Негосударственное образовательное частное учреждение высшего образования Московский финансово-промышленный университет «Синергия» Кафедра Высшей математики и естественнонаучных дисциплин Москаленко А.А., Хамидуллин Р.Я. Интернет-курс по дисциплине «Химия» Москва 2015 Содержание Аннотация ............................................................................................................................ 5 Тема 1. Основные химические понятия и законы химии ................................................ 9 Вопрос 1. Основные понятия химии. ............................................................................. 9 Вопрос 2. Основные законы химии. ............................................................................ 12 Вопрос 3. Количественные расчёты в химии.............................................................. 15 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 18 Литература по теме: ....................................................................................................... 18 Тема 2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и строение атома .......................................................................................... 20 Вопрос 1. Периодический закон химических элементов и его значение. ................ 20 Вопрос 2. Строение атома. Изотопы. ........................................................................... 22 Вопрос 3. Расположение электронов в атомах по энергетическим уровням, представление о s-, p-, d-, f- элементах. ....................................................................... 27 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 30 Литература по теме: ....................................................................................................... 30 Тема 3. Химическая связь. Строение вещества .............................................................. 32 Вопрос 1. Способность атомов образовывать молекулы. Электроотрицательность. ......................................................................................................................................... 32 Вопрос 2. Химическая связь. Типы химической связи. ............................................. 34 Вопрос 3. Виды межмолекулярного взаимодействия. Типы кристаллических решеток. .......................................................................................................................... 38 Вопрос 4. Чистые вещества и смеси. ........................................................................... 41 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 42 Литература по теме: ....................................................................................................... 43 Тема 4. Растворы. Электролитическая диссоциация ..................................................... 44 Вопрос 1. Дисперсные системы. .................................................................................. 44 Вопрос 2. Растворы. ....................................................................................................... 46 Вопрос 3. Способы выражения состава растворов. .................................................... 48 Вопрос 4. Электролитическая диссоциация. ............................................................... 49 Вопрос 5. Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. ............... 51 Вопрос 6. Реакции ионного обмена. ............................................................................ 52 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 53 Литература по теме: ....................................................................................................... 54 Тема 5. Классификация неорганических соединений .................................................... 55 Вопрос 1. Простые и сложные вещества. .................................................................... 55 Вопрос 2. Оксиды. ......................................................................................................... 56 Вопрос 3. Основания. .................................................................................................... 59 Вопрос 4. Кислоты. ........................................................................................................ 61 Вопрос 5. Соли. .............................................................................................................. 63 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 66 Литература по теме: ....................................................................................................... 67 2 Тема 6. Химические реакции............................................................................................ 68 Вопрос 1. Классификация химических реакций. ........................................................ 69 Вопрос 2. Окислительно-восстановительные реакции. ............................................. 72 Вопрос 3. Скорость химических реакций. .................................................................. 76 Вопрос 4. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. ............... 78 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 80 Литература по теме: ....................................................................................................... 81 Тема 7. Металлы и неметаллы.......................................................................................... 82 Вопрос 1. Металлы. ....................................................................................................... 82 Вопрос 2. Неметаллы. .................................................................................................... 89 Вопросы для самопроверки: ......................................................................................... 94 Литература по теме: ....................................................................................................... 95 Тема 8. Основные понятия органической химии и теория строения органических соединений ......................................................................................................................... 96 Вопрос 1. Органическая химия - химия соединений углерода. ................................ 96 Вопрос 2. Теория химического строения А.М. Бутлерова. Изомеры. ...................... 97 Вопрос 3. Гомологические ряды органических соединений. .................................... 99 Вопрос 4. Классификация органических соединений. ............................................. 100 Вопрос 5. Типы номенклатур органических соединений. ....................................... 102 Вопросы для самопроверки: ....................................................................................... 106 Литература по теме: ..................................................................................................... 106 Тема 9. Углеводороды и их природные источники ..................................................... 108 Вопрос 1. Классификация углеводородов. ................................................................ 108 Вопрос 2. Предельные углеводороды (алканы). ....................................................... 109 Вопрос 3. Циклические насыщенные углеводороды (циклоалканы). .................... 110 Вопрос 4. Непредельные углеводороды (алкены). ................................................... 110 Вопрос 5. Диеновые углеводороды (алкадиены). ..................................................... 111 Вопрос 6. Ацетиленовые углеводороды (алкины). .................................................. 112 Вопрос 7. Ароматические углеводороды (арены). ................................................... 112 Вопрос 8. Природные источники углеводородов. .................................................... 113 Вопросы для самопроверки: ....................................................................................... 115 Литература по теме: ..................................................................................................... 115 Тема 10. Кислородсодержащие органические соединения ......................................... 117 Вопрос 1. Общая классификация кислородсодержащих органических соединений. ....................................................................................................................................... 117 Вопрос 2. Спирты. ....................................................................................................... 118 Вопрос 3. Фенолы. ....................................................................................................... 120 Вопрос 4. Альдегиды. Кетоны. ................................................................................... 121 Вопрос 5. Карбоновые кислоты.................................................................................. 122 Вопрос 6. Сложные эфиры и жиры. ........................................................................... 123 Вопрос 7. Углеводы. .................................................................................................... 125 Вопросы для самопроверки: ....................................................................................... 128 Литература по теме: ..................................................................................................... 129 3 Тема 11. Азотсодержащие органические соединения. Полимеры ............................. 130 Вопрос 1. Нитросоединения. ...................................................................................... 130 Вопрос 2. Амины. ........................................................................................................ 131 Вопрос 3. Аминокислоты. ........................................................................................... 132 Вопрос 4. Белки. ........................................................................................................... 133 Вопрос 5. Нуклеиновые кислоты. .............................................................................. 135 Вопрос 6. Полимеры. ................................................................................................... 137 Вопросы для самопроверки: ....................................................................................... 139 Литература по теме: ..................................................................................................... 139 4 Аннотация Химия - наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях друг в друга. В широком понимании, вещество - это любой вид материи, обладающий собственной массой, например элементарные частицы. В химии понятие вещества более узкое, а именно: вещество - это любая совокупность атомов и молекул. Превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава молекул, называются химическими реакциями или химическими процессами. Традиционная химия изучает реакции, которые происходят на макроскопическом уровне (в лаборатории или в окружающем мире), и интерпретирует их на атомно-молекулярном уровне. В настоящее время данная наука способна изучать химические реакции с участием отдельных молекул, обладающих строго определенной энергией. Пользуясь этим, можно управлять течением химических реакций, подавая энергию в определенные участки молекулы. Управление химическими процессами на молекулярном уровне - одна из основных особенностей современной химии. Химия как метод изучения химических свойств и строения веществ является чрезвычайно многогранной и плодотворной наукой. На сегодняшний день известно более 15 млн. органических и более полумиллиона неорганических веществ, причем каждое из этих веществ может вступать в десятки реакций, и каждое из них имеет внутреннее строение. Внутреннее строение определяет химические свойства; в свою очередь, по химическим свойствам мы часто можем судить о строении вещества. Современная химия настолько разнообразна как по объектам, так и по методам их исследования, что многие ее разделы представляют собой самостоятельные науки. Взаимодействие химии и физики дало сразу две науки: физическую химию и химическую физику, причем эти науки, несмотря на сходство названий, изучают совершенно разные объекты. Физическая химия исследует вещества, состоящие из большого числа атомов и молекул, с помощью физических методов и на основе законов физики. Химическая физика основной упор делает на физическом исследовании элементарных химических процессов и строения молекул, ее предметом являются отдельные частицы вещества. 5 Одним из передовых направлений химии является биохимия наука, изучающая химические основы жизни. Чрезвычайно интересные результаты получены в области космической химии, которая занимается химическими процессами, протекающими на планетах и звездах, а также в межзвездном пространстве. Самой молодой областью химии является возникшая буквально в последнее десятилетие математическая химия. Ее задача - применение математических методов для обработки химических закономерностей, поиска связей между строением и свойствами веществ, кодирования веществ по их молекулярной структуре, подсчета числа изомеров органических веществ. Основу химии составляют атомно-молекулярная теория, теория строения атомов и молекул, закон сохранения массы и энергии и периодический закон. Цели и задачи дисциплины. Целью дисциплины является раскрытие и освещение фундаментальных законов, теорий и понятий химии, имеющих, большое значение для формирования естественнонаучного мировоззрения будущих техников информационных систем. Основная задача дисциплины – подготовка грамотного и высококвалифицированного техника способного успешно решать различные задачи, возникающие в процессе его профессиональной деятельности. Решение этой задачи обеспечивается, в том числе, фундаментальной научной подготовкой по химии, в результате которой формируется естественнонаучное мировоззрение будущих техников. Успешное изучение дисциплины позволяет также качественно усвоить общепрофессиональные и специальные дисциплины. Сформулированные выше задачи реализуются в процессе преподавания химии на всех видах учебных занятий с применением эффективной методики обучения и контроля. 6 Для достижения уровня подготовки, определенного государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования, студент должен: иметь представление: об основных химических процессах и закономерностях их протекания; о краткой истории и перспективах развития изучаемых разделов химии; знать: важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, атом, молекула, относительные атомная и молекулярная массы, ион, аллотропия, изотопы, химическая связь, электроотрицательность, валентность, степень окисления, моль, молярная масса, молярный объем газообразных веществ, вещества молекулярного и немолекулярного строения, растворы, электролиты, электролитическая диссоциация, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, тепловой эффект реакции, скорость химической реакции, катализ, химическое равновесие, углеродный скелет, функциональная группа, изомерия, гомология; основные законы химии: сохранения массы веществ, постоянства состава веществ, Периодический закон Д.И. Менделеева; основные теории химии; химической связи, электролитической диссоциации, строения органических и неорганических соединений; важнейшие вещества и материалы: важнейшие металлы и сплавы; серная, соляная, азотная и уксусная кислоты; благородные газы, водород, кислород, галогены, щелочные металлы; основные, кислотные и амфотерные оксиды и гидроксиды, щелочи, углекислый и угарный газы, сернистый газ, аммиак, вода, природный газ, метан, этан, этилен, ацетилен, хлорид натрия, карбонат и гидрокарбонат натрия, карбонат и фосфат кальция, бензол, метанол и этанол, сложные эфиры, жиры, мыла, моносахариды (глюкоза), дисахариды (сахароза), полисахариды (крахмал и целлюлоза), анилин, аминокислоты, белки, искусственные и синтетические волокна, каучуки, пластмассы; 7 уметь: производить расчеты по химическим формулам и уравнениям реакции, определять типы химических реакций, характеризовать свойства классов неорганических соединений; определять элемент по описанным свойствам, определять элемент по электронной формуле, записывать электронную формулу данного элемента; определять характер химической связи в различных соединениях и степень окисления элемента; выявлять условия протекания обратимой реакции; записывать уравнения реакций ионного обмена; решать задачи на массовую долю и концентрацию растворов; составлять электронный баланс для окислительновосстановительных реакций и применять его для расстановки коэффициентов в молекулярном уравнении; характеризовать общие свойства металлов и неметаллов; составлять структурные формулы органических соединений и называть их по систематической номенклатуре; применять правила техники безопасности при обращении с химической посудой, лабораторными и химическими растворами; проводить опыты по изучению свойств неорганических и органических веществ; иметь навык: употребления языка и символики химии. 8 Раздел I. Общая и неорганическая химия Тема 1. Основные химические понятия и законы химии Вопросы темы: 1. Основные понятия химии. 2. Основные законы химии. 3. Количественные расчёты в химии. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: об атомно-молекулярном учении; о строении вещества; знать: основные понятия и определения химии; основные химические законы; важнейшие классы неорганических соединений; уметь (иметь опыт, навык): проводить количественные расчеты по формулам веществ (находить количественный состав сложного вещества, массовые доли элементов в нём); проводить количественные расчеты по уравнениям реакций (определять мольные, массовые и объёмные отношения между реагентами и продуктами). Вопрос 1. Основные понятия химии. В основе теории строения вещества лежит атомно-молекулярное учение, которое развил и впервые применил в химии великий русский ученый М.В.Ломоносов. Основные положения этого учения изложены в работе «Элементы математической химии» (1741) и ряде других. Сущность учения Ломоносова можно свести к следующим положениям. 1. Все вещества состоят из «корпускул» (так Ломоносов называл молекулы). 2. Молекулы состоят из «элементов» (так Ломоносов называл атомы). 3. Частицы - молекулы и атомы - находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц. 4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ - из различных атомов. 9 Молекула - это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Атом - наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома. Отсюда следует определение атома, соответствующее современным представлениям: Атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов. Согласно современным представлениям из молекул состоят вещества в газообразном и парообразном состоянии. В твердом состоянии из молекул состоят лишь вещества, кристаллическая решетка которых имеет молекулярную структуру. Большинство же твердых неорганических веществ не имеет молекулярной структуры: их решетка состоит не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов); они существуют в виде макротел (кристалл хлорида натрия, кусок меди и др.). Не имеют молекулярной структуры соли, оксиды металлов, алмаз, кремний, металлы. Химические вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещества — это вещества, образованные из атомов одного элемента. Например, простое вещество уголь образовано атомами элемента углерода, простое вещество железо — атомами элемента железа, простое вещество азот — атомами элемента азота. Сложные вещества, или химические соединения, — это вещества, образованные атомами разных элементов. Так, оксид меди образован атомами элементов меди и кислорода, вода — атомами элементов водорода и кислорода. Атомно-молекулярное учение позволило объяснить основные понятия и законы химии. С точки зрения атомно-молекулярного учения химическим элементом называется каждый отдельный вид атомов. Важнейшей характеристикой атома является положительный заряд его ядра, численно равный порядковому номеру элемента. Значение заряда ядра служит отличительным признаком для различных видов атомов, что позволяет дать более полное определение понятия элемента: Химический элемент - это определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Известно уже 118 элементов. В настоящее время продолжаются работы по искусственному получению химических элементов с более высокими порядковыми номерами. 10 Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с понятием «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами плавления и кипения и т.п. Эти свойства относятся к совокупности атомов и для разных простых веществ они различны. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра атома (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и т.д. Свойства элементов относятся к его отдельным атомам. Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода. Названия элементов обычно совпадают с названиями соответствующих им простых веществ (исключения: углерод и одно из простых веществ кислорода — озон). Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образующиеся вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями. Так, элемент кислород образует две аллотропные модификации – кислород и озон; элемент углерод – три: алмаз, графит и карбин; несколько модификаций образует элемент фосфор. Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Символ элемента состоит из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элемента; первая буква всегда прописная, вторая – строчная. Например, латинское название водорода – Hydrogenium, обозначение – Н, кислорода – Oxygenium – О, алюминия – Aluminium – Аl, железа – Ferrum – Fe. Состав сложных веществ изображается при помощи химических формул. Например, формула H2S04 показывает, что это серная кислота; 1 моль ее образован из 2 моль атомов водорода, 1 моль атомов серы и 4 моль атомов кислорода. Формулами обозначаются и молекулы простых веществ, если известно, из скольких атомов состоит молекула. Например, Н2, О2, F2. Однако если простое вещество имеет атомную или металлическую структуру или неизвестен атомный состав молекулы, то его изображают химическим знаком элемента. Например, Не, А1, С. Химические уравнения записывают с помощью химических формул и знаков. Они служат для изображения химических реакций и отражают закон сохранения массы веществ. В каждом уравнении имеется две части, соединенные знаком равенства. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой — формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. 11 Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами. Коэффициенты в обеих частях уравнения можно увеличивать или уменьшать в одно и то же число раз. Коэффициент 1 обычно опускается. Подбор коэффициентов в химическом уравнении осуществляется с помощью простых рассуждений после того, как записана схема реакции. Соединение атомов в молекулы происходят не в любых, а в строго определенных соотношениях. Способность атома данного элемента реагировать с определенным числом других атомов носит название валентность. При химических превращениях атомы и молекулы могут терять или приобретать электроны, превращаясь в заряженные частицы – ионы: положительные – катионы (H +, H2+, NH4+…) и отрицательные – анионы (Cl -, Cl2-, OH-). Вопрос 2. Основные законы химии. Закон сохранения массы вещества. После доказательства существования атомов и молекул важнейшим открытием атомномолекулярной теории стал закон сохранения массы вещества. Он был сформулирован в виде философской концепции великим русским ученым Михаилом Васильевичем Ломоносовым (1711-1765 гг.) в 1748 г. и подтвержден экспериментально им самим в 1756 г. и независимо от него французским химиком А.Л.Лавуазье в 1789 г.: масса всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Закон сохранения массы имел огромное значение для атомномолекулярной теории. Он подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических реакциях не изменяются. Молекулы при реакции обмениваются атомами, но общее число атомов каждого вида не изменяется, и поэтому общая масса веществ в процессе реакции сохраняется. Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы - закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. Энергия - это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую. Закон постоянства состава. К основным законам химии относится закон постоянства состава: всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен. 12 Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж. Пруст в 1808 г. Он писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь». В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения. Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НCl, ССl4, СO2. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям. В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение. Состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, - является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения. Газовые законы. Закон Авогадро. Среди веществ с различным агрегатным состоянием необходимо выделить газы, которые играют огромную роль не только в нашей жизни, но в различных технологических процессах. Необходимо помнить, что для количественной характеристики любого газа используют давление, температуру и занимаемый объем. Наиболее часто применяют так называемые нормальные условия (н.у.), которые соответствуют давлению Р=105 Па и температуре Т=273 К. Основной газовый закон - закон Авогадро (был высказан как гипотеза в 1811 г. итальянским ученым А. Авогадро и интерпретирован с точки зрения атомно-молекулярного учения в 1858 г. итальянским химиком С. Канниццаро): одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержат одинаковое число молекул. Большое практическое значение имеет следствие из закона Авогадро: при нормальных условиях (н.у.) один моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л. Объем 22,4 л называют молярным (мольным) объемом газа и обозначают соответственно VM = 22,4 л/моль. 13 Закон Дальтона. Объемы реагирующих газов и продуктов их реакций относятся друг к другу как небольшие целые числа (коэффициенты уравнения реакции). Закон парциальных давлений. На практике часто приходится встречаться со смесью различных газов (например, воздух). В этом случае необходимо применять вышерассмотренные газовые законы для каждого газа в отдельности и затем суммировать полученные величины. При этом пользуются законом парциальных давлений: общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений отдельных газов, составляющих данную смесь, то есть: Робщ = Р1 + Р2 +.. + Рп. Из формулировки закона следует, что парциальное давление представляет собой частичное давление, создаваемое отдельным газом. И действительно, парциальное давление - это такое давление, которое бы создавал данный газ, если бы он один занимал весь объем. Универсальный газовый закон и следствия из него. Изучение свойств газообразных веществ и химических реакций с участием газов сыграло настолько важную роль в становлении атомно-молекулярной теории, что газовые законы заслуживают специального рассмотрения. Состояние идеального газа заданной массы характеризуется тремя параметрами: давлением Р, объемом V и температурой Т. Между этими величинами были экспериментально установлены следующие соотношения: 1) При постоянной температуре: Р1V1 = Р2V2, или РV = const (закон Бойля-Мариотта). 2) При постоянном давлении: V1/T1 = V2/Т2, или V/Т = const (закон Гей-Люссака). 3) При постоянном объеме: Р1/T1 = Р2/Т2, или Р/Т= const (закон Шарля). Эти три закона можно объединить в один универсальный газовый закон: P1V1/T1 = Р2V2/Т2, или РV/Т = const. 14 Данное уравнение было установлено французским физиком Б. Клапейроном в 1834 г. Значение постоянной в уравнении зависит только от количества вещества газа. Уравнение для одного моля газа было выведено Д.И.Менделеевым в 1874 г. Для 1 моля газа постоянная называется универсальной газовой постоянной и обозначается R: PV = RT, где R = 8,314 Дж/(моль·К) = 0,0821 л·атм/(моль·К). Для произвольного количества газа v правую часть этого уравнения надо умножить на ν: РV = ν RТ. И, наконец, подставляя в это уравнение выражение для числа молей, находим наиболее общее уравнение состояния идеального газа PV = (m/M)·RT, которое называется уравнением Клапейрона-Менделеева. Это уравнение справедливо для всех газов в любых количествах и для всех значений Р, V и Т, при которых газы можно считать идеальными. Вопрос 3. Количественные расчёты в химии. Количественные расчеты в химии ведут по формулам веществ (чтобы найти количественный состав сложного вещества, массовые доли элементов в нём) и уравнениям реакций (чтобы определить мольные, массовые и объёмные отношения между реагентами и продуктами). Такие расчеты называют стехиометрическими. Относительная атомная масса. Атомы элементов характеризуются определённой (только им присущей) массой. Например, масса атома Н равна 1,67·10−23 г, атома С − 1,995·10−23 г, атома О − 2,66·10−23 г. Пользоваться такими малыми значениями неудобно, поэтому введено понятие об относительной атомной массе Аr - отношении массы атома данного элемента к атомной единице массы (1,6605 · 10−24 г). Значения Аr элементов обычно бывают приведены в Периодической системе или собраны в отдельной таблице. 15 Относительная молекулярная масса. Количество вещества. Число Авогадро Значения относительной молекулярной массы рассчитываются из значений относительной атомной массы с учётом числа атомов каждого элемента в формульной единице сложного вещества. Атомы и молекулы - частицы чрезвычайно малые, поэтому порции веществ, которые берутся для химических реакций, характеризуются физическими величинами, соответствующими большому числу частиц. Установлено, что 12 г углерода (в виде графита или алмаза) содержат 6,02·1023 атомов С (Аr = 12), 28 г азота N2 содержат то же число молекул N2 (Mr =28), 18 г H2O - то же число молекул H2O (Mr=18) и т.д. Количество вещества В (углерод C, азот N2, вода H2O), содержащее 6,02 1023 частиц и обозначаемое ν В, составляет 1 моль. Количество вещества - это физическая величина, прямо пропорциональная числу частиц, составляющих данное вещество и входящих во взятую порцию этого вещества. Единица количества вещества - моль - отвечает такому количеству вещества, которое содержит 6,02 1023 частиц этого вещества (число Авогадро). Если числу Авогадро приписать единицу измерения моль−1, то получится физическая константа - постоянная Авогадро (обозначение NА): NА = 6,02 1023 моль−1. Молярная масса. Количество вещества 1 моль, то есть порция, обязательно содержащая 6,02. 1023 частиц, обладает определенной массой, характерной для данного вещества - молярной массой (обозначение М). Молярную массу вещества В можно определить как отношение массы данной порции вещества mВ к количеству вещества νВ в этой порции: МВ = mB/ νB. Единица измерения молярной массы: г/моль. Массовая доля элемента в сложном веществе. По известной химической формуле сложного вещества определяют массовые доли элементов, входящих в это вещество. Массовая доля элемента (ωЭ) в общей массе сложного вещества - это отношение массы, приходящейся на этот элемент (то есть массы части), к массе всего вещества (то есть к массе целого): ωЭ = mЭ/mвещ. 16 Массовая доля элемента - это доля от единицы или от 100%. В сложном веществе ωЭ всегда меньше единицы (или меньше 100%). Пример: Для воды H2O: ωH = 0,11 (11%) и ωЭ O = 0,89 (89%). Сумма массовых долей элементов, входящих в сложное вещество, равна 1 (100%). Закон Авогадро. Молярный объем газа. Относительная плотность газа. В химических расчетах массу газообразных реагентов и продуктов часто заменяют их объёмами, поэтому удобно применять рассмотренный выше закон Авогадро, в частности, большое практическое значение имеет следствие из него: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объёмы. При нормальных условиях (н. у.) - температуре Т = 273,15 K (0 °С) и давлении р = 1,01325 105 Па (1 атм, 760 мм. рт. ст.) - 1 моль любого газа (близкого по свойствам к идеальному газу), занимает объём 22,4 л. Эта физическая постоянная - молярный объём газа при нормальных условиях. Единица измерения молярного объёма газа: л/моль. Молярный объём газа VM равен отношению объёма порции газа В (VB) к количеству вещества в этой порции (νB): VM = VB / νB. Из определения для VM следует, что VB = VM· νB = (VМ mB)/MB. Это выражение позволяет рассчитывать по массе газа его объем. Ключевые понятия: атом; молекула; химический элемент; химическая формула; химическое уравнение; закон сохранения массы вещества; закон постоянства состава; закон Авогадро; валентность; количество вещества; моль; относительная атомная масса; относительная молекулярная масса. 17 Вопросы для самопроверки: 1. Что называют химическим элементом? 2. Что такое атом, молекула? 3. Что такое валентность? 4. Сформулируйте закон сохранения массы вещества. 5. В чем суть закона постоянства состава? 6. Дайте определения закона Авогадро и его следствий. 7. Назовите основные газовые законы. 8. Что такое относительная атомная масса? 9. Что такое количество вещества? 10. В чем измеряют количество вещества? 11. Что такое молярная масса? 12. Как найти массовую долю элемента? 13. Что такое молярный объем? Литература по теме: Основная литература: 1. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин.Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 8-10. 2. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин.Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 9-12. 3. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 10-29. 4. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 6-24. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 18 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 19 Тема 2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и строение атома Вопросы темы: 1. Периодический закон химических элементов и его значение. 2. Строение атома. Изотопы. 3. Расположение электронов в атомах по энергетическим уровням, представление о s-, p-, d-, f- элементах. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о моделях строения атома; о современных взглядах на теорию строения атома; о s-, p-, d-, f- элементах; квантовых числах электронов; валентных возможностях атомов разных элементов; знать: характеристики основных элементарных частиц, образующих атом; принципы расположения электронов по энергетическим уровням; современную формулировку периодического закона химических элементов; уметь (иметь опыт, навык): пользоваться периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева; определять электронную конфигурацию химических элементов; определять состав атомов химических элементов. Вопрос 1. Периодический закон химических элементов и его значение. Открытие периодического закона и разработка Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX в. Попытки классифицировать химические элементы имели место и до Менделеева. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. 20 Несмотря на огромную значимость открытия Менделеева, оно представляло лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долго оставался непонятным. Причина заключалась в том, что в XIX в. отсутствовали какие-либо представления о сложном строении атома. Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть периодический закон, периодическую систему элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера). Физической основой структуры периодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов: s – элементы (последним заполняется s -подуровень внешнего энергетического уровня); p – элементы (последним заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня); d – элементы (последним заполняется d-подуровень предпоследнего энергетического уровня); f – элементы (последним заполняется f-подуровень 3-го снаружи энергетического уровня). Горизонтально располагаются периоды – последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от nS 1 до nS 2 nP 6 . Номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего энергетического уровня. Вертикально располагаются группы – элементы, имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняется s и p подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутренних n 1d и n 2 f подуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей. 21 Значение Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: позволили исправить неверные значения Ar – например, для Be с 13.5 на 9; дали возможность исправить неверные степени окисления ― например, для того же Be +3 на +2; позволили предсказать, описать свойства и указать пути открытия еще не открытых элементов. Триумфом стало открытие Ga, Sc и Ge; открыли путь к изучению строения атома и к синтезу новых химических элементов, позволили ученым строить гипотезы о рождении и превращении химических элементов во Вселенной, в недрах Солнца и других звезд. Открытие периодического закона показывает, что мир познаваем и нет предела процессам познания тайн природы. В свою очередь, периодический закон является в настоящее время важнейшим инструментом познания. Он в значительной мере определяет развитие атомной физики, химии, геологии и астрономии, атомной и ядерной техники, химической технологии, металлургии, медицины и др. Вопрос 2. Строение атома. Изотопы. Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в тридцатых годах XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов. Величины этих единичных зарядов электричества были определены в более поздних экспериментах по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так называемыми катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи — это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили названия электронов. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. (А.Беккерель, 1896 г.). Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов (Э.Резерфорд, 1909—1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909 г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. Предложить одну из первых моделей строения атома. 22 Модель Резерфорда. Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям: 1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.). 3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра. Теория Бора. В 1913 г. Датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени Дж. Франк и Г. Герц (1912 г.) доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата): 1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам. 2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии. Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией Е1, в другое — с энергией Е2, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆E, величина которой определяется соотношением: ∆E = E1 – E2 = hv, где v — частота излучения; h = 2p ћ = 6,62∙10-34 Дж∙с. Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом. 23 В таблице 1 образующих атом: приведены свойства элементарных частиц, Таблица 1. Основные свойства элементарных частиц Частица Электрон Протон Нейтрон Заряд Кл -1,6∙10-19 1,6∙10-19 0 Масса Усл. един. -1 +1 0 г 9,10∙10-28 1,67∙10-24 1,67∙10-24 а.е.м. 0,00055 1,00728 1,00866 В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения: 1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля: λ = h / mv, где m — масса электрона. 2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение: ∆x·m·∆v > ћ/2, где ∆х — неопределенность положения координаты; ∆v — погрешность измерения скорости. 3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью. 24 4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу. Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.Резерфорд открыл протон, а в 1932 г. Дж.Чедвик — нейтрон. Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями: Z = А – N, N = А – Z, А= Z + N. Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами. Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, – квантовой механики (механику, применимую к движению обычных тел и описываемую законами Ньютона, стали называть классической механикой). Наибольший вклад в развитие этой теории внесли француз Л. Де Бройль, немец В.Гейзенберг, австриец Э.Шредингер, англичанин П.Дирак. Впоследствии каждый из этих ученых был удостоен Нобелевской премии. Заряд ядра, порядковый номер и масса атома. Атом является мельчайшей химической структурной единицей вещества. Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Фундаментальной основой атома является ядро. Величина его положительного заряда определяет индивидуальность химических элементов (его порядковый номер): химическим элементом называется вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра. Таким образом, атом представляет собой мельчайшую частицу элемента, он является носителем его химических свойств. Ядро атома состоит из элементарных частиц – нуклонов, одна из форм нуклона – протон – обладает положительным зарядом, другая – нейтрон – заряда не имеет. Общее число нуклонов в ядре носит название массового числа. Его величину указывают около символа элемента слева вверху, а величину заряда ядра – слева внизу, например: водород 11Н, углерод 126С, уран 23892U. Так как ядра атомов одного элемента имеют одинаковый заряд, они содержат равное число протонов, число нейтронов же и, следовательно, массовое число могут быть различными. 25 Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называются изотопами. Так изотопы водорода 11Н – протий, 21Н – дейтерий и 31Н – тритий содержат по одному протону, число нейтронов равно 0, 1, 2 соответственно. Поскольку атомы изотопов одного элемента имеют одинаковый заряд ядра, их химические свойства практически идентичны. Массу атомов и элементарных частиц выражают в относительных единицах – атомных единицах массы (а.е.м.). Атомная единица массы составляет 1/12 массы атома изотопа углерода 126С и равна 1,6605710 –27 кг. Массы протона и нейтрона близки к 1 а.е.м., масса электрона приблизительно в 2000 раз меньше, поэтому практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. Химические элементы, как правило, представляют собой смеси изотопов; атомная масса элемента равна среднему значению из масс всех его изотопов с учетом их массовой доли. Наряду с химическими реакциями, в которых принимают участие только электроны, существуют различные превращения, в которых изменению подвергаются ядра атомов (ядерные реакции). Ранее было отмечено, что в состав ядра атомов входят протоны и нейтроны. В настоящее время известно, что строение ядра более сложное. Здесь и в дальнейшем будем рассматривать ядро, состоящее из протонов и нейтронов. Выше введено и понятие изотопа; подчеркнем, что все изотопы данного элемента имеют одинаковое число протонов, а, следовательно, все они обладают одним и тем же атомным номером Z (Z определяется именно количеством протонов в ядре). Согласно современным представлениям химическим элементом называют вид атомов, характеризующихся одним и тем же зарядом ядра. Протон обладает массой 1,0073 а.е.м. и зарядом +1 (за единицу электрического заряда принимается заряд электрона). Масса нейтрона равна 1,0087 а.е.м., заряд— 0. Обозначение изотопа включает в себя массовое число, т.е. атомную массу (равную сумме протонов и нейтронов — иногда эту сумму также называют нуклонным числом или просто нуклоно) и порядковый номер (равный числу протонов в ядре). Атомная масса изотопа обычно записывается сверху слева от символа элемента, порядковый номер — снизу слева, например: 1735Сl , 1737 Сl . Электрон, нейтрон и протон бозначаются соответственно 01 e, 01 n и 1 1 p. Обычно изотопы различных элементов не имеют специальных названий. Единственным исключением является водород, изотопы 1 которого имеют специальные химические символы и названия: 1 Н — 2 3 протий, 1 D — дейтерий, 1T — тритий. 26 Вопрос 3. Расположение электронов в атомах по энергетическим уровням, представление о s-, p-, d-, f- элементах. Атомные орбитали имеют разные размеры, а, следовательно, и энергию, группируясь в энергетические уровни (оболочки): 1,2,3,4…n, считая от ядра. С увеличением n растет размер АО и ее энергия. Первый энергетический уровень характеризуется только одной формой орбитали – сферической, следующие уровни включают орбитали разных форм, имеющие различную энергию, т.е. энергетический уровень распадается на несколько подуровней (подоболочек). Их обозначают буквами s, p, d, f и т.д., указывая впереди номер уровня. Энергия орбиталей данного уровня возрастает в направлении от подуровня s к подуровню f. Число подуровней на энергетическом уровне растет по мере удаления от ядра: на первом уровне имеется только один подуровень: 1s, на втором – два: 2s, 2р, на третьем – три: 3s, 3p, 3d, на четвертом – четыре: 4s, 4p, 4d, 4f. Подуровень s любого энергетического уровня включает только одну орбиталь, р-подуровень состоит из трех орбиталей, ориентированных в пространстве по координатным осям x, y, z, на подуровне d – пять. Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не достигнуто. Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных атомах энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни). Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый рподуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей. 27 Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г швейцарским физиком Паули (принцип Паули): в атоме не могут одновременно находиться два электрона с одинаковым набором четырех квантовых квантовых чисел (заполнение электронами орбиталей происходит следующим образом: сначала на каждой орбитали располагается по одному электрону, затем, после заполнения всех орбиталей происходит распределение вторых электронов с противоположным спином). Используя понятия о квантовых числах, можно сказать, что: каждый электрон в атоме однозначно характеризуется своим набором четырех квантовых чисел - главного n, орбитального l, магнитного ml, и спинового ms. Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу: в невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии). Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательно квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d. Такой порядок увеличения энергии подуровней определяет расположение элементов в Периодической системе. Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927г) (правило Хунда): при данном значении квантового числа l (т.е. в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов. Порядок возрастания энергии атомной орбитали в сложных атомах описывается правилом Клечковского: энергия атомной орбитали возрастает в соответствии с увеличением n +l главного и орбитального квантовых чисел. При одинаковом значении суммы энергия меньше у атомной орбитали с меньшим значением главного квантового числа. Распределение электронов по различным атомным орбиталям называют электронной конфигурацией атома. Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям. 28 Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронно-графических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например. Для основного состоянии атома водорода электронная формула: 1s1. Более полно строение электронных подуровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение электронов по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны обозначают стрелками в зависимости от знака спинового квантового числа. С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s –элементы, р-элементы, d-элементы, f-элементы. Ключевые понятия: электрон; протон; нейтрон; изотопы; энергетический уровень; атомная орбиталь; принцип Паули; правило Хунда; принцип наименьшей энергии; правило Клечковского; квантовые числа электронов; s –, р-, d-, f-элементы; периодический закон химических элементов. 29 Вопросы для самопроверки: 1. В чем суть модели атома по Резерфорду? 2. Что нового внес в теорию строения атома Н. Бор? 3. Какие положения лежат в основе современной теории строения атома? 4. Какой состав имеют атомы? 5. Что является фундаментальной основой атома? 6. Из чего состоит ядро атома? 7. С чем совпадает порядковый номер элемента? 8. С чем совпадает число протонов? 9. Какие элементарные частицы определяют химические свойства атомов? 10. Что такое изотопы? 11. Какие виды атомных орбиталей различают? 12. Какова зависимость свойств атомов от строения атома? 13. В чем выражают массу атомов? 14. Поясните модель расположения электронов в атоме? 15. Что определяют принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского? 16. Как определить максимальное число электронов на энергетическом уровне? 17. Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева. 18. Сколько всего периодов в периодической системе химических элементов? Какие периоды входят в ее состав? 19. Что называют периодом? 20. Сколько групп в периодической системе химических элементов? Какие подгруппы входят в ее состав? 21. Что называют группой? 22. Дайте краткую характеристику s-, p-, d-, f-элементам. Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 41-74. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 24-30. 3. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 10-14. 4. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 12-20. 30 Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 31 Тема 3. Химическая связь. Строение вещества Вопросы темы: 1. Способность атомов образовывать молекулы. Электроотрицательность. 2. Химическая связь. Типы химической связи. 3. Виды межмолекулярного взаимодействия. Типы кристаллических решеток. 4. Чистые вещества и смеси. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о теории образования химической связи; видах межмолекулярного взаимодействия; знать: определение относительной электроотрицательности и ее влияние на свойства химических элементов; типы химической связи; типы кристаллических решеток; уметь (иметь опыт, навык): решать задачи по определению типа и основных характеристик химической связи. Вопрос 1. Способность атомов образовывать молекулы. Электроотрицательность. Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Склонность к отдаче электронов, то есть восстановительные свойства, проявляют металлы; присоединяют электроны, то есть проявляют окислительные свойства, неметаллы, хотя их атомы могут и отдавать электроны (кроме фтора). Для характеристики способности атома в соединении притягивать электроны используют понятие относительная электроотрицательность . Обычно за единицу принимают электроотрицательность атома лития. Чем больше величина , тем сильнее выражены у элемента неметаллические (окислительные) свойства и соответственно слабее металлические (восстановительные). Электроотрицательность атомов элементов изменяется постепенно: в периодах периодической системы слева направо ее значение возрастает, а в группах сверху вниз — уменьшается. 32 Как видно из рисунка 1, изменение величины относительной электроотрицательности носит ярко выраженный периодический характер. По мере увеличения заряда ядра увеличивается притяжение электронов и уменьшается радиус атома. Поэтому в периодах в направлении слева направо растет электроотрицательность элементов, усиливаются неметаллические (окислительные) свойства и ослабевают металлические (восстановительные). Рис. 1. Относительная электроотрицательность элементов Каждый период заканчивается инертным газом, в атоме которого последний энергетический уровень имеет устойчивую электронную конфигурацию, состоящую из восьми (у гелия – двух) электронов. Инертные газы характеризуются малой химической активностью: только для ксенона, криптона и радона получены в настоящее время химические соединения. При переходе к новому периоду происходит скачкообразное увеличение радиуса атома вследствие появления электронов на новом энергетическом уровне, величина электроотрицательности падает и затем снова постепенно увеличивается по мере роста заряда ядра и уменьшения радиуса атома. 33 Указанный порядок изменения свойств наиболее характерен для элементов второго и третьего периодов. В первом периоде, состоящем всего из двух элементов, водород совмещает в себе неметаллические (окислительные) и металлические (восстановительные) свойства. В четвертом и пятом периодах изменение свойств происходит более плавно, поскольку эти периоды содержат d-элементы, радиусы которых меняются незначительно. Все d-элементы являются металлами. Еще медленнее изменяются свойства в шестом и седьмом периодах, содержащих f-элементы. Их атомы различаются структурой третьего снаружи энергетического уровня, что оказывает весьма слабое влияние на изменение химических свойств. Особенно характерны в этом отношении лантаноиды, которых часто называют «химическими близнецами» из-за чрезвычайной близости свойств. Все f-элементы также являются металлами. Вопрос 2. Химическая связь. Типы химической связи. Понятие химической связи. Химическая связь – взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке под воздействием электрических сил притяжения между атомами. Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. При образовании химической связи происходит перераспределение в пространстве электронных плотностей, первоначально принадлежавших разным атомам. Поскольку наименее прочно связаны с ядром электроны внешнего уровня, то этим электронам принадлежит главная роль в образовании химической связи. Количество химических связей, образованных данным атомом в соединении, называют валентностью. Электроны, принимающие участие в образовании химической связи, называются валентными: у sи р элементов — это внешние электроны, у d- элементов — внешние (последние) s-электроны и предпоследние d-электроны. С энергетической точки зрения наиболее устойчивым является атом, на внешнем уровне которого содержится максимальное число электронов (2 и 8 электронов). Такой уровень называют завершенным. Завершенные уровни отличаются большой прочностью и характерны для атомов благородных газов, поэтому при обычных условиях они находятся в состоянии химически инертного одноатомного газа. 34 У атомов других элементов внешние энергетические уровни незавершенные. В процессе химической реакции осуществляется завершение внешних уровней, что достигается либо присоединением, либо отдачей электронов, а также образованием общих электронных пар. Эти способы приводят к образованию двух основных типов связи: ковалентной и ионной. Таким образом, при образовании молекулы каждый атом стремится приобрести устойчивую внешнюю электронную оболочку: либо двухэлектронную (дублет), либо восьмиэлектронную (октет). Эта закономерность положена в основу теории образования химической связи. Образование химической связи за счет завершения внешних уровней в образующих связь атомах сопровождается выделением большого количества энергии, то есть возникновение химической связи всегда протекает экзотермически, поскольку оно приводит к появлению новых частиц (молекул), обладающих при обычных условиях большей устойчивостью, а, следовательно, они меньшей энергией, чем у исходных. Ковалентная связь. Химическая связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных пар, называется ковалентной. Образование химической связи между атомами с одинаковой электроотрицательностью, например, молекулы водорода Н2 можно представить в виде двух точек: Н– + –Н Н:Н или черточкой, которая символизирует пару электронов: H–H. Ковалентная связь, образованная атомами с одинаковой электроотрицательностью называется неполярной. Такую связь образуют двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного химического элемента: H2, Cl2 и др.). Образование ковалентной связи между атомами с различной электроотрицательностью (электроотрицательность которых различается незначительно), называется полярной. При ковалентной полярной связи электронная плотность от общей пары электронов смещена к атому с большей электроотрицательностью. Примерами могут служить молекулы Н2О, NH3, H2S, CH3Cl. Ковалентная (полярная и неполярная) связь в рассмотренных примерах образовалась за счет неспаренных электронов связывающихся атомов. Такой механизм образования ковалентной связи называется обменным. Другой механизм образования ковалентной связи — донорноакцепторный. В этом случае связь возникает за счет двух спаренных электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептор). Хорошо известный пример — образование иона аммония: Н++:NH3– [Н:NH3]+ NH4+. 35 Здесь катион водорода - акцептор, ион аммония - донор электронов. При образовании иона аммония электронная пара азота становится общей для атомов N и Н, то есть возникает четвертая связь, которая не отличается от остальных трех. Кратность ковалентной связи – это число связей, образующихся между атомами (порядок связи). С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. Ионная связь. Ионная связь возникает между атомами, электроотрицательность которых резко различается. Рассмотрим способ ее образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронная конфигурация атомов натрия и хлора: 11Na: ls22s22p63s1; 17Cl ls22p63s23р5 определяет их, как атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na–lе Na+ - ион натрия, получена устойчивая восьми электронная 1s22s22p6 оболочка за счет заполнения второго энергетического уровня, Cl+1еCl– - ион хлора, получена устойчивая восьми электронная оболочка ls22p63s23р6 за счет заполнения третьего энергетического уровня. Между ионами Na+ и Cl– возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Химическая связь, осуществляемая за счет электростатического притяжения между ионами, называется ионной связью. Соединения, образованные путем притяжения ионов называются ионными. Ионные соединения состоят из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют. Ионные соединения образуют резко различные по величине электроотрицательности элементы главных подгрупп I и II групп и главных подгрупп VI и VII групп. Ионных соединений сравнительно немного. Например, неорганические соли: NH4Cl (ион аммония NH4 + и ион хлора Cl–), а также солеобразные органические соединения: алкоголяты, соли карбоновых кислот, соли аминов. Неполярная ковалентная связь и ионная связь – два предельных случая распределения электронной плотности. Неполярной связи отвечает равномерное распределение связующего двух электронного облака между одинаковыми атомами. Наоборот, при ионной связи связующее электронное облако практически полностью принадлежит одному из атомов. 36 В большинстве же соединений химические связи оказывают промежуточными между этими видами связи, то есть в них осуществляется полярная ковалентная связь. Металлическая связь. Металлическая связь существует в металлах в твердом в жидком состоянии. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов (1-3 электрона) и низкую энергию ионизации (отрыва электрона). Поэтому валентные электроны слабо удерживаются в атоме, легко отрываются и имеют возможность перемещаться по всему кристаллу. В узлах кристаллической решетки металлов находятся свободные атомы, положительно заряженные коны, а часть валентных электронов, свободно перемещаясь в объеме кристаллической решетки, образует «электронный газ», обеспечивающий связь между атомами металла. Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов в кристаллической решетке, называется металлической связью. Рис. 2. Схема металлической решетки Металлическая связь возникает за счет обобществления атомами валентных электронов. Однако между этими видами связи есть существенное различие. Электроны, осуществляющие ковалентную связь, в основном пребывают в непосредственной близости от двух соединенных атомов. В случае металлической связи электроны, осуществляющие связь, перемещаются по всему куску металла. Этим определяются общие признаки металлов: металлический блеск, хорошая проводимость теплоты и электричества, ковкость, пластичность и т. д. Общим химическим свойством металлов является их относительно высокая восстановительная способность. 37 Вопрос 3. Виды межмолекулярного взаимодействия. Типы кристаллических решеток. Межмолекулярные взаимодействия - взаимодействия молекул между собой, не приводящие к разрыву или образованию новых химических связей. Межмолекулярные взаимодействия определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От межмолекулярных взаимодействий зависят многие структурные, спектральные, термодинамические, теплофизические и другие свойства веществ. Появление понятия межмолекулярные взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дерВаальса, который для объяснения свойств реальных газов и жидкостей предложил в 1873 уравнение состояния, учитывающее межмолекулярные взаимодействия. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми. Силы Ван-дер-Ваальса относительно слабые, энергия химической связи приблизительно на порядок превышает их величину. Более сильное взаимодействие происходит между молекулами, в которых атом водорода соединен с атомами электроотрицательных элементов: фтора, кислорода или азота. Так, в молекуле воды атомы водорода связаны с кислородным атомом полярной химической связью, причем водород заряжен положительно, а кислород – отрицательно. Положительно заряженный водород благодаря очень малым размерам глубоко внедряется в электронную оболочку отрицательно заряженного кислорода соседней молекулы, образуя дополнительную связь, называемую водородной: Рис. 3. Схема образования водородной связи в молекуле воды Каждая молекула воды может образовать до четырех водородных связей с соседними молекулами. Эта особенность молекулы воды обусловливает строение воды и льда. По прочности водородная связь занимает промежуточное положение между силами Ван-дер-Ваальса и химической связью. Она имеет большое значение в процессах растворения и кристаллизации. В сложных органических молекулах водородная связь может образоваться также между атомами одной молекулы. Велика ее роль в биохимических процессах, лежащих в основе жизни. 38 Выше было рассмотрено взаимодействие относительно небольшого числа частиц атомов, молекул, ионов. При соединении друг с другом множества частиц возникает одна из форм существования материи – химическое вещество. Твердое состояние вещества является наиболее устойчивым агрегатным состоянием. Твердые тела характеризуются самостоятельной геометрической формой. Они обладают большим сопротивлением сдвигу, растяжению и сжатию. Все это обусловлено внутренним строением твердого тела. В твердом теле частицы очень прочно связаны друг с другом, их средняя потенциальная энергия намного превышает среднюю кинетическую энергию частиц. Движение частиц в твердом теле очень ограничено, частицы могут совершать лишь незначительные колебания, не приводящие к изменению формы твердого тела. Различают два вида твердого состояния вещества: кристаллическое и аморфное. Для кристаллического состояния вещества имеется строго упорядоченное расположение частиц и анизотропность свойств, т.е. неодинаковость его механических, электрических и других свойств по различным направлениям в пространстве. Аморфные тела не имеют строгого упорядоченного расположения частиц, их можно уподобить жидкостям с большой вязкостью. Характерной особенностью аморфных тел является одинаковое значение (изотропность) свойств при измерении в равных направлениях. В твердом состоянии большинство веществ имеет кристаллическое строение, характеризующееся упорядоченным расположением частиц, образующих так называемую кристаллическую решетку. Центры размещения частиц в решетке называются ее узлами. В зависимости от природы частиц, находящихся в узлах решетки, и типа связей между ними различают атомные, ионные, металлические и молекулярные кристаллические решетки: Рис. 4. Типы кристаллических решеток 39 Кристаллические решетки, в узлах которых находятся нейтральные атомы, называются атомными, все атомы решетки связаны между собой прочными неполярными или слабо полярными связями, образуя как бы одну гигантскую «молекулу». Веществ, обладающих атомной решеткой, сравнительно немного: к ним относятся углерод (алмаз), кремний и некоторые их соединения. Атомные кристаллические решетки очень прочные, поэтому соответствующие вещества отличаются большой твердостью, имеют высокую температуру плавления, не растворяются ни в каких растворителях. Ионные кристаллические решетки состоят из чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных силами электростатического притяжения. Здесь также невозможно выделить отдельные молекулы. Ионные решетки характерны для солей. Ионные вещества также имеют достаточно высокую твердость и температуру плавления. В растворах и расплавах они являются ионными проводниками. Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. У металлов валентные электроны относительно слабо связаны с ядром и легко отрываются от атомов. В результате образуются положительно заряженные ионы (катионы) и свободно перемещающиеся по кристаллу электроны. Химическая связь, обусловленная электростатическим взаимодействием катионов и свободных электронов, называется металлической связью. Прочность металлической связи зависит от числа валентных электронов атома. Металлы с 1–2-валентными электронами (щелочные металлы, ртуть) образуют непрочные кристаллические решетки, которые имеют невысокую твердость, низкие температуры плавления и кипения. В то же время металлы, обладающие 4–8-валентными электронами (титан, цирконий, вольфрам и др.) образуют весьма прочные решетки: они тверды и тугоплавки. Наличие свободных электронов обуславливает высокую тепло- и электропроводность металлов. Молекулярные кристаллы образованы молекулами, между которыми действуют относительно слабые межмолекулярные силы (силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь). Молекулярные решетки имеют твердые водород, кислород и другие, газообразные при обычной температуре вещества, а также большинство органических соединений. Твердость таких веществ, как правило, невелика, они легкоплавки и летучи, не проводят электрический ток. 40 Вопрос 4. Чистые вещества и смеси. Чистые вещества – это вещества, которые обладают постоянными физическими свойствами. В жизни редко встречаются чистые вещества, чаще - смеси веществ. Воздух – это смесь азота, кислорода и других газов, морская вода – смесь воды и растворенных солей. Таблица 2. Сравнительная характеристика смеси и чистого вещества Признаки сравнения Состав Вещества Физические свойства Изменение энергии при образовании Разделение Чистое вещество Постоянный Одно и то же Постоянные Происходит С помощью химических реакций Смесь Непостоянный Различные Непостоянные Не происходит Физическими методами Различают смеси гомогенные (однородные) и гетерогенные (неоднородные). Однородные смеси – это такие смеси двух или нескольких веществ, в которых даже под микроскопом нельзя обнаружить частицы этих веществ. Например, раствор сахара в воде, чистый воздух и др. Неоднородные смеси – это такие смеси, в которых невооруженным глазом или при помощи микроскопа можно обнаружить частицы двух или нескольких веществ. Например, пыльный воздух, мутная вода, кровь, молоко и др. Способы разделения смесей. Отстаивание – это способ, основанный на различной плотности веществ. Например, смесь растительного масла и воды можно разделить на масло и воду, дав смеси просто отстояться. Фильтрование – это способ, основанный на различной способности фильтра пропускать вещества, из которых состоит смесь. Например, с помощь фильтра можно отделить твердые примеси от жидкости. Выпаривание – это выделение нелетучих твердых веществ из раствора в летучем растворителе – в частности в воде. Например, чтобы выделить соль, растворенную в воде, надо просто выпарить воду. Вода испарится, а соль останется. 41 Ключевые понятия: восстановитель; окислитель; относительная электроотрицательность; химическая связь; ковалентная (полярная и неполярная) связь; донор; акцептор; ионная связь; водородная связь; кристаллическая решетка; силы Ван-дер-Ваальса; атомная кристаллическая решетка; ионная кристаллическая решетка; металлическая кристаллическая решетка; молекулярные кристаллы; чистое вещество; гомогенные и гетерогенные смеси. Вопросы для самопроверки: 1. Чем характеризуются восстановительные и окислительные свойства химических элементов? 2. Что такое относительная электроотрицательность? 3. От чего зависит относительная электроотрицательносить? 4. Назовите виды химической связи. 5. Какие виды химической связи могут образовывать атомы? 6. Какова схема образования ионной связи? 7. Какова схема образования ковалентной полярной связи? 8. Какова схема образования ковалентной неполярной связи? 9. Какова схема образования металлической связи? 10. Какие различают виды кристаллических решеток? 11. Дайте характеристику свойствам атомных кристаллических решеток. 12. Дайте характеристику свойствам ионных кристаллических решеток. 13. Дайте характеристику свойствам металлических кристаллических решеток. 14. Дайте характеристику свойствам молекулярных кристаллов. 42 Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 74-106. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 30-33. 3. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 14-17. 4. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 22-37. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 43 Тема 4. Растворы. Электролитическая диссоциация Вопросы темы: 1. Дисперсные системы. 2. Растворы. 3. Способы выражения состава растворов. 4. Электролитическая диссоциация. 5. Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. 6. Реакции ионного обмена. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о дисперсных системах и растворах; о механизме электролитической диссоциации; о диссоциации кислот, оснований и солей в водных растворах; о реакциях ионного обмена; знать: способы выражения состава растворов; определение электролитов и неэлектролитов; уметь (иметь опыт, навык): решать задачи с использованием способов выражения состава растворов; пользоваться таблицей растворимости. Вопрос 1. Дисперсные системы. Дисперсной называется система, в которой одна из фаз – дисперсная фаза в виде мельчайших частиц распределена в другой, называемой дисперсионной средой. Степень раздробленности вещества дисперсной фазы, или, иначе, степень дисперсности, - величина, обратная размеру (диаметру) частиц. Гетерогенные системы, в которых размер частиц дисперсной фазы лежит в пределах 5·10-7…5·10-5 м, называют грубо-дисперсными. К ним относятся суспензии (взвеси твердых частиц в жидкостях) и эмульсии (взвеси частиц одной жидкости в другой). Дисперсные системы, в которых размер частиц дисперсной фазы лежит в пределах 10-9…10-7 м, называются коллоидными. Если размер частиц меньше 10-9 м, то система относится к истинным растворам. 44 Дисперсные системы прежде всего классифицируют по размеру частиц дисперсной фазы. Кроме того, их разделяют на группы, отличающиеся по природе и агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды. Дисперсные системы, состоящие из твердых частиц коллоидных размеров, взвешенных в жидкой среде, принято называть золями. Дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой, в которых частицы дисперсной фазы образуют пространственную структуру (сетку), называются гелями. Чем больше степень дисперсности, тем выше устойчивость систем. Таблица 3. Классификация дисперсных систем по размеру частиц Системы Диаметр частиц, м Грубо-дисперсные системы 5·10-7…5·10-5 м Коллоидные системы 10-9…10-7 м Истинные растворы < 10-9 м Тип системы т/ж — взвесь, суспензия (взмученная глина в воде); ж/ж — эмульсия (капли масла в воде). Системы неустойчивы. Частицы видны в оптический микроскоп. Частицы в оптическом микроскопе не обнаруживаются. Системы относительно устойчивы, но со временем разрушаются. При получении коллоидных систем затрачивается внешняя энергия. Молекулярно-дисперсные или ионно-дисперсные системы. Растворы устойчивы, не разрушаются, получаются самопроизвольно. Таблица 4. Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию Дисперсная среда Газ Газ - Жидкость Пены Твердое тело Пемза, пеностекло, пенопласты Дисперсная фаза Жидкость Аэрозоли — распыленные жидкие вещества (туман, облака) Эмульсии (сливочное масло, маргарин, кремы, мази) Жемчуг, вода в парафине Твердое тело Аэрозоли — распыленные твердые вещества (дым, пыль) Суспензии (взвеси) и коллоидные растворы (золи) Окрашенные стекла, многие сплавы Природными дисперсными системами являются почва, облака, туман, пыль. 45 Продукты питания (хлеб, молоко, мясо, масло, маргарин и др.), текстильные ткани, искусственные волокна, каучук, резина, кожа, бумага, синтетические смолы, лекарственные вещества, мыло, строительные материалы, краски представляют собой разнообразные дисперсные системы или являются высокомолекулярными соединениями. Широко применяются в сельском хозяйстве и военном деле дымы, туманы и эмульсии. Вопрос 2. Растворы. Частицы дисперсной фазы состоят из множества молекул и отделены от дисперсионной среды поверхностью раздела. Таким образом, дисперсные системы являются гетерогенными системами. При уменьшении размера частиц до отдельных молекул или ионов образуется гомогенная система – раствор. Растворами называются гомогенные системы, содержащие не менее двух веществ. Могут существовать растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ. Как правило, вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке - растворенным веществом. В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразными растворами являются воздух и другие смеси газов. К жидким растворам относят гомогенные смеси газов, жидкостей и твердых тел с жидкостями. Твердыми растворами являются многие сплавы, например, металлов друг с другом, стёкла. Наибольшее значение имеют жидкие смеси, в которых растворителем является жидкость. Наиболее распространенным растворителем из неорганических веществ, конечно же, является вода. Из органических веществ в качестве растворителей используют метанол, этанол, диэтиловый эфир, ацетон, бензол, четыреххлористый углерод и др. В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя в результате беспорядочного движения частиц качественно новую однородную систему. Способность к образованию растворов выражена у разных веществ в различной степени. Одни вещества способны смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и спирт), другие – в ограниченных (хлорид натрия и вода). 46 По мере увеличения концентрации частицы (ионы, молекулы), находящиеся в непрерывном движении, при столкновении с твердой поверхностью еще не растворившегося вещества могут задерживаться на ней, т.е. растворение всегда сопровождается обратным явлением кристаллизацией. Может наступить такой момент, когда одновременно выделяется из раствора столько же частиц (ионов, молекул), сколько их переходит в раствор - наступает равновесие. По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные. Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, ненасыщенным. Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного вещества. Следовательно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для данного вещества при строго определенных условиях (температура, растворитель) - величина постоянная. Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называется пересыщенным. Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблюдается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор становится насыщенным. Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбавленным и концентрированным. Разбавленные растворы растворы с небольшим содержанием растворенного вещества; концентрированные растворы - растворы с большим содержанием растворенного вещества. Необходимо подчеркнуть, что понятие разбавленный и концентрированный растворы являются относительными, выражающими только соотношение количеств растворенного вещества и растворителя в растворе. 47 Вопрос 3. Способы выражения состава растворов. При приготовлении растворов и изучении их свойств используются различные способы выражения состава растворов. Рассмотрим двухкомпонентный раствор, состоящий из растворителя А и растворенного вещества В. Введем следующие обозначения: mA, mB – массы компонентов раствора, г, МА, МВ – молярные массы, г/моль, А, В – количества вещества, моль. А= mA/ МА;В = mB/ МВ. VA, VB, VAB – объемы растворителя, растворенного вещества и раствора, л (VAB =VA+ VB). Основными способами выражения состава раствора являются: Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора, то есть к сумме масс растворенного вещества и растворителя: В mB mB 100% . ;или = В m A mB m A mB Объемная доля – отношение объема растворенного вещества к сумме исходных объемов растворителя и растворенного вещества: B = Молярная VB V ;или B = B ·100, %. VA VB VA VB концентрация (СВ) – отношение растворенного вещества к объему раствора: C В 48 В VAB количества , [моль/л]. Вопрос 4. Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с помощью простого прибора (см. рис. 5). Рис. 5. Схема опыта для определения электрической проводимости раствора Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия. Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам - большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией. Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы. К ним относятся: 1) почти все соли; 2) многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI, НМnО4, НСlО3, НСlО4; 3) основания щелочных и щелочноземельных металлов. 49 Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы и не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К ним относятся: 1) почти все органические кислоты; 2) некоторые минеральные кислоты, например H2СО3, Н2S, НNO2, HClO, H2SiO3; 3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH3·H2O. К слабым электролитам относится вода. Теория электролитической диссоциации. Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям: 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3–, SO24–, РО34–и т.д.). 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами. 3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А– в общем виде записывается так: КА ↔ K+ + A–. Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома. 50 Вопрос 5. Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей. Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например: НCl ↔ Н+ + Cl–. Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например: KOH ↔ K+ + OH–. Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо. Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН– (в незначительных количествах): Н2O ↔ Н+ + ОН–. Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН–. Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония (NH4+) и анионы кислотных остатков. Например: (NH4)2SO4 ↔ 2NH4+ + SO24–; Na3PO4 ↔ 3Na+ + PO34–. 51 Вопрос 6. Реакции ионного обмена. Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер. При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Пример: Уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах. Разобьем решение задачи на четыре этапа. 1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме: FeCl + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl. 2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде молекул: Fe3+ + 3Cl– + 3Nа+ + 3ОН– = Fе(ОН)3↓ + 3Nа+ + 3Cl–. Это ионное уравнение реакции. 3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты): Fe3+ + 3Cl– + 3Na+ + 3ОН– = Fе(ОН)3↓ + 3Na++ 3Cl–. 4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде: Fe3+ + 3ОН– = Fe(OH)3↓. 52 Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и ОН–, в результате чего образуется осадок Fе(ОН)3. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия. Ключевые понятия: дисперсная система; насышенный и ненасыщенный раствор; растворитель; растворенное вещество; массовая доля; объемная доля; молярная концентрация; электролиты и неэлектролиты; электролитическая диссоциация; реакции ионного обмена. Вопросы для самопроверки: 1. Какие системы называются дисперсными? 2. Дайте классификацию дисперсным системам. 3. Что понимают под раствором, растворителем, растворенным веществом? 4. Как различают растворы в зависимости от агрегатного состояния? 5. Что такое кристаллизация? 6. По каким признакам и как классифицируются растворы? 7. Назовите основные способы выражения состава растворов. 8. Что такое массовая доля состава раствора? 9. Что такое объемная доля состава раствора? 10. Что такое молярная доля состава раствора? 11. Что такое моляльная концентрация состава раствора? 12. Что такое молярная концентрация состава раствора? 13. Что называется электролитом? 14. В чем сущность теории электролитической диссоциации? 15. Чем различаются сильные и слабые электролиты? 16. Каким образом диссоциируют в воде кислоты и основания? 17. Какие факторы оказывают влияние на степень диссоциации? 18. Дайте определение кислотам в свете теории ЭД. 19. Дайте определение основаниям в свете теории ЭД. 20. Дайте определение солям в свете теории ЭД. 21. Какие реакции называются ионными реакциями (реакциями ионного обмена)? 53 Литература по теме: Основная литература: 1. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 52-69. 2. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 86-115. 3. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 119-150. 4. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 38-59. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 54 Тема 5. Классификация неорганических соединений Вопросы темы: 1. Простые и сложные вещества. 2. Оксиды. 3. Основания. 4. Кислоты. 5. Соли. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о классификации химических соединений; о получении и химических свойствах важнейших классов неорганических соединений; знать: важнейшие классы неорганических соединений; уметь (иметь опыт, навык): пользоваться таблицей растворимости, составлять уравнения диссоциации кислот, оснований и солей. Вопрос 1. Простые и сложные вещества. Химия занимается изучением превращений химических веществ (число известных к настоящему времени веществ более десяти миллионов), поэтому очень важна классификация химических соединений. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. С проблемой классификации тесно связана проблема номенклатуры, т.е. системы названий этих веществ. Зная особенности классов соединений можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей. 55 Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их, с учетом аллотропных модификаций, насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ (см. рисунок 6). Рис. 6. Первичная классификация сложных веществ Вопрос 2. Оксиды. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп (см. рисунок 7). Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому, прежде всего, следует рассмотреть номенклатуру оксидов. Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО2 – оксид серы (IV), SO3 – оксид серы (VI), CrO – оксид хрома (II), Сr2О3 – оксид хрома (III), СrО3 – оксид хрома (VI). Солеобразующие оксиды принято делить на три группы (основные, амфотерные, кислотные). 56 Рис. 7. Классификация оксидов Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований. Получение основных оксидов: 1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода: 2Mg + О2 = 2МgО, 2Сu + О2 = 2СuО. Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2О, К2О крайне труднодоступны. 2. Обжиг сульфидов: 2CuS + 3О2 = 2СuО + 2SО2, 4FeS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2. Метод неприменим для окисляющихся до сульфатов. 3. Разложение гидроксидов: сульфидов активных металлов, Cu(OH)2 =CuO + H2O. Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов. 4. Разложение солей кислородсодержащих кислот: BaCO3 = BaO + CO2, 57 4FеSО4=2Fe2O3 + 4SO4 + O2. Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2–, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения. Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов: 2HgO=2Hg + O2, 2Ag2O=4Ag + O2. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами: ВаО + SiO2 = ВаSiO3, ZnО + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой: Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции: Fe2O3+2Al=Al 2O3 + 2Fe. 4FeO+O2=2Fe2 + O3. Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например: 4P+5O2=2P2 + O5, 2ZnS+3O2=2ZnO + 2SO2. Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой с образованием кислот: SO3+H2O=H2SO4, 58 непосредственно P2O5+3H2O=2H3PO4. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, со щелочами: P2O5+Al2O3=2AlPO4, Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О. Кислотные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции, например: многочисленные 2SO2+O2 =2SO3, SО2 + 2Н2S = 3S + 2Н2О. Амфотерные оксиды. Обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами: Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3Н2О, Аl2О3 + 2NаОН + 3Н2О = 2Nа[Аl(ОН)4]. К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Вопрос 3. Основания. Основания – это соединения, которые в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в случае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют. Диссоциацию оснований более точно, с учетом гидратации ионов, следует писать так: КОН(к.) ↔ К+(водн.) + ОН–(водн.), NH3H2O1 ↔ NH4+(водн.) + ОН–(водн.). 59 Это соединение часто записывают как NH4OH и называют гидроксидом аммония. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, КаОН – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe (ОН)2 – гидроксид железа (II), Fe(ОН)3 – гидроксид железа (III). Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие. Например, гидроксид натрия NaОН называют едкий натр; гидроксид калия КОН – едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)2 – гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)2 – едкий барит. Получение. Растворимые в воде основания, т.е. щелочи, получаются при взаимодействии металлов или их оксидов с водой: 2Na + 2Н2О = 2NaОН + Н2. Na2О + Н2О = 2NaОН. Малорастворимые в воде основания получаются косвенным путем, а именно: действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Свойства оснований. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый цвет. Щелочи NaОН и КОН очень устойчивы к нагреванию. Например, NaОН кипит при температуре 1400oС без разложения. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Пример: Cu(ОН)2 = СuО + Н2O, 2Fе(ОН)3 = Fе2O3 + 3Н2О. Важнейшие химические свойства оснований обусловливаются их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям. При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных количествах образуются соль и вода: КОН + НСl = КСl + Н2O, 2NaOH + H2SO4 = Na2SО4 + 2Н2О. 60 Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации. Любая реакция нейтрализации сводится к – + взаимодействию ионов ОН и Н с образованием малодиссоциированного электролита – воды. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами: Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О. Щелочи взаимодействуют с растворами различных солей. Пример: 2КОН + CuSO4 = Cu(ОН)2↓ + К2SО4. С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены гидроксид-ионами ОН–. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН–. Такими являются Аl(ОН)3, Zn(ОН)2, Cr(ОН)3, Ве(ОН)2, Gе(ОН)2, Sn(ОН)4, Pb(ОН)2 и др. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Например, Аl(ОН)3 + 3НСl = АlСl3 + 3Н2О, Вопрос 4. Кислоты. Кислоты – это соединения, которые в воде диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки – анионы. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют. Уравнения диссоциации кислот можно записать более точно, с учетом гидратации ионов НCl(газ.) ↔ Н+ (водн.) + Cl– (водн.), СН3СООН(водн.) ↔ Н+(водн.) + CH3COO–(водн.). Механизм диссоциации кислот: вокруг полярных молекул ориентируются диполи воды и в результате взаимодействия полярные молекулы превращаются в ионные, а последние – в гидратированные ионы. 61 Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Cl–, NO3–); молекула серной кислоты (Н2SО4) может образовать два кислотных остатка: однозарядный (НSO4–) и двухзарядный (SO42–); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н2РO4–, НРО42– и PO43–). Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, Н2SО4, НNО3, Н3РО4), вторые его не содержат (например, НСl, НВr, НI, Н2S). Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая: HCl+7O4 – хлорная кислота. HCl+5O3 – хлорноватая кислота. HCl+3O2 – хлористая кислота. HCl+1O – хлорноватистая кислота. Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НВО2 – метаборная кислота. Н2n(SiO3)n- полиметакремниевая кислота. Н3ВО3- ортоборная кислота. H4SiO4 – ортокремниевая кислота. Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием о и прибавлением слова водородная: НF – фтороводородная, или плавиковая, кислота. НCl – хлороводородная, или соляная, кислота. НBr – бромоводородная кислота. НI – йодоводородная кислота. Н2S – сероводородная кислота. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии оксидов неметаллов (в высокой степени окисления) с водой. Пример: SO3+H2O=H2SO4, N2O5+H2O=2HNO3. 62 Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллом с последующим растворением водородного соединения в воде. Таковы НF, НСl, НВr, НI, H2S. Свойства. Кислоты представляют собой жидкости (Н2SO4, НNO3 и др.) или твердые вещества (Н3PO4 и др.). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Растворы их имеют кислый вкус, разъедают растительные и животные ткани, изменяют синий цвет лакмуса на красный. Важнейшие химические свойства кислот: 1. Взаимодействие с металлами (с образованием соли и выделением водорода): 2НСl + Fе = FеСl2 + Н2↑. При этом атомы металлов окисляются, а ионы водорода восстанавливаются. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, из кислот его не вытесняют. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами. В этом случае восстанавливаются (понижают степень окисления) азот и сера. 2. Взаимодействие с основными оксидами, основаниями и солями: H2SO4+CuO=CuSO4+H2O. С точки зрения теории электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода Н+, точнее ионами гидроксония Н3O+. Вопрос 5. Соли. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки. Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО3•МgСО3 (доломит), КСl•NaСl (сильвинит), Каl(SО4)2 (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl2 (или Са(ОСl)Сl); комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K4[Fе(СN)6] (желтая кровяная соль), К3[Fе(СN)6] (красная кровяная соль), [NаАl(ОН)4], [Ag(NН3)2]Сl; 63 гидратные соли, в которых содержатся кристаллизационной воды: СuSО4•5Н2О (медный Na2SO4•10Н2О (глауберова соль). молекулы купорос), Название солей образуется из названия аниона, за которым следует название катиона. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс-ид, например хлорид натрия NаСl, сульфид железа(II) FеS и др. При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат. Для высших степеней окисления, -ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-): карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fе2(SО4)3, сульфит железа (II) FеSО3, гипохлорит калия КОСl, хлорит калия КсlО2, хлорат калия КclO3, перхлорат калия КclO4, перманганат калия КmnО4, дихромат калия К2Сr2O7. Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро- а группа ОН– приставкой гидрокси-: NаНS – гидросульфид натрия, NаНSО3 – гидросульфит натрия, Mg(ОН)Сl–гидроксихлорид магния, Аl(ОН)2Сl –дигидроксихлорид алюминия. В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NН3)4]Сl2– хлорид тетраамминмеди (II), (Аg(NH3)2)2SO4 – сульфат диамминсеребра (I). Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, описанной выше; например, медный купорос [Сu(Н2О)4]SО4•Н2O (или СuSО4•5Н2O) в таком случае будет называться сульфат тетраакво меди(II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: СuSO4•5Н2O — пентагидрат сульфата меди (II), Na2SО4•10Н2O – декагидрат сульфата натрия, СаСl2•2Н2O – дигидрат хлорида кальция. В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом –ат, например: К[Аl(ОН)4] – тетрагидроксиалюминат калия, Nа[Сr(ОН)4] – тетрагидроксихромат натрия, К4[Fе(СN)6] –гексацианоферрат (II) калия. 64 Получение и свойства. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов (Сl, S и т.д.). Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются: СаСО3=СаО+СО2, NН4Сl=NН3+НСl. При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительновосстановительные реакции: Ag++Br–=AgBr↓, Cu2++2OH–=Cu(OH)2↓, Zn+Cu2+=Zn2++Cu, Cu+2Ag+ = Cu2+ + 2Ag, Fe2+–e = Fe3+. Первые две реакции показывают, что соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а последние три указывают на окислительные и восстановительные свойства солей. С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссоциированных соединений, а также участвовать в окислительно-восстановительных реакциях: Ba2++SO42–=BaSO4↓, SO32–+2H+ = SO2↑+H2O. Таким образом, соли могут реагировать с солями, кислотами (по типу обмена), металлами и неметаллами. 65 Ключевые понятия: простые и сложные вещества; оксиды; основания; кислоты; соли. Вопросы для самопроверки: 1. Назовите основные виды неорганических соединений. 2. Какие физические свойства характерны для оксидов? 3. Какие химические свойства характерны для основных оксидов? 4. Какие химические свойства характерны для кислотных оксидов? 5. Какие химические свойства характерны для амфотерных оксидов? 6. Какими способами можно получить оксиды? 7. Какие физические свойства имеют основания? 8. Какие химические свойства имеют основания? 9. Что такое реакция нейтрализации? 10. Какими способами получают основания? 11. Какие физические свойства имеют амфотерные гидроксиды? 12. Как амфотерные гидроксиды диссоциируют в кислых и щелочных средах? 13. Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами? 14. Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами? 15. Какие физические свойства имеют кислоты? 16. Как кислоты изменяют цвет индикаторов? 17. Что такое реакция нейтрализации? 18. Как кислоты взаимодействуют с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами и солями? 19. Как кислоты взаимодействуют с металлами? 20. Какие способы получения кислот Вы знаете? 21. Какие физические свойства солей Вы знаете? 22. Как разделяются соли по растворимости в воде? 23. Как взаимодействуют соли с металлами? 24. Как взаимодействуют соли с кислотами? 25. Как взаимодействуют соли с другими солями? 26. Какие способы получения солей Вы знаете? 66 Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. – М.: Новая волна, 2010, стр. 151-172. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 60-77. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. – М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. – М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 67 Тема 6. Химические реакции Вопросы темы: 1. Классификация химических реакций. 2. Окислительно-восстановительные реакции. 3. Скорость химических реакций. 4. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о типах химических реакций; об окислительно-восстановительных химических процессах; о факторах, влияющих на скорость химической реакции; о катализаторах и ингибиторах; о состоянии химического равновесия в обратимых реакциях; знать: порядок определения степени окисления атома в соединении; метод электронного баланса (электронных уравнений); определение скорости химической реакции; закон действующих масс для простых реакций; уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа; определение константы химического равновесия; принцип Ле Шателье; уметь (иметь опыт, навык): проводить расчет степени окисления атомов в соединениях и сложных ионах; составлять электронно-ионные уравнения методом электронного баланса; решать задачи с использованием законов химической кинетики. 68 Вопрос 1. Классификация химических реакций. Химические свойства вещества ― это способность одних веществ превращаться в другие вещества. Явления при которых одни вещества превращаются в другие называются химическими взаимодействиями (реакциями). Признаки химических реакций: появление запаха; выпадение осадка, если продукт реакции в воде нерастворим; растворение осадка; выделение газа и изменение цвета; выделение теплоты и света (любые реакции горения) – экзотермические реакции. (Реакция горения – это частный случай большой группы реакций, в результате которых выделяется теплота); поглощение теплоты в результате реакций с противоположным тепловым эффектом – эндотермические реакции. (Реакции идут при постоянном нагревании, стоит его прекратить, как прекращается и реакция). Характерные признаки химических реакций: Изменение цвета: 2Na + O2 = Na2O (серебристый, темно серый). Образование осадка: ВаCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl. Выделение газа: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑. Выделение теплоты: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2 H2O + Q. Выделение света: 2Mg + O2 = 2MgO + hv. 69 Рис. 8. Классификация химических реакций По признаку изменения числа исходных и конечных веществ. Реакции разложения – это реакции, в результате которых из одного исходного вещества образуется два и более новых веществ, как простых, так и сложных. Пример: 2H2O = 2H2 + O2 (в этом процессе из одного сложного вещества, воды, образовались два простых вещества ― водород и кислород). Cu(OH)2 = CuO + H2O (гидроксид меди (II) разлагается на оксид меди (II) и воду). Признаки реакции разложения: в реакции принимает участие только одно исходное вещество, обязательно сложное; образуется два и более новых веществ, как простых, так и сложных; как правило, почти все реакции разложения будут эндотермическими, чтобы они протекали, нужна непрерывная подача тепла или использование катализатора. Реакции соединения ― это такие реакции, в результате которых из двух и более исходных веществ образуется одно сложное вещество. 70 Пример: 4P + 5O2 = 2P2O5 (в этом процессе соединились два простых вещества, фосфор и кислород, образовав одно сложное вещество ― оксид фосфора (V)). P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 (в этом процессе соединились два сложных вещества, оксид фосфора (V) и вода, образовав одно сложное вещество ― фосфорную кислоту). Как правило, почти все реакции соединения будут экзотермическими (с выделением тепла). Реакции замещения ― это реакции, при которых из исходных простого и сложного веществ образовались новое простое и новое сложное вещества. Пример: Zn + 2HCl = H2 ↑ + ZnCl2 (в этом процессе атомы цинка заместили атомы водорода в составе сложного вещества ― соляной кислоты). 2Al + 3H2SO4 → Al2 (SO4)3 + 3H2 ↑ (в этом процессе атомы алюминия заместили атомы водорода в составе сложного вещества ― серной кислоты). Реакции обмена ― это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями, например ионами. Пример: NaOH + HCl = NaCl + H2O (NaOH и HCl обменялись положительными ионами Na+ ↔ Н+ и в результате получились соль и вода). H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O. По агрегатному состоянию реагирующих веществ. Химические реакции также могут быть гомогенными и гетерогенными. Существенно, что гомогенные реакции протекают во всем объеме, занимаемом системой, гетерогенные – только на границе раздела фаз. По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции, протекающие с выделением энергии (отводом во внешнюю среду), называются экзотермическими, протекающие с поглощением энергии (подводом из внешней среды) – эндотермическими. Вся энергия, передаваемая в ходе реакции, условно рассматривается в тепловой форме и называется тепловым эффектом химической реакции (Q). Тепловой эффект выражается в кДж/моль и берется со знаком минус для эндотермической реакции и со знаком плюс для экзотермической. Уравнения химических реакций с указание теплового эффекта называются термохимическими уравнениями. 71 По признаку обратимости. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Пример: Разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании: 2KclO3 = 2KCl + 3O2 Реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположенных направлениях, называются обратимыми. В уравнениях таких реакций между левой и правой частью ставят две стрелки, направленные в противоположенные стороны. Пример: N2 + 3H2 ↔ 2NH3. По признаку изменения степени окисления атомов реагирующих веществ. Все химические реакции можно разделить на два типа: протекающие без изменения степени окисления атомов и с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Вопрос 2. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элементов в сложных веществах, правила ее нахождения. Природа химической связи едина, типы связей различаются лишь степенью смещения электронного облака. Условно считают, что связующие электроны или в равной мере принадлежат всем атомам соединения в случае их одинаковой электроотрицательности, или же полностью переходят к более электроотрицательным атомам. Заряд атома в этом случае носит название степень окисления. Степень окисления – это тот заряд, который атом имеет в ионном соединении или имел бы, если бы общая электронная пара полностью была бы смещена к более электроотрицательному элементу в ковалентном соединении. Следовательно, степень окисления в отличие от валентности характеризуется не только величиной, но и зарядом (+) или (–). Степень окисления может иметь нулевое, положительное и отрицательное значения, которые указываются над символами элементов в соединениях: H20, H+Cl–, Ca+2F2–1, H2+S+6O4–2. В простых веществах степень окисления любого элемента равна нулю, в сложных соединениях металлы имеют исключительно положительную степень окисления, неметаллы могут быть как положительными, так и отрицательными. 72 Постоянную степень окисления имеют металлы главных подгрупп первой и второй групп (+1 и +2 соответственно), а также алюминий (+3) и фтор (–1). Степень окисления кислорода в большинстве соединений равна –2, кроме пероксидов (–1) и фторидов (+1, +2). Степень окисления водорода в соединениях с неметаллами +1, с металлами –1. Максимальная степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы периодической системы. Исключения составляют элементы первой группы: медь, серебро, золото, максимальная степень окисления которых равна +3, то есть превышает номер группы; кислород, фтор, а также большинство элементов восьмой группы, максимальная степень окисления которых меньше номера соответствующей группы. Если степень окисления данного элемента в соединении неизвестна, ее можно рассчитать, зная степени окисления других элементов. При этом надо учитывать правило: сумма степеней окисления в любой частице равна ее заряду. Определим, например, степень окисления хрома в нейтральном соединении KcrO2 (заряд равен нулю) и в ионе Cr2O72– (заряд –2). Обозначив степень окисления хрома через х, составляем уравнения: +1+х+2(–2) = 0 х = + 3, 2х +7(–2) = – 2 х = + 6. Химические реакции могут протекать без изменения или с изменением степени окисления элементов, например: Н+1С1-1 + Na+1O-2H+1 = Na+1Cl-1 + Н2+1О-2, С0 + Zn+2O-2 = C+2O-2 + Zn0. Если в первом примере (реакция нейтрализации) ни один из элементов не меняет степени окисления, то во втором – степень окисления цинка изменяется от +2 до 0 и степень окисления углерода – от 0 до +2. 73 Изменение степеней окисления произошло вследствие перехода двух электронов от углерода к цинку, что может быть выражено электронными уравнениями полуреакций окисления и восстановления, которые при сложении дают уравнение окислительновосстановительной реакции: восстановитель С0 - 2е = С+2 окисление; окислитель Zn+2 + 2е = Zn0 восстановление. С0 + Zn+2 = С+2 + Zn0. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительновосстановительными. Элемент, отдающий электроны, называется восстановителем, в ходе реакции он окисляется, его степень окисления увеличивается. Элемент, принимающий электроны, называется окислителем, в ходе реакции он восстанавливается, его степень окисления уменьшается. Таким образом, окислительно-восстановительная реакция представляет собой неразрывное единство двух полуреакций – окисления и восстановления, причем число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Простые вещества – металлы, обладая небольшой электроотрицательностью, сравнительно легко теряют электроны, проявляя исключительно восстановительные свойства. Наиболее ярко они выражены у щелочных металлов. Для простых веществ – неметаллов с большой электроотрицательностью характерны окислительные свойства. Абсолютным окислителем является фтор, ярко выражены окислительные свойства также у кислорода (кроме реакции с фтором, где кислород играет роль восстановителя). Однако неметаллы со сравнительно небольшой электроотрицательностью, например углерод, водород наряду с окислительными могут проявлять и восстановительные свойства, отдавая электроны более сильным окислителям. Сложные вещества могут быть окислителями или восстановителями в зависимости от величины степени окисления элементов, входящих в их состав. Если степень окисления элемента в данном соединении велика, он имеет возможность понизить ее, принимая электроны. Вещество в таком случае будет окислителем. Важнейшими окислителями являются: азотная кислота НNO3 и ее соли – нитраты, тетраoксид азота N2O4, соли хлорной кислоты НСlО4 – перхлораты, перманганат калия КМnО4 и др. 74 Если в состав соединения входит элемент с небольшой степенью окисления, он может ее повысить, отдавая электроны. Сложное вещество, содержащее такой элемент, будет проявлять восстановительные свойства. Важнейшими восстановителями являются: аммиак NН3, гидразин N2H4 и его органические производные, углеводороды, спирты, амины и другие вещества. Окислительно-восстановительные реакции часто выражаются сложными уравнениями. Для подбора коэффициентов в них применяют два метода: метод электронных уравнений (электронного баланса); метод электронно-ионных уравнений (факультативное изучение). Метод электронного баланса базируется на понятии степени окисления. Он носит универсальный характер и применим для всех типов окислительно-восстановительных реакций. Метод включает следующие операции: Записывают схему реакции с указанием степени окисления элементов, например: C0 + H+1N+5O3-2 C+4O2 -2 + N+2O-2 + H2+1O-2. Определяют элементы, изменившие степень окисления. В данной реакции степень окисления изменили углерод и азот, у водорода и кислорода величина степени окисления осталась неизменной. Составляют электронные уравнения полуреакций окисления и восстановления с соблюдением равенства масс и зарядов: Числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем должны быть равны, поэтому следует первое уравнение умножить на три, а второе – на четыре. Указанные множители являются коэффициентами для восстановителя С, окислителя HNO3 и продуктов их превращений СО2 и NO: 3C + 4HNO3 3CO2 + 4NO + Н2О. 75 Коэффициенты для остальных веществ находят из баланса соответствующих атомов в левой и правой частях уравнения. В рассмотренной реакции таким веществом является вода, перед формулой которой нужно поставить коэффициент два. Окончательное уравнение запишется в виде: 3C + 4HNO3 3CO2 + 4NO + 2Н2О. Вопрос 3. Скорость химических реакций. Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Концентрация вещества определяется числом молей в литре. При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществ идет речь: все они связаны между собой уравнениями реакции. По изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентраций всех остальных. При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно. Скорость гомогенной реакции математически можно отразить так: Vгои C 2 C1 C t 2 t1 t , где Vгом — скорость реакции в гомогенной системе; с1 с2 — начальная и конечная концентрации одного из веществ, измеряемая числом молей в литре (моль/л); t1, t2 — моменты времени (секунды, минуты). Если речь идет о концентрации исходного вещества (концентрация которого с течением времени уменьшается), то берется знак «–». Если скорость оценить увеличением концентрации одного из продуктов реакции, то берется знак «+». Скорость реакции выражается в моль/л·с. Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема. 76 Если реакция протекает между веществами в гетерогенной системе, то реагирующие вещества соприкасаются между собой не по всему объему, а только на поверхности Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности. В математической формуле это можно отразить так: Vгет C 2 C1 C S (t 2 t1 ) S t , где Vгет — скорость реакции в гетерогенной системе; S — площадь поверхности соприкосновения (м2); t — промежуток времени (секунда, минута). Скорость реакции выражается в моль/м2·с. Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: природа реагирующих веществ; концентрация реагирующих веществ; площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ; температура; катализатор. Зависимость скорости реакции от температуры определяют в соответствии с так называемым «правилом Вант-Гоффа», которое в XIX в. Сформулировал голландский химик Якоб Вант-Гофф. Это чисто эмпирическое правило, т.е. правило, основанное не на теории, а выведенное из опытных данных. В соответствии с этим правилом, повышение температуры на 10° приводит к увеличению скорости в 2–4 раза. Математически эту зависимость можно выразить уравнением: V2 V1 T2 T1 10 , где V1 и V2 – скорости реакции при температурах Т1 и Т2; величина γ называется температурным коэффициентом реакции. Правило Вант-Гоффа является приближённым и его обычно используют для приблизительно оценки скорости при изменении температуры. 77 Катализаторами называют вещества, которые увеличивают скорости химических реакций, но сами при этом не расходуются. Явление такого ускорения реакций называется катализом. Кроме катализаторов, которые ускоряют реакции, есть вещества, которые замедляют химические реакции, то есть снижают скорость реакции. Их называют ингибиторами. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции. Описывается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для мономолекулярной реакции скорость реакции определяется концентрацией молекул вещества V = k CA CB, где k – коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции; СА, СВ – концентрации реагентов, моль/л. Величины , называются порядками реакции по веществам А, В, сумма + носит название суммарного порядка реакции. Для простых реакций порядки совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Это уравнение есть математическое выражение закона действующих масс в общем виде. Вопрос 4. Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Не следует, однако полагать, что направление химической реакции только одно. В действительности, химические реакции протекают и в прямом, и в обратном направлениях: реагенты ↔ продукты. Такие реакции называются обратимыми. Обратимые (и необратимые) химические реакции бывают как гомогенными, так и гетерогенными. Такие реакции протекают до установления в них определенного концентрационного предела, общего для их прямого и обратного направлений, называемого состоянием химического равновесия. Именно с наступлением последнего и связывают прекращение протекания реакции в целом. 78 Рис. 9. Изменение скорости прямой и обратной реакций в процессе установления равновесия Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие, при этом концентрации всех реагирующих веществ перестают изменяться и остаются постоянными, несмотря на то, что обе реакции продолжают протекать. При неизменных условиях химическое равновесие сохраняется сколь угодно долго. Но воздействие, изменяющее условие равновесия (концентрацию, давление, температуру), приводит к смещению равновесия, т.е. изменению равновесных концентраций реагентов. Если в результате воздействия увеличиваются концентрации конечных веществ, то говорят о смещении равновесия вправо, в сторону преобладания прямой реакции, увеличение концентраций начальных веществ свидетельствует о смещении влево, в сторону преобладания обратной реакции. Изменение равновесных концентраций продолжается вплоть до установления нового равновесия, но уже при других равновесных концентрациях. Направление смещения равновесия в каждом конкретном случае можно прогнозировать с помощью принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие на систему. 79 Ключевые понятия: реакции разложения, соединения, замещения и обмена; экзо-и эндотермические реакции; тепловой эффект химической реакции; термохимические уравнения; гомогенные и гетерогенные реакции; степень окисления; окислительно-восстановительные реакции; окислитель; восстановитель; метод электронных уравнений (электронного баланса); скорость химической реакции; правило Вант-Гоффа; закон действующих масс; катализатор; ингибитор; химическое равновесие; принцип Ле Шателье. Вопросы для самопроверки: 1. По каким признакам классифицируются химические реакции? 2. Что такое степень окисления? 3. Чему равна степень окисления в любой частице? 4. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? 5. Что понимают под восстановителем? 6. Что понимают под окислителем? 7. Назовите важнейшие восстановители. 8. Назовите важнейшие окислители. 9. В чем смысл метода электронных уравнений (электронного баланса)? 10. Что понимают под скоростью химической реакции? 11. От каких факторов зависит скорость химической реакции? 12. Сформулируйте закон действующих масс. 13. Как скорость химической реакции зависит от температуры? 14. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. 15. Какие реакции считаются необратимыми? 16. Какие реакции считаются обратимыми? 17. В чем суть такого явления как «катализ»? 18. В чем смысл принципа Ле Шателье? 80 Литература по теме: Основная литература: 1. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 38-51, 66-82. 2. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 61-85, 116-138. 3. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 106-119, 172-198. 4. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 33-38, 77-105. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 81 Тема 7. Металлы и неметаллы Вопросы темы: 1. Металлы. 2. Неметаллы. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о кристаллическом строении металлов и строении молекул неметаллов; о характерных физических и химических свойствах металлов и неметаллов; о значении металлов в современной технике; об использовании сплавов и композиционных материалов; о коррозии металлов и защите от нее; о видах соединений неметаллов; о способах получения неметаллов; знать: общие сведения о металлах и неметаллах; особенности электронного строения металлов и неметаллов; уметь (иметь опыт, навык): составлять электронно-ионные уравнения. Вопрос 1. Металлы. Общие сведения. К металлам относят простые вещества, образованные атомами элементов, имеющих небольшое число (от 1 до 4) электронов на внешнем энергетическом уровне. Атомы металлов обладают тенденцией к отдаче электронов, поэтому для них характерна высокая восстановительная активность. Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомыметаллы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы. Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы является условным (об этом и свидетельствует наличие так называемых амфотерных элементов, которые группируются у отмеченной выше диагонали). 82 К металлам относят s-элементы (за исключением H и He), d- и fэлементы, а также p-элементы, расположенные левее и ниже указанной диагонали (т.е. более 80% элементов, входящих в Периодическую систему). Для них характерна малая электроотрицательность. Рис. 10. Положение металлов в Периодической системе Кристаллическое строение металлов. Металлическая связь. Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними находятся свободные электроны (электронный газ). Рис. 11. Строение кристаллических решеток 83 В простых веществах, образованных атомами элементов-металлов, доминирующим типом химической связи является металлическая. Металл рассматривают как плотно упакованную структуру из катионов, погруженных в «электронный газ» (газ ферми). Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов. Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы (отличие). Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных). Наличие в металлах свободных электронов (электронного газа) определяет общие для всех металлов физические свойства: высокую электро- и теплопроводность, металлический блеск (как правило в компактном состоянии), преимущественно серый цвет (исключения - Cu, Au); легкую механическую деформируемость (пластичность) и ковкость; способность испускать электроны под действием высокочастотного облучения (фотоэффект) или высоких температур (термоэлектронная эмиссия); компактность кристаллических структур. Общие физические свойства металлов. Определяются металлической связью и металлической кристаллической решеткой. Плотность. Плотность металлов различна. Она определяется типом кристаллической решетки металла и радиусом его атома. Металлы с плотностью меньше 5 г/см3 называются легкими, остальные – тяжелыми. К легким металлам относят щелочные, щелочноземельные металлы, бериллий, магний, алюминий, скандий, иттрий и титан; к тяжелым - все остальные. Самый легкий из металлов – литий (плотность 0,53 г/см3), самый тяжелый – осмий (плотность 22,6 г/см3). Температура плавления. Из всех известных металлов при стандартных условиях в жидком состоянии находится только ртуть (t = 39,2 °С). Наиболее легкоплавкими из них являются Cs (28,5 °c); Ga (29,78 °C); и Rb (39 °C). Самые тугоплавкие металлы, например, вольфрам (t = 3422 °С) находятся в середине больших периодов. Ковкость, пластичность. Наличие свободных электронов в структуре металла допускает смещение ионов, расположенных в узлах кристаллической решетки, без разрыва химической связи между ними. Благодаря этому металлы обладают способностью сохранять деформацию, изменять форму под воздействием механических нагрузок, не разрушаясь, прокатываться в листы и проволоку. Наиболее пластичные металлы: Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe (пластичность 84 уменьшается в ряду). Не обладают пластичностью Mn и Bi: это хрупкие металлы. Металлический блеск. Металлический блеск, который в порошке теряют все металлы, кроме Al и Mg. Самые блестящие металлы – это Hg (из нее изготовляли в средние века знаменитые «венецианские зеркала»), Ag (из него теперь с помощью реакции «серебряного зеркала» изготовляют современные зеркала). По цвету (условно) различают металлы черные и цветные. Среди последних выделим драгоценные ― Au, Ag, Pt. Золото ― металл ювелиров. Звон. Металлы звенят, и это свойство используется для изготовления колокольчиков (вспомните царь-колокол в московском кремле). Самые звонкие металлы – это Au, Ag, Cu. При нормальных условиях все металлы, кроме ртути Hg, – твердые вещества. Самый твердый из металлов – хром Cr: он царапает стекло. Самые мягкие – щелочные металлы, они режутся ножом. Щелочные металлы хранят с большими предосторожностями: Na – в керосине, а Li – в вазелине из-за своей легкости, керосин – в стеклянной баночке, баночка ― в асбестовой крошке, асбест – в жестяной баночке. Электропроводность. Хорошая электрическая проводимость металлов объясняется присутствием в них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному. С повышением температуры уменьшается электрическая проводимость металлов. При низких же температурах электрическая проводимость резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля металлы проявляют сверхпроводимость. Наибольшей электрической проводимостью обладают Ag, Cu, Au, Al, Fe; худшие проводники – Hg, Pb, W. Теплопроводность. При обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в основном в такой же последовательности, как их электрическая проводимость. Наибольшая теплопроводность ― у серебра и меди, наименьшая ― у висмута и ртути. Общие химические свойства металлов. Определяются их восстановительной активностью, поэтому в химических реакциях металлы являются восстановителями (отдают электроны). Взаимодействие с простыми веществами: с галогенами металлы образуют соли ― галогениды: Mg + Cl2 = mgcl2; с кислородом металлы образуют оксиды: 4Na + O2 = 2 Na2O; серой металлы образуют соли ― сульфиды: Fe + S = FeS; с водородом самые активные металлы образуют гидриды: Са+Н2= СаН2; с углеродом многие металлы образуют карбиды: Са + 2С = СаС2. 85 Взаимодействие со сложными веществами: металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑; металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н2SO4 и др.), в результате образуются соли и выделяется водород, например: 2Al+6НCl=2AlCl3+3H2↑; металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате образуется соль более активного металла, а менее активный металл выделяется в свободном виде, например: CuSo4+Fe=FeSo4+Cu. Электрохимический ряд напряжения металлов. Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительную активность отражает электрохимический ряд напряжения металлов: В соответствии с направлением стрелки уменьшается активность металлов и их восстановительные свойства. На основе восстановительной активности металлы вытесняют менее активные металлы из их солей: Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Коррозия металлов - (от латинского corrodere - грызть) процессы, происходящие в результате химического воздействия окружающей среды, в результате которых происходит их разрушение. Коррозия металлов означает разъедание, - начинается также на их поверхности. Происходит химическое взаимодействие с окружающей средой. Это процесс является самопроизвольным, а также является следствием окислительно-восстановительных реакций с компонентами окружающей среды. В результате разрушения металла образуются продукты его окисления, а именно: оксиды, гидроксиды, иногда просто происходит его растворение в среде до ионного состояния. Такое превращение сопровождается существенным изменением свойств. 86 Химическая коррозия, которую иногда ещё называют газовой, так как иногда она происходит под воздействием газообразных компонентов из окружающей среды при высоких температурах. Химическая коррозия может происходить и под воздействием некоторых агрессивных жидкостей. Особенностью этого процесса является то, что она происходит без возникновения в системе электрического тока. Химической коррозии подвергаются детали и узлы машин, работающих в атмосфере кислорода при высоких температурах, например турбинные двигатели, ракетные двигатели и некоторые другие, а также подвергаются детали узлы оборудования химического производства. Электрохимическая коррозия - поверхностное разрушение в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Характер разрушения поверхности металла может быть различным и зависит от свойств этого металла и условиях протекания процесса. Электрохимическая коррозия - наиболее распространённый вид разрушения металлов. Примером электрохимической коррозии является, например, разрушение деталей машин, приборов и различных металлических конструкций в почвенных, грунтовых, речных и морских водах, в атмосфере, под пленками влаги, в технических растворах, под действием смазочно-охлаждающих жидкостей и т.д. Как уже было отмечено, электрохимическая коррозия протекает на поверхности металлов под действием электрических токов, то есть происходят окислительно-восстановительные химические реакции, характеризующиеся отдачей электронов и их переносом, так как образуются катодные и анодные участки. Образованию катодов и анодов способствуют химическая неоднородность металлов (примеси и включения), наличие участков остаточной деформации, неоднородность покрывающих металл защитных плёнок и т.д. Наиболее часто в образовании данного вида разрушения металла участвуют не один фактор, а несколько. Когда металл начинает коррозировать, он превращается в многоэлектронный гальванический элемент. Атмосферная коррозия - протекает во влажном воздухе при обычной температуре. Поверхность металла покрывается плёнкой влаги, содержащей растворённый кислород. Интенсивность разрушения металла возрастает с ростом влажности воздуха, а также содержанием в нём газообразных оксидов углерода, серы, при наличии в металле шероховатостей, трещин облегчающих конденсацию влаги. Почвенной коррозии подвержены трубопроводы, кабели, подземные сооружения. В этом случае металлы соприкасаются с влагой почвы, содержащей растворённый кислород. Во влажной почве, с повышенной кислотностью трубопроводы разрушаются в течение полугода после их укладки (конечно, если не принять меры по их защите). 87 Электрическая коррозия - происходит под действием блуждающих токов, возникающих от посторонних источников (линии электропередач, электрические железные дороги, различные электроустановки, работающие на постоянном электрическом токе). Блуждающие токи вызывают разрушение газопроводов, нефтепроводов, электрокабелей, различных сооружений. Защита от коррозии. Защита от коррозии – это изоляция металлов от агрессивной среды. Защитить металл от разрушения можно путём создания на его поверхности защитной плёнки - покрытия. Пути создания защитных плёнок различны. Например, коррозирующий металл покрывают слоем другого металла, который не разрушается при тех же условиях. В качестве покрытий используются неметаллические покрытия, органические материалы - плёнки высокополимерных веществ, лаки, олифа, а также композиции из высокополимерных и неорганических красящих веществ. Радикальным методом защиты от коррозии является поиск коррозионно-стойких материалов для агрессивной среды. Электрохимическая защита металлов от коррозии основана на изменении потенциала защищаемого металла и не связана с изоляцией металла от коррозионной среды. К ней относится катодная защита. Её называют также анодная защита. Катодная защита - заключается в том, что защищаемая конструкция «А», находящаяся в среде электролита (например, в почвенной воде), присоединяется к катоду (отрицательно заряженный электрод) источника электричества. Защищаемая конструкция становится катодом. В ту же агрессивную среду помещают кусок старого металла (рельс или балка), присоединяемый к аноду внешнего источника электричества. В процессе коррозии этот кусок старого металла становится анодом и разрушается. Протекторная защита - отличается от катодной защиты тем, что для её осуществления используется специальный анод - протектор, в качестве которого применяют металл более активный, чем металл защищаемой конструкции (алюминий, цинк). Протектор соединяют с защищаемой конструкцией проводником электрического тока. В процессе коррозии протектор служит анодом (положительно заряженный электрод) и разрушается, тем самым предохраняя от разрушения нашу охраняемую конструкцию. Для замедления коррозии металлических изделий в агрессивную среду добавляют вещества (чаще всего органические), называемые ингибиторами (замедлители окисления металла). Таким методом успешно пользуются, когда надо защитить металл от его разъедания кислотой. Ингибиторы широко применяются при очистке паровых котлов от накипи, для снятия окалины с отработанных деталей, а также при хранении и перевозке соляной кислоты в стальной таре. 88 В качестве органических ингибиторов применяют тиомочевину (химическое название - сульфид-диамид углерода C(NH2)2S, диэтиламин, уротропин (CH2)6N4 и другие производные аминов. В качестве неорганических ингибиторов применяют силикаты (соединения металла с кремнием Si), нитриты (соединения с азотом N), дихроматы щелочных металлов и т.д. Вопрос 2. Неметаллы. Общие сведения. Неметаллы – это химические элементы, которые образуют в свободном состоянии простые вещества, не обладающие физическими и химическими свойствам металлов. Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода. Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы. Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства. Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы – неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. 89 Таблица 5. Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов Группа 1-й период 2-й период 3-й период 4-й период 5-й период 6-й период I Н III IV V VI VII В С Si N P As O S Se Te F Cl Br I At VIII He Ne Ar Kr Xe Rn Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы-неметаллы: s-элемент – водород; р-элементы III группы – бор; IV группы – углерод и кремний; V группы – азот, фосфор и мышьяк, VI группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод и астат. Элементы VIII группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Как видно из таблицы 5, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Общие физические свойства неметаллов. В газообразном состоянии при комнатной температуре находятся: водород – H2, азот – N2, кислород – O2, фтор – F2, хлор – Cl2. Инертные газы: гелий – He, неон – Ne, аргон – Ar, криптон – Kr, ксенон – Xe, радон – Rn. В жидком состоянии находится: бром ― Br. В твердом состоянии находятся: бор – B, углерод – C, кремний – Si, фосфор – P, сера – S, мышьяк – As, селен – Se, теллур – Te, йод – I, астат – At. Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода и т. д. 90 Рис. 12. Состав и свойства простых веществ – неметаллов Атомы неметаллов образуют менее плотно упакованную структуру, чем металлы, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые веществанеметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью. Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные – немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств. Как было указано, неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы. К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn. Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (элементы VII группы периодической системы), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3). Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов: C, Si, S и т. д. 91 Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента ― кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и тем, сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой. Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита). Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Углерод – С, кремний – Si, бор – В имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они встречаются в двух видоизменениях ― в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический кремний обладает полупроводниковыми свойствами. Общие химические свойства неметаллов. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. 1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами: 4Al + 3C = Al4C3. 2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом: H2 + F2 = 2HF. 3. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют низкую электроотрицательность: 2P + 5S = P2S5. 4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. 92 5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами: 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3. 6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом (кроме фтора): 4P + 5O2 = 2P2O5. 7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями: S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O. 8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород: ZnO + C = Zn + CO; CuO + H2 = Cu + H2O. 9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования): Cl2 + H2O =HCl + HClO. Ключевые понятия: металл; металлическая связь; кристаллическая решетка; коррозия металлов; химическая коррозия; электрохимическая коррозия; атмосферная коррозия; почвенная коррозия; электрическая коррозия; ингибиторы коррозии; щелочные металлы; щелочноземельные металлы; переходные металлы; неметалл; галоген; халькоген. 93 Вопросы для самопроверки: 1. Охарактеризуйте местоположение атомов металлов в периодической таблице Д. И. Менделеева. 2. Какова зависимость строения атомов-металлов от их местоположения в периодической системе Д. И. Менделеева? 3. Каковы особенности структуры кристалла металла? 4. Как изменяется в группе и периоде способность атомовметаллов отдавать электроны? 5. Какими физическими свойствами характеризуются металлы? 6. Почему атомы металлов в химических реакциях являются восстановителями? 7. Какими химическими свойствами характеризуются металлы? 8. Укажите значение металлов и сплавов в современной технике. 9. Какова роль композиционных материалов в современной промышленности? 10. Что такое коррозия? 11. Назовите виды коррозии и способы защиты от нее. 12. Охарактеризуйте местоположение атомов неметаллов в периодической таблице Д. И. Менделеева. 13. Сколько элементов относят к неметаллам? 14. В каких подгруппах находятся неметаллы? 15. Какое число электронов может быть у атомов неметаллов на внешнем электронном слое? 16. Какова зависимость строения атомов-неметаллов от их местоположения в периодической системе Д. И. Менделеева? 17. Как изменяется в группе и периоде способность атомовнеметаллов присоединять электроны? 18. Какими физическими свойствами характеризуются неметаллы? 19. В каких химических реакциях неметаллы являются восстановителями? 20. В каких химических реакциях неметаллы являются окислителями? 21. Какими химическими свойствами характеризуются неметаллы? 22. Как классифицируются простые вещества - неметаллы по агрегатному состоянию? 94 Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 178-334. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 114-172. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 5. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 6. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 95 Раздел II. Органическая химия Тема 8. Основные понятия органической химии и теория строения органических соединений Вопросы темы: 1. Органическая химия - химия соединений углерода. 2. Теория химического строения А.М. Бутлерова. Изомеры. 3. Гомологические ряды органических соединений. 4. Классификация органических соединений. 5. Типы номенклатур органических соединений. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о структурных формулах, гомологах, изомерах; о типах номенклатур органических соединений; о классификации органических соединений; знать: особенности органических соединений; основные положения теории химического строения А.М. Бутлерова; уметь (иметь опыт, навык): объяснить смысл основных положении органической химии и ее значении в практической деятельности и повседневной жизни. Вопрос 1. Органическая химия - химия соединений углерода. Органическими называют соединения, в состав которых входит элемент углерод. Органическая химия – это химия соединений углерода, большой самостоятельный раздел химии. Простейшие соединения углерода – его оксиды, угольную кислоту, ее соли и некоторые другие соединения принято относить к неорганическим. Органические соединения, кроме углерода, чаще всего содержат элементы водород, кислород, азот, значительно реже – серу, фосфор, галогены и некоторые другие металлы (порознь или в различных комбинациях). Для органических соединений характерны неполярная и полярная ковалентные связи, ионная связь встречается относительно редко. 96 Связи между атомами углерода неполярные, связи углерода с водородом характеризуются весьма незначительной полярностью, более полярные связи углерода с атомами кислорода, галогенов, серы, азота. В твердом состоянии органические вещества обычно образуют кристаллы молекулярного типа, имеющие малую твердость и низкую температуру плавления. Значение органической химии: Любой организм состоит из органических веществ и в нем непрерывно протекают множество биохимических реакций. С помощью органического синтеза получают разнообразные органические вещества: o искусственные и синтетические волокна; o каучуки; o пластмассы; o красители; o пестициды; o синтетические витамины; o гормоны; o лекарства. На основе органической химии идет развитие биотехнологий (образование органического сырья из клеточных структур на базе питательной среды). Органическая химия – основа генной инженерии. Вопрос 2. Теория химического строения А.М. Бутлерова. Изомеры. Теоретическую основу современной органической химии составляет разработанная А.М. Бутлеровым в 1861 г. теория химического строения, развитая и дополненная современными электронными представлениями. Согласно этой теории, основные свойства органических соединений обусловлены особенностями элемента углерода: Атомы в молекулах соединяются в соответствии со своей валентностью. Порядок связи атомов называется химическим строением. Углерод во всех органических соединениях четырехвалентен. Свойства веществ зависят не только от качественного и количественного состава, но и от химического строения (от порядка соединения атомов в молекуле). 97 Пример: С2Н6О 1) Этиловый спирт СН3 – СН2 – ОН. 2) Диметиловый эфир СН3 – О – СН3. Атомы в молекулах взаимно влияют друг на друга, от чего зависит реакционная способность. Пример: СН4 – (газ, без цвета, запаха, не растворим в воде). СН3 – ОН - (жидкость, бесцветная, хорошо растворима в воде, имеет резкий алкогольный запах). Значение теории химического строения А.М.Бутлерова: заложила научные основы в области органической химии и объяснила ее важнейшие закономерности; дала новый подход к пониманию строения и свойств химических веществ; дала возможность систематизировать огромный практический материал и заранее предсказать существование новых веществ; указала направления на возможные пути получения лекарственных, синтетических веществ, полимеров, красителей, пластмасс, взрывчатых веществ. Для характеристики строения молекул в органической химии широко используются структурные формулы, которые в отличие от обычных (эмпирических) отражают наряду с качественным и количественным составом последовательность связей атомов в молекуле. Структурная формула – химическая формула, отражающая строение молекул, с учетом геометрического положения атомов. В структурных формулах ковалентная связь обычно обозначается чертой. Структурная формула – это язык органической химии. Используют также сокращенные полуструктурные формулы, отражающие связи между группами атомов. Изменение строения молекул приводит к появлению новых веществ с иными физическими и химическими свойствами. Это явление носит название изомерии. Изомеры – это вещества, имеющие одинаковый состав, но разное строение молекул. 98 Атомы углерода классифицируют по числу связанных с ними других атомов углерода. Если атом углерода связан с одним атомом углерода - его называют первичным, с двумя - вторичным, тремя третичным и четырьмя - четвертичным. 1-й и 6-й атомы углерода, а также все атомы углерода в метальных группах - СН3 первичные, 3-й и 5-й атомы углерода вторичные, 4-й - третичный, 2-й - четвертичный. Свойства атомов водорода, других атомов и функциональных групп зависят от того, с каким углеродным атомом они связаны: первичным, вторичным или третичным. Это всегда надо учитывать. Вопрос 3. Гомологические ряды органических соединений. Ряд органических соединений, в котором формула каждого последующего члена отличается от формулы предыдущего на группу атомов СН2, называется гомологическим рядом, а члены ряда – гомологами. Гомологи – вещества, сходные по составу и строению и отличающиеся на одну или несколько групп – СН2. Гомологи, расположенные в порядке возрастания их относительной молекулярной массы, образуют гомологический ряд. Группы СН2 называются гомологической разностью. Пример: Ряд предельных углеводородов (алканов): метан СН4, этан С2Н6, пропан С3Н8, бутан С4Н10, пентан С5Н12, гексан С6Н14, гептан С7Н16 и т.д. Состав молекул всех членов гомологического ряда может быть выражен одной общей формулой (для рассмотренного ряда : СnH2n+2) Гомологические ряды могут быть построены для всех классов органических соединений. Важно! Зная свойства одного из членов гомологического ряда, можно сделать выводы о свойствах других представителей того же ряда. 99 Вопрос 4. Классификация органических соединений. Органические вещества классифицируют: по типу углеродной цепи; по функциональной группе. Рис. 13. Классификация органических веществ по углеродной цепи 100 Функциональной называется группа атомов, определяющая наиболее характерные свойства вещества и его принадлежность к определенному классу соединений. Таблица 6. Классификация органических веществ по функциональной группе 101 Таблица 7. Общая классификация органических веществ предельные алифатические (ациклические) непредельные По строению циклические карбоциклические алициклические ароматические гетероциклические предельные углеводороды галогенопроизводные По функциональным группа кислородосодержащие непредельные алициклические ароматические предельные ароматические предельные непредельные предельные азотосодержащие непредельные алканы алкены алкины алкадиены циклоалканы арены углеводы алканы алкены алкадиены алкины циклоалканы арены галогеноалканы галогеноарены спирты фенолы простые эфиры альдегиды кетоны карбоновые кислоты сложные эфиры жиры углеводы нитросоединения амины аминокислоты белки Вопрос 5. Типы номенклатур органических соединений. Для определения названия изомеров различных органических соединений используют следующие типы номенклатур: тривиальная; рационально-функциональная; заместительная (номенклатура IUPAC). Тривиальная (по способу получения). На заре органической химии названия вновь получаемым органическим веществам давали или по происхождению (щавелевая кислота – из щавеля; муравьиная кислота – из муравьёв; кофеин – из зёрен кофе), или по свойствам (глюкоза – от греческого γλυκύς – «сладкий»; пикриновая кислота – от греческого πυκρός – «горький»). 102 Это так называемые тривиальные (от лат. trivialis – обыкновенный) названия. Рационально-функциональная (основа простейшие соединения). В середине XIX века, когда количество органических веществ, в том числе и синтетических, увеличивалось, а многие из них оказались близки по составу и свойствам, ввели в употребление рациональную номенклатуру. Этот способ наименования органических веществ базировался на теории типов, и за основу названия бралось название родоначального типа. К названию простого (часто первого) члена гомологического ряда добавляются названия заместителей, положение их при необходимости указывают греческой буквой. Если в формуле радикалы повторяются несколько раз, то их указывают греческими числительными: ди–два, три–три, тетра–четыре, пента–пять и т.д. Рациональная номенклатура удобна для не очень сложных соединений. Заместительная (или систематическая) номенклатура IUPAC. Тривиальные и рациональные названия до сих пор используются химиками в тех случаях, когда такое название проще. Но в основном пользуются другими правилами – правилам заместительной (или систематической) номенклатуры IUPAC. В 1892 году в Женеве состоялся Международный конгресс химиков, который принял номенклатуру органических веществ, основанную на теории химического строения. Именно эта, женевская номенклатура лежит в основе современной заместительной (или систематической) номенклатуры IUPAC. В 1930 году в бельгийском городе Льеже она получила развитие и усовершенствование. Наконец, в 1957 году были приняты правила современной номенклатуры IUPAC (Международного союза теоретической и прикладной химии). В них объединяются принципы рациональной и систематических (женевской, льежской) номенклатур. Разрешается использовать тривиальные названия родоначальных структур и принципы рациональной номенклатуры, если это позволяет упростить название. Алгоритм составления названия органического вещества по его формуле (на примере углеводородов). 103 1. Выбирают главную цепь таким образом, чтобы она содержала функциональную группу или кратную связь и имела максимальную длину. 2. Нумерацию начинают с того края, ближе к которому находится функциональная группа или двойная связь или заместители. 3. В начале формулы указывается номер атома углерода, у которого стоит заместитель, затем следует название заместителя (радикала): Радикал – реакционная частица, имеющая неспаренный электрон. СН3 – метил, С2Н5 – этил, С3Н7 – пропил, С4Н9 – бутил и т.д., (если одинаковых заместителей два, то ставится приставка – ди, три - три, четыре – тетро…). 4. Основу названия составляет корень слова, обозначающий предельный углеводород, с тем же числом атомов, что и главная цепь: С2Н4– метан, С2Н6–этан, С3Н8–пропан, С4Н10–бутан, С5Н12–пентан, С6Н14–гексан, С7Н16–гептан, С8Н18–октан, С9Н20–нонан, С10Н22–декан. 5. Затем следует суффикс: ан – если в молекуле нет кратных связей; ен – если в молекуле двойная связь; ин – если в молекуле тройная связь; диен – если в молекуле две двойные связи. После суффикса указывается положение кратной связи. 2,6,6-триметилгептен-3. Алгоритм составления формулы органического вещества по его названию(на примере углеводородов). 1. Основу структурной формулы составляет углеводород, указанный в конце названия. Например: 2,3-диметилгексан. Значит, в основе находятся шесть атомов углерода (углеродный скелет). Записываем их и нумеруем атомы углерода 104 2. В соответствии с названием вещества у 2-го и 3-го атомов углерода находятся радикалы – метил. Вспоминаем как они пишутся и подставляем в формулу: 3. Учитывая, что у углерода в органических соединениях валентность всегда четыре, считаем имеющиеся у каждого атома углерода связи. Сколько не хватает до четырех – такое количество атомов водорода и связано с данным углеродом. Например: у С1 имеется одна связь с С2, значит он связан с тремя атомами водорода; С2 имеет три связи – одну с С1, вторую с С3 и третью с радикалом, значит он связан с одним атомом водорода. Проставляем к каждому атому углерода недостающие атомы водорода: Химическая формула 2, 3-диметилгексана составлена. Ключевые понятия: органические и неорганические вещества; валентность; структурная формула; изомеры; гомологи; теория химического строения; заместительная номенклатура IUPAC. 105 Вопросы для самопроверки: 1. Какие соединения называют органическими? 2. Каково значение органической химии? 3. Назовите основные положения теории А.М. Бутлерова? 4. Значение теории органического строения. 5. Что такое структурная формлула для органической химии? 6. Что понимают под изомерией? 7. Какие вещества называют изомерами? 8. Что такое гомологи? 9. Что понимают под гомологическим рядом? 10. Назовите типы номенклатур органических соединений. 11. Каким образом органические вещества классифицируют по типу углеродной цепи? 12. Каким образом органические вещества классифицируют по функциональной группе? Литература по теме: Основная литература: 1. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 83-85. 2. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 139-142. 3. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 335-346. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 5. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 6. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 106 Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 107 Тема 9. Углеводороды и их природные источники Вопросы темы: 1. Классификация углеводородов. 2. Предельные углеводороды (алканы). 3. Циклические насыщенные углеводороды (циклоалканы). 4. Непредельные углеводороды (алкены). 5. Диеновые углеводороды (алкадиены). 6. Ацетиленовые углеводороды (алкины). 7. Ароматические углеводороды (арены). 8. Природные источники углеводородов. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о классификации углеводородов; о природных источниках углеводородов; знать: особенности строения, основные свойства, получение и применение основных классов углеводородов; уметь (иметь опыт, навык): составлять название углеводорода по его формуле; составлять формулу углеводорода по его названию. Вопрос 1. Классификация углеводородов. Углеводороды – простейшие органические соединения, состоящие их двух элементов: углерода и водорода. Согласно теории строения они классифицируются по двум основным признакам: 1) по типу цепи: ациклические – с открытой цепью, циклические – с замкнутой цепью углеродных атомов; 2) по типу связи: насыщенные – с ординарными связями, ненасыщенные – с кратными (двойными или тройными) связями между углеродными атомами. Особую группу составляют арены (ароматические углеводороды), в молекулах которых имеется специфическая группировка атомов, называемая бензольным кольцом. 108 Вопрос 2. Предельные углеводороды (алканы). Алканами, или парафинами, называют ациклические насыщенные углеводороды, в молекулах которых атомы углерода связаны между собой одинарными связями. Состав углеводородов гомологического ряда алканов может быть выражен общей формулой СnH2n+2, где n 1. Названия, начиная от C5 и выше, производятся от греческих названий числительных с добавлением окончания ан. Химические свойства членов гомологического ряда близки между собой, физические – закономерно изменяются: с увеличением молярной массы алканов увеличиваются, как правило, их плотность, температуры плавления и кипения. Углеводороды, содержащие от одного до четырех атомов углерода при комнатной температуре, – газы, от пяти до шестнадцати – жидкости и более шестнадцати – твердые вещества. Газообразные алканы входят в состав природного газа, жидкие и твердые алканы содержатся в нефти. Частицы, образованные при отнятии одного, двух или нескольких атомов водорода от молекул углеводородов, называются углеводородными радикалами. Они имеют одну, две или несколько свободных валентностей (непарных электронов). Одновалентные радикалы алканов носят название алкилы: метил СН3-, этил С2Н5-, пропил С3Н7- и т.д. Их общая формула: СnH2n+1. Углеводородные радикалы – чрезвычайно активные частицы, в свободном виде они, как правило, существуют весьма кратковременно, но играют важную роль в ходе реакций с участием органических веществ. Изомерия алканов обусловлена различной структурой цепи углеродных атомов. Первые три члена ряда – метан, этан и пропан – изомеров не имеют, поскольку в этом случае углеродная цепь не может иметь разветвлений. Следующий углеводород – бутан С4H10 – существует в виде двух изомеров, один из которых имеет неразветвленную цепь углеродных атомов, другой – разветвленную. 109 Алканы, имеющие неразветвленную цепь углеродных атомов, называют нормальными алканами (парафинами), разветвленные алканы – изоалканами (изопарафинами). С увеличением числа атомов углерода в молекуле число изомеров быстро возрастает: пентан С5Н12 имеет три изомера, гексан С6H14 – пять, гептан C7H16 – девять, углеводород С10Н22 – 75 изомеров, C15H32 – 4357, а С20Н42 – 366319 изомеров! Очевидно, что каждый углеводород имеет только один изомер нормального строения, все остальные являются изоалканами. Химическая активность алканов сравнительно невелика, наиболее xapактерным типом реакций являются реакции замещения. Вопрос 3. Циклические насыщенные углеводороды (циклоалканы). Циклоалканы (циклопарафины, нафтены) – это циклические насыщенные углеводороды. Их названия происходят от названий соответствующих алканов с добавлением приставки цикло-. Общая формула гомологического ряда циклоалканов CnH2n, где n = 23. Наиболее распространены пяти- и шестичленные циклоалканы, они содержатся в нефти и продуктах ее переработки. В гомологическом ряду циклоалканов наблюдается та же закономерность изменения физических свойств, что и у алканов: с увеличением числа атомов углерода в молекуле плотность, температуры кипения и плавления возрастают. При комнатной температуре циклопропан и циклобутан – газообразные вещества, циклопентан, циклогексан и циклогептан – жидкости, остальные циклоалканы – твердые вещества. По химическим свойствам циклоалканы (кроме циклопропана и циклобутана) напоминают алканы: наиболее характерны для них реакции замещения. Вопрос 4. Непредельные углеводороды (алкены). Алкены (олефины) – ациклические ненасыщенные углеводороды, в молекулах которых имеется одна двойная связь между атомами углерода. Общая формула алкенов та же, что и циклоалканов СnH2n, но число атомов углерода n 2. Алкены – химически весьма активные вещества. Поэтому в природе они не встречаются, а образуются в результате высокотемпературной переработки нефти и природного газа. Высокая химическая активность алкенов обусловлена энергетической неравноценностью σ- и π-связей, образующих двойную связь между углеродными атомами. При химических превращениях алкенов чаще всего разрывается менее прочная π-связь. Образуются 110 свободные валентности, по которым идет присоединение различных атомов или групп атомов. Поэтому наиболее характерны для алкенов реакции присоединения. Важнейшей разновидностью реакции присоединения является полимеризация – соединение множества молекул вещества в более крупную молекулу. В результате полимеризации из вещества с небольшой молярной массой – мономера – образуется, в зависимости от условий, или высокомолекулярное соединение – полимер, или продукт с промежуточной молярной массой – олигомер. Полиэтилен – твердое вещество белого цвета, обладает большой химической стойкостью и высокими электроизоляционными свойствами, находит широкое применение в машиностроении, электрои радиотехнике, а также в быту. Вопрос 5. Диеновые углеводороды (алкадиены). Углеводороды, содержащие две двойные связи в углеродной цепи называются диеновыми (общее международное название алкадиены). Общая формула алкадиенов СnН2n-2. Если двойные связи разделены в цепи двумя или более σ-связями (например, пентадиен-1,4), то такие двойные связи называются изолированными. Химические свойства алкадиенов с изолированными двойными связями такие же, как и у алкенов. Для алкадиенов, характерны реакции присоединения. Если двойные связи разделены в цепи только одной σ-связью, то их называют сопряженными, поскольку π-электроны двойных связей в этом случае образуют единое π-электронное облако. В сопряженной системе π-электроны уже не принадлежат определенным связям, они делокализованы по всем атомам. Простейшим сопряженным диеном является бутадиен-1,3: СН2=СН-СН=СН2. Бутадиен и изопроен легко полимеризуются и сополимеризуются, т.е. совместно полимеризуются с другими непредельными соединениями, образуя каучуки. Впервые в России С.В.Лебедев полимеризацией бутадиена – 1,3 с использованием катализатора – металлического натрия получил синтетический каучук. Важнейшим промышленным мономером для получения каучуков являются изопрен (2-метилбутадиен-1,3). 111 Вопрос 6. Ацетиленовые углеводороды (алкины). Алкинами называются непредельные углеводороды, молекулы которых содержат одну тройную связь. Общая формула алкинов CnH2n-2. Первый член гомологического ряда алкинов – ацетилен (СН≡СН – этин) – бесцветный газ, легче воздуха, малорастворим в воде. Ацетилен горит на воздухе сильно коптящим пламенем, а в кислороде ослепительно белым с выделением большого количества тепловой энергии. Смеси ацетилена с воздухом и кислородом весьма взрывоопасны. Ацетилен используется для автогенной сварки металлов. При обычных условиях С2-С4 - газы,. C5- С16 - жидкости, начиная с С18 - твердые вещества. Температуры кипения алкинов выше, чем у соответствующих алкенов. По химическим свойствам ацетилен во многом аналогичен этилену. Для него характерны реакции присоединения, окисления и полимеризации. В промышленности и в лаборатории ацетилен получают из карбида кальция при взаимодействии последнего с водой (в больших количествах ацетилен получают из метана). Вопрос 7. Ароматические углеводороды (арены). Арены (ароматические углеводороды) – это углеводороды, в молекулах которых имеются бензольные кольца с общей формулой СnH2n-6 (n 6). Простейшим представителем аренов является бензол С6Н6. Он представляет собой бесцветную жидкость, кипящую при 80°С и кристаллизующуюся при 5,5°С. Молекула бензола имеет форму правильного шестиугольника. Три из четырех валентных электрона каждого атома углерода образуют σ-связи с двумя соседними углеродными атомами и с атомом водорода. Оставшийся 2р-валентный электрон участвует в образовании единой для всех атомов углерода шестиэлекронной π-связи (обозначается окружностью). Все связи между атомами углерода оказываются равноценными, промежуточными между ординарными и двойными. Арены разделяют на два класса. К первому относят производные бензола (толуол, дифенил и др.), ко второму - конденсированные (полиядерные) арены (например, нафталин). 112 Гомологи бензола можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в бензольном кольце на углеводородные радикалы. Ближайшим гомологом является толуол (метилбензол): Первые члены гомологического ряда бензола – бесцветные жидкости со специфическим запахом. Токсичны. Они легче воды и в ней нерастворимы. Хорошо растворяются в органических растворителях и сами являются хорошими растворителями для многих органических веществ. Все арены горят коптящим пламенем ввиду высокого содержания углерода в их молекулах. Арены сочетают свойства как насыщенных, так и ненасыщенных углеводородов, вступая в реакции замещения и присоединения. Арены используют для получения пластмасс, красителей, лекарств, сахарина, взрывчатых веществ, растворителей, пестицидов, волокон лавсана. Вопрос 8. Природные источники углеводородов. Природные газы, нефть, каменный уголь – основные источники углеводородов. По запасам природного газа первое место в мире принадлежит России. В природном газе содержаться углеводороды с низкой молекулярной массой. Он имеет следующий примерный состав (по объему содержания): 80-98% метана, 2-3% его ближайших гомологов – этана, пропана, бутана и небольшое количество примесей – сероводорода, азота, благородных газов, оксида углерода и паров воды. К природным газам относятся и так называемые попутные газы, которые обычно растворены в нефти и выделяются при ее добыче. Природный газ используется как дешевое топливо, кроме того он служит ценным сырьем для химической промышленности. Нефть – горючая маслообразная жидкость от светло-жёлтого до тёмно-коричневого цвета, состоящая из сложной смеси углеводородов, главным образом жидких (в них растворены твердые и газообразные углеводороды). Кроме углеводородов нефть содержит кислородные, сернистые и азотистые органические соединения. Сырая нефть обычно не применяется. Для получения из нефти технически ценных продуктов ее подвергают переработке. Первичная переработка заключается в перегонке нефти – разделение нефти на фракции при нагревании. 113 Таблица 8. Продукты перегонки нефти Фракции углеводородов Бензиновая Состав С5-С10 tкип, с до 180 Керосиновая С12-С18 180-300 Керосино-газойлевая С9-С15 180-350 Мазут С16 300-500 Гудрон 500 Области применения авиационный и автомобильный бензин горючее для тракторов, реактивных самолётов, ракет дизельное топливо дизельное топливо, смазочные масла, вазелин, парафин дорожное строительство При вторичных методах переработки нефти происходит изменение структуры углеводородов, входящих в ее состав. Среди этих методов большое значение имеет крекинг – расщепление углеводородов нефти, проводимый с целью повышения выхода бензина. В последние годы углеводороды нефти широко используются как источники химического сырья. Различными способами из них получают вещества, необходимые для производства пластмасс, синтетического каучука, спиртов, кислот, синтетических моющих веществ, взрывчатых веществ, ядохимикатов и т.д. В последние годы значительно возросло производство газов путем переработки каменных углей, торфа, сланцев. Уголь, так же как и природные газы и нефть является источником углеводородов. Ключевые понятия: углеводороды; алканы; циклоалканы; алкены; диены; алкины; арены; природный газ; нефть; перегонка нефти; крекинг. 114 Вопросы для самопроверки: 1. Что такое углеводороды и как они классифицируются? 2. Дайте определение алканов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 3. Дайте определение циклоалканов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 4. Дайте определение алкенов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере этилена. 5. Дайте определение диенов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 6. Дайте определение алкинов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере ацетилена. 7. Дайте определение аренов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере бензола. 8. Назовите природные источники углеводородов. 9. Что понимают под перегонкой нефти? Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 347-382. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 172-196. 3. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 85-89. 4. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 143-151. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 5. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 115 6. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 116 Тема 10. Кислородсодержащие органические соединения Вопросы темы: 1. Общая классификация кислородсодержащих органических соединений. 2. Спирты. 3. Фенолы. 4. Альдегиды. Кетоны. 5. Карбоновые кислоты. 6. Сложные эфиры и жиры. 7. Углеводы. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о классификации кислородсодержащих органических соединений; о влиянии алкоголя на организм человека; знать: особенности строения, основные свойства, получение и применение основных классов кислородсодержащих органических соединений; уметь (иметь опыт, навык): составлять название кислородсодержащего органического соединения по его формуле; составлять формулу кислородсодержащего органического соединения по его названию. Вопрос 1. Общая классификация кислородсодержащих органических соединений. Функциональные производные углеводородов можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекулах углеводородов на особые группы атомов, определяющие, в основном, химические свойства данного класса соединений. Эти группы называются функциональными. Таким образом, строение рассматриваемых соединений может быть выражено общей формулой: R — F, где R – углеводородный радикал и F – функциональная группа. В ряде случаев роль радикала может играть также атом водорода. Известны также полифункциональные соединения, содержащие несколько одинаковых или разных функциональных групп. 117 К числу кислородсодержащих органических соединений, состоящих из атомов углерода, водорода и кислорода, относятся спирты, фенолы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, простые и сложные эфиры, углеводы и др. Вопрос 2. Спирты. Спиртами называются органические вещества, содержащие одну или несколько гидроксогрупп ОН, соединенных с углеводородным радикалом (кроме бензольного кольца). По числу гидроксогрупп спирты делятся на одно-, двух-, трех- и т.д. -атомные, причем к одному и тому же атому углерода может быть присоединена только одна группа –ОН. Наибольшее значение имеют насыщенные одноатомные спирты – производные алканов: СН3ОН – метанол, С2Н5ОН – этанол, С3Н7ОН – пропанол, С4Н9ОН – бутанол и т.д. Общая формула гомологического ряда спиртов: СnH2n+1OH, где n 1. Спирты, содержащие от 1 до 10 атомов углерода, – жидкости, более 10 – твердые вещества. Метанол, этанол и пропанол неограниченно растворяются в воде, остальные жидкие спирты ограниченно растворимы. Твердые спирты в воде практически не растворяются. Жидкие спирты ядовиты, особенно метанол. Его смертельная доза при приеме внутрь составляет 30 г. Спирты являются амфотерными соединениями, они проявляют свойства очень слабых кислот и оснований. Кислотные свойства спирты проявляют при взаимодействии с активными металлами: происходит замещение атома водорода гидроксогруппы на металл с образованием алкоголята. Свойства оснований проявляются при реакции с органическими кислотами. Среди способов получения спиртов можно выделить следующие: гидратация алкенов (реакция протекает по правилу Марковникова. Это один из основных промышленных способов получения спиртов); гидролиз алкилгалогенидов под действием растворов щелочей (реакция протекает по механизму замещения); восстановление карбонильных соединений (при восстановлении альдегидов образуются первичные спирты при восстановлении кетонов – вторичные); промышленный способ получения спиртов (перегонка твердых пород дерева); брожение глюкозы. 118 Применение: Этанол: для производства синтетического каучука, лекарственных препаратов, парфюмерных средств, используется в пищевой и алкогольной промышленности, а также как растворитель. Метанол: для производства формальдегида, лекарственных веществ, как растворитель лаков, красок, в качестве автомобильного топлива в зарубежных странах. Влияние алкоголя на организм человека. Для того чтобы сделать спирт, используемый в технических целях, непригодным для питья, в него добавляют небольшие количества трудноотделимых ядовитых, плохо пахнущих и имеющих отвратительный вкус веществ и подкрашивают. Содержащий такие добавки спирт называют денатурированным или денатуратом. Небольшие количества этилового спирта при попадании в организм человека снижают болевую чувствительность и блокируют процессы торможения в коре головного мозга, вызывая состояние опьянения. На этой стадии действия этанола увеличивается водоотделение в клетках и, следовательно, ускоряется мочеобразование, в результате чего происходит обезвоживание организма. Кроме того, этанол вызывает расширение кровеносных сосудов. Усиление потока крови в кожных капиллярах приводит к покраснению кожи и ощущению теплоты. В больших количествах этанол угнетает деятельность головного мозга (стадия торможения), вызывает нарушение координации движений. Промежуточный продукт окисления этанола в организме – ацетальдегид – крайне ядовит и вызывает тяжелое отравление. Систематическое употребление этилового спирта и содержащих его напитков приводит к стойкому снижению продуктивности работы головного мозга, гибели клеток печени и замене их соединительной тканью – циррозу печени. Многоатомные спирты – соединения, содержащие две и более групп – ОН, связанных с углеводородным радикалом. Простейшие представители: Этиленгликоль и глицерин - вязкие жидкости, хорошо растворимые в воде. Для двух- и трехатомных спиртов характерны основные реакции одноатомных спиртов. Кислотность многоатомных спиртов выше, чем одноатомных. Многоатомные спирты, в отличие от одноатомных, реагируют со щелочами, образуя соли. Соли двухатомных спиртов называют гликолятами, а трехатомных - глицератами. 119 Применение: Этандиол-1,2 (этиленгликоль) — бесцветная вязкая жидкость. Ядовит. Неограниченно растворим в воде. Водные растворы не кристаллизуются при температурах, значительно ниже 0°С, что позволяет применять его как компонент незамезающих охлаждающих жидкостей – антифризов для двигателей внутреннего сгорания. Пропантриол-1,2,3 (глицерин) – вязкая, сиропообразная жидкость, сладкая на вкус. Неограниченно растворим в воде. Нелетуч. В качестве составной части сложных эфиров входит в состав жиров и масел. Широко используется в косметике, фармацевтической и пищевой промышленности. В косметических средствах глицерин играет роль смягчающего и успокаивающего средства. Его добавляют к зубной пасте, чтобы предотвратить ее высыхание. К кондитерским изделиям глицерин добавляют для предотвращения их кристаллизации. Им опрыскивают табак, в этом случае он действует как увлажнитель, предотвращающий высыхание табачных листьев и их раскрашивание до переработки. Его добавляют к клеям, чтобы предохранить их от слишком быстрого высыхания, и к пластикам, особенно к целлофану. В последнем случае глицерин выполняет функции пластификатора, действуя наподобие смазки между полимерными молекулами и, таким образом, придавая пластмассам необходимую гибкость и эластичность. Вопрос 3. Фенолы. Производные аренов, в молекулах которых группа –ОН непосредственно связана с атомом водорода бензольного кольца, носят названия фенолов. Фенолы – органические вещества, в которых радикал фенил –С6Н5 связан с одной или несколькими гидроксильными группами –ОН. Фенол – бесцветное кристаллическое (твердое) вещество tпл=430С, tкип=1810С, с резким характерным запахом. Ядовит. При комнатной температуре плохо растворим в воде, растворяется в кипятке (его раствор называют карболовой кислотой). При попадании на кожу вызывает ожоги. Фенолы проявляют более сильные кислотные свойства, чем спирты. В водных растворах они диссоциируют с отщеплением иона водорода. При взаимодействии со щелочами образуются солеобразные продукты – феноляты. Важнейшим свойством фенолов является их способность к реакциям поликонденсации. Поликонденсация – образование полимеров с участием функциональных групп мономеров, которое сопровождается отщеплением молекул низкомолекулярных веществ (Н2О, NH3 u дp.). 120 Поликонденсация фенола с формальдегидом позволяет получить фенолформальдегидные смолы, применяемые для изготовления электроизоляционных изделий, лаков, красок, пластмасс (устойчивых к щелочам), клеев и древесностружечных плит (ДСП). Получение: гидролиз галогенбензолов; кумольный способ (при каталитическом окислении изопропилбензола (кумола) кислородом воздуха образуются фенол и ацетон). Вопрос 4. Альдегиды. Кетоны. Карбонильные соединения - органические соединения, в молекуле которых, имеется карбонильная группа >С=О. Они делятся на две большие группы - альдегиды и кетоны. Альдегиды – органические соединения, содержащие в молекуле карбонильную группу, связанную с атомом водорода, т.е. альдегидную группу Н>С=О. Кетоны - органические соединения, содержащие в молекуле карбонильную группу, связанную с двумя углеводородными радикалами R1 >С=О. R2 Общая формула предельных альдегидов и кетонов СnН2nО. Представители:CH2=O – формальдегид (муравьиный альдегид), СН3– СН=О – ацетальдегид (уксусный альдегид, этаналь), СН3-СО-СН3 – ацетон (диметилкетон, пропанон). Для альдегидов часто используют тривиальные названия. По международной номенклатуре названия альдегидов образуют, прибавляя окончание -аль к названию родоначального углеводорода с самой длинной углеродной цепью. Карбонильные соединения не образуют водородных связей, поэтому их температуры кипения значительно ниже, чем соответствующих спиртов. Низшие альдегиды и кетоны легкокипящие жидкости (формальдегид – газ) с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Высшие альдегиды (C7-C16) имеют приятный цветочный запах. По химическим свойствам формальдегид и ацетальдегид – весьма реакционноспособные вещества. Для них характерны реакции окисления и присоединения (в том числе поликонденсации). Свойства кетонов рассматриваются на примере их первого гомолога – ацетона. Ацетон (диметилкетон, пропанон) – бесцветная горючая жидкость с характерным запахом, tкип=56,20С. Хорошо растворим в воде, спирте и эфире. Наиболее широко используется как растворитель. 121 Получение альдегидов и кетонов: гидратация алкинов (взаимодействие алкинов с водой происходит в присутствии солей Нg и дает ацетальдегид (уксусный альдегид) СНзСНО в случае ацетилена и различные кетоны в случае гомологов ацетилена); окисление спиртов (при мягком окислении первичных спиртов образуются альдегиды, вторичных – кетоны, реакция протекает при нагревании); гидролиз дигалогеналканов; общий способ получения кетонов - нагревание кальциевых солей карбоновых кислот. Вопрос 5. Карбоновые кислоты. Карбоновыми (органическими) кислотами называются вещества, содержащие в своем составе карбоксильную группу (карбоксил), карбоксильная группа –СООН связана с углеводородным радикалом: По числу карбоксильных групп органические кислоты делятся на одноосновные, двухосновные, трехосновные и т.д. Насыщенные одноосновные кислоты являются карбоксильными производными алканов. Они образуют гомологический ряд, имеющий общую формулу СnH2n+1СОOH, где n 0: Н–СООН – метановая (муравьиная) кислота. СН3–СООН – этановая (уксусная) кислота. C2H5–СООН – пропановая (пропионовая) кислота. С3Н7–СООН – бутановая (масляная) кислота. С17Н35–СООН – октадекановая (стеариновая) кислота. Названия органических кислот производят от названий соответствующих алканов, широко используют также названия, связанные с природными продуктами, из которых кислоты были выделены. Кислоты, содержащие от 1 до 9 атомов углерода, – жидкости, более высокомолекулярные кислоты – твердые вещества. Высокомолекулярные кислоты и их производные обладают хорошей смазочной способностью и применяются поэтому в составе смазочных материалов. Органические кислоты в водных растворах диссоциируют с отщеплением иона водорода, например: СН3СООН Н+ + СНСОО – ацетат-ион. 122 Они проявляют общие свойства кислот: реагируют с металлами, оксидами металлов, основаниями, образуя соли. Соли высокомолекулярных кислот называются мылами: С17Н35СООН+NaOHH2O+C17H35COONa – стеарат натрия (мыло). Органические кислоты в присутствии катализатора обратимо реагируют со спиртами, прямая реакция называется этерификацией, обратная – гидролизом. Применение карбоновых кислот: /ОН. Муравьиная кислота - Н–С=О - жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде, ядовита. Жалящая жидкость, ее используют: для дезинфекции, для обработки кож, для изготовления лекарств, при окрашивании тканей. /ОН. Уксусная кислота – СН3–С=О - бесцветная жидкость с резким, неприятным запахом, хорошо растворима в воде. Применяют в пищевой промышленности, для производства растворителей, в кожевенной и лакокрасочной промышленности, для производства гербицидов, компонент винного уксуса. Вопрос 6. Сложные эфиры и жиры. Сложные эфиры – сложные органические вещества, образующиеся при взаимодействии карбоновых кислот со спиртами. Общая формула: . Реакция образования сложного эфира из кислоты и спирта называется реакцией этерификации («этер» – эфир). Сложные эфиры называют по кислотам и спиртам, которые участвуют в их образовании, например: Н–СО–О–СН3 – метилформиат (метиловый эфир муравьиной кислоты). СН3–СО–О–С2Н5 – этилацетат (этиловый эфир уксусной кислоты). Сложные эфиры низших кислот и спиртов – летучие жидкости, с приятным запахом, малорастворимы в воде. 123 Сложные эфиры широко распространены в природе, их присутствием обусловлены ароматы цветов и фруктов. Их широко применяют для приготовления фруктовых эссенций, некоторые сложные эфиры используются в медицине. Сложные эфиры имеют важное техническое значение, некоторые их них входят в состав синтетических смазочных материалов, а также используются для изготовления лаков, красок, клеев, искусственных волокон, полимеров, пищевых добавок, парфюмерии, медицинских препаратов, растворителей. Сложные эфиры образуют и неорганические кислоты, например азотная кислота. Жиры – природные соединения, являющиеся сложными эфирами трехатомного спирта глицерина и высших карбоновых кислот. Основные предельные кислоты, образующие жиры: пальмитиновая (C16) – Н3(СН2)14СООН; стеариновая (С18) – СН3(СН2)16СООН. Основные непредельные кислоты, образующие жиры: олеиновая (С18) – СН3(СН2)7СН=СН(СН2)7СООН; линолевая (C18) – СНз(СН2)4СН=СНСН2СН=(СН2)7СООН. Жиры, образованные предельными кислотами, - твердые вещества (в основном животные, исклюение – рыбий жир), а непредельными – жидкие (в основном растительные – масла, исключение – кокосовое масло). Все жиры очень плохо растворимы в воде, хорошо растворимы в диэтиловом эфире. Жиры применяют в пищевой промышленности и в производстве мыла. Мыла – это соли высших карбоновых кислот. Обычные мыла состоят главным образом из смесей пальмитиновой, стеариновой и олеиновой кислот. Натриевые соли образуют твердые мыла, каливые соли – жидкие мыла. Мыла получают при гидролизе жиров в присутствии щелочей. 124 Вопрос 7. Углеводы. Углеводы – органические соединения, имеющие общую формулу Сn(Н2О)m (т, п>3). Углеводы делят на моносахариды, олигосахариды и полисахариды. Моносахаридами называются такие углеводы, которые не могут гидролизоваться с образованием более простых углеводов, например: глюкоза, фруктоза. Олигосахариды - продукты конденсации двух или нескольких моносахаридов (сахароза). Полисахариды (крахмал, целлюлоза) образованы большим количеством молекул моносахаридов. Моносахариды. Простыми углеводами (моносахаридами и мономинозами) называют углеводы, которые не способны гидролизоваться с образованием более простых углеводов, у них число атомов углерода равно числу атомов кислорода СпН2nОп. Важнейший моносахарид - глюкоза C6H12O6, представляет собой белые кристаллы, сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде. Глюкозу получают из крахмала. Глюкозу называют также виноградным сахаром, так как она содержится в большом количестве в виноградном соке. Кроме винограда глюкоза находится и в других сладких плодах и даже в разных частях растений. Применение глюкозы: В микробиологической промышленности используется как питательная среда для размножения микроорганизмов. Используется в медицине при лечении истощения. Используется в кондитерской промышленности для изготовления мармелада, карамели, пряников. Реакции серебряного зеркала используются для изготовления зеркал, елочных украшений. Используется в текстильной промышленности для отделки тканей. Распространена глюкоза и в животном мире: 0,1% ее находится в крови. Глюкоза разносится по всему телу и служит источником энергии для организма. Она также входит в состав сахарозы, лактозы, целлюлозы, крахмала. 125 В растительном мире широко распространена фруктоза или фруктовый (плодовый) сахар. Фруктоза содержится в сладких плодах, меде. Извлекая из цветов сладких плодов соки, пчелы приготавливают мед, который по химическому составу представляет собой в основном смесь глюкозы и фруктозы. Также фруктоза входит в состав сложных сахаров, например тростникового и свекловичного. Дисариды. Дисахариды - это сложные сахара, каждая молекула которых при гидролизе распадается на 2 молекулы моносахарида. Иногда они используются в качестве запасных питательных веществ. Дисахариды – углеводы, относящиеся к олигосахаридам, которые гидролизуются с образованием двух молекул моносахаридов (гексоз). Общая формула: C12H22O11. Виды дисахарид: Сахароза – обычный пищевой сахар, образует при гидролизе 1 молекулу глюкозы и 1 молекулу фруктозы. Находится в сахарной свекле, сахарном тростнике, клене, сахарной пальме и т. д. Мальтоза – солодовый сахар, гидролизуется с образованием двух молекул глюкозы. Мальтозу получают при гидролизе крахмала. Она также содержится в солоде – проращенных, высушенных и размолотых зернах ячменя. Лактоза – молочный сахар, гидролизуется с образованием 1 молекулы глюкозы и 1 молекулы галактозы. Содержится в молоке млекопитающих и имеет невысокую сладость. Полисахариды. Сложными углеводами (полисахаридами или полиозами) называют такие углеводы, которые способны гидролизоваться с образованием простых углеводов и у них число атомов углерода не равно числу атомов кислорода СмН2пОп. К полисахаридам относятся: С5Н8О4)n – пентозаны, (С6Н10О5)n – целлюлоза, крахмал, гликоген. Крахмал (C6Н10О5)n – это биополимер, состоящий из остатков глюкозы - первый видимый продукт фотосинтеза. При фотосинтезе крахмал образуется в растениях и откладывается в корнях, клубнях, семенах. Крахмал – это белый порошок, состоящий из мельчайших зерен, напоминающих муку, поэтому его второе название «картофельная мука», нерастворимый в холодной воде, в горячей воде только набухает и образует коллоидный раствор – крахмальный клейстер. Содержится: 20% – в картофельных клубнях; 70% – в пшеничных и кукурузных хлопьях; 80% – в рисовых хлопьях. Крахмал используется: 1) В качестве пищевого продукта (хлеб, картофель, крупы и т. д.). 2) Для изготовления канцелярского клея. 3) В медицине и фармации для приготовления присыпок, паст (густых мазей), а также при производстве таблеток. 126 В животном мире роль «запасного крахмала» играет родственный крахмалу полисахарид - гликоген. Гликоген содержится во всех животных тканях. Особенно много его в печени (до 20%) и в мышцах (4%). Гликоген представляет собой белый аморфный порошок, хорошо растворимый даже в холодной воде. Молекула животного крахмала построена по типу молекул амилопектина, отличаясь лишь большей ветвистостью. Молекулярная масса гликогена исчисляется миллионами. Целлюлоза также является полимером глюкозы. В ней заключено около 50 % углерода, содержащегося в растениях. По общей массе на Земле целлюлоза занимает первое место среди органических соединений. Целлюлоза или клетчатка входит в состав оболочек растительных клеток. Она есть в листьях, стволах, корнях, древесине (50%). Больше всего ее содержится в таких растениях как хлопок и лен (98%). Общая формула целлюлозы: (С6Н10О5)n. Велико и промышленное значение целлюлозы – из этого вещества изготовляют хлопчатобумажные ткани и бумагу, применяют в медицине (коллодий – для заклеивания ран), для изготовления фото и кинопленок (целлулоид – вид пластмасс), лаков и нитрокрасок. Тринитроцеллюлоза (пироксилин) – сильное взрывчатое вещество, используемое для приготовления бездымного пороха. Целлюлозу используют также для получения ацетатного волокна (искусственного шелка). Ключевые понятия: одноатомные и многоатомные спирты; фенолы; поликонденсация; альдегиды; кетоны; карбоновые кислоты; сложные эфиры; жиры; мыла; моно-, ди-, полисахариды. 127 Вопросы для самопроверки: 1. Что такое спирты и как они классифицируются? 2. Дайте определение фенолов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 3. Дайте определение альдегидов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере формальдегида. 4. Дайте определение кетонов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере ацетона. 5. Дайте определение карбоновых кислот, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 6. Дайте определение сложных эфиров, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 7. Дайте определение жиров, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 8. Что такое мыла? 9. Что такое углеводы и как их классифицируют? 10. Кратко охарактеризуйте основные свойства и применение моносахаридов на примере глюкозы (фруктозы). 11. Кратко охарактеризуйте основные свойства и применение моносахаридов на примере сахарозы (мальтозы, лактозы). 12. Кратко охарактеризуйте основные свойства и применение полисахаридов на примере крахмала (целлюлозы). 128 Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 382-429. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 196-230. 3. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 89-92. 4. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 152-157. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 5. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 6. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 129 Тема 11. Азотсодержащие органические соединения. Полимеры Вопросы темы: 1. Нитросоединения. 2. Амины. 3. Аминокислоты. 4. Белки. 5. Нуклеиновые кислоты. 6. Полимеры. В результате изучения темы студент должен: иметь представление: о классификации азотосодержащих органических соединениях и полимерах; о назначении ДНК и РНК; о значении полимеров в современном обществе; знать: особенности строения, основные свойства, получение и применение основных классов азотосодержащих органических соединений; классификацию полимеров; уметь (иметь опыт, навык): решать простейшие задачи на принцип комплементарности. Вопрос 1. Нитросоединения. Нитросоединения – органические соединения азота, содержащие нитрогруппу –NO2. Их названия происходят от названий углеводородов с добавлением приставки нитро-: CН3NO2–нитрометан, C2H5NO2– нитроэтан и т.д. Общая формула нитросоединений: R–NO2. Введение в органическое вещество нитрогруппы называется нитрованием. Его можно проводить различными способами: нитрование ароматических соединений при действии смесью концентрированных азотной и серной кислот; нитрование предельных углеводородов при действии разбавленной азотной кислоты при нагревании и повышенном давлении (метод М.И. Коновалова); взаимодействие алкилгалогенидов с нитритом серебра. 130 Нитросоединения – эндотермичные вещества, способные разлагаться с выделением энергии и образованием газообразных продуктов. Поэтому некоторые из них нашли применение в качестве взрывчатых веществ, например, тринитротолуол (тротил). Вопрос 2. Амины. Амины - органические соединения, которые можно рассматривать как производные аммиака, в котором атомы водорода (один, два или три) замещены на углеводородные радикалы. Амины делятся на: первичные – R–NH2; вторичные – R–NH-R'; третичные – R–N(R')-R». В зависимости от природы радикала амины могут быть алифатическими (предельными и непредельными), ароматическими. Названия аминов производят от названии соответствующих углеводородов, добавляя к ним окончание -амин: CH3-NH2 - метиламин, C6H5-NH2 – фенил-амин (анилин), (СНз)2NН - диметиламин, C6H5-NHCH3 - метилфениламин, (СНз)зN- триметиламин. Метиламин, диметиламин и триметиламин – газы, средние члены алифатического ряда – жидкости, высшие – твердые вещества. Низшие амины имеют резкий запах. По химическим свойствам амины напоминают аммиак NH3. Подобно аммиаку, они реагируют с водой, образуя основания (щелочи). Некоторые амины и родственные им соединения азота применяются в технике в качестве горючих компонентов жидких ракетных топлив. Следует тщательно изолировать азотные горючие от контакта с водой, приводящего к образованию щелочи и резкому усилению коррозионной активности. Также амины применяют для получения лекарств и полимерных материалов. Простейшим представителем ароматических аминов является анилин C6H5NH2.Его можно рассматривать как производное бензола, в молекуле которого один атом водорода замещен аминогруппой или как производное аммиака, в молекуле которого один атом водорода замещен радикалом фенилом. Анилин – бесцветная маслянистая жидкость со слабым характерным запахом. Он немного тяжелее воды и в ней малорастворим, но хорошо растворяется в спирте, эфире и бензоле. Ядовит. Анилин проявляет очень слабые основные свойства, но при взаимодействии с кислотами анилин образует соли. Анилин легко окисляется. 131 Анилин и другие первичные амины ароматического ряда получены с помощью реакции, открытой еще в 1842 году русским химиком Н.Н. Зининым. Реакция Зинина – это метод получения ароматических аминов (в т.ч. анилина) восстановлением нитросоединений. Вопрос 3. Аминокислоты. Аминокислоты — гетерофункциональные соединения, которые обязательно содержат две функциональные группы: аминогруппу –NH2 и карбоксильную группу –СООН, связанные с углеводородным радикалом. Общую формулу простейших аминокислот можно записать так: Аминокислоты можно рассматривать как производные карбоновых кислот, получающиеся замещением одного или нескольких атомов водорода в углеводородном радикале аминогруппами. Аминокислоты – бесцветные кристаллические вещества, плавящиеся с разложением при температуре выше 2000С. Они растворимы в воде и не растворимы в эфире. В зависимости от состава радикала могут быть сладкими, горькими, безвкусными. По химическим свойствам аминокислоты – своеобразные органические амфотерные соединения. Аминогруппа –NH2 определяет основные свойства аминокислот, так как способна присоединять к себе катион водорода по донорно-акцепторному механизму за счет наличия свободной электронной пары у атома азота. Группа –СООН (карбоксильная группа) определяет кислотные свойства этих соединений. Аминокислоты взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, образуя соли, а также со спиртами, образуя сложные эфиры. Аминокислоты получаются при гидролизе белков как конечные продукты гидролиза, однако могут быть получены и синтетически, например при взаимодействии аммиака с галогензамещенными кислотами. Аминокислоты идут на синтез белков в живом организме (реакция поликонденсации). Человек и животные получают их в составе белковой пищи. Аминокислоты используются в медицине как лечебные средства, в сельском хозяйстве они используются для подкормки животных. 132 Аминокислоты используют в синтезе искусственных волокон – капрона (реакция поликонденсации). Изделия из капрона нашли широкое применение в быту, капроновая смола также используется для изготовления прочных и износоустойчивых деталей машин и механизмов. Вопрос 4. Белки. Белки — высокомолекулярные природные полимеры, молекулы которых состоят из остатков аминокислот, соединенных пептидной связью. Общую формулу белка можно записать так: В организме человека занимает 2 место по содержанию (18%) от состава. Белки каждого организма специфичны. Специфичность определяется последовательностью расположения 20 аминокислот. Биологические функции белков каталитическая – ферменты; регуляторная – гормональная; структурная – коллаген и фиброин; двигательная – миозин; транспортная – гемоглобин, миоглобин; защитная – интерферон; запасные – альбумин; антибиотики; антитоксическое действие; основа мембран и клеточных компонентов; важнейшая составная часть пищи, поставщик аминокислот в организме. Исключительное свойство белков – самоорганизация структуры – способность самопроизвольно создавать определенную, свойственную только данному белку пространственную структуру. 133 Таблица 9. Строение белка Существует несколько классификаций белков. В их основе лежат разные признаки: степень сложности (простые и сложные); форма молекул (глобулярные и фибриллярные белки); растворимость в отдельных растворителях (водорастворимые, растворимые в разбавленных солевых растворах – альбумины, спирторастворимые – проламины, растворимые в разбавленных щелочах и кислотах – глутелины); выполняемая функция (например, запасные белки, скелетные и т. п.). 134 Свойства белков: гидратация (способность связывать воду или растворяться в ней): глобулярные белки (белки шаровидной формы) растворимы в воде, фибриллярные белки (белки палочковидной формы) в воде не растворимы и лишь набухают в воде, образуя студни; денатурация (разрушение) белка. Идет под воздействием факторов: температурных, механического воздействия, действия химических агентов и т.д. Бывает обратимая – разрушаются все структуры, кроме первичной, со временем белок восстанавливается; необратимая - разрушается первичная структура и белок больше не восстанавливается; пенообразование (способность белков образовывать высококонцентрированные системы «жидкость – газ»). Лежит в основе получения пастилы, зефира суфле в кондитерской промышленности; гидролиз (реакция разложения белка под действием воды; горение (запах жженых перьев); качественные реакции на белки (цветные реакции): o Ксантопротеиновая реакция: Белок + HNО3→ желтое окрашивание. Биуретовая реакция: Белок + CuSO4 + KOH→ сине-фиолетовое окрашивание. Вопрос 5. Нуклеиновые кислоты. Нуклеиновые кислоты — высокомолекулярные природные полимеры, молекулы которых состоят из нуклеотидов, входят в состав клеточных ядер. Различают два типа нуклеиновых кислот: ДНК (дезоксирибонуклеиновая кислота). РНК (рибонуклеиновая кислота). Нуклеиновые кислоты состоят из нуклеотидов. Состав нуклеотида: одно из азотистых оснований: аденин (А), гуанин (Г), цитозин (Ц), тимин (Т) для ДНК; а для РНК аденин (А), гуанин (Г), цитозин (Ц), урацил (У); углевод – пентоза: для ДНК дезоксирибоза, для РНК рибоза; остаток фосфорной кислоты. 135 Таблица 10. Сравнение ДНК и РНК Характеристики 1. Местонахождение в клетке 2. Строение макромолекулы 3. Состав нуклеотида 4. Свойства 5. Функции (значение) ДНК Ядро, митохондрии, хлоропласты. Двойная правозакрученная спираль 1.Одно из азотистых оснований: аденин (А), гуанин (Г), цитозин (Ц), тимин (Т) 2.Углевод – пентоза: дезоксирибоза. 3.Остаток фосфорной кислоты. Способна к самоудвоению, по принципу комплементарности: А=Т, Г≡Ц. стабильна 1.Химическая основа генетического материала. 2.Синтез ДНК. 3.Синтез РНК. 4.Информация о структуре белка РНК Ядро, митохондрии, цитоплазма, ядрышко Одинарная цепочка рибосомы, 1.Одно из азотистых оснований: аденин (А), гуанин (Г), цитозин (Ц), урацил (У). 2.Углевод – пентоза рибоза. 3.Остаток фосфорной кислоты. Не способна к самоудвоению. Изменчива РНК бывают: и-РНК – код наследственной информации о первичной структуре белка. р-РНК – входит в состав рибосом. т-РНК – переносит аминокислоты к рибосомам Нуклеиновые кислоты имеют: Первичную структуру - линейная последовательность нуклеотидов. Вторичную структуру – изогнута в виде спирали и удерживает около себя вторую полинуклеотидную цепь за счет водородных связей между азотистыми основаниями: А=Т, Г≡Ц. Третичную структуру – пространственное расположение ДНК и РНК. ДНК играет роль матрицы, с которой отпечатываются копии молекул РНК, участвующих в синтезе белка. Был установлен генетический код: каждая аминокислота имеет свои «шифры», записанные в виде последовательности трех нуклеотидов. 136 Такое пространственное соответствие молекул, способствующее их сближению и образованию водородных связей называется комплементарностью. Комплементарность обуславливает спиралевидную модель ДНК. Благодаря ей остатки аденина и тимина входят в состав ДНК в равных количествах, то же относится к паре гуанин–цитозин. Вопрос 6. Полимеры. Полимерами называются высокомолекулярные химические соединения, состоящие из многочисленных маломолекулярных звеньев (мономеров) одинакового строения и имеющие молекулярную массу от 5 000 до 1 000 000. При таких больших размерах макромолекул свойства вещества определяются не только химическим составом молекул, но и их взаимным расположением и строением. Классификация полимеров. Неорганические, их основу составляют оксиды кремния, алюминия, магния, кальция и др., отличаются более высокими плотностью и теплопроводностью, однако хрупкие и плохо переносят динамические нагрузки: силикатные стекла, керамика, слюда, асбест. Органические, в подавляющем большинстве содержат в своем составе углерод и водород: биополимеры (белки), волокнообразующие, эластомеры (каучуки, резина), твердые (смолы, пластмассы), элементоорганические, их основная цепь построена из атомов какоголибо элемента, а боковые группы содержат атомы углерода и водорода. В зависимости от способа полимеризации (соединения маломолекулярных соединений в высокомолекулярные с образованием длинных цепей) различают полимеры, получаемые либо в процессе поликонденсации, либо в результате реакции присоединения. Поликонденсация - ступенчатая реакция, заключающаяся в соединении большого количества одинаковых мономеров или двух различных групп мономеров в макромолекулы (поликонденсаты) с одновременным образованием побочных продуктов (вода, аммиак, хлороводород, диоксид углерода, метиловый спирт и др.). С помощью поликонденсации получают полиамиды, полиэстеры, фенопласты, аминопласты, поликарбонаты, полисульфоны, силиконы и другие полимеры. Полиприсоединение - процесс образования полимера в результате реакции множественного присоединения мономеров, содержащих предельные реакционные группы к мономерам, содержащим непредельные группы (двойные связи или активные циклы). В отличие от поликонденсации полиприсоединение протекает без выделения побочных продуктов. 137 С помощью реакций полиприсоединения происходит получение полиуретанов и отверждение эпоксидных смол. Полимерные материалы подразделяются на твердые (пластмассы, волокна, пленки) и мягкие высокоэластичные материалы (резины). Неметаллические материалы (пластмасса, резина, керамика, стекло, клей, лакокрасочные покрытия, древесина, ткань и др.) в качестве конструкционных материалов служат важным дополнением к металлам, в ряде случаев с успехом заменяют их, а иногда неметаллические материалы сами являются незаменимыми. Для получения материалов с заданными свойствами в технике часто используют не сами полимеры, а их сочетания с другими материалами как органического, так и неорганического происхождения (металлопласты, пластмассы, стеклопластики и др.). Достоинством неметаллических материалов является сочетание требуемого уровня химических, физических и механических свойств с низкой стоимостью и высокой технологичностью при изготовлении изделий сложной конфигурации. Трудоемкость при изготовлении изделий из неметаллических материалов в 5-6 раз ниже, и они в 4-5 раз дешевле по сравнению с металлическими. В связи с этим непрерывно возрастает использование неметаллических материалов в различных отраслях народного хозяйства. Ключевые понятия: нитросоединения; амины; аминокислоты; аелки; ДНК; РНК; комплементарность; полимеры; поликонденсация; полиприсоедеинение. 138 Вопросы для самопроверки: 1. Что такое итросоединения? 2. Дайте определение аминов, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение на примере анилина. 3. Дайте определение аминокислот, кратко охарактеризуйте их основные физические и химические свойства, получение и применение. 4. Дайте определение белков, кратко охарактеризуйте их строение и основные свойства. 5. Назовите основные биологические функции белков. 6. Дайте сравнительную характеристику ДНК и РНК по основным свойствам. 7. Что такое полимеры, основные способы их получения? 8. Назовите известные Вам виды полимерных материалов? 9. Назовите преимущества полимерных материалов, их значение в современном обществе? Литература по теме: Основная литература: 1. Г. П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. М.: Новая волна, 2010, стр. 429-458. 2. Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2010, стр. 230-236. 3. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Интернет-курс, М.:МФПА, 2011, стр. 92-93. 4. А.А. Москаленко, Р.Я. Хамидуллин. Химия. Учебное пособие. М.:МФПА, 2010, стр. 157-158. Дополнительная литература: 1. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 10 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. - М.: Дрофа, 2008. 2. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 10 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 10 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2007. 3. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Химия. 11 кл. Базовый уровень: Методическое пособие. М.: Дрофа, 2008 г. 4. Габриелян О. С., Яшукова А. В. Рабочая тетрадь. 11 кл. К учебнику О. С. Габриеляна «Химия. 11 класс. Базовый уровень». М.: Дрофа, 2008 г. 5. Габриелян О. С., Ватлина Л. П. Химический эксперимент в школе. 10 кл. М.: Дрофа, 2005. 139 6. Ю.М. Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. - М.: НМЦ СПО, 1997. 7. Ю.М. Ерохин, Н.А. Смирнова. Химия. Тестовые дидактические материалы. – М.: НМЦ СПО, 1997. Интернет-ресурсы: 1. Скачать учебник, пособие, справочник по биологии, физиологии, ботанике. http://www.alleng.ru/edu/bio4.htm 2. Химия - Полный курс химии. Для студентов, школьников и абитуриентов. Образовательный ресурс. Химия, полимеры, рефераты по химии, шпаргалки. http://www.himhelp.ru 3. АЛХИМИК. http://www.alhimik.ru/ 140
