1.7.1 Основные сведения по общей химии У истока основных понятий химии стоит атомно-молекулярное учение, которое дает определение молекулы и атома: Молекула — это наименьшая частица определенного вещества, которая обладает его химическими свойствами. Состав и химическое строение молекулы определяют ее химические свойства. Все вещества состоят из молекул, а молекулы из атомов. Атом – это наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ, это электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра атома и отрицательно заряженных электронов, вращающихся вокруг ядра. Молекулы и атомы находятся в постоянном движении. В настоящее время известно 110 элементов, 89 из которых найдены в природе, остальные получены. Что же такое Химический элемент? Это такой вид атомов, который имеет определенный заряд ядра и строение электронных оболочек. Теперь рассмотрим строение атомного ядра и следующее основное понятие химии. Атомное ядро состоит из протонов (Z) и нейтронов (N), имеет положительный заряд, равный по величине количеству протонов (или электронов в нейтральном атоме) и совпадает с порядковым номером элемента в периодической таблице. Суммарная масса протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N. Существуют химические элементы (изотопы), имеющие одинаковый заряд ядер, но при этом различные массовые числами, что достигается за счет разного числа нейтронов в ядре. Некая совокупность атомов и молекул, их ассоциатов и агрегатов, которые могут находиться в любом из трех агрегатных состояний, образуют вещество. Простые вещества состоят из атомов одного вида, а сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов разного вида и образуются при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов. Встречается явление, при котором один химический элемент может образовывать нескольких простых веществ, различных по свойствам и строению. Это явление называется Аллотропией. В 1814 г Й. Берцелиус предложил использовать химическую формулу — запись состава веществ с помощью химических знаков и индексов. Химическое вещество характеризуется атомной массой, а молекулы — молекулярной массой. Относительная атомная масса (Ar) – это отношение средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C. Относительная молекулярная масса (Mr) — величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов, составляющих химическое соединение, с учетом индексов. Моль вещества (n) — это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится их в 12 г изотопа углерода 12C. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества равно 6,02 • 1023.Эточисло называется числом Авогадро (NA) Молярная масса (M) показывает массу 1 моля вещества и равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества. M=m/n Для более удобного сравнения способности различных элементов к соединению введено понятие химического эквивалента. Это одно из важнейших понятий химии, дадим ему определение: Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента вещества называется эквивалентной массой (mэкв). Эквивалентную массу соединения можно определить по его химической формуле, например, m экв(оксида) = М (оксида)/(число атомов кислорода*2); m экв(основания) = М (основания)/число гидроксильных групп; m экв(кислоты) = М кислоты/число протонов; m экв(соли) = М соли /(число атомов металла*валентность металла). Аналогично можно дать определение понятию эквивалентный объем. Эквивалентный объем – это тот объем, который при данных условиях занимает 1 эквивалент вещества. Так как эквивалент водорода равен 1 моль, а в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; тогда эквивалентный объем водорода равен 22,4/2=11,2 л/моль, для О2 эквивалентный объем равен 5,6 л/моль. Определить эквивалент вещества можно также по его соединению с другим веществом, эквивалент которого известен. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) можно исходя из закона эквивалентов, который гласит, что химические элементы соединяются между собой или замещают друг друга в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов: m1/m2=Мэкв1/ Мэкв2, где где m1 и m2 — массы реагирующих или образующихся веществ, m экв1 и m экв2 — эквивалентные массы этих веществ. Все вещества можно разделить на две категории – чистые и смешанные. К чистым веществам относятся элементы и соединения, состоящие из одинаковых атомов, молекул или ионов. Это вещества с постоянным составом, сохраняющие постоянные свойства. Примерами чистых веществ являются: металлы и инертные газы, состоящие из атомов; вода, состоящая из молекул воды; поваренная соль, состоящая из катионов натрия и анионов хлора. Если в воду подмешать сахар, она перестанет быть чистым веществом, образуется смесь. Смеси состоят из нескольких разных по структуре чистых веществ, которые называются компонентами. Смеси могут иметь любое агрегатное состояние. Например, воздух – это смесь различных газов (кислорода, водорода, азота), бензин – смесь органических веществ, латунь – смесь цинка и меди. Физические явления — это явления, при которых обычно изменяется только агрегатное состояние веществ. Примеры физических явлений — плавление стекла, испарение или замерзание воды. Химические явления — это явления, в результате которых из данных веществ образуются другие вещества. При химических явлениях исходные вещества превращаются в другие вещества, обладающие другими свойствами. Примеры химических явлений — сгорание топлива, гниение органических веществ, ржавление железа, скисание молока. Для начала многих химических реакций необходимо привести в тесное соприкосновение реагирующие вещества. Для этого их измельчают и перемешивают; площадь соприкосновения реагирующих веществ при этом увеличивается. Наиболее тонкое дробление веществ происходит при их растворении, поэтому многие реакции проводят в растворах. Измельчение и перемешивание веществ — только одно из условий возникновения химической реакции. Например, при соприкосновении древесных опилок с воздухом при обычной температуре опилки не загораются. Для того чтобы началась химическая реакция, во многих случаях необходимо нагревание веществ до определённой температуры. Закон сохранения массы веществ В 1905 году А. Эйнштейн показал, что между массой тела (m) и его энергией (E) существует связь, выражаемая уравнением: E=mc2, где c – скорость света в вакууме. в Закон сохранения массы вещества заключается в следующем: масса веществ, вступающих химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон постоянства состава вещества Закон постоянства состава вещества является одним из главных законов химии. Он вытекает из атомно-молекулярного учения. Его суть заключается в том, что вещества состоят из одних и тех же молекул, потому и состав таких веществ постоянен. Современная формулировка закона заключается в следующем: всякое чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Чистое вещество в данном случае – вещество, в котором отсутствует даже малое количество примеси. При образовании из двух элементов нескольких соединений атомы этих элементов соединяются друг с другом в молекулы различного, но определенного состава. Например, азот с кислородом образует шесть соединений. Закон постоянства состава вещества имеет значимое практическое значение. Он позволяет выводить химические формулы. Закон Авогадро и следствия из него Пусть температура постоянна (T=const), давление не изменяется (p=const), объем постоянный (V=const): (N) - число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро. Закон Авогадро звучит следующим образом: В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул. Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро. Предпосылкой для этого стало правило кратных отношений: при одинаковых условиях объемы газов, вступающих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д. Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений: Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа. Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI). Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов — кислорода, водорода, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные — инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится. Парциальное давление Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis — частичный). Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па, t = 0 °С или 273 К. Следствия из закона Авогадро Следствие 1 из закона Авогадро. Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом Vμ Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью D Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа m1 и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам D и m2 можно найти молярную массу исследуемого газа: m1=D⋅m2 Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа Vμ=22,4 л/моль. Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно: μH2=2⋅10−3кгмоль μvozd=29⋅10−3кгмоль Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое p=105Па=760 мм рт.ст, t=0oC) молярный объем любого идеального газа: RTp=Vμ=22,4⋅10−3м3моль=22,4лмоль Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях: nL=NAVμ=2,686754⋅1025м−3,называют числом Лошмидта. Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях. Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково. Рассмотрим реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с серной кислотой: 2Al(OH)3+3H2SO4= Al2(SO4)3+6H2O. Из уравнения следует, что 2 моль Al(OH)3 взаимодействует с 3 моль H2SO4, при этом образуется 1 моль Al2(SO4)3 и 6 моль H2O. Таким образом, количество моль реагентов и продуктов (пропорциональное стехиометрическим коэффициентам в уравнении) обычно неодинаково. Теперь рассмотрим число моль эквивалентов веществ, участвующих в данной реакции. 6 Моль эквивалентов Al(OH)3 взаимодействует с 6 моль эквивалентов H2SO4, при этом образуется 6 моль эквивалентов Al2(SO4)3 и 6 Моль эквивалентов H2O. Таким образом, количество моль эквивалентов реагентов и продуктов всегда одинаково. Валентность химических элементов – это способность атомов элемента образовывать химические связи, то есть присоединять к себе другие атомы. Количественной мерой валентности является число связей, которые образует данный атом с другими атомами или атомными группами. В настоящее время валентность представляет собой число ковалентных связей (в том числе возникших и по донорно-акцепторному механизму), которыми данный атом соединен с другими. При этом не учитывается полярность связей, а значит, валентность не имеет знака и не может быть равной нулю. Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если считать, что связь в нём ионная. Степень окисления равна числу электронов, смещённых от атома или к атому. Если электроны смещаются от атома, то его степень окисления положительная. Положительную степень окисления в соединениях имеет атом менее электроотрицательного элемента. Если смещение электронов происходит к атому, то его степень окисления отрицательная. Обрати внимание! В простых веществах сдвига электронов нет, и степень окисления атомов равна 0. Значение степени окисления указывают над знаком химического элемента: Ca+2O−2, N02 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Существуют две формулировки классическая и современная. периодического закона химических элементов: Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов. Современная: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера). Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы. Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров. В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом. Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента. Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз: усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические; возрастает атомный радиус; возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных электроотрицательность падает. кислот; В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента: электроотрицательность возрастает; металлические свойства убывают, неметаллические возрастают; атомный радиус падает. Итак, в периодической зависимости находятся такие свойства атома, которые связанны с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность. Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов. Неметалличность атома увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. В связи с этим основные свойства оксидов уменьшаются, а кислотные свойства увеличиваются в том же порядке — при движении слева направо и снизу вверх. При этом кислотные свойства оксидов тем сильнее, чем больше степень окисления образующего его элемента По периоду слева направо основные свойства гидроксидов ослабевают,по главным подгруппам сверху вниз сила оснований увеличивается. При этом, если металл может образовать несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления металла, основные свойства гидроксидов ослабевают. По периоду слева направо увеличивается сила кислородосодержащих кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила кислородосодержащих кислот уменьшается. При этом сила кислоты увеличивается с увеличением степени окисления образующего кислоту элемента. По периоду слева направо увеличивается сила бескислородных кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила бескислородных кислот увеличивается. Окси́д (синонимы: о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2. Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами также является класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом. Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называют пероксидами или перекисями (содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О− и озонидами (содержат группу О−. Они, строго говоря, не относятся к категории оксидов. Основание — химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда ) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса). В узком смысле под основаниями понимают осно́вные гидроксиды — сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах отщепляется только один вид анионов — гидроксид-ионы OH. Частным случаем оснований являются щёлочи — гидроксиды щелочных, щелочноземельных металлов, а также некоторых других элементов, например, таллия. Реакции оснований с кислотами называют реакциями нейтрализации. Кислоты — химические соединения , способные отдавать катион водорода (кислоты Брёнстеда), либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса). Соли — сложные вещества, состоящие из катионов металлов и анионов кислотных остатков. ИЮПАК определяет соли как химические соединения, состоящие из катионов и анионов. Есть ещё одно определение: солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды. Родство и взаимосвязь химических превращений подтверждается генетической связью между классами неорганических веществ. Одно простое вещество в зависимости от класса и химических свойств образует цепочку превращений сложных веществ – генетический ряд. Неорганические вещества Соединения, не имеющие углеродного скелета, характерного для органических веществ, называются неорганическими или минеральными веществами. Все минеральные соединения классифицируются на две обширные группы: простые, состоящие из атомов одного элемента; сложные, включающие атомы двух и более элементов. К простым соединениям относятся: металлы (K, Mg, Ca); неметаллы (O2, S, P); инертные газы (Kr, Xe, Rn). Вещества и их свойства Сложные вещества имеют более разветвлённую классификацию, приведённую в таблице. Кла Подкласс Примеры Окс Основные CaO, Na2O Кислотные CO2, SO3 Амфотерные ZnO, Al2O3 сс иды Гид роксиды Нерастворимые основания Mg(OH)2, Cu(OH)2 Щёлочи NaOH, Ba(OH)2 Амфотерные Zn(OH)2, Fe(OH)3 Кис лоты Бескислородные HCl, H2S, HCN Кислородсодержа HNO3, H2SO4 щие Сол и Основные (комплексные) Zn(OH)Cl, Cu2(OH)2CO3 Кислые NaHSO3, CaHPO4 Средние Na2SO4, Ca3(PO4)2 ! Амфотерные металлы образуют соответствующие оксиды и гидроксиды. Амфотерные соединения проявляют свойства кислот и оснований. Простые вещества – металлы и неметаллы – образуют цепочки превращений, отражающие генетическую связь неорганических веществ. Посредством химических реакций присоединения, замещения и разложения образуются новые более простые или сложные соединения. Каждое звено цепочки связано с предыдущим наличием простого вещества. Различие между двумя типами генетических рядов заключается в реакции с водой: металлы образуют растворимые и нерастворимые основания, неметаллы – кислоты. Рис. 3. Схема генетической связи между классами. ! С помощью цепочки превращения можно получить средние (нормальные) или кислые соли. Комплексные соли могут включать несколько атомов металлов и неметаллов. Вода. Водные растворы Вода в природе находится в непрерывном взаимодействии с окружающей средой и представляет собой раствор многих веществ, в том числе солей, газов, а также веществ органического происхождения. Молекулы воды могут вступать во взаимодействие с ионами или молекулами растворённых веществ, образуя соединения - гидраты. Такая гидратная вода иногда очень прочно связана с растворённым веществом и при выделении из раствора входит в состав кристаллов. Кристаллические вещества, содержащие в своем составе воду, называют кристаллогидратами. Вода, входящая в структуру таких кристаллов, называется кристаллизационной. Состав кристаллогидратов обычно выражают, указывая число молекул кристаллизационной воды, приходящейся на одну молекулу вещества, например, формула кристаллогидрата сульфата меди CuS04∙ 5Н20. Иногда одно вещество способно образовывать кристаллогидраты, содержащие различное число молекул кристаллизационной воды. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода (Н2О), соединённых ковалентными полярными связями, угол между которыми равен 104,54°. Молекула воды является полярной: та часть молекулы, где находится атом кислорода, имеет некоторый отрицательный заряд, а та часть, где располагаются атомы водорода, - равный по величине положительный заряд (обычно частичные заряды в подобных случаях обозначают символами σ + и σ-). То есть молекула воды - диполь. За счёт взаимного электростатического притяжения отрицательно заряженных атомов кислорода и положительно заряженных атомов водорода разных молекул между ними образуются множественные разнонаправленные водородные связи. Эти связи объединяют молекулы воды друг с другом и объясняют различные аномальные свойства воды. Молекулы в воде находятся не в индивидуальном состоянии, а образуют ассоциаты (соединения) из множества молекул Н20 различного состава и структуры, объединённых водородными связями. Вода в природе встречается в трёх агрегатных состояниях - жидком, твёрдом (лёд) и газообразном (пары воды). При этом температуры плавления и кипения воды являются аномально высокими по сравнению с другими веществами сравнимой или даже более высокой молекулярной массы. Ожидаемая температура кипения воды составляет всего 90°. Однако реальная температура кипения (100°) намного выше. Это объясняют водородными связями, объединяющими все молекулы. Разрыв этих связей требует дополнительных затрат энергии. Жидкая вода имеет наибольшую плотность (1000 кг/м3) при 4°. При повышении температуры плотность воды снижается за счёт постепенного разрыва части водородных связей. Но даже при испарении молекулы воды переходят в газовую фазу не по одной, а целыми ассоциатами (группами), состоящими из молекул, объединённых сохраняющимися водородными связями. Если воду освободить от взвешенных частиц и растворенных газов, а затем равномерно нагревать, не встряхивая, то можно достичь температуры значительно выше 100°, прежде чем вода бурно закипит. При охлаждении воды ниже 0° она также не всегда сразу замерзает. Для начала кипения или кристаллизации необходимы так называемые "зародыши", которыми могут быть мелкие кристаллики или пылинки, находящиеся в жидкости. Если же таковых нет, то может произойти перегрев или переохлаждение воды. В твёрдом состоянии вода (лёд) имеет кристаллическую решётку, в которой каждая молекула окружена четырьмя другими молекулами воды. В результате лёд является веществом с низкой плотностью (900 кг/м3). При его плавлении разрывается около 15% имеющихся водородных связей, а пустоты внутри каркаса льда заполняются молекулами воды. Поэтому плотность жидкой воды превышает плотность льда, и плавление льда сопровождается уменьшением объёма до 9- 10%. При замерзании воды, наоборот, происходит увеличение объёма. Необходимо учитывать, что при замерзании воды в насыщенных ею материалах, ёмкостях или трубах возникающее при увеличении объёма давление настолько велико, что вызывает их разрушение. Чистая вода характеризуется наибольшей из всех жидких и твёрдых веществ (за исключением аммиака) теплоёмкостью. Поэтому для нагревания воды требуется затратить больше тепла, чем для нагревания равного по массе количества какой-либо другой жидкости или твёрдого тела (при охлаждении вода отдаёт больше тепла, чем равное количество любого твёрдого и жидкого вещества). Теплопроводность воды также значительно больше, чем у других жидкостей 0,63 Вт/(м • К). Электропроводность же воды очень мала, но заметно возрастает при повышении температуры и давления. С увеличением температуры снижается и вязкость воды (при 20° равна 1,01 • 103 Пас). Скорость химической реакции и факторы, влияющие на нее Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Основными из них являются: природа и концентрация реагирующих веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов и поверхность реагирующих веществ в случае гетерогенных реакций. Температура При повышении температуры в большинстве случаев скорость химической реакции значительно возрастает. В XIX в. голландский химик Я. X. Вант- Гофф сформулировал правило: Повышение температуры на каждые 10 °С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурным коэффициентом реакции). При повышении температуры средняя скорость молекул, их энергия, число столкновений увеличиваются незначительно, зато резко повышается доля «активных» молекул, участвующих в эффективных соударениях, преодолевающих энергетический барьер реакции. Математически эта зависимость выражается соотношением: где vt1 и vt2 — скорости реакции соответственно при конечной t2 и начальной t1 температурах, а γ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 10 °С. Однако для увеличения скорости реакции повышение температуры не всегда применимо, т. к. исходные вещества могут начать разлагаться, могут испаряться растворители или сами вещества и т. д. Эндотермические и экзотермические реакции Реакция метана с кислородом воздуха, как известно, сопровождается выделением большого количества тепла. Поэтому ее используют в быту для приготовления пищи, нагревания воды и отопления. Природный газ, поступающий в дома по трубам, на 98% состоит именно из метана. Реакция оксида кальция (СаО) с водой тоже сопровождается выделением большого количества тепла. О чем могут говорить эти факты? При образовании новых химических связей в продуктах реакции выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв химических связей в реагентах. Избыток энергии выделяется в виде тепла, а иногда и света. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + Q (энергия (свет, тепло)); СаО + Н2О = Са(ОН)2 + Q (энергия (тепло)). Такие реакции должны протекать легко (как легко катится под гору камень). Реакции, в которых энергия выделяется, называются экзотермическими (от латинского «экзо» – наружу). Например, многие окислительно-восстановительные реакции являются экзотермическими. Одна из таких красивых реакций — внутримолекулярное окислениевосстановление, протекающее внутри одной и той же соли — дихромата аммония (NH4)2Cr2O7: (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O + Q (энергия). Другое дело – обратные реакции. Они аналогичны закатыванию камня в гору. Получить метан из CO2 и воды до сих пор не удается, а для получения негашеной извести СаО из гидроксида кальция Са(ОН)2 требуются сильное нагревание. Такая реакция идет только при постоянном притоке энергии извне: Са(ОН)2 = СаО + Н2О — Q (энергия (тепло)) Это говорит о том, что разрыв химических связей в Ca(OH)2 требует большей энергии, чем может выделиться при образовании новых химических связей в молекулах CaO и H2O. Реакции, в которых энергия поглощается, называются эндотермическими (от «эндо» – внутрь). Концентрация реагирующих веществ Изменение давления при участии в реакции газообразных веществ также приводит к изменению концентрации этих веществ. Чтобы осуществилось химическое взаимодействие между частицами, они должны эффективно столкнуться. Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений и, соответственно, выше скорость реакции. Например, в чистом кислороде ацетилен сгорает очень быстро. При этом развивается температура, достаточная для плавления металла. На основе большого экспериментального материала в 1867 г. норвежцами К. Гульденбергом и П. Вааге и независимо от них в 1865 г. русским ученым Н. И. Бекетовым был сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции. Этот закон называют также законом действующих масс. Для реакции А + В = D этот закон выразится так: Для реакции 2А + В = D этот закон выразится так: Здесь СА, СВ — концентрации веществ А и В (моль/л); k1 и k2 — коэффициенты пропорциональности, называемые константами скорости реакции. Физический смысл константы скорости реакции нетрудно установить — она численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л или их произведение равно единице. В таком случае ясно, что константа скорости реакции зависит только от температуры и не зависит от концентрации веществ. Закон действующих масс не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т. к. они реагируют на поверхности и их концентрации обычно являются постоянными. Например, для реакции горения угля выражение скорости реакции должно быть записано так: т. е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода. Если же уравнение реакции описывает лишь суммарную химическую реакцию, проходящую в несколько стадий, то скорость такой реакции может сложным образом зависеть от концентраций исходных веществ. Эта зависимость определяется экспериментально или теоретически на основании предполагаемого механизма реакции. Действие катализаторов Можно увеличить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют механизм реакции и направляют ее по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации. Их называют катализаторами (от лат. katalysis — разрушение). Катализатор действует как опытный проводник, направляющий группу туристов не через высокий перевал в горах (его преодоление требует много сил и времени и не всем доступно), а по известным ему обходным тропам, по которым можно преодолеть гору значительно легче и быстрее. Обратимые и необратимые реакции Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например: 3H2 + N2 ⇆ 2NH3 Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция N2O4 ⇆ 2NO2 складывается из элементарных реакций N2O4 ⇆ 2NO2 и 2NO2 ⇆ N2O4 Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии. Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании 2КСlО3 > 2КСl + ЗО2, Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых: 1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например ВаСl2 + Н 2SО 4 = ВаSО4↓ + 2НСl Na 2CO 3+ 2HCl = 2NaCl + CO2↓ + H2O 2) образуется малодиссоциированное соединение, например вода: НСl + NаОН = Н2О + NаСl 3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния Mg +1/2О2= МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А2 + В2 ⇄ 2AB Рассмотрим химическое равновесие на примере реакции взаимодействия водорода с йодом: прямая реакция – H2 + I2 ↔ 2HI; обратная реакция – 2HI ↔ H2 + I2. Как только смешиваются два реагента – водород и йод – йодоводорода ещё не существует, так как простые вещества только вступают в реакцию. Большое количество исходных веществ активно реагируют друг с другом, поэтому скорость прямой реакции будет максимальной. При этом обратная реакция не протекает, и скорость её равна нулю. При́нцип Ле Шателье́ — Бра́уна (1884 г) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия. Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном. Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца, явление Пельтье). Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия. Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров: 1. температуры системы, то есть при её нагревании или охлаждении 2. давления в системе, то есть при её сжатии или расширении 3. концентрации одного из участников обратимой реакции Константа равновесия химической реакции Количественная характеристика, показывающая направление реакции и смещение концентрации веществ, называется константой равновесия химической реакции. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагентов. Расчёт константы В состоянии равновесия обе реакции идут, но при этом концентрации веществ находятся в равновесии (образуются равновесные концентрации), так как уравновешенны скорости (νпр = νобр). Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия, которая выражается сводной формулой: Kp = kпр / kобр = const. Константы скорости реакции можно выразить через соотношение скорости реакции. Возьмём условное уравнение обратной реакции: aA + bB ↔ cC + dD. Тогда скорости прямой и обратной реакции будут равны: νпр = kпр ∙ [A]pa ∙ [B]pb νобр = kобр ∙ [C]pc ∙ [D]pd. Соответственно, если νпр = νобр, то kпр ∙ [A]pa ∙ [B]pb = kобр ∙ [C]pc ∙ [D]pd. Отсюда можно выразить соотношение констант: kобр / kпр = [C]pc ∙ [D]pd / [A]pa ∙ [B]pb. Это соотношение равно константе равновесия: Kp = [C]pc ∙ [D]pd / [A]pa ∙ [B]pb. Формула константы равновесия ! Величина показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции. Общие свойства металлов Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются: благородные металлы (серебро, золото, платина); щелочные металлы периодической системы); (металлы, образованные элементами IА группы щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий). Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя). Ряд активности металлов Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb H2 Cu, Hg, Ag, Pt, Au активные металлы средней неактивные металлы активности металлы 1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является. 2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее). 3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. 4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой. К элементам главной подгруппы I группы относятся литий, натрий, рубидий, цезий, франций. Металлические свойства. От лития к францию увеличивается радиус атома с увеличением порядкового номера элемента. Электронная конфигурация валентного слоя атомов равна ns-1 (литий – s-1, натрий - 2s-1, франций - 7s-1) Железо Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства. Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС. Галогены Галогены элементы VIIA группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко. Все галогены относятся к неметаллам. В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по 7 электронов: F +9)2)7 Cl +17)2)8)7 Br +35)2)8)18)7 I +53)2)8)18)18)7 Валентные электроны галогенов образуют три электронные пары, а один электрон внешнего энергетического уровня остаётся неспаренным. С возрастанием порядкового номера от фтора к иоду увеличиваются радиусы атомов, снижается их электроотрицательность. Значит, неметаллические свойства галогенов по группе сверху вниз ослабевают. До завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает только одного электрона, поэтому им наиболее характерна степень окисления –1. У фтора электроотрицательность больше, чем у остальных элементов, и поэтому степень окисления –1 — его единственная возможная степень окисления в соединениях. Атомы других галогенов способны также и отдавать валентные электроны, проявляя при этом положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. Так, положительные степени окисления атомы хлора проявляют в соединениях с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом. Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью. Се́ра — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны, также пникти́ды — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы). В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и искусственно полученный радиоактивный Московий Mc. Элементы главной подгруппы V группы имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка. Подгру́ппа углеро́да — химические элементы 14-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы IV группы). В группу входят углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn, свинец Pb и недавно открытый искусственный радиоактивный элемент флеровий Fl. Основы органической химии Известно, что все сложные вещества условно можно разделить на органические и неорганические. В состав неорганических веществ может входить любой элемент периодической системы. Основными классами неорганических веществ являются оксиды, кислоты, основания и соли. Свойства этих веществ были рассмотрены в первых двух разделах. В состав органических веществ обязательно входит атом углерода, который в подавляющем числе органических соединений образует цепи. Эти цепи имеют разную длину и разное строение, поэтому органических соединений теоретически может быть бесчисленное множество. Основу любого органического соединения составляет углеводородная цепь, которая может соединяться с функциональными группами. Свойства органического соединения описывают по схеме: определение; гомологический ряд; изомерия; номенклатура (названия); строение молекулы (углеводородной цепи и функциональных групп); свойства, связанные со строением o функциональной группы; o углеводородного радикала; особые свойства; получение и применение. Уже первые исследователи органических веществ отмечали особенности этих соединений. Во-первых, все они при сжигании образуют углекислый газ и воду, значит, все они содержат атомы углерода и водорода. Во-вторых, эти соединения имели более сложное строение, чем минеральные (неорганические) вещества. В-третьих, возникали серьёзные затруднения, связанные со способами получения и очистки этих соединений. Полагали даже, что органические соединения невозможно получить без участия «жизненной силы», которая присуща только живым организмам, то есть органические соединения нельзя, казалось, получить искусственно. И, наконец, были обнаружены соединения одинакового молекулярного состава, но различные по свойствам. Такое явление не было характерно для неорганических веществ. Если для неорганического вещества известен состав, то известны и его свойства. К середине 19-го века было создано немало теорий, авторы которых пытались объяснить эти и другие особенности органических соединений. Одной из таких теорий стала теория химического строения Бутлерова*. * Бутлеров Александр Михайлович (15.09.1928–17.08.1886) — русский химик. Создал теорию химического строения органических веществ, лежащей в основе современной химии. Предсказал изомерию многих органических соединений, заложил основы учения о таутомерии. Некоторые её положения были изложены А. М. Бутлеровым в 1861 году на конференции в г. Шпейере, другие были сформулированы позже в научных работах А. М. Бутлерова. В целом, основные положения этой теории в современном изложении можно сформулировать так. 1. Атомы в молекулах располагаются в строгом порядке, согласно их валентности. 2. Атом углерода в органических молекулах всегда имеет валентность равную четырём. 3. Порядок соединений атомов в молекуле и характер химических связей между атомами называется химическим строением. 4. Свойства органических соединений зависят не только от того, какие атомы и в каких количествах входят в состав молекулы, но и от химического строения: вещества разного строения имеют разные свойства; вещества похожего строения имеют похожие свойства. 5. Изучая свойства органических соединений, можно сделать вывод о строении данного вещества и описать это строение одной-единственной химической формулой. 6. Атомы в молекуле влияют друг на друга, и это влияние сказывается на свойствах вещества. При изучении органической химии нужно чаще вспоминать эти положения и, прежде чем описывать свойства какого-либо вещества, следует указать его строение при помощи химической формулы, в которой будет показан порядок соединения атомов в молекуле — графическая формула. Особенности строения органических соединений Органическая химия изучает строение молекул и свойства соединений углерода, кроме самых простых (угольная и синильная кислоты и их соли). В состав неорганических соединений могут входить любые из 114 известных в настоящее время химических элементов. Сейчас известно более 0,5 млн неорганических веществ. В состав органических молекул обычно входят атомы 6 химических элементов: C, H, O, N, P, S. И тем не менее в настоящее время известно более 20 миллионов органических соединений. Почему органических веществ так много? Поскольку в состав любого органического соединения входит атом углерода, попробуем найти ответ на этот вопрос, рассмотрев особенности строения атома углерода. Углерод — химический элемент 2-го периода, IV группы Периодической системы химических элементов Менделеева, следовательно, строение его атома можно изобразить так: Таким образом, на внешнем уровне атома углерода находится четыре электрона. Являясь неметаллом, атом углерода может и отдавать четыре электрона, и принимать до завершения внешнего уровня также четыре электрона. Поэтому: атом углерода в органических соединениях всегда четырёхвалентен; атомы углерода способны соединяться друг с другом, образуя цепи различной длины и строения; атомы углерода соединяются друг с другом и с другими атомами при помощи ковалентной связи, которую в формуле обозначают чёрточкой; так как валентность атома углерода равна четырём, — общее число чёрточек (химических связей) у одного атома углерода тоже равно четырём. В состав углеродных цепочек может входить разное число атомов углерода: от одного до нескольких тысяч. Кроме того, цепочки могут иметь разное строение: Между атомами углерода могут возникать химические связи разного типа: Поэтому всего лишь четыре (!) атома углерода могут образовать более 10 соединений разного строения, даже если в состав таких соединений будут входить только атомы углерода и водорода. Эти соединения будут иметь, например, следующие «углеродные скелеты»: Классификация органических соединений Поскольку органических соединений очень много, их классифицируют по разным признакам: по строению углеродной цепи — линейные, разветвлённые, циклические соединения; по типу химической связи — предельные, непредельные и ароматические соединения; по составу — углеводороды, кислородсодержащие соединения, азотсодержащие соединения и другие. В данном пособии будут рассмотрены свойства соединений различных классов, поэтому определения и примеры будут даны позднее. Формулы органических соединений Формулы органических соединений можно изображать по-разному. Состав молекулы отражает молекулярная (эмпирическая) формула: Но эта формула не показывает расположения атомов в молекуле, т. е. строения молекулы вещества. А в органической химии это понятие — химическое строение молекулы вещества — самое главное! Последовательность соединения атомов в молекуле показывает графическая (структурная) формула. Например, для вещества строения С4Н10 можно написать две такие формулы: Можно показать все химические связи: Такие развёрнутые графические формулы наглядно показывают, что атом углерода в органических молекулах четырёхвалентен. При составлении графических формул нужно сначала изобразить углеродную цепь, например: Затем чёрточками обозначить валентность каждого атома углерода: У каждого атома углерода должно быть четыре чёрточки! Затем заполнить «свободные» валентности атомами водорода (или другими одновалентными атомами или группами). Теперь можно переписать эту формулу в сокращённом виде: Если вы хотите сразу написать такую формулу для бутана — ничего сложного нет, нужно только считать до четырёх. Изобразив углеродный «скелет», нужно задать себе вопрос: сколько валентностей (чёрточек) имеет данный конкретный атом углерода? Две. Значит, нужно добавить 2 атома водорода: Следует помнить, что графические формулы можно записывать по-разному. Например, графическую формулу бутана можно записать так: или так: и так далее. Поскольку последовательность расположения атомов не нарушилась, то это формулы одного и того же соединения(!) Изомеры — это соединения, которые имеют одинаковый состав, но разное химическое строение, а значит, и разные свойства. Поэтому молекулы органических соединений следует изображать при помощи графических (структурных) формул, так как в этом случае будет видно строение изучаемого вещества, а значит, будет видно, как и за счёт чего происходит химическая реакция. Гомологи — это органические соединения, которые похожи по химическому строению и, значит, по свойствам. Гомологи отличаются друг от друга по составу на группу СН2 или (СН2)n. Убедимся в этом на примере гомологического ряда алкенов: За основу названий органических соединений принимаются названия гомологов-алканов: СН4 — МЕТан, C2H6 — ЭТан, С3Н8 — ПРОПан, С4Н10 — БУТан**, С5Н12 — ПЕНТан**, C6H14 — ГЕКСан**, C7H16 — ГЕПТан**, C8H18 — ОКТан**. ** Для этих соединений имеется ввиду, что они имеют линейное строение. В этих названиях КОРНИ слов (полужирный шрифт) — мет-, эт-, проп- и так далее — указывают на число атомов углерода в цепи: МЕТ — 1 атом углерода, ЭТ — 2 атома углерода, ПРОП — 3 атома углерода и так далее. Правила составления названий углеводородов: 1) выбрать главную цепь: она должна быть самой длинной и самой разветвлённой (содержать максимальное число радикалов); 2) атомы углерода, которые не вошли в состав главной цепи, образуют боковые цепи (радикалы); 3) нумерацию атомов главной (основной) цепи начинают с того конца, от которого ближе кратная связь, а для предельных углеводородов — с того конца, к которому ближе радикал. В любом случае сумма номеров, которые появились в названии, должна быть наименьшей; 4) перед названием радикала ставят номер атома углерода (адрес), с которым он соединён; 5) если одинаковых радикалов несколько, то их число обозначают так: два радикала ди-, три радикала три-, четыре радикала тетра- и т. д.; 6) затем записывают названия соответствующих радикалов (начиная с самых простых) и в конце названия записывают название углеводорода — основной цепи, указывая тип связи и место положения этой связи. Классификация по характеру химических превращений Реакции замещения Реакции присоединения Реакция элиминирования (отщепления) Реакция изомеризации и перегруппировка Реакции окисления Реакции конденсации и поликонденсации Реакции разложения Реакции замещения В ходе реакций замещения один атом или группа атомов в начальной молекуле замещается на иные атомы или группы атомов, образуя новую молекулу. Как правило, такие реакции характерны для насыщенных и ароматических углеводородов, например: Реакции присоединения При протекании реакций присоединения из двух или более молекул веществ образуется одна молекула нового соединения. Такие реакции характерны для ненасыщенных соединений. Различают реакции гидрирования (восстановления), галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации, полимеризации и т.п: 1. Гидрирование – присоединение молекулы водорода: 2. Галогенирование 3. Гидрогалогенирование — присоединение — присоединение молекулы молекулы галогена: галогенводорода: 4. Гидратация — присоединение молекулы воды: 5. Полимеризация – образование высокомолекулярного соединения посредством многократного присоединения низкомолекулярного соединения, например: Реакция элиминирования (отщепления) В результате реакций отщепления органические молекулы теряют атомы или группы атомов, и образуется новое вещество, содержащее одну или несколько кратных связей. К реакциям элиминирования относятся реакции дегидрирования, дегидратации, дегидрогалогенирования и т.п.: 1. водорода: 2. Дегидрирование – отщепления молекулы Дегидратация – отщепление молекулы воды: 3. Дегидрогалогенирования – галогеноводородов: отщепления молекулы Реакции изомеризации и перегруппировка В ходе таких реакций происходит внутримолекулярная перестройка, т.е. переход атомов или групп атомов с одного участка молекулы в другое без изменения молекулярной формулы вещества, участвующего в реакции, например: Реакции окисления В результате воздействия окисляющего реагента происходит повышение степени окисления углерода в органическом атоме, молекуле или ионе процесс за счет отдачи электронов, вследствие чего образуется новое соединение Реакции конденсации и поликонденсации Заключаются во взаимодействии нескольких (двух и более) органических соединений с образованием новых С-С связей и низкомолекулярного соединения: Поликонденсация – образование молекулы полимера из мономеров, содержащих функциональные группы с выделением низкомолекулярного соединения. В отличие от реакции полимеризации, в результате которых образуется полимер, имеющий состав, аналогичный мономеру, в результате реакций поликонденсации состав образованного полимера отличается от его мономера: Реакции разложения Это процесс расщепления сложного органического соединения на менее сложные или простые вещества: С18H38 → С9H18 + С9H20 Соединения, содержащие только атомы углерода и водорода, классифицируются на предельные и непредельные углеводороды. Каждая группа включает несколько классов веществ, которые отличаются строением и свойствами. Предельные углеводороды отличаются от непредельных одинарными связями. Атомы углерода в предельных углеводородах соединены простыми одинарными связями. При этом все дополнительные связи атомов углерода заняты водородами. Поэтому предельные углеводороды вступают в реакции присоединения и замещения только под действием катализаторов или высокой температуры. Непредельные углеводороды содержат двойные или тройные связи и могут присоединять дополнительные атомы к местам разрыва кратных связей, превращаясь в предельные углеводороды. К предельным или насыщенным углеводородам относятся алканы и циклоалканы. К непредельным или ненасыщенным углеводородам относятся алкены, алкины, алкадиены. Напомним, что все органические соединения подразделяются на две большие группы: соединения с открытой цепью атомов (алифатические) и циклические соединения. Циклические соединения характерны наличием в их молекулах, так называемых, циклов. Цикл – это замкнутая цепь, т. е. такая цепь, которая, начавшись в некоторой вершине, завершается в ней же. Циклические соединения, в свою очередь, подразделяются на: 1.Карбоциклические соединения алициклические соединения ароматические соединения 2.Гетероциклические соединения Карбоциклические соединения – это соединения, в молекулах которых присутствуют циклы, состоящие только из атомов углерода. Помимо связи друг с другом, атомы углерода также связаны и с другими атомами (водородом, кислородом и т.д), но сам цикл составлен именно из атомов углерода. Это обстоятельство отражено в их названии (Carboneum по латински – углерод). Гетероциклические соединения - это циклические соединения, в циклах которых помимо атомов углерода, присутствуют атомы других элементов (кислорода, азота, серы и др.). И это тоже отражено в их названии (от греч. ετερος — «иной», «различный»). На рисунке выше (справа) в качестве примера гетероциклического соединения приведен Пиридин. Алициклические соединения Алициклические соединения являются одним из двух подвидов карбоциклических соединений. Алициклические соединения называют так потому, что по химическим свойствам они наиболее близки к алифатическим соединениям, хотя по структуре они и являются кольцеобразными. Они различаются по числу атомов углерода в цикле и, в зависимости от характера связи между этими атомами, могут быть предельными и непредельными. В молекулах предельных циклических углеводородов атомы углерода соединены простыми связями, как и в молекулах предельных углеводородов с открытой цепью, что делает их сходными по свойствам с последними. Примерами таких соединений могут служить циклопарафины: Названия циклических соединений строятся подобно наименованиям соединений жирного (алифатического) ряда с добавлением приставки «цикло». Ароматические соединения. Второй подвид карбоциклических соединений – ароматические соединения. Ароматический ряд охватывает все карбоциклические соединения, в молекулах которых присутствует специфическая группировка атомов – бензольное кольцо. Эта группировка атомов обуславливает определённые физические и химические свойства ароматических соединений. Простейшими из них являются бензол С6Н6 и его гомологи, например, толуол (метилбензол) С6Н5-СН3, этилбензол С6Н5-СН2СН3. Общая формула этих соединений СnH2n-2. Характерная особенность структуры бензольного кольца – чередующиеся друг с другом три простые и три двойные связи. Для простоты написания бензольное ядро изображается упрощённо в виде шестиугольника, в котором символы С и Н, относящиеся к кольцу, не пишут: Одновалентный радикал бензола С6Н5-, образующийся при отнятии одного атома водорода от любого углеродного атома бензольного ядра, называют фенилом. Известны ароматические углеводороды с кратными связями в боковых цепях, например стирол, а также многоядерные, содержащие несколько бензольных ядер, например нафталин и антрацен: Или упрощённо: Гетероциклические соединения Гетероциклическими называют соединения с замкнутой цепью, включающие не только атомы углерода, но и атомы других элементов. Представленный на рисунке Пиридин можно рассматривать как бензол, в котором группа -СН заменена атомом азота. Гетероциклические соединения – наиболее многочисленный класс соединений. К ним относятся многие витамины, пигменты, антибиотики, большинство алкалоидов, некоторые аминокислоты и пр. Элементы, которые учавствуют вместе с атомами углерода в образовании цикла, называют гетероатомами. Наиболее распространены и изучены гетероциклические соединения кислорода, серы и азота. В составе гетеромолеклу может быть как один гетероатом, так большее количество: Гетероциклы могут содержать три, четыре, пять, шесть и больше число атомов. Аналогично карбоциклическим соединениям пяти- и шестичленные гетероциклы наиболее стойки. Присутствие гетероатома приводит к нарушению равномерности распределения электронной плотности в цикле. Это обусловливает способность гетероциклических соединений реагировать как с электрофильными, так и с нуклеофильными реагентами (т.е. быть как донором, так и акцептором электронной пары), а также сравнительно легко претерпевать разрывание цикла. Кислородосодержащие органические соединения Кислородсодержа́щие органи́ческие соедине́ния — соединения, содержащие в молекуле связи углерод — водород и углерод — кислород. К кислородсодержащим относится большая часть органических соединений. Классификация Общая формула класса ROH Спирты ROR1 Простые эфиры R(C=O)H Альдегиды R(C=O)R Кетоны R(C=O)O Карбоновые кислоты 1 H Название соединений R(C=O)O Сложные эфиры R1 R(C=O)O (C=O)R1 Ангидриды R(C=O)( Пептиды - Углеводы NH)R1 - Кислородсодержащие гетероциклы Важнейшие представители Формул Название а CH3CH2 Этанол OH CH3COH Ацетальдег ид Уксусная CH3COO кислота H CH3CH2 Диэтиловы OCH2CH3 й эфир CH3COO Этилацетат CH3COO Уксусный ангидрид CH2CH3 COCH3 Фуран Спирты - органические соединения, в состав молекул которых входит одна или несколько гидроксильных групп, соединенных с углеводородным радикалом. По числу гидроксильных групп в молекуле спирты делятся на одноатомные, двухатомные трехатомные и т. д. Одноатомные спирты: CH3—OH метанол (метиловый спирт) CH3CH2—OH этанол (этиловый спирт) Одноатомные спирты Двухатомный спирт: HO—CH2—CH2—OH этандиол-1,2 (этиленгликоль) Трехатомный спирт: пропантриол-1,2,3 (глицерин) Общая формула одноатомных спиртов - R—OH. По типу углеводородного радикала спирты делятся на предельные, непредельные и ароматические. Предельный спирт: Непредельный спирт: Ароматический спирт: CH3CH2CH2—OH пропанол-1 (пропиловый спирт) CH2=CH—CH2—OH пропенол-2,1 (аллиловый спирт) C6H5—CH2—OH фенилметанол (бензиловый спирт) Общая формула предельных одноатомных спиртов - CnN2n+1—OH. Органические вещества, содержащие в молекуле гидроксильные группы, непосредственно связанные с атомами углерода бензольного кольца называются фенолами. Например, C 6H5—OH - гидроксобензол (фенол). По типу атома углерода, с которым связана гидроксильная группа, различают первичные (R—CH2—OH), вторичные (R—CHOH—R') и третичные (RR'R''C—OH) спирты. CnN2n+2O - общая формула и предельных одноатомных спиртов, и простых эфиров. Предельные одноатомные спирты изомерны простым эфирам - соединениям с общей формулой R—O—R'. Важнейшим представителем фенолов является фенол (гидроксобензол, старые названия - гидроксибензол, оксибензол) C6H5—OH. Физические свойства фенола: твердое бесцветное вещество с резким запахом; ядовит; при комнатной температуре заметно растворим в воде, водный раствор фенола называют карболовой кислотой. Альдегиды - органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу — , связанную с атомом Общая формула альдегидов называется альдегидной группой. водорода и углеводородным радикалом. или R—CHO. Функциональная группа альдегидов (—CHO) Кетоны - органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу связанную с двумя углеводородными радикалами. Общая формула кетонов , или R—CO—R'. Альдегиды и кетоны называются карбонильными соединениями, их общая формула CnH2nO. Карбо́новые кисло́ты — класс органических соединений, молекулы которых содержат одну или несколько функциональных карбоксильных групп COOH. Кислые свойства объясняются тем, что данная группа может сравнительно легко отщеплять протон. За редкими исключениями карбоновые кислоты являются слабыми. Например, у уксусной кислоты CH3COOH константа диссоциации равна 1,75⋅10−5. Ди- и трикарбоновые кислоты более сильные, чем монокарбоновые. Оксикислоты (оксикарбоновые кислоты) — карбоновые одновременно содержатся карбоксильная и гидроксильная группы. кислоты, в которых Оксикислоты (спиртокислоты) – это производные карбоновых кислот, содержащие в радикале, соединенном с карбоксилом, одну, две или несколько гидроксильных групп. К оксикислотам относятся винная, лимонная, яблочная, молочная, гликолевая и другие природные кислоты. Простыми эфирами называют класс химических соединений, в которых два углеводородных радикала связаны между собой атомом кислорода (кислородным мостиком). В общем виде формула простых эфиров R—O—R1, где R и R1 — углеводородные радикалы. Для этого класса соединений характерны структурная изомерия, а также межклассовая изомерия со спиртами. Сложными эфирами называют класс химических соединений, который отвечает общей формуле R—C(O)O—R1, где R и R1 — углеводородные радикалы. Таким образом, сложные эфиры можно рассматривать как производные карбоновых кислот, в которых атом водорода карбоксильной группы замещен на углеводородный радикал, или производные спиртов, в которых атом водорода гидроксильной группы замещен на кислотный остаток карбоновой кислоты. Жиры — сложные эфиры глицерина и высших одноатомных карбоновых кислот. Общее название таких соединений — триглицериды или триацилглицерины, где ацил — остаток карбоновой кислоты -C (O) R. В состав природных триглицеридов входят остатки насыщенных (предельных) кислот (пальмитиновой C15H31COOH, стеариновой C17H35COOH) и ненасыщенных (непредельных) кислот (олеиновой C17H33COOH, линолевой C17H29COOH). Общая формула жиров (триглицеридов): где R1, R2, R3 – углеводородные радикалы высших карбоновых кислот. Углеводы – органические соединения, состоящие из нескольких карбонильных (-СО) и гидроксильных (-ОН) групп. Элементы, образующие углевод: углерод; водород; кислород. Общая формула углеводов – Cn(H2O)m. Минимальное количество атомов углерода и кислорода – три. Соотношение водорода и кислорода всегда 2:1, как в молекуле воды. Источником углеводов является процесс фотосинтеза. Углеводы составляют 80 % сухой растительной массы и 2-3 % – животной. Углеводы входят в состав АТФ – универсального источника энергии. Виды Углеводы – многочисленная группа органических веществ. Они классифицируются по двум признакам: количеству атомов углерода; количеству структурных единиц. В зависимости от количества атомов углерода в одной молекуле (структурной единице) выделяют: триозы; тетрозы; пентозы; гексозы; гептозы. Молекула может включать до девяти атомов углерода. Наиболее значимыми являются пентозы (C5H10O5) и гексозы (C6H12O6). Пентозы являются компонентами нуклеиновых кислот. Гексозы входят в состав полисахаридов. Структура моносахарида. По второму признаку классификации углеводы бывают: простыми, состоящими из одной молекулы или структурной единицы (моносахариды); сложными, полисахариды). включающими множество молекул (олигосахариды, Азотосодержащие соединения Амины — это производные аммиака, в молекуле которого один или более атомов водорода замещены на радикал: Аминокислоты Как видно из названия, молекулы аминокислот содержат две функциональные группы: Белки — это природные полимеры (высокомолекулярные вещества), состоящие из остатков α-аминокислот. Эти остатки соединены в длинную цепь за счёт пептидных связей: Диазосоединения — органические соединения общей формулы R1R2C=N+=N−, где R1,R2 = H, любой алкильный, ацильный или арильный радикал[1]. Простейший представитель класса — диазометан CH2N2. Азосоединения — класс органических соединений общей формулы R1—N=N—R2, формально — производные нестойкого диазена (диимида) HN=NH, у которого оба атома водорода замещены органическими радикалами. Простейшее алифатическое азосоединение — азометан[de] Н3C—N=N—CH3; простейшее ароматическое азосоединение — азобензол C6H5—N=N—C6H5. Высокомолекулярные вещества (олигомеры и полимеры) и материалы на их основе Высокомолекулярными соединениями, или полимерами, называют сложные вещества с большими молекулярными массами (порядка сотен, тысяч и миллионов), молекулы которых построены из множества повторяющихся элементарных звеньев, образующихся в результате взаимодействия и соединения друг с другом одинаковых или разных простых молекул — мономеров. Следующие два процесса приводят к образованию высокомолекулярных соединений: а) реакция полимеризации — процесс, в результате которого молекулы низкомолекулярного соединения (мономера) соединяются друг с другом при помощи ковалентных связей, образуя новое вещество (полимер), молекулярная масса которого в целое число раз больше, чем у мономера; полимеризация характерна, главным образом, для соединений с кратными (двойными или тройными) связями; б) реакция поликонденсации — процесс образования полимера из низкомолекулярных соединений, содержащих две или несколько функциональных групп, сопровождающийся выделением за счет этих групп таких веществ, как вода, аммиак, галогеноводород и т.п.; состав элементарного звена полимера в этом случае отличается от состава исходного мономера. Примерами природных высокомолекулярных соединений могут служить крахмал и целлюлоза, построенные из элементарных звеньев, являющихся остатками моносахарида (глюкозы), а также белки, элементарные звенья которых представляют собой остатки аминокислот; сюда же относятся природные каучуки (см. ниже). Химические превращения полимеров позволяют создавать многочисленные новые классы высокомолекулярных соединений и в широких пределах изменять их свойства и области применения (реакции модификации). Некоторые полимеры вообще нельзя получить непосредственным синтезом из низкомолекулярных соединений вследствие неустойчивости мономеров. Так, поливиниловый спирт не может быть получен полимеризацией мономера: его синтезируют омылением готового полимера - поливинилацетата. Ацетилированием поливинилового спирта получают различные поливинилацетали. Только путем взаимодействия каучуков с серой и другими полифункциональными соединениями (вулканизация) могут быть получены резины. Наконец, к химическим превращениям относится направленная деструкция полимеров, часто применяемая для регулирования их молекулярной массы. Полимеры – это высокомолекулярные соединения (вмс). Мономеры – это низкомолекулярные вещества, из которых получают полимеры. Степенью полимеризации (поликонденсации) называют среднее число структурных звеньев в молекуле полимера. Полимеризация – реакция соединения молекул мономера т, не сопровождающаяся выделением побочных продуктов. Поэтому элементарный состав мономеров и получаемого полимера одинаков. Полимеризация может осуществляться путем раскрытия двойных и тройных связей ненасыщенных соединений, а также за счет размыкания различных гетероциклов. В зависимости от характера активных центров, инициирующих цепной процесс различают радикальную и ионную полимеризацию. Процесс идет по цепному механизму. nCH2=CH2→(-СН-СН-)n, где n - это степень полимеризации молекул, показывающая, сколько мономерных звеньев входит в ее состав. Полимераналогичные превращения - это химические реакции макромолекул с низкомолекулярными соединениями, которые не изменяют длины и строения основной цепи, но изменяют природу функциональных групп. В зависимости от механизма реакций при полимераналогичных превращениях возможны: - образование новых функциональных групп, - циклизация, - раскрытие циклов, - сложные превращения. Например, поливиниловый спирт можно получить только способом полимераналогичных превращений т.к., его мономер не существует. Получают ПВС алкоголизом поливинилацетата в щелочной среде. Присутствие воды в реакционной среде тормозит реакцию алкоголиза, усложняет промывку и стабилизацию поливинилового спирта. Поэтому рекомендуется проводить процесс в среде абсолютно сухого спирта в присутствии 0,2-0,4% раствора едкого натра в качестве катализатора. Процесс алкоголиза сопровождается гидролизом, поскольку на реакцию расходуется лишь 10% едкого натра от теоретически необходимого. Реакция идет по следующей схеме: Взаимные превращения органических соединений Все классы органических соединений связаны между собой и способны к взаимным переходам. При этом из неорганических веществ можно получить органические и наоборот. Рассмотрим эти превращения на простейших примерах: Переход от углерода к органическим соединениям класса углеводородов возможен несколькими путями. Возможен прямой синтез метана из неорганических веществ: Углеводороды можно получить и через стадии соответствующих карбидов: Предельные и непредельные углеводороды способны к взаимному переходу:
