Стислий конспект лекцій з предмету Хімія викладач хімії, Дьякова Т.В

 

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

 

 

Стислий конспект лекцій

з предмету «Хімія»

для студентів І курсу всіх спеціальностей

 

 

Одеса – 2012

 

 

1. РОЗРОБЛЕНО:

Циклова комісія хімічних дисциплін Одеського технічного коледжу Одеської національної академії харчових технологій.

2. ВИКОНАВЕЦЬ:

викладач хімії, Дьякова Т.В.

 

 

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

 

ЗАТВЕРДЖУЮ

Заст. директора з НР

___________В.І.Уманська

“____“___________2012 р.

 

Стислий конспект лекцій

з предмету «Хімія»

для студентів І курсу всіх спеціальностей

 

Автор: Дьякова Т.В.

 

 

РОЗГЛЯНУТО ТА СХВАЛЕНО

Предметною комісією хімічних дисциплін

Протокол №_________________________

Від “___“_____________________2012 р.

Голова комісії _____________ Швець Л.І.

Одеса – 2012

Лекція № 1

Тема: Періодичний закон i періодична система Д.I. Менделєєва. Будова атома. Типи хімічного зв’язку.

Мета: Уяснити значення періодичного закону Д.І. Менделєєва. Засвоїти будову періодичної системи елементів. Навчитися складами електронні та графічні схеми будови атомів елементів та визначати типи хімічного зв'язку.

План.

1. Періодичний закон Д.I. Менделєєва, його значення.

2. Будова періодичної системи елементів.

3. Основні положення квантової механіки.

4. Квантові числа, принцип Паулі.

5. Складання електронних та графічних схем будови атомів елементів.

6. Типи хімічного зв'язку.

Література.

1. Хомченко I.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 23 — 38.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкін Ю.Н., Неорганічна хімія — 4-е вид., перероб. - Л. Хімія, 1989 г. с. 40 — 86.

 

До середини XIX ст. було відкрито 63 хімічні елементи, вивчено їхні властивості i сполуки. Робилось багато спроб систематизувати відомі елементи, побудувати їx класифікацію.

Заслуга у створенні повної систематики хімічних елементів на основі їх найважливішої характеристики — відносної атомної маси — належить великому російському хіміку Д. I. Менделєєву. Він не лише створив найзручнішу класифікацію елементів, але й побачив закономірність у зміні їхніх властивостей, що дозволило йому відкрити у 1869 р. Періодичний закон — один із загальних законів природи.

Д.І. Менделєєв так сформулював Періодичний закон: "Властивості простих тіл також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів". Розглянемо зміну властивостей елементів залежно від їх атомної маси Ar. Розмістимо елементи, починаючи з літію Li, у порядку зростання Ar. Li Ве В С N О F Ne

У цьому ряду літій — лужний метал. Далі поступово послаблюються металічні i посилюються неметалічні властивості елементів. Перед останнім у ряду стоять типовий неметал — фтор, що наложить до галогенів, останнім — неон (благородний газ). Якщо продовжити такий запис: Na Mg АІ Si Р CI Ar, то побачимо, що після неону відбувається якісний стрибок — перехід до лужного металу натрію, а далі властивості поступово змінюються, подобні до закономірностей, розглянутих до попереднього ряду. Передостанній елемент у другому ряду — галоген (CI). Останній — благородний газ (Ar).

Отже, елементи, розміщенні в порядку збільшення їхніх атомних мас, утворюють ряди, в яких хімічні властивості елементів періодично повторюються. Графічним зображенням періодичного закону є Періодична система елементів. Кожний хімічний елемент займає в таблиці чітко визначене положення (клітину). Bci елементи пронумеровані в порядку їхньої послідовності. Цi номери називаються порядковими, або атомними номерами елементів.

У клітинці записується хімічний символ елемента, його назва й основні характеристики (порядковий номер, відносна атомна маса, характеристика електронної будови атомів елементів). По горизонталі в таблиці елементи утворюють сім періодів (1-7). Періоди 1,2,3 складаються з одного ряду елементів i називаються малими, решта періодів — великі. Період 7 поки що незавершений. Елементи 2-го і 3-го періодів названі Д.І. Менделєєвим типовими: по них найбільш наочно можна простежити зміну властивостей елементів та їхніх сполук.

У 6-му періоді в одній клітині повинні знаходитись 15 елементів, які подібні за багатьма властивостями i називаються лантаноїдами. Аналогічно у 7-му періоді одна клітина повинна охоплювати елементи родини актиноїдів. По вертикали в таблиці розміщено вісім груп (І-VІІ). Кожна з цих груп складається з двох підгруп — головної i побічної. Головні підгрупи називають також групами А, побічні — групами Б. Підгрупи об'єднують найподібніші за властивостями елементи. Періодичний закон i періодична система Д.І. Менделєєва значною мірою вплинули на розвиток хімії, завдяки їх хімія перетворилась у єдину, цілісну науку. Цей закон став стимулом для пошуку нових елементів.

На основі закону Д.І. Менделєєва були заповнені вci клітини періодичної системи від першого елемента до 92-го (урану), потом відкриті наступні елементи (трансуранові). І сьогодні закон використовуються для передбачення і синтезу нових елементів. Періодичний закон відіграє велику роль у розвитку всіх природних наук. Він научно демонструє основні закони філософії. Тому можна сказати, що закон Д.I. Менделєєва має загальнонаукове значення й є фундаментальним законом природи.

Слово "атом" походить від грецького "atomoa" — неподільний. Уявлення про атом як про неподільну частинку були поширенні навіть на початку ХХ ст., хоча вже багато вчених припустили, що атоми мають складну будову, а їх неподільність зумовлена лише недостатнім рівнем розвитку дослідницької техніки.

У кінці XIX — на початку XX ст. були поставлені експерименти, які довели складність будови атомів. Велику роль у цьому відіграло відкриття французьким фізиком Беккерелем явища радіоактивності — самодільного розпаду атомів деяких елементів. Частинки, що утворюються під час радіоактивного розпаду, були детально вивчені французькими фізиками П.Кюре i М.Склодовською-Кюрі. Відразу ж після виявлення явища радіоактивності англійським фізиком Томсоном був відкритий електрон — елементарна частинка, що негативно заряджена і має дуже незначну масу. Ці відкриття i дослідження привели до принципів нових уявлень про будову атомів.

Основою для створення сучасної моделі атома стала квантова механіка. Розглянемо основні положення квантової механіки:

1. Енергія випромінюються і поглинається тільки окремими порціями квантами. Отже, енергія мікрочастинок змінюється стрибкоподібно.

2. Електрони та інші мікрочастинки мають двоїсту природу: з одного боку, вони виявляють властивості частинок (наприклад, мають масу i заряд), з іншого боку, під час руху вони мають властивості електромагнітної хвилі.

3. Квантова механіка заперечує наявність певних орбіт у мікрочастинок. Для електронів, що рухаються, неможливо визначити точно місце знаходження.

Вони перебувають у простopi поблизу атомного ядра. Можна лише визначити ймовірність перебування електрона у різних частинах простору.

Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність перебування електрона (=90%), називається орбіталлю. Цей простір обмежується поверхнею, тобто є об’ємною геометричною фігурою. Квантові числа. Стан електрона в атомах можна описати за допомогою чотирьох квантових чисел.

Електрони в атомах мають неоднакову енергію і відповідно до своєї енергії розміщуються на різних відстанях від ядра, утворюючи енергетичні рівні, або електронні шари. Енергетичний рівень визначається головним квантовим числом n, яке може мати цілі значення: 1, 2, 3, ... Найменше значення n (n = 1) відповідає енергетичному рiвню з найнижчою енергією, із збільшенням n енергія рівня зростає.

Енергетичні piвні позначаються арабськими цифрами відповідно до значення n (електроні шари позначаються великими буквами): n = 1, рівень 1 (або шар К); n = 2, рівень 2 (або шар L); n = 3 (або шар М) тощо.

Якщо атом перебуває в основному (не збудженому) стану, то число електронних шарів дорівнює номеру періоду, в якому перебуває даний елемент в періодичній системі Д.I. Менделєєва.

Орбіталі в атомах мають певну форму, яка характеризується значенням орбітального квантового числа 1. Значення 1 залежить від головного квантового числа: 1 набуває цілих значень від О до n — 1. Якщо n = 1, то 1 = 0; при n = 2 і набуває двох значень: 0 i 1.

Формам орбіталей присвоєно позначення за допомогою літер: s, р, d, f. Значення 1 = О відповідає s-орбіталі сферичної форми. Якщо 1=1, то це р-орбіталі, що мають форму гантелі. Значенням 1 — 2 i 1 — 3 відповідає d- i f-орбіталі, що мають складну форму.

Отже, електрони, що відповідають першому енергетичному рівню, перебувають тільки на s-орбіталях, електрони другого рівня — на s і р-орбіталях, електрони третього рівня — на s-, р- і d-орбіталях тощо.

В межах одного шару електрони з однаковими значеннями і утворюють підрівні (або підшари). Так, s-орбіталі відповідає s-підрівень, р-орбіталям — р--підрівень, d-орбіталям — d-підрівень, f-орбіталям — f-підрівень.

Магнітне квантове число m визначає розміщення op6iталі в просторі. Його значення залежить від 1: m може набувати цілих значень від — 1 до +1, включаючи 0. Якщо 1 — 0, то m = 0, отже, s -op6італі мають тільки одне положення в пpoсторі.

Для 1=1 існують три значення магнітного квантового числа: -1, 0 1 +1. Їм відповідають три взаємно перпендикулярні p-орбіталі. Oci симетрії р-орбіталей розміщенні вздовж осей координат х, у і z ( p_x, p_y і p_z opбіталі). Отже, в межах одного енергетичного рівня може бути одна s- i три р-op6iталі. d-орбіталіям (1=2) відповідають п'ять значень m (-2, -1, 0,+1,+2), а f-орбіталям — ciм значень (-3, -2, -і, 0, +1, +2, +3), тому в межах енергетичного рівня може бути п'ять d i ciм f-орбіталей.

Крім квантових чисел n, l, m, що описують рух електрона поблизу ядра атома, існує спінове квантове число s, яке характеризує два можливі напрямки обертання електронів навколо власної oci. Спінове квантове число набуває двох значень: +1/2 i — 1/2. Орбіталь з двома електронами, що мають різні значення s (антипаралельні спіни), зображують так:

[↑↓ ]

Принцип Паулі. Стан електронів у багатоелектронних атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двох електронів, вci чотири квантові числа яких були б однаковими. Звідси виходить, що на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів.

Принцип Паулі визначає число електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Число електронів на енергетичному рівні N дорівнює:

N=2n²

де n-головне квантове число.

Звідси випливає, що на першому енергетичному pівні може перебувати 2 електрони, на другому — 8 (2 на s- і 6 р-підрівнях), на третьому — і8 (2 на s- i 6 р- i 10 на d- підрівнях) I т.д.

Електронні формула атомів. Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку.

Будова електронної оболонки зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. У цих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами 1, 2, 3, 4, ..., підрівні — буквами s, р, d, f. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа вгорі від букви, що показує підрівень

Запишемо електронні формули деяких елементів другого періоду:

₃Li 1s² 2s¹

₄Ве 1s² 2s²

₅В 1s² 2s² 2p¹

За положенням елемента в Періодичній системs Д. І. Менделєєва можна визначити його електронну формулу (або закінчення цієї формули). Для цього необхідно знати такі закономірності.

1. Число енергетичних рівнів в атомі, на яких розміщенні електрони, дорівнює номеру періоду.

2. В елементів головних підгруп число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи періодичної системи.

В елементів головних підгруп електрони останнього енергетичного рівня є валентними, тобто вони беруть участь у хімічній взаємодії.

3. В елементів побічних підгруп III-VII груп, а також у трьох елементів побічної групи VIII групи (Fе, Ru, Os) загальне число електронів на s-підрівні останнього енергетичного рівня атома i d-підрівні передостаннього рівня дорівнює номеру групи. В елементів побічних підгруп валентними можуть бути S-електрони останнього енергетичного рівня і d — електрони передостаннього рівня.

4. В елементів побічних підгруп І та ІІ груп d-підрівень передостаннього енергетичного рівня завершений (d¹⁰ ), а на останньому енергетичному рівні число електронів дорівнює номеру групи. Закінчення електронної формули ртуті записується так:……. 5d¹⁰ 6s² .

Електронні формули часто зображують графічно, використовуючи описані вище графічні позначення орбіталей та електронів. Графічні електронні формули показують розподіл електронів не тільки по рівням і підрівням, але й по орбіталям.

Запишемо, наприклад, електронну формулу атома хлору:

₁₇СІ 1s² 2s² Sp⁶ Зs²Зp⁵ 3d [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

2p [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ]

1s [↑↓ ]

Якщо атом віддає або приєднує електрони, він перетворюється на іон. Можна зобразити електронну формулу іона. Наприклад, заліза: електронні формули атома Fe та його іон Fе⁺³ можна записати так:

₂₆Fe ... 3d⁶ 4s²; Fе⁺³ ...3d⁵ .

Насамперед атом віддає електрони з найвищого енергетичного рівня i підрівня. Атом сірки перетворюється на іон S^-2

₁₆S … 3s²3p⁴; S^-2 …3s²3p⁶

Електронна конфігурація ioнa сірки S^-2 аналогічна електронній конфігурації атома аргону.

Ядро атома має набагато менші розміри, ніж сам атом (у 10000 — 100000 разів) Однак у ядрі зосереджена майже вся маса атома.

У 1932 р. радянським вченим Д. Д. Іваненком i С. М. Габоном була; запропонована протонно-нейтронна теорія будови ядра. Згідно з цією теорію ядро атома складається з протонів і нейтронів. Протони, нейтрони, так само як і електрони, належать до елементарних частинок.

Протон р — це частинка з відносною масою 1,007276 (=1) і відносним зарядом +1. Нейтрон n — електронейтральна частинка, його відносна маса дорівнює 1,008665 (=1).

Число електронів у ядрі Z визначає позитивний заряд ядра. Цей заряд у відносних одиницях дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичній систем Д.І. Менделєєва. Відносна маса ядра складається із маси протонів, яка також дорівнює Z, i маси нейтронів, яка у відносних одиницях дорівнює числу нейтронів Оскільки практично вся маса атома зосереджена в ядрі, можна вважати, що

Аr=Z+N,

Тобто відносна атомна маса дорівнює сумі мас протонів і нейтронів.

Ізотопи. Різновиди атомів з однаковими зарядами ядра (тобто атоми одного й того самого елемента) з різними масами називаються ізотопами.

Ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрі. Хімічні елементи трапляються у природі в основному не у вигляді окремих атомів, а у вигляді складних або простих речовин. Лише благородні гази — гелій, неон, аргон, криптон, ксенон — перебувають у природі в атомному стані, це пояснюється стійкістю електронних оболонок атомів благородних газів. В усіх інших простих і складних речовинах атоми сполучені хімічними звязками. Існує кілька типів хімічного зв'язку, найважливіші з них — ковалентний, іонний та металічний.

Найпростіший приклад ковалентного зв'язку — утворення молекул водню Н₂. Зовнішній (перший) енергетичний рівень незавершений: до завершення не вистачає одного електрона. При зближенні двох атомів водню відбувається взаємодія електронів з антипаралельними спінами з формуванням спільної (поділеної) електронної пapи:

S S

Н[↑]+[↑] Н → Н [ ] H (Н₂)

Схему утворення ковалентного зв'язку можна також подати, позначивши неспарений електрон зовнішнього енергетичного рівня атома однією крапкою, а спільну електронну пару — двома крапками:

Н•+• Н — Н:Н

Спільну електрону пару, або ковалентний зв'язок, часто позначають рискою, наприклад Н — Н.

Існують молекули, в яких між двома атомами виникають дві або три спільні електронні пари. Такі ковалентні зв'язки називаються подвійними і потрійними, а загальна їх назва — кратні зв'язки. Наприклад, в утворенні хімічного зв'язку в молекулі азоту N₂ беруть участь по три електрони кожного атому нітрогену:

₇N 1s²2s²2р³

2р [↑↓ ][↑][↑][↑]

1s [↑↓ ]

У цьому випадку утворюються три спільні електронні пари:

: N:: N: або N = N,

Отже, ковалентним називається зв'язок, що здійснюється однією або кількома спільними електронними парами.

Якщо спільна електронна пара симетрична відносно атомів, то ковалентний зв'язок називається неполярним. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з однаковою електронегативністю (звичайно при взаємодії атомів одного виду). У розглянутих вище прикладах — молекулах Н₂, F₂, N₂ — існує неполярний зв'язок.

Якщо атоми, які взаємодіють, мають різну електронегативність (атоми різних елементів), то спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю. У цьому випадку виникає полярний ковалентний зв'язок. Наприклад, полярним є зв'язок у молекулі фтороводню НF. При утворенні молекули відбувається перекривання s-орбіталі атома гідрогену та р-орбіталі атома фтору.

• • • •

Н• + • F: → Н: F:

• • • •

Полярність зв'язку в молекулі можна зобразити стрілкою, направленою в бік атома з більшою електронегативністю (стрілка показує напрямок зміщення електронної пари): Н → F.

Внаслідок зміщення електронної пари у молекулі НF виникає диполь.

Диполь — це система з двох зарядів, що дорівнюють один одному за абсолютною величиною, але протилежні за знаком.

Міцність хімічного зв'язку характеризується енергією зв'язку, тобто енергію, необхідною для розриву зв'язку.

Довжина зв'язку — це відстань між ядрами атомів, що утворюють зв'язок.

Ковалентний зв'язок має направленість. У розглянутих вище прикладах хімічного зв'язку у молекулах Н₂, F₂, НF за напрямок зв'язку приймається лінія, яка проходить через центри атомів, що взаємодіють.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.

А[ ] +: Д – А[ ] Д або А — Д ↑ ↑ вільна орбіталь неподільна

Ступенем окиснення називається умовний заряд атома в молекулі, обчислений з допущенням, що вона складається з іонів. При обчисленні ступенів окиснення виходять з електронегативності речовини: сума ступенів окиснення всіх атомів у сполуці дорівнює нулю.

Ступінь окиснення може бути позитивним і негативним. Він позначається арабською цифрою із знаком "плюс" або "мінус" над символом атома, наприклад К⁺¹, СІ^-1. Ступені окиснення атомів у простих речовинах приймаються такими, що дорівнюють нулю, наприклад Н₂⁰, Р₄⁰. У прикладах з простими речовинами видно невідповідність валентностей і абсолютного значення степеня окиснення. Так, у молекулі Н₂ гідроген одновалентний, але його ступінь окиснення дорівнює 0.

 

Лекція № 2

Тема: Основні класи неорганічних сполук.

Мета: Засвоїти поняття про основні класи неорганічних сполук.

План.

1. Оксиди, номенклатура, класифікація.

2. Гідроксиди, номенклатура, класифікація.

3. Кислоти, номенклатура, класифікація.

4. Солі, номенклатура, класифікація.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 4 — 19.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия., - 4-е изд., перераб. - Л.: Химия, 1989 г. с. 28 — 39.

 

Хімічні реакції взаємодії кисню з речовинами називаються окисненням, а сполуки елементів з оксигеном — оксидами.

Фосфор, згораючи, окислюється й утворюється оксид фосфору Р₂0₅. Вугілля, сірка, залізо, згораючи, окислюються й утворюють оксиди: вуглекислий газ СО₂-аксид карбону, сірчистий газ SО₂ — оксид сірки, залізну окалину Fе₃О₄, — оксид заліза.

Оксиди металів, як і залізна окалина та оксид міді, - тверді речовини. Оксиди неметалів можуть бути і тверді, як оскид фосфору і рідкі (вода), і газоподібні, як сірчистий газ і вуглекислий газ (у звичайних умовах).

Оксиди, що взаємодіють з кислотами з утворенням солі й води, називають основними.

Основні оксиди утворюють тільки метали. Наприклад: оксид магнію МаО, оксид кальцію СаО, оксид барію ВаО.

Оксиди, які взаємодіють з основами з утворенням солі й води, називаються кислотними. Назвали їх так тому, що кожному кислотному оксидові відповідає кислота: СО₂ — Н₂СО₃, SО₂ — Н₂S0₃, SіО₂ — Н₂SіО₃, Р₂О₅ — Н₃РО₄. Кислотні оксиди утворюють неметали і деякі метали, наприклад SО₂ — оксид сірки (ІV), SО₃ — оксид сірки (VІ), Р₂О₅, — оксид фосфору (V), СrОз — оксид хрому (VІ), Мn₂O₇ — оскид марганцю (VII).

Деякі метали утворюють як основні, так і кислотні оксиди. До цих металів належать, наприклад, хром і марганець. Вони мають змінну валентність. Оксиди, в яких хром і марганець мають нижчу валентність, що дорівнює двом, - основні: СrО-оксид хрому (II), МnО — оксид марганцю (ІІ). Їм відповідають основи Сr(ОН)₂-гідроксид хрому (ІІ) і Мn(ОН)₇ — гідроксид марганцю (II). Оксиди, в яких хром і марганець мають вищу валентність — кислотні.

Кислоти — це складні речовини, що складаються з атомів гідрогену та кислотного залишку. У природі є багато кислот: лимонна кислота в лимонах, яблучна кислота в яблуках, щавелева кислота у листках щавлю. Мурашки захищаються від ворогів, вибрискуючи їдкі крапельки мурашиної кислоти. (Вона міститься також у бджолинній отруті та у волосках жалкої кропиви). Коли прокисає виноградний сік, утворюється всім відома оцтова кислота ("оцет"), а коли молоко — молочна кислота. Ця кислота утворюється також, коли квасять капусту, силосують корми для худоби.

Крім цих кислот, що є в природі,є цілий ряд кислот, які добувають штучно на хімічних заводах. До таких кислот належать сірчана і соляна кислоти. Сірчана кислота Н₂S0₄ — безбарвна рідина, в'язка, як олія, без запаху, майже вдвоє важча за воду. Вона вбирає вологу з повітря і з інших газів. Цю властивість сірчаної кислоти використовують для сушінння газів. Гази осушують пропусканням крізь сірчану кислоту.

В результаті змішуванння сірчаної кислоти з водою виділяється багато тепла. Якщо в сірчану кислоту вливати воду, то вона, не встигнувши змішатися з кислотою, закипить і може викинути бризги сірчаної кислоти на обличчя і руки працюючих.

Сірчана кислота обвуглює деревину, шкіру, тканини. Якщо в пробірку із сірчаною кислотою опустити скіпку, то деревина чорніє — відбувається хімічна реакція, внаслідок якої з деревини виділяється карбон у вигляді вугілля.

Соляна кислота НС1 — водний розчин хлороводню. Вона має запах хлороводню, бо з неї відділяються молекули хлороводню (якщо вона не дуже розведена водою).

Метали за відношеннням їх до кислот можна розмістити в такий ряд у порядку спаданння хімічної активності:

Витісняють водень не витісняють водень

K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Ряд починається лужними металами, а закінчується золотом. Усі метали, що стоять до водню, витісняють його з кислот, причому кожен попередній метал енергійніше, ніж кожний наступний. А метали, що стоять у ряду після водню, не витісняють його з кислот.

Кислоти мають загальні властивості:

1. розчини кислот кислі на смак: це вам відомо на прикладі природних кислот;

2, розчини кислот змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу на червоне, а метилового оранжевого на рожеве. Лакмус чутливіший до кислот, ніж наш язик, і дає змогу виявляти присутність їх у таких розведених розчинах, коли смак не відчувається.

Майже всі кислоти, коли на них діють деякі метали, виділять водень, що в них міститься.

Солі складаються із іона метала і кислотного залишку. Вони можуть бути отримані різними способами. Наприклад, при взаємодії кислот або кислотних оксидів з основами, або основним оксидом:

2NHО₃ + Са(ОН)₂ = Са(NО₃)₂ + 2H₂O

N₂O₅+ СаО = Са(NО₃)₂

Амфотерні гідроксиди утворюють тільки солі з сильними кислотами і основами:

Zn(ОН)₂ + H₂SO₄= ZnSO₄+ 2Н₂О

Zn(ОН)₂ +NaОН = Na₂ZnO₂+2Н₂О

Продукти повного заміщення атомів гідрогену в кислоті атомами метала називаються звичайними солями. Наприклад,СuSO₄ — сірчанокисла мідь, FеS0₄ - сірчанокисле залізо.

Для багатоосновних кислот, крім звичайних, також існують і кислі солi (гідросолі). Кислі солі являються продуктом часткового заміщення атомів гідрогену в кислоті на метал (NaHSO₄, KH₂PO₄).

Кислі солі можуть бути отримані наступними способами:

1. Неповною нейтралізацією кислоти або кислотного залишка основою: Н₂SО₄+ NаОН = NaHSO₄+ Н₂О

2. Дією кислоти або кислотного залишка на звичайну сіль тієї ж кислоти: K₂SO₄ +H₂SO₄ = 2KHSO₄

Основні солі (гідроксосолі) являються продуктом часткового заміщеня гідроксильних груп в молекулах основ на кислотні залишки. Наприклад: АІ(ОН)₂СL – хлорид дигідроксоалюмінія, АLОНСL₂ — хлорид гідроскоалюмінія.

Гідроксиди — це складні речовини, утворені катіонами металів та аніонам гідроксогруп. Гідроксиди металів головної підгрупи першої групи називають лугами. Луги — це добре розчинні в воді гідроксиди металів.

Індикаторами на гідроксиди є фенолфталеїн — в розчині гідроксиду він стає малиновим, та червоний лакмус, який в розчині гідроксиду синіє.

 

Лекція № 3

Тема: Теорія електролітичної дисоціації.

Мета: Вивчити основні положення теорії ЕДС. Навчитися складати схеми електролітичної дисоціації кислот, солей, основ у водних розчинах.

План.

1. Електроліти та неелектроліти.

2. Основні положення теорії ЕДС.

3. Дисоціація кислот, основ, солей. Ступінчата дисоціація.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 65 — 75.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия., - 4-е изд., перераб.- Л.:Химия, 1989 г. с. 213 — 234.

 

Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи і солі. Багато речовин виявляють властивості електролітів у розплавленому стані.

Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена наявністю в них позитивно і негативно заряджених іонів, які утворюються з молекул або кристалічних речовин. Уявлення про утворення іонів у розчинах електролітів затвердилося в хімії в першій половині ХІХ ст. завдяки працям англійського фізика і хіміка М. Фарадея. Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах називається електролітичною дисоці аціею.

Розчини деяких речовин у воді не проводять електричний струм. Такі речовини називаються неелектролітами. Неелектролітами є багато органічних сполук, наприклад цукри, спирти.

Теорія електролітичної дисоціації для водних розчинів була сформульована шведським вченим С. Арреніусом у 1887 р. Розглянемо основні положення цієї теорії:

1. При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють (розщеплюються) на позитивно і негативно заряджені іони. Іони можуть бути утворені з одного атома - прості іони і кількох атомів — складні іони. Наприклад прості іони: натрій-іони Nа⁺, мідь (ІІ)-іони Сu²⁺, хлорид-іони Сl^-, сульфід-іони S^2-; складні іони: сульфат - іони SO₄ ^2-, перманганат-іони МnO₄^2-, амоній-іони NН₄⁺. Справа вгорі від формули іона зазначається його заряд у відносних одиницях (заряд електрона приймається за -1). На відміну від запису ступеня окислення при зазначенні заряду іона спочатку записується число одиниць заряду, а потім — знак заряду ("плюс", "мінус"). Наприклад: РО₄^2-, NО₃^-, Nа⁺, АІ³⁺

2. Дисоціація — це зворотній процес. Як правило, він не відбувається до кінця, а в системі встановлюється динамічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість дисоціації дорівнює швидкості зворотнього процесу — утворення вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації замість знака "дорівнює" ставлять знак зворотності (<=>). Наприклад: НСІ <=> Н⁺ + Сl^-.

3. Іони у водному розчині перебувають в хаотичному русі. Якщо в розчин електроліту занурити електроди і прикласти до них електричну напругу, то іони набувають напрямленого руху; позитивно заряджені іони переміщуються до катоду (негативно зарядженого електроду), а негативно заряджені іони — до аноду (позитивно зарядженого електроду).

Важливою характеристикою дисоціації являється ступінь дисоціації — це відношення кількості молекул електроліта, який про дисоціював до загальної кількості молекул електроліта в розчині.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють у розчинах на іони. До них належать неорганічні кислоти (хлорводнева кислота НСl, бромводнева НВг, йодводнева НІ, хлорна НСlO₄, азотна НNО₃, марганцева НМnO₄, сірчана Н₂SO₄, селенова Н₂SeO₄), більшість солей, гідроксиди лужних та лужно-земельних металів (луги).

Незважаючи на практично повну дисоціацію сильних електролітів, значення їхніх ступенів дисоціації, визначені експериментально, звичайно менше 100%. Це пов'язано з процесом асоціації іонів. Іони з протилежними зарядами сполучаються один з одним, утворюючи іонні пари ( і складніші системи), наприклад:

Дисоціація КС1 <=> К⁺ + СІ^-;

Асоціація К⁺ + СІ^-<=>К⁺СІ^-

ioнна пара

З підвищенням температури ступінь дисоціації зростає.

Використовуючи значення ступеня дисоціації, можна обчислити молярну концентрацію іонів у розчині. Наприклад, електроліт АхВу дисоціює за рівнянням:

АxВу <=> xА^y+ + уВ^x-

Молярна концентрація іонів А^y+ визначається за формулою:

С(А^y+) = с(АxВу) α N(А^y+)

де с(АxВу) — молярна концентрація розчину електроліту;

α — ступінь дисоціації електроліту АxВу;

М(А^y+) — число іонів А^y+, що утворюються під час розщеплення молекули АxВу, тобто N(А^y+) — х.

Дисоціаціяя кислот. ІІри дисоціації кислот завжди утворюються іони гідрогену Н, які зумовлюють найважливіші властивості кислот (кислий смак, дія на індикатори, взаємодіють з основами тощо):

НNО₃ <=> Н⁺ + NО₃^-

Нітратна кислота

НСІО <=> Н⁺+ СlO^-

Хлорноватиста

кислота

Інших катіонів, крім іонів гідрогену, при дисоціації кислот не утворюється.

Число іонів гідрогену, яке може утворюватися при розщепленні однієї молекули кислоти, визначає основність кислоти.

Дисоціація гідроксидів. Гідроксиди дисоціюють на позитивно зарядженні іони металів та негативно зарядженні гідроксогрупи. Наприклад:

Са(ОН)₂ =СаОН⁺ +ОН^-

СаОН⁺ =Са²⁺ +ОН^-

Дисоціація солей.Солі — це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NН₄⁺ ) й аніони кислотних залишків, наприклад:

КNО₃<=>К⁺ + NО₃^-; NН4Сl <=> МН₄ + Сl^-

Розрізняють кілька типів солей: середні, кислі й основні.

Середні солі дисоціюють в одну стадію, наприклад:

СаСl₂ <=> Са⁺² + 2Сl^-;

Fе₂(SO₄)₃ <=> 2Fе³⁺ + 3SО₄^2-

В результаті утворюються тільки катіон металу й аніони кислотного залишку.

Кислі солі дисоціюють по стадіям: на першій стадії відщеплюється катіон металу від кислотного залишку, а потім кислотний залишок дисоціює як кислота. Наприклад: КНСО₃ = К⁺ + НСО₃^-

НСО₃^- = Н⁺ + СО₃^2-

Основні солі дисоціюють теж по стадіям: на першій стадії відщеплюється кислотний залишок від залишка основи, а потім залишок основи дисоціює як основа. Наприклад: СаОНСl = СаОН⁺ + СІ^-

CaOH⁺ = Ca²⁺ + OH^-

 

Лекція № 4

Тема: Загальні відомості про неметали.

Мета: Ознайомитися з неметалами та вивчити їхні хімічні властивості.

План.

1. Загальна характеристика неметалів.

2. Хімія елементів головної підгрупи 8 групи.

3. Галогени, їх характеристика.

4. Неметали 6 групи, їх характеристика.

5. Неметали 5 групи, їх характеристика.

6. Неметали 4 групи, їх характеристика.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 100 — 109.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия., — 4-е изд., перераб. - Л.: Химия, 1989 г. с. 265 — 280.

 

Неметали – хімічні елементи, які у вльному стані можуть приєднувати електрони, виявляючи прицьому окиснювальні властивості. Як правило, це елементи з високими енергіями йонізації і спорідненості з електроном, тобто високою електронегативністю. Саме остання і характеризує хімічну активність неметалів, змініючись у досить широких межах – від 1,9 у Силіцію до 4,0 у Флуору.

У періодичній системі неметалічні властивості елементів підсилюються в межах періоду зліва направо зі збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, а в підгрупах – знизу вгору зі зменшенням радіуса атома. Таким чином, неметали розміщені на початку головних підгруп і в кінці періодів. За винятком Гідрогену і Гелію, це р-елементи (інертні гази теж умовно відносять до неметалів).

Головну підгрупу VIII групи періодичної системи елементів становлять гелій Не, неон Nе, аргон Аr, криптон Кr, ксенон Хе і радон Rn. Для цих елементів прийнято групову назву благородні гази. Таку назву елементи дістали внаслідок своєї хімічної інертності, зумовленої будовою електронних оболонок атомів.

Електронна будова. Електронна конфігурація атома гелію 1s². Будова зовнішніх електронних оболонок атомів решти елементів цієї підгрупи подається формулою ns²np⁶. Зовнішні електронні шари атомів благородних газів є завершеними. Двохелектронна конфігурація атома гелію і восьмиелектронні конфігурації атомів інших елементів цієї підгрупи дуже стійкі, тому благородні гази дуже важко вступають у хімічні взаємодії.

Поширення в природі. Всі благородні гази містяться в атмосферному повітрі. Найпоширеніший аргон, його об'ємна частка в атмосфері становить 0,934%.

Вміст гелію на Землі невеликий, однак він дуже поширений у космосі. Радон – радіоактивний елемент. Він міститься у природі в незначних кількостях.

Властивості. Благородні гази існують у вигляді одноатомних простих речовин. За нормальних умов це гази без кольору і запаху. Вони мають низькі температури кипіння та плавління, що підвищуються при переході від гелію до радону. Так, температура кипіння гелію – 268,9°C, неону – 246,0°C, а радону – 61,9°C. Аргон, криптон і ксенон утворюють з водою при низьких температурах гідрати складу Е∙6Н₂О (Е – Ar, Kr, Xe). Такі сполуки називають сполуками вкорінення, або клатратами. Для всіх благородних газів, за винятком гелію, добуто також клатрати з деякими органічними речовинами.

Для криптону відомий фторид KrF₂. Найбільшу кількість хімічних сполук добуто для ксенону: фториди XeF₂, XeF₄, XeF₆, оксиди XeO₃, XeO₄, кислоти H₂XeO₄, H₂XeO₆, деякі солі. Сполуки благородних газів мають сильні окислювальні властивості.

Застосування. Благородні гази широко застосовуються в промисловості. Ними наповнюють електролампи різних типів. Гелій та аргон використовуються для створення інертної атмосфери, наприклад при заварюванні алюмінієвих сплавів.

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва входять фтор Р, хлор СІ, бром Вr, йод І та астат Аt. Загальна назва цієї групи елементів — галогени.

Електронна будова. Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns²np⁵. Розподіл електронів останнього (третього) енергетичного рівня атома хлору за орбіталями такий:

s p d

₁₇Cl 3[↑↓][↑↓][↑↓][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ]

У такому електронному стані атом хлору має один неспарений електрон, за рахунок якого може утворювати одну спільну електронну пару (ковалентний зв'язок) з іншими атомом. Якщо атом, сполучений з атомом хлору, має меншу електронегативність, ніж хлор (наприклад, атом Н), то спільна електронна пара зміщується до атома хлору (тобто він приймає додатковий електрон), ступінь окислення хлору при цьому дорівнює — 1. При зміщенні спільної електронної пари від хлору до атома більш електронегативного елемента (наприклад, О) електрон віддаляється від атома хлору, ступінь окислення СІ дорівнює + 1.

В атомі хлору можливі три збуджені стани з такими електронними конфігураціями:

s p d

I 3[↑↓][↑↓][↑ ][↑ ][ ↑][ ][ ][ ][ ]

s p d

II 3[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][ ↑][ ↑][ ][ ][ ]

s p d

III 3[↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ↑][ ↑][ ↑][ ][ ]

Приклади сполук з різним ступеням і окислення хлору: HCl,HClO,HClO2,HClO3,HClO4.

Збуджені стани можливі й для атомів брому, йоду, астату. Для атома фтору досягнення збудженого стану неможливе: електрони зовнішнього шару атома фтору перебувають на другому енергетичному рівні, на якому немає вільних орбіта лей:

2s 2p

₉F [↑↓][↑↓][↑↓][↑ ]

Поширення у природі. 3 галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Астат трапляється в дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.

Найважливішими фторовмісними мінералами є флюорит СаF₂, кріоліт Na₃ [АlF₆] і фторапатит Са₅(РO₄)₃F. Фтор входить до складу кам'яної солі (галіту) NaCl та інших природних сполук. Багато хлору (у вигляді різних хлоридів) міститься у морській воді. Основними природними джерелами брому і йоду є вода в озерах та морях, броміди та йодиди також містяться як домішки у хлоридах. Сполуки йоду виявлено також у бурових водах, що супроводжують нафту.

Властивості. У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: фтор F₂, хлор Сl₂, бром Вr₂, йод І₂. При кімнатних умовах (нормальний тиск і температура — 20°C) фтор — світло-жовтий газ, хлор — жовто-зелений газ, бром — червоно-бура рідина, йод — темно-фіолетова кристалічна речовина. Вони мають різкий запах.

Хлор, бром і йод розчиняються у воді, взаємодіючи з нею. Фтор розкладає воду. Розчин хлору у воді називається хлорною водою, брому — бромною водою, йоду — йодною водою. Бром і йод добре розчиняються в органічних розчинниках — спирті, бензолі тощо.

Галогени — отруйні речовини. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони можуть викликати ядуху. Газоподібний фтор і рідкий бром викликають сильні опіки шкіри. При роботі з галогенами слід дотримуватись застережних заходів.

Галогени мають високу хімічну активність, яка послаблюється в ряду F₂ - Сl₂ – Вr₂ – І₂.

Головну підгрупу VІ групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва становлять кисень О, сірка S, селен Sе, телур Тe і полоній Ро. Загальна назва елементів цієї підгрупи — халькогени.

Електрона будова. В атомах халькогенів на останньому енергетичному рівні перебуває по шість електронів: ns²,np⁴

В атомі кисню електрони на останньому (другому) рівні розподілені так:

s p

₈О 2[↑↓][↑↓][↑ ][↑ ]

За рахунок двох неспарених електронів атом кисню звичайно утворює два ковалентних зв’язки. При цьому він виявляє ступінь окислення – 2, наприклад Н₂О, Al₂O₃, H₂SO₄. У сполуках з найбільш електронегативним елементом – фтором кисню припусують позитивні ступені окислення. Є сполуки із зв'язком кисень – кисень (О-О), наприклад пероксид водню Н₂О₂, пероксид барію ВаО₂. Ступінь окислення кисню у цих сполуках звичайно береться такою, що дорівнює – 1.

Атоми решти халькогенів містять на останньому енергетичному рівні вільні орбіталі. Наприклад, у атомі сірки електрони на останньому енергетичному рівні можуть розподілятися так:

s p d

3 [↑↓][↑↓][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ] Основний стан атома

s p d

3 [↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ] Збуджений стан атома

s p d

3 [↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ] Збуджений стан атома

Атом сірки, що містить 2, 4 чи 6 неспарених електронів, виявляє у сполуках ступені окислення – 2, + 4, + 6.

Головну підгрупу V групи періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва склдають азот N, фосфор P, миш'як As, сурма Sb і вісмут Bi.

Електронна будова. Електронна конфігурація останнього енергетичного рівня атомів елементів цієї підгрупи ns²np³, тобто вони мають п’ять валентних електронів і можуть виявляти ступені окислення від – 3 до + 5.

В атомах азоту (електронна формула 1s²2s²2p³) розподіл електронів за орбіталями на останньому енергетичному рівні атома такий:

s p

₇N 2[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ]

Завдяки наявності трьох неспарених електронів атом азоту може утворювати три ковалентних зв’язки. Крім того, атом азоту може утворювати ще один ковалентний зв’язок, за рахунок донорно-акцепторної взаємодії. Ця взаємодія зумовлена тим, що атом має одну неподілену пару електронів, які він може надавати іншим атомам для утворення хімічного зв’язку.

Ступені окислення азоту в сполуках можуть бути різними: від – 3(коли атом приєднує три електрони від атомів менш електронегативних елементів) до + 5(коли всі п’ять валентних електронів відтягуються до атомів більш електронегативних елементів, ніж азот).

Атом фосфору має таку електронну будову:

 

s p d

₁₅P 3[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ]

На останньому енергетичному рівні атомів фосфору є вільні d-орбіталі, що дає змогу переходити у збуджений стан:

s p d

3[↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ]

Подібну електронну конфігурацію мають атоми As, Sb і Bi в основному і збудженому станах.

Отже, відповідно до числа неспарених електронів в основному і збудженому станах атоми Р, As, Sb і Bi у сполуках можуть виявляти ступені окислення – 3, + 3 і + 5.

Головну підгрупу IV групи періодичної системи Д.І. Менделєєва складають веглець C, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець Pb.

Електронна будова. Електронні конфігурації зовнішніх шарів атомів елементів цієї підгрупи в основному і збудженому стані мають вигляд:

s p s p

n [↑↓][↑ ][↑ ][ ] n [↑ ][↑ ][↑ ][↑ ]

У атомів цих елементів на останньому енергетичному рівні є вільна р-орбіталь, тому один s-електрон останнього енергетичного рівня може переходити на цю р-орбіталь (збуджений стан атома). Відповідно до такої електронної будови атомів елементи головної підгрупи IV групи виявляють у сполуках ступені окислення – 4, + 2, і + 4.

Поширення в природі. Масова частка вуглецю у земній корі становить 0,1%. Він трапляється у природі у вільному стані (алмаз, графіт). У вигляді простої речовини і сполук вуглець входить до складу багатьох природних речовин: бурого і кам’яного вугілля, сланців, торфу, нафти, гірських порід і мінералів, наприклад вапняку, сидериту. Вуглець міститься в атмосферному повітрі у вигляді оксиду СО₂ (масова частка 0,012%)

Властивості. Вуглець утворює три алотропічні видозміни: алмаз, графіт і карбін.

Алмаз – безбарвна кристалічна речовина. Його властивості визначаються будовою кристалу. Кристалічна решітка алмазу побудована так, що кожен атом вуглецю знаходиться у центрі тетраедра, вершини якого утворюють чотири найближче розміщених атоми. Кожний атом сполучений з чотирма сусідніми атомами міцними рівноцінними ковалентними зв’язками. Така структура алмазу зумовлює його високу твердість. Алмаз практично не проводить електричний струм.

Лекція № 5

Мета: Вивчити основні властивості металів. ПЛАН: 1.Загальна характеристика металів та основні теорії будови атома та їх місця у періодичній системі хімічних…

Лекція № 6

Тема:Вступ до органічної хімії. Основи теорії хімічної будови, органічних сполук О.М.Бутлерова.

Мета: Вивчити будову органічних сполук. Розглянути властивості та взаємозв’язок будови речовин.

План.

1. Предмет і значення органічної хімії.

2. Теорія хімічної будови органічних сполук.

3. Хімічна будова органічних сполук.

4. Взаємозв’язок будови і властивості речовин.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С.262 – 269.

 

Хімія сполук вуглецю називається органічною хімією. Так визначив предмет органічної хімії великий російський хімік О.М.Бутлеров. Проте не всі сполуки вуглецю належать до органічних. Такі найпростіші речовини, як оксид вуглецю (ІІ) CO, оксид вуглецю (IV) , вугільна кислота та її солі, наприклад , належать до неорганічних речовин.

До складу органічних речовин крім вуглецю можуть входити і інші елементи найчастіше – це водень, галогени, кисень, азот, сірка та фосфор. Існують також органічні сполуки, що містять інші елементи, в тому числі метали.

Спочатку об’єктом вивчення органічної хімії були лише речовини, виділені з рослинних або тваринних організмів. У 1828 р. німецький хімік Ф.Велер вперше добув штучно (синтезував) органічну сполуку – сечовину. З цього часу почався бурхливий розвиток органічного синтезу: добуто велику кількість сполук, які не зустрічаються у природі. Предметом вивчення сучасної органічної хімії є всі органічні речовини як природні, так і синтетичні.

Органічна хімія має велике наукове і практичне значення. Вона сприяє розвитку суміжних галузей науки – біології, медицини, біохімії, агрохімії тощо.

Сучасна хімічна промисловість виробляє важливі для народного господарства продукти – органічні речовини: пластмаси, волокна, каучук, гуму, смоли, бензин, мастила, спирти, розчинники, клеї, фарби тощо. Органічну сировину використовують численні галузі промисловості: нафтохімічна і нафтопереробна, фармацевтична, лісохімічна, харчова.

Велике значення має органічна хімія для сільського господарства. Органічні добрива, засоби боротьби з шкідниками рослин, засоби, що прискорюють або сповільнюють ріст рослин і розвиток плодів, - все це органічні речовини.

Велику роль у розвитку органічної хімії відіграла теорія хімічної будови органічних сполук, засновником якої був великий російський хімік-органік О.М.Бутлеров. Розглянемо основні положення цієї теорії.

До робіт О.М.Бутлерова не приділялося достатньо уваги уявленням про розміщення атомів у молекулах, хоча атомно-молекулярне вчення вже утвердилося в хімії. О.М.Бутлеров ввів поняття про хімічну будов – чітко визначений порядок розміщення атомів у молекулі. В основу теорії будови було покладено валентність елементів – важливу властивість атомів, яка характеризує їхню здатність до утворення хімічних зв’язків. Згідно з теорією Бутлерова в молекулах речовин атоми сполучені один з одним у певній послідовності відповідно до їхньої валентності, тобто молекули мають точну хімічну будову.

О.М.Бутлеров припускав, що вуглець в органічних сполуках чотирьохвалентний, тобто може бути сполучений з чотирма іншими одновалентними атомами. При цьому атоми вуглецю можуть сполучатися один з одним і з атомами різних елементів. Дослідження будови атомів і природи хімічного зв’язку підтвердили ці припущення. Згідно з сучасними електронними уявленнями хімічний ковалентний зв’язок виникає за рахунок неспарених електронів атома. Так, атом вуглецю при утворенні органічної сполуки переходить з основного електронного стану в збуджений.

Чотири орбіті лі атома вуглецю, що містять неспарені електрони, дають змогу атому утворити чотири ковалентних зв’язки, тобто бути чотирьохвалентними у сполуках.

Хімічну будову молекул органічних речовин записують за допомогою структурних формул, у яких зазначають усі їх і хімічні зв’язки між атомами, зв’язок зображають рискою. Згідно з електронною теорією одна риска в структурних формулах означає електронну пару, що сполучає атоми.

Структурні формули сполук можна зображати у спрощеній формі, вказуючи тільки зв’язки між атомами вуглецю. Наприклад, формули етану, етилену і пропану можна записати так: ; ; .

Такий запис широко використовується в органічній хімії.

До створення теорії хімічної будови вважалось, що властивості сполук визначаються тільки їх складом. Це багато в чому правильне положення не могло пояснити явища ізомерії – прояву різних властивостей речовин, що мають однаковий склад. Такі речовини дістали назву ізомерів. Наприклад, складу відповідають дві органічні сполуки – етиловий спирт (етанол) і дим етиловий ефір, які відрізняються за хімічними і фізичними властивостями. Наприклад, етанол реагує з натрієм (при цьому виділяється водень), має температуру кипіння 78 ; дим етиловий ефір з натрієм не реагує, кипить при температурі - 24 .

О.М.Бутлеров показав, що властивості речовини залежать від хімічної будови молекул. Отже, теорія О.М.Бутлерова пояснює явище ізомерії різним розміщенням атомів у молекулах. У прикладі з речовинами складу відмінність у їхніх властивостях зумовлено тим, що етиловий спирт і дим етиловий ефір мають різну хімічну будову:

 

На підставі своєї теорії О.М.Бутлеров висловив припущення про існування деяких речовин. Так, він передбачив, що складу мусять відповідати дві речовини: нормальний бутан і ізобутан. Дійсно, ним був синтезований ізобутан, що підтвердило правильність теоретичних припущень.

Атоми в молекулах впливають один на одного, при цьому найбільш сильний взаємний вплив виявляється у сполучених безпосередньо атомів. Наприклад, до складу молекули етилового спирту входять шість атомів водню, проте лише один з них має досить високу рухливість і може бути замішаний на метал:

 

Рухливість одного атома водню пояснюється впливом сполученого з ним атома кисню. Цей атом кисню впливає і на найближчі атоми вуглецю. Наприклад, якщо окислювати дану речовину, то зміни відбуваються лише з атомом вуглецю, який сполучений з киснем:

 

Основні положення теорії хімічної будови:

1) атоми в молекулах сполучені у певній послідовності , тобто молекули мають певну хімічну будову;

2) будова молекул зумовлена електронною будовою атомів, що входять до складу молекул;

3) властивості речовини визначаються хімічною будовою молекул та їхнім складом;

4) атоми в молекулах чинять взаємний вплив один на одного, тобто реакційна здатність атомів залежить від того, з якими атомами вони сполучені в молекулі.

Лекція № 7

Тема: Вуглеводні. Класифікація вуглеводнів, електронна будова атому вуглецю. Алкани. Циклоалкани.

Мета: Вивчити класифікацію вуглеводнів, електронну будову атому вуглецю. Вивчити ізомерію, фізичні та хімічні властивості алканів та циклоалканів. Знати гомологічний ряд, номенклатуру алканів та циклоалканів. Вивчити хімічні властивості та способи добування алканів та циклоалканів.

План:

1. Класифікація вуглеводнів.

2. Електронна будова атому вуглецю.

3. Гомологічний ряд алканів та циклоалканів.

4. Хімічні та фізичні властивості.

5. Номенклатура та ізомерія.

6. Добування алканів та циклоадканів.

7. Хімічні та фізичні властивості алканів.

8. Добувань алканів.

9. Застосування алканів.

10. Хімічні та фізичні властивості циклоалканів.

11. Добування та застосування циклоалканів.

Література.

1. Хомченко І.Г., К.: Вища школа, 1993. С. 271 - 278, 280 – 282.

 

Вуглеводні – це сполуки, які складаються із вуглецю і водню. Загальна формула .

 

Хімічні зв’язки діляться на типи по принципу їх електронної будови. Гетерополярний (електровалентиний, іонний) зв’язок. При утворенні гетерополярного зв’язку відбувається передача електрону від одного атому до другого, перший перетворюється у позитивно заряджений іон (катіон), другий – негативно заряджений іон (аніон). Схематично це можна відобразити таким чином:

 

Іонний зв’язок має ряд особливостей: значну полярність, немає визначеного напрямку у просторі, а молекули сполук с таким зв’язком відрізняються здібністю до дисоціації на іони і сольватацією останніх високо полярних розчинників; високою швидкістю проходження реакції з їх участю; електропровідністю розчинів; високими температурами плавлення та кипіння.

Ковалентний зв’язок. Більшість молекул органічних сполук збудовані за допомогою ковалентного зв’язку, які виникають за утворенням одної чи декілька електронних пар, які стають загальними для взаємодіючих атомів.

Ковалентний зв’язок утворюють атоми, які характеризуються рівною електронегативністю. З’являється єдина електронна хмарка, густина якої між ядрами особливо велика, що забезпечує стійкість молекули.

Ковалентний зв’язок може бути охарактеризований довжиною зв’язку, направленістю у просторі, енергією утворення, полярністю, поляризуємостю. Однією з особливостей ковалентного зв’язку є її визначений просторовий напрямок, який може бути охарактеризований за допомогою валентного кута. Валентний кут між зв’язками атома вуглецю залежить від типа гібридизації, від атома, з яким він зв’язаний. Визначення валентних кутів визначають рентгенографічним, електрографічним та спектральними методами.

Водневий зв’язок. Зв’язок, виникаючий між електронегативними атомами, які містять одну вільну електронну пару (O, N, S) та ковалентно зв’язаним атомом водню, який характеризується підвищеною рухомістю, називається водневий зв’язок.

Алкани.

Метан.Найпростіший алкан – метан , молекула якого складається з одного атома вуглецю і чотирьох атомів водню. Як уже зазначалось, атом вуглецю, що утворює чотири ковалентних зв’язки,… Рівноцінність хімічних зв’язків у метані можна пояснити, використовуючи поняття про гібридизацію орбіталей.…

Ізомерія. Для алканів характерна структурна ізомерія, яка зумовлена можливістю розгалуження вуглецевого ланцюга молекули. Вуглеводень з прямим, нерозгалуженим ланцюгом називається нормальним ізомером. У алканах з розгалуженим ланцюгом замісники (бічні ланцюги) можуть займати різне положення відносно головного ланцюга. Речовини, що мають однаковий склад, але різняться будовою вуглецевого ланцюга, називаються структурними ізомерами.

Першим членом гомологічного ряду алканів, який має ізомери, є бутан . В одному з ізомерів всі атоми вуглецю витягнуті в один ланцюг, у молекулі іншого ізомера головний вуглеводний ланцюг складається з трьох атомів, а четвертий атом вуглецю сполучений з середнім атомом ланцюга:

 

Ізомери бутану різняться властивостями. Так, температура кипіння нормального бутану становить , а ізобутан кипить при температурі .

У іншого представника ряду алканів – гексану існує п’ять структурних ізомерів. Один з них н – гексан (нормальний гексан, буква н означає “нормальний”) має прямий, нерозгалужений ланцюг, що складається з шести атомів вуглецю. У двох ізомерів головний ланцюг містить п’ять атомів вуглецю і, нарешті, можливі ще два ізомери, які мають у головному ланцюгу по чотири атома вуглецю:

 

Як можна бачити із структурних формул ізомерів, атоми вуглецю можуть бути сполучені з різною кількістю інших атомів вуглецю: одним, двома, трьома та чотирма. Залежно від цього розрізняють первинні, вторинні, третинні та четвертинні вуглецеві атоми, приклади яких показані в такій формулі:

 

У цій сполуці атом вуглецю С1 – первинний, атоми С2, С4, С5 – вторинні, атом С3 – третинний і С6 – четвертинний.

Число ізомерів у алканів може бути різним. Воно зростає в міру збільшення числа атомів вуглецю в молекулі алкану. Так, бутан має 2 ізомери: пентан – 3, гексан – 5, гептан – 9, октан – 18, нонан – 35, декан – 75.

Вуглеводневі радикали.Якщо від молекули вуглеводню відщепити один або кілька атомів водню, то утворюється вуглеводневий радикал.Назви радикалів утворюються від назв відповідних алканів з заміною закінчення –ан на –ил (-іл). Приклади вуглеводневих радикалів:

 

Як загальна назва вуглеводних радикалів прийнятий термін “алкін”, їх позначають буквою R.

Номенклатура. Хімічна номенклатура – це система формул і назв хімічних речовин. Вона охоплює правила складання формул і назв. Для органічної хімії найбільш зручно є замісникові номенклатура, яка рекомендована IUPAC (Міжнародна спілка теоретичної і прикладної хімії).

Для того щоб дати розгалуженому вуглеводню назву згідно з цією номенклатурою, необхідно виконувати такі правила.

Вибирають найдовший ланцюг атомів вуглецю в молекулі, наприклад:

 

Нумерують атоми вуглецю в головному вуглеводневому ланцюгу, починаючи з того кінця, до якого ближче розміщені розгалуження (пр.. а). Якщо замісники знаходяться на різних відстанях від кінця ланцюга, то нумерацію починають з того кінця, до якого ближче розгалуження (пр.. б). Якщо розгалуженість головного ланцюга однакова, то нумерацію починають з того кінця, до якого ближче знаходиться радикал, назва якого стоїть раніше в алфавітному порядку (пр. в). Приклади:

 

За основу назви розгалуженого вуглеводню беруть назву вуглеводню, що відповідає головному ланцюгу. Наприклад, якщо головний ланцюг містить 4 атоми вуглецю, коренем буде “бутан”, 9 атомів вуглецю – корінь “нонан”. Назва розгалуженого вуглецю будується в такій послідовності: спочатку зазначається цифра, що означає номер атома вуглецю в головному ланцюгу, у якого є розгалуження, потім назва радикала у бічному ланцюгу і назва найголовнішого ланцюга. Якщо вуглеводень містить кілька однокових радикалів, то в його назві перелічуються цифри, що вкрають їх положення, а число цих радикалів зазначається числовим префіксом: ди-, три-, тетра-, пента-.

Різні за будовою радикали перелічують в алфавітному порядку. Приклади:

 

Для багатьох органічних речовин, у тому числі і для деяких алканів, зберігаються тривіальні назви, тобто назви, що склалися історично. Наприклад, 2 – метил пропан має тривіальну назву ізобутан.

Властивості. Зі звичайних умов метан, етан, пропан, ізомерні бутан і неопентан – безбарвні гази. Нормальні алкани, починаючи з вуглеводню , за звичайних умов є твердими речовинами. Усі алкани дуже мало розчинні у воді.

У хімічному відношенні алкани – інертні речовини, що визначається міцністю зв’язків вуглець – вуглець і вуглець – водень. Крім того, ці зв’язки малополярні, тому для алканів будуть характерні реакції, що відбуваються з гомологічним розривом зв’язків.

Реакції з участю алканів, як правило, ініціюються високою температурою, електромагнітним випромінюванням, прискорюються каталізаторами. Для алканів характерні такі реакції:

1. Галогенування.Алкани можуть реагувати з хлором, бромом, якщо реакція ініціюється світлом. Розглянемо як приклад хлорування метану. На світлі відбувається гомологічний розрив молекул хлору з утворенням радикалів , і далі реакція відбувається за ланцюговим механізмом:

 

 

 

Продуктами реакції можуть бути . Кожний з названих продуктів можна виділити.

2. Нітрування.Алкани вступають у реакцію з азотною кислотою при нагріванні, наприклад:

.

Ця реакція відкрита російським хіміком М.І.Коноваловим і дістала назву реакції Коновалова. Нітрування можна здійснювати не тільки азотною кислотою, а й оксидами азоту (IV) .

3. Окислення.Алкани згорають на повітрі з виділенням великої кількості теплоти:

;

.

На реакціях горіння алканів ґрунтується їх застосування як палива. При невеликих температурах і наявності каталізаторів алкани можна окислити до органічних кислот.

4. Взаємодія з водяною парою.Важливе практичне значення має реакція метану з водою при високій температурі – конверсія метану з водяною парою:

.

Реакція відбувається при наявності каталізатора. Її продуктом є синтез-газ – суміш оксиду вуглецю з воднем. Синтез-газ широко використовується в органічному синтезі.

5. Крекінг.Розщеплення молекул органічних сполук з розривом зв’язків вуглець – вуглець під дією високих температур називається крекінгом. Під час крекінгу алканів утворюються алкани з меншим числом атомів вуглецю і ненасичені сполуки, наприклад:

 

Добування. Промислові способи добування алканів ґрунтуються на виділені їх з природних речовин, переважно нафти і природного газу.

Головною складовою частиною горючих природних газів і рудникового газу, який накопичується під землею є метан; його об’ємна частка може становити до 98 %. З природних газів можна виділити також етан, пропан, ізобутан. Ці і більш тяжкі вуглеводні виділяють з нафти.

Метан та інші алкани утворюються під дією водню на вугілля при високій температурі:

 

Такі реакції здійснюють на практиці при гідруванні вугілля.

Суміш алканів можна добути при нагріванні суміші вуглецю (ІІ) з воднем над каталізатором:

.

У лабораторних умовах метан можна добути, використовуючи такі реакції:

Розкладання карбіду алюмінію з водою:

;

Інші алкани можна добути при дії металічного натрію на галогенопохідні вуглеводнів, наприклад:

.

Реакції такого типа називаються реакцією Вюрца.

Застосування. Насичені вуглеводні широко використовуються в органічному синтезі. З них добувають багато органічних речовин: ненасичені вуглеводні, хлорпохідні, органічні кислоти.

Багато вуглеводнів входять до складу різних видів палива: горючого газу, бензину, гасу.

Циклоалкани.

По номенклатурі ІЮПАК циклоалкани мають ті ж назви, що і алкани з тим же числом атому вуглецю, але з додатком – префіксом “цикло”. Якщо у циклі…   Хімічні властивості циклоалканів.

Лекція № 8

Мета: вивчити властивості та способи добування алкенів. Навчитися складати структурні формули ненасичених вуглеводнів та виводи їх ізомери. Вивчити… План: 1.Гомологічний ряд алкенів.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 282 – 294.

 

Алкени, алкіни і алкадієни належать до ненасичених органічних сполук. Ненасиченими називаються сполуки, молекули до яких містять атоми вуглецю, сполучені подвійними і потрійними зв’язками.

Гомологічний ряд алкенів.

Алкени – вуглеводні, в молекулах яких є один подвійний зв’язок між атомами вуглецю . Алкені називають також олефінами або етиленовими вуглеводнями.

  Розглянемо природу зв’язків у молекулі з позицій сучасної електронної… Подвійний зв’язок у молекулі етилену складається з одного - і одного π- зв’зків. Подвійний зв’язок міцніший…

Алкіни – вуглеводні, в молекулах яких є два атоми вуглецю, сполучені потрійним зв’язком - -. Алкіни називають також ацетиленовими вуглеводнями.

. Розглянемо природу зв’язків у молекулі ацетилену згідно з електронною теорією.… Потрійний зв’язок у молекулі ацетилену складається з одного - і двох π- зв’язків. Потрійний зв’язок міцніший…

Лекція № 9

Тема:Кисневовмістні органічні сполуки. Спирти, альдегіди, кетони.

Мета: Вивчити властивості одноатомних та багатоатомних спиртів, їх будову, добування та застосування. Навчитися складати структурні формули спиртів та назви їх по замістниковій номенклатурі, а також формули ізомерів. Вивчити властивості альдегідів і кетонів, їх добування та застосування. Навчитися складати формули ізомерів альдегідів та кетонів та називати їх по номенклатурі ІЮПАК.

План:

1. Номенклатура і ізомерія спиртів.

2. Властивості спиртів.

3. Добування та застосування спиртів.

4. Будова, номенклатура, ізомерія альдегідів.

5. Властивості і добування альдегідів.

6. Номенклатура, ізомерія кетонів.

7. Властивості і будова кетонів.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 329 – 342.

Спирти і феноли – це органічні речовини, молекули яких містять гідроксильні групи , сполучені з вуглеводневим радикалами. Загальна назва спиртів і фенолів – гідроксильні сполуки.

Відмінність спиртів і фенолів полягає в тому, що у фенолах гідроксильні групи сполучені безпосередньо з бензольним ядром. Приклади спиртів і фенолів:

Спирти: Феноли:

СН₃-СН₂ОН С₆Н₅ОН

Залежно від числа гідроксильних груп, що містяться в молекулі, розрізняють одноатомні, двохатомні, трьохатомні спирти:

СН₃ – СН₂ – СН₂; СН₂ – СН – СН₂; СН₂ – СН – СН₂

│ │ │ │ │ │

ОН ОН ОН ОН ОН ОН

Одноатомний спирт Двохатомний спирт Трьохатомний спирт

Спирти поділяються також на первинні, в яких гідроксильна група сполучена з первинним вуглецевим атомом, вторинні – група приєднана до вторинного атома вуглецю і третинні – група знаходиться біля третинного атома вуглецю. Приклади таких спиртів: СН₃

│

СН₃ – СН₂; СН₃ – СН – СН₃; Н₃С – С – СН₃

│ │ │

ОН ОН ОН

Первинний спирт Втроринний спирт Третинний спирт

До простих ефірів належать сполуки, в яких атом кисню сполучений з двома вуглецевими радикалами, наприклад .

Номенклатура. За міжнародною номенклатурою назви спиртів утворюють від назв відповідних алканів з додаванням закінчення –ол.Після закінчення зазнають номер вуглецевого атома, біля якого знаходиться гідроксильна група. Нумерацію вуглецевих атомів починають з того кінця ланцюга, до якого ближче розташована гідроксильна група. У назви двохатомних та інших багатоатомних спиртів перед закінченням –ол додають префікс ди- (ді-), три-і т.д. залежно від кількості груп, а потім зазнають положення всіх груп. Приклади:

3 2 1 1 2 3

СН₃ – СН₂ – СН₂ – ОН; СН₂ – СН – СН₂

Пропанол-1 │ │ │

ОН ОН ОН

Прпантріол-1,2,3

1 2 3 4 5

СН₃ – СН – СН – СН – СН₃

│ │ │

ОН ОН СН₃

4-Метилпентандіол-2,3

Для деяких спиртів поширені назви за раціональною номенклатурою. Ці назви утворюють з назви радикала і слова “спирт”, наприклад: – метиловий спирт, – етиловий спирт, – ізопропіловий спирт.

Ізомерія. Ізомерія спиртів пов’язана як з розгалуженням вуглецевого ланцюга, так і з різним положенням гідроксильної групи. Наприклад, бутанол може мати такі ізомери:

4 3 2 1 4 3 2 1

СН₃ – СН₂ – СН₂ – СН₂; СН₃ – СН₂ – СН – СН₃;

│ │

ОН ОН

Бутанол-1 Бутанол-2

СН₃

│

3 2 1 3 2 1

СН₃ – СН – СН₂; Н₃С – С – СН₃

│ │ │

СН₃ ОН ОН

2-Метилпропанол-1 2-Метилпропанол-2

Наведені ізомери різняться властивостями, наприклад, температурами кипіння, які дорівнюють 117,3 (бута-нол-1); 99,5 (бутанол-2); 108,4 (2-метилпропанол-1); 82,5 (2-метилпропанол-2).

Насичені одноатомні спирти

Гомологічний ряд. Члени гомологічного ряду насичених одноатомних спиртів мають загальну формулу , де n=1, 2, 3, 4. Першими членами цього ряду є … Властивості. За звичайних умов насичені одноатомні спирти з нормальною будовою… Спирти мають досить високі температури кипіння. Це пов’язано з асоціацією їх молекул, яка відбувається так само, як і…

Насичені багатоатомні спирти

Трьохатомні спирти називать тріодами, або гліцеринами. Їх назви будують аналогічно до назв двохатомних спиртів, аале з додаванням закінчення… Найпростіші представники двох- і трьохатомних спиртів: НО – СН2 – СН2 – ОН; СН2 – СН – СН2

Гліцерин.

Гліцерин широко розповсюджений у природі, є основним спиртом, приймає участь у будові молекул різних груп ліпідів. У промисловості гліцерин… Гліцерин широко використовується в багатьох галузях промисловості. Основна… У харчовій промисловості гліцерин використовують для приготування лікерів та безалкогольних напоїв, у паперовій та…

Лекція № 10

Тема: Одноосновні карбонові кислоти, вищі карбонові кислоти, мила, складні ефіри, жири.

Мета: Вивчити класифікацію карбонових кислот, їх властивості, добування застосування. Навчитися складати структурні формули ізомерів кислот, та називати їх по замістниковій номенклатурі. Навчитися складати структурні формули складних ефірів. Вивчити властивості складних ефірів. їх добування та застосування. Вивчити властивості жирів.

 

План.

1. Номенклатура та ізомерія насичених одноосновних кислот.

2. Властивості і добування насичених одноосновних кислот.

3. Ненасиченіодноосновнікарбонові кислоти.

4. Ароматичні кислоти. Двохосновні карбонові кислоти.

5. Мила.

6. Складні ефіри, їх характеристика.

7. Основні представники складних ефірів.

8. Властивості складних ефірів та їх добування.

9. Жири.

 

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Виша школа, 1993. С.358-379,381

 

Карбоновим кислотами - називаються органічні речовини, до складу яких входять карбоксильна трупа -СООН. Карбоксильна група складається із сполучених карбонільної і гідроксильної груп, що визначило її назву.

У карбоновим кислотах карбоксильна група сполучена з вуглеводневим радикалом К, тому в загальному вигляді формулу карбонової кислоти можна записати гак: R—СООН.

У карбонових кислотах карбоксильна група може сполучатися з різними вуглеводневими радикалами — насиченими, ненасиченими, ароматичними. У зв'язку з цим виділяють насичені, ненасичені та ароматичні карбонові кислоти, наприклад:

C₂H₅-COOH; CH₂=CH-COOH,

Насичена кислота Ненасичена кислота Ароматична кислота

Залежно від числа карбоксильних груп, що містяться в молекулах карбонових кислот, розрізняють одноосновні та двохосновні кислоти, наприклад:

СH₃-COOH; HOOC-COOH;

Одноосновна кислота Двохосновні кислоти

Одноосновні кислоти називають також монокарбоновіти, а двохосновні — дикарбоновими кислотами.

Гомологічний ряд насичених одноосновних кислот

Номенклатура. Назви карбонових кислот за замісниковою номенклатурою будують з назви відповідного алкану з додаванням закінчення -ова і слова…   ­2 4 Диметрилпентанова 3 4 4 5 Тетраметилгексанова

Ненасичені одноосновні кислоти

  Пропенова Бутен-2-ова (акрилова) (кротонова)

Двохосновні карбонові кислоти

, або НООС-СООН За міжнародною номенклатурою назви насичених двохосновних кислот будують з… Щавелева кислота - це безбарвна кристалічна речовина, розчинна у воді. Виділяється з водних розчинів у вигляді…

Лекція №11

Тема: Вуглеводи.

Мета: Вивчити структурні формули, класифікацію вуглеводів, добування та застосування вуглеводів. Вивчити властивості глюкози та фруктози. Вивчити властивості сахарози, крохмалю та целюлози, їх структурні формули, склад, добування та застосування.

План:

1. Класифікація вуглеводів.

2. Добування та застосування вуглеводів.

3. Властивості глюкози та фруктози.

4. Властивості сахарози, добування та застосування.

5. Властивості крохмалю, добування та застосування.

6. Властивості целюлози, добування та застосування.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Виша школа, 1993.

 

Вуглеводи або сахара - це речовини, склад яких звичайно виражають формулою С_х(Н₂О)_у, де параметри х і у більші або дорівнюють трьом. Існують, проте, вуглеводи, склад яких не відповідає цій загальній формулі.

Відповідно до загального складу вуглеводи формально можна розглядати як сполуки вуглецю з водою. Звідси назва цих сполук, що склалася історично, - вуглеводи. В дійсності їхня будова більш складна. До складу їх молекул входять гідроксильні групи ОН, а також залишки альдегідів (Н-С=0) або кетонів (С-О), тобто вуглеводи є альдегідоспиртами або кетоноспиртами.

Вуглеводи широко поширені в природі, вони входять до складу всіх рослинних і тваринних організмів. Наприклад, такі відомі природні сполуки, як звичайний цукор (сахароза), виноградний цукор (глюкоза), крохмаль, целюлоза, належать до вуглеводів. У рослинних організмах вуглеводи утворюються в результаті фотосинтезу, який відбувається за рахунок використання сонячної енергії з участю зеленої речовини рослин - хлорофілу. Сумарне рівняння реакцій фотосинтезу можна подати так:

 

Вуглеводи, що утворюються в рослинах, переходять в організм тварин з рослинною їжею. У процесі травлення вуглеводи піддаються гідролізу і розкладанню. Кінцеві продукти розкладання вуглеводів у організмі - С0₂ і вода.

Відповідно до будови вуглеводи поділяють на групи: моносахариди - найпройстіші вуглеводи, олігосахариди - продукти конденсації двох або кількох молекул моносахаридів і полісахариди - продукти конденсат, більшої кількості молекул моносахаридів, полімерні вуглеводи.

Моносахариди.Залежно від числа атомів вуглецю в молекулі розрізняють тріози, тетрози, пентози, гексози і т. д. Наведемо, приклади таких моносахаридів:

 

Кетотріола Альдотетроза

Префікси альдо- або кето- показують, де розміщена карбонільна група: на кінці молекулярного ланцюга чи в середині його. Найбільше значення з моносахаридів мають глюкоза і фруктоза.

Глюкоза - альдогексоза складу С₂Н₁₂О₆ Вона трапляється у рослинних і тваринних організмах. Так, її багато в соці винограду, тому її називають виноградним цукром. Вона міститься також і в інших фруктах і ягодах, у меду, в крові людини.

Глюкоза - безбарвна кристалічна речовина, розчинна у воді. Вивчення хімічної будови і властивостей цього моносахариду показало, що він може існувати в різних формах: альдегідній і двох циклічних, які одночасно співііснують і можуть переходити одна в одну:

 

 

У наведених формулах циклічних структур для відображення їх просторової будови шестикутний цикл показаний розміщеним горизонтально (перпендикулярно до площини малюнку ), а замісники - над або під циклом. Явище одночасного існування кількох форм однієї речовини, які перебувають у рівновазі, називається таутомерією. Таутомерні форми не є ізомерами, оскільки не можуть бути виділені в індивідуальному стані, а завжди співіснують разом.

Гідроксильна група біля першого атома вуглецю (С,) в α- і β- формах глюкози називається глікозидною. При переході глюкози в альдегідну форму за рахунок цієї гідроксильної групи утворюється карбонільна група.

Ізомером глюкози є фруктоза або фруктовий цукор. Склад цієї речовини також відповідає формулі С₆Н₁₂О₆ але на відміну від глюкози фруктоза є кетоноспиртом. Фруктоза має три таутомерні форми, дві з яких - циклічні:

 

Фруктоза міститься у багатьох фруктах і меду.

Хімічні властивості глюкози обумовлені наявністю гідроксильних і карбонільної (в альдегідній формі) груп.

1) Глюкоза як спирт вступає в реакції етерифікації з органічними кислотами, утворюючи складні ефіри, наприклад:

 

2)Як альдегід, глюкоза легко окислюється. Під дією аміачного розчину оксиду срібла глюкоза вступає в реакцію срібного дзеркала, окислюючись до спирта кислоти. Глюкоза окислюється також гідроксидом міді (II) з утворенням червоно - коричневого оксиду міді (І) Cu₂О. Ця реакція є якісною на глюкозу. Звичайно для її здійсненя використовують реактив Фелінга: розчин CuSO₄ в гідроксиді натрію з деякими добавками.

При повному окисленні глюкоза руйнується до СО₂ і води:

 

3)Глюкоза може бути відновлена до шестиатомного спирту - сорбіту:

 

4)Під час взаємодії глюкози з метанолом при наявності хлороводню утворюються глюкозиди:

 

Водень у глікозидному гідроксилі заміщений на групу СН₃, в результаті глікозиди можуть існувати тільки в циклічній формі і альдегідних властивостей не виявляють.

5) Під дією органічних каталізаторів - ферментів - глюкоза піддається бродінню. Один з видів бродіння - спиртове бродіння, в результаті якого утворюється етиловий спирт: С₆Н₁₂O₆→2С₂Н₅ОН+2СO₂. Інший вид - молочнокисле бродіння: С₆Н₁₂О₆→2СН₃-СНОН-СООН

молочна кислота

Глюкоза у великих кількостях виробляється промисловістю. Вона є цінним харчовим продуктом, лікувальним препаратом.

Фізичні властивості. Моносахариди представляють собою тверді кристалічні речовини. Усі вони гігроскопічні, добре розчинні у воді, легко утворюють сироп, із якого їх виділити у кристалічному виді дуже тяжко. У спирті моносахариди розчиняються погано, у ефірі зовсім не розчинні. Розчини моносахаридів мають нейтральну реакцію на лакмус та взагалі мають солодкий смак. Солодкість різних моносахаридів дуже різна. Наприклад, фруктоза приблизно у три рази солодша за глюкозу. Розчини моносахаридів володіють оптичною активністью, для них характерно явище мутаротації.

Олігосахариди - це продукти, побудовані з двох або кількох (до десяти) моносахаридів. Серед них найбільше значення мають дисахариди. Найважливіший дисахарид - сахароза С₁₂Н₂₂О₁₁. Її називають також буряковим або тростинним цукром, оскільки сахароза міститься в цукровому буряку і цукровій тростині.

Сахароза - це безбарвна кристалічна речовина, розчинна у воді. Молекули сахарози складаються з двох залишків моносахаридів - глюкози в α-формі і фруктози у формі фруктофуранози:

 

Залишок глюкози сполучений із залишком фруктози за рахунок глікозидного гідроксилу, тому залишок глюкози перебуває тільки в циклічній формі. В результаті на відміну від глюкози сахароза не вступає в реакції, типові для альдегідів. Характерною властивістю сахарози (і взагалі всіх олігосахаридів) є здатність їх гідролізуватися при наявності кислот з утворенням двох моносахаридів:

 

Сахароза є важливим харчовим продуктом. У великих кількостях її добувають із цукрового буряка і цукрової тростини.

Полісахариди - це продукти конденсації великої кількості молекул моносахаридів. Найважливішими природними полісахаридами є крохмаль і целюлоза.

Крохмаль. Крохмаль міститься у багатьох рослинах. Його багато в зернових культурах (рисі, кукурудзі, пшениці) і в картоплі, з якої крохмаль звичайно добувають у промисловості. У рослинах крохмаль утворюється в результаті фотосинтезу. За зовнішнім виглядом крохмаль - білий порошок. У воді не розчинний. У гарячій воді крахмаль набрякає і утворює клейстер, який є колоїдним (неістинним) розчином.

Крохмаль - це суміш двох полісахаридів однакового складу (C₆H₁₀O₅)_n, - амілози і амілопектину.

Амілоза - лінійний полімер, що складається із залишків глюкози в β - формі:

 

Амілопектин також побудований із залишків α- глюкози, проте ці залишки сполучаються іншим способом, утворюючи розгалужену структуру:

Масова частка амілози в крохмалі звичайно становить 10-20%, амілопектину 80-90%. З будови макромолекул амілози і амілопектину видно, що в крохмалі немає карбонільних груп, тому він не виявляє хімічних властивостей, типових для альдегідів і кетонів.

Для крохмалю (і для всіх полісахаридів) характерний гідроліз. При частковому гідролізі крохмалю утворюються декстрини - полісахариди складу (С₆Н₁₀О₅)_n, молекулярна маса яких менша, ніж крохмалю. Декстрини утворюються також під час термічної обробки крохмалю. В результаті повного гідролізу крохмалю H⁺

утворюється глюкоза: (С₆Н₁₀O₅)_n+nН₂0→.nC₆H₁₂O₆

Повний гідроліз крохмалю здійснюється при наявності кислот. Гідроліз крохмалю до глюкози відбувається в процесі травлення. Глюкоза всмоктується кишками, поступає в кров і накопичується в печінці, перетворюючись там на тваринний полісахарид - глікоген. Вуглеводи з печінки йдуть на живлення всіх тканин організму.

Специфічною реакцією є взаємодія з йодом. При цьому крохмаль утворює сполуку, що має темно-синє забарвлення. Цю реакцію використовують для якісного визначення крохмалю і йоду.

Крохмаль використовується в харчовій промисловості. З нього добувають глюкозу, дестрини і патоку - продукт неповного гідролізу крохмалю (суміш глюкози і декстринів). Целюлоза входить до складу багатьох рослинних організмів. Волокна бавовнику складаються в основному з целюлози (її масова частка 98%). Целюлоза становить приблизно половину маси деревини, утворюючи оболонку рослинних клітин. У траві і листі дерев міститься 10-25% целюлози. Природна целюлоза - це тверда біла волокниста речовина. У воді практично нерозчинна.

Целюлоза складається із структурних залишків β-глюкози, сполучених у лінійні макромолекули:

 

Склад целюлози передається такою самою формулою, як і крохмалю, (С₆Н₁₀С₅)_n. Целюлоза піддається гідролізу при нагріванні з розчинами неорганічних кислот:

 

Як і при гідролізі крохмалю, кінцевий продукт гідролізу целюлози - глюкоза. До складу кожної структурної ланки целюлози входять три гідроксильні групи, тому целюлоза може давати складні ефіри з органічними і неорганічними кислотами:

 

Трицетат целюлози Трицітрат целюлози

Целюлоза добре горить, утворюючи С0₂ і воду. Під час термічної обробки целюлози без доступу повітря утворюються деревне вугілля, вода і ряд органічних речовин, наприклад метанол, ацетон, оцтова кислота. Целюлоза має різноманітне застосування. У вигляді деревини вона є важливим будівельним матеріалом. У свою чергу, з деревини виділяють целюлозу, що йде на виробництво паперу і картону. З целюлози бавовнику та льону виробляють нитки і тканини.

Ефір целюлози та оцтової кислоти (триацетат) застосовують у виробництві кіноплівки та електроізоляційної плівки. Крім того, з цього поліфіру виробляють ацетатне волокно - важливий текстильний матеріал. З целюлози добувають і штучні волокна - віскозне та мідно-аміачне. При добуванні цих волокон целлюлозу спочатку переводять у розчинну сполуку, а погім регенерують. Тому волокна обох цих видів - чиста целюлоза.

Широке застосування мають ефіри целюлози з азотною кислотою. Тринітрат целюлози - вибухова речовина, застосовується у виробництві пороху. Суміш моно- і динітратів целюлози використовують у виробництві целулоїду, лаків, вибухових речовин.

Гідролізом целюлози в промисловості виробляють глюкозу, бродінням якої добувають етиловий спирт.

 

Лекція № 12

Тема: Аміни. Амінокислоти. Білки.

Мета: Вивчити властивості амінів, їх склад, добування і значення. Розглянути властивості діамінів, амідів кислот і нітрилів. Вивчити властивості амінокислот, їх добування та застосування. Навчитися складати структурні формули амінокислот, та називати їх за замістковою номенклатурою. Вивчити якісні реакції на білки, структуру білка, значення білків.

План:

1. Аміни, їх характеристика.

2. Властивості амінів.

3. Анілін, його характеристика, властивості і значення.

4. Амінокислоти їх характеристика, властивості.

5. Амінокислоти білків.

6. Добування та застосування амінокислот.

7. Структура білка. Класифікація білків.

8. Кольорові реакції білків.

9. Значення білків.

Література.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С .391-404

 

Азоновмістні органічні сполуки.

1) нітрозосполуки R-N=0; 2) нітросполуки 3) аміни: первинні R-NH2

Лекція № 13

Тема: Хімія та їжа: вітаміни, харчові добавки. Хімія та здоров’я: лікарські препарати.

Мета: Вивчити хімічний склад продуктів харчування та принципи застосування медичних препаратів.

План:

1.Хімічний склад продуктів харчування.

2.Вітаміни та харчові добавки.

3.Застосування медичних препаратів.

Література.

Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С .391-404

 

Енергетичні витрати організму мають компенсуватися надходженням енергії з їжею. До складу повноцінного раціону входять поживні речовини п’яти класів: вуглеводи, жири, білки, вітаміни, неорганічні речовини та мікроелементи. Збалансоване харчування означає, що в їжі є білки, жири й вуглеводи у співвідношенні 1:1:4.

Слід урахувати, що для нормального харчування необхідно понад 40 різних так званих незамінних речовин. Це ті речовини, яких організм людини та тварини сам синтезувати не може. До них належать 10 амінокислот, 12 вітамінів, більш ніж 20 неорганічних елементів та кілька полі ненасичених жирних кислот.

Організм людини не може тривалий час обходитися без води, мінеральних речовин, вуглеводів, ліпідів, білків, вітамінів та харчових волокон, оскільки вони є корисними і необхідними для обміну речовин, росту і розвитку.

Хімічний склад їжі.

За умови раціонального харчування білки мають становити 11 – 13% добової калорійності раціону людини. Білки, що містяться в різних продуктах… Жири – це пластичний матеріал і джерело енергії в організмі. За нормальних… Вуглеводи – основне джерело енергії, і тому їх уживають приблизно в чотири рази більше, ніж білків та жирів. За умови…

Правила зберігання та застосування лікарських препаратів

1. Лікарські препарати призначаються лікарем, їх не можна використовувати на власний розсуд.

2. Необхідно уважно ознайомитися з інструкцією із застосування ліків та дотримуватися її.

3. Слід ураховувати термін придатності ліків. Ліки необхідно періодично продивлятися та викидати непридатні для застосування.

4. Зберігати ліки слід у спеціальній шафці із замком, розмістивши на різних полицях ліки для зовнішнього та внутрішнього застосування. Якщо в інструкції написано, що ліки необхідно зберігати у холодильнику, то слід виділити для них у холодильнику спеціальне місце.

5. Ліки мають зберігатися в недоступних для дітей місцях.