Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И.Менделеева.

А1.

1. Число электронов, протонов и нейтронов в атоме.

Число электронов равно порядковому номеру и числу протонов, число нейтронов равно разности между массовым числом и порядковым номером.

2. Физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы.

Порядковый номер равен числу протонов и электронов, заряду ядра; номер периода равен числу заполняемых электронных слоёв; номер А - группы равен числу электронов на внешнем слое (валентных электронов).

3. Максимальное число электронов на уровнях.

Максимальное число электронов на уровнях определяется по формуле N= 2· n².

1 уровень – 2 электрона, 2 уровень – 8, 3 уровень - 18, 4 уровень – 32 электрона.

4. Особенности заполнения электронных оболочек у элементов А и В групп.

У элементов А-групп валентные (внешние) электроны заполняют последний слой, а у элементов В- групп – внешний электронный слой и частично предвнешний слой.

5. Степени окисления элементов в высших оксидах и в летучих водородных соединениях.

Группы	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
С.О. в высшем оксиде = + № гр	+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7	+8
Высший оксид	R₂О	RО	R₂О₃	RО₂	R₂О₅	RО₃	R₂О₇	RО₄
С.О. в ЛВС = № гр - 8	-	-	-	-4	-3	-2	-1	-
ЛВС	-	-	-	Н₄R	Н₃R	Н₂R	НR	-

6. Строение электронных оболочек ионов.

Катионы – положительно заряженные ионы. У катиона – меньше электронов на величину заряда. Анионы – отрицательно заряженные ионы. У анионов - больше на величину заряда.

Напимер: Na⁰ - 11 электронов, Na⁺ - 10 электронов; P⁰ – 15 электронов, P^3- - 18 электронов.

7. Изотопы.

Изотопы - разновидности атомов одного ХЭ, имеющие одинаковое число электронов и протонов, но разную массу атома (разное число нейтронов).

Пример:

Элементарные частицы	Изотопы
⁴⁰ Ca	⁴² Ca
é
p⁺
n⁰

8. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И.Менделеева (уметь по таблице Менделеева определять строение электронных оболочек).

А2. В1.

Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

1. Физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы.

2. Горизонтальная периодичность.

В периоде слева направо:

- заряды атомных ядер увеличиваются;

- число электронов на внешнем электронном слое увеличивается;

- число электронных слоёв не изменяется;

- радиус атомов уменьшается;

- ЭО увеличивается;

- металлические свойства уменьшаются, неметаллические свойства увеличиваются;

- основные свойства соединений (оксидов, гидроксидов) уменьшаются, сменяются амфотерными, кислотные свойства (оксидов, кислородных кислот) увеличиваются.

3. Вертикальная периодичность.

В А - группе сверху вниз:

-заряды атомных ядер увеличиваются;

- число электронов на внешнем электронном слое не изменяется;

- число электронных слоёв увеличивается;

- радиус атомов увеличивается;

- ЭО уменьшается;

- металлические свойства увеличиваются, неметаллические свойства уменьшаются;

- основные свойства соединений (оксидов, гидроксидов) увеличиваются, кислотные свойства соединений (оксидов, кислородных кислот) уменьшаются;

- кислотные свойства бескислородных кислот увеличиваются, т.к. с увеличением радиуса аниона (при его одинаковом заряде), лёгкость отщепления иона Н+ (протона) повышается, и, как следствие, сила кислот возрастает:
HF < HCl < HBr < HI; H2S < H2Se < H2Te.

А3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.

1) Химическая связь – это силы взаимодействия между атомами или группами атомов, приводящие к образованию молекул, ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металлических кристаллических решеток.

2) Вещества молекулярного строения имеют молекулярную КР, немолекулярного строения – атомную, ионную или металлическую КР.

3) Ковалентная связь – это связь, возникающая между атомами за счёт образования общих электронных пар.

Ковалентная неполярная связь возникает между атомами одинаковых элементов – неметаллов. Примеры - O₂, H₂, N₂.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами разных элементов – неметаллов.

Примеры – H₂O, НСl, NH₃, SO₃.

4) Ковалентная связь классифицируется по механизмам образования:

o обменный механизм (за счёт общих электронных пар);

o донорно-акцепторный (атом- донор обладает свободной электронной парой и передаёт её в общее пользование с другим атомом - акцептором, у которого имеется свободная орбиталь). Примеры: ион аммония NH₄⁺, угарный газ СО.

5) Ионная связь – это связь, возникающая между ионами.

Чем больше разница ЭО атомов, тем связь более ионная.

Примеры: оксиды, галогениды щелочных и щелочноземельных металлов, все соли (в том числе соли аммония), все щёлочи.

6) Металлическая связь - связь в металлах и сплавах, которая осуществляется совокупностью валентных электронов между атом - ионами металлов.

А6. Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях.

А7. Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних).

1) Электролиты и неэлектролиты.

Определение	Электролиты – вещества, которые проводят электрический ток в растворах. Электролиты в растворах распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам. Это и есть причина электрического тока в растворах.	Неэлектролиты – вещества, которые не проводят электрический ток в растворах.
Тип химической связи	ионная, сильнополярная	ковалентная неполярная и слабополярная
Примеры	соли, кислоты, основания	органические вещества, газы, оксиды металлов и неметаллов

2) Классификация электролитов.

	Электролиты
Сильные Степень диссоциации α > 30% (практически полный распад на ионы)	Средние 3% < α > 30%	Слабые α < 3% (на ионы распадается только незначительная часть растворенного вещества)
Все соли, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, HCl, H₂SO₄, HNO₃ NaOH = Na⁺ + OH⁻ Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2 OH⁻ K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄²⁻ Na₂S = 2Na⁺ + S²⁻	Mg(OH)₂, H₂SO₃, HNO₂, H₃PO₄	NH₃·H₂O, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, H₂O, CH₃COOH HNO₂ H⁺ + NO₂⁻ CH₃COOH H⁺ + CH₃COO⁻ NH₃ · H₂O NH₄⁺ + OH⁻

3) Ионы - заряженные частицы.

Классификация ионов:

o По составу различают простые (Na⁺) и сложные (OH⁻) ионы.

o По знаку заряда - на положительные ионы (катионы) и отрицательные (анионы). Если через раствор или расплав электролита пропускать электрический ток, то положительные ионы будут двигаться к отрицательному электроду – катоду.

o 4) Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении в воде или расплавлении.

5) Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних).

o Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄²⁻.

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

Н₃РО₄ Н⁺ + Н₂РО^-₄(первая ступень)

Н₂РО^-₄ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

НРО^2-₄ Н+ PО^З-₄ (третья ступень)

o Основания - это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы:

KOH = K⁺ + OH⁻,
Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH⁻

Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(ОН)₂ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ Ca²⁺+OH^- (вторая ступень)

o Соли - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла (а также катионов аммония (NH₄⁺)) и анионов кислотного остатка.

CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄²⁻

BaCl₂ = Ba²⁺ + 2Cl⁻

(NH₄)₂SO₄ = 2NH₄⁺ +SO₄²⁻

А10.

Характерные химические свойства оксидов (основных, амфотерных, кислотных)

Основные оксиды

1. Основный оксид + кислота → соль + вода

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Примечание: при нагревании, кислота сильная, образуется растворимая соль.

2. Оксид активного металла I, II А- групп + вода → щелочь

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3. Оновный оксид активного металла + кислотный оксид → соль

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃

CaO + Mn₂O₇ → Ca(MnO₄)₂

4. Основный оксид (металлов В-групп) + водород → металл + вода

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Примечание: при нагревании; металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → растворимая кислота

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Некоторые оксиды, например SiO₂, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO₂ + CaO → CaCO₃

Примечание: при нагревании.

3. Кислотный оксид + щелочь → соль + вода

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Если кислотному оксиду соответствует многоосновная кислота, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

4. Нелетучий оксид + соль₁ → соль₂ + летучий оксид

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑

Примечание: при нагревании.

Амфотерные оксиды

1. При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O

Примечание: кислота сильная, при нагревании, образуется растворимая соль.

2. При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO + 2KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (в водном растворе)

ZnO + CaO → CaZnO₂ (при сплавлении)

3. В воде не растворяются.

А11. Характерные свойства кислот, гидроксидов.

А13. Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов. Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия.

Чистые вещества и смеси.

Смесь — материал, состоящий из двух или нескольких веществ, хаотично чередующихся друг с другом в пространстве.
Чистое вещество - физически и химически однородный материал, обладающий определенным комплексом постоянных свойств. Содержание примесей в препаратах особой чистоты измеряется миллионными и миллиардными долями процента.

Сравнительная характеристика смеси и чистого вещества

Признаки сравнения	Чистое вещество	Смесь
Состав	Постоянный	Непостоянный
Вещества	Одно и то же	Различные
Физические свойства	Постоянные	Непостоянные
Разделение	С помощью химических реакций	Физическими методами

Смеси
Однородные (гомогенные)	Неоднородные (гетерогенные)
Однородными называют такие смеси, частицы в которых нельзя обнаружить ни визуально, ни с помощью оптических приборов, поскольку вещества находятся в раздробленном состоянии на микроуровне	Неоднородными называют смеси, в которых частицы можно обнаружить либо визуально, либо с помощью оптических приборов. Причём эти вещества находятся в разных агрегатных состояниях (фазах)
Примеры смесей
Истинные растворы (поваренная соль + вода, раствор спирта в воде)	Суспензии (твёрдое + жидкость), например вода + песок
Твёрдые растворы, сплавы, например, латунь, бронза.	Эмульсии (жидкость + жидкость), например вода + жир
Газовые растворы (смеси любых количеств и любого числа газов)	Аэрозоли (газ + жидкость), например туман

Приготовление растворов.

А14. Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы, ион аммония). Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак).

1) Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах:

Индикатор	Лакмус	Метилоранж	Фенолфталеин	Универсальный
Кислая среда	Красный	Розовый	Бесцветный	Красно-фиолетовый
Нейтральная	Фиолетовый	Оранжевый	Бесцветный	Жёлтый
Щелочная	Синий	Желтый	Малиновый	Фиолетовый

2) Качественные реакции на ионы в растворе.

На катионы:

Катион	Реактив	Наблюдаемая реакция
Li⁺	пламя	Карминово-красное окрашивание
Na⁺	пламя	Желтое окрашивание
К⁺	пламя	Фиолетовое окрашивание
Са²⁺	пламя	Кирпично-красное окрашивание
Sr²⁺	пламя	Карминово-красное окрашивание
Ва²⁺	пламя SО₄^2-	Желто-зеленое окрашивание Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах: Ва²⁺ + SО₄^2- → BaSО₄
Сu²⁺	ОН^-	Выпадение осадка синего цвета: Сu²⁺ + 2ОН^-→ Сu(ОН)₂
РЬ²⁺	S^2-	Выпадение черного осадка: Pb²⁺ + S^2- → PbS
Аg+	Cl^-	Выпадение белого осадка; не растворимого в HNO₃, но растворимого в конц. NH₃ • Н₂О: Аg⁺ +Cl^-→ AgCl
Fe²⁺	1) ОН^- 2) гексациано-феррат (III) калия (красная кровяная соль), K₃[Fe(CN)₆]	1) Выпадение светло-зелёного осадка: Fe²⁺+ 2ОН^-→ Fe (ОН)₂ 2) Выпадение синего осадка: К⁺+ Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]^3-→ KFe[Fe(CN)₆]₄
Fe³⁺	1) ОН^- 2) гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K₄[Fe(CN)₆] 3) роданид-ион SCN^-	1) Выпадение бурого осадка: Fe³⁺+ 3ОН^-→ Fe (ОН)₃ 2) Выпадение синего осадка: К⁺ + Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]^4- → KFe[Fe(CN)₆] 3) Появление ярко-красного окрашивания за счет образования комплексных ионов Fe(SCN)²⁺, Fe(SCN)⁺₂
Al³⁺	щелочь (амфотерные свойства гидроксида)	Выпадение осадка гидроксида алюминия при приливании первых порций щелочи и его растворение при дальнейшем приливании
NH₄⁺	щелочь, нагревание	Запах аммиака: NH₄⁺ + ОН^-→ NH₃ + Н₂О
Н⁺ (кислая среда)	индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый	красное окрашивание красное окрашивание

На анионы:

Анион	Реактив	Наблюдаемая реакция
SО₄^2-	Ва²⁺	Выпадение белого осадка, нерастворимого в кислотах: Ва²⁺ + SО₄^2- BaSО₄
NО₃^-	Добавить конц. H₂SO₄и Си, нагреть	Образование голубого раствора, содержащего ионы Сu²⁺, выделение газа бурого цвета (NO₂)
РО₄^3-	ионы Ag⁺	Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде: ЗАg+ + РО₄^3- Аg₃РО₄
S^2-	ионы РЬ²⁺	Выпадение черного осадка: Pb²⁺ + S^2- PbS
СО₃^2-	ионы Са²⁺	Выпадение белого осадка, растворимого в кислотах: Са²⁺ + СО₃^2- = СаСОз
CO₂	известковая вода Са(ОН)₂	Са(ОН)₂ + СО₂ СаСО₃ + Н₂О, СаСО₃ + СО₂ + Н₂О Са(НСО₃)₂ Выпадение белого осадка и его растворение при пропускании СО₂
SO₃^2-	ионы Н⁺	Появление характерного запаха SО₂: 2Н⁺ + SO₃^2- Н₂О + SО₂
F^-	ионы Са²⁺	Выпадение белого осадка: Са²⁺ + 2F^- CaF₂
Cl^-	ионы Аg⁺	Выпадение белого осадка, не растворимого в HNО₃, но растворимого в конц. NH₃ • Н₂О: Аg⁺ +CI^- AgCl AgCI + 2(NH₃• Н₂О) [Ag(NH₃)₂]⁺ + CI^- +2Н₂О
Br^-	ионы Аg⁺	Выпадение светло-желтого осадка, не растворимого в HNО₃: Ag⁺ + Br^- = AgBr осадок темнеет на свету
I^-	ионы Аg⁺	Выпадение желтого осадка, не растворимого в HNO₃ и NH₃ конц.: Аg⁺ + I^- АgI осадок темнеет на свету
ОН^- (щелочная среда)	индикаторы: лакмус фенолфталеин	синее окрашивание малиновое окрашивание

3) Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак).

Газ (краткая характеристика)	Получение (уравнения реакций)	Собирание	Распознавание
Водород (Н₂) – самый легкий, бесцветный, не имеет запаха.	Вытеснением водорода металлами из растворов кислот: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ↑.	В перевернутую вверх дном пробирку.	При поднесении к пламени раздается «хлопок» или «лающий» звук.
Кислород (О₂) без запаха и цвета, тяжелее воздуха, мало растворим в воде.	1.Разложением перманганата калия: 2KMnO₄= K₂MnO₄+ MnO₂+ О₂2.Разложением пероксида водорода (катализатор MnO₂): 2H₂O₂= 2Н₂О + О₂	1.Вытеснением воздуха. 2.Вытеснением воды.	Вспыхивание тлеющей лучинки, внесенной в сосуд с кислородом.
Углекислый газ – оксид углерода (IV) – СО₂. Бесцветный, не имеет запаха, не поддерживает горение, тяжелее воздуха. Растворим в воде.	1.В промышленности: CaCO₃ = СаО + СО₂ 2.В лаборатории: CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑	Вытеснением воздуха.	1.Горящая лучина гаснет в сосуде с СО₂. 2.По помутнению известковой воды: СО₂+ Са(ОН)₂ = СаСО₃ + Н₂О
Аммиак (NН₃) имеет резкий характерный запах, без цвета, хорошо растворим в воде, легче воздуха.	1.В промышленности: 3H₂ + N₂ = 2NH₃ 2.В лаборатории: NH₄Cl + NaOH = NaCl + H₂O + NH₃↑	В перевернутую вверх дном пробирку.	1.По запаху. 2.По изменению цвета влажной лакмусовой бумажки (синеет). 3.По появлению дыма при поднесении стеклянной палочки, смоченной в соляной кислоте.

А15. Вычисления массовой доли химического элемента в веществе.

В2. Первоначальные сведения об органических веществах: предельных и непредельных углеводородах (метане, этане, этилене, ацетилене) и кислородсодержащих веществах: спиртах (метаноле, этаноле, глицерине), карбоновых кислотах (уксусной и стеариновой).

Химические свойства алканов

Метан CH₄и этан С₂Н₆ относятся к предельным углеводородам.

Предельные углеводороды – это углеводороды, атомы углерода в которых связаны только одинарными связями.

Тип реакции	Уравнение
I. Реакции окисления.
1. Горение: а) полное	CH₄+ 2O₂ → CO₂+ 2H₂O + Q
II. Замещение.
1.Галогенирование (на свету или при t)	CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl При достаточном количестве хлора реакция продолжается дальше: CH₃Cl + Cl₂ → CH₂Cl₂ +HCl CH₂Cl₂ + Cl₂ → CHCl₃ + HCl CHCl₃ + Cl₂ → CCl₄ + HCl
III. Термические превращения алканов
1. Дегидрирование гомологов метана	Гомологи метана превращаются в алкены: С₂Н₆ → С₂Н₄ + Н₂
2. Изомеризация (при нагревании и в присутствии хлорида алюминия)	СН₃-СН₂-СН₂-СН₃→ СН₃-СН-СН₃ СН₃
3. Пиролиз (разложение на простые вещества): а) полное б) неполное	1000^оС СН₄ → С + 2Н₂ 1500^оС 2CH₄→ С₂Н₂ + 3Н₂
IV. Конверсия метана при 800^оС и в присутствии никелевого катализатора	СН₄ + Н₂О → СО + 3Н₂
V. При о.у. не обесцвечивают бромную воду и раствор перманганата калия	-
VI. Реакции присоединения не характерны	-

Химические свойства алкенов

Этилен С₂Н₄ относится к алкенам. Алкены – это непредельные углеводороды, в молекулах которых помимо одинарных связей имеется одна двойная углерод-углеродная связь.

Тип реакции	Уравнение химической реакции
I. Окисление: 1) Полное (горение)	С₂Н₄ + 2О₂→ СО₂ + 2Н₂О + Q
2) Неполное - обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия	Окисление этилена перманганатом калия в нейтральной среде приводит к образованию двухатомного спирта – этиленгликоля. CH₂ = CH₂ + НОН + [O] → CH₂(OH) – CH₂(OH)
II. Присоединение 1) Гидрирование при о.у.	CH₂ = CH₂ + Н₂ → CH₃ – CH₃
2) Гидратация	H₂SO₄ СН₂ = СН₂ + НОН → СН₃ – СН₂ОН
3) Галогенирование – обесцвечивает бромную воду	CH₂ = CH₂ + Br₂ → CH₂Br – CH₂Br
4) Гидрогалогенирование	CH₂ = CH₂ + HBr → CH₃– CH₂Br
III. Полимеризация - процесс образования полимера из низкомолекулярных веществ, без выделения побочных продуктов	n CH₂ = CH₂ → (– CH₂ – CH₂ –)_n полиэтилен

Химические свойства алкинов

Ацетилен С₂Н₂ относится к алкинам. Алкины – это непредельные углеводороды, в молекулах которых помимо одинарных связей имеется одна тройная углерод-углеродная связь.

Тип реакции	Уравнение химической реакции
Окисление: 1) Полное (горение)	2 C₂H₂ + 5О₂ → 4СО₂ + 2Н₂О + Q
II. Присоедине ние (реакции могут протекать в две стадии) 1) Гидрирование	Ni, t H-Cº C-H + Н₂ ¾ ®Н₂С=СН₂
2) Гидратация - реакция Кучерова	Н⁺, Hg²⁺ H-Cº C-H + Н₂О ¾ ® СН₃-СНО
3) Галогенирование	H-Cº C-H + Br₂→ H-CBr = CBr-H H-CBr=CBr-H+ Br₂→ H-CBr₂-CBr₂-H
4) Гидрогалогенирование	HCº CH + НCl ¾ ®СН₂= СНCl хлорэтен (винилхлорид)
III. Тримеризация ацетилена - реакция Зелинского	акт. С, 500 °С 3НC º CH → С₆H₆ (бензол)

Химические свойства жиров

1. Гидролиз:

а) ферментативный – происходит в живых организмах;

б) кислотный – в присутствии кислоты:

в) щелочной (омыление жиров происходит под действием щелочей необратимо):

При щелочном гидролизе образуются соли высших жирных кислот, называемые мылами.

2. Реакции присоединения.

а) Гидрогенизация (гидрирование) жиров - процесс присоединения водорода к остаткам непредельных кислот, входящих в состав жиров. При этом остатки непредельных кислот переходят в остатки предельных кислот, и жиры из жидких превращаются в твердые. Так из растительного масла в промышленности получают маргарин.

б) Галогенирование. Жидкие жиры (растительные масла) обесцвечивают бромную воду. Эта реакция является качественной на жидкие жиры.

Из важнейших пищевых веществ - белков, жиров и углеводов - жиры обладают наибольшим запасом энергии.

Химические свойства белков

1) Амфотерные свойства (содержат карбоксильные и аминогруппы):

а) белок + щелочь → соли (белки проявляют свойства кислот)

б) белок + кислота → соли (белки проявляют свойства оснований).

2) Гидролиз (разрушение) белков происходит при нагревании с растворами кислот, щелочей или при действии ферментов по месту пептидных связей:

3) Качественные (цветные) реакции на белки

а) биуретовая реакция (на пептидные связи)

раствор белка + NaOH + CuSO₄ → фиолетовое окрашивание

б) ксантопротеиновая реакция:

раствор белка + HNO₃(конц.)→ жёлтое окрашивание

4) Денатурация - частичное или полное разрушение пространственной структуры белка (при сохранении им первичной структуры) под действием физических или химических факторов.

Химические свойства моносахаридов на примере глюкозы

Глюкоза C₆H₁₂O₆ или CH₂OH—(CHOH)₄—CHO

1) При комнатной температуре реагирует с Cu(OH)₂, образуя глюконат меди (II)-раствор синего цвета.

1) Окисляется аммиачным раствором оксида серебра (реакция серебряного зеркала) или гидроксидом меди(II) (качественные реакции) до глюконовой кислоты:

CH₂OH—(CHOH)₄—CHO + Cu(OH)₂ → CH₂OH—(CHOH)₄—COOH + Cu₂O ↓ + 2H₂O

красный

CH₂OH—(CHOH)₄—CHO + Ag₂O (амм.) → CH₂OH—(CHOH)₄—COOH + 2Ag↓

Специфические свойства - под длействием биологических катализаторов-ферментов, вырабатываемых микроорганизмами.

1) Спиртовое брожение с образованием этилового спирта и углекислого газа:

C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂

2) Молочно - кислое брожение с образованием молочной кислоты:

C₆H₁₂O₆ → 2CH₃- CH(OH)- COOH

3) Маслянокислое брожение с образованием масляной кислоты, выделением углекислого газа и водорода:

C₆H₁₂O₆ → C₃H₇- COOH + 2СО₂ + 2Н₂

4) Полное окисление в живом организме (энергетическая функция глюкозы):

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + Q

В3. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. ОВР.