Все темы, понятия
и определения
в
KpaT.. . - ....,'
изл-.,.,.,-
D:1
О
6
:::J
о
()
г----~-----T-----------, ...
36 downloads
226 Views
6MB Size
Report
This content was uploaded by our users and we assume good faith they have the permission to share this book. If you own the copyright to this book and it is wrongfully on our website, we offer a simple DMCA procedure to remove your content from our site. Start by pressing the button below!
Report copyright / DMCA form
Все темы, понятия
и определения
в
KpaT.. . - ....,'
изл-.,.,.,-
D:1
О
6
:::J
о
()
г----~-----T-----------,
ББК
24.1
1. Предмет и задачи химии
С59
Химия -
естественная наука, изучаю-
щая состав, строенне, свойства и превращения веществ, а также явления, сопро-
вождающие эти превращения. Важнейшая
задача химии
-
получение
I I I I
веществ
целей свойствами. создает
такие
вещества
и
двигаться
ные
на
положительно
ма
-
про
заряженную
часть
ато
ядро, масса которого больше массы В
1911
г.
атома, согласно которой ядро находится в
электроны
вращаются
щимся вокруг Солнца.
Согласно теории Резерфорда:
1.
Атомы химических элементов имеют
сложное внутреннее строение.
2.
В центре атома находится положи
тельно
3.
FeS,
JJ хо-
/{о
I
Железо взаимодействует с углеродом,
заряженное
ядро.
Весь положительный заряд и почти
4.
111823
а.е.м.).
Вокруг ядра по замкнутым орбитам
движутся отрицательно
заряженные
элек
троны. Их общий заряд равен заряду ядра.
Поэтому атом в целом -
злектронейтра
лен.
образуя цементит:
Ядро атома состоит из протонов и ней
+ С --> Fe,C; 3Fe + 2СО --> Fe,C + СО, -
а
ма (масса электрона равна
+ 5СО
рошо растворимый в чугуне.
Жидкий чугун
атома,
вся масса атома сосредоточены в ядре ато
Сера частично превращается в
3Fe
центре
вокруг ядра подобно планетам, вращаю
t ~ 1100 'С, при этой темпе
SiO, + 2С --> Si + 2СО MnO + С --> Mn + СО Са,(РО,), + 5С --> 2Р + 3СаО
тронов (и те и другие имеют общее назва
ние
это расплавленное же
-
нуклоны). Количество протонов в
лезо, которое растворило в себе углерод,
ядре атома элемента строго определено: оно
цементит,
равно порядковому номеру элемента в пе
кремний,
марганец,
серу. Добавляют флюсы
СаСО,
-->
-
фосфор,
риодической системе
известняк:
образуя
реагирует
шлаки,
не поддается
но А
собнра
в
- Z (где
А
масса элемента;
Количество
- относительная атомная Z - порядковый номер).
Заряд ядра атома определяется количе
Серый чугун (хрупкий,
ством протонов. Масса ядра определяется
ковке и прокату) использу
суммой масс протонов и нейтронов.
ют для литья. Белый чугун перерабатыва етсн
Z.
злемента может быть различным: оно рав
с пустой по
которые,
ясь над чугуном, предохраняют его от дей
ствия кислорода.
-
нейтронов в ядре атомов одного и того же
СаО+СО,.
Оксид кальция родой,
ISBN 5-94455-465-7
в
Резерфорд предложил планетарную модель
(СО-восстанови
меси в руде:
(Серия «Средняя школа»).
двигаться
а-частицы, и отталкивались.
+Q
ратуре частичио восстанавливаются при
-
начинали
сы:
чивается при
с.
Не
ОНН, проходя через мета.:rIЛ, Н8Талкивались
Восстановление железа из руды закан
2007. - 80
частицы
протекают следующие химические процес
3Fe,O, + СО --> 2Fe,O, + СО, + Q (t ~ 450500 "с) Fe,O. + СО --> 3FeO + СО, + Q (t ~ 600 "с) FeO + СО --> Fe + СО, + Q (t ~ 700 'С) FeO + С --> Fe + СО
тера»,
направлении.
дение а-частиц можно объяснить тем, ЧТО
Выплавка чугуна
тель)
Шпаргалки по химии. - СПб.: Издательский дОМ СО, + Q СО, + С --> 2СО
С59
в
своего пути на различные углы, а отдель
Получение различных металлов и
При выплавке чугуна в доменной печи
СОКОЛОВ Д. И.
движения
большая часть а-частиц отклонялась от
сплавов,
•
траектории
тицы), пройдя через фольгу, продолжало
матери
алы. С помощью химии осуществляется:
1.
изучая
а-частиц, бомбардирующих листки золо а-частиц (положительно заряженные час
Химическая
промышленноеть, опираясь на химическую науку,
Строеиие атома по Резерфорду. Э. Ре зерфорд,
той фольги, обнаружил, что большинство
и материалов с необходимыми для конк ретных
2. Строение атомов химических элементов. Изотопы
Изотопы
сталь.
-
разновидности
атомов он
ределенного химического элемента, имею
•
Получение особо чистых металлов ме
тодами
ISBN 5-94455-465-7
© ©
СОКОЛОВ д. И., 2005 Издательский дОМ «Литера»,
щие одинаковый атомный номер, но раз ные количества нуклонов (массовые чис
металлотермии:
+ 2АI --> 2Сг + Al,o, TiCl, + 2Mg --> Ti + 2MgCl, Сг,О,
2007 L
ла). Они обладают ядрами с одинаковым количеством
~
протонов
и
различным
I
ко·
личеством нейтронов, имеют ОДИН81 СН СООН +ОН 3 --,
1
I 1
I
ту 1 ступень: КОН К СО + Н О ..---> КНСО +
ЮТСЯ
С
3
+Н
СО'3
2
О
1
2.~
2 ступень: КНСО, + HP F' Н 2 СО з + КОН НСО, + HP F' Н 2 СО, + ОН Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о
чем свидетельствует рН растворов карбо
I 1
I
акцию (рН
> 7).
образованные слабым основанием и сла
бой КИСЛОТОЙ, ГИДРОЛИJУЮТСJl И по кати ону И по аниону:
CH,COONH, + Н,О Р СН,СООН + NH.OH СН з СОО + NH,· + Н,О Р р СН з СООН + NH.OH Гидролиз таких солей протекает очень
сильно, поскольку в результате образу
ЮТСЯ и слабое основание t и слабая кисло та. Реакция среды зависит от сравнитель ной силы основания и кислоты, т. е. от
их констант диссоциации (К П )
Если КD(основания) > Ко(кислоты) ,то
если КD(основания) < Ко(кислоты), то рН < 7.
Если основание. и кислота, образующие
соль, являются не только слабыми элект
ролитами, но и малорастворимы или не
устойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гид
ролиз соли протекает необратимо: -t 2А1(0Н),
+ 3Н,8
Поэтому сульфид алюминия не может в
виде
водных
растворов;
он может быть получен ТОЛЬКО ~сухим спо
собом 0), например, из элементов при высо кой температуре:
2Аl
+ 38 (t')
-t
отношению количества ГИДРОЛИЗ0ванных
молекул (С,,,,,) " общему количеству ра створенных молекул (Ср,ш):
a~". ~ ([С],,,,,. / [С]р,,",) . 100
г воды). Прн образовании раствора М
В
1.
ты раствора ДОЛЖНЫ иметь однотипные
ложительно
цессом, то с повышением температуры ето
3_
и наобо
4.
1
NaCJ)
идет на разрушение кристаллической ре шетки. При этом гидратированные ионы
слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, об
-
RоличеСТБОМ
ного вещества в
% 1
~
измеряется в
сколько
грамм-эквивалентов
соли,
I
~
относятся:
почти
все
орга
основания
и
гидроксид
аммония
1- - - - -
-:J ZnCl, + н,,
Са"Р, + 6Н,о --> 3Са(0Н), + 2РН з ' I 2Аl + 2NaOH + 6Нр -->
СаС, + 2Н,О --> Са(ОН), + С,Н,' I --> 2Nа[Al(0Н),J + 3Н,'
Ca,N, + 6Н,О --> 3Са(0Н)2 + 2NН з ' I 2Na + 2Н,О --> 2NaOH + н,"
5. Молекулы воды с некоторыми соля- Другие способы получения: ми дают кристаллогидраты: I СаН, + 2Н,О --> Са(ОН), + 2Н,'. Cu80,(белый) + 5Н, О --> I 4Н,О + 3Fe --> FезО, + 4Н," Al,(СОз)з + 6Н,о -->
--> 2Al(OHJ,I- + зн,о + 3СО,
2
--> Cu80,' 5Н,О(синий)
П.
и
При реакции воды с активными ме
дении
t
ся различные
4F, + знр --> OF,+ 6HF Cl, + Н,О --> НСЮ + НСl
*
окисления: ния
+ О,
Вода, в состав которой
но
воды
в
-1,
из
бес
воде.
+1.
Реакция образова
водорода и кислорода силь
Пероксид (перекись) водорода (н,О,) от
разует
можно перегонять без разложения при по пиженном
2Li
давлении.
2.
-->
2Н,О
+ О,
Окислительные и восстановительные
жиров и т. д.
+ 3Н,80, -->
2Мп"80,
t 500,
2600
используя
&0, +
-
можно
2Нр р Н,О,
t
кварца
и
пера,
мехов,
-
сильный
ный):
NaCl(TB.) + Н 80 (конц.) --> NaНSO 2
4
+ НС]
4
Образование белого осадка хлорида се ребра,
нерастворимого
кислотах, используется
в
K8JC
реакция для обнаружения
минеральных качественная
анионов
Cl-
в
растворе.
При
растворении
хлористого
водорода
в воде образуется соляная кислота ная
кислота,
снеметаллами:
Н2
+ Cl,
(свет)
-->
НС]
которая
-
полностью
силь диссо
~
L
+ Cl
Хлориды металлов
-
-
соли соляной кис
получают взаимодействием ме
таллов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гид· роксидами:
2НСl
+
НСl рН' лоты
НСЮ
- со щелочами:
CI, + 2КОН (5 ОС) --> КСl + КСЮ + Н,О 3Cl, + 6КОН (40 ОС) --> --> 5КС! + КСЮ з + 3Н,О
I
Lцин~д~нфици~юш~редство._~
-
- с водой: Cl, + н,О р
Перекись водорода применяют для от· шерсти,
+ 3Cl,' + 7Н 2 О
- с металлами: 2Na + Cl 2 --> 2NaCl Ni + Cl, .... NiCl,
Ва(ОН),
воска, для реставрации картин, в меди-
--> --> 2CгCl, + 2КСl
окислитель. Он вступает в реакции:
При.кененuе беливания шелка,
14НСl
Химичесн;uе свойства. Хлор
ЛИВ.
гидролиз:
Получение
циирует:
для вы
наиболее эффективных реактивных топ
получить,
+
- электролиз раствора NaCl: 2NaCl + 2Н,О --> Н, + Cl, + 2NaOH
т. п. Жидкий водород является одним из водорода
+ 4НСl --> MnCl, + C1 2, + 2Н,О
ра
Высокая температура (до
тугоплавких металлов,
в
l
газ желто-зеленого цвета.
Промышленный способ иолучения хло
Н,
'С), получающаяся при горении во
ления
Получение
Перекись
водой
дорода в кислороде, используется для плав
+ К,804 + 8н,0
-
К,ст,о,
работки из растительных масел твердых
восет 8Jiовите.'I ь
-->
2LiН,
ния аммиа«а и др., в пищевой
ОКИСЛИТЕ!ЛЬ
;
МпО,
легко разлагаются
растворимый
СаСО, + 2НСl --> CaCl + н,О + СО,, НСl + AgNO, --> ЛgСl + НNО з
Хлор получают в лабораториях:
ности водород служит сырьем для получе
+ нр-; + H,so, --> r, + 2Нр-' + K,so,
2КМп"0, + 5Н,О
Хлор
Пр именение. В химической промышлен,
свойства:
2К1-1
+ Сп + Q.
+ Н,О --> LiOH +
LiН
Разложение:
2Н,О,
+ Н2 -->
хорошо
с солями:
23, Хлор
гидриды:
которые
Химические свойства
1.
Н,О
воздуха,
с основаниями и аммиаком;
ртути:
При нагревании с металлом водород об
это бесцветная ЖИДКОСТЬ, которую
-
+ Н, -->
CuO
г. Л.-Ж. Тенар.
Физичесн;ие свойства. Пероксид водо рода
свинца,
желее
атомов.
+ О, --> 2Нр + Q
меди,
(хлорная изяесть)
l ' ~Синтетический способ (промышлен ныи):
I Н, + Cl, --> 2НСl ~ •
I ХимuчеСlCие своиства. Хлористыи водо элементов увеличиваются радиусы атород вступает в реакции: мов, уменьшается электроотрицательI - с металлами, стояшими в ряду на ность, ослабевают неметаллические СВОЙпряжений до водорода: ства; окислительная способность умень- I Zп + 2НСl --> ZnCl, + Н,, шается с увеличением атомной массы. I - с оксидами металлов: • Молекулы галогенов состоят из двух I MgO + 2НСI --> MgCl, + HP
_ • С увеличением атомной массы окрас- I НСI + кон --> КСl + Н О
ка галогенов становится более темной, воз· НС! + NH --> NH Сl '
" ------------I -
газа.
О,
+ Са(ОН), --> CaOCI, + Н,О
• Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня _ nв'nр'. • С возрастанием порядкового номера
или охлаж~
-
Cl,
I Хлор вытесняет бром и йод из галогено I водородных кислот и их солей: I Cl, + 2КI --> 2КСl + 1, Cl, + 2НВг --> 2НСl + Вг, I Хлористый водород - это бесцвет I вый газ с резким запахом, ЯДОВИТЫЙ, тя I воде. I • Гидросульфатный способ (лаборатор I
JIO
Водород способен отнимать кислород у
(DP).
Пероксид водорода
1818
марганца: Мп, Тс, Re. Атомы галогенов имеют 7 эле,:троно~ во внешнем слое. Так
I
ную положите~ьную валентность можно:J ожидать равнаи семи. Общая характеристика галогенов
ОКСИДОВ многих элементов: в частности, у
крыл в
группы составляют элементы подгруппы
лоидов. С другои стороны, их максималь-
экзотермична:
2Н,
входит дейте
рий, называется тяжелой водой
логенОв: F, Cl, Вг, 1, At. Другую часть
менты играют р~ль одновалентных метал-
дород одновалентен, характерные степени
соединения:
I
являются соединения, в которых эти эле-
Химичесн;ие свойства. В соединениях во
При реакции с галогенами образуют-
Одна часть этой группы состоит из га.
11
рона, наиболее ТИПИЧНЫМИ для галогенов
цветный газ, не имеющий запаха. Плохо растворяется
+ 2Нр --> 2NaOH + Н l' Са + 2Н,О --> Са(ОН), + н, 2.
коксового
воды
Физичесн;ие своиства. Водород
оксид
водород:
2Na
Периодической системы
него СЛОЯ не хватает лишь одного элект-
Водород также получают при электро литическом разложении
таллами образуются щелочь и водород, а
-
22. Элементы VH группы
J:
как ДО устоичивои конфигурации внеш-
+ С --> СО + Н 2 · СО + НР." --> СО, + Н, «конверсия СО.).
Он;ислитеЛЬ1iо-восстановительные
с металлами средней активности
I
Н,О
свойства
1.
I I I I
г----~-----T-----------,
2Fe Mg
+ 3Cl, --> 2FeCl,
2НС! --> MgCl, + Н,,
+ 2НСl --> CaCl, + н,о Ва(ОН), + 2НС! --> BaCl 2 + 2Н,О
t
СаО
Большинство ХЛОРИДОВ раствоРИМЫ в
воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентноЙ ртути).
----
--~-~ 27
26
г-----------T-----~----I
I растают температуры плавления и кипе· Хлорноватистая кислота ния, а также ПЛОТНОСТЬ. I • Сила галогеноводородных КИСлот воз HCI"O (H-O-CI) Физические свойства. Существует толь I растает с увеличением атомной массы. • ров. I нения друг с другом (например BrCl). Получение. Cl, +. Н,О ~ НСl + НСЮ Фтор ХиJltичес"ие свои:тва. НСЮ - слабая I Фтор _ газ светло-желтого цвета. Фтор киСлота и СИЛЬНЫИ окислитель. I получают, исполь.зуя электролиз распла ко в виде разбавленных водных раство
u
Она ра~лагается, выделяя атомарныи
кислород. НСЮ на свет
I I I I I I I
Галогены могут образовывать соеди-
I
ва гидрофторида калия KHF,: 2F- _
2ё ~
F
о
~ НСl + О ' . у) I ХиJltические своиства. Фтор - самый ( Вступая в реакцию со щелочами, дает сильный окислитель из всех веществ: соли - гипохлориты: ~ Н, + F, ~ 2HF (со взрывом) НСЮ + КОН ~ КСIO + Н,О , Cl, + F, ~ 2C1F Окисляет йодоводород: I Фтористый водород. Это - бесцветВЪ!й 2НI + НСЮ ~ 1 J. + НСl + Н О газ. Хорошо растворяется в воде. ' 2 _ _ I Получение " _ Хлористая кисл.ота НСI О, (Н О CI-O) Са!" + Н 80 (кон .) ~ СаВО + 2HF Физuчес"ие своuства. Существует толь х' " .ц В' •
I
ко в водных
астворах.
р
• Получение. Образуется при взаимодеи
ствии пероксида водорода с оксидом хло
ра •(IV), который полу;ают из бертолето вои соли и
I I I I
щавелевои кислоты в среде
серной кислоты:
2КСЮ" + Н,СР, + Н,SO, ~ ~Ч~+Щ+~+~ 2СЮ, + НР, ~ 2НСЮ, + О,
ХиJltичес"ие свойства. НСЮ,
1
I
иJltuчес"ие своисmва.
фтористого водорода
створяет стекло:
8iO + 4HF ~ 8iF + 2Н О , '2 8i( + 2HF ~ H,[SiF,J (гексафторкремниевая кислота)
1
,
слабая
-
соли -
Хлорная кислота HCI"O,
хлориты.
НСЮ, + КОН ~ КСЮ, + Н,О
+ НСЮ, + 2СЮ,
Хлориоватая кислота ко в
сильная
Вступая в реакцию со Iцелочами, дает
Получение
Ва (СЮ), + Н,80, ~ 2НСЮ,
+ ВаБО)
ХuJltичес"ие свойства. НСЮ,
- сильная
кислота и сильный окислитель; соли хлор
-
хлораты:
соли
--
НСЮ,
перхлораты:
+ КОН
~ КСЮ,
КСЮ, (О ~ КСl
з
+
+ ЗО,
(40
+ 2Н,О
6КОН ~ 5КС!
+
КСЮ,
+
3Н,О
окислителя; при нагревании она разлага ется:
L_~
28
I
I
I I
ме кислорода, могут присоединять по два электрона, образуя злектроотрицательные
ионы. Элементы главной подгруппы име
ют на внешнем электронном уровне шесть злектронов (nв'nр'). Атомы кислорода име ют два неспаренных
J
{Io
электрона и не имеют
d-подуровня. Поэтому кислород проявля
ет степень окисления -2 и только в со· единениях со фтором
+2.
Сера, селен, тел
лур и полоний тоже имеют на внешнем
уровне шесть электронов, но у всех у них есть незаполненный d-подуровень, поэто му они могут иметь до шести неспаренных
злектронов и в соединениях проявлять степень окисления
- 2, +4
и
+6.
Законо
мерность изменения активности этих эле
ментов такая же, как и в подгруппе гало генов: легче всего окисляются теллуриды,
------------
I
I
I
I
I
I
I
I
I
их используют для получения сверхтвер-
дых и жаропрочных специальных сплавов.
Соединения галлия с элементаМIl УI группы (серой, селеном, теллуром) являются
полупроводниками. Жидким галлием на.
полняют высокотемпературные термомет.
Элементы 111 группы
ры. Добавка индия к сплавам меди уве.
личивает устойчивость последних к дей ствию морской воды. Алюминий Нахождение в природе Алюминий является самым распростра ненным в природе металлом. Важнейшие природные соединения алюминия
-
алю
мосиликаты, бокситы, корунд. Алюмоси ликаты
составляют
основную
массу
зем,
ной коры. Продукт их выветривания
глина и полевые шпаты (ОРТОКЛ8З, аль· бит,
анортит).
каолин
Основу глин составляет
Al,O,. 28iO, .
Алюминий
-
2НР.
серебристо-белый легкий
вается в про волоку и раскатывается в лис
и
злектропроводностью.
Химические свойства
Алюминий
-
ак~ивный металл. На воз
па), а также скандий, иттрий, лантан и
духе алюминий устойчив,
лантаноиДы, актиний и
поверхность пакрывается
актиноиды (по
так :квн
его
очень плотной
бочная подгруппа). На внешнем электрон
пленкой оксида, предохраняющей металл
ном уровне элементов главной подгруппы
от контакта с воздухом. Если с алюмини евой проволоки снять защитную оксид·
ко отдают эти электроны или образуют
ную пленку, то алюминий начнет энергич
три неспаренных электрона за счет пере
но
хода
водяными
одного
электрона на
р-подуровеяь.
+3.
также
находятся три
электрона,
образующих конфигурацию nв'nр', яо они расположены после 18-электронногослоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий
~
I I I
ты. Алюминий обладает очень большой
Периодической снстемы
уровне
I I I
I I I I I
металл, очень пластичный, легко вытяги
25.
индий, таллий) на внешнем электронном
2О,
'С)
Бертолетову соль используют в качестве
,
у элементов подгруппы галлия (галлнй,
раствор КОН:
3Cl, +
ную подгруппу называю~ подгруппой хро ма. Все элементы главнои подгруппы, кро
нения только со степенью окисления
Бертолетова соль КСlO . Ее получают, пропуская хлор через подогретый
селена (селен, теллур и полоний), побоч
I I
главной подгруппе выделяют подгруппу
Для бора и алюминия характерны соеди
разлагаются:
4НСЮ, (О ~ 4СЮ,
НСЮ, + КОН ~ КСЮ, + HP
6Р + 5НСЮ, ~ 3Р ,О, + БНСl
+ Н,О
При нагревании хлорная кислота и ее соли
лород, сера, селен, теллур и полонии) и побочной (хром, молибдея и вольфрам). В
находятся три злектрона (nв'nр'). Они лег
кислота и СИЛЬНЫЙ окислитель.
водных растворах.
новатой Кислоты
-
Шестая группа Периодической системы
состоит ИЗ двух подгрупп: главной (~ис
галлий, индий, таллий (главная подгруп
+ Н,80, ~ КНВО, + НСЮ,
ХиJltичес"ие свойства. НСЮ,
делением большого количества теплоты.
тепло·
кость, tK~. ~ 25 'С, tп.,.~ -101 'с.
КСЮ,
HCI"O,.
Физические свойства. "У"стойчива ТОЛЬ~
Периодической системы
к ПI группе относятся бор, алюминий,
Получение
+ Н,О
I образование их оксидов сопровождается вы· I Элементы IП группы находят самое раз нообразное применение. Соединения бора I с металлами (бориды) обладают высокой I твердостью и термостойкостью. Поэтому
24. Элементы VI группы
I I
Физичес"ие свойства. Бесцветная жид
Неустойчива, при хранении разлагает 4НСЮ, ~ НСl
I I I I I I I I
одныи раствор
4КСЮ" (О ~ КСl + 3КСЮ, 2КСЮ, (МпО" t') '7 2КСl + ЗО,
ся:
1
- слабая кислота (плавиковая). Соли плавиковой кислоты - фториды. Плавиковая кислота ра-
кислота и сильный окислитель. Вступая в реа~цию со щелочами, дает
г----~-----T-----------I
I I I
Кuс//'ородсодержащuс кис//,оты х//,ора
обладает неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду ют, а
Ga, In,
Тl ослабева
металлические свойства усилива·
ю~ся. Все элементы
III
группы обладают
I очень сильным сродством к кислороду, L
и
взаимодействовать парами
с
кислородом
и
воздуха:
+ З0, + 6Н,О ~ 4Al(0Н), + Q 2Аl + 6Н,О ~ 2Аl(0Н)з + 3Н, l' 4А!
Алюминий растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:
2Аl + 3Н,80, ~ Al,(80.), +3Н,1'
2Аl + 6НСl ~ 2AlCl, + 3Н, l'
Разбавленная азотная кислота на холо·
де пассивирует алюминий, но при нагре
вании алюминий растворяется в ней:
8Al + 30НNО з ~ 8Al(NО,)з + 3Np + 15Н,о Концентрированная
азотная
кислота
пассивирует алюминий. ~-~
29
г-----------T-----~----I
г----~-----------------I
I
1
Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алю
мин ий легко растворяется в водных ра створах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:
+6Н,0 -; 2K,[AJ(OИj,1 + 3Н,!
АлЮМИНИЙ ВЗ8имодействует С немет8..,."'!.
2Аl 4Аl
+ 3Вг, -; 2AlВг,
+ З0, -; 2Al,O,
+ 38 -; Al,8,
+ 3С -; Al,C,
Сульфид алюминия в водных растворах подвергается полному гидролизу:
Al 28, +
6Н 2 О
-;
2Al(OИj,
+
3Н 2 8
Алюмотермия используется для
сварки
+ 3Fe,04 -; 9Fe + 4Al 20, + Q
Нагревание солей алюминия с натрием:
AJC1, + 3Na -; 3NaCl +
А!
В настоящее время алюминий получают электролизом его расплавленных солей в электролитических ваннах. В качестве элек
85 '!с, Al,O,.
тролита служит расплав, содержащий
Na,AJF6
и
15 %
глинозема
В расплаве:
При пропускании электрического тока натрия
движутся
к
12е
-;
2Аl,Оз
+
З0,
Расход глинозема все время восполняет ся.
s-подуровне
их
атомов
один (у хрома) или два (у вольфрама) элек
-
2050
'С. В природе оксид алю
миния встречается в виде корунда и гли
и особенно для хрома, характерны соеди
Оксид алюминия обладает амфотерны
мый в воде и других растворителях. При атмосферном давлении кислород сжижа
ется при
-219
шивающие органические вещества). В моле
Получение.
сится к активным неметаллам. во всех пеРОIКением оксида 2HgO = 2Hg + 02
~ 2Аl,Оз
и др.) и амфотерные (ZпО, Сг,О"
белое вещество; при нагревании
марганца
щелочноземельных металлов:
2MgO
др.) оксиды.
2А1(0Н),
-
сидами, образует кислотные (СrО з , Мп,07
кругов и шлифовальных по
Гидроксид алюминня Al(OИj,
Al(OИj,
2КСlO з
Ряд металлов, наряду с осноаными ок
щество. Он применяется для изготовления
-
2Mg
дноксида
талнзатора:
всех платиновых металлов (кроме осмия), образуя основные оксиды:
+ Мп0 2 + 02
разложением бертолетовой соли в
присутствни
таллами, за исключением золота и почти
--1
Это
-1.)
Кислород взаимодействует со всеми ме
условнях
нагревании:
его
окисления равна
су
и озона 0 З ,
получить:
+2,
стъю И термостойкостью и является ос
может
02
лабораторных
пероксидных соединениях степень
I фрама отличается очень большой твердо
кислород
ществовать в виде кислорода
род проявлнет степень окисления
ров
L_~
Hыx материалов (легче разрушаются окра
поэтому применяется для изготовления ни
лением:
+ СО,
ство используют для отбеливания различ
тей в лампах накаливания. Карбид воль
бытка щелочи. При разбавлении раство
2КАlO2
В атомарном Состоянии кислород более
активен, чем в молекулярном. Это свой
кулярном
'С.
Химические свойства. Кислород отно
I таллов температурой плавления (3370 'С),
переводят в растворимое состояние сплав
-;
'С, а затвердевает при
-183
и
алюминаты
(П
всех оксндов, из которых состо
вольфрам обладает наивысщей среди ме
кислотах и щелочах. ОКСИД алюминия
+ К 2 СО,
+ 502 ~ 3СО, + 4Н,О
+ 02 ~ 2СН,СНО + 2Н 2 О
2СН,СНО + 02 ~ 2СН,СООН
C6H 120 6 + 602 = 6СО, + 6Н,о
2С 6 Н 6 + 1502 ~ 12С0 2 + 6Н,о
2С 2 Н,ОН
входит в состав воды
соединениях, кроме соединеннй со фтором
КО в
Al,O, + 2]\ОН (t') -; 2КАlO2 + Н,О
AJ,оз + 3]\28207 (П -; 3K 2SO, + Al,(S04)'
- 23 %),
получения специальных сталей. Чистый
ми свойствами, но не растворяется в воде,
Аl,оз
совая доля
газ без цвета и запаха, слабораствори
но ДЛЯ молибдена,
основанием и слабой кислотой, поэтому
нозема.
С,Н,
состоянии он содержитсяв атмосфере(мас
ществ. При обычных условиях кислород
t6,
I и +3 или +2 для хрома). Молибден ис
I кой нрочности. Вольфрам применяется для
I
В свободном
лей, а также многих органичес:ких ве
~ нения, в которых ОНИ имеют более НИЗ 't\ кую степень окисления (+4 для молибдена
I
47 %.
степень окисления
ными
белое вещество с температурой
плавления
изводные):
ной коре составляет
трона. Все они проявляют максимальную
Гидроксид алюминия обладает амфотер
Оксид алюминин Аl 2 О з Это
полихлорэтаны и аналогичные бромпро
том в природе. Его массовая доля в зем
ит земная кора, кислородсодержащихсо
на
хлора или
ется наиболее распространенным элемен
(88,9 %),
поэтому
содержанием
брома (хлороформ, тетрахлорид углерода,
НЯ,
нервую очередь и в расплавленном состоя
-
ных С большим
Нахождение в природе. Кислород явля
группы хрома идет заполнение d-подуров
рошков.
На аноде:
30
лучения цветных стекол. В элементах под
наждачных
нии собирается на дне ванны.
I
I
I I I
I
ся в стеКОЛЬНQЯ промышленности для по
катоду: алюминий восстанавливается в
4АlO з З -
Соединения се
1-
AlAlO, р Al'+ + АIO,'
Na,AlF6 р 3Na+ + АIF 6 З катионы алюминия и
I
I
IIолучеuuе
криолита
I I
I I
(фреонов). а также хлор- и бромпроизвод
Кислород
26.
пользуется в производстве сталей выео
или для получения металлов:
8А!
соединения теллура
I I I
лами:
2Аl
ных соединений серы наиболее устойчи
лена занимают промежуточное положение.
2Al + 6КОН
4Аl
I затем селениды и сульфиды. Из кислород I вы соединения серы (VI), а для теллура
I (IV). I Соединения ce~eHa и теллура применяют
органнческих веществ, для обжига руд, выплавки чугунов и сталей, прн резке металлов, в горнодобывающей промыш леНRОСТИ. Чистый кислород используется
в медицине, кислородных приборах для кроме
полностью фторированных уrлеводородов
работы под землей, под водой, на боль ших высотах, и как окислитель paкeтHO~ го
топлива.
~-~
31
г-----------------~----, 0308 ОЗ' Окислительные свойства озона
ми наблюдаются при дыхании и гниении,
выражены более ярко, чем кислорода. Это
а
объясняется тем, что озон легко распада~
духе. Процесс горения используют в про
ется на молекулярный и атомарный КИС~
мышленности
лород:
(сжигание угля, кокса, дров, нефтепродук
О,
= 02+ О
О,
+
2Ю
+
также
при
окислении
некоторых
смолистых веществ хвойных деревьев. Воздух
это смесь газов. основными
-
компонентами которой являются кисло
(20,9 %
род
(78,16 % по (0,99 % по объе
по объему), азот
объему) и инертные газы
му). Содержание этих компонентов прак тически
неизменно,
поэтому
они
счита
ются постоянными. К переменным компо нентзм воздуха относятся углекислый газ
и водяной пар. Пыль и различные газы Н 2 8,
(80"
NO,) яаляются
случайными при
месями. Их концентрапия зависит от ме теорологических и местных условий, вре
мени года, наличия поблизости промыш
ленных предприятий и т. д. Содержание углекислого
газа в воздухе в местах,
ленных от промышленных
выбрасывающих
уда
предприятий,
большие его количества
в атмосферу, не превышает
Вбли
0,03 %.
зи промышленных предприятий и авто транспортныхмагистралейсодержание его
в атмосфере значительно выше. Чистый воздух, освобожденный от пыли и чайных примесей, -
запаха.
слу
прозрачен и не имеет
Все реакции,
кислорода,
характерные для
протекают
и
на
воздухе,
но
их скорость меньше из-за разбавления кис лорода другими газами. В жидком возду хе
концентрация
кислорода
значительно
выше, и многие реакции в нем протекают так
же интенсивно,
как
образном кислороде. ддя
окислении
с
металлов
целью
на
получения
БОЗ
тепла
вой энергии в механическую и электри
В природе озон образуется при электри а
при
тов, горючих газов), превращения тепло
HP ~ 1, + О, + 2КОН
ческих разрядах в атмосфере во время гро зы,
также
и
в
чистом
газо
Воздух необходим
жизнедеятельности
ЖИВОТНЫХ
и
ческую (сжигание различных видов топ лива
двигателях
внутреннего
сгорания
личных оксидов (обжиг сульфидных руд и др.). Все реакции, в которых участвует кислород,
относятся
окислительно-вос
It
становительным.
Круговорот кислорода в природе. Из всего кислорода, содержащегося в земной коре, воздухе, а также в составе оксидов,
солей и
воды, круговороту подвергается
только тот, который содержится в свобод
ном состоянии в воздухе. По оценке уче ных, масса свободного кислорода в возду
хе приближенно равна
состав
ляет всего лишь
10" т, что около 0,0001 %
общего
содержания кислорода в земной коре. При окислении углерода и
водорода, содержа
щихся в различных видах топлива, обра зуются углекислый газ и вода. При сжи
гании углей, нефтепродуктов, древесины, различных природны,, попутных и образу
ющихся в производстве газов (генератор ный,
коксовый, доменный) расходуется
огромное количество кислорода. тельную
его
часть
Значи
поглощают при
дыха
нии живые организмы. Однако концент рация
кислорода
в
атмосфере
практически неизменной.
остается
которые поглощают углекислый газ и воду
и с
помощью особых катализаторов
ферментов
энергии (фотосинтез) превращают их углеводы,
n СО, + n атмосферу
ния кислорода, азота и инертных газов, а
которая
жидкий воздух служит также холодиль
процессы.
ным агентом.
концентрации кислорода в атмосфере обус
с
Окисление. Взаимодействие кислорода
ловлено
различными
ного
ществами
нием
проетыми
и сложными
всегда сопровождается
значительных
Rоличеств
ве
и
и
на
животного
раститель
мира.
ствия кислорода с различными
32
фат натрия
(Na,80,), кристаллогидрат ко торого (Na,80,' 10H,O) называется глау 6еровой солью; сульфат кальция (CaSO,), образующий минерал гипс (caSo, . 2Нр); и сульфат
магния,
или
горькая
соль,
(МgБО,' 7Нр). Физичеекие свойства. кристаллическое
Сера
вещество
твердое
-
желтого
цве
та. Существуют три аллотропные моди фикации серы: Н!lЯ
И
ромбическая,
моноклин
При обычных условиях молекула серы из
восьми
атомов,
замыкающих
акцию дами
Н,8
с
и
;::! Н+ + 82
основаниями,
основными
окси
солями:
+ КОН -'> КН8 + Н,О + CdO -'> Cd8 + Н,О + Cu80, -'> СпS + Н,80,
Сероводород проявляет очень сильные восстановительные свойства:
Н,8
+ Вг, -'> 8 + 2HBr + 2FeCl, -'> 2FeCl, + 8 + 2НСl H2S + Н 2 80,(конц) -'> 8 + 80, + 2Н,0 H2S-' + 3Н,8+ 6О,
(черный
осадок)
Сульфиды Получеnuе
Hg + 8 Н28
органических
(С) -'> НgБ
+ 2КОН
-'> К,8
Zn80, + Na,8
растворителях.
-'>
+ 2Н,0 Na,80, + ZnSJ.
Химические свойства. Сера относится
Хuмuчесхuе
к числу активных неметаллав. Взаимо
о Гидролиз:
действует с кислородом. металлами и не
К,8 + Н,О ;::! KНS + КОН 8'- + Н 2 О ;::! Н8- + ОН
металлами:
свойства
8 + О,'" 80, 28 + Cl, ;::! 8,Cl,
напряжений левее железа (включительно),
8+Н,;::!Н,8
растворимы
о Сульфиды металлов, стоящнх в ряду
-'>
38"0, +
6КОН -'> К,8"О, -'>
+
2Нр
2К,8
сильных
кислотах:
'+
идет)
о Водорастворимые сульфиды растворя
знр
ют серу с образованием полисульфидов:
Na 28 + n8 ... Na 28"Tl (1 5 n 5 5) Сернистый газ
Na,8,O,
Бесцветный газ с
SO,.
резким, удушливым запахом.
Промышленный метод
в
в
Zn8 + Н,80, ... Zп80, + Н 2 8 НgБ + Н,80, -\... (реакция не
выплавле
-
т
пара.
3S +
частности
для
3Н,0
очень
получения
вулканизации
сер·
каучука,
сероводородная кисло
-
бесцветный газ с
запахом тухлых яии. Сероводород
IL~~сстановител~
Полученuе
8 + О, -'> 80, 4Fe8 2 + 1102 -'>
-
силь
2Fе,Оз
+ 880,
Химические свойства
•
Сернистый газ
При
Сера применяется
та. Сероводород Н,8
~
кислота вступает в ре
ется в воде, но хорошо растворима во мно
Сероводород и
вещества
нs-
ся в кольцо. Сера очень плохо растворя
получения эбонита, спичен, пороха.
слабая
пластическая.
состоит
гих
-
кислота:
Сероводородная
Н,8
киноварь
+ 280,
H,S ;::! Н+ + Н8-;
Важнейшие природные сульфаты: суль
медный блеск
(CuFe8,),
ной кислоты,
теплоты.
сероводородная
Н,8
широко,
горением. Медленные процессы взаимодеЙ.
L_~
колчедан
-'> 2Н,0
+ 302
Водный раствор сероводорода
(Cu,8), (Hg8).
халькопирит
Применение.
Если реакция протекает медленно, то про
I I
или железный
2. В лаборатории: 2Na,8 + Na,80, + 6НСl -'> -'> 6NaCl 2Н 28 + О, -'> 28 + 2Н,О
выделе
цесс называют тлением, а если быстро
пирит,
цинковая обмаRка (ZпS), свинцо
вый блеск (РЬ8),
1.
постоянство
жизнедеятельностью
фиды:
(Fe8),
ние из руды с помощью водяного
окнслительные
Таким образом,
11I
Получение
компенсирует ту ее часть,
расходуется
сульфатов. Важнейшие нриродные суль
8° + Nа,8"О з
попадает в
ти его используют как сырье для получе
родная сера), а также в виде сульфидов и
Растворение:
в
HP -'> (СНр)" + n О, кислород
Нахождение в природе. В природе сера встречается в свободном состоянии (само
38° +
освобождая кислород:
Выделяющийся
2Н,8
Диспропорционирование:
под действием солнечной
-
Сера
27.
58 + 2Р -'> Р,8,
8 + Zn -'> Zn8
8 + 2Н,80 ,(конц)
Это достигает
ся благодаря жизнедеятельности растений,
рас
тительных организмов. В промышленнос
в
и турбинах), а также для получения раз
I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I
г----~-----------------,
его
-
кислотный оксид.
растворении в воде
образуется
слабая и неустойчивая сернистая кисло
та Н 2 80,:
80, +
HP ;::! Н,80,
Н,80,;::! Н·
+ HSO,
НS0 3
+ 80,' (1V) образует
;::!
Н'
Оксид серы
лей
два ряда со
- средние (сульфИТЫ) и кислые (гид )
РОСУЛЬФИТ~----~-~ 33
------------------~----I Ва(ОН), + 8О, Ва(ОН),
---7
Ва80,1
+ 28О, ---7
+ н,о
сильными
Ва(Н80')2
80,
ные в ряду напряжений после водорода
(медь, серебро, ртуть), и многие неметал
+ ВГ 2 + 2Н 2 О ---7 Н,80, + 2НВт
Водные растворы сульфитов щелочных металлов
окисляются
на
воздухе:
расположенные
в
ряду
напряже
ний после водорода внепосредственной
2Na,80, + 02 ---7 2Na,8O, • Реакция восстановления:
80, + 2Н,8 ---7 З8 + 2Н 2 О
близости от него, восстанавливают кои· центрированную серную кислоту до
2Fe
Сернистая кислота Н,80,. Является сла бой, неустойчивой и существует только в
Сернистая кислота образует средние и
окислительными свойствами:
Н,80,
+ 2Н,8 ---7 зн 2 о + 38
---7 Н,80, + 2НI
кислые соли
С
NaCl +
- сульфиты и гидросульфи (Na280" NaH80,). Сама кислота прак
тического применения не
соли
Na,80,
и
находит, но
ее
широко применя
NaH80"
ются в кинофотопромышленности.
Сериый таз (серный ангидрид) цветная летучая
80,.
Бес
+ 280, +
Н,8О,(конц.)
-
(РЬ80,)
и
в
воде
и
-
сильный окислитель.
+ О,
(450... 500 ~ 280,
ОС;
створяются мет~ллы,
вой
Zп + Н,80,(разб.) ---7 Zn80, + н,1'
При растворении металлов, проявляю щих несколько степеней окисления, обра .. зуются сульфаты металлов с низшеи сте пенью окисления:
Fe
+ Н2
80
,(разб.) ---7 Fe
80 4
+ Н2
t
Концентрированная серная кислота по чти не диссоциирует, без нагревания не взаимодействует с железом. Она обладает L_~
БLi
80 зн2 80 ~ 2;Ж) ...: зн 80 2NO +'0 ---7 2NO '4 NO + 80 ---7 80 2+ NO 2
О
2
Н
во аремя
N:---7 2N':
2NН,
~ 107,З·. Атом
ет сравнительно высокие температуры КИ· пения и плавления, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1 литре Н,О
,
растворяется 750 литров NH"
фос
Полученuе
форной, плавиковой и многих органичес
КИХ кислот методом обмена, в производ С'гве красителей фосфорных и азотных
I I
удобрений. ~
L
он'
ЗСu
+ N, + зн 2 о
Соли аммония
NH 4 ~,
Физuчес~ие свойства. Аммиак (NH,) бесцветныи таз с резким, удушливым за пахом, ядовитый, легче воздуха. Молекулы аммиака соединены слабыми водородны ми связями, благодаря чему аммиак име
3
ют для получения солянои, азотно
HNH
+ 3Cu0---7
Соли аммония
нята неподеленнои электроннои парои.
Применение. Серную кислоту применя .. й
NH/ +
-
сложные вещества, в
состав которых входят катионы аммония
азота три уч~ствуют в образовании оди нарных связеи N-!I' а че,'верта~ связ: за
2
~
Аммиак реагирует с кислотами с обра
щелоч
+ N,---7 2Li з N
+ N, (О ---7 МgзN,
азота в вершине, угол
+ 2NO + Н О
аммония:
NH,OH
металлов:
ет форму треугольной пирамиды с атомом
КИСЛОТОЙ:
+Н
-
Аммиак Строение. Молекула NH, полярная, име
3-я стадия. Поглотительная башня: n8О + Н 80 (конц) ---7 (н 80 . n80 )
80
(в природе
азотв находится в sр'-гибридном состоя: нии; из четырех гибридных орбиталеи
го газа оксидами азота. Для запуска про цесса сернистую кислоту окисляют азот
в
очень устойчи,
- с водородом (500 'С, kat, р)
N,o + зн, ~ 2N-'Hg
- с активными (щелочными и
V20,):
кислота реагирует с OCHOBHЫM~ ок~ида ми, гидроксидами и солями. неи ра расположенные
(:N=N:)
N: ---7 2N-'.
+ 02 ---7 2NO
Окислитель
окисляется в
2' , '(о;еум) , Нитрозный способ: окисление сернисто
ряду напряжении левее водорода:
+ 2Н,о
грозы)
газ поступает в
где
Серная кислота Н 2 804 • Безводная сер - тяжелая маслянистая бес цветная жидкость. Разбавленная серная ная кислота
аммония:
ЗМg
теплообмена сернистый
н 2о ~
NН, + НС! ---7 NН,C! 2NH, + Н 2 80, ---7 (NH,),so, NН, + н,о + СО, '"" NH 4HCO, Аммиак восстановитель (окисляется дО N,o или NO); он: 1) разлагается при нагревании: 2N-'H, (t") ---7 N, О + ЗН, 2) горит в кислороде: - без катализатора 4NH, + ЗО, ---7 2N, + 6Н,0 - окисдяется в присутствии катали затора (Pt) 4NН, + 50, ---7 4NO + 6Н,О 3) восстанавливает оксиды некоторых
N:
осушки и
+
спирт)
зованием солей аммония:
Восстановитель
+ 8802 + Q
гидроксида
NН,
(нашатырный
ного испарения) жидкого воздуха.
Азот вступает в реакции:
2-я стадия. После очистки,
основание Льюиса. Водный
аммиака
тодом фракционной перегонки (постепен
ноземельными) металлами:
(800 ОС). 4Fe8 2 + 110, ---7 2Fe 20,
280,
ния
компоненты воз
ладает низкой реакционной способностью.
l-я стадия. Печь для обжига колчедана
серный газ
-
в промышленности получают ме
Молекула азота
кислотах.
контактный аппарат,
80, + 2NaOH ---7 Na 280, + Н,О
80, + NaOH ---7 NaН80,
и трехвалентен.
ва (три ковалентные связи), поэтому об
Контактный способ:
росульфаты):
-
электронного
Химические свойства
контактный и нитрозный.
• Серный газ - кислотный оксид.
80, + н,о ---7 Н,80,
Оксид серы (VI) образует два ряда со
лей - средние (сульфаты) и кислые (гид
2s'2p'
внешнего
NH,NO, (tO) ---7 N,
кальция
-
имеет щелочную реакцию из-за образова
структуру
Лабораторный способ. Разложение нит
НС!
Химические свойства
Аммиак
имеет
рита
ных способа получения серной кислоты:
Химические свойства
основа
Получение
ПОЛУЧe>lие. Существуют два промышлен
280, + 02 (У,О" 450 ос) ~ 280,
Fe,(80,), (П ---7 Fe,O, + З80,
-
раствор
духа
(СБSО,) слаборастворимы, а сульфаты ба римы
газ, без цвета, запаха и
N2 -
Азот и другие газы
сульфаты и гидросульфаты.
свиица
т).
2. Лабораторный способ: 2NH,Cl + Са(ОН), (t") ---7 ---7 CaCl, + 2NH, t +. 2Н,о (NH')28O, + 2КОН (О ---7 ---7 К 2 80, + 2NH 2t + 2Н 2 О
жизни. Атом азота в ОСновном состоянии
слоя
Серная кислота образует средние и кис лые соли
(N,) составляет (75,6 % или
органические соединения азота
2Н,О
---7 NaH80, +
Свободный дЗОТ
вкуса; плохо растворим в воде. Сложные
рия (Ва80,) и стронция (8г80,) нераство
жидкость.
Получение
Серный газ
2Н,8О, ---7 СО,
Сульфаты
80, + н 2 о ---7 Н 2 80,
•
+
%.
4' 10"
с неметаллами и солями:
ты
-------------~
основную массу атмосферы
+ 6Н,8О, ---7 Fe,(8O,), + 380, + 6Н,О
-
присутствии сильных восстановителей
О,ОЗ
Серная кислота вступает в реакцию:
Н,80, + 1, + Н,О
лота обладает восстановительными, а в
I I I I
Массовая доля азота в земной коре
8o,:
- с активными металлами (Zn, Mg, Al):
Zn + 2Н,80,(конц.) ---7
---7 Zn804 + 80, + 2Н,О
3Zn + 4Н,80,(разб.) ---7
---7 3Zn80, + 8 + 4Н,О
4Zn + 5Н,80,(сильно разб.) ---7
---7 4Zn80, + Н,8 + 4Н,О
разбавленных растворах. Сернистая кис
34
лы (например углерод, серу, фосфор). Ме таллы,
г----~--- aA~
свойствами:
окисляет некоторые металлы, расположен
Реакция окисления:
•
окислительными
1. Промышленный способ (р ~ 100 МПа; t ~ 500'С; Fe + алюмосиликаты): N2 + зн, ---7 2NH,
связанные с кислотным остатком.
Физические свойства. Соли аммония кристаллические вещества, хорошо ра створимые в воде.
Получение
NH, + HNO, ---7 NH,NO, 2NH,OH + Н,80, ---7 (NH')280, + 2Н,О Химические свойства 1. Являются слабыми электролитами
(диссоциируют в водных растворах):
NH,Cl ~ NH; + С! 2. Разлагаются при нагревании:
а) если кислота летучая
NH,Cl (t") ---7 NH, + НС!
NH,HCO, ---7 NH, + н,О + СО,
б) если анион проявляет окислительные
свойства
NH,NO, (t") ---7 N,o + 2Н,о (NH,),Cr,O, (t') ---7 N + Cr,O, 2
+ 4Н,О
З. Вступают в реакцию с кислотами и
солями (реакция обмена):
(NH,),CO, + 2НСl ---7 2NH,Cl + н,О + СО, (NH,),SO, + Вa(NO,), ---7 BaSO,1 + 2NH,NO, ~-~
35
------------------~----I
4.
-
Подвергаются гидролизу
среда кис
лая:
NH,CI + Н,О ~ NH,oH + НСI NH; + Н,О ~ NH,oH + Н+ 5. При нагревании со щелочами
выделя
ют аммиак (качественная реакция на
NH,')
NH,CI + NaOH (tO) ~ NaCI +- NH,i
+ Н,О
Оксид азота (1)
-
селящий газ.)
сладковатый, няется
как
(закись азота, 4NO +
неустоЙчивое.
кислота
в
катализаторе (азотный ангид
Получение
1.
Химические
а)
Получение
~ О, ~
2. ется
(V) N,O,
существует только в
2. 3Си + 8НNО,(разб.) ~
3. N, +
Н,О
кристаллическое вещество, лету
Азотистая
бесцветная жид
-
растворимая
Получение
2NO, + О, ~ N,o, + О,
2HNO, +Р,05 ~ 2НРО, + N'05
О,
Оксид азота (П)
чее,
-
неограниченно
1. Лабораторный способ KNO, + H,SO,(KOHU) (П ~ КН80, + HNO,
Является окислителем:
Оксид азота
I
Азотная кислота
Азотная кислота HNO. :кость,
NO, + 80, ~ 80, + NO
3. Димеризация:
2NO, t:::l N,O,
рид)
2Н,о
29.
1. Вступает в реакцию:
- с водой
2NO, + Н,О ~ HNO, + HNO,
4NO, + 2Н,О + О, ~ 4HNO,
- со щелочами
2NO, + 2NaOH ~ NaNO, + NaNO, +2.
Оксиды азота
г----~-----T-----------
Химичес"ие свойства
I
I I
I I I I I
~---':'_-.l
бромистого водорода ная
1.
t:::l Н+ +
Вг
Эта кислота вступает в реакции:
с металлами, стоящими в ряду напря
жения
до
водорода:
Mg + 2HBr -
бромистоводород
Диссоциация:
НВг
2. -
-
кислота.
с
~
оксидами
MgBr, +
Н,
металлов:
СаО + 2HBr ~ СаВг, + Н,О
- с основаниями:
NaOH + НВ!' ~ NaВr + Н,О
- с аммиаком:
NH, + HBr ~ NH,Br
.
-
с солями.
AgNO, +
НВг ~ AgBr.1 + HNO,
Соли бромистоводородной кислоты на
зываются бромидами. Последняя реак ция - образование желтого, нераствори
мого В кислотах осадка бромида сереб ра
- служит для обнаружения анионов в
растворе.
~-~ 37
г----~-----------------I
------------T-----~----I
известны слабая бромноватистая кисло-
I I I I
та НВг"О
I
3. Эта кислота -
сильный восстанови-
тель:
2НВг + Н 80 (конц.) -; Вг, + 80, + 2Н О 2
4
2
2
:?
Из кислородсодержащих кислот брома
та HBr,lO и сильная бромноватая кисло-
. ,
Реакции разложения ннтратов при нагревании
Нитраты щелочных металлов разлага
ЮТСЯ до нитритов:
2NaNO (П -; 2NaNO + О 3
2
2
Нитраты менее активных металлов (от
щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:
2Mg(NO,), (t') -; 2MgO + 4NO, t О, 2Cu(NO,), (t') -; 2СиО + 4NO, + О, Нитраты наименее активных металлов разлагаются
до
металлов:
Hg(NO,), (t') -; Hg + 2NO, + О, 2AgNO, (О -; 2Ag + 2NO, + О, Нитрат аммония разлагается до закиси азота:
NH,NO,
*
(О
-; N,O + 2Н,0
I I
31. Фосфор в свободном состоянии фосфор в приро
I
створим В воде, нестоек, ЯДОВИТ.
рация - ls'2s'2р 3s'3р'. Име~ трн аллотропные модификации: Белыи фосфор. Получается при конден сации паров. Состоит нз молекул Р,. Мяг· кое, бесц~етное вещество, ядовит, имеет
Получение Фосфиды щелочных и щелочноземель ных металлов разлагаются кислотами и водой с образованием фосфина: Са,Р, + БНСl -; 3CaCl, + 2РН,
чесночныи запах, растворнм в сероугле роде (С8,), летуч. Очень реакцнонноспосо
бен, окисляется на воздухе (при этом са мовоспламеняется), в темноте светится.
Красный фосфор. Не имеет запаха, цвет
РН,
аморфен. Нерастворим в воде и в органи
•
Физические свойства
зависят от способа получения.
Черный фосфор
полимерное вещество
-
в
воде
и
в
Имеет
решетку,
органических
раство
атомиую кристалличес
Фосфорнстый ангидрид Р,О, (оксид фос фора (Ш)). Представляет собой белые кри
Р,О,.
существует
в виде нескольких мо
В парах состоит из молекул
Фосфористому
ствует фосфорнстая
ангидриду
достатке
кислорода:
получают из белого, Белый фосфор полу
4Р
чают восстановлением фосфата кальция:
Химические свойства
+ 38iO, + 5С (С)
-;
3Са8iO,
t
5СО
+ 2Р
•
+ 30, -;
р,о,
•
-
с кислородом:
+ 50,
Р,О,
4Р
при
4Р
2Р 2Р
+ 3Н,О -;
2Н,РО,
Является сильным восстановителем:
2Рр,
+ 0,-; Р,О,
Фосфорный ангидрид Р20•. Представля
недостатке кислорода:
ет собой белые кристаллы, имеет несколь
+ 30, (О -; 2Рр,
ко модификаций.
с галогенами:
В парах состоит из мо
лекул Р,Н,о' очень гигроскопичен (исполь
+ 3Cl, -; 2PCI, + 5Cl, -; 2PCI,
зуется как осушитель газов и жидкостей).
галогениды фосфора легко разлагаются ВОДОЙ,
например:
Получение, Окисление фосфора в избыт ке
PCl, + 3Нр -; Н,РО, + 3НСI PCI, + 4Н,о -; Н,РО, + 5НС]
- с серой:
2Р + 58 (П -; Р,8,
-
с азотной кислотой:
3Р
+ 5HNO, +
кислорода:
4Р
+ 502 -;
2Р,о,
Химические свойства. Обладает всеми свойствами кислотных ОКСИДОВ. Вступает в реакции:
-
+ 5NO
с водой:
Р 2 О,
+ HP -;
Р,О,
...
-3): 2Р + 3Mg .., Mg,P, 3Li t Р.., Li,P
Р,о.
+ 3Н,О -; 2Н,РО,
_ со щелочами:
4Р + 3NaOH + 3Н 2 О -; РН, + 3NaH 2 PO,
- с основными оксидами:
Рр, + 3ВаО -; Ва,(РО,),
-
2Н,О
кислот
оксидов:
Вступает в реакции:
-;
2Р,О,
Обладает всеми свойствами
ных
Химические свойства
(с)
соответ
кислота Н,РО,.
Получение. Окислевие фосфора при не
полупроводник.
-;
38
На воздухе самовоспламеняется.
дифнкацнЙ.
Са,(РО,),
-;
3Н,РО,
с металлами (образует фосфиды, в ко
торых фосфор проявляет степень окисле
ния
L
+ Н! -; [PH,]+I
Является сильным восстановителем.
сталлы,
рителях.
2Р-'Н
"
-; 2Р + 3Н,
фит, без запаха, жирный на ощупь. Нера створим
+
I
Проявляет слабые основные свойства:
с металлическим блеском, похож на гра
Получение, Красный и черный фосфор
~_~
2РН, (О
лическая решетка очень сложная. обычно
ноте не светится.
3Са(ОН)
I
I
Химические свойства • Разлarается при нагревании:
•
ческих растворителях. Устойчив. В тем
I
-, + БН О -; " 2'
Са, Р
красно-бурый, не ядовит. Атомная кристал·
кую
I I I I I I I I ~ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ..JI
запахом тухлой рыбы, бесцветный, малора
де ве встречается. Электронная конфигу б
I I I I I I I I I I I
I I
Соедиnеnия фосфора Фосфин РН" - газ, с неприятным
2НРО, (метафосфорная кислота)
2Н,О
Н,р,о, (пирофосфорная кислота)
-;
(ортофосфорная кислота)
~-~
39
г-----------------~----I
-
Р,О,
+ БКОН
-4 2К,РО, + 3Н,0
Фосфорный ангидрид отнимающее
Р,О,+
сильное водо
-
-4 2НРО,
Метафосфорная кислота НРО,.
Фосфористая кислота Н.РО, кристаллическое
-
Фосфоритную муку получают при тонком
ния имеет строение внешней электронной
хорошо
размоле фосфоритов. Так как мука содер
оболочки 3в'3р' и двухвалентен. Степени
Водный раствор Н,РО,
двухоснов
-
фосфи
-
ты). Реагирует со щелочами: -4
Na,HPO,+
обладает большой твердостью,
HgCl,+ Н,О
вещество,
-4 Н,РО,+
Hg +
-
-
гигроскопичное,
шо растворимое в воде. кислота
2НСl
Ортофосфорная
но применяют в
+
(Na,PO,)
ты
-
ортофос
и два типа кислых солей
(NaH,PO,)
и гидрофосфа
(Na,HPO,).
Получение
Лабораторный способ:
Р,О,+ 3Н,О -4 2Н,РО,
Промышленный способ:
Са,(РО')2(твердый) + 3Н,SО,(конц.) -4 -4 2Н,РО,+ 3СаВО,
3Р
I
+ 5HNO, +-
L_~
40
ты
аммиаком
получают
N
и
Разновидности:
2Н,О -4 3Н,РО,+
- NH,H,PO. + NH.NO,: - (NH,j,HPO. + NH.H,PO. +
5NO
:i /io I
реагирует. Растворя
~
ми (образуются
-4
SiH, -
решетки металлического типа содержат в узлах положительно заряженные ионы
и нейтральные атомы: между ними пере
двигаются относительно свободные элек троны, Физические свойства. Объясняются осо
бым строением кристаллической решет ки
наличием свободных электронов
-
Пластичность
способность изменять
-
2.
Ag,
Сп,
Sn,
РЬ,
пластич
Zn, Fe
уменьшается.
Влеск, обычно серый цвет и непроз
рачность. Это связано со взаимодействи ем свободных
электронов
на металл квантами света.
с падающимн
Электропроводность. Объясняется на
При
от отрицательного полюса
к
поло
нагревании Т.
:К.
Си.
Ag,
электропроводность С повышением
колебания
ионов в узлах крнсталлической что
затрудняет
4:электронного
4.
решетки, движенне
газа,..
Обусловлена
вы
свободных электро
НОВ и колебательным
движением атомов,
ла.
5.
чему происходит температуры
Наибольшая
висмута и
~
темпе·
атомов и
сокой подвижностью
равнивание
2Н,О
направленное
Теплопроводность.
благодаря
SiН.
Al, Fe
уменьшается.
ратуры усиливаются
бесцветный газ, ядовнт.
+ 20, -4 SiO, + -4 Si + 2Н,
и
(начиная со второго), Кристаллические
уменьшается,
Mg,Si
2MgCl, +
V (Sb,Bi)
таллы расположены в начале периодов
злектропроводность
СИЛИЦI'LДЫ):
4НСl -4
Бп, РЬ),
IV (Ge,
ности потенциалов. В ряду
Химuч.еские свойства
L
(кроме бора),
УI (Ро). Наиболее типичные элементы-ме
жительному под влиянием небольщой раз
Полученuе
БiН.
ты 1 и 11 групп, все d- и {-элементы, а
также р-элементы главных подгрупп: 111
ронов
Si + 2NaOH + HP -> Na,SiO.+ 2Н, • Как окнслитель реагирует с металла
SiН.
к элементам-металлам относятся s-элемен
правленным движением свободных элект
нагреванни):
Mg,Si +
вблизи Дl'Lагонали (Ве, Al, Ti, Ge, Nb, БЬ и
др.), обладают двойственным характером.
3.
взаимодействует,
3Si + 4HNO. + 18HF -4 -4 3H,[SiF,) + 4NO + 8Н,0 • Вступает в реакцию со щелочамl'L (при
Сl'Lлан
ты-неметаллы. Элементы, расположенные
ность
вой кислот:
Si + 2Mg (t')
ных подгрупп), а справа вверху - элемен
ряду Аи,
свойства
ется ТОЛЬКО в смеси азотной и плавико
I I I I I I I I I I I
аroнали будут находиться элементы-метал лы (к ним Же относятся элементы побоч
локу, прокатываться в тонкие листы. В
Проявляет восстановительные свой
Si + О, (t") -4 SiO, Si + 2F, -4 SiF. Si + С (t') -4 SiC • С водородом не • С кислотами не
аммофос
содержащий
бериллия к астату, то слева внизу по ДН
1.
ства:
+ KC1.
+ РО:
Она образует средние соли фаты
•
Еслl'L в ПеРI'LОДl'Lческой таблице элемен тов Менделеева провести диагональ от
форму при ударе, вытягиваться в прово
+ Si'-'O, (О -4 Sio + 2СО 2Mg + Si+40, (С) -4 2MgO + SiO
2Н,О
Металлы
33.
(.электронного газа.):
2С
Нейтрализацией ортофосфорной кисло
(NH,J,HPO, + NH.H,PO.,
I I I I I I I I I I I I
Получение
Химические
'
I I I I I
кристаллический кремний_
тат:
Н,РО, т Са(ОН), -4 СаНРО.
бурый порошок,
структуру, более реакционноспособен, чем
виде гранул;
4Н,РО, ~3Са(Н,РО,),
Нейтрализацией гашеной извести орто
аммофоска
РО:
+ Н,РО, р Н+ + НРО.'
дигидрофосфаты
+
-
гигроскопичен, имеет алмазоподобную
нитроаммофос
Н,РО, р Н'
НРО,2- р Н'
Аморфный кремний
фосфорной кислотой получают преципи
Р.
РО,-З
Н,РО,+ 3Н 2 О Р 3Н,о+ Н,РО,-
структуру. Инертен.
простой суперфосфат (обыч
-
хрупок,
полупроводник, имеет алмазоподобную
расте
+ 2H,SO, -4 Са(Н,РО,), + 2СаВО,
Са(Н,РО.),
хоро
лителем, треХОСНОВН6Я.
+
усваиваемые
в воде
ниями на любых почвах:
белое
средней силы, не .является окис
Н,РО, Р 3Н+
хорошо
растворимые
(двойной суперфосфат)
Ортофосфорная кислота Н,РО, твердое
При обработке
получают
соединения,
Проявляет восстановительные свой
Н,РО, +
Имеет две аллотропи
IШСЛОТОЙ
Са,(РО.),
ства:
+4, -4.
ческие модификации:
на
рое вещество с металлическим блеском,
4Н з РО з -4 3Н,РО, + РН,
•
окисления:
то ус
ТОЛЬКО
тов или апатитов серной или фосфорной
2Н,О
При нагревании превращается в орто
может
Кристаллический кремний - темно-се
почвах.
Са,(РО,),
фосфорную кислоту и фосфин:
растениями
фосфори
кислых
ная кислота средней силы (соли
•
Фосфорные удобрения. Фосфорными
ваиваться
2NaOH
кремния
удобрениями являются кальциевые и ам
жит нерастворимую соль Са,(РО ,)"
воде.
3Н,О -4 Н,РО.+ 3НСI
Н з РО,+
родом и рядом друтих элементов. Весьма часто встречается и свободная двуокись
Ag,PO,
бесцвет
вещество,
Хи",ичеСICие свойства
•
РО:- р
монийные соли ортофосфорной кислоты.
Получение
PC1,+
различных соединений кремния с кнсло
(SiO,) , главным образом в виде обычного песка, Свободный кремний впер вые был получен в 1823 г. Природный эле мент слагается из трех изотопов: "Si, '·Si и 30Si. В основном состоянии атом крем
метафосфаты.
в
Качественная реакция на обнаруженне
(ярко-желтый осадок)
свойствами кислот. Соли метафосфорной
растворимое
всего он находится в силикатных породах, обычно представляющих собой смеси
3Ag+ +
Хи",ические свойства. Обладает всеми
ное
Чаще
2Н,РО, (t') -4 Н,р,о, + Н,О в растворе анионов РО:
Р,О,+ Н,О -4 2НРО,
-
раненности в природе злементом.
ЮТСЯ окислителями. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту:
+ N,o,
Получение
кислоты
Кремний является третьим по распрост-
ны все свойства кислот, которые не я.вля
Р,О,+ 2НСЮ, -4 2НРО,+ Cl,O,
Кремний
32.
Для ортофосФорной кислоты характер
средство:
2HNO,
г----~-----T-----------I
Хи",ичеСICие свойства
со щелочами:
быстрое
по массе
теплопроводность
вы
метал·
-
ртути.
Твердость. Самый твердый металл
хром (режет стекло): самые мягкие -
у
I I
~_~
41
г-----------T-----~----I
г----~-----T-----------I
I щелочные металлы (калий, натрий, руби I Оксид кремния (IV) (Вi02 ). Si0 I б. Плотность. Она тем меньше, чем мень I тиет, 2агат, яшма, опал, кремнезем (ОСНОВ I ше атомная масса металла и чем больше I ная часть песка). Аl 2 Оз ' 2Si0 2· 2Н 2 О - ка I Al,O,' 6SiO, I
I 7. Температуры плавления и кипения. шпат). SiO, - твердое, тугоплавкое веще Самый легкоплавкий металл - ртуть, са· I етво, кислотный ОКСИД. При сплавлении I
I I
ния выше 1000 ос - тугоплавкие, ниже I лочноземельных металлов, а также с пла I 1000'С - легкоплавкие. I виковой кислотой. Si02 + СаО -; CaSiO, I Общие химические свойства I SiO + 2NaOH -; Na ВiO + Н О . С + -; CaSiO + I Ме о -пе-; Ме"' I SiO SiO +КСО ~КВiO +СО 1. I Si02 + 4HF -; SiF, t 2Н,о 2Mg + -; 2MgO + 6HF -> 2
б + I
дий и цезий
можно резать ножом).
радиус его атома (самый легкий
тий; самый тяжелый
кварц, горный
ли
оли НИ Т
осмий).
мый тугоплавкий металл
(основная
хрусталь,
часть
К,О'
взаимодействует с основными оксидами,
Металлы, имеющие температуру плавле
щелочами, с карбонатами щелочных и ще
ильные
2
восстановители.
2
СаСО
2 2
3
3 3
:1
2
3
СО
2
ВiO,
Hg+S-;НgS
С водородом реагируют только щелоч ные и щелочноземельные металлы:
2Li + Н, -> 2LiН Са + Н, -; СаН, П. Реакции с кислотами
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, восстанав кислаты-веОRислители:
Mg + 2HCl -> MgCl, t Н,! 2Аl + 6НС! -; 2A1Cl, + 3Н,! ПI. Взаимодействие с водой
1.
Активные (щелочные и щелочнозе
мельные) металлы образуют растворимое основание
и
водород:
2Na + 2Н,О -; 2NaOH + Н,,! + 2Н,о -; Са(ОН), + H,I Металлы средней активности окис
ляются водой при нагревании до оксида:
Zn + Н,О (t') -; ZnO + Н,! 3.
Неактивные металлы (Аи,
Ag, Pt)
с
водой не реагируют.
IV.
Вытеснение более aKmUBHbt)l1U ме
таллаJttu
.J,fenee
растворов
Си t
активных
их солей
HgCl, -> Hg + СиС', Fe + CuSO, -> Си + FeSO,
I
I
L_~
42
I I I I I I
I
-
металлов
из
H,SiO. -
очень сла
ПЛОТНОСТЬЮ
электролизом
и
ионный
характер,
личивается
с
ростом
соединения
имеют
почти
-
(кремнезем) (поташ)
-
с
магнезита
лов с немеТlLТШами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl, -; 2LiCl (галогениды) 2Na + S -; Na,S (сульфиды) 2Na + Н, -> 2NaН (гидриды) реакция
I
I
~
фиолетовый.
L
на катионы ще
окрашивание пламе
ни в следующие цвета:
Na" -
ртути.
подгруппы
их атомнОй
MgCO.,
хлорид магния
-
в со
JJ 6Н,о.
/{о
Физические своиства
Магний ~- серебристо-белый металл. При
низкнх температурах покрывается оксид
ной пленкой, которая предохраняет его дальнейшего окисления кислородом
I
Химические свойства I Магний - активный металл. Если раз I
ности, он легко окисляется кислородом I Bo~дyxa. При нагреваю{и магний взаимо I 2Mg + О, -; 2MgO I Mg t Cl, -; MgCl, Mg + S -; MgS I 3Mg + 2Р --> Mg.P, I Магний не растворяется в воде, при на
I I
I I I I I I
I I I
I I
I I I I
I 1 I I I I
I
I I
I I
рушить оксидную пленку на его поверх
В результате реакций щелочных метал
красный,
этой
с увеличением
к
воздуха.
- с кислородом: 4Li + О, -> 2Li,O 2Na + О, -> Na,O, К + О, -> КО,
-
элементов
цинка
I от
2Na +- 2НСl -; 2NaCl + Н,!
Качественная
от
став карналлита KC1·MgCl,.6H,o, сульфат магния в состав каинита KCl'MgSO,
I
кислотами:
ЛО"ЧНЫХ метв..:rIЛОВ
к
Соединения магния встречаются в раз
I
- с водой: 2Na + 2Н,О -; 2NaOH + Н,!
К,СО.
от магния
цинка амфотерность
ЛИЧНЫХ минералах. Карбонат магния BXO~ дит В состав доломита Caco,.MgCO" и
щелочи, их
Щелочные металлы активно взаимодей
(полевой шпат)
уве
Раство
Магний
все растворимы
ствуют:
2Н,О->
гидроксидов
к барию.
массы.
проявля
дом образуют гидриды.
минералов):
уменьшается
и вы
щелочноземельных
от магния
уменьшается
хе при умеренном нагревании. С водоро
Каолинит и кремнезем образуются при
ту
плавления
римость солей уменьшается
массы металла. Воспламеняются ва возду·
выветривании горных пород (разрушение
летучесть.
группы характер
металлов растворимость
сильные
они
со степенью
+1. Восстановитель
увеличивается
Все
11
температура
Активность
Очень
сила возрастает с увеличением атомнОЙ
+ 4SiO, +
сокая
которые
+2.
низкая
оксидов
Na,SiO. + 2НСl -; 2NaCl + H,SiO, H,SiO, (t") -; н,о + SiO,
+
ны
(118').
соединеиня
Для всех элементов
и кн
в воде. Гидроксиды Н-ОН
СО,
окисления
хлоридов:
В соединениях
массы.
образуя
радию. В подгруппе
свойства.
способность
атомной
силикаты.
K,o·Al,O,6SiO, +
отдают,
твердостью,
плавления
расплавов
ют степень окисления ная
и радий (главная
и подгруппа цинка: цинк,
дятся два электрона
характеризуются
Получе"ие
I I -> Al,O,' 2SiO,' 2Н,о I I I I I I I I I I
I
I
~
небольшими
восстановители.
не имеет кислого вкуса. Соли кремниевой кислоты
блеском,
Химические
бая, непрочиая, в воде ма...-rrораетворима 1
ще каль
тов главной и побочной подгрупп нахо
отсутствии
2NaCl -> 2Na + Cl, катод: Na· + lе- -; Nao анод: 2Cl- - 2е- -; C10,
стекла.
Кремниевая кислота
При
таллическим
ют
магний,
На внешнем электронном уровне элемен
свойства.
Получение. Щелочные металлы получа-
2Н,О
-
бериллий,
кадмий, ртуть (побочная подгруппа).
соедине
пения и хорошей электропроводностью.
С водой не реагирует.
(каолинит)
Са
2.
*
"равления
получения
низкими температурами
кислота)
процесса
источником
ют собой серебристо-белые вещества с ме
Две последние реакции лежат в основе
I
барий
подгруппа)
служат ос
-
воздуха литий и его аналоги представля·
(гексафторкремниевая
Ni + Cl, «()-; NiCl 2 3Са + N, (П-; Ca,N, 3Са + 2Р (П-; Са,Р,
лявают
Н [SiF ]
ций, стронций.
карналит (KC1-МgСl,.6Н,О)
Фи.зические
Реакции с неметаЛЛlU 2СаО Са + Вг ---" caВr
образуют двойные кратные связи; наконец, с помощью sр-гибридных орбиталей,
С неметаллами кальций реагирует при
имеющих линейную ориентацию, и негибридных орбиталей между атомами угле
Са + Н, ---> СаН, Са + S --. Са8
Атомы углерода способны образовывать простые, двойные и тройные связи не толь
"
нагревании:
С· холодной водой кальций взаимодей
ствует медленно, а с горячей - знергично: Са + 2Н,о ---" Са(ОН), + Н, i
Кальций обладает восстановительными
свойствами;
БСа + Nb О = СаО
~
это химия со-
можностью проявлять ие одну, а целых
пла
щелочных металлов.
БСа
I I I I I I I , I
-
единений углерода. Углерод обладает воз
серебристо-белый ковкий металл, тверже
I Химические свойства. Гидроксиды ще лочных металлов - сильные освования I I (щелочи). Сила оснований увеличивается I I в ряду LiOH - NaOH - КОН - RbOH СвОН; они вступают в реанции: I I ~ с кислотными оксидами; I I 2NaOH + СО, ---> Na,CO, + н,о - с кислотами: I I LiOH + НС! ---> LiCl + Н,О I I I
~
связываться друг с другом в длиниые цепи
ияк,
виковый шпат
2
-
ются минералы кальцит СаСО, (извест
(или
Получение
u
Углерод выделяется среди всех химичес-
ких элементов тем, что его атомы могут
Са80 2Н,о. фосфаты кальция
2
сжиганием
Нахождеnие в природе. Наиболее рас
прострв.ненными его соединениями явля
Кальций содержат также: гипс
Получеnuе К +0, ---"ко,
I Оксид магнии MgO ~ Химические свойства I Это - белое мелкокристаллическое ве 1. Является сильным окислителем: щество, нераст~оримое в воде. Обладает I 4КО, + 2СО ---" 2К,СО + 30 I основными своиствами:
MgO + Н SO ---" Mg80 + Н О
I 2. Разлагается водои: I При " " 2КО,+2НО---,,2КОН+Н.0 нагревании реагирует с 1ШСЛОТНЫ I -, , 2 +0. ми оксидами: I Гидроксиды щелочных металлов - ROH MgO + 80, ---" Mg80, Это - белые, кристаллические веще В лаборатории оксид магния получают I ства. I прокаливанием его гидроксида: I 1. Электролиз растворов хлоридов: Mg(OH), ---" MgO + HP 2NaCI + 2:r,O ---" 2Na~H + Н, + CI, В промышленности оксид магния полу I KaTO~: 2Н + 2е_ ---" Но' чают термическим разложением карбо анод. 2СI - 2е ---" Сl , I 2. Обменные реакции между солью и ната магния: MgCO, ---" MgO + СО, I основанием: к,СО, + Са(ОН), ---" СаСО, + 2КОН Гидроксид магния Мg(ОН), I 3. Взаимодеиствие металлов или их окЭто - вещество белого цвета, нераство римое в воде, но легко растворимое в кис I си~ов, пероксидов и надпероксидов с во-
37. Органическая химия
I I ·MgCO,. .. I рит Са,(РО,), и апатит 3Ca,(PO,);CaF, Ca,(PO.),F), I CaF" I кальциевая селитра Ca(NO,),. Кальций I I XиMи~eCKиe Свойства. Кальций _ ак
гих легких сплавов, в частности дюралю
I ет механические свойства последнего.
36. Кальций
,, + 2NbCl
+ 2Nb
= БСаСI 5
п олученuе.
I ко друг с другом, но также и с другими I элементами. Таким образом. современная I теория строения молекул объясняет и ог I pOMH~e количество орга~.ических соедиI нений от их химического строения. Она нении, и зависимость своиств этих соеди-
же полностью подтверждает основиые
+ 2Nb
I принципы теории химического строения,
2
Металлический
рода возникают тройные кратные связи.
кальций
получают злектролизом расплавов его со
лей.
JJ
/io
также
в
производстве
металлов
(Tl, Zr, Hf).
Это -
белое вещество с ярко выражен
ными ?сновными сво~ствами. Хорошо ВЗR
имодеиствует с водои, кислотами и кис
лотными
ОJ(сидами:
СаО+ Н,О ---" Са(ОН),
СаО+ 2НСl ---" CaCl, + Н,О
СаО
+ СО, ---" СаСО,
В лабораторных условиях оксид каль
ция получают окислением кальция,
а
также термическим розложением карбо
ната кальция. В промышленности его по
.0 теории химического строе
испытателей в
1861
г.
Основные положеиия этой теории:
редких
ОКСИД кальция СаО
ным А. М. Бутлеровым и изложенные им
ния. на Международном съезде естество
таллургии для очистки чугуна и стали от а
разработанные выдающимся русским уче
I в докладе
IIри",еnе"ие. Кальций применяют в ме оксидов,
I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I
1.
I I
I I I I I I
лучают обжигом известняка. Применяют
Атомы в молекулах соединены между
собой в определенном порядке химичес
кими связями согласно
IIX
валентности;
углерод во всех органических соединени
их четырехвалентен.
2. Свойства вещества
только качественным
определяются
составом,
не
но и его
строением, взаимным влиянием атомов,
как связанных между собой химически
ми связями, так и непосредственно не сви занных.
3. Строение
молекул может быть уста
НОБлено на основе изучения ИХ химичес
ких свойств.
Важным следствием теории химическо
I в промышлевности строительных матери I го строения был ВЫВОД о том, что каждое ~ I I I
одну химическую формулу, отражающую алОН как
L
вяжущий
материал.
органическое
~
соединение должно
иметь
~-~
45
г-----------T-----~----I I
I I
I 1
его строение. Такой вывод теоретически
Гидроксид кальция Са(ОН),
1
обосновывал хорошо известное уже тогда явление изомерии, открытое в 1830 г., -
I
существование веществ, которые имели
Это - твердое белое вещество, плохо растворимое в воде. Насыщенный водный
ствование изомеров потребовало исполь
I лотами. :КИслотными оксидами и солями:
I
1
I
Са(ОН), + 2НСI Са(ОН),
формул, но и структурных формул, отра изображение химических связен
1
валентности.
I I
Значение органических соединений ог
ромно уже потому, что вся жизнь на Земле
ниями. В природе эти соединения нахо дятея чаще всего в виде сложных сочета
ний и Лишь изредка появляются в чистом виде (например, хлопок
-
это весьма чи
I
I
тый холестерин). Органические соедине
KaJ(
сырье при производстве тка
ней (шерсть, хлопок, лен и т. д.). В совре менном мире очень важную роль итрают
синтетические высокомолекулярные со
единения, производство которых достига
1
1
I I 1
промышленности как
1
и т. д. Многие из них ПО своим свойствам
I
превосходят природные материалы. Орга
1
ми компонентами ряда препараТО8, ис
I
нические соединения являются Основны
пользуемых в повседневной жизни, напри
мер лекарственных препаратов, моющих
средств, огнетушащих средств, пестици дов (т. е. веществ, уничтожающих раз
Bo~a при кнпячении образует накнпь, в
He~ не развариваются пищевые продук
1
I
ривается как сумма карбонатной и не
ных вредителей жиаотных И растений)
1
и т. д.
1
I I 1
I
+ Nа,СО з --> MgCl, + Nа з СО з --> 4)
1.
-4
R,Ca +
I 1
+ 30, + 6Н,
О
-->
3.
+ 4Н,О
'С)
гревании:
I
I
~I 1
в
молекуле,
вычисленныи
в
(на холоде концентрированные азотная
электроотрицательные атомы эле
ментов
вещества имеют отрицательные
степени
окисления,
а
атомы
элементов
меньшей электроотрицательностью
с
положительные.
Реакции, 11 которых не изменяется сте
пень окисления элементов Реакции
присоедннения:
80 + Na
О -4
2
,
Na,,80 -
3
Реакции разложения:
Сu(ОН), (1") --> CuO + Н,О
Реакции обмена:
+ КСI -4 AgCl + KNO,
NaOH + HNO, --> NaNo з + Н,О
AgNО з 1
I
-->
--> Fе,(80.)з + 38О,! + БН,о Fe + 6HNO,(KOHH') (t") --> --> Fе(NО з ), + 3NO,! + 3Н,О
L
I более
1
+ Н,!
В концентрированных кислотах-окисли телях железо растворяется только при на
I
предположении, что молекула состоит из
I
И разбавленной серной кислотах:
дних.
1
атома
ионов и в целом электронеЙтральна. Нан
4. Железо легко растворяется в соляной
ТОЛЬКО два после
это условный .за
-
ряд
Железо реагирует с неметаллами при
6Н,SO.(конц.) (t')
+ 8Н,0
1
1
2Fe +
(III)
Виды химических реакций
39.
Степень окисления
2Fe + 3Br, (t") -4 2FeBr,
Fe + 8 (t") -4 Fe8
Для устранения временной жесткости
I
парами воды:
,
железа
1------3 --> 5Fe,(SO.), + К,80, + 2Мп80.
нагревании:
2Н'
(П) обладают
свойствами,
под действием окислителей:
(t") --> Fe,O. + 4Н,!
3Fe
СаСО,+ 2NаНСО з
реагирует с
(III):
+ 2Н,о --> 4Fе(0Н).
железа
превращаются
На воздухе железо легко окисляется в
железо
2
--~--------~-----------~
46
восста
3Fe + 20, --> Fe,o. 2. При высокой температуре (700...900
б) анионный обмен: 2ROH + 80/- --) R,80. + 20Н--, где R - слОжный органический радикал.
ранения ПОСТОНННОЯ -
атомная масса
в кислороде, образуя окалину:
используют все чет~ре способа, а для УСТ
1
26;
Накаленная железная проволока горит
смолу:
Са"
-
Металл средней активвости,
4~'e
пропусканием через ионообменную
2RH +
d-элемент УН! группы; по
присутствии влаги (ржавление):
из ра
СаСО, + Na,80. МgСО з + 2NaCI
а) катионный обмен:
Соединения
Химические свойства
створа ионов Са 2+ и Mg'-:
1) кипячением:
Са(НСО,), (t') --> СаСО, + СО, + Н,О
Mg(HCO,), (С) --> MgCO, + СО, + Н,О
2) добавлением известкового молока:
Са(НСО) + Са(ОН) --> 2СаСО + 2Н О
Са80,
СТ8Qовителъны:ми
окисляясь, буреет
образуя гидроксид железа
Железо и его соединения
карбонатной. Устранение жесткости воды
3) добавлением соды.
Са(НСО,), + Na,CO, -4
Железо
кислорода воздуха бе
Fe(OH)"
4Fе(0Н), + О,
(II):
Н,О
FeO +
В присутствии
новитель. Основные степени окисления
фатов. Общая жесткость воды рассмат
3
Fе(ОН), (t') -4
ОКСИДОВ
+2, +3.
(постоянная) жесткость - хлоридов и сулъ
2 •
из их
без доступа
Fe(OH),
воздуха образуется оксид железа
лый осадок
-
+ Fе(ОН),J
+ Н,80. --> Fe80. + 2Н,О
FeO + С -4 Fe + СО
Fe,o, + 3СО --> 2Fe + 3СО 2
NiO + С --> Ni + СО
Со,О, + 3С -4 2Со + 3СО
56.
кальция и магния, некарбонатная
3 2
восстановлением
рядковый номер
бонатная (временная) жесткость обуслов
осуществляется путем осаждения
используются в самых разных отраслях материалы, синтетические волокна, клеи
Природная вода, содержащая ионы Са"
-t 2КСI
слабое основание, раствори
При прокаливании
углем или оксидом углерода (П):
1
I I
при
мо в сильных кислотах;
Переходные металлы подгруппы железа
лена присутетвием в воде гидрокарбона
ет многих миллионов тонн в год и которые конструкционные
I
Жесткость воды
+ 2КОН
Fe(OПj,
получают
I тов
FeCI
Fe(OH), -
Подгруппа железа
I
известковый раствор, используемый в
строительстве.
Образуется
леза (П) без доступа воздуха:
амфотерныЙ. Все
ные соединения.
ты, моющие средства не дают иены. Кар
ния служат Животным и людям пищей
зуются
1
(11).
действии растворов щмочей на соли же
дения имеет ОСПОВНОЙ характер, высшая
-
+ Си
--> Fe80.
Гидроксид железа
проявляют переменныестепени окисления.
I
'· называется жесткои. • Ж есткая и М g,
ре представляют собой иногда почти чис
имеют низкую электроотрицательностьи
кислотный, средние
Си80,
Fe +
Соединения двухвалентного железа
переходные металлы образуют комплекс
весть в смеси с песком и водой образует
Железо вытесвяет металлы, стоящие
ров их солей:
(d- и {-элементы). Все переходныеметаллы
1
весть), называется гашением. Гашеная из-
*
элементы по
-
бочных подгрупп Периодической системы
I
чается гидроксид кальция (гашеная из-
1
стая целлюлоза, а камнн в желчном пузы
(например, зерно, мясо) и издавна исполь
3СаС], 2~'e(0Н),
5.
Начиная с ПI группы низшая степень окис
I ция с водой, в результате которого полу
между атомами в молекуле с учетом их
связана с их возникновением и превраще
+ СО, -4 СаСО, + HP +2FeCl, --> +
Процесс взаимодействия оксида каль-
ле каждого изомера. Структурная Форму.
ла -
СаС), + 2Н,О
-4
3Са(0Н),
1
I жающих порядок связи атомов в молеку
I
Переходные металлы
1
обладали различными свойствами. Суще-
Переходиые металлы
ПР81lее его в ряду напряжений, из раство
известковой водой. Он реагирует с кис
зования не только простых молекулярных
I
38.
1
раствор гидроксида кальция называется
I
одинаковый молекулярный состав, но
г----~-----------------I
1
1
I I
Реакции, в которых происходит изме
нение степе ией окисления
атомов эле
ментов, входящих в состав реагирующих
соединений (окислительно-восстанови
тельнт;е). ~априме~; -2 2Mg + О, --> 2Mg О
~cePHa~~o~ ~сивируют...:елезо~ ~ ~KCl"O;'~ :,2KC1:': 30,0 ~ _
~ 47
г-----------------~----I
6Fe80,
+ 2HNO, + 3H,SO, ..... ..... 3Fe,(80,), + 2NO + 4Н,О
Качественная реакция на
валентного
но-бурого
K,[Fe(CN),J (красной
синий осадок
чем у
(турнбулева
Fe'-,
..... Fe,[Fe(CN),J,~ + 3K,SO,
объясняется тем, что у
а поэтому
значительно,
Fe(OH),
- - - --1
К окислительно-восстановительным относятся:
I
1
Межмолекулярные реакции. Окисли тель и восстановитель находятся в раз-
I
ных веществах; обмен электронами при
этих реакциях происходит между различНЫМИ атомами или молекулами:
+ О: ..... 8+'0,-' Н
лярные
реакции
прави
ло, при термическом разложении веществ, содержащих
окислитель
и
восстанови-
1
I I
тель;
2KC1"0;' (О N-'H,N"O, (О 2Pb(N+'0 3 -') 2
2KC1-' + 30: N;'O + 2Нр 2РЬО + 4N+40 + 2
1 1
О
торои
один
элемент
одновременно
в ко-
FeCl, +
Nа[Fе(ОН),J
Соединения трехвалентного железа
восстановителями:
2FeCl,
+ Н,8 ..... 8 ... 2FeCl, +
2НСl
При действии гексацианоферрата
K,[Fe(CN),]
разуются
жащему ионы FеЗ-t I
_1.-
соли
трехвалентного
двухвалентного
хрома,
1.
соли
Оксид хрома (П) СгО и соответствую-
щий ему гидроксид Сг(ОН), проявляют ос-
ваво-красная
НОБные свойства:
роданида
железа
СгО + 2НСI ..... CrCl, + HP
(Ш):
FeCl, + 3NH,CN8 ..... 3NH,Cl
+ Fe(CN8),
1 1
I
~
хрома:
или аммония появляется интенсивная иро
окраска
I
I I I I
а
Оксиды и гндроксиды хрома
роданистого J
И,С-СИ,
I
I
+ 2LiВr + 2Hg
нений.
Нахождение в
в природе.
состав
Наибольшее
нефти,
ют циклогексаи,
Циклогексаны
эфирных
практическое
масел.
значение
этилциклогексан.
име
Цик
логексан используется для получения цик
логексавола,циклогексавова, КИСЛОТЫ,
кanрола.кта.ма,
стве растворителя. зуется стве
а
ингаляционного
сматриваются относительно атомов угле-
рода. участвующих в реакции. Наиболее часто встречаются следующие названия
реакций:
1)
присоединеиие
R-CH~CH
+ ХУ
nCH,~CH,
-> RCHX-CH У;
(-СН,-СН,-)n
молекула образуется при соединении двух
*
частиц, отщепленных от соседних атомов
Окисление
I I
I I
практике
в
ет
окислению. Baющeгo
-
соединение
углерода,
полностью
насыщены
водо
родом. Поэтому предельные углеводороды содержат в молекуле максимальное коли чество
водородных
атомов.
Гидрирование
-
реакция, представля
-
реакция,
при
Пиролиз
продуктов
-
при
нием
одного
или
нескольких
дые вещества. Алканы
-
16, -
твер
неполярные со
углерода
находятся
и
трудно
поляризуемые,
легче
створителях
Жидкие алкаиы
-
ставляют тетраэдр (углы между осями свя
ли
органических
зей С-Н равны
Метан и этан, а также высшие алканы не
Ряд соединений,
109'28').
котором каждый член отличается от
гомологами. Они обладают
-
кономерным
изменением
свойств. Если
от алкана
физических
,отнять>
один
остаток
-
ради
Свободная валентность в радикале находиться
у
разных
и
третичные
для
с
высокой
многих
имеют запаха. Алканы
Получение. Для получения алканов ис разные алканы получают из природного И
попутных нефтяных газов, а твердые ал
каны дых
из нефти. Природной смесью твер
-
высокомолекулярных
(500
ется горный воск
1.
nС
+ 2nН,
алканов
'С, оксиды железа)
углеродных
2.
nСО
+ (2n + 1)Н, (Со или Ni, 200 'С) -> -> СnН'n+'
3.
+ n Н,О
Лабораторные методы:
-
вторичный радикал (изоп ропил);
б) реакция А. Вюрца:
(СНз)зС-
-
третичный радикал (трет
НзС-Вг
новых:
H,C~CH, + Н,
Н-С=С-Н
(Pt, Pd, Ni) ->
+ 2Н,
-> НзС-СН з
+ 2Na + Вг-СН з ->
применя но
Названия первых четырех пропав,
->
~С II Н 2п + 2
а) гидрирование этилеиовых и ацетиле
радикалы:
углеводородов
явля
природный битум.
(СНз),СН-
этан,
горючие веще
пользуют природные источники. Газооб
первичный радикал (ме
метан,
-
веществ.
ства. Метан горит бесцветным пламенем.
-
предельных
полярностью.
хорошие растворите
НзС-
виальные:
продуктов.
жидкости; начиная с углеводородов с чис
ре гибридные орбитали в простраистве со
менклатуры.
бутан.
Начиная с пятого эти названия образова
Некоторые реакции получают свои на
га
ся. Не растворяются они и в других ра
атомы
членов гомологического ряда метана три
ложению без доступа воздуха с образова
-
зообразные вещества; начиная с пентана
в состоянии sрЗ.гибридизации: все четы
ют систематическую и рациональную
единение подвергается термическому раз
Первые четыре
углеводородах
ния
которой со
дру
воды И В ней практически не растворяют
Номенклатура и изомерия. Для назва
реакции.
реакция,
Фнзические свойства.
члена гомологического ряда метана
бутил).
дит присоединение, за которым обычно
а
единения
тнл);
которой
цепь,
разветвленную (изост
-
родов является метан СН,. В предельных
вторичные
катализатора.
их соеди
и родоначальником предельных углеводо
/Jичным. Соответственно этому могут быть
ющая собой частный случай восстановле
углеродную
изобутан
-
лом атомов углерода, равным
СтроеЮlе. Простейшим представителем
рода.
побочных
52
ми
дикале находится у первичного атома уг
происходит рост цепи. Сначала происхо
~
роение).
атомов. Если свободная валентность в ра
прннимает
разветвленную
тавшиеся валентности углеродного атома, не затраченные на связь с другими атома
то порядок
изомеров бутана (н·бутан) содержит не гой
может
следует элиминирование с образованием
L_~
в
свя
лерода, то такой радикал называется nер
Конденсация
наркоза.
углерода
атомы водорода. или теряет атомы кисло
ствии
в каче
атомы
Если
нения может быть различным. Один из
заны между собой простой (J-СВЯЗЬЮ. Ос
кал.
обратная
связи или ароматическому ядру в присут
исполь
которых
тный углеводородный
ния. Водород присоединяется к кратной
каче
молекулах
атом водорода, то образуется одновален
Под действием восстанавли
реагента
фатические предельные углеводороды,
ные '!Левы
или теря
реакция,
али
-
близкими химическими свойствами и за
водород.
Восстановление
углеродных атомов,
А.лканы (общая формула СnН,,.,)
изомерия.
в молекуле алкана содержится более трех
ется гомологическим рядом, а его отдель
действием окисляющего резrента веще с кислородом
характерна структурная
ряда метана (алканы)
предыдущего на одну группу СН" называ
реакция, при которой под
ство соединяется
44. Предельные углеводороды
в
вые ниже.
адИПИВО80Й
также
Циклопропан
в медицинской
по
структурному признаку. В органической химии все структурные изменения рас·
I , '1 2) замещение R-CH,X + У -> R-CH,Y + Х; I 3) отщепление I R-CHX-CH,Y -> R-CH=CH, + ХУ (элиминирование); I 4) полимеризация I -> В большинстве случаев элимииируемая I I углерода. Такой процесс называется 1,2-эли· I I I I I I I I
-> О
(циклогексан)
входят
как и в неорганической химии -
I I I I I I I I I I I I
ребляются и названия реакций, приведен
Гидрогенизация ароматических соеди
( ) + 3Н, (100 'С, Ni)
акции часто классифицируются так же,
г----~-----------------I
I I I I
I
I
рех названий реакций иа практике упот
И,С-СИ,
3.
Кроме того, в органической химии ре·
минированием. Кроме приведенных четы-
СНгСИгВг
->
I I I I I I I I I I I
НзС-СНз
->
НзС-СИ з
+ 2NaВr
в) сплавление солей карбоновых кислот со
щелочами:
НзС-СООNа
4.
+ NaOH ->
СН,
+ Na,CO,
Восстановление галогенопроизводных:
НзС-Сl
+ Н,
-> СН,
+ НС!
Химические свойства. В алканах все
звания по продуктам, к которым они при
ны от греческих числительных с добавле
атомы
водят.
нием суффикса ·ан. По рациональной но
а-связями,
менклатуре
насыщены водородом. Поэтому алканы не
~
L
алканы
рассматривают
производвые
метана,
го
несколько
в
молекуле
как
которо
связаны
между
валентности
собой
прочными
атомов
углерода
вступают В реакции присоединения. При
ато
обычных условиях они проявляют хими
мов замещены на радикалы. Для алканов
ческую устойчивость. Основные химичес
один
или
водородных
I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I
~-~
53
г-----------------~----I кие
реакции
идут
при
гии (при нarревании
сообщеиии
энер
или ультрафиолето
вом облучении). При этом могут произой ти или разрыв связи С-Н с последующим замещением атом
или
лекулы ны
-
атома
группу
водорода
атомов,
по связи
С-С.
или
на другой разрыв
Поскольку
мо
алка
соединения неполярные, то при раз
рыве связей образуются радикалы (гомо литический механизм).
1. Галогенuрованuе. по
радикальному
Реакция
идет
на
механизму:
Сl х
+
+
СН,Х
2.
и т. д.
(IV)
или
в присутствии
оксидом уг
катализатора
+ 20, -+
СО,
+
2Н,О
+Q
рах жизни. и деятельности человека.
Газообразные алкаиы (метан и пропан бутввовая смесь) нспользуются в качестве
С]Х -+ Cl:C] ;
+ Clx -+ СН,:С!
топлнва.
(реакция М. И. Коновв,
ракетных топливах и используются в ка
Н,80,
+ HNO, ) -+ H,C-CHNO,-CH, +
Н,О
Н,80, -+
жидкость без запаха и вкуса, использует
ся в медицнне, парфюмерни и косметике.
3. СулЬфuрованuе:
C17H,. +
(смесь жидких углеводородов с числом атомов углерода до 15) -- прозрачная Вазелин (смесь жидких и твердых предель-
C17 H,.SO,H + Н,О
4. СУЛЬфQхлорuроваnuе:
С,.Н" + 8О, + Cl, -+ C,.H 2I SO,Cl + НСl
При взаимодействии сульфохлорида со щелочью образуется алкuлсульфоnат:
C,.H 2I SO,Cl + 2NaOH -+ -+ C,.H 2I SO,Na + NaCl +
Н,О
ных
углеводородов
с
числом
углеродных
атомов до 2~) при меняется для приготов ления
мазеи,
используемых
в
медицине.
Парафин (смесь твердых углеводородов С,. -С••) -- белая твердая масса без запаха и вкуса (tM = 50... 70 'С) - применяется для
изготовления свечей, пропитки спичек и
Реакции расщепления (при нагревании)
упаковочной бумаги, для тепловых проце-
1. Дегидрироваnие (СГО"
дур в медицине и т. д. В современной неф
t'):
техимической промышленности предель-
Н,С-СН,-СН, -+ Н,С=СН-СН,
2.
Термuческuй. крекиnг (разрыв связей
С-С и С-Н при нarревании до
500
'С и
выше беэ катализаторов или в ИХ присут
ствии). В результате происходит образо вание более простых углеводородов
-
пре
дельных инепредельных.
3. Изомерuзацuя (в присутствии AlСl з )·
Неразветвленная углеродная цепь превра щается
в разветвленную.
Это сопровож
дается разрывом связей С-С. В зту реак
L_~
ные углеводороды являются базой для получения
разнообразных
органических
соединений, важным сырьем в процессах получения
полупродуктов для
ства пластмасс,
каучуков,
производ
синтетических
волокон, моющих средств и многих других
веществ.
г----~-----T-----------
45. Непредельные углеводороды
"
I I I I I I I I I I I I I I I I I
Жндкие углеводороды состав
ляют значительную долю в моторных и честве растворителей. Вазелиновое масло
Н,С-СН,-СН,
54
паром, кислородом
Применеиие. Алканы находят широкое
лова):
I
является его коnверсuя: окисление водя-
применение в самых разнообразных сфе-
-+ Н,С:СН,;
Нитрование
Основным способом переработки метана
СН,
в) обрыв цепи (терминация): С]Х
ца) и одновременном нarревании происхо
Горение на воздухе:
Сl х
+ Clx -+ снзх + HCl; СН,Х + Cl, -+ СН,Сl + Clx СН,Х
окислении (в присутствии солей маргвв-
+ 1/20, -+ СО + 2Н,
СН, + СО, -+ 2СО + 2Н,'
СН,
+
(КМпО" К,СгО,). При каталитическом
СН,
б) рост цепи (элонгация):
СН,Х
чивы К действию сильных окислителей
и при высокой температуре: СН, + Н,О -+ СО + 3Н,
а) инициация:
-+
атомов.
При обычных условиях алкввы устой-
лерода
Стадии реакции:
Сl
углеродных
Реакции окисления
иым
+ Cl, -+ СНзСI+ НС!
СН,С\ + С1, -+ CH,Cl, + HCI
CH,Cl, + Cl, -+ CHCl,+ НСl
CHCl, + Cl, -+ CCl, + НС!
:
четырех
спиртов, кетонов, карбоновых кислот и др.
СН,
Сl
рые в углеродной цепи содержат не менее
дит окисление алканов с образовввием
Реакции замещения свету
цию вступают только те аЛК8НЫ, кото-
I I I I I I
I I I I I I I I I ~
-
Алкены
46.
Ацетиленовые углеводороды (алкины)
алифатические непредельные
Ацетиленовыми углеводородами (алки
углеводороды, в молекулах которых меж
нами) называются непредельные (ненасы
ду
одна
щенные) углеводороды, содержащие в мо
двойная связь. Алкены образуют гомоло
лекуле одну тройную связь и имеющие
гический ряд с общей формулой С.Н,.,
общую формуду С.Н,._,. Тройную связь
углеродными
атомами
имеется
осуществляют
Строение. Простейшим представителем алкевов,
их
родоначальником,
представителя
ряда
-
этилена
-
углеводородах
атомы
атомы углерода в sр-гибрндизованном со гибридных орбитали, направленных друг
к другу под углом
углеро
комбинацией из одной (1- и двух 1t-связей,
ной (1- и одной 1t-связи. Длина двойной
образуемых двумя sр-гибридизованными
нм.
атомами. (1-СВЯЗЬ возникает при осевом пе
Номенклатура н изомерия. Алкены про
рекрывании sр-гибридных орбиталей со
стого строения называют, заменяя суффикс
седвих атомов углерода; одна из 1t-связей
-аn в алканах на суффикс -uлеn. По систе
образуется при боковом перекрывании
матической номенклатуре названня про изводят заменой суффикса -аn в соответ
I
ствующих алканах на суффикс -еn. Для
1
алкенов
xap~тepHЫ два
вида
р,-орбиталей, другая
1
гомологического
изомерии:
I но хорошо
- в органических растворите
этих
углеводородов
мерия углеродного скелета (начиная с
С.Н.) , изомерия положения тройной свя
пропи·
пения. Алкены плохо растворяются в воде,
ряда
Изомерня. Алкинам свойственны изо
Физические свойства. Первые три пред
I лен и бутилен) - газы; начиная с С.Н,. а с С"Н,. - твердые вещества. I жидкости, С увеличением молекулярной массы по I вышаются температуры плавления и ки
при боковом пере
является ацетилен нс..сн.
структурная и геометрическая, зависящая
ставителя ряда алкенов (этилен,
-
крывании P,-орбиталеЙ. Родоначальннком
от положения двойной связи в цепи. 1
90'
ным орбиталям. Тройная связь является
никает двойная связь, состоящая из од·
r
и две негибридных
по отношению друг к другу и к sр-гибрид
ции. Между углеродными атомами воз
0,134
180',
Jt-орбнтали, расположеиных под углом
да находятся в состоянии sр'-гибридиза
связи равна
общих электронов атомов
стоянии. Каждый из них имеет по две эр
такие
углеводороды называют этUl!enовымu. В этиленовых
6
углерода. В образовввии связи участвуют
является
этилен (этен) С,Н,. По названию первого
1
I I I
I
ряда этилена (алкеиы)
зи (начиная с С,Н.) и межклассовая изо мерия
I
с
алкадиенами.
•
Физические своиства. В обычных усло
алкины С, С, газы, С, С,. 'tJJ виях жидкости, высшие алкины твердые -
-
-
-
вещества.
I лях. Этилен и пропилен горят коптящим I Полученне пламенем. I 1. В. промышленности (высокотемпера I Получение. В промышленности алкены турныи пиролиз метана): I получают дегидрированием алканов в при I 2СН, (1500 'С) -+ нс..сн + 3Н, сутствии катализатора (Сг,О,). Например: I 2. Дегалогенированне дигалогенопроиз I Н С-СН -СН -СН -+ Н + алканов: I водных I + H,C~CH-CH,-CH, + CH,-СНВг-СН,Вг + 2КОН (этанол) -+ + Н,с-сн-сн-ен, I -+ СН,-с..сн + 2КВг + 2Н,О I В лаборатории: I сн -евг -СН -СН + 2КОН (этанол) -+ 1. Дегидрогалогенирование: -+ СН -С=С-СН + 2КВг + 2Н О I Н,СВг-СН, + к-он (спирт) -+ I 3. Разложение" карбида кальция водой:, -+ Н С=СН + КВг + Н О I " '1 СаС, + 2Н,О -+ Са(ОН), + НС=СН I Н-С=С-Н 2. Гидрирование алкинов: • + Н (Pd) -+ Н С=СН I Хнмическне своиства '" 1. Гидрировввие:
I 3. Дегидратация спиртов: I С Н + Н (t' катализатор) -+ С Н
(реакция в недостатке водорода) I Н,С-СН,-ОН (t, Al,O, или Н,80,) -+ С Н + 2Н (t' катализатор) -+ I -+ H,C~CH, + Н,О I I 4. 2СН, (550...650 'С, катализатор) -+ I -+ С.Н, ••, I IL ~Н,С=СН~~~ (ре~Пи~изб~~ода)~ 3
2
2
3
2
з
о
11
2,.-2
11
211.-2
2
2
2'
3
11
2/1
:2'
55
------------T-----~----, СН=СН
Н, (t', катализатор) -->
+
-->
СН,=СН, 2.
Н2
+
СН,=СН,.
катализатор) -->
(t',
-->
СН,-СН,.
I I I
+
Вг,
-->
СН"СН
+
Вг,
+
2Вг,
-->
-->
+
НС!
--;
-->
2.
3.
11
НС=СН
+
Реакции
альдегид:
(HgSO.) --; --;
[Н,С=СН]
--;
I
-r
СН з - С "-
о
тримеризация
комплексных
димеризация
(600
2.
НС=СН)-->
3.
ак
--;
+
О
+
2Н,о
2Н,С-СООН
2СО,
+ 2Н,О
/Сатализатора:
ка
алкены способиы изомеризо
полимеризации
кена могут соедиияться, образуя длииные
НС=СН
+ NaNH 2 --; HC"CNa + NH, + 2[Ag(NH,),]OH --> --; ЛgС"СЛg + 4NH, +
цепные
2Н,О
кислороде температура пламени достига
'с, поэтому ацетилен используют
для резки и сварки металлов. Кроме того, органи
чеСКам синтезе разнообразных веществ
I
~(ук~кимоты~трахлорэта~_~
--; (-СН,-СН,-)n (полиэтилен)
-
-
-
--,
этих атомов в
И наличие у J --> 2c~,/CH, (окись этилена)
Реакции
НС=СН
3150
О,
тализаторов
Кислотные свойства
ет
КОН
При нагревании или а присутствии
Реакция горения:
4СО,
ЗО,
связи.
-
что означает
СН =C-CH~CH
+
О/Сисление /Сислородом воздуха в при
Реакции
раствор
R-C"C-R' + 3[0] + Н,О --;
--> R-COOH + R'-COOH
+ 50, --;
2МпО,
Горение:
+
-
содержащие две двоииые угле
2-метилбутадиен-l,3,
О
КМnO.:
7.
+
-
простой связью. Например, бутадиен-l,3,
+ 2КМпО. + 4Н,О --;
3НОСН,-СН,ОН
-
НЫМИ СВЯ3ЯМИ~ Т. е. разделенными одной
2СН,=СН,+
угля (реакция Зелинского).
Алкины обесцвечивают
2С 2 Н,
--;
сутствии
бензол
6.
(H,SO, (конц.» --; --> Н,С-СНОН-СН,
О/Сисление при обычной температу
H,C~CH,
--;
СН,=СН-С=С-СН=СН,
'С, С)
н-он
+ 2О, (КМпО" H,SO.) -->
ацетилена:
Нагреввние ацетилена в присутствии
3НС"СН
+
НзС-СН=СН-СН з
солей
и линей
CH,=eh-G=CН (катализатор, НС=СН)
тивированного
вг-сн з
В более жестких умовиях (кипячение):
НС=СН (катализатор,
-->
Н,С-СН
окисления
3Н,С=СН,
Полимеризация.
Под воздействием
--;
*
1.
--;
ре:
Н
ОН
меди происходят
Н-Вг
ацетилена конеч
яаляется
и,о
+
-
углеводороды с изолированными двой
Гидратацuя:
Н,С-СН=СН,
О
В мучае гидратации продуктом
4.
-
падиен, или аллен: CH2=C~CH,;
H,C-СН,Вг
-->
-
47. I I I Алкадиены - зто непредел,:ные углеI I алкадиенов С.Н,•.,. В зави.симости от. взаI I 1). I к одному атому углерода. Например, про I 2) I ными связями, т. е. разделенными двумя I и более пр~стым,: свя~ями~ Нап!им~р, пен тадиен-l,4. СН, СН СН, СН СН" I 3) углеводороды с сопряженными двойI I или дивинил: СН,=СН-СН-СН" I I 'I ' I СН. I леводороды с сопряженными двойными I веществами для получения каучуков. I Получение I 1. Реакция дегидрирования - дегидратации: I 2Н,С-СН,-ОН (425 'С, Al,O" ZпО) --t I --; Н,С=СН-СН=СН, + 2Н,О + Н, 2. CH,-CH,~CH,-CH. (550...620 'С, Al,o" I Сг О ) --> СН =СН-СН -СН + Н , , , '." I CH,~CH~CH,-CH. (500...600 С, I MgO, ZnO) --> CH,~CH-CH-CH, + Н, 3. Пиролиз нефти. I 2-метилбутан (t', сг,о., Al,o.) --> I --> изопрен + 2Н,. Фнзические свойства. Вутадиен-l,3 I t - -108 9'С t = -4 5 'с· I запахом растворяется в эфире, бензоле, не раствоI _ т\,чая жидкость t = -146 'С t ~ I = 34,1 I I те, не растворяется в воде. Химические свойства. Для алкадиевов I характерны реакции присоединения, разДВОИНЫМИ связями, т. е.
ВгН,С-СН,Вг
-->
НВг
Н,С=СН-СН,
С,Н, -с-снз
--;
~ -
углеводороды с
Гидрогалогенирование:
+
-
род-углеродные
(pt, Pd, Ni) --> н,с-сн з
Вг,
+
-
водороды,
Галогенирование:
Н 2 С=СН,
н,о (Н,SO.)-->
+
и
(1,2-дибромэтан)
ОН
ная
Н2
+
Н,С=СН,
СН,=СНС!
[С,Н,-С=СН,]
изомеризации
-
(алкадиены)
Гидрирование:
Н,С=СН,
СНВг,-СНВг,
1
5_
окисления,
,Г -
Диеновые углеводороды
+ ZnBr 2
Для алкенов характерны реакции при
1.
СНВг, -СНВг,
Гидратация (реакция Кучерова):
С,Н,-С=СН
ным
Химические свойства
Гидрогалогенирование:
СН"СН
4.
СН,=СН-СН.
-->
Реакции при соединения
галогена)
(реакция в избытке галогена)
3.
+ Zn -->,
полимеризации.
CHBг~CHBг
(реакция в недостатке
СНВг=СНВг
СН,Вг-СНВг-СН,
соединения,
Галогенирование:
СН"СН
5.
I I I I I II ~
'ил
"кип"
ряется в ноде, 2-метилбутадиен-l,3 ~
,
11.11
ле-
'"f{t!П
'С: растворяется в больщинстве уг-
леводородных растворителей, эфире, спир-
I
рыв двойных связей.
I I I I I I I I
~
_
48. Элементы V группы Периодической системы
Пятая группа Периодической системы состоит из двух подгрупп: главной - азот, фосфор, мышьяк и его аналоги; и побоч
ной - ванадий и его аналоги. Атомы N В1 имеют во внешнем слое пять электро
нов. В ряду N - Р - & - Sb - В; увеличива
ются размеры атомов ослабляется при
тяжение валентных зл;ктронов к ядру, ос
лабляются неметаллические свойства, воз
~ растают метал.~ические свойства, элект роотрицательяость уменьшается. Азот и
I I I I I I
I I
фосфор
- типичные неметаллы. Мыщьяк
и сурьма проявляют неметаллические и
металлические свойства, Висмут - ти пичныи металл. Фосфор, мышьяк и вис
.
мут существуют в твердом состоянии в
нескольких аллотропных модификациях. Хнмические свойства С увеличением порядкового номера эле
мента основной характер оксидов
увеличивается, а :кислотный -
R,O, ослабева
ет. Гидроксиды всех элементов этой груп пы в пятивалентном состоянии имеют кис лотный характер, С увеличением поряд
L~ ~одят:в SP'-ГИБРИДН: состояни~ ..l,::,вогономераэлемента.:::'овно~тер ~ Атомы углерода в молекуле бутадиена-
57
г
- - -
-
- -
-
-
Гидрогалогенирование
- -
-
- -
-
сопряженных
+ НВг
-7 СНЗ-СН~СН-СН'ВГ
ва
Полимеризация осуществляется под вли
растущего
СН" Н I
I
чается
в
природе
С=С I
СНЗ
... -СН,
каучук)
виде
кие
I
Н
придания
также
а кис
I
ослабевает.
механических
ТИЧНОСТИ,
связан
встре
элемент)
Мышьяк, сурьма и висмут плохо ра створяются в воде. С увеличением поряд кового номера элемента восстановитель
з
усиливаются, а устойчивость уменьшает~
I I I I I I
СТОЙКОСТИ
подвергают
ванием до
присоединяются по
но
превосходит
каучук.
ли
БЫСОJCОЙ
теку
58
~
шесть
атомов
углерода
и
бензольного
кольца.
к
Такие
перекрываются
над
и
под
плоско
ронов образуют общее электронное обла
элас
ко
и единую
химическую связь
для всех
атомов углерода. Две области большой
электронной
нагре
плотности расположены по
обе стороны плоскости а-связей. 1t-злект
с серой_ Атомы серы
месту разрыва
перпендикулярно
стью кольца. В результате шесть 1t-элект
раство
вулканизации
ориентировано
лерода
физико
прочности,
и
1t-электронные облака соседних атомов уг
Для
ронное облако обусловливает сокращение
иеко
расстояний между атомами углерода.
В
молекуле бензола они одинаковы и равны
0,14
получается
нм.
Наиболее точно это отражает
I I I I I I I I I I I I I I I I I I I I
~
структурная формула бензола в виде пра
по прочноети значитель
вильного шестиугольника с
не вулканизированный
мулой Кекуле с указанием двойных свя зей (Щ:
готовления автомобильных шин и других
о
изделий.
о
орто-ксилол
~
IL
ПРИРОZlный газ. В его состав входят ме тан (до
(80-97 %), этан (0,5-4 %), пропан 1 %), бутан (о, 1-0,2 %), азот и дру
гие газы. Чем выше молекулярная масса углеводорода, тем меньше его содержится в
природиом газе.
Примеnение. Природный газ использу ется
как
дешевое
топливо
в
котельных
печах, а тю
различают одиоатомные фенолы (напри
I
лекулы которых содержат карбонильную
1.
В зависимости от количества ОН-групп
"ОСН,
4>ункциональнаягруп-
Получение
nара-крезол
....
R-CH=O.
па -CH~O называется альдегидной.
нения
Н,С
1
род) связан с атомом водорода. Общая
газ
оон
+ 2Н,О
бонильной группы (карбонильный угле-
жидкости,
растворитель.
уксусной КИСЛОТЫ,
ка
1
(1-гидрокси-2-метилбензол)
но J{
ОрГ8.1Iичеекие соединения, I
-
R,C-O, R СО R .
(I,2-дигидроксибензол)
водство формальдегида, лоты;
1
СА
I
Применение
Метаltол
1
фенол
(синее окрашивание)
1
1
rAr oH
I
Альдегиды
1
в молекулах которых атом углерода кар-
формула:
он
1
Н
1
кислот
НI
Н,О
1
v
I Си I .... СНо" 'ОСН '1 2
Эта пол:
Химические свойства или
О
1
1 1
Качественная реакция на многоатом
НО-СН СН,-ОН
I
под действием
ния гидроксигруппы).
ные спирты:
мерные им спирты. Эфиры прзктически
иодоводородной
1
2NaOH ....
NaO-СН,СН,-ОNа
- - - --1
Простые эфиры имеют более низкие тем
Разложение
структурная изомерия (изомерия положе
под действием их гидроксидов:
4>изические свойства
1.
1
одноатом
в реакциях с активными металлами,
H,SO,) ....
+ СН,С! --'> с 2н 5 осн, + NaCl
рированных
зольным кольцом. 4>енолам свойственна
Многоатомные спирты с ОН-группамн
+ 3Н,О
-~-
эте
-
H,SOJ --'>
СНР,
~
Фенолы - гидроксисоединения, в моле I
ные спирты. Они обрвзуют соли не только
Горение:
+ 30, --'>
эфиров
54. Альдегиды н кетоиы
1
кулах которых ОН-группы связаны с бен
....
у соседних атомов уг леродв являются бо
~СН з -сн, -О-СН, -СНз
С,Н,ОН
Н 2О
.... СН,СООС,Н, +
(Al,O,) --'> --'> СН,-СН=СН 2 +Н 2 О 'С,
+ СН,СООН (t,
С,Н,ОН
лее
+ С,Н 5 ОН (t СН,С! + Н,О (t>140
'С)
--,>СН,СООН
+ Н2
Дегидратация:
С,Н,ОН
+ [О]
С,н,он
галогеном:
СН,ОН
4.
+ NaOH
Замещение гидроксильной
спирта
3.
2CH,-СН 2 -ОNа
С,Н 5 ОН
альдегид)
(t,
(ацетон)
трием:
2С,Н,ОН
СиО
--'>
акций по ионному механизму.
1.
--'> СН,СНО + Си + HP
(С)
г----~-----T-----------I
водорода по
кольцу у фенола будет происходить в по
ложениях
2, 4, 6.
~
~-~
63
------------T-----~----I Дальнейшее взаимодействие с другими
I
молекулами формальдегида и фенола при-
Кумольный способ:
водит к образованию фенолформальдегид nС,Н,ОН (фенол)
+
(n-l)Н,С-О
....
.... НОС,Н, -[-СН,-C,HpНJ.,-СН,-С,НРН+ +н,о
6.
Реакция кротоновой конденсации:
СН,СНО
7.
+
+
СН,СОСН,
8.
СИ,
СИ,!
Н,
....
(изопропилбензол)
изопропилбензола
СИ,
СН,
СН,СН,ОН
фенол
+ 2[Аg(Nи,),]ОН .... .... RCOOH + 2Лg,!. + 4NH, + Н,о меди (П) с
образоаанием красно-кирпичного
Си,О: R-CH=O +
осадка
2Си(0Н)2
.... .... RCOOH + Си 2 О,!. + 2Н,о
Применение
МеmаlШJlЬ (муравьиный а.льдегuд): полу чение фенолформальдегидных смол; полу
чение мочевиноформальдегидных (карба
мидных) смол: полноксиметиленовые по лимеры;
синтез
(уротропии).
лекарственных
средств
ацетон
Химические свойства
Реакция «серебряного зеркала.:
Фенолы яв.mпoтc.я более Сильными кис лотами,
чем спирты
и вода.,
т.
К.
за счет
участия неподеленной электронной пары
*
кислорода в сопряжении с It-электронной
СистемОЙ бензольного кольца полярность
связи О-Н увеличивается.
I
Феиолы реагируют с гидроксидами ще
лочных
и
щелочноземельных
образуя соли
I I I I I I
металлов,
I С,н,он + NaOH .... C,H,ONa + И,о I I I I I 2,4,6). феноляты:
Для фенолов свойственны реакции по
ОН-группе, а также по бензольному коль цу (при этом необходимо помнить, что за
мещеиие
атомов
водорода
по
кольцу
у
фенола будет происходить в положениях
Для обнаружения фенолов используется (ПI). Одноатомные фенолы дают устойчи вое сине·фиолетовое окрашивание, ЧТО
связано с образованием комплексных со единений железа. I1рименение Фенолы используют для произаодства фенолформальдегидных смол; они также являются полупродуктами в органическом синтезе.
I \
I I
I
I I
L_~
64
I
I
~
лот.
радикалом.
О
;----------; "
I I
~
I I I I I I I I I I I I I I I IL
СНгО:Н I I :
ИОтС-R :
Q
СН - о: Н + НО + С - R' _ I
I:
:
О
си-о:н ио+ё-R" карбоновые
кислоты
I
- - ~И СИ
+ [О] (КМпО, или К,сг,о7) ....
.... Промышленный
синтез
СНзСООН
муравьиной
кислоты;
а) каталитическое
+ 30, (t",
окисление
кат.)
....
метана
2Н-СООН
+ 2Н,О
б) нагревание оксида углерода (П) с гид роксидом
СО
3.
I I I -C(O)R. I I I1 3Бзз I I
Общее название таких соединений
триглицериды
дегидов:
2СН,
дов
+ NaOH (р; 200 'С) .... .... H-СООNа (Н,SO,) ....
Н-СООН
Промышленный синтез уксусной кис
2СН,-СН -СН -СН,
в
С
4.
~
кат., р)
....
ключение
-
рыбий жир). Жиры состоят
соевое,
хлопковое
и
жидкости (исключение
-
коко
Жидкие жиры превращают в твердые путем реакции гидрогенизации (гидриро вания). При этом водород присоединяется по двойной связи, содержащейся в угле радикале
молекул
масел:
О
О
11
11
СН,-О- С -С"И" I
СИ I
+ 14Н,о
Гидролиз функциональных производ
другие
-
сел входят остатки непредельных кислот.
водородном
ных: сложных эфиров, ангидридов, гало амидов.
являются твердыми веществами
совое масло). В состав триглицеридов ма
сн,сООН
+ 3K 2SO, + 6MnSO,
правило,
с высокой температурой плавления (ис
масла)
6КМпО, + 9H,SO,(t") -->
генангидридов,
линолевой С 17 Н"СООН).
СООН,
солнечное,
катализатора
СООИ
5.
Н
дельных кислот. Растительные жиры (под
лением гомологов бензола: СН,
.... 5 6
кнслот
стеариновой
главным образом из триглицеридов пре
Синтез ароматических кислот окис
56 +
насыщенных
31 СООН,
животных организмах. Животиые жиры
+ 502 (t", кат.) .... .... 4СИ,СООН + 2Н,о
присутствии
+ СО (t',
остатки
Жиры содержатся во всех растениях и
под давлением
СН,ои
В состав природных триглицери
входят
С"Н СООН) иненасыщенных (олеиновой
б) нагревание смеси оксида углерода (П) метанола
триацилглицерины,
(пальмитиновой С lБ Н
а) каталИТическое окисление бутана
2
или
остагок карбоновой кислоты
(бараний, свиной, говяжий и т. п.), как
натрия
2
-
где ацил
лоты:
и
-0- С - R" жир
Окисление первичных спиртов и аль
2.
I
-? ~ -Н' 2
Получение
С,Н,ОН
9.
9.
СИ,- О - С R
ароматические.
1.
-3Нр
гл:цер~~---~~сшие
ют кислоты: предельные, непредельные и
1
качественная реакция с хлоридом железа
I
Жиры - это сложные эфиры глицерина
и высших одноатомных карбоновых кис
Карбоксильная группа содержит две фун-
-ООИ+9=0
I I
I I
I
I I
I I
I I
56, Жиры
сколько карбоксильных групп -СООН, связанных с углеводородным
гидропероксид
+ Н, .... СНзСН(ОН)СН,
Окисление гидроксидом
и,so.
кумол
СН,СНО .... .... CH,cH~CH-CHO + н,о
R-CH~O
9.
уИ,
Гидратация с получением спиртов:
СН,СНО
i
уН, 2[0]
09- И -О 9- 0 i- ОИ
вых смол:
г----~-----T-----------I
I
55. Карбоиовые кислоты I Карбоиовые кислоты - органические I соединения, содержащие одну нли иеI
I кциональные группы: карбонил >С=О и I гидроксил-ОН, непосредственно связанные I друг с другом: ", I
R - при
--. [С,Н, -N=N]+CI- + КСI + 2Н,о
2К --. 2 0 +Н"
t;'
Н
кислота
I
+ 3HBr
Н
реакцию с металлическим калием, обра
~l-ен,
Гистидин
о.
NН,
окислителей образует
Как слабая кислота пиррол вступает в
Н
кислота
СН, -СН,-СООН ~-аминопропионовая
ной известью CaOCl, дает характерное
I
00 NI
NН,
лот,
N
I
ен,
Триптофан*
о. I
6 б Br ,4, -три романилин
других
ho-Q-cН, Гетероци/(лические
карбок
аминокислоты.
По тои же причине анилин легко окис ля:гся. На воздухе анилин буреет; при
деиствии
расположения
ОСН,
Тирозин
меняют для обозначения карбоновых кис
вещества разнообразной окраски. С хлор
IZ.)-..I + 4НI
д.
~
Вг
у
взаимного
R
Фенилаланин*
сильной и аминогрупп различают а,., ~-,
NH,
Вг
от
у- И т.
акции:
н
Н
ти
Строение
АромаmичеСllие
рых один или несколько атомов водорода
О
Пиперидин проявляет свойства вторич
Аминокислоты
59.
рида~и:
.. ~N: + 6[Н] ----'------., CN-H
лерода. Таким образом, в циклической
68
3. Ацилирование аминов галогенангид-
нения пиперидина:.
г----~-----------------·
1
СН.
СН, D-аланин
L-алании
Все природиые
а-аминокислоты
ОТНО
сятся к L-ряду . Физические свойства. Аминокислоты представляют собой кристаллические ве
щества с высокими (выше ратурами чаются
у
плавления,
250
индивидуальных
и поэтому нехарактерны. провождается
'С) темпе
которые мало отли аминокислот
Плавление со
разложением
вещества.
Аминокислоты хорошо растворимы в воде
Цистеин
Н8-СН,
и
Метионин*
СН,-8-СН,-СН,
рителях (зтим они похожи на неоргани
нерастворимы
в
органических
раство
~-~
69
г-----------------~----,
г----~-----------------
I I
I
I I
ческие соединения). Многие аминокисло ты обладают сладким вкусом.
Важней:ший ИСТDЧНИ:К аминокис
-
лот
природные белки,
которых
образуются
Ацилирование:
"о
Получение
1.
4.
СН,-С: H,N-CH-COOH + /0-+
смесн
сн,
а-аминокис
"о
О
лот.
2.
СН,-С"
1
при гидролнзе
Синтез аминокислот ИЗ галогенозаме
щенных
кислот действием
11
1
сн,
N -ацетилаланин
1
R
-+ H,N-CH-COOH
+ NH,Cl H,N-CH-COOH
1
О
процессе
продуцируют
CH,~CH~COOH
+ NH, -+ -+ H,N-CH 2 -CH,-COOH
Химические свойства
1.
Некоторые
частности
свойства
высокая
аминокислот,
температура
в
1
сн,
5.
а-аминокислоты вступают друг с дру
ГОМ В реакцию поликонденсации,
Кислотная
(-NH,)
(-СООН)
и
денсации
группы в молекуле аминокислоты
Н
2
Н
О
1
11
ного
и
основного
характера
МИ, Т. е. ОНИ образуют соли как с кисло· так
и
со
щелочами:
H2 N-CH-COOH +
HCl-+[Н,N--СН-СООН]Сl
1
I
R
R
-+
аланин
О 11
H,N-CH-C~NH-CH~C-OH
+
Н,О
При коиденсации трех аминокислот об разуется трипептид
и т.
О 11
Связь
-C-NH называется пептидной связью.
6.
значение
Практическое
лоты,
имеет
внут
в результате
которого
кис
образуется
Е-капролактам (полупродукт для получе
R
В реакции
н 2N-CH-COO-Na'
~
со спиртами
+ Н, О
образуются
сложные эфиры:
H,N-CH-c
~H,
"о 7
' ОН
I
д.
ональных групп Е-аминокапроновой
1
....
I I I
ния капрона):
9H~_~_~~_~_~~~~~9H,
H-N-IH но-:с-о '.---------------------,
",~':;.I)
-
I I I I
Е-аминокапроновая кислота
/СН,-сн
+НОС,Н,.... ""О
-+H,N- ?н- С, сн,
ОС,Н,
этиловый эфир алаНIiна
сн, -+
+ HP
\'
Ьн,
'--.
уН,
С
~-- "о Н
Е-капролактам
I I I I I
L_~--------------------~
70
I I I I I I
I I
общая формула С.(Н,О)m
глюкоза получается в результате реакции
(80 % сухого 20 % животных).
ний и животных
вещества
растений и
Растения
синтезируют углеводы из СО, и Н,О. Функ ции
углеводов:
поставляют
энергию
для
фотосинтеза:
6СО,
+ 6Н,О .... С.Н 1 ,О, + 60, (глюкоза)
Впервые глюкозу получил в
г. рус
крахмала. Позже А. М. Бутлеров предло
ным материалом для синтеза промежуточ
жил синтез моносахаридов из формальде
Hыx ИЛИ конечных метаболитов. Углево
гида в щелочной среде:
ды
делятся
на
простые
моносахариды
(мономеры) олигосахаридов (от
2
до
10
моносахаридных остатков: дисахариды ... )
И полисахариды (полимеры). Моносахари ды
-
гетерофункциональные соединения:
одновременно содержат карбонильную и несколько гидроксильных групп, т. е. мо носахариды
-
полигидроксиальдегиды
полигидроксикетоны. строения
и
В зависимости от
моносахаридов
различают:
аль
дозы (содержится альдегидная группа) и
кетозы (содержится кетогруппа). Напри мер, за
глюкоза
-
-
это
альдоза,
а
фрукто
Н!ОН
H0=t=H Н Н
СН,ОН
-
геКСО3QИ
при родных
и
т.
д.
моносахари
изображаются в виде проекционных фор· мул Фишера: углеродная цепь записыва
ется вертикально. Для природных моно
сахарндов характерно явление оптической все
они
относятся
к
правовра
щающим D-изомерам, L-изомеры исподьзу
ют ТОЛЬКО некоторые бактерии, Каждой альдозе
D- ряда
соответствует
(H2 S04,t')
~ пС,Н 12 О,
(крахмал)
(глюкоза)
Физические свойства. Моносахариды твердые
вещества,
-
легко
растворимые
в
в спирте и совсем нераство
вкусом,
однако
меньшим,
Химические свойства.
пентозы и гексозы. Моносахариды
изомерии:
присутствии сер
Боль
чем
свен
Моносахариды
проявляют свойства спиртов и карбониль
фруктоза
пентозои,
Большинство
( С Б Н 10 О)::. 11 + nН2О
ким
в зависимости от количес'гва атомов ~'г
дов
крахмала в
ной кислоты:
ловичный сахар.
лерода в м~леку ле мо~осахарид ~азывает тетрозои,
В промышленности глюкозу получают гидролизом
шинство моносахаридов обладают слад
он ОН
СН,ОН глюкоза
С.Н 12 О.
нейтральную реакцию на лакмус.
С=О
Н он он
-+
1
Н
римые в эфире. Водные растворы имеют
опиранозид
пы
при
со свобоДНЫl\l ГJIИКозидным гидроксилом мо
килирующих средств, подобное превраще
ства окисляют в карбоксильную группу
гидроксил
спиртовой
вергаются
а) спиртовое брожение
ние затрагивает все гидроксильные
и
атоме углерода другой молекулы моноса
ем ферментов (знзимов). Брожению под
При использовании более сильных ал
кислота
участвуют
имеет а-конфигурацию, а аномерный атом
(молочная кислота)
О-галактоновая
связи
щеплевие молекул сахаров под воздействи
СН,ОН
в) более сильные
процесса
эфирной
гндроксил одной молекулы
участвующий
атомов,
~H
-
ПрОСТDЙ
гликозидный
ми брожения. Брожением называется рас
CH'OHo Н
О-галактоза
вании
Глюкоза характеризуется некоторыми
Н
ОН
2Сu(ОИj,--i
Специфические реакции yrnеводов
~
Нон н н ОН
Алкилирование (образование про
стых зфиров).
CH'OHo Н
",О
НО НО Н
1.
г----~-----------------
~н. н
О
осп,
н
ОСИ,
ОСН,
октвметилмалътоэа
К невосстанавливающим
дисахаридам
относится сахароза. Она содержится в са харном
28 %
тростнике,
сахарной
свекле
(до
сухого вещества), соках растений и
плодах. Молекула сахарозы построена из
a,O-глюкопиранозы и ~,О-фруктофурано зы:
C7Q'O О
H1
1~
О ОН
2
Н
, ОН
сахароза
О
,
• .СН,ОН Н
I
~-~
73
г-----------------~----,
г----~-----T-----------
I I
зидная связь
I
роксилов обеих молекул, т. е. свободиый
I I I I I I
в
противоположность
(1-2)
мальтозе
глико
кtЩОН~
между моносахарида
мн образуется за счет гликозндных гид
гликозидный гидроксил отсутствует. Вслед ствие
этого
отсутствует восстанавливаю
щая способность сахарозы, она не дает реакции .серебряного зеркала., поэтому ее относят к невосстаиавливающимдиса харидам.
-
Сахароза щество,
белое кристаллическое ве
сладкое
на вкус,
хорошо раство·
римое в воде.
Для
сахарозы
характерны
реакции
по
гидроксильным группам. Как и все диса хариды, сахароза при кислотном нли фер ментативном
гидролизе
превращается
в
моносахариды, из которых она составлена.
Полисахариды. Важнейшие из полиса
харидов -
это крахмал и целлюлоза (клет
дов (С,Н,оО,),.
в обраэовании молекул
полисахаридов обычно принимает учас
тие гликозидный (при С,-атоме) и спир товой (при С.-атоме) гидроксилы, т. е. об разуется (1-4)-гликозидная связь.
разветвления,
и амилопектина (80-90
%).
Крахмал об
разуется в растениях при фотосинтезе и откладывается в виде
'резервного, угле
вода в корнях, клубнях и семенах. Напри мер, зерна риса, пшеницы, ржи и других
злаков содержат клубни картофеля
60-80 % крахмала, - 15-20 %. Родстаен
ную роль в животнОм мире выполняет по
лисахарид гликоген, «запасающиЙся., В основном, В печени. Крахмал
-
это белый
порошок, СОСТОЯЩИЙ из мелких зерен, не
растворимый в холодной воде. При обра ботке крахмала теплой
водой
удается
выделить две фракции: фракцию, раство
римую в теплой воде и состоящую из по лисахарида амилозы,
и фракцию,
лишь
набухающую в теплой воде с образовани ем клейстера и состоящую из полисаха рида
имеет
линейное
строение;
ct,D-глюкопиранозные остатки
связаны
(1-4)-гликозидными связями. Элементная ячейка амилозы (и крахмала вообще) по строена следующим образом:
I
ЧТО создает пространствен
котороя
связаны
(1-4)-гликозидными связями. Однако от
крахмал~ целлюлоза отлича:тся ~-конфигурациеи гликозндных связеи между цик-
лами и строго линейным строением:
ен ОН
~ 1 I,i/ н о"'" ~() I
I I I I I
20-25
Целлюлоза не растворяется в
_t1ЩОН~ О СН
ОН
ОН
Н
Н
О Н
ОН
О
кишечном
ОН
Н
ОН
Крахмал легко. подвергается гидролизу;
нагревании
в присутствии
кислоты образуется
(С.Н lОО,), + nН,О
глюкоза:
H:JS04. \'
(крахмал)
сери ой
пС,Н"О.
)
I I I I I
ных
н
свыше
100
10000 до нескольких миллионов).
тиды, содержащие в цепи не более ~
НОКИСЛОТНЫХ
/{о
содержащие до
татков.
остатков,
100
и
10 ами
nодunеnтuды,
аминокислотных ос
и белков. Эта цепь имеет неразветвленное +3nНр
строение
и состоит из чередующихся ме
тиновых (СН) и шштидных (СОNН) групп. Различия такой цепи заключаются: в бо
н
ковых радикалах, связанных сметиновой
(тринитрат целлюлозы)
Полностью чатка
блюдается интенсивное синее окрашива-
I I L
под
названием
клет
аминокислоту. Один конец цепи со сво бодной аминогруппой называется
nupOl(cи~
N-
кон
лин, который после соответствующей об
цом, другой, на котором находится ами
работки превращается в бездымный по
нокислота со свободной карбоксильной
рох.
группой, называется С- концом. Пептид
сусным
мал не вступает в реакцию .серебряного
группой и характеризующих ту нли иную
этерифицированная
известна
При
ба поместить каплю раствора йода. Крах-
I
молекуляр
При ЭТОМ в пептидах различают олигопеn
I
-4
-
лисахарид. Как и у крахмала, структур-
содержат в
КОнструкция полипептидной цепи оди
-4 (мальтоза) (глюкоза)
наибо
пептиды
накова для всего многообразия пептидов
(т