Химия (стр. 10 )

5. Гетерополисахариды: гиалуроновая кислота, гепарин, хондроитинсульфаты. Источники получения, строение, физические и химические свойства.

Лекция 8. Амины. Аминокислоты.

1. Амины. Классификация, номенклатура.

2. Способы получения, основанные на реакциях аммиака и аминов как нуклеофильных реагентов с галоген-, окси - и аминопроизводными алифатических и ароматических углеводородов, реакциях восстановления и перегруппировках азотсодержащих производных карбонильных соединений и карбоновых кислот, восстановлении нитросоединений.

3. Электронное и пространственное строение аминогруппы, зависимость её свойств от природы радикалов, связанных с атомом азота. Физические свойства.

4. Химические свойства: основность и кислотность аминов, влияние природы углеводородных радикалов на эти свойства. Реакции аминов как нуклеофилов: алкилирование, ацилирование (его влияние на свойства аминов как оснований и кислот, значение и использование в химии аминов), взаимодействие с азотистой кислотой, окисление.

5. Основные представители алифатических аминов и их техническое значение. Соли четвертичных аммониевых оснований: получение, электронное и пространственное строение, практическое использование. Четвертичные аммониевые основания: получение, общая характеристика свойств, превращения при нагревании.

6. Аминокислоты. Классификация, изомерия и номенклатура.

7. Методы синтеза α-аминокислот, основанные на реакциях непредельных и дикарбоновых кислот. Физические свойства.

4. Кислотно-основные свойства аминокислот и зависимость их состояния от рН среды; образование про­изводных по карбоксильной и аминогруппе, бетаины; взаимодействие с азотистой кислотой, превращения аминокислот, протекающие при нагревании, и зависимость их результата от взаимного расположения функциональных групп.

Лекция 9. Высокомолекулярные органические соединения.

1. Понятие макромолекулы и полимера. Основные отличия свойств полимеров от свойств низкомолекулярных соединений. Биологически значимые свойства полимеров: способность преобразовывать химическую энергию в механическую работу, способность хранить и передавать информацию.

2. Понятие о молекулярной массе и степени полимеризации макромолекул.

3. Основные методы синтеза полимеров: радикальная и ионная полимеризация (инициирование, рост и обрыв цепи), поликонденсация. Синтез полипептидов, особенности биосинтеза белков.

4. Химическая классификация полимеров.

5. Важнейшие представители карбоцепных (полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, полиметилметакрилат, полиизопрен, тефлон).

6. Важнейшие представители гетероцепных (полиамиды и полиэфиры) синтетических полимеров, области их практического применения.

7. Белки, нуклеиновые кислоты и полисахариды как важнейшие представители биополимеров.

8. Заключение. Краткий обзор изложенного материала по теоретическим основам химии; наиболее важные положения курса. Взаимосвязь разделов курса. Успехи современной химии. Перспективы развития теоретических основ химии.

РАЗДЕЛ 4. Словарь терминов (Глоссарий).

Модуль «Общая химия»

Химия — наука о веществах, их строении, свойствах и пре­вращениях.

Химическая реакция — превращение одних веществ в дру­гие вещества.

Атом — электронейтральная частица, в центре которой нахо­дится положительно заряженное ядро, а остальное пространство занято облаками отрицательно заряженных электронов. Атом яв­ляется наименьшей частицей химического элемента, носителем его химических свойств.

Химический элемент — совокупность атомов с определенным зарядом ядра Z. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в периодической системе химических элементов ­ва.

Относительная атомная масса (Аr) — число, которое показы­вает, во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.

Относительная молекулярная масса (Мг) — это число, кото­рое показывает, во сколько раз масса молекулы (формульной еди­ницы) данного вещества больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.

Моль — единица количества вещества. Моль — количество вещества, содержащее

~ 6,02 • 1023 молекул (если вещество состо­ит из молекул) или = 6,02 • 1023 атомов (если вещество состоит из атомов).

Число Авогадро (NA) — постоянная, показывающая число молекул (атомов) в одном моле любого вещества:

NA = 6,02 • 1023 моль-1

Молярная масса вещества (М) — масса одного моля веще­ства. Молярная масса вещества в г/моль численно равна относи­тельной молекулярной массе.

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при оди­наковых условиях (температуре и давлении) содержится одина­ковое число молекул.

Молярный объем газа (Ум) — объем одного моля газа, кото­рый при нормальных условиях (273 К и 101,3 кПа) равен 22,4 л (VM° =22,4 л/моль).

Относительная плотность газа X по газу Y — отноше­ние плотности газа X к плотности газа Y, которое равно отноше­нию молекулярных или молярных масс соответствующих газов.

Массовая доля химического элемента X в сложном веществе — отношение суммарной массы атомов элемента X к массе молекулы сложного вещества.

Массовая доля данного вещества (компонента) в смеси ве­ществ — отношение массы компонента к массе смеси.

Объемная доля газа X в смеси газов — отношение объе­ма газа X к объему смеси газов.

Простейшая (эмпирическая) формула вещества — формула, которая показывает простейшие целочисленные соотношения чи­сел атомов разных элементов в данном веществе (например, про­стейшей формулой глюкозы С6Н12О6 является СН2О).

Молекулярная (истинная) формула вещества — формула, показывающая реальное число атомов в молекуле вещества (или в его формульной единице, если речь идет о ионных соединени­ях).

Закон сохранения массы веществ: общая масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна общей массе всех про­дуктов реакции.

Химическое уравнение (уравнение реакции) — письменное выражение химической реакции, в котором указываются форму­лы исходных веществ и продуктов реакции, а также коэффици­енты перед формулами, которые подбираются так, чтобы число атомов каждого элемента в левой и в правой частях уравнения

было одинаковым.

Коэффициенты в уравнении реакции — числа, которые по­казывают мольные соотношения участвующих в реакции веществ (например, для реакции 2А1 + ЗС12 = 2А1С13 соотношение чисел молей п(А1) : п(С12) : А1С13) = 2:3:2).

Выход продукта реакции (массовая доля выхода) — отноше­ние практически полученной массы (числа молей) вещества к массе (числу молей), теоретически рассчитанной по уравнению реакции.

Элементарные частицы — общее название протонов, нейтро­нов и электронов, т. е. частиц, из которых состоят атомы.

Нуклоны — общее название протонов и нейтронов, т. е. 'час­тиц, из которых состоят ядра атомов.

Массовое число атома (А) — сумма числа протонов и нейтро­нов в данном атоме.

Изотопы — атомы одного элемента, имеющие разные массо­вые числа.

Атомная орбиталь — часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет примерно 90%. В центре каждой орбитали находится ядро атома. Каждый элект­рон в атоме занимает определенную орбиталь.

Энергетический уровень атома — совокупность орбиталей, близких по размеру и энергии и характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа л. Для первого уровня п = 1, для второго — 2, для третьего — 3 и т. д. Число орбиталей на каждом уровне равно п (1 орбиталь на первом уровне, 4 - на втором, 9 - на третьем и т. д.).

Электронный слой атома — совокупность электронов, нахо­дящихся на одном энергетическом уровне.

Энергетический подуровень атома — совокупность орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне и имеющих одина­ковую геометрическую форму. Число подуровней на энергетичес­ком уровне равно его главному квантовому числу.

s-Подуровень — подуровень, состоящий из одной шарообраз­ной s-орбитали. На каждом энергетическом уровне имеется один

s-подуровень.

р-Подуровень — подуровень, состоящий из трех гантелеоб-разных р-орбиталей, расположенных вдоль осей пространствен­ной системы координат. На каждом энергетическом уровне, кро­ме первого, имеется по одному р-подуровню.

d-Подуровень — подуровень, состоящий из пяти d-орбиталей. Все уровни, кроме первого и второго, содержат d-подуровень.

f-Подуровень — подуровень, состоящий из семи f-орбиталей. Все уровни, кроме первого, второго и третьего, содержат f-поду-

ровень.

Спин электрона — характеристика электрона, связанная с его вращением вокруг своей оси. Электрон может вращаться по часовой стрелке (спин + 1/2) или против часовой стрелки (спин -1/2). Согласно принципу Паули, на одной орбитали может нахо­диться либо один электрон со спином +1/2 или -1/2 (такой элек­трон, называется неспаренным), либо максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами (такие элек­троны называются спаренными).

Принцип наименьшей энергии — принцип, в соответствии с которым электроны заполняют энергетические подуровни в по­рядке увеличения их энергии. Порядок заполнения подуровней: Is — 2s — 2р — 3s — Зр — 4s — 3d —4р — 5s — 4d — 5р —6s - — 4f — 5d — 6p — 7s — 5f — 6d. Другие подуровни в атомах известных элементов не заполняются.

Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей, находящихся на одном подуровне. Согласно этому правилу, элек­троны заполняют орбитали одного подуровня таким образом, что­бы число неспаренных электронов было максимальным, причем эти электроны должны иметь параллельные спины.

Основное (невозбужденное) состояние атома — состояние, соответствующее принципу наименьшей энергии и правилу Гун­да.

Периодический закон : свойства элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зави­симости от заряда ядра атома, или порядкового номера элемента. Периодичность изменения свойств элементов обусловлена тем, что при увеличении порядкового номера последовательно увеличива­ется общее число электронов в атомах элементов, а число элект­ронов на внешнем электронном слое периодически повторяется.

Период в периодической системе — последовательность рас­положенных в порядке возрастания заряда ядра элементов, в ато­мах которых электроны заполняют одинаковое число энергети­ческих уровней. Это число равно номеру периода.

Главная подгруппа (подгруппа А) в периодической системе — вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинако­вое число электронов на внешнем слое. Это число равно номеру группы.

s-Элементы — элементы, в атомах которых последним запол­няется электронами s-подуровень внешнего электронного слоя. s-Элементами являются первые два элемента каждого периода.

р-Элементы — элементы, в атомах которых последним запол­няется электронами р-подуровень внешнего электронного слоя. р-Элементами являются последние шесть элементов 2—6 перио­дов.

d-Элементы (переходные элементы) — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами d-подуровень пред-внешнего электронного слоя. d-Элементами являются элементы всех побочных подгрупп (подгрупп В).

Электронный октет — конфигурация внешнего слоя атомов благородных газов, включающая 8 электронов (ns2np6).

Металличность элемента — способность его атомов отдавать электроны.

Неметалличность элемента — способность его атомов присое­динять электроны.

Электроотрицательность элемента — количественный крите­рий металличности и неметалличности, характеризующий спо­собность атома данного элемента притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи с другим атомом.

Химическая связь — силы, которые обусловливают связыва­ние атомов.

Ковалентная связь — химическая связь, обусловленная об­разованием общих электронных пар, т. е. перекрыванием элект­ронных облаков (орбиталей).

Валентность элемента — число ковалентных связей, образуемых атомом данного элемента с другими атомами в данной моле­куле.

Одинарная (простая) связь — ковалентная связь, образован­ная одной общей электронной парой.

Кратные связи — связи, образованные двумя или тремя об­щими электронными парами (соответственно, двойная и тройная связи).

Неполярная связь — ковалентная связь между атомами с оди­наковой электроотрицательностью; характеризуется симметрич­ным распределением электронной плотности между ядрами ато­мов. Как правило, реализуется в молекулах простых веществ (Н2, N2, Gla и др.).

Полярная связь — ковалентная связь между атомами с раз­ной электроотрицательностью; при образовании этой связи элект­ронная плотность смещается к более электроотрицательному ато­му.

Диполь — система из двух разноименных зарядов, находя­щихся на определенном расстоянии друг от друга.

Возбужденное состояние атома — это состояние с более высо­кой энергией, чем основное состояние; возникает в результате перехода электронов с одного подуровня на другой подуровень, имеющий большую энергию.

Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа (например, s-и р-орбиталей), в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали (например: sp, sp2, sp3op-битали).

Донорно-акцепторная (координационная) связь — ковалент­ная связь, образующаяся в результате перекрывания орбитали с неподеленной парой электронов атома-донора и свободной орбита­ли атома-акцептора.

Ионная связь — связь, обусловленная электростатическим притяжением между положительно заряженными ионами (катио­нами) и отрицательно заряженными ионами (анионами). Простей­шие примеры ионных соединений — соединения, образуемые ато­мами типичных металлов и типичных неметаллов (NaCt, KF, СаО и др.).

Металлическая связь — связь между всеми катионами ме­таллов и всеми свободными электронами в кристаллической ре­шетке простых веществ-металлов.

Степень окисления элемента — это реальный (в случае ион­ных соединений) или условный (в случае ковалентных соедине­ний) заряд атома данного элемента в данном соединении.

Гидратация в растворах — взаимодействие частиц растворя­емого вещества с молекулами воды, не связанное с разрушением этих молекул.

Гидратированные ионы — ионы, связанные с молекулами воды.

Электролитическая диссоциация (ионизация) — процесс рас­пада ионных соединений или соединений с ковалентной полярной связью на ионы; происходит в водных растворах и в расплавах.

Электролиты — вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на ионы.

Степень электролитической диссоциации — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу раство­ренных молекул.

Сильные электролиты — вещества, которые в водных раство­рах полностью распадаются на ионы (степень диссоциации равна 1).

Слабые электролиты — вещества, которые в водных раство­рах лишь частично распадаются на ионы (степень диссоциации меньше 1).

Модуль «Неорганическая химия»

Аллотропия — явление образования нескольких простых ве­ществ атомами одного и того же химического элемента.

Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кио лород в степени окисления -2 (СаО, СО2, Р2О5 ).

Пероксиды — соединения водорода и некоторых металлов с кислородом в степени окисления -1 (Н2О2, Na2O2, CaO2 и др.).

Гидроксиды (гидраты оксидов) — продукты прямого или косвенного соединения оксидов с водой. Делятся на три типа: осно­вания, кислоты и амфотерные гидроксиды.

Основания (основные гидроксиды) — электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН - (NaOH, Ca(OH)2, Bi(OH)3 и др.).

Основные оксиды — оксиды, гидраты которых являются ос­нованиями (Na2O, CaO, Bi2O3 и др.).

Кислоты — электролиты, которые при диссоциации образу­ют только катионы водорода Н+ и анионы кислотных остатков (H2SO4, HNO3, HC1O4 и др.).

Кислотные оксиды — оксиды, гидраты которых являются кислотами (кислотными гидроксидами) (SO3, NOO5, С12О7 и др.).

Амфотерные гидроксиды — электролиты, способные диссо­циировать как по типу оснований, так и по типу кислот (Zn(OH)2, А1(ОН)3 и др.).

Амфотерные оксиды — оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами (ZnO, A12O3 и др.).

Солеобразующие оксиды — общее название основных, кис­лотных и амфотерных оксидов, которые образуют соли при взаи­модействии с кислотами или с основаниями.

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) окси­ды — оксиды, которые не образуют ни гидратов, ни солей (N2O, NO, CO, SiO).

Кислотность основания — число гидроксидных групп в моле­куле (формульной единице) основания.

Щелочи — растворимые в воде основания. Наиболее извест­ными щелочами являются гидроксиды щелочных и щелочнозе­мельных металлов (NaOH, Ca(OH)2 и др.).

Основность кислоты — число атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут отщепляться в виде ионов Н+.

Кислородсодержащие кислоты — гидраты кислотных окси­дов (H2SO4, HNO3, H3PO4 и др.).

Бескислородные кислоты — водные растворы газообразных нодородных соединений некоторых неметаллов (НС1, HBr, H2S и

др.).

Реакция нейтрализации — взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого образуются соль и вода (на­пример: НС1 + NaOH=NaCl + Н2О). Реакции нейтрализации относятся к типу реакций обмена.

Реакции обмена — реакции, в ходе которых исходные слож­ные вещества обмениваются своими составными частями и обра­зуют новые сложные вещества; происходят без изменения степе­ней окисления элементов.

Нормальные (средние) соли — продукты полного замещения атомом водорода в молекулах кислот атомами металла или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками (NaCl, FeBr3, A12(SO4)3 и др.).

Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла (NaHCO3, CaHPO4, Са(Н2РО4)2 и др.).

Основные соли — продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками (CuOHCl, A1(OH)2NO3 и др.).

Смешанные соли — соли, состоящие из катионов одного ме­талла и анионов двух различных кислотных остатков (PbFCl, Са(С1О)С1 и др.).

Двойные соли — соли, состоящие из катионов двух различ­ных металлов (аммония) и анионов одной кислоты (KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2 и др.).

Комплексные соли — соли, состоящие из катионов металла и комплексных анионов (K4[Fe(CN)6] , Na2[PtCl6] и др.) или из комплексных катионов и анионов кислотных остатков.

Модуль «Аналитическая химия. Химия растворов»

Растворы — гомогенные системы, состоящие из двух или бо­лее компонентов, относительные количества которых могут не­прерывно изменяться в определенных пределах.

Кристаллогидраты — кристаллические вещества, в состав которых входит кристаллизационная вода (CuSO4 • 5Н2О, Na2CO3 • 10Н2О и др.).

Растворимость — способность вещества растворяться в воде или другом растворителе; количественно характеризуется макси­мальной массой вещества (в г), которая может раствориться в 100 г растворителя (обычно воды).

Насыщенный раствор — раствор, содержащий максимальное количество растворенного вещества.

Кривые растворимости — графическое выражение зависимо­сти растворимости от температуры.

Разбавленный раствор — раствор, содержащий малое коли­чество растворенного вещества по отношению к количеству ра­створителя.

Концентрированный раствор — раствор, содержащий малое количество растворителя по отношению к количеству растворен­ного вещества.

Молярная концентрация растворенного вещества (молярность) — отношение числа молей растворенного вещества к объему ра­створа (в литрах).

Эквивалентом называют условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна (эквивалентна) атому водорода. Из определения следует, что эквивалентом могут быть как реальные частицы, например молекулы НС1, КОН, так и гипотетические частицы, например половина молекулы серной кислоты 1/2H2SO4 или треть молекулы гидроксида железа 1/3 Fе(ОН)з и т. д.

Молярная масса эквивалента - это масса одного моля эквива­лентов данного вещества.

Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалентов) соединения X обознача­ется как C(fэквX) моль/дм3. Эта величина равна числу молей эквивалентов в 1 дм3 раствора. Если молярная концентрация эквивалентов вещества X состав­ляет 1 моль/дм3, то такой раствор называют нормальным.

m(X)= C(fэквX) . М(fэквX) .V(X) или m(X)= Cн . М(эквX) .V(X).

Моляльность (m) - количество молей растворенного вещества, приходящееся на 1000 г растворителя:

Титр (Т) — это массовая концентрация, показывающая, сколь­ко граммов растворенного вещества X содержится в 1 мл или 1 см3 раствора. T= m(X)/V(X).

Массовая доля — безразмерная относительная величина, рав­ная отношению массы компонента к общей массе образца, раствора, смеси вещества и т. д. : ω(X) = m(X) / mобщ.

Процентная концентрация раствора — старое название мас­совой доли растворенного вещества, выраженной в процентах.

Нейтральная среда — среда водного раствора, в которой кон­центрация ионов водорода Н+ (точнее, ионов гидроксония Н3О+) равна концентрации гидроксид-ионов ОН-.

Кислая среда — среда водного раствора, в которой концент­рация ионов водорода Н+ больше концентрации гидроксид-ионов ОН-:

Щелочная среда — среда водного раствора, в которой кон­центрация гидроксид-ионов ОН- больше концентрации ионов во­дорода Н+.

Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свой цвет при изменении характера среды водного раствора.

Модуль «Органическая химия»

Органическая химия — химия углеводородов и их производ­ных.

Углеводороды — простейшие органические соединения, мо­лекулы которых состоят из атомов углерода и водорода.

Производные углеводородов — продукты замещения атомов водорода в молекулах углеводородов другими атомами или груп­пами атомов.

Химическое строение (структура) — порядок соединения ато­мов в молекуле.

Структурные формулы — формулы, показывающие химичес­кое строение молекул.

Углеродный скелет молекулы — цепь из связанных друг с другом атомов углерода в данной молекуле.

Первичный атом углерода — крайний в углерод-углеродной цепи атом, связанный только с одним соседним атомом углерода.

Вторичный атом углерода — атом углерода, связанный с дву­мя соседними атомами углерода.

Третичный атом углерода — атом углерода, связанный с тре­мя соседними атомами углерода.

Четвертичный атом углерода — атом углерода, связанный с четырьмя соседними атомами углерода.

Изомерия — явление существования веществ, имеющих оди­наковый состав, но различное строение или различную простран­ственную конфигурацию молекулы.

Изомеры — вещества, которые имеют одинаковый состав, но различное строение или различную пространственную конфигу­рацию молекул, а поэтому и разные свойства.

Индуктивный эффект — смещение электронной плотности по цепи сигма-связей в сторону атомов с большей электроотрицательнос­тью; является одним из важнейших электронных эффектов, обус­ловливающих взаимное влияние атомов в молекуле.

Функциональная группа — группа атомов (или атом) неугле­водородного состава (например: —С1, —ОН, —NO2, —NH2 и др.), определяющая принадлежность соединения к определенному клас­су и обусловливающая его важнейшие химические свойства.

Углеводородный радикал (R) — остаток углеводорода, свя­занный с функциональной группой.

Алифатические (ациклическе) соединения — соединения с прямой или разветвленной цепью углеродных атомов.

Барбоциклические соединения — соединения, которые содер­жат циклы, состоящие только из атомов углерода.

Гетероциклические соединения — соединения, содержащие циклы, в состав которых входят не только атомы углерода, но и гетероатомы (N, О, S и др.).

Предельные соединения — соединения, в которых атомы уг­лерода связаны только одинарными связями (С—С).

Непредельные соединения — соединения, молекулы которых содержат кратные углерод-углеродные связи (С=С, С=С).

Галогенпроизводные углеводородов — продукты замещения атомов водорода в молекулах углеводородов атомами галогенов (R—Hal).

Спирты — органические соединения, содержащие функцио­нальную группу —ОН, которая называется гидроксилом (R—ОН).

Фенолы — органические соединения, содержащие функцио­нальную группу —ОН, связанную с бензольным ядром.

Простые эфиры — органические соединения, в которых эфир­ная группа —О— связана с двумя углеводородными радикалами (R—О—R').

Кетоны — органические соединения, в которых карбониль­ная группа —С— связана с двумя углеводородными радикалами.

Альдегиды — органические соединения, молекулы которых содержат функциональную группу - альдегидную группу (R—СНО).

Карбоновые кислоты — органические соединения, молекулы которых содержат функциональную группу - карбоксильную группу (R—СООН).

Сложные эфиры — органические соединения, в которых сложноэфирная группа связана с двумя углеводородными радикалами.

Первичные амины — органические соединения, в молекулах которых аминогруппа —NH2 связана с углеводородным радика­лом (R— NH2).

Нитросоединения — органические соединения, в молекулах которых нитрогруппа —NO2 связана с углеводородным радика­лом (R—NO2).

Сульфокислоты (сульфоновые кислоты) — органические со­единения, в молекулах которых сульфогруппа —SO3H связана с углеводородным радикалом (R—SO3H).

Тиоспирты (тиолы) — органические соединения, в молекулах которых меркаптогруппа (сульфгидрильная группа) —SH связа­на с углеводородным радикалом (R—SH).

Гомологический ряд — последовательность органических со­единений с одинаковыми функциональными группами и однотип­ным строением, каждый член которой отличается от соседнего на группу —СН2—, называемую гомологической разностью.

Гомологи — органические соединения, относящиеся к одно­му гомологическому ряду.

Структурная изомерия — явление существования изомеров, отличающихся химическим строением, т. е. порядком соедине­ния атомов в молекулах. Важнейшими видами структурной изо­мерии являются: изомерия углеродного скелета, изомерия поло­жения функциональных групп или кратных связей, межклассо­вая изомерия.

Пространственная изомерия (стереоизомерия) — явление су­ществования изомеров, имеющих одинаковый порядок соедине­ния атомов в молекулах, но различное расположение атомов и атомных групп в пространстве. Одним из видов стереоизомерии является геометрическая, или цис, транс-изомерия.

Субстрат — органическое вещество, вступающее в химичес­кую реакцию.

Реагент — вещество (чаще неорганическое), реагирующее с субстратом.

Реакции замещения — реакции, в ходе которых атомы или группы атомов в молекулах субстрата замещаются атомами или группами атомов из молекул реагента. В научной литературе ча­сто обозначают буквой S (от англ. substitution — замещение).

Реакции присоединения — реакции, в ходе которых проис­ходит присоединение атомов или атомных групп из молекул реа­гента к кратным связям молекул субстрата (гидрирование — при­соединение Н2, галогенирование — присоединение На12, гидрата­ция — присоединение Н2О и т. д.). В научной литературе часто обозначают буквой А (от англ. addition — присоединение).

Реакции отщепления (элиминирование) — реакции, в ходе которых от молекул субстрата отщепляются некоторые атомы или группы атомов (дегидрирование, дегидратация и т. д.). В научной литературе часто обозначаются буквой Е (от англ. elimination — устранение).

Реакции разложения — реакции разложения субстрата на более простые органические вещества (крекинг углеводородов, гидролиз некоторых органических веществ и т. д.).

Реакции ди-, три-, полимеризации — реакции, в ходе кото­рых происходит соединение двух, трех или большого числа оди­наковых молекул (за счет разрыа в них я-связей) с образованием соответственно димеров, тримеров или полимеров.

Реакции конденсации и поликонденсации — реакции, в ходе которых происходит соединение двух или большего числа одина­ковых или разных органических молекул друг с другом, в результате чего образуются молекулы более сложного состава (в случае поликонденсации — полимерные молекулы) и выделяется какой-либо побочный продукт (Н2О, НС1, NH3 и др.).

Реакции окисления — это взаимодействие органических ве­ществ с кислородом или другими окислителями (КМnО4, К2Сг2O7, Ag2O и др.), сопровождающееся повышением степени окисления углерода.

Гемолитический разрыв ковалентной связи — разрушение ковалентной связи, в ходе которого общая электронная пара де­лится между двумя ранее связанными атомами:

А : В → А* + В*. В результате образуются свободные радикалы.

Свободные радикалы — атомы или группы атомов, имеющие неспаренные электроны; обладают большой энергией, химически очень активны.

Радикальные реакции — реакции, протекающие с участием свободных радикалов, которые образуются при разрыве ковален­тных связей в молекулах субстрата и реагента.

Гетеролитический разрыв ковалентных связей — разруше­ние ковалентной связи, в ходе которого общая электронная пара переходит к одному из двух ранее связанных атомов. В результате образуются анион (нуклеофильная час­тица) и катион (электрофильная частица).

Нуклеофил (нуклеофильный реагент) — частица, имеющая неподеленную пару электронов на внешнем электронном слое и выступающая в роли донора электронов.

Электрофил (электрофильный реагент) — частица, имеющая свободную орбиталь на внешнем электронном слое и выступаю­щая в роли акцептора электронов.

Ионные реакции — реакции, протекающие с участием ионов (нуклеофилов и электрофилов), которые образуются в результате гетеролитического разрыва ковалентных связей в реагирующих молекулах.

РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по темам лекций.

5.1 Алгоритмы решения задач

Алгоритм 1. Метод суммарного уравнения параллельных реакций

1. Написать, что дано и что необходимо найти.
2. Написать схемы параллельных реакций, расставить коэффициенты.
3. Написать суммарное уравнение:
– только химические формулы задействованных веществ с соответствующими коэффициентами;
– коэффициенты перед одинаковыми химическими формулами суммируются.
Пример1. Некоторое количество углеводорода состава CnH2n–2 дает с избытком хлора 21,0 г тетрахлорида. То же количество углеводорода с избытком брома дает 38,8 г тетрабромида. Напишите молекулярную формулу всех его возможных изомеров.

а) п. 1. Дано:
CnH2n–2,
M(CnH2n–2Cl4) = 21,0 г,
M(CnH2n–2Br4) = 38,8 г. Найти: химическая формула – ?

б) п. 2. CnH2n–2 + 2Сl2 = CnH2n–2Сl4,
CnH2n–2 + 2Br2 = CnH2n–2Br4.

в) п. 3.

Обозначим M(CnH2n–2) = Z.
Решаем полученную пропорцию: 21/(Z + 142) = 38,8/(Z + 320), Z = 68.

Найдем индекс n: M(CnH2n–2) = 12n + 2n – 2,
12n + 2n – 2 = 68, n = 5. Ответ. С5Н8.

 Алгоритм 2. Насыщенные растворы

1. Записать, что дано и что необходимо найти.2. Составить первую пропорцию, используя определение коэффициента растворимости Краств3. Составить вторую пропорцию, исходя из первой и данных задачи:

Решить пропорцию относительно х. Записать ответ (при решении обратных задач составляется такая же схема)Для газов растворимость понижается при нагревании. Растворимость (коэффициент растворимости Kраств) – количество вещества (в г), которое может раствориться в 100 г растворителя при определенной температуре, образуя насыщенный раствор.

Пример 1. Коэффициент растворимости соли при температуре 50 °С равен 40 г, при температуре 10 °С составляет 15 г. Определите массу осадка, полученного при охлаждении насыщенного при температуре 50 °С раствора массой 70 г до температуры 10 °С.

а) п. 1. Дано:
Kраств(соли) при t = 50 °С – 40 г,
Kраств(соли) при t = 10 °С – 15 г,
m(насыщ. р-ра) при t = 50 °С – 70 г. Найти: m (осадка) при 10 °С – ?

б) п. 2.

в) п. 3.

Ответ. m(осадка) при охлаждении равна 12,5 г.

Пример 2. При н. у. в воде массой 100 г растворяется хлороводород объемом 50,5 л. При температуре 50 °С и нормальном давлении коэффициент растворимости хлороводорода равен 59,6 г. Насыщенный при температуре 0 °С раствор HCl массой 40 г нагрели до температуры 50 °С. Определите массу полученного раствора.

а) п. 1. Дано:
V(HCl) = 50,5 л (н. у.),
Kраств(HCl) = 59,6 г (50 °С, 1 атм),
m(насыщ. р-ра) = 40 г (0 °С). Найти: m(р-ра HCl) – ?

б) п. 2.

в) п. 3.

5 г HCl улетучится при нагревании. Ответ. m(полученного р-ра HCl) = 40 – 5 = 35 г.

Пример 3. В воде массой 100 г растворяется при температуре 30 °С бромид аммония массой 81,8 г. При охлаждении насыщенного при температуре 30 °С раствора NH4Br массой 300 г до температуры 0 °С выпадает в осадок соль массой 36,8 г. Определите, какая масса бромида аммония может быть растворена в воде массой 100 г при t = 0 °С.

а) п. 1. Дано:
Kраств = 81,8 г (30 °С),
m(насыщ. р-ра) = 300 г (30 °С),
m(осадка) = 36,8 г (0 °С). Найти: K'раств(0 °С) – ?

б) п. 2.

Ответ. K'раств(0 °С) = 59,5 г.

Алгоритм 3.
Расстановка коэффициентов методом полуреакций
(электронно-ионный баланс)

1. В уравнении окислительно-восстановительной реакции определить элементы, которые меняют степень окисления.
2. Составить электронно-ионный баланс с учетом среды:

– малодиссоциирующие вещества, недиссоциирующие вещества на ионы не расписывают;
– в кислой среде в реакции могут участвовать Н+ и Н2О;
– в щелочной среде – ОН– и Н2О;
– в нейтральной среде – Н2О, Н+ и ОН–.

3. Записать сокращенное ионное уравнение согласно электронно-ионному балансу:

– суммировать процессы окисления и восстановления с учетом равенства электронов в этих процессах;
– сократить справа и слева в химическом уравнении одинаковые ионы, молекулы.

4. Записать уравнение в молекулярной форме по ионному уравнению, дописать формулы веществ, которые в электронно-ионном балансе не были задействованы.
5. Проверить коэффициенты в молекулярном уравнении.

Пример 4. Расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса: H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = S Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4.

а) п. 1.

б) п. 2.

в) п. 3.

г) п. 4, п. 5. Ответ. 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4.

http://*****/

Тексты задач и практических ситуаций

для самостоятельного решения при подготовке к итоговой аттестации

Расчетные задачи.

А. Задачи на определение молекулярных масс веществ в газовом состоянии, на молярный объем, закон Авогадро:

1. Плотность газа по воздуху 3,5. Найти массу молекулы газа.

2. Определить массу атома и молекулы гелия.

3. Масса 1 л газа (н. у.) равна 1,43г. Чему равна молярная масса этого газа?

Б. Задачи на газовые законы:

4. Давление воздуха в автомобильной шине 0,3 МПа при 15оС. Как изменится давление, если шина нагреется до 50оС?

5. Под каким давлением в сосуд вместимостью 5•10-3 м3 можно при температуре 27оС собрать СО2 массой 0,022 кг?

В. Задачи на вывод химических формул:

6. Вывести простейшую формулу фторида алюминия – калия, если в нем содержится 27,46%К, 19,02%Аl, 53,52F.

7. Из 0,462г пирита получено 1,77г сульфата бария. Определите содержание серы в пирите и его формулу.

Г. Расчеты по химическим формулами уравнениям с использованием понятий: моль, переход от количества вещества к массе и обратно, объемная и мольная доли, выход продукта реакции от теоретически возможного:

8. Вычислить процентное содержание фторапатита Са3(РО4)2•Са2F2 и примесей в хибинской руде, если в ней 30% оксида фосфора (V)

9. При пропускании сернистого газа через раствор едкого калия образовалось по 0,1 молю средней и кислой соли. Какой объем газа был пропущен через раствор?

10. Вычислите массовую долю углерода в карбонате натрия и гидрокарбонате натрия. 11) Сколько г серы прореагирует с газом, выделившимся при взаимодействии 6.5 г цинка с избытком разбавленной серной кислоты, если используется только 80% газа?

11. Какой объем SO2 выделится при сжигании серы в 5 л кислорода при выходе 80%?

Д. Растворы:

12. Чему равна молярность 10%-ой серной кислоты (ρ = 1.11 г/мл)?

13. Чему равна нормальность 10%-го раствора сульфата алюминия (ρ = 1.12 г/л)?

14. Смешали 200 г 20%-ного и 300 г 10%-ного растворов глюкозы. Чему равна массовая доля вещества в полученном растворе.

15. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н2SО4 (ρ = 1,835 г/мл)?

16. Какой рН имеет раствор, в 500 мл которого растворено 1,825 г  HCl.

17. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.

18. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%. Ка=1,75 × 10-5.

19. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л 0,5М раствора кислоты?

20. В 500 мл раствора содержится 2,52 г Na2СО3. Определить рН раствора.

Задания.

1. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

а) Р2О5+ Са(ОН)2 → з) FeCI3 + NaOH→

б) ZnO + H3PO4 → н) СаО + СО2 →

в) Sn(OH)2 + NaOH → к) SО3 + Са(ОН)2 →

г) Sn(OH)2 + НС1 → л) Pb(NO3)2 + KCI →

д) NaHCO3 + HC1 → м) SO2 + Н2О →

е) NaHCO3 + NaOH → н) MnO + Н2О→

ж) Са(НСО3)2+ NaOH → о) Mg(OH)2 + СО2 →

2. Составьте уравнения реакций гидролиза солей с указанием среды: Са (СN)2 RbNO3 CuCl2 Ca(ClO)2 Cs2SO4 Na2HPO4.

3. Уравнять методом электронного или электронно-ионного баланса:

NaOH +S Na2S+Na2SO3

BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2

Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O

4. Напишите уравнения реакций, назовите вещества в схемах превращений

1) Сu → CuO → Cu(NO3) → Cu(OH)2→CuSO4→ (CuOH)2SO4

2) S → SO2 → SO3 → H2SO4 → NaHSO4 → Na2SO4

3) Fe→ FeCl3 → Fe(OH)2 → Fe2O3 → Fe → Fe(OH)2→ Fe(OH)3

4) Zn → ZnCl2→ ( Zn(NH3)4) Cl2 → ZnCO3 → Zn (OH)2→Na2[Zn(ОH)4)]

5. Как сместится равновесие в системе а) при повышении давления, б) при понижении температуры:

N2 + 3Н2 → 2NH3 ΔН = -92кДж.

6. Как изменится скорость прямой реакции в системе: 2 SO2 + О2 → 2SO3,

ΔН = -192 кДж, если при T = const увеличить давление в три раза?

Сколько кДж тепла выделится при сгорании 0.1 кг метана?

7. Вычислить ΔН (кДж) реакции:

CH3OH + CH3COOH → CH3COOCH3 + H2O, если энтальпии сгорания спирта, кислоты и эфира соответственно равны:- 1366,91, - 873,79, и – 2254.21 кДж/моль.

РАЗДЕЛ 6. Изменения в рабочей программе, которые произошли после

утверждения программы.

Характер изменений в программе	Номер и дата протокола заседания кафедры, на котором было принято данное решение	Подпись заведующего кафедрой, утверждающего внесенное изменение	Подпись декана факультета (проректора по учебной работе), утверждающего данное изменение

РАЗДЕЛ 7. Учебные занятия по дисциплине ведут:

Ф. И.О., ученое звание и степень преподавателя	Учебный год	Факультет	Специальность
старший преподаватель кафедры биологии и химии		ЕГФ	География
кандидат пед. наук, доцент кафедры биологии и химии		ЕГФ	География