеродный скелет — цепочка последовательно соединенных атомов углерода.
Ковалентные связи обычно обозначаются черточками, обозначающих общую электронную пару двух атомов. Ионную связь черточками обозначать нельзя, черточка обозначает общую электронную пару, которая в ионной связи не образуется!!!
Кратность связи обозначают двумя или тремя черточками, расположенными друг над другом.
Валентности некоторых, наиболее встречающихся атомов в органических соединениях:
Атом углерода (С) в органической химии всегда четырехвалентен, это означает, что он образует 4 связи с другими атомами (Это не значит, что все 4 связи образованы с разными атомами – углерод может образовывать двойные и тройные связи)
Пропин
Пропен
Атом кислорода (О) имеет валентность равную двум, значит, образует 2 связи с другими атомами.
Метилэтиловый эфир
Пропановый альдегид
Атом водорода (Н) одновалентен, образует одну связь с другими атомами
Атом азота (N) – трехвалентен, три связи с другими атомами
Диметиламин
Этиламин
Триметиламин
Переход к скелетным формулам и обратно выполняется довольно просто: достаточно лишь убрать все обозначения углерода и водорода, оставив их только в том случае, если они входят в состав функциональной группы, которая, в свою очередь, не входит в состав углеродного скелета, или отображают стереохимию молекулы.
P.S. Основные функциональные группы и их обозначение:
Вступающие в химическую реакцию вещества и ее продукты обладают разным запасом энергии. Это приводит к тому, что в ходе реакции должна выделяться теплота, если суммарная энергия продуктов меньше чем у реагентов, и, напротив, требуется дополнительная энергия из окружающей среды на образование продуктов, которые должны обладать более высоким запасом энергии по сравнению с исходными. Эти тепловые характеристики связаны с прочностью (энергией) химических связей
Таким образом, любая химическая реакция будет обладать тепловым эффектом:
Тепловой эффект — энергия (теплота), которая выделяется или поглощается в ходе протекания химической реакции. Она измеряется в килоджоулях (кДж)
Расчеты с участием теплового эффекта находят свое применение в самых различных областях химии. К примеру, они позволяют анализировать поведение веществ в разнообразных реакциях, сравнивая их энергетические параметры, а также подбирать оптимальные условия для протекания химических процессов, что имеет важное значение для достижения максимальной эффективности на промышленных установках.
Данные о теплотах реакций имеют большое значение при изучении химической кинетики, т.к. тепловые характеристики веществ сильно влияют на скорость и направление химических реакций.
Также тепловые эффекты могут использоваться в аналитической химии для качественного и количественного анализа
Классификация реакций по тепловому эффекту
Если в ходе реакции теплота выделяется (знак теплового эффекта «+»), то такая реакция является экзотермической: 2NO + O2 → 2NO2 + 114 кДж.
При окислении двух молей NO по этой реакции выделяется 114 кДж. Это связано с образованием оксида NO2 с более прочными химическими связями — их формирование энергетически выгодно, поэтому излишняя энергия выделяется в окружающую среду в виде теплоты
Если в ходе реакции теплота поглощается (знак теплового эффекта «-»), то такая реакция является эндотермической:
N2 + O2 → 2NO – 180,8 кДж
При окислении одного моля N2 поглощается 180.8 кДж. Молекула азота является крайне стабильной. Валентные связи в ней крайне прочные и для их разрыва требуются большие затраты энергии из внешней среды. Именно поэтому азот, составляющий 78% земной атмосферы, не вступает самопроизвольно во многие потенциальные химические реакции, оставаясь достаточно инертным веществом
Такие уравнения реакций, для которых указано количество выделяющейся или поглощаемой в ее ходе теплоты, называются термохимическими уравнениями
С термохимическими уравнениями можно работать как с математическими выражениями, т.е. их можно складывать, вычитать или же умножать на какое-то число. Т.к. часто тепловой эффект реакции рассматривается только для одного моля вещества, то стехиометрические коэффициенты, стоящие при других участниках реакции, могут оказываться дробными величинами. Записывать термохимические уравнения с дробными коэффициентами возможно, т.к.тепловой эффект указывается в расчете на моль вещества, т.е. эти уравнения оперируют количеством вещества, а не молекулами
СН4 +3/2О2 = СО + 2Н2О(Г) + 519,33 кДж
Правило для задач: Как видно из этих уравнений тепловой эффект всегда пропорционален количеству одного из веществ (любого), участвующего в химической реакции. Это правило используется в расчетных задачах
Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия
В соответствие с принципом Ле Шателье можно сказать, что:
При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермического процесса
H2 (г) + Cl2 (г) ⇄ 2HCl (г) + Q
Реакция является экзотермической, т.е. идёт с выделением теплоты, поэтому при нагревании ее равновесие сместится влево, в сторону исходных веществ, а при уменьшении температуры — наоборот, вправо, в сторону образования продуктов.
C4H10 (г) ⇄ C4H8 (г) +H2 (г) — Q
Реакция является эндотермической — она идет с поглощением теплоты извне, поэтому при нагревании ее равновесие сместится в сторону образования продуктов, а при уменьшении температуры — в сторону исходных веществ.
Какие выводы можно сделать из ТХУ?
является ли реакция эндотермической или экзотермической
позволяет проанализировать устойчивость соединений и прочность образующихся связей
позволяет подобрать более оптимальные условия для протекания реакции
рассчитать, какое количество вещества вступило в реакцию и какое количество продукта образовалось, если известен тепловой эффект реакции и наоборот
Существуют некоторые закономерности, которые помогают в некоторых случаях предсказать знак теплового эффекта.
Например, реакции, которые протекают самопроизвольно при нормальных условиях, чаще всего являются экзотермическими. В качестве примера можно привести горение угля. Эта реакция протекает самопроизвольно и необратимо с выделением большого количества тепла, т.е. реакция является экзотермической
Типичными экзотермическими реакциями являются:
реакции горения
реакции активных металлов и их оксидов с водой или с кислотами
реакции нейтрализации между щелочами и сильными кислотами
большинство легко протекающих реакций соединения (исключения: взаимодействие азота с кислородом и некоторые другие реакции)
Типичными эндотермическими реакциями являются:
реакции разложения
фотосинтез
Дополнительные термины
Отдельно выделяют теплоту образования и сгорания вещества, которые используют при описании химического соединения:
Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.
Например, при сгорании алюминия:
2Аl + 3/2О2 → Аl2О3 + 1675 кДж
теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль.
Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:
4Аl + 3О2 → 2Аl2О3 + 3350 кДж
теплота образования Al2O3 все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.
Теплота сгораниявещества – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.
Например, при горении метана:
СН4 + 2О2 → СО2 + 2Н2О + 802 кДж
теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.
Иногда в некоторых физико-химических задачах требуется вычислить теплоту, которую нужно затратить на нагревание веществ до определенной температуры или для осуществления фазового перехода (например, когда меняется агрегатное состояние воды: лед-жидкость-пар). В этом случае пользуются новыми термодинамическими величинами
Удельная теплоемкость вещества — это физическая величина, которая показывает, какое количество теплоты в Дж необходимо передать веществу массой 1 кг для его нагрева на 1°C
Значения удельной теплоемкости различных веществ приводятся в справочниках. Так для воды (ж.) удельная теплоемкость равна 4200 Дж/кг*1°C
Задачи на тепловой эффект
Пример 1 задачи на расчеты с тепловым эффектом
Дано термохимическое уравнение для реакции сгорания водорода:
2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 484 кДж
Необходимо найти массу образовавшейся воды в граммах, если известно, что в ходе реакции выделилось 1479 кДж теплоты
Решение:
Из термохимического уравнения видно, что при образовании двух моль воды выделяется (т.к. реакция экзотермическая) 484 кДж теплоты. Вычислить массу, выделившейся в ходе реакции воды можно, составив простую пропорцию:
2 моль H2O — 484 кДж x моль H2O — 1479 кДж
m(H2O) = n(H2O)*M(H2O) = 6.1 моль*18 г/моль = 110 г
Пример 2 задачи на расчеты с тепловым эффектом
В ходе реакции сгорания 8.96 л этана при нормальных условиях выделилось 588 кДж теплоты. Определите теплоту сгорания этана в этих условиях.
Теплота сгорания — это количество теплоты, которые выделится при сгорании одного моль вещества. В соответствии с этим определением запишем уравнение реакции для одного моль этана C2H6. Мы воспользуемся дробными коэффициентами:
Рассчитаем количество этана в молях: n(C2H6)=8.96/22.4 = 0.4 моль
Тогда для решения задачи достаточно составить простую пропорцию:
0.4 моль C6H6 — 588 кДж 1 моль C6H6 — x кДж
Пример 3 задачи на расчеты с тепловым эффектом
Дано термохимическое уравнение сгорания метана
Рассчитайте количество литров (н.у) метана, которое понадобится для того, чтобы вскипятить 2л воды, которая изначально имеет температуру 20°C. Удельная теплоемкость воды равна 4200 Дж/кг*°C
Для начала найдем количество теплоты, которое нужно затратить для того, чтобы довести воду до точки кипения
Теперь составим пропорцию
1 моль CH4 — 891 кДж x моль CH4 — 672 кДж
В этом случае понадобится 0.75*22.4 = 16.8 л CH4
Проверить свои знания по теме «Термохимия» можно в этом тестировании:
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:
Расчет по уравнениям реакций (выход реакции и примеси)
Важные величины и формулы для их вычисления:
Количество вещества (n) ⃰ – относительная величина, которая характеризует число частиц, содержащихся в веществе.
1 моль вещества содержит 6,02*1023 молекул
Формула для расчета:
где m — масса вещества (г),
M — молярная масса вещества (г/моль)
где V — объем вещества (л),
Vm — молярный объем вещества,
Vm = 22,4 моль/л
где N — число молекул,
NA — постоянная Авогадро,
NA = 6,02*1023, моль-1
Массовая доля выхода вещества в реакции (η) ⃰ ⃰ – это отношение масс (объемов) получившихся на практике веществ к массе (объему), которая была рассчитана теоретически.
Формула для расчета:
Массовая доля вещества(ω) – отношение массы чистого вещества к массе всего раствора.
Формула для расчета:
Массовая доля примеси (ω) ⃰ ⃰ ⃰ – отношение массы примеси к массе всей смеси. Формула для расчета:
, где m(техн)=m(чист) + m(прим)
Уравнение химической реакции показывает, какие вещества и в каком количестве будут реагировать друг с другом, а также какие вещества и в каком количестве будут образовываться в ходе такого взаимодействия.
Коэффициенты в уравнениях обозначают количество молекул вещества, которое необходимо для того, чтобы исходные вещества прореагировали.
Коэффициент – число перед формулой.
Схематичное уравнение реакции 2А+2Б=2АБ показывает, что при взаимодействии 2 моль вещества А и 2 моль вещества Б образуется 2 моль вещества АБ.
n[моль] – количество вещества ⃰
Иногда бывает, что вещества реагируют друг с другом в соотношении 1:1, тогда коэффициенты не нужны. Но чаще протекают реакции с гораздо более сложными соотношениями. Уравнения таких реакции особенно важно записать правильно, расставив необходимые коэффициенты.
Пример 1:
SO3 + H2O = H2SO4
(одна молекула оксида серы (VI) реагирует с одной молекулой воды с образованием одной молекулы серной кислоты)
n(SO3):n(H2O):n(H2SO4)=1:1:1
n(SO3)=n(H2O)=n(H2SO4)= 1 моль
Пример 2:
2H2 + O2 = 2H2O
(две молекулы водорода реагируют с одной молекулой кислорода с образованием двух молекул воды)
n(H2):n(O2):n(H2O)=2:1:2
Допустим, что мы знаем количество вещества кислорода, тогда, чтобы найти количество вещества:
n(H2)=n(O2)×2
n(H2O)=n(O2)×2
Пример 3:
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3
(четыре молекулы железа реагируют с тремя молекулами кислорода с образованием двух молекул оксида железа (III))
n(Fe):n(O2):n(Fe2O3)=4:3:2
Допустим, что мы знаем количество вещества кислорода, тогда, чтобы найти количество вещества:
n(Fe)=n(O2)×4
n(Fe2O3)=n(O2)×2
При решении задач, исходя из мольного соотношения по стехиометрическим коэффициентам, мы можем рассчитать точное количество продукта реакции – это теоретический выход продукта реакции.
На практике теоретические расчеты не выполняются и в большинстве случаев образуется меньшее количество продукта реакции, чем было рассчитано – это практический выход продукта реакции.
Теоретический и практический выходы реакции могут не совпадать из-за разных причин: потери в ходе проведения реакции, побочные процессы и т.д.
Отношение практического количества продукта к теоретическому называется массовой долей выхода вещества (η) ⃰ ⃰
Задача:
Пары брома объемом 15 л смешали с избытком водорода, в результате из смеси выделили 27 л бромоводорода. Определите долю выхода, %, если объемы газов измерялись при одинаковых условиях.
Составим уравнение реакции:
H2+Br₂ ⭢2HBr
Найдем количество вещества Br2:
n(Br2)= V÷Vm = 15÷22,4 = 0,67 моль
Найдем теоретическое значение количества вещества HBr:
n(HBr)теор= n(Br2)×2 = 0,67×2 = 1,34 моль
Найдем практическое значение количества вещества HBr:
n(HBr)пр= V÷Vm = 27÷22,4 = 1,21 моль
Найдем практическое и теоретическое значения масс:
Признаком реакции будет образование металлического серебра.
Окисление с помощью Cu(OH)2 при нагревании: R-COH + 2Cu(OH)2 = Cu2O↓ + R-COOH + 2H2O
Будет образовываться кирпично-красный осадок оксида меди (I).
С помощью этих реакций можно отличить глюкозу от фруктозы, так как фруктоза не содержит альдегидную группу. Нельзя отличить два альдегида.
Также альдегиды могут быть непредельными, то есть содержать кратные связи в углеводородном радикале. В таком случае они будут вступать и в реакции на кратную связь (обесцвечивание бромной воды, окисление перманганатом калия и т.д.).
Карбоновые кислоты (-COOH)
Они проявляют все основные свойства неорганических кислот.
Основной реакцией является реакция диссоциации
R-COOH = R-COO— + Н+
Оторвавшийся водород будет изменять окраску индикатора, реагирующего на рН.
Также кислоты реагируют с металлами до водорода в ряду активности
2R-COOH + Zn = (R-COO)2Zn + H2↑
Признаком будет выделяющийся водород (газ без цвета и запаха).
С помощью этой реакции можно отличить кислоту от спирта или альдегида, которые не взаимодействуют с металлами средней активности.
Кислоты также могут быть непредельными, то есть вступать в реакции на кратную связь.
Интересно, что муравьиная кислота содержит в своем строении как карбонильную, так и карбоксильную группу, поэтому будет вступать в реакции обоих классов: серебряного зеркала, окисление гидроксидом меди (II), взаимодействие с металлами, изменение окраски индикаторов.
То есть муравьиную кислоту можно отличить от альдегида с помощью качественных реакций на кислоты, т.к. альдегид в них не вступит. А муравьиную кислоту и иную кислоту можно различить реакцией на альдегидную группу.
Амины
Алифатические амины, то есть те, которые не содержат бензольных колец, изменяют окраску индикаторов, так как проявляют основные свойства.
Качественные реакции аминов необходимы для определения их типов: первичные, вторичные, третичные.
Первичные амины вступают в ОВР с азотистой кислотой с выделением газообразного азота (газ без цвета и запаха). R-NH2 + HNO2 = R-OH + N2↑ + H2O
Вторичные амины также вступают в ОВР, но азот уже не выделяется. Образовавшееся органическое вещество имеет характерный запах. R1-NH-R2 + HNO2 = R1-NNO-R2 + H2O.
Третичные амины не реагируют с азотистой кислотой, так как проявляют слишком слабые восстановительные свойства. Это обусловлено изолированностью атома азота тремя радикалами.
Есть особая реакция на анилин с бромной водой, в результате которой выпадет белый осадок.
Аминокислоты
Аминокислоты в своем составе содержат как карбоксильные, так и аминогруппы, поэтому они будут проявлять свойства как карбоновых кислот (изменение окраски индикаторов), так и аминов (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с азотистой кислотой).
Углеводы
Углеводы в своей структуре имеют альдегидные группы и несколько гидроксильных, поэтому они будут вступать в качественные реакции для альдегидов и многоатомных спиртов.
Но есть особенности:
-если проводить реакцию с гидроксидом меди без нагревания, углеводы проявят свойство многоатомных спиртов (появление василькового окрашивания), если этот же раствор нагреть, пойдет реакция окисления альдегидной группы с образованием осадка металлического серебра или оксида меди (I).
-на крахмал есть особая реакция с йодом (признак — фиолетовое окрашивание)
На белки нет особенных качественных реакций, но есть реакции, которые помогают определить строение и наличие некоторых функциональных групп в составе белка.
Биуретовая реакция определяет пептидные связи. Это реакция белка с Cu(OH)2, в результате которой проявляется ярко-фиолетовое окрашивание.
В ходе ксантопротеиновой реакции можно определить наличие бензольных колец в структуре белка (например, на остаток фенилаланина). Это реакция белка с концентрированной азотной кислотой с проявлением желтого окрашивания.
Цистеиновая реакция с солями свинца в щелочной среде определяет серу в составе белка (например, в остатке цистеина). Появляется черное окрашивание или осадок.
Качественные реакции в органической химии. Углеводороды и спирты.
Качественные реакции — реакции, в результате которых выпадает осадок, выделяется газ и/или происходит изменение окраски раствора. Качественные реакции используют для “узнавания” веществ, находящихся в растворе.
Качественные реакции органических соединений:
Качественные реакции на кратную связь.
Алкены, алкины, диены и стирол реагируют с бромной водой и раствором брома с разрывом связей и присоединением брома. Признак реакции — обесцвечивание жёлто — коричневого раствора брома.
СH=CH + Br₂ → BrHC-CHBr
Алкены, алкины, диены и стирол в растворе перманганата калия окисляются до:
в) с третичными спиртами реакция не идёт, поскольку смысл реакции в дегидрировании атома углерода, связанного с OH-группой. В третичных спиртах у этого атома углерода нет атомов водорода.
Одноатомные спирты окисляются оксидом меди до:
а) Альдегидов, если окисляются первичные спирты:
СH₃CH₂OH + CuO → СH₃CHO + Cu↓ + H₂O
с изменением окраски СuO с чёрной на красную. С этанолом появляется запах ацетальдегида, похожий на запах прелых яблок, с метанолом — запах формальдегида.
б) Кетонов, если окисляются вторичные спирты:
с изменением краски СuO с чёрной на красную.
С помощью этих реакций легко отличить одноатомные спирты от других соединений
Одноатомные спирты взаимодействуют с щелочными металлами:
СH₃CH₂OH + Na → СH₃CH₂ONa + H₂
с выделением газа без цвета и запаха.
Качественные реакции на многоатомные спирты.
Многоатомные спирты взаимодействуют с активными металлами:
СH₂OHCH₂OH + Na → СH₂ONaCH₂ONa + H₂
с выделением газа без цвета и запаха.
Многоатомные спирты образуют комплексные соединения со свежеосаждённым гидроксидом меди:
(Реакцию для ЕГЭ знать необязательно)
С образованием комплексного соединения ярко — синего цвета.
Важно! Именно с помощью последней реакции можно отличить многоатомные спирты от одноатомных.
Качественные реакции на фенол.
Фенол взаимодействуют с активными металлами:
С₆H₅OH + Na → С₆H₅ONa + H₂
с выделением газа без цвета и запаха.
Фенол реагирует с бромной водой и раствором брома с разрывом связей и присоединением брома:
С₆H₅OH + 3Br₂ → 2,4,6-трибромфенол↓ + 3HBr
с обесцвечиванием раствора и выпадением белого осадка.
Фенол образуют комплексные соединения с хлоридом железа III
(Реакцию для ЕГЭ знать необязательно)
С образованием комплексного соединения насыщенного фиолетового цвета.
Вещество токсичное — химическое вещество, которое при воздействии на организм человека может вызывать нарушения в состоянии здоровья или заболевания различной степени тяжести.
К токсикантам относятся:
тяжелые металлы и их соединения (свинец, цинк, кадмий, оксид ванадия (V) — V2O5, арсенид галлия — GaAs);
неорганические соединения мышьяка, фтора (As2O3, NaF, HF, KF, ZnF2);
жидкий хлор;
оксиды серы, азота (SO₂, N2O, NO, NO2);
углеводороды и их хлор — и фторпроизводные (алканы);
Ядовитое вещество (яд) — это химическое соединение или вещество, которое может нанести вред живым организмам при воздействии на них в небольших количествах (здесь, малое количество носит субъективный характер, так как есть вещества, которые смертельны в нескольких нанограммах).
Чаще всего для характеристики опасности используют LD50 (от латинского «letalis …dosis» — смертельная доза) и измеряется в миллиграммах сухого яда, достаточного для умерщвления 50% экспериментальных мышей за 24 часа, на килограмм массы этих мышей.
Яды могут быть природного происхождения (яды растений, животных и микроорганизмов), а также искусственно созданными химическими соединениями.
К ним относятся:
метиловый спирт,
очищенный пчелиный яд,
различные соединения ртути,
синильная кислота,
стрихнин,
фенол,
цианистый калий,
змеиный яд.
Различие между токсином и ядом
Различие между токсином и ядом заключается в том, что яд обычно смертелен даже в небольших количествах.
Однако токсичность веществ различна. Одно вещество может быть слегка токсичным, вызывая сыпь или аллергию, а другое может быть смертельно опасным даже в наименьшем количестве. Большинство токсинов, однако, вредны в небольших количествах, но могут быть опасны для жизни в средних и больших количествах.
Другими словами, яд опасен в любом количестве, токсичными веществами же могут считаться почти все вещества, если они находятся в огромных количествах.
Токсичность — подтип ядовитости.
Иная сторона токсичности на примере фенола: в малых концентрациях он раньше использовался для дезинфекции помещений.
Например, в лаборатории используют:
ртуть и соединения ртути (каломель) — это яды;
различные металлы: свинец, цинк, — они относятся к токсинам, опасным при средних количествах.
нитраты, хром (VI), асбест — являются канцерогенами, которые можно отнести к токсинам, опасны в больших количествах.
Общие правила в лаборатории (по ГОСТу):
Перед использованием лабораторное стекло следует тщательно осмотреть на предмет царапин, трещин, сколов.
При работе с едкими, агрессивными реагентами проверить целостность посуды и маркировку на ней особенно важно. Емкости для химреактивов обязательно должны быть подписаны. При наливании реактива этикетка с подписью должна быть обращена вверх для избежания размытия текста.
Закрывая стеклянную тару пробкой, держите сосуд за верхнюю часть горлышка, близко к месту вставления пробки.
Переносить, переставлять стеклянные емкости с реактивами, растворами и образцами следует двумя руками. Одной рукой держат сосуд за горловину, другой — поддерживают под дном.
Приготовление сопровождающихся бурной реакцией растворов, а также нагрев реагентов и смесей нельзя производить, если емкость с ними плотно закрыта.
Если вещь разбилась, осколки убирают с помощью совка и щетки, ни в коем случае не руками (под стол ногой задвигать тоже не стоит).
Кислоты и щелочи можно переносить в стеклянной таре в одиночку, только если ее объем не превышает 5 литров. В иных случаях емкость переносят вдвоем, используя корзину, ящики или специальный инвентарь.
Используйте перчатки, халаты, фартуки и другие средства защиты, работая с агрессивными реагентами, даже если они герметично закрыты.
Горячую посуду нельзя помещать на холодные, влажные поверхности (для переноса горячих стаканов хорошо подходит махровое полотенце) .
Не применяйте силу при разъединении шлифовых соединений или надевании шлангов на трубку. Не сжимайте сильно сосуд, вытаскивая из него плотно сидящую пробку. Лучше всего совершать круговые движения при вытаскивании шлифа.
При смешивании химических веществ, сопровождающемся выделением тепла, необходимо использовать термостойкую толстостенную стеклянную или фарфоровую посуду.
Правила работы с ядовитыми и вредными веществами.
Все опыты с ядовитыми, вредными для здоровья и дурно пахнущими или пылящими веществами, а также опыты, сопровождающиеся выделением вредных газов или летучих соединений, следует проводить только в вытяжном шкафу, поднимая окно шкафа на удобную для работы высоту, но не более чем на одну треть.
Нюхать вещества нужно осторожно, не вдыхая их глубоко и не наклоняясь над сосудом, а только направляя к себе газ движением руки.
Не засасывать жидкости в пипетки ртом, а только резиновой грушей. Работы с едкими жидкостями надо выполнять в резиновых перчатках и защитной маске.
Категорически запрещаетсяво избежание случайных отравлений пробовать что-либо на вкус и пить из химической посуды.
Опыты, в которых реакции протекают бурно, следует проводить обязательно в предохранительных очках.
Не выливать в канализационную систему хромовую смесь, растворы с сероводородом и подобные им, а собирать их в специальную посуду. Это делается для предотвращения нахождения остатков опасных веществ в сливе обычной раковины, которые могут некоторое время продолжать реагировать и загрязнять воздух.
Все пролитое или просыпанное на столах или на полу сразу убирать. При сборе пролитой жидкости для более полного впитывания лучше использовать не песок, а сухие древесные опилки. Особую опасность для работающего и окружающих его лиц оказывают пары ртути, которые бесцветны и не имеют запаха, но являются сильнодействующим ядом и при длительном вдыхании вызывают тяжелое хроническое отравление. Поэтому при работе с ртутными приборами (манометрами, термометрами и др.) надо соблюдать особую осторожность, не допуская их поломки. Разлитую (даже в небольшом количестве) ртуть немедленно и тщательно собирают с помощью стеклянной трубки, которую присоединяют к водоструйному насосу через специальную ловушку.
После этого место, где была пролита ртуть, дезактивируют одним из следующих способов:
посыпают йодированным углем или порошком серы;
обрабатывают раствором 3%-го перманганата калия или 5%-го тетрасульфида натрия.
В качестве замены можно использовать:
мыльно-содовый раствор (40г мыла на 1л воды + 50г соды на 1л воды);
20% раствор хлорной извести;
5-10% раствор соляной кислоты.
Посуда для хранения токсичных веществ:
Шкафы для хранения химических реактивов предназначены для хранения особо опасных веществ. Они изготавливаются из металла, который впоследствии покрывается порошковой краской. Краска предотвращает поглощение вредных химических веществ поверхностями шкафа.
Тара должна обладать высокой стойкостью к коррозии и сохранять герметичность, несмотря на длительное воздействие.
Внутренняя поверхность емкости должна быть инертна по отношению к содержимому, то есть химически неактивна. Это исключает риск изменения свойств веществ при хранении. Следующее необходимое свойство — надежность и прочность флаконов. Химикаты зачастую агрессивны не только по отношению к другим веществам, но и сами по себе нестабильны. К примеру, окислители и восстановители при взаимодействии могут вызывать бурную реакцию. Прочная тара способна локализовать и гасить подобные процессы, предотвращая разрушение емкости. Дополнительную защиту обеспечивают пластиковые канистры с металлическим каркасом, выдерживающие серьезные механические нагрузки.
Распространенные вещества в 25 задании и их описание и влияние на организм:
Соединения азота:
Азот: газ без цвета и запаха, не токсичен.
Оксид азота (I): бесцветный газ с наркотическим действием.
Оксид азота (II): бесцветный газ с резким неприятным запахом, ядовит.
Оксид азота (IV): бурый газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, ядовит.
Соединения углерода:
Монооксид углерода: ядовитый бесцветный газ, без запаха.
Диоксид углерода: бесцветный газ, без вкуса и практически без запаха, не токсичен.
Угольная кислота: не оказывает токсичного влияния.
Соединения серы:
Сероводород: бесцветный газ с неприятным тяжелым запахом тухлых яиц, ядовит.
Оксид серы (IV): бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). В высоких концентрациях токсичен.
Оксид серы (VI): легколетучая бесцветная жидкость с удушливым запахом. Весьма токсична.
Другие неорганические соединения:
Хлороводород: бесцветный, ядовитый газ с резким запахом.
Фтороводород: бесцветный газ с резким неприятным запахом, очень ядовит.
Перманганат калия: при смешивании с различными восстановителями происходит саморазогревание.
Дихромат натрия: красные до оранжевых гигроскопичные кристаллы, очень токсичны.
Органические соединения:
Фенол: бесцветные игольчатые кристаллы, розовеющие на воздухе, с характерным запахом. Токсичен.
Бензол: бесцветная жидкость со специфическим сладковатым запахом, токсичен, канцероген.
Формальдегид: бесцветный газ с резким неприятным (тяжёлым, удушающим) запахом, ядовит.
Уксусная кислота: бесцветная жидкость с характерным резким запахом и кислым вкусом. Не токсична.
Глицерин: вязкая прозрачная жидкость со сладким вкусом. Нетоксичен
Метан: бесцветный газ без вкуса и запаха. Не ядовит.
Метанол: бесцветная жидкость с запахом этилового спирта. Ядовит.
Муравьиная кислота: это бесцветная жидкость с резким запахом, не ядовита.
Анилин: бесцветная маслянистая жидкость с характерным запахом, высокотоксичен.
Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, которая сопровождается разложением воды и веществ, входящих в состав смеси, идет при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита.
Электролит — это вещество, которое проводит электрический ток либо за счет диссоциации на ионы в растворах или расплавах, либо за счет движения ионов в кристаллических решетках твердых электролитов.
Электрод — это проводник, через который электрический ток проходит в газ или жидкость.
Есть два вида электродов:
Катод — это электрод, который заряжен отрицательно
Анод — это электрод, который заряжен положительно
Также электроды классифицируются на:
Инертные — не подвергаются химическим превращениям при электролизе, например, графит или платина
Не инертные — подвергаются химическим превращением при электролизе, например, медь и другие металлы
Установка для электролиза:
Электролиз классифицируется на:
Электролиз расплавов
Это электролиз твердых (кристаллических) веществ. Проще всего рассмотреть данный процесс на примере кристаллической пищевой соли — NaCl.
NaCl при сильном нагреве начинает плавится, при этом образуются подвижные ионы хлора и натрия, которые освободились из кристаллической решетки. Затем через данный расплав проводится электрический ток и получается следующая запись:
K—: 2Na++ 2e— = 2Na0
A+: 2Cl— — 2e— = Cl2
Суммарное уравнение электролиза:
2Na++ 2Cl— = 2Na0 + Cl2
Мы опускаем в расплав NaCl инертные электроды, которые присоединены к источнику тока, при этом ионы начинают направленно двигаться: катионы движутся к катоду, анионы к аноду и отдают электроны.
Электролиз растворов
Это окислительно-восстановительный процесс, в котором участвуют ионы металла, кислотного остатка, а также ионы воды.
Перед тем, как мы рассмотрим электролиз неорганических соединений и органических соединений, обратимся к тому, как ведет себя вода при воздействии постоянного электрического тока.
K—: 2H2O + 2e— = H2 + 2OH—
A+: 2H2O — 4e— = O2 + 4H+
Суммарное уравнение электролиза:
2H2O = 2H2 + O2
Возьмем к примеру NaF, его электролиз будет идентичным электролизу воды, с чем же это связано?
Это связано с активностью металлов, как катионов, и с способностью окисляться кислотных остатков, как анионов.
Рассмотрим табличку, которая вам поможет понять, какие процессы будут происходить на катоде и на аноде:
Таблица 1. Катодные процессы при электролизе растворов солей
Электрохимический ряд напряжения металлов
Очень активные металлы
Средне активные металлы
Водород
Неактивные металлы
Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al
Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb
H2
Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au
Men+ не восстанавливаются
Men+ + ne— = Me0 2H2O + 2e— = H2 + 2OH—
2H+ + 2e— = H2
Men+ + ne— = Me0
2H2O + 2e— = H2 + 2OH—
Таблица 2. Анодные процессы при электролизе растворов солей
Анионы
Бескислородные анионы
Кислородсодержащие анионы
Фтор
Все остальные
В щелочной среде
В кислой и нейтральной средах
Cl—, Br—, I—, S и тд
OH—
SO32-, PO43-, NO3—, SO42-
2H2O — 4e— = O2 + 4H+
Am- — me— = A0
4OH— — 4e— = O2 + 2H2O
2H2O — 4e— = O2 + 4H+
У фторидов и кислородсодержащих анионов в кислой и нейтральной среде процесс анодного окисления происходит одинаково. А у бескислородных (у всех кроме фторидов) на аноде будет выделяться простое вещество соответствующее аниону.
Теперь поподробнее рассмотрим электролиз растворов неорганических соединений.
Например, NaCl раствор:
K—: 2H2O + 2e— = H2 + 2OH—
A+: 2Cl— — 2e— = Cl2
Суммарное уравнение:
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH
Получается, что на катоде будет выделяться водород, на аноде — хлор. При этом среда раствора становится щелочной, поскольку в растворе образуется щелочь. Так будет всегда при электролизе солей активных металлов и бескислородных кислотных остатков (кроме фторида).
Например, CuSO4 раствор:
K—: Cu2+ + 2e— = Cu0
A+: 2H2O — 4e— = O2 + 4H+
Суммарное уравнение:
CuSO4 + 2H2O = Cu + O2 + 2H2SO4
Получается, что на катоде будет выделяться медь, на аноде — кислород. При этом среда раствора становится кислой, поскольку в растворе образуется сильная кислота. Так будет всегда при электролизе солей неактивных металлов и кислородосодержащих кислотных остатков.
Для органических соединений картина процесса немного отличается. Для того, чтобы разобраться в этом нужно обратить внимание на следующую схему (электролиз на примере ацетата натрия):
Суммарное уравнение:
2CH3COONa + 2H2O = H2 + CH3-CH3 + 2CO2 + 2NaOH
Таким образом, на катоде — водород, на аноде — соответствующий углеводород, состоящий из удвоенного радикала кислотного остатка, углекислого газа, а в растворе — гидроксид натрия. При этом среда раствора становится щелочной.
Также приведем пример с формиатом меди:
K—: Cu2+ + 2e— = Cu0
A+: 2HCOO— — 2e— = 2CO2 + H2
Суммарное уравнение:
Cu(HCOO)2 = Cu + 2CO2 + H2
Получается, что на катоде будет выделяться медь, на аноде — углекислый газ и водород. При этом среда раствора становится нейтральной.
Для решения задач
Для некоторых задач требуется узнать силу тока в электродном процессе или, например, требуется определить массу вещества, при этом, зная только то, сколько прошло электрического тока через раствор. Для этого используются законы Фарадея.
Формулы, которые понадобятся для расчетов:
Применение электролиза в промышленности
В металлургической промышленности с помощью данного процесса получают чистые активные металлы
В химической промышленности с помощью данной реакции получают такие простые вещества, как:
кислород ( из растворов щелочей, кислот, сульфатов и нитратов щелочных металлов)
фтор (из расплава фторида калия)
водород ( из водных растворов солей активных металлов)
хлор и другие галогены, кроме фтора (из растворов или расплавов галогеноводородов)
алюминий (из оксида алюминия в расплаве с криолитом)
такие сложные вещества, как:
щелочи (из раствора поваренной соли (хлорид натрия))
бертолетову соль (из раствора хлорида калия в присутствии с хроматом калия)
и так далее.
Электролиз используют для нанесения металлических покрытий, это нужно для того, чтобы предотвратить коррозию.
Вы можете скачать инфографику по определению продуктов электролиза здесь.
А проверить свои знания по теме можно по этому тесту:
Статья «Катализатор на основе модифицированного палладием пиролизата MIL-53(Al) для окислительно-восстановительной реакции в щелочной среде»
«Catalyst Based on Palladium-Modified MIL-53(Al) Pyrolysate for ORR in Alkaline Media»
В написании статьи принимали участие: Шафигулин Р.В. (к.х.н. и заведующий кафедры физической химии и хроматографии), Виноградов К.Ю. (учебный мастер кафедры физической химии и хроматографии), Буланова А.В. (д.х.н. и профессор кафедры физической химии и хроматографии), Давыдов В.А. (лаборант кафедры физической химии и хроматографии), Токранова Е.О. (к.х.н. и старший преподаватель кафедры физической химии и хроматографии), Корчагин О.В. (к.х.н. и ведущий научный сотрудник ИФХЭ РАН), Радина М.В. (старший научный сотрудник ИФХЭ РАН), Соколов А.В. (к.х.н. и заведующий лабораторией СамГМУ)
DOI: 10.1002/cctc.202401538
Статья опубликована в журнале ChemCatChem 2024. (квартиль Q1)
Авторы статьи синтезировали катализатор для восстановления кислорода на основе металлоорганического каркаса MIL-53(Al), модифицированного палладием. Его характеристики изучались с помощью различных методов, а результаты показали, что синтезированный катализатор на основе MIL-53(Al) с палладием превосходит по эффективности коммерческие аналоги.
Про работу простыми словами:
«Авторы создали новый катализатор, содержащий палладий, для того, чтобы быстрее расщеплять кислород в щелочной среде (например, в батарейках). Они проверили его структуру и свойства с помощью различных методов и выяснили, что он имеет высокую коррозионную стойкость и устойчивость к метанолу. Далее авторы сравнили его с уже готовыми коммерческими катализаторами из платины. В итоге, новый катализатор оказался лучше платинового по эффективности.»
Будет интересно для химиков:
«Данный катализатор с палладием был синтезирован для восстановления кислорода в щелочной среде. Его текстурные и морфологические характеристики были изучены с помощью метода адсорбционной порометрии, СЭМ, ПЭМ, EDAX, РСА, рамановской спектроскопии, XPS и ТГА-ДСК. Электрокаталитические свойства были изучены с помощью вольтамперометрии с использованием вращающегося дискового электрода. Коррозионная стойкость была изучена в режиме CV. Было обнаружено, что синтезированный катализатор обладает высокой коррозионной стойкостью. Была изучена устойчивость синтезированного катализатора к метанолу. Синтезированные катализаторы и коммерческие платиновые катализаторы сравнивались по составу катода. Плотность мощности FC (P) была рассчитана на основе полученных кривых зависимости силы тока от напряжения. Судя по набору характеристик, синтезированный катализатор на основе MIL-53 (AL), легированный палладием, превосходит по эффективности коммерческий платиновый катализатор.»
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
Эритроза
глюконовая кислота
+ NaOH ->
NaBr + H2O
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024