А15. Вычисления массовой доли химического элемента в веществе.

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 3

Массовая доля (ω ) химического элемента в данном веществе равна отношению относительной атомной массы данного элемента, умноженной на число его атомов в молекуле, к относительной молекулярной массе вещества:

Формула: w(Э) = Ar(Э) · n · 100% /Mr(в-ва)

Где ω (Э) – массовая доля элемента;

A_r(Э) – относительная атомная масса элемента;

n – число атомов элемента Э в молекуле вещества;

M_r – относительная молекулярная масса вещества.

Пример. Массовая доля кислорода в сульфате алюминия равна:

1) 59, 7 %

2) 42, 3 %

3) 56, 14%

4) 28, 9 %.

Дано:		Решение: w(Э) = Ar(Э) · n /Mr(в-ва) Mr(Al₂(SO₄)₃) = 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342 w(О) =16 · 12 · 100% / 342 = 56, 14% Ответ: 3
Al₂(SO₄)₃
Ar (Al) = 27
Ar (S) = 32
Ar (O) = 16

ω (О) –?

В2. Первоначальные сведения об органических веществах.

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).

Биологически важные вещества: белки, жиры, углеводы.

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)

Характерные химические свойства предельных одноатомных спиртов

Метанол СН₃ОН и этанол С₂Н₅ОН являются представителями предельных одноатомных спиртов.

Предельные одноатомные спирты – это вещества, в молекулах которых предельный углеводородный радикал связан с одной гидроксильной группой.

Тип реакции	Уравнение
I. Реакции окисления
1. Горение (полное окисление)	2СН₃ОН + 3О₂ → 2СО₂ + 4Н₂О С₂Н₅ОН + 3О₂ → 2СО₂ + 3Н₂О
2.Неполное окисление (CuO) до спиртов. Это качественная реакция, т.к. чёрный CuO окисляется до красной меди	t C₂H₅OH + CuO → CH₃COH + Cu+H₂О
II. Реакции с разрывом связи О – Н
1. Как слабые кислоты взаимодействуют со щелочными и щелочноземельными металлами (со щелочами не взаимодействуют)	2C₂H₅OH+2Na → 2C₂H₅ONa + H₂ этилат натрия
2. Реакция этерификации-взаимодействие спиртов с органическими кислотами с образованием сложных эфиров	H₂SО₄ _конц_.,t CH₃COOH + C₂H₅OH→ CH₃COOC₂H₅+ H₂О
III. Реакция с разрывом связи С – О
1. Гидрогалогенирование	к. H₂SO₄, t C₂H₅OH + HC1→ C₂H₅C1+ H₂О
2. Дегидратация: а) внутримолекулярная – образуются алкены	к. H₂SO₄, t > 150°C C₂H₅OH → C₂H₄+ H₂О
б) межмолекулярная - образуются простые эфиры	H₂SО₄, t < 150°C 2C₂H₅OH → C₂H₅OC₂H₅+ H₂О диэтиловый эфир

Характерные химические свойства предельных многоатомных спиртов

Этиленгликоль и глицерин являются представителями многоатомных спиртов.

Этиленгликоль СН₂-СН₂; глицерин СН₂-СН-СН₂

ОН ОН ОН ОН ОН

Качественная реакция многоатомных спиртов, позволяющая отличить соединения этого класса, – взаимодействие со свежеприготовленным гидроксидом меди(II). В щелочной среде при достаточной концентрации глицерина голубой осадок Cu(OH)₂ растворяется с образованием раствора ярко-синего цвета – гликолята меди(II).

Характерные химические свойства предельных карбоновых кислот

Уксусная кислота СН₃СООН и стеариновая кислота С₁₇Н₃₅СООН являются представителями предельных карбоновых кислот. Предельные карбоновые кислоты – это вещества, в молекулах которых предельный углеводородный радикал связан с карбоксильной группой – СООН.

Карбоновые кислоты сходны по свойствам со слабыми минеральными кислотами.

1) Реагируют с активными металлами с образованием соли и водорода:

2СН₃СООН + 2Na → 2СН₃СООNа + Н₂

2) Реагируют с основными и амфотерными оксидами:

НСООН + NaОН → НСООNа + Н₂O

3) Реагируют с гидроксидами металлов с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

НСООН + NaОН → НСООNа + Н₂O

4) Реагируют с солями более слабых и летучих кислот:

НСООН + NaHСO₃ → НСООNа + Н₂О + СO₂

5) Реакция этерификации-взаимодействие со спиртами с образованием сложных эфиров, катализируется ионами водорода:

СН₃ – СН₂ – СН₂ – СООН + СН₃–ОН → СН₃ – СН₂ – СН₂ – С + Н₂О

бутановая кислота метанол метиловый эфир \

бутановой кислоты О - СН₃

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.

⇐ Предыдущая 1 23