Карбоновые кислоты — класс органических соединений, молекулы которых содержат одну или несколько функциональных карбоксильных групп -COOH.
Строение карбоксильной группы:
Карбоксильная группа содержит две функциональные группы — карбонильную -C=O и гидроксильную -OH, которые оказывают взаимное влияние друг на друга:
— В карбонильной группе атом углерода несет частичный положительный заряд и стягивает на себя неподеленную электронную пару атома кислорода гидроксильной группы.
— Смещение электронной плотности к карбонильному атому кислорода вызывает дополнительную поляризацию связи O-H, что облегчает отщепление протона (обусловливает кислотные свойства):
-OH группа уменьшает положительный заряд на карбонильной группе, что приводит к ослаблению способности к реакциям нуклеофильного замещения (см. химические свойства). На степень диссоциации карбоновых кислот оказывает влияние природа углеводородного радикала. По мере увеличения его размера кислотность уменьшается, но незначительно, так как индуктивный эффект быстро затухает по цепи. Введение к карбоксильной группе электроноакцепторных заместителей увеличивает силу карбоновых кислот, особенно в орто-положении к карбоксильной группе.
Классификация карбоновых кислот:
По числу карбоксильных групп:
Одноосновные карбоновые кислоты — имеют одну карбоксильную группу -СООН. Общая формула CnH2n+1COOH или CnH2nO2.
Многоосновные карбоновые кислоты — имеют две и более карбоксильные группы -СООН.
По строению углеводородного скелета:
Предельные карбоновые кислоты–карбоксильная группа -СООН соединена с предельным радикалом. Например, этановая кислота: СН3–СООН.
Непредельные карбоновые кислоты –карбоксильная группа -СООН соединена с непредельным радикалом(содержит одну или несколько двойных/тройных связей). Например, акриловая кислота: СН2=СН–СООН.
Циклические кислоты —карбоксильная группа -СООН соединена с углеводородным циклом. Например, циклопропанкарбоновая кислота: С3Н5СООН:
Ароматические кислоты — карбоксильная группа -СООН соединена с непредельным радикалом, содержащим бензольное кольцо . Например, бензойная кислота: С6Н5СООН.
Номенклатура ароматических карбоновых кислот:
Ароматические карбоновые кислоты называют как производные бензойной кислоты, либо кислот других ароматических систем.
Пример:
Тривиальное название
Систематическое название
Название соли иэфира
Формула кислоты
Бензойная
Фенилкарбоновая
Бензоат
Фталевая
Бензол-1,2-дикарбоновая кислота
Фталат
Изофталевая
Бензол-1,3-дикарбоновая кислота
Изофталат
Терефталевая
Бензол-1,4-дикарбоновая кислота
Терефталат
Если в состав кислоты входит более одной карбоксильной группы, название отражает это с использованием префиксов (ди-, три- и так далее).
Пример: 3,4,5-тригидроксибензойная кислота.
Нумерация:
При нумерации атомов углерода в кольце ароматического соединения карбоксильная группа всегда занимает первое место. Нумерация углеродов производится так, чтобы минимизировать номера карбоксильной группы и других заместителей.
Если в ароматическом кольце имеются другие заместители, они обозначаются перед названием кислоты и располагаются в алфавитном порядке.
Примеры:
2-фуранкарбоновая (пирослизевая):
4-метоксибензойная (анисовая):
3-пиридинкарбоновая (никотиновая):
Изомерия карбоновых кислот:
Ароматические карбоновые кислоты могут проявлять несколько типов изомерии, включая структурную и стереоизомерию:
Структурная изомерия:
Соединения с структурной изомерией имеют одинаковую молекулярную формулу, но различные структуры. В случае ароматических карбоновых кислот выделяют следующие типы структурной изомерии:
— Изомерия положения карбоксильной группы: Карбоксильная группа может занимать разные положения на бензольном кольце (орто-, мета- и пара-изомеры).
Разные изомеры могут обладать различной растворимостью, температурой плавления и кипения, а также различной реакционной способностью. Понимание изомерии важно для прогнозирования поведения этих соединений в химических процессах.
Физические свойства:
1. Состояние при комнатной температуре.
— Ароматические карбоновые кислоты (например, бензойная, салициловая кислоты) при комнатной температуре- твердые кристаллические вещества .
Это связано с тем, что ароматические кислоты могут образовывать прочные межмолекулярные водородные связи, которые способствуют созданию твердой структуры.
2. Цвет и запах
— Ароматические карбоновые кислоты имеют характерный запах.
— Некоторые кислоты, такие как бензойная, могут существовать в виде белых (и прозрачных) кристаллов.
3. Растворимость
— Низкомолекулярные карбоновые кислоты хорошо растворимы в воде благодаря образованию водородных связей с молекулами воды.
— Высокомолекулярные карбоновые кислоты менее растворимы в воде, так как увеличивающаяся углеродная цепь мешает образованию водородных связей.
— В то же время карбоновые кислоты хорошо растворимы в органических растворителях.
4. Температура кипения и плавления
— Карбоновые кислоты имеют более высокие температуры кипения и плавления по сравнению с аналогичными углеводородами и спиртами. Это объясняется наличием карбоксильной группы, которая позволяет образовывать более прочные водородные связи.
— Например, фталевая кислота имеет температуру кипения около 378 °C, тогда как 1,2-диметилциклогексан кипит при 129 °C.
Химические свойства:
Ароматические карбоновые кислоты обладают всеми свойствами алифатических кислот.
Кислотные свойства:
Ароматические карбоновые кислоты способны отщеплять протон (H⁺) из карбоксильной группы. Водные растворы ароматических карбоновых кислот обычно имеют низкое значение pH.
Реакция диссоциации:
— Ароматические карбоновые кислоты способны диссоциировать в водных растворах, образуя карбоксилат-ионы (RCOO⁻) и ионы водорода (H⁺).
Этерификация:
— Ароматические карбоновые кислоты могут реагировать с спиртами в реакциях этерификации с образованием сложных эфиров. Эта реакция обычно проходит при наличии катализатора (например, концентрированной серной кислоты) и подгоняется к обратной реакции (дегидратации).
Восстановление:
— Ароматические карбоновые кислоты могут быть восстановлены до соответствующих спиртов, например, с помощью литий-алюминий гидрида (LiAlH₄).
Химическая модификация ароматического кольца:
— Ароматические карбоновые кислоты могут участвовать в реакциях электрофильного замещения на ароматическом кольце. Например, их можно подвергать хлорированию, нитрованию, сульфурированию и другим аналогичным процессам.
Из-за наличия сопряженной π-электронной системы ароматические кислоты вступают в реакции присоединения только в жестких условиях — на свету или при сильном нагревании.
Обычно электрофильное замещение включает два ключевых этапа:
— Атаку электрофила: Электрофил атакует один из π-электронов, временно нарушая ароматичность и формируя менее стабильное промежуточное состояние.
— Восстановление ароматичности: В последующем происходит отщепление протона H⁺, в результате чего ароматическая структура восстанавливается. По характеру влияния на ароматическое кольцо, заместители можно разделить на 2 вида:
Заместители 2 рода: NO2—, SO3H, -COOH, -C N, -NH3+, NR3+, COR, COOR, CCl3, CHal3, -C=O. Ориентируют электрофильный реагент в мета-положение. Так как карбоксильная группа является заместителем второго рода, то в случае хлорирования бензойной кислоты в присутствии катализатора AlCl3 образуется продукт с замещением в мета- положении:
Декарбоксилирование:
-Ароматические карбоновые кислоты могут подвергаться декарбоксилированию при нагревании с щелочами, образуя соответствующие углеводороды.
Получение:
1. Окисление спиртов, алкенов и алкинов:
При окислении вышеупомянутых и некоторых других соединений подкисленным раствором перманганата калия образуются соответствующие их формулам карбоновые кислоты.
2. Окисление альдегидов:
Альдегиды реагируют с раствором перманганата или дихромата калия в кислой среде при нагревании, а также с гидроксидом меди при нагревании.
3. Получение карбоновых кислот из солей:
Карбоновые кислоты можно получить из их солей действием минеральной кислоты на раствор соли:
Минеральные кислоты — это неорганические химические соединения, при диссоциации которых образуются ионы водорода (H⁺).
4. Гидролиз сложных эфиров:
Сложные эфиры подвергаются гидролизу в кислой среде при нагревании:
Применение:
Фармацевтика: — Салициловая кислота используется в производстве лекарств, особенно противовоспалительных и анальгезирующих средств (например, аспирин). — Применяется в дерматологии для лечения акне и других кожных заболеваний.
Пищевая промышленность: — Бензойная кислота и её соли (бензоаты) используются как антисептики и консерванты для предотвращения роста микробов в продуктах питания.
Косметика и парфюмерия: — Ароматические карбоновые кислоты могут использоваться в косметических средствах для улучшения текстуры кожи. — Применяются в парфюмерии для создания различных ароматов.
Химическая промышленность: — Используются как промежуточные продукты в синтезе красителей, пигментов и других химических соединений. — Применяются в производстве полимеров и пластмасс. Пример: терефталевая кислота используется для производства синтетических волокон.
Сельское хозяйство: — Ароматические карбоновые кислоты могут использоваться в качестве компонентов в пестицидах и гербицидах, например, кумариновая кислота.
Биотехнология: — Применяются в производственных процессах для получения биоактивных соединений.
Можно скачать памятку по реакциям карбоновых кислот
Для закрепления прочитанной информации можно пройти тест
Особую и очень важную группу органических веществ составляют высокомолекулярные соединения (ВМС), или полимеры. Они играют огромную роль в современном мире и становятся все более востребованными. Масса их молекул может достигать нескольких десятков тысяч и даже миллионов а. е. м.
Основные понятия
Чтобы начать изучение темы «Полимеры», необходимо ознакомиться с основными понятиями, которые в ней встречаются. Это упростит процесс понимания теоретического материала.
o Высокомолекулярные соединения (полимеры) — это вещества, молекулы которых имеют большую молекулярную массу и состоят из большого числа повторяющихся структурных звеньев, связанных между собой химическими связями.
o Макромолекула — молекула полимера.
o Мономер — низкомолекулярные соединения, из которых идёт образование полимеров.
o Структурное звено — группа атомов, многократно повторяющаяся в цепной макромолекуле.
o Степень полимеризации — число, показывающее количество элементарных звеньев в молекуле полимера, т.е. сколько молекул мономера содержится в молекуле полимера (макромолекуле).
Относительная молекулярная масса полимеров обычно не имеет постоянного значения, так как в состав одного и того же образца полимера входят макромолекулы различной длины. Молекулярная масса полимера представляет собой среднюю массу всех макромолекул, образующих его.
Полимеры отличаются следующими характеристиками:
Прочными химическими связями вдоль цепи макромолекул;
Относительно слабыми связями между макромолекулами, за исключением случаев пространственного сшивания полимеров.
Классификация
Существует несколько способов классификации полимеров, рассмотрим один из них, а именно: по происхождению. Они бывают природными, синтетическими (полученными из мономеров) и искусственными (полученными в результате химической обработки природных полимеров).
Способы получения
Также классифицировать полимеры можно по способу получения. Их существует два:
Полимеризация — процесс образования высокомолекулярного вещества (полимера) путём многократного присоединения молекул мономера к активным центрам в растущей молекуле полимера без образования побочного продукта.
Количество молекул мономера, которые объединяются в молекулу полимера, называют степенью полимеризации. Она обозначается буквой n и указывается в индексе после формулы полимера в скобках:
В реакцию полимеризации вступают соединения, в составе которых присутствуют кратные связи. В случае, когда все молекулы в составе полимера (мономеры) одинаковые, то процесс называется гомополимеризацией, а если мономеры различны – сополимеризацией.
Пример гомополимеризации:
Пример сополимеризации:
Подводя итог, полимеризация характеризуется следующими признаками:
Основана на реакции присоединения, протекающей за счет разрыва π-связи и не сопровождающейся выделением побочного продукта;
Является цепной реакцией, которая включает в себя три стадии: инициирование, рост и обрыв цепи;
Одинаковый элементный состав (молекулярные формулы мономера и полимера идентичны).
Полимеры, получаемые реакцией полимеризации, и исходные мономеры:
Поликонденсация — процесс образования высокомолекулярных соединений из мономеров, сопровождающийся выделением побочных низкомолекулярных продуктов (чаще всего вода).
В реакцию вступают соединения, в состав которых входят функциональные группы. В основе реакции поликонденсации большинства синтетических полимеров лежат реакции образования амидов или сложных эфиров.
Аналогично реакциям полимеризации реакции поликонденсации делятся на гомополиконденсацию и сополиконденсацию.
Пример гомополиконденсации:
Пример сополиконденсации:
Характерными признаками поликонденсации являются:
Поликонденсация основана на реакции замещения.
Поликонденсация ступенчатый процесс, т.е. макромолекулы образовываются в результате последовательного взаимодействия мономеров, димеров или n-меров как между собой, так и друг с другом.
Помимо высокомолекулярного соединения в реакции поликонденсации образуется побочное низкомолекулярное соединение (обычно это вода, может быть хлороводород).
Полимеры, получаемые реакцией полимеризации, и исходные мономеры:
Материалы на основе полимеров
Пластмассы представляют собой материалы, созданные на основе полимеров. Они обладают уникальной способностью принимать заданную форму под воздействием тепла и давления, а после охлаждения сохранять ее.
Кроме полимера, который является основным компонентом, в состав пластмасс входят и другие вещества. Высокомолекулярное вещество благодаря своим уникальным свойствам, объединяет все остальные компоненты в единую массу, поэтому его часто называют связующим.
В зависимости от того, как пластмассы реагируют на нагревание, их можно разделить на два основных типа: термопласты и реактопласты.
К термопластам относятся такие материалы, как полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид (ПВХ) и многие другие. Реактопластами же являются пластмассы на основе фенолформальдегидных смол.
Каучуки — высокоэластичные полимеры, углеродный скелет которых можно представить следующим образом: (–C–C=C–C–)n.
Как видно из этого структурного представления, в молекулах каучуков присутствуют двойные С=С связи, т.е. каучуки являются непредельными соединениями.
Каучуки получают путем полимеризации сопряженных диенов — соединений, в которых две двойные С=С связи разделены одной одинарной С-С связью.
Широко известными мономерами для получения каучуков являются:
бутадиен: CH2=CH–CH=CH2
изопрен: CH2=C(CH3)–CH=CH2
хлоропрен: CH2=C(Cl)–CH=CH2
В общем виде полимеризация таких соединений с образованием каучуков может быть выражена схемой:
Несмотря на множество преимуществ, каучук также обладает рядом недостатков. Каучук состоит из длинных, химически не связанных между собой молекул, что делает его пригодным для использования только в определенном интервале температур. При высокой температуре каучук становится липким и даже немного текучим, появляется неприятный запах. При низких температурах он может затвердеть и потрескаться.
Однако, технические характеристики каучука можно значительно улучшить с помощью процесса вулканизации, т. е. процесса нагревания каучука в присутствии серы. В результате этого процесса отдельные, изначально не связанные между собой молекулы каучука «сшиваются» друг с другом, образуя цепочки из атомов серы, известные как полисульфидные «мостики». Это значительно улучшает свойства каучука, делая его более прочным и устойчивым к различным воздействиям окружающей среды.
Волокна — материалы на основе полимеров линейного строения, макромолекулы которых ориентированы почти параллельно друг другу. Их широко используют в быту и промышленности.
Рассмотрим классификацию волокон:
Природные (натуральные) волокна могут быть растительного или животного происхождения. Растительного происхождения — состоят из целлюлозы, животного происхождения — из белка. В природных волокнах (таких, как хлопковое, льняное) ориентация макромолекул полимера вдоль оси волокна осуществляется во время их роста.
Химические волокна получают химическими методами. Их производят из доступного сырья (древесина, сельскохозяйственные отходы, нефть и природный газ). Затраты на получение десятков и сотен тысяч тонн химических волокон в год во много раз меньше, чем при производстве натуральных волокон.
В химических волокнах необходимая ориентация макромолекул полимера достигается в процессе получения (формования) волокна из расплава или раствора. В зависимости от используемого сырья химические волокна подразделяют на искусственные и синтетические.
Искусственные волокна получают из природных полимеров (обычно целлюлозы) посредством химической обработки. Наибольшее значение среди искусственных волокон имеют ацетатное и вискозное, получаемые из древесной целлюлозы. Для получения волокна нужно все макромолекулы целлюлозы соориентировать параллельно друг другу. При производстве ацетатного волокна для того чтобы сделать молекулы подвижными, целлюлозу превращают в ацетаты, которые растворяют в смеси дихлорметана и этанола. Следовательно, ацетатное волокно представляет собой сложный эфир целлюлозы.
Синтетические волокна получают из синтетических полимеров.
Применение
Памятку по реакциям полимеризации и поликонденсации можно скачать по ссылке.
Чтобы закрепить теоретический материал по данной теме, можно пройти тест:
Изомеры — соединения, имеющие одинаковую формулу, но разное строение и свойства.
Изомеры могут отличаться порядком соединения атомов в молекуле (химической связью) и расположением атомов в пространстве. На основе этого выделяют структурную и пространственную изомерию.
Виды изомерии
Структурная изомерия
Структурные изомеры — имеют одинаковую молекулярную форму, но различный состав и свойства.
Существуют 4 вида структурной изомерии:
Типы структурной изомерии
Изомерия углеродного скелета
Бутан
Изобутан
Изомерия положения:
а) Кратных связей
бутен-1
бутен-2
б) Функциональной группы
пропанол-1
пропанол-2
Межклассовая изомерия
этиловый спирт
диметиловый эфир
Изомерия углеродного скелета
Этот тип изомерии характерен прежде всего для предельных углеводородов. Цепная изомерия связана с изменением длины углеродной цепи, а также количества заместителей. Она характерна для алканов. По этой причине в органической химии существуют молекулы с прямой и разветвленной цепью.
По мере увеличения длины цепи, т. е. увеличения числа атомов углерода, из которых она построена, увеличивается количество изомеров цепи для данного соединения. Так пропан имеет два изомера, а гептан — уже девять.
Структурная изомерия обусловлена разным строением углеродной цепи (углеродного скелета) и возможна при числе атомов углерода не менее 4
Например:
Линейная молекула пентана:
Немного разветвленная молекула:
Еще более разветвленная молекула:
Межклассовая изомерия
Она обусловлена различным положением и сочетанием атомов в молекулах веществ, которые имеют одинаковую молекулярную формулу, но принадлежат к разным классам.
Класс
Общая формула
Примеры
Алкены
CnH2n
C6H12
Циклоалканы
Алкины
CnH2n-2
C3H4
Алкадиены
Спирты
CnH2n+2O
C3H8O
Простые эфиры
Карбоновые кислоты
CnH2nO2
C2H4O2
Сложные эфиры
Альдегиды
CnH2nO
C3H6O
Кетоны
Изомерия функциональной группы
Заместитель или функциональная группа могут находиться в разных местах молекулы, то есть могут быть присоединены к разным атомам углерода в цепи органического соединения.
В основном она встречается в кетонах, альдегидах, эфирах насыщенных карбоновых кислот и насыщенных алифатических карбоновых кислотах.
Например, изомерами на основе функциональных групп являются пропанол-1 и пропанол-2:
Пропанол-1
Пропанол-2
Изомерия положения кратной связи
Проявляется в случае соединений, содержащих кратные связи, двойные (например, алкены) или тройные (например, алкины)
Например:
бутен-1
бутен -2
Пространственная изомерия
Пространственная изомерия — вид изомерии, при котором молекулы, обладающие одинаковым составом, имеют разное положение в пространстве
Геометрическая (цис-; транс-) изомерия
Различное положение заместителей при двойной связи или при цикле.
Геометрическая (цис-транс-) изомерия возможна у алкенов, в молекулах которых атомы углерода при двойной связи не связаны с одинаковыми атомами или группами атомов.
Если заместители по одну сторону- цис-изомерия
Если заместители по разные стороны — транс-изомерия
Цис-транс-Изомерия не проявляется, если хотя бы один из атомов С при двойной связи имеет 2 одинаковых заместителя.
Например: Алкены, имеющие заместители у атомов углерода, связанных двойной связью, могут существовать в виде пространственных цис- и транс-изомеров.
цис-бутен
транс-бутен
Оптическая изомерия
Различное расположение четырех различных заместителей вокруг центра
“Зеркальное отражение”
Молекулы оптических изомеров относятся друг к другу как предмет и его зеркальное отражение
Например:
Пример задания №11 ЕГЭ
Из предложенного перечня выберите два изомера циклопентана.
1) пентен-1
2) 2-метилбутадиен
3) циклобутан
4) пентан
5) 1,2-диметилциклопропан
Решение:
Циклопентан имеет формулу С5Н10
Следовательно, нам нужно выбрать соединение, имеющее такую же формулу:
Для начала отбросим соединения, имеющие С≠5 :
циклобутан (С4)
Запишем формулы оставшихся соединения и выберем нужные:
1. Пентен-1 С5Н10 ✓
2. 2- метилбутадиен С5Н8
4. Пентан С5Н12
5. 1, 2- диметилциклопропан С5Н10 ✓
ОТВЕТ:15
2. Из предложенного перечня выберите два вещества, которые существуют в виде геометрических изомеров:
1. бутен-1
2. бутен-2
3. 2,3-диметилбутан
4. бутин-2
5. 2,3-дибромбутен-2
Решение:
Для начала отбросим соединения не имеющие двойной связи — бутин-2 (тройная связь), 2,3- диметилбутан (предельный углеводород)
Затем отбросим соединения, двойная связь у которых находится у первых атомов — бутен-2 (т.к. при геометрической изомерии, количество заместителей углеродов при двойной связи должно быть одинаково)
Таким образом, в результате остается бутен-2 — может существовать в виде геометрического изомера, т.к. имеет двойную связи и число заместителей у углеродов при двойной связи одинаково, и 2.3-дибромбутен-2, который имеет такие же характеристики
Свинец и олово — типичные представители p-металлов (т.е. металлов, имеющих p-электроны на внешнем энергетическом уровне). В таблице Менделеева олово и свинец находятся в IV-А группе и в 5, 6 периодах соответственно.
Распространенность в природе
Свинец чаще всего встречается в природе в виде двух соединений: свинцового блеска PbS и свинцового сурика Pb3O4. Олово встречается в виде такого минерала, как оловянный колчедан Cu2FeSnS4.
Оценка электроотрицательности
С увеличением порядкового номера металлические и основные свойства усиливаются. В группе IV-A углерод и кремний являются неметаллами, а свинец и олово — металлами. Однако несмотря на это, эти металлы способны также проявлять и неметаллические свойства, что указывает на амфотерность их соединений.
Степени окисления
Олово и свинец на внешнем энергетическом уровне имеют ns2np2 электроны. Следовательно, эти металлы имеют степень окисления +4 в качестве высшей. У олова устойчивая степень окисления — +2, +4, у свинца — +2.
В степени окисления +2 олово проявляет восстановительные свойства, типичными восстановителями являются такие соли олова, как SnCl2, Sn(NO3)2. В степени окисления +4 свинец проявляет очень сильные окислительные свойства, типичными окислителями являются такие соединения свинца, как PbO2, Pb3O4,
Строение простых веществ
Олово и свинец являются металлами, следовательно, обладают металлической решеткой. У олова встречается аллотропная модификация, зависящая от температуры: серое олово и белое. Белое олово (металлический вид) переходит в серое (порошкообразное) при температуре ниже 13.2oС.
Химические свойства
1. Взаимодействие с водой
Олово и свинец находятся в ряду напряжений до водорода, следовательно, могут взаимодействовать с водой.
!Pb взаимодействует с водой только в присутствии кислорода:
2Pb + H2O + O2 → 2Pb(OH)2
Олово не взаимодействует с водой в обычных условиях, но реагирует с водяным паром при нагревании, образуя высший оксид:
Sn + 2H2O → SnO2 + 2H2
2. Амфотерные свойства
Взаимодействие и с кислотами, и с щелочами обуславливается неметаллическими свойствами металлов.
а) Кислотные свойства — взаимодействие с щелочами.
Реагируют с расплавами щелочей при нагревании с образованием станнатов и плюмбатов:
Sn + 2NaOH(распл) → Na2SnO2 + H2
Pb + 2NaOH(распл) → Na2PbO2 + H2
В растворе щелочей образуются комплексные соединения:
Sn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Sn(OH)4] + H2
тетрагидроксостаннат(II) натрия
Pb + NaOH + 2H2O → Na[Pb(OH)3] + H2
тригидроксоплюмбат(II) натрия
Pb + 2NaOH + 2H2O → Na2[Pb(OH)6] + H2
гексагидроксоплюмбат(IV) натрия
б) Основные свойства — взаимодействие с кислотами-неокислителями.
Реагируют с кислотами-неокислителями с образованием солей:
Sn + 2HCl(разб) → SnCl2 + H2
Sn + 4HCl(конц) → H2[SnCl4] + H2
Pb + H2SO4(разб), HCl(разб) → пассивация
Pb + 4HCl(конц) → H2[PbCl4] + H2
3. Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами)
а) С кислородом.
Олово: При нагревании на воздухе окисляется до оксида олова(IV):
Sn + O2 → SnO2
Свинец: При нагревании на воздухе окисляется до оксида свинца(II):
2Pb + O2 → 2PbO
б) С серой.
Олово: При нагревании реагирует с серой, образуя сульфид олова(II):
Sn + S → SnS
Свинец: При нагревании реагирует с серой, образуя сульфид свинца(II):
Pb + S → PbS
!PbS2 не существует из-за сильных окислительных свойств Pb4+ и сильных восстановительных свойств S2-:Pb4+ + S2- → PbS + S
в) С галогенами
Олово: Реагирует с галогенами, образуя галогениды олова(IV):
Sn + 2Hal2 → SnHal4
Свинец: Реагирует с галогенами, образуя галогениды свинца(II):
Pb + Hal2 → PbHal2
!PbI4 не существует из-за сильных окислительных свойств Pb4+ и сильных восстановительных свойств I—: Pb(NO3)4 + 4KI → PbI2 + I2 + 4KNO3
4. Качественные реакции на свинец и олово
а) На олово:
С раствором хлорида ртути(II) образуется белый осадок хлорида олова(IV), который затем чернеет от металлической ртути:
SnCl2 + 2HgCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2↓
Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg↓
б) На свинец:
С раствором иодида калия образуется ярко-желтый осадок иодида свинца(II):
Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2↓ + 2KNO3
С раствором хромата калия образуется желтый осадок хромата свинца(II):
Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4↓ + 2KNO3
5. Участие в ОВР
а) PbO2 — сильный окислитель:
Взаимодействует с соляной кислотой, окисляя ее до хлора:
PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O
б) SnCl2 — сильный восстановитель:
Взаимодействует с солями меди(II), восстанавливая их до меди(I) или меди(0):
SnCl2 + 2CuCl2 → SnCl4 + 2CuCl↓
SnCl2 + CuCl2 → SnCl4 + Cu↓
в) Взаимодействие с кислотами-окислителями:
Олово:
Реакции с азотной кислотой:
Sn + 4HNO3(конц) H2SnO3 + 4NO2 + 2H2O
3Sn + 8HNO3(разб) → 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Реакция с концентрированной серной кислотой:
Sn + 2H2SO4 → SnSO4 + SO2 + 2H2O
Свинец:
Реакции с азотной кислотой:
3Pb + 8HNO3(разб) 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3Pb + 4HNO3(конц) → Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Реакция с концентрированной (60%) серной кислотой:
SnO2 — используется как эмаль для покрытия металлов.
Многие соединения свинца используются в качестве пигментов для изготовления красок: PbCrO4 — хромовая желтая, (PbOH)2CO3 — свинцовые белила, Pb3O4 — сурик (красного цвета.
PbO2 используется в качестве окислителя в свинцовых аккумуляторах.
Для закрепления материала можете пройти тест и посмотреть инфографику по данной теме:
Метод ионно-электронных схем даёт более полное представление об окислительно-восстановительных процессах, протекающих в растворах, чем метод электронного баланса.
В чём различие?
В методе электронного баланса нам необходимо считать степени окисления элементов-окислителей и элементов-восстановителей.
Метод же электронно-ионных схем построен на составлении полуреакций, т.е. уравнений, отражающих взаимный переход частиц, которые есть в растворе или расплаве.
В случае электронного баланса мы бы составили такую запись:
Cu + HNO3 → Cu2+ + NO
Cu0 → Cu2+
N5+ → N2+
А можно в виде электронно-ионных схем. В любой окислительно-восстановительной реакции есть две полуреакции: полуреакция окисления и полуреакция восстановления.
В этом случае запись такая, ведь в растворе не плавает Mn+7, там плавает ион MnO4—:
KMnO4 + Na2SO3 → Mn2+ + SO42-
MnO4— → Mn2+
SO32- → SO42-
Сумма этих полуреакций и является самой окислительно-восстановительной реакцией.
Метод электронно-ионных схем применяется, как правило, когда образуется 2 и более продукта.
Преимущества метода:
не нужно определять степень окисления элементов
рассматриваются конкретные ионы и вещества, которые и являются продуктами реакции
легко уравнять практически любую окислительно-восстановительную реакцию
даёт сведения не только о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда раствора
Ограничение: метод применим только для водных растворов и расплавов!
В методе полуреакций мы рассматриваем реально существующие в растворе ионы, значит, важна роль среды раствора.
Например: MnO4— → Mn2+ (Н+)
MnO4— → MnO42- (ОН—)
MnO4— → MnO2 ↓ (H2O)
Такие полуреакции будем уравнивать с помощью протонов, гидроксид-ионов и молекул воды.
Прежде чем переходить к практике, важно вспомнить основные понятия, связанные с ОВР, а также типы окислительно-восстановительных реакций. С этой темой можно познакомиться в этой статье.
Как же правильно составить полуреакцию? Запоминаем основные принципы уравнивания ОВР данным методом:
Число электронов, отданных восстановителем = числу электронов, принятых окислителем;
Вещества в полуреакциях записываются в том виде, в котором они реально существуют в растворе. Это значит, что сильные, хорошо растворимые электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты и нерастворимые вещества — в молекулярной форме;
Повторим: метод применим исключительно для водных растворов. Атомы кислорода и водорода уравниваются с учётом среды, в которой протекает реакция;
А какие существуют правила для уравнивания реакций в разных средах?
Кислая: Н2О, Н+
Сначала уравнивают атомы кислорода. Для этого в ту часть полуреакции, где их не хватает, нужно поставить соответствующее число молекул воды, а затем уравнять число атомов водорода с помощью протонов.
Щелочная: Н2О, ОН—
Сначала уравнивают атомы кислорода. Для этого в ту часть полуреакции, где их дефицит, нужно поставить гидроксид-ионы в удвоенном количестве по сравнению с дефицитом. Затем уравнивают атомы водорода с помощью молекул воды.
Нейтральная:
H2O, CH+=COH—
H2O = H+ + OH—
2H2O = H3O+ + OH—
В нейтральной среде можно уравнивать двумя способами: и как в кислой среде, и как в щелочной. Но если выбран какой-либо из вариантов, нужно строго ему следовать.
Так как в общем случае проще уравнивать кислую среду, рекомендуем использовать именно этот вариант и помним, что в результате протекания ОВР всегда изменяется рН.
Переходим к практике. Рассмотрим примеры ОВР в каждой из сред:
Кислая среда
Пример 1. KMnO4 + P + H2SO4 → Mn2+ + H3PO4
Составляем уравнения двух полуреакций:
MnO4— → Mn2+
P0 → H3PO4
Уравниваем число всех атомов марганца и фосфора, затем – атомы кислорода с использованием молекул воды и атомы водорода с использованием протонов:
MnO4— + 8H+ + 5e— → Mn2+ + 4H2O
P0 + 4H2O — 5e— → H3PO4 + 5H+
Число участвующих электронов уравниваем путём подбора наименьшего кратного (при необходимости сокращаем полученные множители):
Сокращаем воду и Н+, для удобства умножаем обе части уравнения на 2:
2MnO4— + 6H+ + 2P → 2Mn2+ + 2H3PO4
Помним, что у нас остались катионы К+, а также сульфат-ионы SO42-, которые не участвовали в процессе окисления восстановления. Добавляем их в обе части уравнения в одинаковом количестве и записываем уравнение в молекулярной форме:
2KMnO4 + 2P + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 2H3PO4 + K2SO4
Пример 2. K2Cr2O7 + FeCl2 + H2SO4 → Cr3+ + Fe3+
Составляем уравнения двух полуреакций:
Cr2O72- → 2Cr3+
Fe2+ → Fe3+
Уравниваем число всех атомов хрома и железа, затем – атомы кислорода с использованием молекул воды и атомы водорода с использованием протонов:
Cr2O72- + 14H+ + 6e— → 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ — 1e— → Fe3+
Число участвующих электронов уравниваем путём подбора наименьшего кратного (при необходимости сокращаем полученные множители):
Cr2O72- + 14H+ + 6e— → 2Cr3+ + 7H2O 1
Fe2+ — 1e— → Fe3+6
Суммируем полуреакции:
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
Помним про оставшиеся ионы, которые не участвовали в процессе окисления восстановления. Добавляем их в обе части уравнения в одинаковом количестве и записываем уравнение в молекулярной форме:
Сокращаем молекулы воды и записываем итоговое уравнение в молекулярном виде:
2KMnO4 + 3KNO2 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
Отдельным блоком идут органические окислительно-восстановительные реакции. Они довольно объёмны и часто имеют очень большие стехиометрические коэффициенты.
В неорганической химии степень окисления – одно из основных понятий, в органической химии – нет.
Здесь важна не степень окисления, а смещение электронной плотности, в результате которой на атомах появляются частичные заряды. Соответственно, в органических веществах степени окисления атома углерода могут иметь разные значения (от -3 до +4, включая дробные).
Применение метода электронного баланса в данном случае очень часто приводит к ошибкам. Именно поэтому расставлять коэффициенты методом полуреакций в органических ОВР значительно удобнее (да-да, не нужно определять степень окисления углерода).
Что важно:
органические ОВР идут, как правило, в кислой и нейтральной среде
исходные вещества – слабые электролиты и неэлектролиты, соответственно, записываем в виде молекул
Соли — это сложные вещества, состоящие из катионов и анионов. В качестве катионов могут выступать ионы металлов или ион аммония NH4+ . Анионами же могут быть кислотные остатки, комплексные частицы или комбинация кислотных остатков и гидроксо-групп.
Классификация солей
В зависимости от состава соли можно разделить на несколько групп.
Если рассматривать соли в качестве продуктов замещения, то их можно разделить на 3 группы: средние, кислые и основные.
Средние соли образуются при полном замещении ионов водорода в кислоте катионами металла. Такие соли содержат только катионы металла и кислотный остаток.
Кислые соли получаются при неполном замещении H+. В их составе присутствуют как ионы водорода, так и катионы металлов. В названии таких солей присутствует приставка «гидро -» . Например, гидрокарбонат натрия (NaHCO3 ).Важно помнить, что фосфиты (K2HPO3) и гипофосфиты (KH2PO2) являются средними солями, несмотря на то, что в их составе содержатся атомы водорода. У данных кислот в составе есть атомы водорода, которые связаны напрямую с атомом фосфора прочный связью, и не могут быть ионизированы. Поэтому фосфористая кислота двухосновная, а фосфорноватистая — одноосновная!
Основные соли являются результатом неполного замещения гидроксид ионов на кислотные остатки, поэтому в их составе находятся OH— группы. Основной солью является, например, гидроксокарбонат меди (II) ((CuOH)2CO3)
По наличию разных типов ионов соли делят на двойные и смешанные. Двойные соли образованы двумя металлами и одной кислотой (KNaCO3 ), а смешанные — одним металлом и двумя кислотами (СuBrCl). Двойные и смешанные соли получаются при совместной кристаллизации нескольких солей, поэтому данный термин применим только к солям в чистом виде. В растворе мы считаем, что находится смесь двух разных солей.
В отдельную группу выделяют комплексные соли — соли, содержащие комплексные ионы.
Примеры комплексных солей:
K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат калия (III) или красная кровяная соль
Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия
Na[Zn(OH)4] — тетрагидроксоцинкат натрия
[Cu(NH3)4]SO4 — сульфат тетраамминмеди (II)
Правила составления формул солей
Чтобы правильно составить формулу соли, необходимо помнить, что сумма зарядов катионов должна быть равна сумме зарядов анионов.
Название соли составляют по следующей схеме:
Если металл катиона имеет переменную валентность, то её указывают в скобках римскими цифрами.
В названия кислых и основных солей добавляют приставки “гидро-” и “гидроксо-” соответственно. Если кислота может образовывать несколько кислых солей, то в названии соли необходимо указать количество атомов водорода. Так, для фосфорной кислоты существует гидрофосфат (HPO42-) и дигидрофосфат ((H2PO4—).
Примеры:
MgSO4 — сульфат магния
CuCl2 — xлорид меди (II)
(CuOH)2CO3 — карбонат гидроксомеди (II)
NH4H2PO4 — дигидрофосфат аммония
Получение солей
Соли могут быть получены во многих химических процессах, рассмотрим основные их них.
1.Реакция между металлом и неметаллом
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2.Взаимодействие между металлом и кислотой-неокислителем
Металл способен вытеснять водород из кислоты, если он стоит левее водорода в ряду напряжения металлов.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
3.Взаимодействие металлов с щелочами
С щелочами могут взаимодействовать металлы, способные проявлять кислотные свойства (Al, Zn, Fe и др.)
b) Нерастворимое основание +кислотный оксид сильной кислоты
Cu(OH)2 + SO3 = CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + CO2 ≠
7.Реакция нейтрализации
Реакцией нейтрализации называют взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого образуется соль и вода.
KOH + CH3COOH = CH3COOK+H2O
8. Реакции обмена между другими солями
Новая соль образуется если выполняются условия проведения реакции ионного обмена (см. “Основные химические реакции с участием солей п.2”)
AgNO3 + KI = AgI↓ + KNO3
Основные химические реакции с участием солей
1.Реакции замещения
Реакция такого типа протекает если замещающий металл находится левее в ряду активности металлов, чем металл, входящий в состав исходной соли.
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Hg+Na2SO4⇏реакция не идёт
2.Реакции ионного обмена
Реакция ионного обмена протекает если в ходе реакции образуется осадок, выделяется газ или образуется малодиссоциирующий электролит (например вода).
NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 ↑+ H2O
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
Zn(CH3COO)2+2HBr = ZnBr2 + 2CH3COOH
Более подробно о реакциях ионного обмена можно узнать тут.
3.ОВР
Некоторые соли могут быть участниками окислительно — восстановительных процессов. К типичным окислителям можно отнести перманганаты (KMnO4), дихроматы (K2Cr2O7), перхлораты (NH4ClO4) и др. Восстановительными свойствами обладают такие соли, как сульфиды (ZnS), галогениды (KI, NaBr), соли двухвалентного железа (FeSO4), трехвалентного хрома (Cr(NO3)3) и др. Некоторые соли могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность, например сульфиты (Na2SO3).
Некоторые соли способны участвовать в образовании комплексов. Комплексная частица образуется за счет образования ковалентной связи между центральным атомом и лигандами по донорно-акцепторному механизму. Центральный атом предоставляет свободные атомные орбитали, а лиганды — электронные пары.
Cu(NO3)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](NO3)2
2NaF + SiF4 = Na2[SiF6]
2KI + HgI2 = K2[HgI4]
В последней реакции атом ртути является центральным атомом, у него есть свободные атомные орбитали, и он может быть акцептором электронов. Атомы йода являются донорами электронов и выступают в роли лигандов . Данные атомы образуют комплексную частицу путем образования ковалентных связей. Ионы калия в свою очередь являются внешнесферными и связаны с комплексной частицей ионной связью.
5. Взаимодействие кислых солей с щелочами
Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
KHCO3 + KOH → K2CO3 + H2O
2NaHCO3 + Ca(OH)2 = Na2CO3 + CaCO3 ↓+ 2H2O
В данной реакции гидрокарбонат ионы в присутствии щелочи образуют карбонат ионы, которые взаимодействуют с катионами натрия и кальция одновременно. Кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе теми, которые образованы другим металлом.
6.Взаимодействие основных солей с кислотами
Аналогично, основные соли взаимодействуют с сильными кислотами с образованием средних солей.
Zn(OH)Cl + HCl = ZnCl2 + H2O
Основные соли также могут взаимодействовать с сильными кислотами с другим кислотным остатком, в результате образуются средние соли.
Также как и основания, сильные кислоты в растворе диссоциируют полностью и их диссоциацию можно написать в одну стадию:
H2SO4 = 2H+ + SO42-
А слабые кислоты почти не диссоциируют, их диссоциацию мы расписываем по ступеням:
H3PO4 = H+ + H2PO4—
H2PO4— = H+ + HPO42-
HPO42- = H+ + PO43-
(в РИО не расписываем слабую кислоту на ионы, даже кислотный остаток кислых солей)
Получение кислот
1. Кислотный оксид + вода (кислота должна быть растворимой)
SO3 + H2O = H2SO4
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 !
2. Соль 1 + кислота 1 = соль 2 + кислота 2, сильная кислота должна вытеснять слабую или должен выпадать осадок/выделяться газ
CaCO3 + HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2
3. Из простых веществ (кислоты из двух элементов)
H2 + Cl2 = 2HCl
H2 + S = H2S
4. В ОВР
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Химические свойства
1. Взаимодействие с основными оксидами:
2HCl + CaO = CaCl2 + H2O
2. Взаимодействие с основаниями:
H2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + 2H2O
3. Взаимодействие сильной кислоты с амфотерными оксидами:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4+ H2O
4. Взаимодействие сильной кислоты с амфотерными гидроксидами:
2Al(OH)3 + 6HCl = AlCl3 + 3H2O
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты
5. Взаимодействие с металлами стоящих в ряду активности до H2
Fe + 2HCl = FeCl2 +H2↑
6. Разложение
а) самопроизвольноe:
H2CO3 = СO2↑ + H2O
H2SO3 = SO2↑ + H2O
Такие кислоты являются нестабильными веществами и существуют лишь в малых концентрациях в растворе. В растворе они находятся в равновесии со своими оксидами – углекислым газом и сернистым газом соответственно, причем равновесие сильно смещено вправо
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
Разложение солей можно разделить на две большие группы:
Окислительно-восстановительное
Не окислительно-восстановительно
То, к какой из групп будет относится разложение той или иной соли зависит от ее состава: для протекания ОВР необходимо наличие в соли довольно сильного окислителя:S+6 N+5 N+3 Cl+n и другие галогены в положительной СО, Mn+7, Mn+6, Cr+6, восстановитель же найдется всегда, им может быть (часто и бывает) O-2 или металл, если он в низкой СО и способен окисляться до более устойчивой СО, например Fe+2 в Fe+3 или Mn+2 в Mn+4 (также может быть с оловом: из +2 в +4 и Cr из +2 в +3).
Продуктами «ОВРного» разложения солей часто являются оксиды, содержащие элемент-окислитель в устойчивой СО и кислород.
Продуктами «не ОВРного» разложения являются «составные части» разлагающейся соли, т.е. это могут быть кислотный и основный оксид, из которых образована эта соль или (в случае солей аммония) это аммиак и кислота, с которой он должен был прореагировать, чтобы образовать данную соль.
1.Разложение карбонатов
Разложение карбонатов относится к не ОВРному типу, поскольку СО +4 для углерода устойчива и окислительных свойств он не проявляет, соответственно, карбонаты разлагаются на углекислый газ и оксид соответствующего металла, при этом изменения степеней окисления не происходит. Стоит помнить, что карбонаты щелочных металлов не разлагаются, за исключением карбоната лития.
Li2CO3 → Li2O + CO2
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
2. Разложение гидрокарбонатов
Разложение кислых солей, как мы увидим на следующих примерах, происходит сначала с выделением соответствующей кислоты (которая может разлагаться, если она неустойчива, например, угольная кислота распадется на углекислый газ и воду) и средней соли. Средняя соль при дальнейшем прокаливании может разлагаться (возможен вариант, что дальнейшего разложения не будет, например, если в ходе разложения кислой соли получится карбонат натрия, то он дальше разлагаться не будет, поскольку это карбонат ЩМ, а вот карбонат кальция разлагаться будет – см. п.1.)
Гидрокарбонаты разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду (можно представить что гидрокарбонат это смесь карбоната и угольной кислоты, в первую очередь разлагается угольная кислота)
2NaHCO3 → Na2CO3•H2CO3
H2CO3 → CO2 + H2O
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
3. Разложение сульфатов
Разложение сульфатов относится к ОВРному типу, поскольку данные соли содержат серу в СО +6, которая выступает в качестве окислителя, восстановителем здесь всегда будет кислород.
Сульфаты ЩЗМ и некоторых других металлов разлагаются до оксида соответствующего металла (с той же СО, что и в сульфате), сернистый газ и кислород.
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2
2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
Исключениями являются сульфаты таких неактивных металлов, как серебро и ртуть, в этом случае образуется сам металл, а не его оксид. Это связано с тем, что ионы малоактивных металлов сами проявляют окислительные свойства – для таких металлов устойчивой СО является 0, в нее они и переходят (в этом легко убедиться, поскольку малоактивные металлы часто встречаются в природе в самородном виде, т.е. не в составе соединений, поэтому они были известны человечеству уже очень давно)
Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2
2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2
Также исключением является сульфат двухвалентного железа, вместо оксида двухвалентного железа выделяется более устойчивый оксид трехвалентного железа:
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2.
4.Разложение (диспропорционирование) сульфитов
Сульфиты ЩМ разлагаются до сульфидов и сульфатов, это можно объяснить тем, что сера находится в СО +4, которая является для нее промежуточной, поэтому она может выступать и в качестве окислителя и в качестве восстановителя, что мы и наблюдаем:
4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4
5.Разложение гидросульфитов
Гидросульфиты разлагаются аналогично гидрокарбонатам, т.е. сначала выделяется сернистая кислота, которая разлагается на сернистый газ и воду, и средняя соль – сульфит, который в дальнейшем может тоже разлагаться по схеме, приведенной выше.
2KHSO3 → K2SO3•H2SO3
H2SO3 → H2O + SO2
2KHSO3 = K2SO3 + H2O + SO2
6.Разложение гидросульфатов
Разложение гидросульфатов происходит аналогично
2KHSO4 = K2SO4 +H2O + SO3
7.Разложение нитратов
Разложение нитратов можно описать схемой:
Нитрат -> нитрит -> оксид -> металл
Сначала происходит разложение нитрата до нитрита, однако при высокой температуре сам нитрит может оказаться неустойчивым (если металл не очень активный), тогда уже нитрит разлагается с образованием оксида, однако и некоторые оксиды (в случае малоактивных металлов) могут разлагаться на металл и кислород. Тогда в зависимости от активности металла получим следующую схему:
MeNO3
левее Mg
Mg-Cu
правее Cu
MeNO2 + O2 например:
MeO + NO2 + O2 например:
Me + NO2 + O2например:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2 + O2
Исключениями являются нитраты лития, марганца и двухвалентного железа (в случае марганца и железа изменение продуктов реакции по сравнению со стандартной схемой вызвано тем, что металл находится не в самой устойчивой своей степени окисления, в результате чего окисляется, переходят в самую «привычную» СО):
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
Mn(NO3)2 → MnO2 + 8NO2
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2
8.Разложение солей аммония
Разложение солей аммония происходит без изменения степеней окисления, если в соли отсутствует окислитель (S+6 N+5 N+3 Cl+n и другие галогены в положительной СО, Mn+7, Mn+6, Cr+6), например, галогениды аммония разлагаются на аммиак и соответствующий галогеноводород:
Разложение дихромата аммония – знаменитая реакция «вулканчик» протекает согласно уравнению:
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
В этой реакции уже происходит изменение СО, данная реакция является окислительно-восстановительной, поскольку в соли присутствует хром в СО +6, который выступает окислителем, а азот в СО -3 – восстановителем.
Разложение солей аммония и азотсодержащих кислот также является ОВРным, поскольку данные соли содержат N+5 и N+3, которые также выступают окислителями, а также N-3 – восстановитель. В итоге происходит сопропорционирование – ОВР, в ходе которой один и тот же элемент находящийся в различных СО является и окислителем, и восстановителем. Продукты этих реакций легко запомнить так:
«отщепляются две молекулы воды и записываем то, что осталось»
NH4NO3 → N2O + 2H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
9.Разложение перманганата, хлората и перхлората
Данные реакции также являются окислительно-восстановительными, поскольку каждая из этих солей содержит элемент в высокой СО, который будет выступать окислителем.
Перманганат:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Перхлорат:
KClO4 → KCl + 2O2
Хлорат (возможно два варианта реакции – с катализатором и без него):
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.
Примеры оксидов: ZnO Fe2O3 MnO2 CrO3
Похожие вещества, но не оксиды: H2O2 Na2O2 K2O2 BaO2 CaO2 (пероксиды, степень окисления кислорода равна -1), KO2 CsO2 (супероксиды), OF2 – фторид кислорода (степень окисления кислорода равна +2)
Классификация
Оксиды делять на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которым не соответствуют гидроксиды, к ним относятся N2O NO CO SiO.
Остальные оксиды – солеобразующие.
Солеобразующие оксиды в свою очередь делятся на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в низких степенях окисления (+1 и +2), кроме BeO ZnO PbO SnO (они являются исключениеми относятся к амфотерным). Этим оксидам соответствуют основные гидроксиды (основания).
ПРИМЕРЫ: Na2O FeO CrO CaO Li2O Cu2O CuO
Амфотерные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в степенях оксиления +3 и +4, а также оксиды BeO ZnO PbO SnO. Этим оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.
ПРИМЕРЫ: Al2O3 MnO2 PbO2 ZnO Cr2O3 Fe2O3 SnO
Кислотные оксиды – это все оксиды НЕМЕТАЛЛОВ кроме несолеобразующих и оксиды МЕТАЛЛОВ в высоких степенях окисления (+5 +6 +7). Кислотным оксидам соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).
Многие металлы и неметаллы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.
N2 + O2 → 2NO
S + O2 → SO2
2Ca + O2 → 2CaO
4Al + 3O2 → 2Al2O3
Исключением являются благородные металлы (серебро, золото, платина), инертные газы (гелий, неон, аргон, ксенон и т.д.) и галогены (Cl2 Br2 I2) – они не взаимодействуют с кислородом. Также исключением являются ЩМ кроме лития, они с кислородом взаимодействуют, но образуют не оксиды, а пероксиды (натрий) и супероксиды (калий, рубидий, цезий).
O2 + 4Li → 2Li2O
O2 + 2Na → Na2O2
O2 + K → KO2
Элементы, у которых существует несколько оксидов, могут давать тот или иной оксид в зависимости от условий реакции (температуры, избытка или недостатка кислорода и т.п., при этом, чем более жесткие условия реакции – тем выше будет степень окисления элемента в получаемом оксиде).
Так, железо при сгорании на воздухе образует железную окалину.
2O2 + 3Fe → Fe3O4
Но могут получится и другие оксиды ( например, оксид железа (II) более устойчив при высоких температурах, поэтому реакцию стоит проводить при температуре 1000оС или выше, а затем быстро охлаждать, чтобы не допустить повторного окисления, либо же реакцию можно проводить при недостатке кислорода, а вот оксид железа (III) можно получить с использованием избытка кислорода при температуре около 500 оС)
3O2 + 4Fe → 2Fe2O3
2Fe + O2 → 2FeO
Аналогично с фосфором ( один пример с неметаллом, но подобным образом может себя вести не только фосфор, но и углерод):
4P + 5O2(изб.) → 2P2O5
4P +3O2(нед.) → 2P2O3
Окислением некоторых бинарных соединений
Карбиды, гидриды, фосфиды, сульфиды, оксиды (с элементом в не высшей степени окисления) и некоторые другие бинарные соединения (бинарные – состоящие из двух элементов) также могут быть окислены кислородом.
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2H2S + 3O2(изб.) → 2H2O + 2SO2
2H2S + O2(нед.) → 2H2O + 2S
Разложение гидроксидов (слабых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот)
Разложение может происходить самопроизвольно:
H2CO3 → H2O + CO2
H2SO3 → H2O + SO2
NH4OH → H2O + NH3
2AgOH → H2O + Ag2O
2CuOH → H2O + Cu2O
Или при прокаливании:
H2SiO3 → H2O + SiO2
2Fe(OH)3 → 3H2O + Fe2O3
Также разложение может происходить под действием излучения, например, азотная кислота на свету разлагается с выделением бурого газа:
4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂
Разложением солей
Разложение солей может быть окислительно-восстановительным:
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
И не окислительно-восстановительным (подробнее в «Разложении солей»):
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
Химические свойства
Оксид + вода = гидроксид
Реакция возможно в том случае, если образуется растворимый гидроксид
Na2O + H2O → 2NaOH
SO3 + H2O → H2SO4
CuO + H2O ≠
ZnO + H2O ≠
SiO2 + H2O ≠
Оксид + оксид = соль
1) Для протекания реакции оксиды должны не относится к одному классу.
Т.е. реакция возможна между кислотным и основным, основным и амфотерным, кислотным и амфотерным оксидами и невозможна между основным и основным, кислотным и кислотным, амфотерным и амфотерным.
Li2O + CaO ≠
N2O5 + CO2 ≠
BeO + ZnO ≠
2) В реакцию с амфотерными оксидами, а также CO2 SO2 SiO2 вступают лишь оксиды, которым соответствует сильный электролит (щелочь в случае основных оксидов и сильная кислота в случае кислотных)
K2O + SO2 → K2SO3
Cr2O3 + 3SO3 → Cr2(SO4)3
K2O + ZnO → K2ZnO2
CuO + CO2 ≠
CuO + Al2O3 ≠
Оксид + гидроксид (или бескислородная кислота) = соль + вода
Гидроксид и оксид не должны относится к одному классу (не должны быть оба основные или оба кислотные и т.д.)
Если оксид амфотерный или CO2 SO2 SiO2 или гидроксид амфотерный или H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H2S, то второй реагент должен быть сильным электролитом, если это гидроксид или бескислородная кислота, или ему должен соответствовать сильный электролит (щелочь или сильная кислота).
CuO + H2SiO3 ≠
СuO + H2SO4 = CuSO4 +H2O
ZnO + Cu(OH)2 ≠
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O — сплавление (особенности амфотерных оксидов подробнее рассмотрены в конце главы)
4) Оксид1 + соль1 = соль2 + оксид2
С солями реагируют только нелетучие кислотные оксиды и амфотерные оксиды, при этом обязательно должно происходить вытеснение более летучего кислотного оксида из состава соли, т.е. в данную реакцию вступают карбонаты, сульфиты (возможна также реакция с фосфатами, но в ЕГЭ она встречается только в составе более сложной реакции получения белого фосфора).
СaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2
K2SO3 + CaO ≠
NaCl + Al2O3 ≠
Na2CO3 + ZnO → Na2ZnO2 + CO2
Реакция получения белого фосфора:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → P2O5 + 3CaSiO3
P2O5 + 5C → 2P + CO
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 2P + 3 CaSiO3 + 5CO
5) Восстановление оксидов
Оксиды металлов, стоящий в ряду активности правее алюминия, можно восстановить до металлов различными восстановителями, например: H2, CO, C, Al(Mg)
FeO + C → Fe + CO
Fe2O3 +3CO → 2Fe +3CO2
CuO + CO → Cu + CO2
Cu + H2 → Cu + H2O
CuO + Mg → Cu +MgO
При этом оксиды металлов, стоящих левее алюминия в ряду активности, также взаимодействуют с углеродом с образованием карбидов:
CaO +3C → CaC2 + CO
Оксиды металлов, стоящих правее водорода в ряду активности, можно восстановить аммиаком:
3CuO +2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2
Некоторые оксиды неметаллов также можно восстановить (в данном случае правильнее говорить о том, что оксиды неметаллов проявляют свойства окислителей). Например, оксиды азота:
N2O + H2 → N2 + H2O
N2O + Mg → N2 + MgO
N2O + 2Cu → N2 + Cu2O
3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO2 + 2C → N2 + 2CO2
6) Окисление оксидов
Окислить можно оксиды, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления
2NO + O2 → 2NO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
4FeO + O2 → 2Fe2O3
Cr2O3 + O3 + 4KOH → 2K2CrO4 +2H2O
7) Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды могут проявлять как слабые основные так и слабые кислотные свойства, поэтому они могут реагировать как с кислотными оксидами/гидроксидами, так и с основными.
В реакцию с амфотерными оксидами вступают лишь сильные электролиты (в случае с гидроксидами и кислотами) или оксиды, которым соответствуют сильные электролиты.
Al2O3 + Na2O → 2NaAlO2
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
Al2O3 + SO2 ≠
Al2O3 + H2SiO3 ≠
С основными гидроксидами (щелочами в данном случае, поскольку слабые основания в эти реакции не вступают) реакция может протекать в расплаве, при этом образуется средняя соль (ее также можно рассмотривать как двойной оксид, это удобно для определения продуктов реакций с такими солями):
Al2O3 + NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
Или в растворе, при этом образуются комплексные соли:
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]
Удобный способ рассмотрения комплексных солей
Комплексные соли удобно рассматривать как гидроксид щелочного металла и амфотерный гидроксид, например, разбить сложное вещество Na[Al(OH)4] на составные части: NaOH и Al(OH)3. Удобство заключается в легкости определения и запоминания продуктов:
Na[Al(OH)4] + HCl(нед.) = NaCl + Al(OH)3 + H2O
Na[Al(OH)4] ≡ NaOH + Al(OH)3
В первую очередь прореагирует более активный гидроксид – NaOH
Тогда пишем продукты реакции NaOH + HCl = NaCl + H2O и дописываем непрореагировавший гидроксид Al(OH)3. Подобным образом можно рассуждать и в случае реакции с кислотными оксидами и с солями (AlCl3 NH4Cl)
3Na[Al(OH)4] + AlCl3 = 4Al(OH)3 + 3NaCl
Na[Al(OH)4] ≡ NaOH + Al(OH)3
C хлоридом алюминия будет реагировать только NaOH, запишем реакцию
3NaOH + AlCl3 = Al(OH)3 + 3NaCl
И вновь мы просто записываем продукты этой реакции и дописываем непрореагировавший гидроксид алюминия (здесь он уже есть в продуктах, поэтому повторно его писать не надо, его кол-во учтется в коэффициентах).
Несмотря на то, что подобный прием кажется неправильным с точки зрения химии, в нем есть определенный смысл:
Комплексный ион — слабый электролит, а значит он способен диссоциировать, обратимо (равновесие сильно сдвинуто в сторону комплекса), но все же:
[Al(OH)4]— = OH— + Al(OH)3 (причем диссоциация будет проходить преимущественно по первой ступени, т.к. обычно сила электролита с каждой последующей ступенью диссоциации уменьшается)
Мы видим, что продуктами диссоциации комплекса является гидроксид-ион (его то мы и записали в виде щелочи) и гидроксид алюминия. Можно предположить, что реакция идет именно с продуктами диссоциации комплекса, а не с самим комплексным ионом. Тогда в ходе реакции концентрация продуктов падает, что приводит к смещению равновесия в правую сторону (к разрушению комплекса).
Поскольку в продуктах диссоциации присутствует гидроксид-ион, определяющий щелочную среду раствора данного комплекса, то логично предположить, что с подобными комплексами будут реагировать вещества, способные создать кислую среду в растворе (будет происходить взаимодействие H+ c OH— с образованием Н2О). К подобным веществам можно отнести:
Кислоты: HCl = H+ + Cl—
Кислотные оксиды: SO2 + H2O = H2SO3 = H+ + HSO3—
Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, поскольку они подвергаются гидролизу по катиону и также имеют кислую среду
Валентность азота равна 3,(это связано с тем, что в атомах элементов второго периода может быть не более 3 неспаренных электронов, т.к на втором электронном уровне есть одна s-орбиталь и три p-орбитали.) а степень окисления +5. Двойная связь равномерно распределена между кислородами. Подробнее про валентность можно прочитать тут.
Физические свойства.
Бесцветная жидкость с едким запахом, “дымит” на воздухе. Считается концентрированной при 40% и больше. Имеет схожие особенности с другими кислотами, но имеет отличительные качества за счет сильной окислительной способности.
Азотная кислота обладает ядовитыми свойствами, она разрушает белок кожи и оставляет желтые пятна в результате попадания кислоты на кожу (смотри пункт 7.)
Разложение азотной кислоты:
Частично разлагается при кипении или под действием света:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O .
на свету желтеет за счет выделения бурого газа- оксида азота(IV), так в процессе разложения кислоты образуется кислород и вода.
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту получают следующими способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата лития при легком нагревании, в продуктах у нас образуется гидросульфат металла и азотная кислота:
LiNO3 + H2SO4(конц) → LiHSO4 + HNO3
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.(каталитическое окисление аммиака) Процесс происходит в несколько стадий.
Особенности промышленного получения в том, что для производства важно найти дешевый исходный продукт(желательно природный) в достаточном количестве для получение больших объемов синтезируемого вещества. Для получения азотной кислоты такой продукт нашли- аммиак, который конверсируют из природного газа. Перед первой стадии тщательно очищают(фильтруют) как и аммиак от механических примесей, полученные в ходе его синтеза, так и сам воздух, которым будут окислять аммиак. Воздух поступает через заборную трубу далеко-далеко от предприятия.
Итак наконец-то первая стадия, она начинается в КОНТАКТНОМ АППАРАТЕ и представляет собой окисление аммиака потоками воздуха(кислородом), реакция ускоряется и идет легче благодаря катализаторам, например, сплав платины с палладием. В результате реакции азот окисляется до оксида азота(II) и выделяется теплота(экзотермическая реакция) как раз за счет нее поддерживается необходимая реакция для синтеза.
4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O
Во второй стадии окисляют полученный оксид азота (II) до оксида азота(iV) в соотношении оксид:воздух 2:1 соответственно, что смещает равновесие преимущественно вправо. катализаторами на этой стадии являются температура от комнатной но не выше 50 градусов и давление 1,1 МПа. Процесс происходит почти сразу и без затруднений. Процесс проходит в ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ башне.
2NO + O2 → 2NO2
На третьей стадии газовую смесь отправляют в ПОГЛОТИТЕЛЬНУЮ БАШНЮ, где у газа появляется возможность большей поверхностью соприкоснуться с поверхностью воды, для этого используют фарфоровые кольца. Смесь газа с водой происходит по принципу противоток: вода поступает сверху башни, а газ- снизу. Чтобы в результате не выделялся оксид азота(II), процесс проводят в избытке кислорода. Особенность в том, что процесс начинает идти медленнее по мере увеличения концентрации получаемой кислоты. Это конечная стадия процесса.
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
Подробнее почитать про промышленное получение азотной кислоты можно в этой статье.
Химические свойства
А)общие химические свойства кислот.
Азотная кислота – это сильная кислота. Азот в степени оксиления +5 проявляет сильные окислительные свойства .
1. Диссоциация и окрашивание индикаторов.
Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе, в результате диссоциации образуется катион водорода и нитрат анион, за счет иона водорода происходит окрашивание индикаторов .
2. Азотная кислота проявляет свойства обычной кислоты в реакциях с основным и амфотермыми оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, не проявляющими восстановительных свойств.
Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II) с образованием нитрата меди(II) и воды, остальные реакции проходят аналогично с образованием нитрата металла (без изменения степени окисления металла и азота) и воды :
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
2HNO3 + ZnO → Zn(NO3)2 + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3 H2O
3. Взаимодействует с солями, не проявляющими восстановительных свойств, т.е. азотная кислота в роли обычной кислоты, если соблюдается условия протекания реакция обмена(образуется слабый электролит, газ или осадок).
Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия, в данной реакции образуется слабая угольная кислота, которая распадается на углекислый газ и воду-условие протекания реакции обмена соблюдается:
В реакциях с веществами, которые проявляют восстановительные свойства, азотная кислота ведет себя как сильный окислитель и участвует в ОВР. например:
1. оксид меди одновалентный при взаимодействии с азоткой окисляется до меди двухвалентной, а азот из высшей степени окисления переходит в оксид азота (IV), также выделяется вода.
Cu2O + 6HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O.
2 пример: оксид железа (II) окисляется до железа(III) и образуется бурый газ и вода.
в данном примере с хлоридом железа(II) ситуация аналогичная, только еще выделяется хлороводород.
4 пример: Na2SO3 + 2HNO3 → Na2SO4 + 2NO2 + H2O.
сульфит натрия переходит в сульфат, сера окисляется до максимальной степени окисления +6, выделяется бурый газ и вода.
5 пример: Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисления -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
Таким образом, заметим, что азотная кислота при взаимодействии с солями, которые проявляют восстановительные свойства(т.е. находятся не в высшей степени окисления, способные отдавать электроны, сами при этом окисляясь), сама восстанавливается до оксида азота(IV) и окисляет металлы и вещества в промежуточной степени окисления до максимальной степени окисления.
4. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами.
В подобных реакциях водород никогдане выделяется!! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот в степени окисления +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 (зависит от концентрации кислоты и активности металла).
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + продукт восстановления азотной кислоты(газ или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты, но если нагреть, то реакция пойдет. Азот восстанавливается до степени окисления +4(бурый газ), так же выделяется вода:
Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Al + 6HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Платина и Золото с азотной кислотой НЕ реагирует, но они растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему), азот восстанавливается до +2(бесцветный газ, ядовит) :
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Азотная кислота высокой концентрации взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
4HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с нашей кислотой до образования оксида азота(I)(веселящий газ, используется для наркоза):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
С неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия) азотная кислота может реагировать разбавленной. При этом образуется оксид азота (II).
8HNO3 (разб.) + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными(натрий, литий, кальций и др.), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота, при это образуется нитрат щелочного металла и вода:
12HNO3(разб) + 10Na → 10NaNO3 + N2 + 6H2O
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
10HNO3 + 4Ca → 4Ca(NO3)2 + 2N2O + 5H2O
Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами. в реакции образуется аммиак, который в избытке кислоты(т.е аммиак начинает взаимодействовать с избытком азотной кислоты) превращается в соль нитрат аммония. Обратите внимание: только в этом типе реакций НЕ выделяется газ!!!:
10HNO3 + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Взаимодействие азотной кислоты с металлами можно представить в виде следующей таблички:
5. Неметаллы подвергаются окислению в результате взаимодействия с азотной кислотой (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других).
В результате реакции кислота восстанавливается до NOили NO2, в то время как неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива(например угольная)).
Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
6HNO3(конц) + S → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
2HNO3 (разб) + S → H2SO4 + 2NO
5HNO3(конц) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O
5HNO3(разб) + 3P + 2H2O → H3PO4 + 5NO
10HNO3 + I2 → 2HIO3 + 10NO + 4H2O
4HNO3 + C → CO2 + 4NO + 2H2O
6. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV), в итоге образуется бурый раз и серная кислота:
2HNO3 + SO2 → H2SO4 + 2NO2
Второй пример: азотная кислота окисляет иодоводород до оксида азота(II) и йодноватой кислоты также выделяется вода :
6HNO3 + HI → HIO3 + 6NO + 3H2O
Сера в степени окисления -2(например сульфиды) окисляется без нагревания до простого вещества(сера), но если нагреть, то до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → S + 2NO2 + 2H2O
При нагревании до серной кислоты:
2HNO3 + H2S → H2SO4 + 2NO2 + 2H2O
8HNO3 + CuS → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III), нитрата железа (III). в данной реакции выделяется молекулярная сера( так как мы используем в качестве реагента на азотную кислоту сульфид металла, т.е. серу в степени окисление -2), оксид азота (I) и вода:
4HNO3 + FeS → Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
7. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция«).
Ксантопротеиновая реакция является качественной реакцией на нитрат-анионы. При добавлении концентрированной азотной кислоты к раствору белка, содержащего ароматические аминокислоты, происходит денатурация белков и образование нитрозоаминов. При нагревании белка с нитрат-анионами происходит образование желтого цвета, который при добавлении избытка аммиака переходит в оранжевый цвет. Таким образом, ксантопротеиновая реакция может использоваться для обнаружения наличия нитрат-анионов в растворах. Подробнее про качественные реакции и аминокислоты читайте здесь.
Применение.
Азотная кислоты используется для производства азотных удобрений, взрывчатых веществ, в качестве окислителя в ракетных двигателях, в органическом синтезе(производство красителе, лекарств, пластмасс, растворителей)
Качественные реакция на нитрат-анионы
1)Выделение бурого газа при добавлении к веществу меди и конц.серной кислоты:
NaNO3 + H2SO4 —> NaHSO4 + HNO3
4HNO3 +Cu —>(to)Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O
2)Выделение аммиака при добавлении к веществу концентрированного раствора щелочи и цинковой пыли или алюминия:
KNO3+7KOH +4Zn +6H2O = NH3 + 4K2[Zn(OH)4]
Особенности солей азотной кислоты
1.Все нитраты(в различных условиях) проявляют свойства окислителей. Продукты восстановления азота определяются природой восстановителя и условиями проведения реакции:
2.Продукты разложения сухих нитратов металлов при нагревании зависят от положения металла в ряду положений:
Альдегиды – это органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу, соединенную с углеводородным радикалом и атомом водорода.
Благодаря концевому расположению карбонильной группы, свойства альдегидов сильно отличаются от свойств кетонов, поэтому альдегиды и кетоны рассматриваются как два отдельных класса.
Общая формула предельных нециклических альдегидов:
CnH2nO
С номенклатурой альдегидов можно подробно ознакомиться в статье.
Химические свойства
Кислород карбонильной группы связан с углеродом σ-связью и π-связью. π-связь менее прочная, она легко разрывается, именно поэтому альдегиды склонны к реакциям присоединения:
1. Гидрирование
Реакция идет в присутствии катализатора:
2. Присоединение спиртов
Реакция идет с первичными спиртами в кислой среде, образуются полуацетали:
Реакция может продолжаться получением ацеталей:
Окисление
Альдегиды окисляются даже слабыми окислителями, в отличии от кетонов, которые более устойчивы к окислению. Далее будут рассмотрены общие принципы окисления альдегидов.
3. Реакция «серебряного зеркала»
Это качественная реакция на альдегиды, в которой используется реактив Толленса (аммиачный раствор оксида серебра). Так как в растворе присутствует аммиак, окисление происходит не до карбоновой кислоты, а до ее соли:
Признак реакции – выпадение серебряного налета на стекле пробирки.
Исключение: метаналь окисляется до карбоната аммония.
4. Окисление гидроксидом меди(II)
Также является качественной реакцией.
Признак реакции – выпадение красно-коричневого осадка оксида меди(I)
5. Окисление бромной водой
6. Окисление перманганатом или дихроматом
В кислой среде:
В нейтральной среде:
В щелочной среде:
7. Восстановление
Реакцию проводят с активными восстановителями в присутствии катализатора с превращением альдегида в спирт. Упрощенно реакция может быть записана следующим образом:
Особый случай:
8. Поликонденсация фенола и формальдегида
В данной реакции в особых условиях могут быть получены фенолформальдегидные смолы (карболиты или бакелиты), широко используемые в промышленности.
Получение
1. Гидратация алкинов (реакция Кучерова)
В результате присоединения воды в присутствии солей двухвалентной ртути только из ацетилена возможно получить альдегид (этаналь), остальные алкины переходят в кетоны:
Щелочной гидролиз дигалогенпроизводных алканов
В результате действия водного раствора щелочи происходит образование неустойчивого диола, имеющего две ОН- группы при одном атоме углерода. Затем, теряя воду, он переходит в альдегид или кетон.
2.Дегидрирование первичных спиртов :
В данной реакции карбонильные соединения образуются под воздействием нагревания и пропусканием первичного спирта над медной сеткой.
3.Окисление первичных спиртов
Окисление первичных спиртов идет до образования карбоновых кислот. Для получения альдегидов применяют специальные окислители, например, оксид меди(II) при нагревании:
Алкины представляют собой углеводороды без циклической структуры, в которых между атомами углерода С≡С присутствует одна тройная связь.
Гомологический ряд алкинов
Гомологический ряд алкинов имеет общую формулу CnH2n-2.
Название
Формула
Этин
Пропин
Бутин–1
Пентин-1
Физические свойства алкинов
Первые три члена гомологического ряда алкинов являются газами, с C5H8 по C16H30 — жидкостями, а начиная с C17H32 — твердыми веществами. Алкины являются полярными молекулами и хорошо растворимы в полярных растворителях. В воде алкины растворяются незначительно, но лучше, чем алканы и алкены.
Строение алкинов
Алкины содержат тройную связь. Атомы углерода при тройной связи в молекулах алкинов находятся в sp-гибридизации, что обеспечивает линейную геометрию молекул с валентным углом, равным 180°. Остальные атомы углерода в молекуле алкина находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Строение молекулы ацетилена:
Образование σ-связи происходит путем осевого перекрытия sp-гибридных орбиталей:
Образование π-связей происходит путем бокового перекрывания негибридных p-орбиталей. Плоскости π-связей находятся под углом 90°:
Изомерия алкинов
Типы изомерии алкинов:
Структурная изомерия
Структурные изомеры имеют одинаковый химический состав, но различное строение молекулы.
Углеродного скелета
Изомеры углеродного скелета отличаются строением углеродного скелета.
Например:
Изомерия положения кратной связи
Изомеры с различным положением тройной связи отличаются положением тройной связи в углеродном скелете.
Например:
Межклассовая изомерия
Межклассовые изомеры — это вещества разных классов с различным строением, но одинаковым составом.
Алкины являются межклассовыми изомерами с алкадиенами и циклоалкенамии. Общая формула алкинов, алкадиенов и циклоалкенов — CnH2n-2.
Например:
Пространственная изомерия
Пространственная изомерия невозможна для алкинов, так как атомы углерода при тройной связи имеют только одного заместителя, и молекулы алкинов имеют линейную геометрическую форму.
Номенклатура алкинов
Подробнее о номенклатуре алкинов можно прочитать в статье.
Химические свойства алкинов
Химические свойства алкинов обусловлены наличием кратной связи в их молекулах. Одним из основных типов реакций, характерных для алкинов, является присоединение.
Алкины с тройной связью на начальном атоме углерода проявляют кислотные свойства и вступают в реакции с веществами, имеющими основный характер.
Реакции присоединения алкинов идут медленнее и труднее по сравнению с алкенами из-за меньшей длины и поляризуемости тройной связи.
Реакции присоединения
Алкины вступают в реакции присоединения по тройной связи С≡С с разрывом π-связей.
Гидрирование
Гидрирование алкинов до алканов протекает в присутствии активных катализаторов (Ni, Pt).
При использовании менее активного катализатора, например, палладия гидрирование останавливается на этапе образования алкенов.
Галогенирование алкинов
Присоединение галогенов к алкинам может происходить даже при комнатной температуре. Бромная вода обесцвечивается при взаимодействии с алкинами, что является качественной реакцией на тройную связь.
Например, при взаимодействии пропина с 1 моль брома образуется 1,2-дибромпропен.
Если присоединять к пропину сразу 2 моль брома, то образуется 1,1,2,2-тетрабромпропан.
Аналогично алкины реагируют с хлором, но обесцвечивания хлорной воды при этом не происходит, потому что хлорная вода и так бесцветная).
Гидрогалогенирование алкинов
Алкины присоединяют галогеноводороды. Реакция протекает по механизму электрофильного присоединения с образованием галогенопроизводного алкена или дигалогеналкана.
При присоединении галогеноводородов к симметричным алкинам образуется один продукт реакции, где оба галогена находятся у одного атома С.
Присоединение галогеноводородов к несимметричным алкинам происходит по правилу Марковникова, в результате чего образуется смесь изомеров.
Правило Марковникова: при присоединении полярных молекул типа НХ к несимметричным алкинам водород преимущественно присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода при двойной связи.
Например, при присоединении хлороводорода HCl к пропину преимущественно образуется 2-хлорпропен.
Если к полученное соединение ещё раз обработать хлороводородом, то в соответствии с правилом Марковникова образуется 2,2-дихлорпропан.
Гидратация алкинов
Присоединение воды к алкинам протекает в присутствии кислоты и катализатора (соли ртути II).
Сначала образуется неустойчивый алкеновый спирт, который затем изомеризуется в альдегид или кетон.
Например, при взаимодействии ацетилена с водой в присутствии сульфата ртути образуется уксусный альдегид.
Гидратация алкинов протекает по ионному механизму.
Для несимметричных алкенов присоединение воды происходит по правилу Марковникова.
Например, при гидратации пропина образуется пропанон (ацентон).
Димеризация, тримеризация и полимеризация
Димеризация ацетилена протекает под действием аммиачного раствора хлорида меди (I) и приводит к образованию винилацетилена.
Тримеризация ацетилена протекает под действием температуры, давления и в присутствии активированного угля с образованием бензола (реакция Зелинского):
Гомологи ацетилена также вступают в реакцию тримеризации.
Полимеризация – соединение большого числа исходных молекул в длинную цепь – полимер. Алкины полимеризуются с разрывом одной из π-связей и образованием полимеров с множеством сопряженных двойных связей.
2. Окисление алкинов
При окислении алкинов происходит увеличение количества атомов кислорода в молекуле и/или уменьшение количества атомов водорода.
Горение алкинов
Горение алкинов сопровождается образованием углекислого газа и воды.
Окисление алкинов сильными окислителями
Алкины могут реагировать с сильными окислителями, такими как перманганаты или соединения хрома (VI). При этом тройная связь С≡С и связи С-Н у атомов углерода при тройной связи окисляются, образуя связи с кислородом.
В кислой среде окисление атома углерода с тройной связью приводит к образованию карбоксильной группы СООН, а при окислении четырех связей образуется углекислый газ СО2. В нейтральной среде образуются соответственно соль карбоновой кислоты и карбонат (гидрокарбонат).
Ниже приведена таблица соответствия окисляемого фрагмента молекулы и продукта:
Окисляемый фрагмент
KMnO4, кислая среда
KMnO4, H2O, t
R-C≡
R-COOH
-COOMe
CH≡
CO2
Me2CO3 (MeHCO3)
При окислении бутина-2 перманганатом калия в серной кислоте происходит окисление двух фрагментов СН3–C≡, в результате реакции образуется уксусная кислота:
А при окислении 3-метилпентина-1 в серной кислоте окисляются фрагменты R–C и H–C, образуя карбоновую кислоту и углекислый газ, поэтому образуются карбоновая кислота и углекислый газ:
При окислении алкинов сильными окислителями в нейтральной среде углеродсодержащие продукты реакции жесткого окисления (кислота, углекислый газ) могут реагировать с образующейся в растворе щелочью, образуя соответствующие соли.
Например, при окислении бутина-2 перманганатом калия в воде образуется соль уксусной кислоты — ацетат калия.
Аналогичные органические продукты образуются при взаимодействии алкинов с хроматами или дихроматами.
Окисление ацетилена происходит немного иначе, так как связь С–С не разрывается. В кислой среде образуется щавелевая кислота, а в нейтральной среде образуется соль щавелевой кислоты — оксалат калия.
Обесцвечивание раствора перманганата калия — качественная реакция на тройную связь.
3. Кислотные свойства алкинов
Связь атома углерода при тройной связи с водородом значительно более полярная, чем связь С–Н атома углерода при двойной или одинарной связи, что обусловлено большим вкладом s-орбитали в гибридизованное состояние.
Повышенная полярность связи С–Н у атомов углерода при тройной связи в алкинах приводит к возможности отщепления протона Н+, т.е. к появлению у алкинов с тройной связью на конце молекулы кислотных свойств.
Ацетилен и его гомологи с тройной связью на конце молекулы R–C≡C–H проявляют слабые кислотные свойства, атомы водорода на конце молекулы могут легко замещаться на атомы металлов.
Алкины с тройной связью на конце молекулы взаимодействуют с активными металлами, гидридами, амидами металлов и т.д.
Например, ацетилен может взаимодействовать с натрием с образованием ацетиленида натрия.
Пропин взаимодействует с амидом натрия с образованием пропинида натрия.
Амид натрия получают действием аммиака на металлический натрий.
Алкины с тройной связью на конце молекулы также могут взаимодействовать с аммиачными растворами оксида серебра или хлорида меди (I), образуя нерастворимые в воде ацетилениды серебра или меди (I). Это является качественной реакцией на алкины с тройной связью на конце молекулы, так как образуется осадок белого или красно-коричневого цвета.
Алкины, в которых тройная связь расположена не на конце молекулы, не реагируют с аммиачными растворами оксида серебра или хлорида меди (I).
Получение алкинов
Получение ацетилена
Пиролиз метана
Метод получения ацетилена путем пиролиза метана является одним из промышленных способов. Ацетилен образуется за доли секунды, далее разложение продолжается до углерода.
Гидролиз карбида кальция
Гидролиз карбида кальция — это распространенный лабораторный метод получения ацетилена.
Получение гомологов ацетилена
Дегидрогалогенирование дигалогеналканов
Данный метод имеет больше теоретический интерес, т. к. на практике для отщепления второй молекулы галогеноводорода требуется более сильное основание по сравнению с неорганической щелочью.
Взаимодействие алкинидов с галогеналканами
Это лабораторный способ удлинения цепи алкина. Сначала терминальный алкин превращается в алкинид путем взаимодействия с амидом щелочного металла:
Затем добавляют галогеналкан, и в результате их реакции образуется алкин с более длинным углеродным скелетом:
Циклоалканы – это углеводороды, которые имеют замкнутый цикл и не содержат кратных связей, то есть являются предельными (насыщенными). Их химическая формула CnH2n , где n≥3, такая же как у алкенов.
Атомы углерода в молекулах циклоалканов находятся в состоянии sp3-гибридизации. Происходит образование 4 σ-связи С–С и С–Н, кратность которых равна 1. Валентные же углы в соединениях зависят от размеров цикла.
“Банановые” связи — это σ-связи в циклопропане, которые отклоняются от оси, соединяющей ядра атомов, тем самым уменьшая напряжение в молекуле циклопропана. Они напоминают по своим свойствам π-связи и могут легко рваться. Также им присущ легкий разрыв
Остальным же циклоалканам свойственно “объёмное” строение. Например, в молекуле циклобутана по линии, которая соединяет первый и третий атомы углерода, виден перегиб.
Также, стоит отметить существование конформаций под названиями “кресло” и “ванна”. Их легко можно увидеть на примере молекулы циклогексана, которая не является плоским многоугольником
Изомерия
Для циклоалканов характерна как структурная, так и пространственная изомерии.
Структурная изомерия
Структурные изомеры — это соединения, которые имеют одинаковый состав и отличаются друг от друга порядком связывания атомов в молекуле, то есть строением (структурой). Структурная изомерия циклических соединений связана с разным числом углеродных атомов в кольце, а также с разным числом атомов углерода в заместителях и с положением заместителей в цикле.
● Изомеры с разным числом атомов углерода в цикле отличаются размерами углеродного цикла.
Изомеры с разным числом атомов углерода в заместителях отличаются строением заместителей у одинакового углеродного цикла
Изомеры с разным положением одинаковых заместителей в углеродном цикле.
Межклассовая изомерия
циклоалканы изомерны алкенам
Межклассовые изомеры — это вещества разных классов с различным строением, но с одинаковым составом. Циклоалканы являются межклассовыми изомерами с алкенами с общей формулой — CnH2n.
Пространственная изомерия
● Геометрическая изомерия (цис-транс-изомерия). У циклоалканов с двумя заместителями, расположенными у соседних атомов углерода в цикле цис-транс-изомерия обусловлена различным взаимным расположением в пространстве заместителей относительно плоскости цикла.
Это означает, что две группы, находящиеся по разные стороны от связи в цикле, могут быть либо на одной стороне (цис-изомер), либо на противоположных сторонах (транс-изомер).
Получение
Дегидроциклизация алканов (промышленный способ) Алканы, содержащие 5 и более атомов углерода в главной цепи, при нагревании в присутствии металлических катализаторов (платины, никеля, палладия) вступают в реакцию дегидроциклизации.
Гексан же при нагревании в присутствии Cr2O3 в зависимости от условий может образовать циклогексан и только потом бензол:
Гидрирование бензола и его гомологов Данный способ позволяет получать только циклогексан и его гомологи с шестичленным кольцом. Реакция проводится в присутствии металлических катализаторов и при нагревании.
Дегалогенирование дигалогеналканов
При действии активных металлов, например, щелочноземельного цинка, на дигалогеналканы, в которых между атомами галогенов находится три и более атомов углерода происходит отщепление атомов галогенов и замыкание цикла.
Химические свойства циклоалканов
Реакции присоединения к циклоалканам В ряду циклопропан > циклобутан > циклопентан реакционная способность вступать в реакции присоединения будет уменьшаться. Это обусловлено тем, что угловое напряжение увеличивается с уменьшением размеров цикла, а значит, тем легче будут протекать реакции присоединения. Гидрирование циклоалканов С водородом могут реагировать малые циклы, а также (в жестких условиях) циклопентан. В реакции с водородом у циклоалканов, содержащих малые циклы (а также в жестких условиях у циклопентана), происходит разрыв кольца и образование алкана.
Галогенирование циклоалканов
Циклопропан и циклобутан реагируют с галогенами, при этом тоже происходит присоединение галогенов к молекуле, сопровождающееся разрывом кольца. Атомы галогенов в продукте расположены по разные стороны от места разрыва связи.
Гидрогалогенирование
Циклопропан и его гомологи с алкильными заместителями у трехчленного цикла вступают с галогеноводородами в реакции присоединения с разрывом цикла. У гомологов циклопропана реакция присоединения молекул типа НHal протекает в соответствии с правилом Марковникова. С правилом Марковникова вы можете познакомиться в разделе “Алкены”.
Реакции замещения
В больших циклах (циклопентане, циклогексане) благодаря неплоскому строению молекул угловое напряжение отсутствует. В реакциях они ведут себя подобно алканам, разрыва цикла не происходит.
Галогенирование
Галогенирование протекает по механизму радикального замещения, то есть молекула галогена при действии освещения “распадается” на два радикала, которые впоследствии будут отрывать атом водорода от молекулы циклопентана. Таким образом, образовавшийся алкил-радикал является неустойчивой частицей и как можно быстрее реагирует с другой молекулой галогена, снова “разрывая” её на радикалы и уже взаимодействуя с ними.
Нитрование циклоалканов
При взаимодействии циклоалканов с разбавленной азотной кислотой при нагревании образуются нитроциклоалканы. Здесь замещение идёт по радикальному механизму, также как в реакции циклоалканов с галогенами.
Дегидрирование
При нагревании циклоалканов в присутствии металлических катализаторов происходит отщепление водорода и образование кратных связей.
Окисление циклоалканов
Горение
Как и все углеводороды, циклоалканы горят до углекислого газа и воды.
C n H 2n + 3n/2O 2 → nCO 2 + nH 2 O + Q
2C 5 H 10 + 15O 2 → 10CO 2 + 10H 2 O + Q
Окисление
При окислении циклогексана концентрированной азотной кислотой или в присутствии катализатора образуется адипиновая (гександиовая) кислота:
ΙΙ. Циклоалкены
Общие понятия
Циклоалкены – это углеводороды, которые имеют замкнутый цикл и содержат ровно одну двойную связь, то есть являются непредельными (ненасыщенными). Их химическая формула CnH2n-2 , где n≥3, такая же как у алкинов.
Атомы углерода в молекулах циклоалкенов находятся в состоянии sp3 — гибридизации и sp2 -гибридизации. Например, в циклопропене происходит образование 1π-связи и 3σ-связи С–С. Валентные углы в соединениях зависят от размеров цикла.
Изомерия
Для циклоалкенов характерна как структурная, так и пространственная изомерии. Она аналогична изомерии циклоалканов и алкенов. См. разделы “Циклоалканы” и “Алкены”. Однако стоит отметить их особенность в геометрической изомерии. Первые члены гомологического ряда почти всегда являются цис-изомерами, поэтому приставка цис- в их названиях пропускается. Циклоалкены, содержащие в карбоцикле восемь и более атомов, существуют в виде как цис-, так и транс- изомеров.
Получение и химические свойства
Данный класс органических соединений обладает свойствами циклоалканов и алкенов. Получение и их химических свойства можно посмотреть в разделах “Циклоалканы” и “Алкены”.
Углеводороды и их свойства-это база органической химии, потому как все остальные молекулы, обладающие органической природой, рассматриваются именно как производные углеводородов. Одним из важнейших функциональных производных углеводородов являются кислородсодержащие органические соединения, рассмотрение которых следует начать с изучения темы “спирты”.
Спиртыэто функциональные производные углеводородов, которые в составе имеют одну или несколько гидроксильных групп (ОН— ), в свою очередь связанных с насыщенным атомом углерода, то есть находящимся в sp 3 гибридном состоянии.
В молекулах спиртов фигурируют такие ковалентно-неполярные С–С и ковалентно-полярные С–Н, О–Н и С–О химические связи
Так как кислород находится в периодической таблице Д.И. Менделеева правее атома углерода, то его электроотрицательность (ЭО = 3,5) больше электроотрицательности углерода (ЭО = 2,4), и тем более водорода (ЭО = 2,1), поэтому электронная плотность связей С-О и С-Н смещена к более электроотрицательному атому кислорода.
Атом кислорода в спиртах находится в состоянии sp3-гибридизации. В образовании химических связей с атомами C и H участвуют две 2sp3-гибридные орбитали, а еще две 2sp3-гибридные орбитали заняты неподеленными электронными парами атома кислорода. Поэтому валентный угол C–О–H близок к тетраэдрическому и составляет почти 108о.
Спирты, как и множество других органических соединений , характеризуются наличием водородной связи между молекулами. Так, атом водорода одной молекулы, связанный с сильно электроотрицательным атомом(F, Cl, N,O), в нашем случае с атомом кислорода, способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов атома кислорода другой молекулы, с образованием дополнительной слабой связи-водородной. Таким образом, в молекулах спиртов за счет межмолекулярных водородных связей образуются ассоциаты. Водородная связь влияет на физические свойства спиртов.
Номенклатура и изомерия спиртов
Для названия спиртов используют используют систематическую, радикально-функциональную и тривиальную номенклатуру. Подробнее об этом можно ознакомившись со статьей.
Структурная изомерия
Такие оксосодержащие соединения как спирты способны образовывать изомеры, то есть изомеризоваться. Так, для спиртов присуща изомерия углеродного скелета, изомерия положения гидроксильной группы и межклассовая изомерия.
Структурные изомеры — это соединения, имеющие одинаковый химический состав, но отличающиеся строением молекул.
Спирты состоящие из четырех и более атомов углерода отличаются наличием изомерии углеродного скелета. Например. Формуле С4Н8ОН соответствуют четыре структурных изомера, из них два различаются строением углеродного скелета
Изомерия функциональной группы характеризуется изменением положения гидроксигруппы в молекуле спирта. Данная изомерия характерна для спиртов, которые содержат три или более атомов углерода.
Например, пропанол-1 и пропанол-2
Межклассовые изомеры — это вещества, относящиеся к разным классам органических веществ, обладающие различным строением, но имеющие одинаковый состав.Спирты являются межклассовыми изомерами с простыми эфирами. Общая формула и спиртов, и простых эфиров — CnH2n+2О.
Например, межклассовые изомеры с общей формулой С3Н7ОH: пропиловый спирт СН3–CH2-CH2–OH и метилэтиловый эфир CH3–O–CH2-CH3
Этот метод-один из самых распространенных лабораторных способов получения спиртов. В ходе реакции алкилгалогенид взаимодействует с водным раствором щелочи и атом галогена заменяется на гидроксогруппу. Легче всего реакцию гидролиза вступают третичные галогенпроизводные углеводороды, труднее-первичные.
2. Гидратация алкенов
В промышленности этиловый, изопропиловый и трет-бутиловый спирт получают путем гидратации алкенов. Эта реакция протекает с использованием кислотных катализаторов. Следует помнить, что присоединение воды к несимметричным алкенам протекает по правилу Марковникова(см. алкены)
3. Восстановление карбонильных соединений
В ходе каталитического гидрирования альдегидов образуются первичные спирты, а при гидрировании кетонов — вторичные спирты, а из формальдегида образуется метанол. Реакция протекает при повышенной температуре, а в качестве катализатора используют платину
Например, при гидрировании этаналя образуется этанол
Например: при гидрировании ацетона образуется изопропанол
Например, гидрирование диальдегида – один из способов получения этиленгликоля
Алкены реагируют с водным раствором перманганата калия без нагревания. При этом образуются двухатомные спирты (гликоли).
5. Промышленное получение метанола из «синтез-газа»
До открытия этого метода метанол получали сухой перегонкой древесины-нагреванием без доступа воздуха. В настоящее время метанол получают из “синтез-газа”- каталитический синтез метанола из монооксида углерода и водорода при 300-400°С и давления 500 атм в присутствии смеси оксидов цинка, меди хрома.
Для глюкозы характерно ферментативное брожение, то есть распад молекул на части под действием ферментов. Один из вариантов — спиртовое брожение.
7. Гидролиз жиров – способ получения многоатомных спиртов
Под действием кислоты жиры гидролизуются до глицерина и карбоновых кислот, которых входили в молекулу жира.
Например: при гидролизе тристеарата глицерина образуется глицерин и стеариновая кислота
При щелочном гидролизе жиров образуется глицерин и соли карбоновых кислот, входивших в состав жира.
Например: при щелочном гидролизе тристеарата глицерина образуется глицерин и соль стеариновой кислоты (стеарат)
Физические свойства спиртов
Спирты, содержащие не более 11 атомов углерода являются жидкими веществами. Более высшие гомологи находятся в твердом агрегатном состоянии.
Спирты состава С1-С3 имеют характерный алкогольный запах и жгучий вкус, смешиваются с водой в любых соотношениях.
Плотность спиртов меньше единицы, то есть они легче воды
Спирты имеют более высокую температуру кипения и большую растворимость в воде по сравнению с соответствующими углеводородами и галогенуглеводородами по причиние наличия водородной связи между кислородом одной молекулы спирта и водородом другой молекулы.
С увеличением длины углеводородной цепи спиртов их температура кипения повышается, а растворимость уменьшается.
По мере увеличения разветвления углеродного скелета площадь поверхности молекулы уменьшается, что, в свою очередь, уменьшает силу притяжения молекул, то есть Ван-дер-Ваальсово взаимодействие молекул, и, следовательно, снижает температуру кипения.Таким образом, температура кипения разветвленных изомеров ниже, чем у соответствующих прямо цепочечных изомеров
Вода и спирты обладают схожими свойствами в связи с наличием гидроксильных групп в молекулах воды. Эти группы способны формировать водородные связи как с другими молекулами воды, так и с молекулами спирта. Аналогично, молекулы спирта могут образовывать водородные связи как с другими молекулами спирта, так и с водой. Именно благодаря образованию водородных связей со водой, спирты, как правило, обладают сильной растворимостью в воде. Гидроксильная группа, которая обеспечивает такую растворимость, называется гидрофильной, поскольку она способна образовывать водородные связи с водой и повышать растворимость спирта в ней. Метанол, этанол, n-пропиловый спирт, изопропиловый спирт, трет-бутиловый спирт — все они могут смешиваться с водой. Однако, спирты с большей молекулярной массой, обычно, менее растворимы в воде, поскольку их углеводородная часть, которая обладает гидрофобностью, увеличивается с ростом молекулярной массы. Благодаря своей сильной полярности, спирты являются лучшими растворителями для ионных соединений и других полярных веществ по сравнению с соответствующими углеводородами.
Химические свойства спиртов
Спирты обладают разнообразной реакционной способностью. Эта характеристика обусловлена строением этих соединений. В молекуле спиртов можно выделить такие реакционные центры, как ОН группа. Она является кислотным центром, то есть воспринимает атаку основаниями и в результате происходит отщепление протона. Нуклеофильный и основный центр-атом кислорода, который имеет неподеленную пару электронов, благодаря которому спирты могут выступать как нуклеофильные реагенты. Также можно выделить, электрофильный центр-атом углерода, который связан с более электроотрицательным атомом кислорода гидроксогруппы, что является причиной имеющегося дефицита электронов на данном атоме углерода. И он, в свою очередь, способен взаимодействовать с нуклеофильными реагентами
Рассмотрим подробнее распределение зарядов на атомах в молекуле спирта. Связи С–О и О–Н — ковалентные полярные. При этом на атоме водорода образуется частичный положительный заряд δ+, на атоме углерода также частичный положительный заряд δ+, а на атоме кислорода — частичный отрицательный заряд δ–. Разрыв таких связей протекает по по ионному механизму. Разрыв связи О–Н с отрывом иона Н+ соответствует кислотным свойствам гидроксисоединения. Разрыв связи С–О соответствует основным свойствам и реакциям нуклеофильного замещения. Реакции окисления характеризуются разрывом связи О–Н, а процесс восстановления протекает с разрывом С–О связи
Как итог, химические свойства спиртов можно представить следующим образом:
слабые кислотные свойства, замещение водорода на металл;
замещение группы ОН
элиминирование – дегидратация, то есть отрыв воды
окисление
образование сложных эфиров — этерификация
1. Кислотные свойства
Спирты – неэлектролиты, в водном растворе не диссоциируют на ионы; кислотные свойства у них выражены слабее, чем у воды.
1.1. Взаимодействие с раствором щелочей
При взаимодействии спиртов с растворами щелочей реакция практически не идет, т. к. образующиеся алкоголяты-бесцветные твердые вещества растворяются в спиртах и почти полностью гидролизуются водой. Поэтому равновесие реакции сильно смещается в сторону исходных веществ.
Равновесие в этой реакции так сильно сдвинуто влево, что прямая реакция не идет. Поэтому спирты не взаимодействуют с растворами щелочей. Многоатомные спирты, в свою очередь, обладающие несколькими гидроксогруппами являются более сильными кислотами, чем одноатомные спирты. Поэтому способны к более выраженному взаимодействию с щелочами.
1.2. Взаимодействие с металлами (щелочными)
Спирты взаимодействуют с щелочными металлами с образованием алкоголятов(этоксидов). Реакция взаимодействия спиртов с активными металлами протекает подобно реакции взаимодействия этих металлов с кислотами, то есть с выделением водорода.
Например, этанол взаимодействует с калием с образованием этилата калия и водорода.
Алкоголяты под действием воды полностью гидролизуются с выделением спирта и гидроксида металла.
Например, этилат калия разлагается водой:
Многоатомные спирты также реагируют с активными металлами:
Кислотные свойства одноатомных спиртов увеличиваются в ряду:
Этот ряд объясняется уменьшением эффекта сольватации, который чем больше, тем более выражена кислотная составляющая спиртов. Так, метанол сольватирован сильнее, чем третичный спирт, поскольку метанол стерически более доступен для электростатического взаимодействия с водой, а третичный спирт, характеризующийся большим количеством углеводородных радикалов имеют меньшую способность к сольватации.
1.3. Взаимодействие с гидроксидом меди (II)
Многоатомные спирты взаимодействуют с раствором гидроксида меди (II) в присутствии щелочи, образуя комплексные соли).Данная реакция является аналитически важной, поскольку является качественной на многоатомные спирты.
Например, при взаимодействии этиленгликоля со свежеосажденным гидроксидом меди (II) образуется ярко-синий раствор гликолята меди:
2. Реакции замещения группы ОН
2.1. Взаимодействие с галогеноводородами
При взаимодействии спиртов с галогеноводородами группа ОН замещается на галоген и образуется галогеналкан. Например, этанол реагирует с хлороводородом с образованием хлорэтана. Или с бромоводородом, образуя бромэтан:
Реакционная способность одноатомных спиртов в реакциях с галогеноводородами уменьшается в ряду:
третичные > вторичные > первичные > CH3OH.
Также для замены гидроксигруппы на галоген можно провести реакцию с тионилхлоридом:
Или с хлоридом фосфора(5):
Многоатомные спирты также, как и одноатомные спирты, реагируют с галогеноводородами.
Например, этиленгликоль реагирует с бромоводородом:
2.2. Взаимодействие с аммиаком
Также реакцию замещения гидроксигруппы на аминогруппу можно провезти при нагревании спирта с аммиаком на катализаторе.
Например, при взаимодействии этанола с аммиаком образуется этиламин.
2.3. Этерификация (образование сложных эфиров)
Одноатомные и многоатомные спирты вступают в реакции с карбоновыми кислотами, образуя сложные эфиры.
Например, этанол реагирует с уксусной кислотой с образованием этилацетата (этилового эфира уксусной кислоты):
Многоатомные спирты вступают в реакции этерификации с органическими и неорганическими кислотами.
Например, этиленгликоль реагирует с уксусной кислотой с образованием ацетата этиленгликоля:
Глицерин, он же пропантриол-1,2,3, также вступает в реакцию этерификации. Продуктом этерификации является триацетилглицерин.
2.4. Взаимодействие с кислотами-гидроксидами
Спирты способны вступать в реакцию и с неорганическими кислотами, например, азотной или серной.
Например, при взаимодействии этанола с азотной кислотой образуется сложный эфир этилнитрат:
Например, глицерин под действием азотной кислоты образует тринитрат глицерина
(тринитроглицерин):
3. Реакции отщепления группы ОН
При нагревании спиртов в присутствии минеральных кислот, спирты терпят отщепление воды, то есть происходит дегидратация. В зависимости от условий возможна внутримолекулярная дегидратация и межмолекулярная дегидратация. В результате первой образуется алкен, а в результате второй-простой эфир.
3.1. Внутримолекулярная дегидратация
При высокой температуре (более 140оС) происходит внутримолекулярная дегидратация и образуется соответствующий алкен.
Например, из этанола под действием концентрированной серной кислоты при температуре выше 140 градусов образуется этилен:
В качестве катализатора этой реакции также используют оксид алюминия.
Отщепление воды от несимметричных спиртов проходит в соответствии с эмпирическим правилом Зайцева: водород предпочтительнее отщепляется от менее гидрогенизированного атома углерода. Иначе говоря, образование двойной связи происходит у наиболее замещенного атома углерода.
Например, в присутствии концентрированной серной кислоты при нагревании выше 140оС из бутанола-2 в основном образуется бутен-2:
Если этанол пропускать через смесь катализаторов оксид цинка и алюминия при нагревании, то происходит формирование сопряженного диена, а именно бутадиена-1,3. Это реакция носит важный промышленный характер и получила название-синтез Лебедева.
Также алкадиены могут быть получены путем внутримолекулярной дегидратации диолов. Так, в процессе дегидратации бутандиола-1,2 образуется бутадиен-1,3. В роли катализатора кроме серной кислоты, может выступать и оксид алюминия
3.2. Межмолекулярная дегидратация
При низкой температуре (меньше 140оС) происходит межмолекулярная дегидратация по механизму нуклеофильного замещения: ОН-группа в одной молекуле спирта замещается на группу OR другой молекулы. Продуктом реакции является простой эфир.
Например, при дегидратации этанола при температуре до 140оС образуется диэтиловый эфир:
4. Окисление спиртов
Реакции окисления в органической химии характеризуются введением в молекулу соединения более электроотрицательного атома, чем углерод и/или отщеплением водорода. В зависимости от интенсивности и условий реакции окисление можно представить как каталитическое, мягкое и жесткое.
Каталитическое окисление-применение катализаторов в окислении обеспечивает введение кислорода в органические и неорганические соединения. В отличие от этого, мягкое окисление альтернативно осуществляется без интенсивного нагревания в нейтральной или слабощелочной среде. Нейтральные условия и повышенная температура, а также возможное дополнительное введение кислоты или щелочи отличают жесткие процессы окисления.
При окислении первичных спиртов они последовательно превращаются сначала в альдегиды, а потом в карбоновые кислоты. Глубина окисления зависит от окислителя. Окисление альдегида в карбоновую кислоту можно избежать удалив его из реакционной смеси. Метанол окисляется в формальдегид, который окисляется в муравьиную кислоту. Муравьиная кислота в свою очередь при окислении может превратиться в угольную кислоту. А угольная кислота, характеризующаяся неустойчивостью, распадается на углекислый газ и воду. Вторичные спирты окисляются в кетоны.
Типичные окислители — оксид меди (II), перманганат калия KMnO4, K2Cr2O7, кислород в присутствии катализатора, оксид марганца(4), катализатор в виде соединений меди, оксида хрома, оксида цинка при нагревании
Продукты окисления многоатомных спиртов зависят от их строения. При окислении оксидом меди многоатомные спирты образуют карбонильные соединения.
4.1. Окисление оксидом меди (II)
Спирты можно окислить оксидом меди (II) при нагревании. При этом медь восстанавливается до простого вещества. Первичные спирты окисляются до альдегидов, вторичные до кетонов, а метанол окисляется до метаналя.
Например, этанол окисляется оксидом меди до уксусного альдегида
Например, пропанол-2 окисляется оксидом меди (II) при нагревании до ацетона
Третичные спирты окисляются только в жестких условиях, благодаря чему их можно отличить от первичных и вторичных спиртов по реакции с разбавленным щелочным раствором перманганата калия.
4.2. Окисление кислородом в присутствии катализатора
Спирты можно окислить кислородом в присутствии катализатора (медь, оксид хрома (III) и др.). Первичные спирты окисляются до альдегидов, вторичные до кетонов, а метанол окисляется до метаналя.
Например, при окислении пропанола-1 образуется пропаналь
Например, пропанол-2 окисляется кислородом при нагревании в присутствии меди до ацетона
Третичные спирты окисляются только в жестких условиях.
4.3. Жесткое окисление
При жестком окислении под действием перманганатов или соединений хрома (VI) первичные спирты окисляются до карбоновых кислот, вторичные спирты окисляются до кетонов, метанол окисляется до углекислого газа.
При нагревании первичного спирта с перманганатом или дихроматом калия в кислой среде может образоваться также альдегид, если его сразу удаляют из реакционной смеси.
Третичные спирты окисляются только в жестких условиях (в кислой среде при высокой температуре) под действием сильных окислителей: перманганатов или дихроматов. При этом происходит разрыв углеродной цепи и могут образоваться углекислый газ, карбоновая кислота или кетон, в зависимости от строения спирта.
Например, при взаимодействии метанола с перманганатом калия в серной кислоте образуется углекислый газ
Например, при взаимодействии этанола с перманганатом калия в серной кислоте образуется уксусная кислота
Например, при взаимодействии изопропанола с перманганатом калия в серной кислоте образуется ацетон
Многоатомные спирты окисляются в жестких условиях до углекислого газа. Например, окисляя этиленгликоль в перманганатом калия в кислой среде получим углекислый газ
Деструктивное окисление глицерина происходит подобным образом:
4.4. Горение спиртов
Спирты горят, как и большинство органических соединений(не содержащих каких либо гетероатомов). Так, образуются углекислый газ и вода и выделяется большое количество теплоты.
CnH2n+1ОН + 3n/2O2 → nCO2 + (n+1)H2O + Q
Например, уравнение сгорания метанола:
2CH3OH + 3O2 = 2CO2 + 4H2O
5. Дегидрирование спиртов
При нагревании спиртов в присутствии медного катализатора протекает реакция дегидрирования, то есть происходит отщепление водорода от кислорода, которые свою очередь, обладая избытком электронной плотности, способен образовать еще одну связь с атомом углерода, имеющим частично положительный заряд. Таким образом, при дегидрировании можем наблюдать формирование карбонильной группы. При дегидрировании метанола и первичных спиртов образуются альдегиды, при дегидрировании вторичных спиртов образуются кетоны.
Например, при дегидрировании этанола образуется этаналь
Например, при дегидрировании этиленгликоля образуется диальдегид (глиоксаль)
Применение
Спирты, такие как этанол (этиловый спирт) и изопропиловый спирт, играют важную роль в медицине, промышленности, науке и повседневной жизни. Давайте рассмотрим некоторые из основных областей их применения.
1.Медицинское применение:
Спирты широко используются в медицинских целях в качестве антисептиков и дезинфицирующих средств. Изопропиловый спирт и этанол часто используются для обработки кожи перед инъекциями, а также для дезинфекции поверхностей и медицинского оборудования.
2.Промышленное применение:
В промышленности спирты являются важными растворителями и используются в производстве лакокрасочных материалов, клеев, масел и других химических продуктов. Этанол также используется в производстве косметики и парфюмерии.
3.Энергетическое применение:
Спирты могут служить как альтернативное топливо. Этанол, получаемый из биомассы, используется в биотопливе, что способствует снижению зависимости от нефти и уменьшению выбросов углерода.
4. Лабораторные исследования:
В лабораторной практике спирты широко применяются в качестве растворителей для химических веществ. Они также используются для промывки и дезинфекции лабораторного оборудования.
5.Повседневное использование:
Спирты часто используются в быту для обработки ран, очистки поверхностей и приготовления медицинских средств, таких как настойки и тинктуры.
Заключение:
Спирты-важные органические соединения, изучение свойств, которых закладывает необходимый для понимании процессов и закономерностей органической химии.
Спирты играют важную и незаменимую роль в различных сферах нашей жизни. Их применение охватывает медицину, промышленность, энергетику, науку и быт. Важно обеспечивать безопасное и разумное использование этих веществ, с учетом их полезных свойств и потенциальных рисков.
Бутан 
Изобутан 
бутен-1
бутен-2
пропанол-1
пропанол-2
бутен-1
бутен -2
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024