2. Свойства

1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 (глюкоза)

Гидролиз, в зависимости от условий может протекать ступенчато:

(C6H10O5)n® (C6H10O5)m® xC12H22O11® nC6H12O6

крахмал декстрины мальтоза глюкоза

Целлюлоза (C6H10O5)n

1. Строение:

молекула состоит из остатков b-глюкозы:

2.Свойства:

1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O C6H12O6

2.Реакция этерификации:

Качественные реакции

№

Тип реакции

Уравнение реакции

Наблюдаемый эффект

1

Качественная

реакция на непредельность

CH2=CH2 + Br2 ® CH2Br-CH2Br

CH3-СºCH + Br2 ®

CH3-СBr=CHBr

Обесцвечивание бромной воды

2

Качественная

реакция на концевую тройную связь

CH3-СºCH + [Ag(NH3)2]OH ®

CH3СºCAg ¯ + NH4OH

Выпадение белого осадка

3

Качественная реакция на спирты

2R-OH + 2Na ® 2R-ONa + H2

Выделение водорода

4

Качественная реакция на многоатомные спирты

Синее окрашивание

5

Качественная реакция на фенолы

C6H5OH + FeCl3 ® (C6H5O)FeCl2 + HCl

Фиолетовое окрашивание

6

Качественная реакция на альдегиды

RCOH + Ag2O ® RCOOH + 2Ag ¯

RCOH + 2Cu(OH)2 ® RCOOH + Cu2O¯ + 2H2O

Выделение Ag

Красно-бурый осадок

7

Качественная реакция на карбоновые кислоты

R-COOH + Na2CO3 ® R-COONa + CO2­ + H2O

Выделение газа

8

Качественная реакция на амины

Белый осадок

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Закономерности в изменении свойств элементов

По периоду слева направо:

1.  Уменьшаются радиусы атомов.

2.  Уменьшаются металлические свойства элементов.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

3.  Увеличиваются значения электроотрицательности.

4.  Увеличивается значение высшей возможной степени окисления элемента.

5.  Увеличиваются кислотные свойства оксидов и гидроксидов.

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HСlO4

H3AlO3 H2SiO3

основание основание амфотерн. амфотерн. кислота кислота кислота

По группе (основной подгруппе) сверху вниз:

1.  Увеличиваются радиусы атомов.

2.  Увеличиваются металлические свойства.

3.  Уменьшаются значения электроотрицательности.

4.  Увеличиваются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Взаимодействие металлов с водой, щелочами, кислотами

Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg PtAu

активные металлы металлы средней активности малоактивные металлы

1. С водой реагируют щелочные и щелочно-земельные металлы:

Ме + H2O ® Me(OH)n + H2­

2. Со щелочами взаимодействуют некоторые металлы (Be, Zn, Cr, Al...):

2Cr + 6NaOH + 6H2O ® 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2­ в растворе щелочи

2Cr + 2NaOH ® 2NaCrO2 + H2­ в расплаве щелочи

3. С разбавленными серной и соляной кислотами взаимодействуют все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (кроме свинца):

Me + H2SO4 ® MeSO4 + H2­

Пояснение: 1. с разбавленными серной и соляной кислотами не реагирует свинец, так как на его поверхности образуется защитная пленка хлорида или сульфата свинца, которая предохраняет свинец от взаимодействия.

2. Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в низкой положительной степени окисления (Fe+2, Sn+2).

3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.

3. С серной концентрированной кислотой взаимодействуют все металлы в ряду напряжений, кроме благородных (Au, Pt...). Al, Fe, Ni, Bi на холоду с концентрированной серной не взаимодействуют. Продукты взаимодействия зависят от многих факторов, в частности, от положения металла в ряду напряжений:

Meх(SO4)у + H2S + H2O для активных металлов

H2SO4 + Me Meх(SO4)у + S + H2O для металлов средней активности

Meх(SO4)у + SO2 + H2O для малоактивных металлов

Пояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).

2. При комнатной температуре с концентрированной серной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.

3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.

5.  С разбавленной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений, кроме благородных. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в ряду напряжений:

Me(NO3)n + NH4NO3 + H2O для активных металлов

HNO3 + Me Me(NO3)n + N2 + H2O для металлов средней активности

Me(NO3)n + NO + H2O для малоактивных металлов

Пояснение:

1. С разбавленной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.

6. С концентрированной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений, кроме благородных, Al, Ni, Co, Bi. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в ряду напряжений:

Me(NO3)n +NO + H2O для активных металлов

HNO3 + Me Me(NO3)n + NО2 + H2O для металлов средней активности

Me(NO3)n + NO2 + H2O для малоактивных металлов

Пояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).

2. С концентрированной азотной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.

3. С концентрированной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.

6.  Благородные металлы растворяются в смеси кислот:

Au + 4HCl + HNO3 ® H[AuCl4] + NO + 2H2O

3Pt + 18HCl + 4HNO3 ® 3H2[PtCl6] + 4NO + H2O

Смесь 3 объемов HCl и 1 объема HNO3 называют «царской водкой»

ВОДОРОД

Получение водорода

Наименование

Уравнения реакций
В промышленности

CH4 + H2O CO + 3H2

CO + H2O CO2 + H2

2H2O 2H2 + O2

В лаборатории

1)  действие металла, стоящего в ряду напряжений до водорода, на разбавленную серную, соляную кислоту (исключение – Pb):

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2­

2)  действие амфотерного металла на раствор щелочи:

2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2­

3)  действие щелочного, щелочно-земельного металла на воду:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2­

Химические свойства

Наименование

Уравнения реакций

Горение водорода

2H2 + O2 = 2H2O

Взаимодействие с галогенами

2H2 + Г2 = 2HГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод

Взаимодействие с активными металлами

2Na + H2 = 2NaH

Восстановительные свойства водорода

CuO + H2 = Cu + H2O

ГАЛОГЕНЫ

Получение галогенов

Наименование

Уравнения реакций

Получение фтора

2HF (KF) H2 + F2

Получение хлора

1)  в промышленности

2)  в лаборатории

1) 2NaCl + 2H2O Cl2 + H2 + 2NaOH

2)  2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Получение иода и брома

2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl

2NaI + Cl2 = I2 + 2NaCl

Химические свойства галогенов

Наименование

Уравнения реакций

Взаимодействие с водородом

2H2 + Г2 = 2HГ

Взаимодействие с водой

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Г2 + H2O НГ + НГО, где Г – хлор, бром, иод

Взаимодействие с щелочами

Г2 + 2NaOH NaГ + NaГО + H2O, где Г – хлор, бром, иод

Взаимное вытеснение

2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

Взаимодействие с металлами

Г2 + 2Na = 2NaГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод

Дополнения

1.  Галогеноводороды:

HF HCl HBr HI

Увеличивается длина химической связи

Уменьшается энергия связи

Увеличивается сила кислот

HF – неограниченно растворяется в воде, слабая кислота, склонна к образованию ассоциатов как в жидком, так и в газообразном состоянии – (HF)n (свойства обусловлены наличием водородных связей между молекулами кислоты). Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, хорошо взаимодействует с SiO2 (обычным и кварцевым стеклом):

SiO2 + 4HF = SiF4­ + 2H2O

SiF4 + 2HF = H2SiF6

2.  Кислородсодержащие соединения галогенов:

HClO - хлорноватистая кислота KClO - гипохлорит калия

HClO2 - хлористая кислота KClO2 - хлорит калия

HClO3 - хлорноватая кислота KClO3 - хлорат калия (бертолетова соль)

HClO4 - хлорная кислота KClO4 - перхлорат калия

КИСЛОРОД

Получение кислорода

Наименование

Уравнения реакций

В промышленности

Ректификация жидкого воздуха, tкип. = -1830С

В лаборатории

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 2KCl + 3O2

2KNO3 2KNO2 + O2

Химические свойства кислорода

Наименование

Уравнения реакций

Окислительные свойства

В присутствии катализатора и при нагревании взаимодействует с большинством простых веществ непосредственно, образуя оксиды. Возможно также образование пероксидов, например, Na2O2, BaO2; надпероксидов (супероксидов) – KO2, RbO2, CsO2.

Восстановительные свойства

Проявляет по отношению к фтору, образуя O2F2, OF2

СEРА

Химические свойства серы и ее соединений

Наименование

Уравнения реакций

Химические свойства серы. Сера - достаточно активный неметалл. Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

S + O2 SO2

S + 3F2 = SF6

S + H2 H2S

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

8S + 6NaOH 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Химические свойства оксида серы (IV). SO2 – кислотный оксид, проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства

SO2 + H2O H2SO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

2SO2 + O2 2SO3 (SO2 – окислитель)

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O (SO2 – восстановитель)

Химические свойства оксида серы (VI). SO3 – кислотный оксид.

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

Химические свойства сероводорода. H2S – хорошо растворим в воде. Кислота слабая, двухосновная, сильный восстановитель

2H2S (раствор) + O2 = 2S + 2H2O

2H2S (газ) + 3O2 = 2SО2 + 2H2O

H2S + I2 = S + 2HI

H2S + 3H2SO4 = 4SO2 + 4H2O

4H2S + 3PbO2 = 3PbS + SO2 + 4H2O

Химические свойства сернистой кислоты. H2SO3 – слабая, неустойчивая, двухосновная кислота

SO2 + H2O H2SO3 HSO3- + H+ SO3- + H+

Химические свойства серной кислоты. H2SO4 – сильная, двухосновная кислота, конц. H2SO4 - сильный окислитель.

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O

3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4¯

H2SO4 + металл ® см. выше

H2SO4 – хороший осушитель

Получение соединений серы

Получение SO2

4FeS2 + 11O2 8SO2 + 2F2O3

Cu + 2H2SO4 ® CuSO4 + SO2 + 2H2O

Получение серной кислоты

4FeS2 + 11O2 8SO2 + 2F2O3

2SO2 + O2 2SO3

SO3 + H2O = H2SO4 (реально SO3 поглощают серной кислотой, получая олеум - H2SO4×n H2O)

АЗОТ и его соединения

Химические свойства и получение азота

Наименование

Уравнения реакций

Азот (N2) – газ, без цвета, с низкими температурами кипения и плавления(tкип=-196оС), малорастворим в воде, химически инертен

N2 + 6Li = 2Li3N –при комнатной температуре

Химическая активность азота резко повышается при высоких температурах (~ 30000С), тлеющего и искрового электрических разрядов, в присутствии катализаторов

N2 + 3H2 2NH3 (t = 450oC, p = 20-30MПа, катализатор)

Получение азота в промышленности
Фракционная перегонка жидкого воздуха

Получение азота в лаборатории

NH4Cl + NaNO2 N2­ + NaCl + 2H2O

NH4NO2(раствор) N2­ + 2H2O

Химические свойства и получение аммиака

Наименование

Уравнения реакций

Аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (при 00С 1л H2O растворяет 1176 л NH3)

NH3 + H2O NH3×H2O NH4+ + OH-

4NH3 + 3O2 2N2­ + 6H2O

4NH3 + 5O2 4NO­ + 6H2O

2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O

Во всех приведенных реакциях NH3 – восстановитель

2NH3(жидкий) + 2Na = 2NaNH2 + H2 (NH3 – окислитель)

NH3 + HCl NH4Cl

Получение аммиака
N2 + 3H2 2NH3 (t=450oC, p=20-30MПа, катализатор)

Оксиды азота

N2O(г) NO(г) N2O3(г) NO2(г) N2O5(тв.)

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12