Учебное пособие по химии для поступающих в СПО

Уважаемый абитуриент!

Приступая к самостоятельному изучению курса химия, следует руководствоваться тем, чтобы усвоить основные химические законы, понятия и теории, знать терминологию предмета и общую характеристику важнейших элементов и их основных соединений, умело пользоваться периодической системой элементов Д.И.Менделеева, знать строение атома, типы химических связей и окислительно-восстановительные реакции, безошибочно решать задачи на выражение концентрации растворов.

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

1. О.С. Габриелян,. Химия, 9 класс, М."Дрофа", 2002 г.

2. О.С. Габриелян, Ф.Н.Маскаев, С.Ю.Пономарев, В.И.Теренин. Химия, 10 класс, М."Дрофа", 2002 г.

3. О.С. Габриелян, Г.П.Лысова. Химия, 11 класс, М."Дрофа", 2002 г.

4. Г.П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы, "Высшая школа", 1971.

5. Я.Л. Гольдфарб, Ю.В. Ходаков. Сборник задач и упражнения по химии, "Просвещение", 1972.

6. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии, "Химия", 1970.

7. "Репетитор по химии" под ред. А.С.Егорова – Ростов н/Д: изд-во "Феникс", 2004 г.

Примечание: рекомендуемые пособия могут иметь и другие годы издания.

Часть I. ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ.

РАЗДЕЛ I.

Основные понятия и законы химии.

Химия – это наука о веществах, свойствах и превращениях.

Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра.

Процесс превращения одних веществ в другие называется химической реакцией.

Химические формулы показывают количественный и качественный состав молекулы.

Молекула – это наименьшая частица вещества, которая сохраняет все его свойства.

Масса любой молекулы равна сумме масс образующих ее атомов. При расчетах пользуются относительными молекулярными массами .

Относительная молекулярная масса (Мr) – это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещества больше 1/12 части абсолютной массы углерода С.

Например: Мr(Н₂О) = 2 • Ar(H) + Ar(O)= 2•1 + 16 = 18

Моль (n) – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц, сколько содержится в 0,012 кг углерода С.

Количество вещества можно определить по формулам:

Молярная масса (М) – это масса одного моля вещества. Она численно равна Мr_.

По формуле вещества можно рассчитать массовую долю (ω) каждого химического элемента, который входит в состав вещества.

где ω(Х) – массовая доля элемента Х; Ar(Х) – относительная атомная масса элемента; Mr – относительная молекулярная масса вещества; n- число атомов элемента Х в молекуле вещества.

Например: Рассчитаем массовые доли водорода и кислорода в воде Н₂О:

ω(О) = 100% - ω(Н) = 100% - 11,1% = 88,9%

Зная массовую долю вещества в смеси или в растворе, можно найти массу этого вещества или массу смеси и раствора

Например:

1. Закон сохранения массы вещества

( М.В.Ломоносов, 1748; Лавуазье, 1789)

Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех

продуктов реакции.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

m₁ m₂ m₃ m₄

m₁ + m₂ = m₃ + m₄

40 + 36,5 = 58,5 + 18

76,5 = 76,5

В результате реакции атомы не образуются и не исчезают, поэтому общее число атомов каждого вида остается неизменным.

На основе закона сохранения массы веществ расставляют коэффициенты в уравнениях реакций.

2. Закон постоянства состава (Ж.Пруст, 1808 г)

Каждое вещество имеет постоянный количественный и качественный состав, который не

зависит от способа получения.

3. Закон Авогадро (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое

число молекул.

П ервое следствие из закона Авогадро.

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают

одинаковый объем .

Это дает возможность при расчетах газовых реакций вместо количества вещества (n) использовать объемы газов (V).

Второе следствие из закона Авогадро.

Моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем, называемый молярным (V_m), который при нормальных условиях (н.у.) равен 22,4 л/моль.

Нормальные условия (н.у.): р = 760 мм. рт. ст. =1 атм = 101325 Па

и t = 0°С или 273 К.

Зная молярный объем газа V_m , можно рассчитать объем любого количества n и любой массы m газа:

V=V_m · n V=V_m ·

Рассматривая вопрос – закон Авогадро; – нужно запомнить число Авогадро N=6,02·10²³, показывающее число молекул в г-молекуле, число атомов в г-атоме в любом агрегатном состоянии.

Задачи для самостоятельного решения

1.Расставьте коэффициенты в приведенных ниже схемах химических реакций:

1. Na + Н₂О  NaOH + Н₂

2) Р₂О₅ + Н₂О  Н₃РО₄

3) Fе₂О₃ + Al  А1₂О₃ + Fе

4) Al + CuCl₂  Сu + А1С1₃

5) Au + CuСl₂ → Cu + AlCl₃↑

6) Al + НС1 → А1С1₃ + H₂ ↑

7) Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O

8) Al + S → Al₂S₃

9) FeBr₃ + Na₂S → Fe₂S₃ ↓ + NaBr

10) Zn + O₂ → ZnO

2. Рассчитайте массовую долю марганца в оксиде марганца (IV) и оксиде марганца (VII).

Ответ:63,2 % в MnO₂ и 49,5% в Mn₂O₇.

3. Сколько литров водорода выделится при взаимодействии железа массой 2,8 г с серной кислотой (н.у.)

Ответ: 1,12 л.

4.Сколько граммов кислорода содержится в 120 г: а) MgO; б) NaOH; в) FeSO₄?

РАЗДЕЛ II.

Классификация неорганических веществ

Все неорганические вещества можно разделить на простые (металлы и неметаллы) и сложные, которые, в свою очередь, подразделяются на классы. Каждый класс объединяет вещества по составу и свойствам.

Основные классы неорганических соединений
Оксиды	Кислоты	Основания	Амфотерные гидроксиды	Соли
Это сложные вещества, состоящие из 2-х элементов, один из которых кислород. SO3,; Na2O	Это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка HCl,; H3PO4	Это сложные вещества, диссоциирующие в растворе с образова-нием катионов металла и гидроксогруп-пы. Cu(OH)2,; KOH	Это гидроксиды амфотерных металлов, образующие соли как с каслотами, так и с основаниями Al(OH)3,Zn(OH)2	Это сложные вещества , диссоциирующие в растворе с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка Al2(SO4)2

Оксиды.

Классификация оксидов:

Оксиды

Несолеобразующие CO, NO, N₂O

Солеобразующие

Основные

Амфотерные

Кислотные

Солеобразующие оксиды реагируют с кислотами или основаниями с образованием соли и воды; несолеобразующие оксиды не реагируют.

Номенклатура: «оксид» + название элемента в родительном падеже + валентность элемента. (Mn₂O₇ - оксид марганца (VII))

Получеиие оксидов:

1. Взаимодействие элементов с кислородом::

2Са + О₂ =2СаО

S + О₂ = SO₂

2. Некоторые основания разлагаются под действием температуры:

гидроксид металла → оксид металла + вода

2А1(ОН)₃  Al₂O₃ + 3H₂O

3. Некоторые кислоты разлагаются под действием температуры:

кислота → оксид неметалла + вода

H₂СO₃ →CO₂ +H₂O

Химические свойства.

Кислотные оксиды – Это оксиды неметаллов (SiO_2, P₂O_5, Cl₂O₇ и др.).

1. Кислотные оксиды реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

SO₂ + CaO СaSO₃

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, если образующаяся при этом кислота растворима в воде

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

SiO₂ (оксид кремния IV) нерастворим в воде, поскольку кремниевая кислота в воде не растворима.

Основные оксиды – это оксиды типичных металлов

1. Взаимодействуют с растворами кислот и кислотными оксидами с образованием солей:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

Na₂O + SiO₂ Na₂SiO₃

2. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием основания, если оно растворимо в воде ( щелочей ):

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Восстановление оксидов.

Из оксидов металлов можно получить свободные металлы:

CuO + H₂ Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

SnO₂ + C = Sn + CO₂

Следует добавить, что амфотерные, основные и кислотные оксиды могут реагировать друг с другом при нагревании:

Na₂O + Al₂O₃ 2NaAlO₂

2SO₃ + Al₂O₃ Al₂(SO₄)₃

CaO + SO₃ CaSO₄

Основания

Классификация оснований:

1. По содержанию ОН-групп (кислотности): однокислотные (NaOH), двухкислотные ( Mg(OH)₂) и т.д.

2. По растворимости в воде: щелочи - растворимые в воде основания (NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)_2, Ba(OH)₂) ) и нерастворимы (все остальные)

3. По силе: сильные (щелочи) и слабые ( все остальные).

Номенклатура: «гидроксид» + название металла в родительном падеже + валентность металла :Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III)

Физические свойства: твердые кристаллические вещества. В воде растворимы щелочи: LiОН, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)_2, Ba(OH)_2,, другие - малорастворимы. Водные растворы щелочей мылки на ощупь, разъедают кожу, ткань – едкие щелочи.

Химические свойства.

1. Основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации) Cu(OH) ₂ + H₂SO₄ = CuSО_{4 +} 2H₂ O

Cu(OH) ₂ + 2H⁺ =Cu²⁺ + 2H₂ O

2.C кислотными оксидами  cоль + вода

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂ O

2NaOH + SiO₂ = Na ₂ SiO ₃ + H₂ O

3. Щелочи взаимодействуют с амфотерными оксидами  соль + вода

2KOH + ZnO = K₂ZnO₂ + H₂ O

4. Щелочи взаимодействуют с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

Ba(OH) ₂+ H₂SO₄ = BaSO₄ + + 2NaOH

2NaOH+ + CuCl₂ = Cu(OH) ₂ +2NaCl

5.При нагревании нерастворимые в воде гидроксиды разлагаются

Cu(OH) ₂  CuО +H₂ O

6.Растворы щелочей имеют pH7, изменяют окраску индикаторов. В щелочной среде

окраска лакмуса – синяя, фенолфталеина – малиновая

Получение.

Щелочи можно получить по реакциям:

1 Взаимодействие металла с водой

2Na + 2H₂ O = 2NaOH + H₂ 

Ba + 2H₂ O = Ba(OH) ₂ + H₂ 

2 Взаимодействие оксидов щелочных металлов с водой

Li₂ O + H₂ O = 2LiOH

CaO +2H₂ O = Ca(OH)₂

3 Электролиз водных растворов солей щелочных металлов

2NaCl +2H₂ O = 2NaOH +Cl₂ + H₂ 

4. Нерастворимые в воде основания получают косвенным путем: взаимодействие соли соответствующего металла со щелочью:

CuSО₄+ 2NaOH = Cu(OH) ₂  + Na ₂SO₄

MgCl ₂+ 2KOН = Mg(OH) ₂  + 2KCl

Кислоты.

Классификация кислот:

1. По содержанию кислорода: кислородсодержащие (HNO₃) и бескислородные (H₂S).

2. По содержанию водорода (основности): одноосновные (HCl), двухосновные (Н₂SО₃), трехосновные (Н₃РО₄) и т.д.

3. По силе: сильные (HNO₃,HCl, HBr, HI, Н₂SО₄ ) и слабые ( все остальные).

Номенклатура:

а). бескислородных кислот: элемент + «о» + «водородная кислота" (сероводородная кислота)

б) кислородсодержащих кислот:

Формула кислоты	Название кислоты	Валентность кислотного остатка	Название солей
HN02	Азотистая	I	Нитриты
HNO3	Азотная	I	Нитраты
НС1	Хлороводородная	I	Хлориды
HClO	Хлорноватистая	I	Гипохлориты
HClO2	Хлористая	I	Хлориты
HClO3	Хлорновататя	I	Хлораты
HClO4	Хлорная	I	Перхлораты
HF	Фтороводородная	I	Фториды
HBr	Бромофодородная	I	Бромиды
HI	Йодоводородная	I	Йодиды
HMnO4	Марганцовая	I	Перманганаты
H2S	Cероводородная	II	Сульфиды
Н2SО3	Сернистая	II	Сульфиты
Н2SО4	Серная	II	Сульфаты
H2SiO3	Кремниевая	II	Силикаты
H2CO3	Угольная	II	Карбонаты
H2CrO4	Хромовая	II	Хроматы
H2Cr2O7	Двухромовая	II	Бихроматы
Н3РО4	Фосфорная	III	Фосфаты
H3BrO3	Борная	III	бораты

Получение кислот:

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SО₃ +H₂O = H₂SO₄

1. Кислота₁ + соль₁ = кислота₂ + соль₂ (если образуются ↓ или ↑)

2НС1 + FeS = FeCl₂ + H₂S↑

3. Бескислородные кислоты получают непосред­ственным синтезом из водорода и неметалла :

Н₂ + Сl₂ =2HCl

Химические свойства.

1. Кислота + основной оксид= соль + вода:

Н₂SО₄ + CaO = СaSO₄ + Н₂О

2. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации):

НС1 + NaOH = NaCl + H₂O

3.Некоторые кислоты разлагаются под действием температуры:

кислота → оксид + вода

Н₂СО₃→CO₂ + H₂O

4.Кислота + металл (стоящий в ряду активности до водорода) = соль + Н₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

5.Реакция на индикатор: (синий лакмус-красный, метилоранж –розовый)

Соли

Соли можно рассматривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода (H) в молекуле кислоты на металл (H₂SO₄ NaHSO₄, Na₂SO₄) или замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток (Mg(OH)₂  MgOHCI, MgCI₂).

Классификация солей

средние	кислые	основные	двойные	комплексные
Образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте на металл MgCI2, ZnSO4	Образуются при неполной нейтрализации кислоты или кислотного оксида гидроксидом Zn(НSO4)2	Образуются при неполной нейтрализации гидроксида или основного оксида кислотой MgОНCI	Содержат в своем составе два различных металла и один кислотный остаток КАl(SO4)2	Состоят из комплексных ионов и противоионов [Cu(NH3)4]Cl2
НОМЕНКЛАТУРА
Кислотный остаток + металл в родительном падеже + валентность металла	Приставка «гидро» + кислотный остаток + металл в родительном падеже + валентность металла	Приставка «гидроксо» + кислотный остаток + металл в родительном падеже + валентность металла	Кислотный остаток + перечисление металлов	Кислотный остаток + металл в родительном падеже + валентность металла
Хлорид магния, сульфат цинка	Гидросульфат цинка	Гидроксохлорид магния	Сульфат алюминия, калия	Хлорид тетрааминокупрата

Получение солей:

1. Металлы с неметаллами: 2Mg + CI₂ = MgCI₂

2. Металлы с кислотами: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

3. Металлы с солями: Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

4 Основные оксиды с кислотами: CaO + 2HCI = CaCI₂ + H₂O.

5. Кислотные оксиды с основаниями: CO₂ + Ca (OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

6. Кислотные оксиды с основными: CaO + CO₂ = CaCO₃

7. Амфотерные оксиды: Al₂O₃ + CaO = Ca (AlO₂)₂

8. Реакция нейтрализации H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ +2H₂O

9. Из солей (если при этом образуется газ или осадок)

- кислота + соль : HCl + NaHCO₃ = NaCl + H₂O+CO₂↑

- основание + соль: CuCl₂ + 2NaOH = NaCl + Cu(OH)₂↓

- соль1 + соль 2: NaCl + AgNO₃ = Na NO₃ + AgCl ↓

Типовая задача.

Какой объем аммиака, измеренный при н.у., должен прореагировать с избытком хлороводорода для получения хлорида аммония массой 10,7 г?

Дано: Решение:

m (НСl) =250 г 1.Записываем уравнение реакции и расставляем коэффициенты

NH₃ + HCl = NH₄Cl

^{………………………. 1 моль 1 моль}

V(NH₃) - ? 2. Рассчитаем количество хлороводорода

3. По уравнению химической реакции: n(HCl)=n(NH₃)=0,3 моль

4. Рассчитываем объем аммиака

=0,3 моль·22,4 л/ моль = 6,72 л

Ответ: объем аммиак 6,72 л.

Задачи для самостоятельного решения

№1. 28 г оксида кальция обработали 100 г азотной кислоты. Сколько граммов нитрата кальция при этом получилось?

Ответ: 82 г

№2. Какой объем оксида углерода (IV) получится при действие соляной кислоты на 50 г карбоната кальция?

Ответ:11,2 л.

№3 .Сколько литров оксида углерода (IV) можно получить путём обжига 500 г известняка, содержащего 5% примесей?

Ответ: 106,4 л

№4. Для получения азотной кислоты в лаборатории было взято 17 г нитрата натрия и 20 г серной кислоты. Сколько граммов азотной кислоты? Какое вещество и в каком количестве осталось в избытке?

Ответ: 12,6 г HNO₃ : 10,2 г H₂SO₄

№5. Сколько килограммов силиката натрия получится при сплавлении оксида кремния (IV) с 63,6 кг соды (Na₂CO₃)?

Ответ:73,2 кг

РАЗДЕЛ III

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Периодический закон – один из важнейших законов химии, он был открыт в 1869 г. великим русским ученым-химиком Дмитрием Ивановичем Менделеевым.

Периодический закон является основой современной химии. Изучение строения атома вскрывает физический смысл периодического закона и объясняет закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы химических элементов, которая является графическим изображением периодического закона.

Современная трактовка закона: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от значения заряда ядер атомов (равного атомному номеру элемента периодической таблице элементов).

Заряд ядра определяет число электронов в нейтральном атоме и число заполненных электронных оболочек в невозбужденном атоме, а также их заселенность (химические свойства).

Порядковый номер элемента заключает в себе физический смысл:

Порядковый Заряду Числу Числу

номер = ядра = протонов = электронов

элемента атома в ядре в атоме

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп.

Период - это горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, который начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (исключения: первый период, который начинается водородом; и седьмой период, который является незавершенным).

Периоды разделяются на малые (I-III-й) и большие (IV-VII-й).

В малых периодах слева направо:

• заряд ядер атомов увеличивается;

• число электронных слоев атомов не изменяется;

• число электронов на внешнем слое увеличивается от 1 до 8;

• высшая валентность элементов (равная номеру группы) возрастает;

• прочность связи внешнего слоя увеличивается;

• радиус атома уменьшается (незначительно);

• электроотрицательность увеличивается;

• металлические свойства элементов, а следовательно и основный характер оксидов и гидрокисдов уменьшается;

• неметаллические свойства элементов, а также кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается.

Электроотрицательность – это способность атомов элемента притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химической связи.

В больших периодах с увеличением заряда ядра изменение свойств более сложное.

Группа – это вертикальный ряд элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и других соединениях, которая равна номеру группы.

Каждая группа состоит их двух подгрупп: главной (в нее входят элементы больших и малых периодов) и побочной (содержащей только элементы больших периодов) . Свойства элементов одной группы, но разных подгрупп неодинаковы.

В главных подгруппах сверху вниз:

• заряд ядер атомов увеличивается;

• число электронных слоев атомов увеличивается;

• радиус атома увеличивается (значительно);

• число электронов на внешнем слое одинаково;

• высшая валентность элементов одинакова;

• прочность связи внешнего слоя увеличивается;

• электроотрицательность уменьшается;

• металлические свойства элементов, а следовательно и основный характер оксидов и гидрокисдов усиливается;

• неметаллические свойства элементов, а также кислотный характер оксидов и гидроксидов уменьшается.

2. Расположение электронов в атоме.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных (одного или нескольких) электронов, вращающихся вокруг ядра.

Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек. Число электронов на внешнем уровне равно № группы, в которой находится элемент.

По современной теории строения атома нельзя говорить о какой-то определенной траектории движения электрона, а можно лишь судить о той или иной степени вероятности нахождения электрона в данной точке пространства.

Орбиталь – это область наиболее вероятного нахождения электрона.

Располагаясь на различных расстояниях от ядра электроны образуют энергетические уровни или слои. Для каждого элемента число энергетических уровней определяется номером периода.

Каждый уровень делится на подуровни:

• s-подуровень - ближайший к ядру подуровень каждого уровня, включает в себя одну s-орбиталь, которая имеет форму шара, максимальная емкость s-подуровня 2 электрона;

• p-подуровень включает в себя три p-орбитали, которые имеют форму гантели и взаимно перпендикулярны, максимальная емкость p-подуровня – 6 электронов;

• d-подуровень включает в себя пять d-орбиталей, имеющих сложную форму, максимальная емкость d-подуровня – 10 электронов;

• f -подуровень включает в себя семь f -орбиталей, имеющих сложную форму, максимальная емкость f -подуровня – 14 электронов.

Расположение электронов по уровням и подуровням называ­ется электронной конфигурацией, при записи которой цифрой указывают значение главного квантового числа (номер периода), затем соответствующими буквами (s, р, d и f) – тип орбитали, а вверху справа над буквой – число электро­нов на данной орбитали.

Распределение электронов в атоме можно изображать с помощью графических формул орбиталь: изображается

Если на орбитали располагается один электрон, то его называют неспаренным и он обозначается ↑, если два электрона, то спаренными - ↑↓.

П ример 1. Написать распределение электронов по энерге­тическим подуровням и дать характеристику элемента с порядковым номером Z=17.

Электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶ 3s² 3p⁵

Задания для самостоятельного решения.

1. По положению элемента в периодической системе определите, какой элемент имеет большую электроотрицательность; больший радиус атома, обладает более выраженными металлическими свойствами:

1. йод ₅₃I или бром ₃₅Br;

2. олово ₅₀Sn или йод ₅₃I;

3. магний ₁₂Mg или барий ₅₆Ba ;

4. фосфор ₁₅P или висмут ₈₃Bi .

2. Написать электронную и графическую формулы для элементов под №4, 7, 10, 13.

3. Напишите символы всех элементов, атомы которых содержат пят валентных электронов.

2.Химическая связь

Химическая связь – это сила которая удерживает атомы друг около друга.

Атомы стремятся создать вокруг себя устойчивые 2-х или 8-ми электронные энергетические уровни путем перераспределения электронов при соударениях атомов.

Для определения типа связи необходимы значения электроотрицательностей элементов, которые даны в таблице.

Атомы с небольшим числом электронов на внешнем энергети­ческом уровне (металлы) стремятся отдать их, с числом электро­нов близким к 8 (неметаллы), стремятся принять недостающие электроны.

Например: K – 1 ē  K

Cl + 1 ē  Cl

Химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, называется ионной. Соединения с ионной связью образованы элементами, резко отличающимися по свойствам (активные металлы и неметаллы, ΔХ1,7). Та­кие соединения имеют высокие температуры плавления и кипения, в водных растворах легко диссоциируют на ионы.

При образовании молекул из одинаковых или близких по свойствам атомов происходит обобщение электронов.

Например, при образовании молекулы азота происходит обобществление 6-х электронов (по 3 от каждого атома), чтобы вокруг ядер обоих атомов вращалось по 8 электронов:

: :  : N N : или N≡N или N₂

Химическая связь, образованная путем перекрывания атомных орбиталей и создания общих электронных пар, называется ковалентной.

Различают неполярные и полярные ковалентные связи.

Если связь образована атомами с одинаковой электроотрицательностью, то электронная пара в равной мере принадлежит обоим атомам и ковалентная связь неполярная.

Если связь образована атомами с различной электроотрицательностью (ΔХковалентной полярной.

Электронная пара смещена к атому хлора. Смещение электронной пары вызывает несимметричное расположение положительного и отрицательного зарядов внутри молекулы. Такие молекулы на­зываются полярными (диполями). Таким образом, не всегда возможно провести границу между ионной и полярной ковалентной связями.

Разновидностью ковалентной связи является донорно-акцепторная или координационная связь. Например, в реакции NH₃ + HCl = NH₄Cl по такому механизму образуется ион аммония NH₄⁺.

В молекуле NH₃ атом азота имеет неподеленную пару элект­ронов (двухэлектронное облако), у иона Н⁺ (HСl) 1s орбита сво­бодна. При сближении молекулы NH₃ и иона Н⁺ двухэлектронное облако атома азота (донора) попадает в сферу притяжения иона Н⁺, имеющего свободную орбиту (акцептора) и становится общим для атома азота и атома водорода. Связь, образуемая таким об­разом, называется донорно-акцепторной. Положительный заряд протона (Н⁺) сообщается всему иону NH₄⁺ в целом.

Степень окисления (окислительное число или электрохими­ческая валентность) элемента – это условный заряд атома в мо­лекуле, вычисленный исходя из предложения, что молекула состо­ит только из ионов.

Для соединений с ковалентной связью степень окисления характеризует направление смещения электронных пар. Например, в молекулах Н₂, N₂ степень окисления равна нулю, так как отсутствует сме­щение электронных пар. В молекуле HCl, степень окисления Cl =–1, Н=+1.

Металлическая связь. Валентные электроны атомов металлов слабо связаны со своими ядрами и обладают большой свободой перемещения в кристаллической решетке металла. Таким образом, металлическую связь можно рассматривать как связь между находящимися в узлах решетки атомами и ионами, удерживаемыми быстро перемещающимися электронами (так называемым "электронным газом").

Водородная связь – это химическая связь, между атомом водорода одной молекулы и сильноэлектроотрицательным атомом (O, F, N) другой молекулы.

Н – О ∙∙∙ Н − О Например, в молекуле воды общая электронная пара смещена к

‌‌‌‌‌ | | электроотрицательному атому кислорода, а атом водорода превращается

H H в поч­ти лишенный электрона протон. Наличие водородной связи

обуславливает такое явление как ассоциацию(укрупнение) молекул.

O − H Например, молекулы воды образуют ассоциаты (Н₂О)₂, (Н₂О) ₃ и т.д.

‌‌‌‌‌ |‌ линейного или пространственного строения.

H

РАЗДЕЛ IV

Классификация химических реакций и закономерности их протекания

Явление, при котором одни вещества превращаются в другие, называются химической реакцией.

Возможные типы классификаций реакций

1. По количеству исходных и образующихся веществ.

2. По изменению степени окисления элементов.

3. По тепловому эффекту.

4. По обратимости.

1 и 2 типы реакций приведены в таблице:

По числу исходных и образующихся веществ				По изменению степени окисления атомов
				Без изменения степени окисления	С изменением степени окисления (окислительно-восстановительные)
СОЕДИНЕНИЯ А + В + С →D				PbO + SiO2 = PbSiO3 C2H4 + H2O = C2H5OH	H2 + Cl2 = 2HCl 4Fe(OH)2+2H2O+O2= =4Fe(OH)3
несколько веществ  более простого		продукт более сложного состава
РАЗЛОЖЕНИЯ А → В + С + D				Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований (не щелочей !) солей кислосодержащих кислот и др. Cu(OH)2 = CuO + H2O CaCO3 = CaO + CO2 NH4Cl = NH3 + HCl	4HNO3 = 2H2O + 4 NO2 + O2 диспропорцирование 4KClO3 = 3KClO4 + KCl
более  сложное	несколько веществ более простого состава
ЗАМЕЩЕНИЯ А + ВС → АВ + С				ВСЕГДА с изменением степени окисления	СuSO4 + Fe = FeSo4 + Cu 2KBr + Cl2 =2KCl +Br2
простое  сложное			сложное простое
ОБМЕНА АВ + CD → АС + ВD Наиболее распространены реакции между сложными веществами, протекающие без изменения степени окисления и сопровождающиеся удалением продукта (продуктов) реакции в виде газа, осадка или образованием малодиссоциирующего соединения.				Ag NO3+KBr = AgBr↓+K NO3 Нейтрализации NaOH+HCl = =NaCl +H2O малодиссоц. Гидролиза CH3COONa + H2O= =CH3COOH + NaOH малодиссоц	ВСЕГДА без изменения степени окисления

3. По тепловому эффекту различают реакции эндотермические, протекающие с поглощением теплоты (–Q ) и экзотермические, протекающие с выделением теплоты (+Q).

4. По обратимости различают обратимые реакции, протекающие в прямом и обратном направлении (↔) и необратимые, протекающие только в одном направлении (→_

Необходимо отметить: существует много реакций, которые трудно отнести к одному определенному типу.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Признак окислительно-вос­становительной реакции – изменение степени окисления элементов в формулах продуктов реакции по сравнению с теми же элементами в формулах реагентов.

Основные положения теории ОВР.

1. Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом увеличивается:

S^-2 – 6 ē → S⁺⁴

1. Атом, молекула или ион, отдающий электроны, окисляется, но является восстановителем;

2. Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом уменьшается:

N⁺⁵ + 2 ē → N⁺³

1. Атом, молекула или ион, присоединяющий электроны во время реакции восстанавливается, но является окислителем;

Используется несколько методик составления уравнений окислительно-восстанови­тельных реакций, протекающих в растворах с участием кислород­ных соединений.

Метод электронного баланса

1. Составить схему реакции и расставить степени окисления:

K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + K₂⁺¹S⁺⁴O₃^-2 + H₂⁺¹O^-2 —— Mn⁺⁴O₂^-2 + K₂⁺¹S⁺⁶О₄^-2 + K⁺¹O^-2H⁺¹

2.Подчеркнуть, атомы каких элементов изменили степень окисления, и составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

3	2	восстановление	окислитель
2	3	окисление	восстановитель

Mn⁺⁷ + 3ē———— Mn⁺⁴

S⁺⁴ - 2 ē ———— S⁺⁶

коэффициенты

3. Число отданных электронов всегда равно числу принятых электронов, поэтому в электронных уравне­ниях подбираются соответствующие коэффициенты (закон электронного баланса):

4. Перенести эти коэффициенты в схему реакции. Затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ реакции:

2KMnO₄ +3K₂SO₃ + H₂O — 2MnO₂ + 3K₂SО₄ + 2KOH

5. Заключительная часть: правильность составления уравнения определяется равенством числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения: 18 = 18.

Задания для самостоятельного решения.

1. Oхарактеризуйте реакции по 4-м типам:

1. Са(ОН)₂ + 2НС1 = CaCl₂ + 2Н₂O

2. AgNO₃ + HC1 = AgCl ↓ + HNO₃

3. Cu(OH)₂ = CuO + H₂O - Q

4. ЗН₂О + Р₂О₅ = 2H₃РО₄+Q

5. СаО + H₂О = Са(ОН)₂+ Q

5. 2А1 + ЗС1₂ = 2А1С1₃

6. 2H₂О = 2Н₂↑ + O₂↑-Q

7. Zn + 2HC1 = ZnCl₂ + H₂↑+Q

8. Cl₂ + 2KBr = 2KC1 + Br₂

9. Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

10. CuO + 2HC1 = СиCl₂ + H₂O

11. НС1 + NaOH = NaCl + H₂O-Q

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса

1. KI + KClO₃ + H₂SO₄= KCl + I₂ + K₂SO₄

2. I₂ + HNO₃  HIO₃ + NO + H₂O

3. Br₂ + Cl₂ + H₂O  HBrO₃ + HCl

4. S + KOH  K₂S + K₂SO₃ = H₂O

5. HNO₂  HNO₃ + NO+ H₂O

6. Cu(NO₃)₂  CuO + NO₂ + H₂O

РАЗДЕЛ V.

Растворы. Электролитическая диссоциация.

Растворы – это гомогенные (однородные) системы, состоящие из 2-х или нескольких компонентов.

Основной характеристикой раствора является его концентрация.

1. Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация раствора это весовое количество растворенного вещества, содержащееся в определенном весовом или объемном количестве раствора.

Рассматривают процентную, молярную и нормальную концентрации.

а) Массовая доля растворенного вещества ( )показывает количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.

Массовую долю % вычисляют из соотношения между массой растворенного вещества т₁, и массой раствора т₂ :

В случае выражения количества раствора в объемных едини­цах (литрах или мл) массу его выражают в виде произведения объема V (мл) на плотность

m_{раствора} = V_{раствора}

Масса растворенного вещества для приготовления раствора заданной концентрации:

* б) Молярная концентрация или молярность (М) выражается числом грамм-молекул (молей) растворенного вещест­ва, содержащихся в 1 литре раствора.

Раствор, содержащий в 1 л. 1 г-м растворенного вещества, называется молярным; 0,1 г-м – децимолярным; 0,01 г-м – сантимолярным.

Молярность вычисляют из соотношения между массой раство­ренного вещества т₁, его молекулярной массой М и объемом раствора V (в литрах).

моль/л

* в) Нормальная концентрация или нормальность (N) показывает число грамм-эквивалентов растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора. Раствор, в 1 л. которого содержится 1 г-э растворенного вещества, называется нормальным; 0,1 г-э – децинормальным; 0,01 г-э – сантинормальным.

Число г-эквивалентов растворенного вещества содержится в V (л) раствора.

Грамм-эквивалент – это количество вещества в граммах, численно равное его эквиваленту.

Эквивалент кислоты равен молекулярной массе кислоты, де­ленной на ее основность, т.е. на число атомов водорода в моле­куле или на валентность кислотного остатка

г/моль

Эквивалент основания (гидроксида) равен молекулярной массе основания, деленной на число гидроксильных групп или на валент­ность металла.

г/моль

Эквивалент соли равен молекулярной массе соли, деленной на произведение валентности металла на число его атомов.

г/моль

Типовая задача:

Какую массу фосфата калия и воды надо взять для приготовления 250 грамм раствора с массовой долей K₃PO₄ 8%?

Д ано: Решение:

ω(K₃PO₄) = 8% =

m(раствора) =250 г

----------------------------.

m(K₃PO₄) - ? m (H₂O) = (250 – 20)г = 230 г

m (H₂O) - ?

Задачи для самостоятельного решения

1. Плотность раствора азотной кислоты с массовой долей 40% равна 1,25 г/мл.

Определить молярную концентрацию вещества.

Ответ: C(HNO₃)=7,937 моль/л.

2. Какой объем 0,5 М раствора фосфорной кислоты можно приготовить из 200 мл. 3М ее раствора.

Ответ: V(р-ра H₃PO₄)=1,2 л.

3. Определить молярную концентрацию азотной кислоты, полученной смешиванием 40 мл. 96% раствора HNO₃ (плотность 1,5 г/мл.) и 30 мл. 48% раствора HNO₃.

Ответ:

2. Электролитическая диссоциация

Диссоциация – это распад электролита на ионы.

Молекулы солей, кислот и оснований, имеющих полярные и ионные связи, при растворении в воде распадаются (диссоции­руют) на ионы. Вещества, не растворяющиеся в воде, а также не имеющие полярных и ионных связей, не диссоциируют (гипс, зол, диэтиловый эфир). Диссоциация называется электролитической, т.к. растворы солей, кислот, щелочей могут проводить электрический ток, т.е. являются электролитами.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Кислоты диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка:

I ступень: H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^-

II ступень: HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2-

Гидроксиды металлов (основания) диссоциируют на ионы металла и ионы гидроксида:

I ступень: Cu(OH)₂ ↔ CuOH⁺ + OH^-

II ступень: CuOH⁺ ↔ Cu²⁺ + OH^-

Соли диссоциируют на ионы металла и ионы кислотного остатка:

CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-

Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков:

I ступень: FeOHCl₂ ↔ FeOH²⁺ + 2Cl^-

Диссоциация ионов основных остатков на ионы металла и гидроксиды почти не имеют места.

Кислые соли диссоциируют на ионы металла и сложные кислотные остатки

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

Амфотерные гидроксиды диссоциируют по типу оснований и кислот:

Zn²⁺ + 2OH^- ↔ Zn(OH)₂ ↔ H₂ZnO₂ ↔ 2H⁺ + ZnO₂^2-

в кислой среде в щелочной среде

В растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.

Отношение числа распавшихся на ионы молекул к числу молекул растворенного вещества называется степенью электролитической диссоциации (α).

В зависимости от степени электролитической диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. Сильными электролитами считают электролиты, у которых степень диссоциации в 0,1N растворах не менее 30% и сравнительно мало изменяется с увеличением концентрации раствора. К ним относятся: большинство солей, кислоты (HCL,HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ и др.), щелочи (NaOH, Ba(OH)₂, KOH, Ca(OH)₂). У слабых электролитов степень диссоциации даже в сильно разбавленных растворах очень мала и быстро падает с увеличением концентрации раствора. К ним относятся: почти все органические кислоты (CH₃COOH и др.); минеральные кислоты (Н₂СО₃, H₂SO₃, H₂S, HNO₂); основания и NH₄OH, Н₂О.

3. Реакции ионного обмена

По теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов есть реакции между ионами. Ионные реакции протекает до конца, если одно из веществ выпа­дает в осадок (обозначается ↓), выделяется в виде газо­образного продукта (↑) или образуется малодиссоциирующее вещество (Н₂О).

Порядок написания ионных реакций следующий:

а) уравнение реакции записывается в молекулярной форме,

б) уравнение пишется в ионной форме (сильные электролиты – в виде ионов, остальные веществе в виде молекул),

в) ионы левой и правой части уравнения, не изменившиеся в процессе реакции, исключаются,

г) ионная реакция проверяется числом атомов и электрических зарядов в левой и правой частях уравнения.

Примеры:

1. BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2NaCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓+ 2Na⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄ ↓

1. 2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + CO₂ ↑+ H₂O

2H⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + CO₃^2- = 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂ ↑+ H₂O

2H⁺ + CO₃^2- = CO₂ ↑+ H₂O

1. 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ +2 H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2-+ 2H₂O

2OH^- + 2H⁺ = 2 H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

Если в результате реакции не выпадает осадок, не выде­ляется газообразное вещество или не образуется слабодиссоциирующий продукт, то в растворе реакция между ионами не пойдет:

1. BaCl ₂ +2 NaNO₃ = Ba(NO₃ )₂+ 2NaCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + 2 NO₃^- = Ba²⁺ + 2 NO₃^-+ 2Na⁺ + 2Cl^-

4. Гидролиз солей

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита (кислоты, основания, кислого или основного иона). Соли, в зависимости от силы образующих их кислот и оснований можно разделить на 4 ти­па по схеме:

		Кислоты
		сильные	слабые
Основания	сильные	I KCl, NaNO3	II Na2CO3, K2S
	слабые	III MgCl2, Zn(NO3)2	IV CH3COONH4, (NH4)2CO3

Гидролиз солей нескольких основных типов:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Их растворы нейтральны pH=7.

2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием , подвергаются гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная: pH7.

Na₂S +2H₂O↔H₂S +2NaOH;

Na¹⁺+ S^2- + 2H₂O↔H₂S +2Na⁺+ 2OH^1-

Это полное ионное уравнение гидролиза ацетата натрия. Сократив одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения (в данном уравнении Na¹⁺), получим сокращенное ионное уравнение: S^2- + 2H₂O↔H₂S + 2OH^1- .

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу по катиону. Реакция среды кислая: pH

NH₄Cl+H₂O↔NH₄OH+HCl

NH₄¹⁺+Cl^1-+H₂O↔NH₄OH+H¹⁺+Cl^1-

NH₄¹⁺+H₂O↔NH₄OH+H¹⁺

1. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу и по катиону, и по аниону. Реакция среды близкая к нейтральной pH7.

CH₃COOHNH₄+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH;

CH₃COO^1-+NH₄¹⁺+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH.

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным.

Если соль образована слабой летучей кислотой и слабым нерастворимым в воде основанием, то она подвергается полному необратимому гидролизу, т.е. такие соли в растворе не существуют:

Al₂S₃; Cr₂S₃; Al₂(CO₃)₃; Fe₂(CO₃)₃; Cr₂(SO₃)₃ и т.п.

Задания для самостоятельного решения.

1. Напишите полные и сокращенные ионные уравнения следующих реакций:

а) Са(ОН)₂ + 2НС1 = CaCl₂ + 2Н₂O

AgNO₃ + HC1 = AgCl ↓ + HNO₃

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Na₂СОз + НОН ↔ NaНСОз + NaОН

ЧАСТЬ II.

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Органическая химия – это химия углеводородов и их производных.

Углеводороды (УВ) – это простейшие органические вещества, молекулы которых состоят только из двух элементов : углерода С и водорода Н.

Производные УВ – это продукты замещения атомов «Н» в молекулах УВ на другие атомы или группы атомов. Например:

Характер химических связей и валентность углерода

в органических соединениях

Во всех органических соединениях атом С находится в возбужденном состоянии, поэтому валентность его равна IV.

Основные положения теории химического строения

органических веществ Бутлерова.

I. Атомы в молекулах органических веществ соединяются друг с другом в определенной последовательности согласно их валентности.

II. Свойства веществ зависят не только от состава, но и от строения их молекул.

III. В молекулах органических веществ атомы и группы атомов взаимно влияют друг на друга, что определяет свойства веществ.

Классы	Общая формула	Номенклатура	Примеры
Алканы	СnH2n+2	УВ+ «ан»	СН3-СН3	Этан
Циклоалканы	СnH2n	«цикло» +УВ+ «ан»	СН2– СН2 | | СН2 – СН - СН3	Метилцикло- бутан
Алкены		УВ+ «ен»+ №(С)	СН2=СН-СН3	Пропен-1
Алкадиены	СnH2n-2	УВ+ «диен»+№(С)	СН2=СН-СН=СН2	Бутадиен-1,3
Алкины		УВ+ «ин»+№(СКР.СВ)	СН3- С С-СН3	Бутин-2
Ароматические УВ	СnH2n-6	R + «бензол»	С6Н5СН3	метилбензол
Спирты	СnH2n+1ОН	УВ+ «ол»+№(С)	СН3- СН2- СН2ОН	Пропанол-1
Прстые эфиры		R + R «овый» эфир	СН3-О-СН2- СН3	Метил-этиловый эфир
Альдегиды	СnH2nО	УВ+ «аль»	СН3-СОН	этаналь
Кетоны		УВ+ «он»+№(С)карб.гр	СН3-С-СН3 || О	Пропанон-2
Одноосновные карбоновые кислоты	СnH2nО2	УВ+ «овая» кислота	СН3-СН2-СООН	Пропановая кислота
Сложные эфира карбоновых кислот		«спирт»+ый эфир «кислота»	// O СН3-С \ О-С2Н5	Этиловый эфир уксусной кислоты

1. ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ. ИЗОМЕРИЯ.

В органической химии применяют молекулярные (эмпирические), структурные и электронные формулы.

Молекулярные (эмпирические) формулы отражают только качественный и количественный состав молекул. Например, молекулярная формула метана - СН₄. этилена – C₂H₄ ацетилена – C₂Н₂, уксусного альдегида – С₂Н₄О.

Структурные формулы, или формулы строения, изображают порядок соединения атомов в молекуле, их взаимо­связь друг с другой. Ниже приведены структурные формулы этана, пентана, этилового спирта.

Структурные формулы веществ часто изображают в сокра­щенном виде;

В таких сокращенней формулах черточка обозначает связь атомов углерода между собой, но не показывают связи между атомами углерода и водорода. Надо иметь в виду, что структурные формулы отображают только последовательно­сть соединения атомов, но не показывает, как атомы расположены в пространстве. Поэтому, как бы мы ни изобра­зили структурную формулу пентана:

это будет одна и та же молекула, так как порядок, пос­ледовательность, соединения атомов здесь не меняется.

Важную роль при изучении органической химии играет понятие изомерии, впервые правильно объясненное А.И.Бу­тлеровым.

Изомеры - это вещества, имеющие одинаковый качественный и количественный состав, одинаковую молекулярную массу, но различное строение молекул, а поэтому обладающие разными свойствами. На основе теории стро­ения органических веществ А.И.Бутлеров предсказал существование двух изомер в бутана. В 1867 году он синтезировал один ив них (изобутан), еще не известный в то время.

Типы изомерии
Структурная				Пространственная
Углеродного скелета	Положения кратной связи	Положения функциональной группы	Межклассовая изомерия	Геометрии-ческая (цис-; транс-)	Оптическая

Сущность структурной изомерии заключается в способности атомов органических веществ соединяться в различной последовательности. Наличие структурных изоме­ров может быть обусловлено изомерией цепи; изомерией положения кратких связей, функциональных групп. Наличие изомеров у бутана вызвано изомерией цепи: в нормальной бутане цепь атомов углерода неразветвленная, в изобутане она разветвлена.

Структурные формулы изомеров:

У соединений, в молекулах которых содержатся кратные (двойные, тройные) связи или функциональные группы, наличие структурных изомеров определяется не только изомерией цепи, но и положением кратных связей или функциональных групп. Например, непредельный углеводород с двойной связью (молекулярная формула C₄Н₈) известен в виде трех структурных изомеров:

Изомеры 1 и 2 имеют одинаковое строение углеродной цепи и отличаются положением двойной связи. Изомер 3, отличается от изомеров 1 и 2 изомерией углеродного скелета.

Изомеры пропанола отличаются положением функциональной группы ОН.

Изомеры I и 2 отличаются друг от друга положением атома хлора в углеродной цепи, их можно рассматривать как производные н.-бутана, в молекуле которого один атом водорода замещен на хлор (изомерия положения), а от изо­меров 3 и 4 - строением углеродного скелета (изомерия цепи). Соединения 3 и 4 можно рассматривать как хлорпроизводные изобутана.

Структурная изомерия встречается не только среди соединений одного и того же класса, как это было в рас­смотренных выше примерах. Органические вещества, относящиеся к различным классам, также могут быть структурными изомерами. Так, состав этилового спирта и диметилового эфира выражается одной молекулярной формулой С^О, но свойства их различны: этиловый спирт - жидкость с температурой кипения 78₍2Рс, а диметиловый эфир - газ, сжижаюшийся при -23,6°С. Структурные формула их имеют следующий вид:

Для молекулярной формулы C₃Н₆ можно написать две структурные формулы:

Первый изомер - циклопропан, Относится к классу циклопа­рафинов, а второй - пропен-1 к этиленовый углеводородам. Естественно, что свойства этих соединений будут различ­ными.

Стереоизомерия - это пространственная изомерия. Она обусловлена не разной последовательностью соединения атомов в молекуле, а различной конфигурацией в простран­стве. Например, для соединений с двойной связью возможна цис-транс-изомерия. Если в изомере замещающие группы на­ходятся по одну сторону плоскости двойной связи, то это бу­дет цис-изомер, если они находятся по разные стороны пло­скости двойной связи - транс-изомер. Такая изомерия характерна только для алкенов и циклоалканов.

- Чтобы написать формулы структурных изомеров углеродного скелета, надо:

1. написать структурную формулу углеводорода неразветвленной цепи;

2. укоротить основную цепь на один атом углерода и приписать его где-нибудь в середине цепи;

3. если есть возможность, переместить этот атом углерода в другое положение;

4. укоротить основную цепь еще на один атом углерода и приписать его где-нибудь в середине цепи и т.д.;

- Чтобы написать формулы структурных изомеров положения кратной связи или функциональной группы, надо:

1. написать структурную формулу углеводорода неразветвленной цепи, при этом связь или функциональную группу написать у первого атома углерода;

2. переместить кратную связь или функциональную группу ко второму атому углерода и т.д.;

3. укоротить основную цепь на один атом углерода, приписать его где-нибудь в середине цепи и снова перемещать кратную связь или функциональную группу от первого атома углерода к последнему.

Задачи для самостоятельного решения;

1. Выпишите соединения, изомерные между собой:

2. Составьте структурные формулы изомеров гексана C₆Н₁₄

(Ответ: пять изомеров).

3. Какие из приведенных ниже структур способны существовать в виде цис-, транс- изомерных форм?

(Ответ: структуры а, в).

УГЛЕВОДОРОДЫ.

Углеводороды относятся к простейшим органическим соединениям. Как видно из названия, они состоят из двух элементов: углерода С и водорода Н.

Предельными называется углеводороды, в молекулах которых атомы углерода связаны между собой простой (одинарной) связью, а все остальные валентности насыщены атомами водорода. Их также называет насыщенными углеводородами, парафинами, алканами. Общая формула алканов C_nH_2n+2. Малоактивные в химическом отношении вещества. Химические связи в их молекулах являются σ-связями.

Номенклатура:

1. Найти самую длинную неразветвленную цепь углеродных атомов.

2. Пронумеровать атомы углерода с того конца, ближе к которому разветвление.

3. Указать положение заместителя (№ атома углерода)

4. Назвать алкильный радикал (по алфавиту)

5. Назвать алкан главной цепи.

6. Если в молекуле есть несколько одинаковых радикалов, то перед его названием добавляют приставку: 2- ди-; 3- три-; 4 – тетра-; 5- пента- и т.д.

Например: 2,5-диметил-3-этилоктан СН₃-СН - СН-СН₂-СН-СН₂-СН₂-СН₃

| | |

СН₃ С₂Н₅ СН₃

Задания для самостоятельного решения

Напишите структурные формулы следующих веществ:

а) 3-метилпентан;

б) 2,3-дихлорбутан;

в) 2,3-диметил-4,4-диэтилгептан;

г) 2-бром-1-фторпропан;

Циклоалканы или циклопарафины. Помимо предельных угле­водородов с открытой цепью (парафинов) имеется большое количество соединений с замкнутой цепью - предельных циклических углеводородов. По строению они отличаются от предельных углеводоро­дов тем, что содержат замкнутые цепи из трех, четырех и более атомов углерода. Формула гомологического ряда C_nH_2n.

Изомерия: а) структурная («С» -скелета и межклассовая); б) геометрическая (цис-, транс-).

Номенклатура: как у алканов

1.Пронумеровать атомы углерода с того атома углерода, от которого отходит радикал.

2.Назвать алкильный радикал (по алфавиту)

3.Назвать алкан, поставив перед ним приставку цикло-.

Например: метилциклобутан СН₂ – СН₂

| |

СН₂ – СН - СН₃

По химический свойствам они близки к парафиновым углево­дородам: горючи, химически малоактивны, атомы водорода замечаются галогенами.

Циклобутан, циклопентан вступают как в реакцию замещения, так и в реакцию присоединения. Для больших циклов харак­терны только реакции замещения.

1. 

2. 

Непредельными называются органические соединения, содержащие, между атомами углерода кратные (двойные или тройные связи). Их также называет ненасыщенными углеводородами, так как их молекулы имеют меньшее число атомов водорода, чей насыщенные. Первыми предста­вителями гомологических рядов непредельных углеводородов являются этилен (с двойной связью) и ацетилен (с тройной связью:

Общая формула этиленовых углеводородов C_nH_2n, ацетиленовых C_nH_2n-2 Кратные связи (двойные, тройные) менее прочные, чей одинарные, в поэтому сравнительно легко раз­рывается при химическом взаимодействии. Непредельные уг­леводороды отличаются высокой реакционной способностью: они вступают в реакции присоединения, полимеризации.

Номенклатура:

1. Найти самую длинную неразветвленную цепь углеродных атомов.

1. Пронумеровать атомы углерода с того конца, ближе к которому кратная связь.

3.Указать положение заместителя (№ атома углерода)

4.Назвать алкильный радикал (по алфавиту)

5.Назвать алкен или алкин главной цепи.

6.Указать № атома углерода, от которого отходит кратная связь.

Например: 3,4 – диметилпентен-2; 3-метилбутин-1.

СН₃-СН = С - СН-СН₃ СН С – СН – СН₃

| | |

СН₃ СН₃ СН₃

Углеводороды, содержащие в углеродной цепи две двой­ных связи, называются диеновыми. Их состав может быть выражен облей формулой C_nH_2n-2. Значит они изомерны ацетиленовым углеводородам. Общее международное название диеновых углеводородов - алкадиены. Большое применение имеют алкадиены, в молекулах которых двойные связи разделены простой связью, это бутадиен-1,3 или 2-метилбутадиен-1,3.

По химическим свойствам алкадиены аналогичны непредельным углеводородам: для них характерны реакции присоединения по месту разрыва двойной связи.

Номенклатура:

1. Найти самую длинную неразветвленную цепь углеродных атомов.

2.Пронумеровать атомы углерода с того конца, ближе к которому кратная связь.

3.Указать положение заместителя (№ атома углерода)

4.Назвать алкильный радикал (по алфавиту)

5.Назвать алкан главной цепи + диен.

6.Указать № атома углерода, от которого отходят кратные связи

Например: 3-метилпентадиен-2,4 СН₃-СН=С-СН=СН₂

|

СН₃

Алкадиены обладают высокой реакционной способностью: легко окисляются, вступают в реакции присоединения с водо­родом, галогеном, галогеноводородом; реакции полимеризации.

2. Сопряженные диены в реакциях присоединения образуют продукты 1,4-присоединения с одной двойной связью по­середине.

Ароматическими называются углеводоро­ды, в молекулах которых содержится одно или несколько бензольных ядер. Простейшим представителей ароматических углеводородов является бензол C₆Н₆. Атомы углероде в мо­лекуле бензола образуют правильный плоский шестиугольник, хотя обычно (для удобства) его рисует вытянутым:

Гомологический ряд бензола имеет общую формулу C_nH_2n-6., где n ≥6. Гомологи можно рассматривать как производные бензола, в котором один или несколько атомов водорода замещены на различные углеводородные радикалы. Например, C₇H₈ -метилбензол или толуол, C₈H₁₀ диметилбензол, или ксилол, этилбензол и т.д. По химическим свойствам бензол и другие ароматические углеводороды от­личается от предельных и непредельных углеводородов. На­иболее характерны для них реакции замещения атомов водо­рода бензольного ядра. Они протекают легче, чем у преде­льных углеводородов. Таким путей получается множество органических соединений. Реакции присоединения к бензолу протекают с трудом: при повышении температуры и давления, в присутствии катализаторов. Бензол не присоединяет галогеноводороды и воду. Он устойчив к окислителям.

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ УГЛЕВОДОРОДАМИ

Задачи для самостоятельного решения:

1. Сколько литров ацетилена получится ив 400 г карбида кальция, содержащего 2,5% примесей ?

(Ответ: 136,5 л).

2- Сколько грамм брома может присоединить 10 л смеси, состоящей из 32,6% метана, 22,4% ацетилена и 45% этилена (по объему) ?

(Ответ: 64 г).

3.Сколько литров водорода может присоединиться в присутствии катализатора к 80 г смеси газов, содержащей 42% пропилена и 58% бутана ?

(Ответ: 35,64 л).

3. СОЕДИНЕНИЯ С ФУНКЦИОНАЛЬНЫМИ ГРУППАМИ.

В органической химии, наряду с углеводородами, из­вестно много веществ, в состав которых кроме углерода и водорода входят кислород, азот и некоторые другие эле­менты.

Характерные химические свойства веществ (их химическая функция) обусловливается группами атомов, называемыми функциональными группами.

Спиртами называется органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько гидроксильных групп, соединенных с углеводородным радикалом. Спирты можно рассматривать как продукты частичного окис­ления углеводородов. Общая формула предельных одноатомных спиртов C_nH_2n+1ОН или C_nH_2n+2О. Общие химические свойства спиртов определяются функциональной группой -ОН. Они взаимодействуют с металлическим натрием или калием с выделением водорода, легко окисляются, с гало­геноводородными кислотами дают галогенопроизводные угле­водородов. Важное свойство спиртов - их способность к дегидратации (потере воды).

Фенолы- это органические соединений, в молекулах которых гидроксильные группы связаны с бензольным ядром. Они является производными ароматических уг­леводородов. По химическим свойствам фенолы отличается от спиртов. Это отличие вызвано взаимным влиянием в мо­лекуле фенола гидроксилъной группы и бензольного ради­кала, навиваемого фенилом (C₆H₅-). Фенол проявляет свой­ства слабой кислоты (слабее угольной). Поэтому он легко взаимодействует не только с металлическим натрием, но и с едкими щелочами. Вследствие влияния гидроксильной группы водородные атомы бензольного ядра становятся более подвижными и легко замещается на другие атомы или радикалы. Так, например, фенол без нагревания и без катализаторов энергично взаимодействует с бромом, азотной кислотой.

Альдегидами называются органические ве­ществе, молекулы которых содержат функциональную группу -С=О , соединенную с углеводородным радикалом-(в муравьиной альдегиде функциональная группа соединена с атомом водорода):

Альдегиды можно рассматривать как продукты окисления спиртов. Общая формула альдегидов C_nH_2nО. Группа атомов -С=О называется карбонилом_а поэтому альдегиды можно рассматривать еще как органические соединения, в молекулах которых карбонильная группа -С=О соединена с углеводородным радикалом и атомом водорода.

Химичес­кие свойства альдегидов обусловливается прежде всего наличием в их молекуле карбонильной группы. По месту двойной связи в ней могут происходить реакции присоеди­нения. Альдегиды легко окисляются по связи С-Н в альде­гидной группе.

Химические свойства

Карбоновыми кислотами называются органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп — CООН, соединенных с углеводородных радикалом (в молекуле муравьиной кислоты карбоксильная группа соединена с атомом водорода):

Строение одноосновных карбоновых кислот можно выразить формулой

муравьиная кислота уксусная кислота

Карбоновые кислоты можно рассматривать как производные углеводородов, в которых атомы водорода замещены на карбоксильные группы. Химические свойства карбоновых кислот определяется главный образом карбоксильной груп­пой. Карбоновые кислоты подобно минеральным, образуют в водных растворах гидратированные ионы водорода. Поэтому они проявляет все свойства кислот: имеют кислую реакцию, образуют соли с металлами, взаимодействуют с осно­ваниями (реакция нейтрализации). Атомы водорода, стоящие при атоме углерода, соседнего с карбоксильной группой, могут замещаться на галогены. Характерным свойством карбоновых кислот является взаимодействие их со спиртами с образованием сложных эфиров.

Химические свойства:

Углеводы - это органические соединения. состоящие из трех элементов - углерода, водорода и кис­лорода, причем в большинстве случаев водород и кислород находятся в таком же соотношении, как и в воде. Их общая формула С_n(H₂O)_m. Углеводы по степени сложности обычно делятся на три основные группы: моносахариды (например, глюкоза - C₆H₁₂О₆) дисахариды (сахароза – C₁₂H₂₂О₁₁) и полисахариды (крахмал, целлюлоза).

А м и н а м и называются производные аммиака, в котором один, два или все три атома водорода замещены органическими радикалами, Важное значение имеет ароматический амин - анилин: С₆Н₅ – NH₂

Его можно рассматривать как производные бензола, в молекуле которого атом водорода заменен аминогруппой, или как производное аммиака, в молекуле которого один атом водорода заменен радикалом фенилом. Химические свойства анилина обусловлены наличием функциональной группы -NH₂ и ароматического ядра . Анилин, проявляя основные свойства, взаимодействует с сильными кислотами. С бром­ной водой при обычных условиях он образует триброманилин.

Аминокислотами называются органичес­кие соединения, в молекулах которых содержатся одновре­менно аминогруппа – NH₂ и карбоксильная группа-СООН.

Например, NH₂-CH₂COOH - аминоуксусная кислота. Их можно рассматривать как производные карбоновых кислот, получающиеся замещением одного или нескольких атомов водорода в углеводородном радикале аминогруппами. Амино­кислоты содержат в молекуле две функциональных группы и поэтому проявляют одновременно и свойства кислот и свой­ства оснований. Это органические амфотерные соединения. Из остатков аминокислот построены белки.

3. Нахождение формулы вещества по результатам анализа

Задача №1. Вывести молекулярную формулу вещества, содержащего 93,75% углерода и 6,25% водо­рода, если плотность его паров по воздуху равна 4,41.

I способ.

Формула вещества СхНу. Находим соотношение между числами атомов углерода и водорода (х:у) в данной молекуле: делим процентные весовые содержания на величину г-атомной массы элемента:

Поскольку соотношение атомов в молекуле выражается целыми числами, наименьшее значение принимаем за единицу, т.е. делим на 6,25

Простейшая формула вещества С₅Н₄, ее молекулярная масса 64 у.е.

Молекулярную массу газообразного вещества (следствие из закона Авогадро) можно определить, зная плотность этого веще­ства по воздуху

где:

М_возд. = 29, средняя молекулярная масса воздуха

отсюда М_в-ва = Д_возд. · М_возд. = 4,41·29 = 128 у.е.

Для нахождения истинной формулы вещества нужно узнать, сколько раз в ней повторится звено простейшей формулы

(то есть, во сколько раз величина молекулярной массы, определенная по плотности больше величины молекулярной массы, рассчитанной по простейшей формуле вещества).

Следовательно, истинная формула вещества С₁₀Н₈.

II способ.

Определив молярную массу вещества по относительно плотности, можно сразу определить количество атомов каждого элемента в молекуле по формуле:

→

=

Задача №2. При полном сгорании 13,8 г. органического вещества получилось 26,4 г. углекислого газа и 16,2 г воды. Плотность паров этого вещества по водороду равна 23. Вывести молекулярную формулу вещества.

Сгорая полностью, вещество образует с О₂ окислы всех элементов, входящих в его формулу, следовательно, по массе СО₂ и H₂O можно определись m_с и m_н в составе соединения.

Определим количество углерода и водорода в веществе:

г-м СО₂ весит 44 г; г-м H₂O весит 18 г

44 г. СО₂ содержат 12 г. С 18 г Н₂O содержат 2 г Н

26,4 г. СО₂ –"– х г. С 16,2 –"– у г Н

х=7,2 г С у=1,8 г Н

Количество углерода и водорода (7,2+1,8)=9 г меньше количества вещества; следовательно, разность (13,8 – 9)= 4,8 г приходится на кислород.

Находим простейшую формулу вещества; С_хН_уО_z

С₂Н₆О, ее молекулярная масса = 46 у.е.

Молекулярная масса вещества по плотности (следствие из закона Авогадро):

М_в-ва=М_Н2·Д_н = 2,23 = 46 у.е.

Значения молекулярных масс, рассчитанных по плотности и по простейшей формуле вещества, одинаковы.

Следовательно, простейшая формула является истинной формулой вещества.

Задача №3. При окислении 10,8 г вещества ам­миачным раствором оксида серебра выделилось 30,4 г се­ребра. Установите формулу исходного вещества.

Решение.

Реакцию "серебряного зеркала" дают альдегиды (функциональная группа-СОН). Составим уравнение реакции:

R-COH +Ag₂O R-COOH + 2 Ag

по у.х.р. 10,8 г вещества выделяют 32,4 г Ag ,

1 моль вещества выделяет 2•108 г Ag моль вещества составляет:

10.8 -2-108 / 32,4 = 72 г/моль.

Таким образом, относительная молекулярная масса альдеги­да равна 72.

М(С_nH_2nO)= 12n+2n+16=72

14n = 56

n=4

Исходное вещество имеет формулу С₃Н₆О.

Задачи для самостоятельного решения:

1. Сколько литров водороде выделится при взаимодействии 19,2 г натрия со 100 мл 36%-го этилового спирта, имеющего плотность 0,8 г/см³.

(Ответ: 4,46 л ),

2. Сколько литров оксида углерода (IV) выделится при брожении глюкозы, если я при этом образуется 460 г этилового спирта (при нормальных условиях) ?

(Ответ: 224 л ).

3. В 50 г снеси анилина, бензола и фенола пропущен хло­ристый водород. Выпавший при этоа осадок отфильтро­ван. Масса его 26 г. Фильтрат, обработанный раствором гидронсида натрия, разделился на два слоя. Найти про­центный состав снеси, если объем верхнего слоя 17,7 мл, а плотность 0,88. *

(Ответ: 37,256 анилина: 31,236 бензола и 31,6% фенола).

4. ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ КЛАССАМИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

Различные классы органических соединений находятся между собой в генетической связи (связи по происхождению), а поэтому из веществ одних классов можно получить вещества других классов. Например, углеводорода можно превратить в галогенопроизводные, а из галогенопроизводных получить спирты, из спиртов можно получить альдегиды, а ив альдегидов -.карбоновые кислоты. Таким образом, эти классы соединений - от углеводородов до кислот - находятся в тесной генетической связи и представляют со­бой как бы ступени постепенного усложнения органических соединений.

Задачи, включающие переходы от веществ одного клас­са соединений к другим классам играют важную роль в органической хинин. Для их решения надо хорошо знать свойства классов соединений и их представителей.

Схема 1.

Связь между классами органических соединений

Предельные углеводороды	→	Галогено- производные				Полипептиды
↕						↑
Этиленовые УВ	↔	Спирты	↔	Сложные эфиры		Аминокислоты
↕		↕		↕		↑
Ацетиленовые УВ	→	Альдегиды	↔	Карбоновые кислоты	→	Галогенопроизводные кислот
↕
Ароматические углеводороды	←	Циклопарафины
↓
Нитросоединения	→	Амины

Схема 2.

С₂H₆ C₂H₅Cl

+H₂ ↑↓ -H₂ +H₂O↑↓+HCl

C₂H₄ C₂H₅OH CH₃COOC₂H₅ NH₂CH₂COOH

+H₂↑↓ -H₂ +H₂↓↑+[О] +H₂O↑↓ +C₂H₅OH ↑+NH₃

C₂H₂ CH₃COH CH₃COOH ClCH₂COOH

↓^{тримеризация}

C₆H₆ C₆H₅Cl C₆H₅OH

↓+HNO₃

C₆H₅NO₂ C₆H₅NH₂

Пример 1. Как перейти от ацетилена к сложному эфиру – этилацетату? Написать уравнение соответствующей реакций.

Решение.

В задаче исходным веществом является не определённый углеводород этилен, конечным – сложный эфир. Очевидно, надо этилен превратить в этиловый спирт, спирт окислить в уксусный альдегид а затем, в уксусную кислоту, после чего произвести этерификацию спирта кислотой. Переход от этилена к спирту осуществляется гидратацией этилена:

Переход от спирта к альдегиду возможен двумя путями:

дегидрогенизацией спирта:

окислением спирта:

2H₃C-CH₂OH+O₂ 2H₃C-COH+H₂

Переход от альдегида к кислоте осуществляется с помощью различных окислителей в том числе и кислорода воздух:

2H₃C-COH+O₂  2H₃C-COOH.

Этилацетат получаем реакцией этерификации:

C₂H₅OH+H₃C-COOHC₂H₅-O-CO-CH₃+H₂O.

Реакция этерификации протекает медленно (быстро протекают ионные реакции), к тому же она обратима. Обратный процесс называется гидролизом (омылением). Ионы водорода (например, из H₂S0₄, HCl) ускоряют прямую и обратные реакции. Избыток соответствующего вещества смещает равновесие в нужном направлении: избыток воды благоприятствует гидролизу. Избыток спирта или кислоты - этерификации

Задача 2

Написать схему последовательного окисления этане до кислоты и вычислить, сколько граммов уксусной кислоты можно получить из 4,48 л этана, взятого при нормальных условиях?

Решение.

Окисляем этан до спирта:

2 CH₃-CH₃ + O₂ 2 CH₃CH₂OH

Спирт окисляем дальше до альдегида:

2 CH₃CH₂OH + 2O 2 CH₃COH + H₂O

А альдегид до кислоты:

2 CH₃COH + + 2O 2 CH₃COOH

Из 22.4 л г этана получается 60 г уксусное кислоты,

из 4.48 л этана получается X г уксусной кислота,

Задачи для самостоятельного решения:

1. Какой объем кислорода потребуется для полного сгорания 92 г этилового спирта.

(Ответ: 134,4 л)

2. Какая масса технического карбида кальция, содержащего 30% CaC₂ потребуется для получения 12 кг уксусной кислота?

(Ответ: 160 кг).

3. Какой объем ацетилена (н.у.) следует взять для того, чтобы в результате полимеризации получить 443 мл бензола а (ρ= 0,38 г/мл)?

(Ответ: 672 л).

Осуществите превращения:

1. СН₂ = СН₂ Х₁ Х₂ Х₃

2. СН ≡СН Х₁ Х₂ Х₃

3. СН₂ = СН –СН₃ Х₁ Х₂ Х₃

4. СН₃ – СН₃ Х₁ Х₂ Х₃

1. СН₄ → СН≡СН → С₆Н₆ → С₆Н₅NO₂ → C₆H₅NH₂

1. CH₂ = CH₂→ CH₃ – CH₂OH → CH₃COH → CH₃COOH