Катализаторы в химии список егэ

Тема 2. СТРОЕНИЕ АТОМА.

  Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. 

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

  Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, часть атома, состоящая из протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

Заряд ядра атома Z равен порядковому номеру элемента в периодической системе.  

Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра. 

 Так как атом – электронейтрален (не заряжен), то число протонов в атоме равно числу электронов (число + = числу — ):     N(e—) = N(p) = Z 

  Массовое число атома А складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного изотопа. Число нейтронов можно найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.     А = N(p) + N(n)       N(n) = A – Z     

 Oдин и тот же химический элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

 Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре. 

  Нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.  

Пример 1: Определить число нейтронов у изотопов углерода:  12С и 14С.

 Решение:   у 12С – 6 нейтронов (12-6=6), у 14С – 8 нейтронов (14-6=8).

 Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.                

 Решение:    порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА.

В 1913 г датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны вращаются вокруг ядра атома, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Такие орбиты называют электронными уровнями (слоями). 

Уровни состоят из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). 

Их обозначают  s, p, d, f. 

Подуровни состоят из одинаковых по энергии орбиталей.

На каждой орбитали может быть  не больше двух электронов. 

Они отличаются так называемым СПИНОМ, упрощенно – направлением вращения.

     Принцип Паули (запрет Паули) ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали.

 Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.

            Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одного и того же подуровня происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

      Пример: атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Связь между уровнем и подуровнями.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ

    Изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. 

    На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) — шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) — десять электронов.  

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

Энергия подуровней растет в ряду:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f∼5d < 6p < 7s <5f∼6d… 

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других — 5d-подуровень.

То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ У ПЕРВЫХ 36 АТОМОВ.

Электронная формула  атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:  1s22s22p63s23p6… и т.д.

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Водород (1е): Н 1s1 – заполняется первый уровень.

Гелий (2е) Не 1s2       

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАПОЛНЕН.

Литий (3е) — начинает заполняться второй уровень:   Li 1s22s1

Бериллий на 2s-подуровень приходит второй электрон.

Затем у бора начинается заполнение 2p-подуровня:  

В  1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-подуровня, вплоть до неона:  Ne 1s22s22p6       

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-подуровня у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-подуровень у шести р-элементов: от алюминия до аргона.   

 Na 1s22s22р63s1                                Mg 1s22s22р63s2       

Al 1s22s22р63s23p1  …..                        Ar 1s22s22р63s23p6   

У аргона — инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 — аргона выглядит так: 2,8,8.  

При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть 3d-подуровень.

Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s-подуровня. 

Калий — это s-элемент.

K 1s22s22p63s23p64s1   

3d-подуровень пока остаётся незаполненным.   

4s-подуровень заполняется и у кальция:   Са 1s22s22p63s23p64s2 
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-подуровня. Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2                             

Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2   

У ванадия на d-подуровне 3 электрона, на 4s — 2 электрона.  

Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2  

Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень:    Сr…3d54s1      

Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления — более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка. 
  Дальше у марганца снова происходит «возвращение» электрона на 4s-подуровень:    Mn…3d54s2   

У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-подуровня.  

У никеля на d-подуровне 8 электронов, на 4s — 2 электрона.  У меди вновь происходит переход одного электрона с s  на d-подуровень: Сu …3d104s1 

Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого — более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.  

И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:

 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. 

  Со следующего элемента 4 периода — галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного уровня (№4), теперь уже 4p-подуровня – от галлия до криптона.   

Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 ………      Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6         

Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:  1s2 = [He]     1s22s22p6 = [Ne]  

Пример: электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5.

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ИОНОВ.

Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы). 

S0 (атом серы)+ 2e → S2−(сульфид-анион)    

Cu0(атом меди) -2е →Cu2+ (катион меди)

 Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

Электроны сначала уходят с внешнего электронного уровня!

Пример: составить электронные формулы ионов: As3- ; Cu2+.

1) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3 → As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6    (добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)

2) Cu01s22s22p63s23p63d104s1 → Cu2+1s22s22p63s23p6  3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! ) 

Изоэлектронные частицы – это  атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

NaCl  Na+(10e), Cl —(18e),            BaF2  Ba2+(54 e), F — (10e);        

MgBr2 Mg2+(10e),Br — (36e)     CaS Ca2+(18e),S2-(18e)–ионы изоэлектронны.    Ответ: CaS 

ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА.

  Основное состояние атома — это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

   Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.  При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

Тема 3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

             Д.И. Менделеев в 1869 году так сформулировал Периодический закон: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса«. 

Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: 

«Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер».

Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период заканчивается 118-м элементом).  

Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.

  В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:   s-элементы (IA- и IIA-группы)  и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы). В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы. 

  Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. 

 Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = номер последнего энергетического уровня 

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.

    1) Атомные и ионные радиусы. 

Радиус атома – это расстояние от центра ядра до внешнего уровня (области максимальной электронной плотности внешнего уровня).

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного уровня к ядру.  

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.

     Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. 

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.

     Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.  

   Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковое электронное строение.   

     Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. 

      Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl—, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.   

 2) Электроотрицательность— это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. 

    Электроны в общей электронной паре смещены  к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

   Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.   

Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

      На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу.

     Металлами являются:

-все элементы побочных подгрупп (d-элементы);    

 — лантаноиды, актиноиды;    

-все s- элементы, кроме водорода и гелия. 

р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы:

    Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.

3) Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

4) Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные (т.е. электроны полностью смещены от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

   Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы. У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) — она равна числу d+s электронов.

  Исключения:    1) фтор, кислород      

2) инертные газы – гелий, неон, аргон.

3) медь, серебро, золото  

4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина.

Для неметаллов также характерна  низшая (отрицательная) степень окисления: 

  Отрицательная степень окисления неметалла   =      8 – номер группы.

5) Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы:

SeO3 – высший оксид селена.

2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.

3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

6) ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. 

Существует два типа водородных соединений:

1. Ионные солеобразные гидриды

Это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления: СаН2 – гидрид кальция.  Это кристаллические вещества, похожие по виду на соли, поэтому их называют СОЛЕОБРАЗНЫМИ.

1. ЛЕТУЧИЕ водородные соединения – их образуют только НЕМЕТАЛЛЫ.  

В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Все газы, кроме воды.

Особенности свойств летучих водородных соединений.

Что такое катализатор реакции?

Речь идет о веществе, которое способно ускорять протекание превращения многократно. Процесс в химии, протекающий в присутствии ускорителей превращений, называется катализом. Катализ характеризуется тем, что вещество, ускоряющее химический процесс, не расходует в ходе протекания последнего, а также не входит в состав конечных продуктов.

Катализ по своему результату может быть двух видов: положительный и отрицательный. Положительный катализ приводит к увеличению скорости превращения. Отрицательный катализ приводит к замедлению или прекращению протекания химического превращения. Вещества, реализующие, отрицательный катализ называются ингибиторами.

Разновидности веществ, ускоряющих химические реакции

Существуют две общепризнанных классификации веществ, которые ускоряют протекания превращений в химии. Первая основывается на агрегатном состоянии катализатора, вторая – на происхождении.

Классификация по агрегатному состоянию

По агрегатному состоянию вещества каталитические соединения можно подразделить на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные вещества, ускоряющие химическую реакцию, находятся в одной фазе с реагентами. Гетерогенные вещества, ускоряющие химическое превращение, находятся в разных фаза с реагентами (например, катализатор представлен жидкость, а реагенты – газами).

Свойства гомогенных ускорителей реакции

К данной группе соединений относятся кислоты и основания. Например, серная кислота ускоряет протекание превращение органических субстратов. Основными свойствами гомогенных соединений являются:

• в большинстве своем жидкости;
• образование в ходе превращения промежуточных продуктов;
• снижение энергии активации посредством образования промежуточных продуктов.

Свойства гетерогенных ускорителей реакции

К данной группе соединений относятся оксиды большинства металлов (Al₂O₃, CaO, BaO, MgO, TiO₂), а также алюмосиликаты и цеолиты. Обозначим основные свойства гетерогенных каталитических веществ:

• являются твердыми веществами;
• обладают развитой поверхностью;
• разводятся на инертном носителе;
• обладают способностью к физической адсорбции реагентов;
• продукты превращения выделяются с поверхности катализатора посредством процесса десорбции;
• катализ возможен благодаря диффузионным процессам.

Классификация по происхождению

По происхождению вещества, ускоряющие процесс протекания превращений в химии, подразделяются на органические и неорганические. Неорганические соединения в основном представлены тяжелыми металлами (свинец, палладий), спектр органический соединений намного шире. Основными представителями органических ускорителей превращений являются энзимы (соединения биологического происхождения). Энзимы – это катализаторы, увеличивающие скорость химических реакций в живых организмах. Ферменты (энзимы) имеют следующие особенности:

• в живых организмах объединены в мультиферментные комплексы;
• ускоряют биохимические процессы в организме в несколько десятков тысяч раз;
• имеют высокую избирательность и специфичность (в отличие от неорганических);
• являются простыми или сложными белками;
• подвержены денатурации под действием денатурирующих агентов;
• способны к ренативации (если она возможна);
• большинство термолабильны (активность ферментов находится в прямой зависимости от колебания температур в живом организме);
• действия ферментов может быть усилено индукторами, и ослаблено (или прекращено) ингибиторами.

Свойства катализаторов

Каталитические вещества, ускоряющие протекание реакций в химии, имеют определенные свойства. Обозначим их:

• Неизменность. После реализации акта катализа каталитическая молекула не меняет химическую структуру и пространственную конфигурацию.
• Сопряжение реакции. Выделяемая теплота в ходе протекания химического превращения не выделяется в окружающую среду, а расходуется с целью снижения энергии активации.
• Синергизм каталитического действия.
• Вещества, осуществляющие катализ, не влияют на энергетический итог реакции, не изменяют положения равновесия химического превращения, не влияют на направленность химического превращения, зависимость химической реакции от катализатора прямая (выражается в пропорциональном изменении скорости химического процесса концентрации каталитического вещества).
• Избирательность. Избирательностью называется способность каталитического соединения выборочно ускорять одну из возможных реакций в термодинамической системе.
• Активность. Активность катализа отражается в эффективности ускорения термодинамического процесса тем или иным соединением. Активность может снижаться, если на катализатор воздействует ингибитор (например, серпин – ингибитор сериновой протеазы – блокирует действие трипсина, нарушая его действие на другие ферменты поджелудочной железы), либо повышаться вследствие явления синергизма каталитического действия или воздействия на каталитическое соединение индукторов.
• Каталитическая активность. Данное свойство лежит в основе понятия «катализатор», так как катализатор – это вещество ускоряющее химическую реакцию, то каталитическая активность математически выражается отношением скорости протекания реакции в присутствии каталитического соединения к скорости протекания того же превращения без присутствия катализатора.

Другие свойства каталитические соединений связаны с их строением и физическими параметрами:

• молекулярная масса;
• размер молекулы;
• атомный состав;
• длительность службы;
• твердость;
• механическая упругость;
• термолабильность;
• термостойкость.

Каталитические системы на основе катализаторов

Современные промышленные каталитические смеси состоят из нескольких компонентов:

• непосредственно катализатор;
• активатор (промотор);
• носитель.

Промотор

Добавление промоторов к каталитическому соединению улучшает следующие свойства последних: активность, избирательность и стабильность в системе. Сам по себе промотор может являться соединением, которое не участвует в протекающем процессе. По своему назначению активаторы подразделяются на две большие группы:

• промоторы, предотвращающие процессы, негативно влияющие на каталитическое соединение;
• промоторы увеличивающие каталитическую активность вещества, ускоряющего реакцию.

Также промоторы подразделены на две большие группы структурообразующие (инертные соединения, предотвращающие слипание частиц) и активирующие (изменяют электронную конфигурацию каталитического соединения в активную фазу катализа).

Носитель

Носитель представляет собой материю, на которую различными методами укладывают катализатор. При использовании носителя увеличивается площадь поверхности действия каталитического соединения, повышается его термостойкость. Благодаря использованию носителей возможна экономия в промышленных условиях достаточно дорогих каталитических элементов (палладий, никель, платина, серебро). Однако стоит отметь, что носитель также может положительно влиять на активность каталитического соединения, поэтому нельзя провести четкую границу между этими двумя понятиями. Носителями могут быть оксид алюминия, силикагель, пемза, каолин, асбест, алюмосиликаты и другие вещества.

Получение одноатомных cпиртов

Гидратация алкенов

В присутствии сильных минеральных кислот, алкены вступают в реакцию гидратации с образованием спиртов:

В случае несимметричных алкенов присоединение происходит в соответствии с правилом Марковникова – атом водорода молекулы воды присоединяется к более гидрированному атому углерода, а гидрокси-группа к менее гидрированному при двойной связи:

Гидрирование (восстановление) альдегидов и кетонов

Гидрирование альдегидов на металлических катализаторах (Pt, Pd или Ni) при нагревании приводит к образованию первичных спиртов:

В аналогичных условиях из кетонов получаются вторичные спирты:

Гидролиз сложных эфиров

При действии на сложные эфиры сильных минеральных кислот они подвергаются гидролизу с образованием спирта и карбоновой кислоты:

Гидролиз сложных эфиров в присутствии щелочей называют омылением. Данный процесс является необратимым и приводит к образованию спирта и соли карбоновой кислоты:

Данный процесс протекает по действием на моногалогенпроизводные углеводородов водного раствора щелочи:

Другие способы получения отдельных представителей одноатомных спиртов

Спиртовое брожение глюкозы

В присутствии некоторых дрожжей, точнее под действием вырабатываемых ими ферментов, возможно образование этилового спирта из глюкозы. При этом в качестве побочного продукта образуется также углекислый газ:

Получение метанола из синтез-газа

Синтез-газом называют смесь угарного газа и водорода. Действием на данную смесь катализаторов, нагрева и повышенных давлений в промышленности получают метанол:

Получение многоатомных спиртов

Реакция Вагнера (мягкое окисление алкенов)

При действии на алкены нейтрального раствора перманганата калия на холоду (0^oC) образуются вицинальные двухатомные спирты (диолы):

Схема, представленная выше, не является полноценным уравнением реакции. В таком виде ее проще запомнить, для того чтобы суметь ответить на отдельные вопросы тестовые вопросы ЕГЭ. Однако, если данная реакция попадется в заданиях высокой сложности, то ее уравнение обязательно нужно записывать в полном виде:

Хлорирование алкенов с последующим гидролизом

Данный метод является двустадийным и заключается в том, что на первой стадии алкен вступает в реакцию присоединения с галогеном (хлором или бромом). Например:

А на второй, полученный дигалогеналкан подвергается обработке водным раствором щелочи:

Получение глицерина

Основным промышленным способом получения глицерина является щелочной гидролиз жиров (омыление жиров):

Получение фенола

Трехстадийный метод через хлорбензол

Данный метод является трехстадийным. На первой стадии осуществляют бромирование или хлорирование бензола в присутствии катализаторов. В зависимости от используемого галогена (Br₂ или Cl₂) в качестве катализатора используется соответствующий галогенид алюминия или железа (III)

На второй стадии полученное выше галогенпроизводное обрабатывается водным раствором щелочи:

На третьем этапе фенолят натрия обрабатывается сильной минеральной кислотой. Фенол вытесняется поскольку является слабой кислотой, т.е. малодиссоциирующим веществом:

Окисление кумола

Получение альдегидов и кетонов

Дегидрирование спиртов

При дегидрировании первичных и вторичных спиртов на медном катализаторе при нагревании получаются альдегиды и кетоны соответственно

Окисление спиртов

При неполном окислении первичных спиртов получаются альдегиды, а вторичных – кетоны. В общем виде схемы такого окисления можно записать как:

и

Как можно заметить неполное окисление первичных и вторичных спиртов приводит к тем же продуктам, что и дегидрирование этих же спиртов.

В качестве окислителей можно использовать оксид меди при нагревании:

Или другие более сильные окислители, например раствор перманганата калия в кислой, нейтральной, или щелочной среде.

Гидратация алкинов

В присутствии солей ртути (часто вместе с сильными кислотами) алкины вступают в реакцию гидратации. В случае этина (ацетилена) образуется альдегид, в случае любого другого алкина — кетон:

Пиролиз солей карбоновых кислот двухвалентных металлов

При нагревании солей карбоновых кислот двухвалентных металлов, например, щелочно-земельных, образуется кетон и карбонат соответствующего металла:

Гидролиз геминальных дигалогенпроизводных

Щелочной гидролиз геминальных дигалогенпроизводных различных углеводородов приводит к альдегидам если атомы хлора были прикреплены к крайнему атому углерода и к кетонам,если не к крайнему:

Каталитическое окисление алкенов

Каталитическим окислением этилена получают ацетальдегид:

Получение карбоновых кислот

Каталитическое окисление алканов

Окисление алкенов и алкинов

Для этого чаще всего используют подкисленный раствор перманганата или дихромата калия. При этом происходит разрыв кратной углерод-углеродной связи:

Окисление альдегидов и первичных спиртов

В этом способе получения карбоновых кислот также наиболее распространенные используемые окислители это подкисленный раствор перманганата или дихромата калия:

С помощью гидролиза тригалогензамещенных углеводородов

На первой стадии тригалогеналкан подвергается обработке водным раствором щелочи. При этом образуется соль карбоновой кислоты:

На второй стадии следует обработка соли карбоновой кислоты сильной минеральной кислотой. Т.к. карбоновые кислоты являются слабыми они легко вытесняются сильными кислотами:

Гидролиз сложных эфиров

Из солей карбоновых кислот

Данная реакция уже была рассмотрена при получении карбоновых кислот посредством гидролиза тригалогенпроизодных (см. выше). Заключается в том, что карбоновые кислоты, являясь слабыми, легко вытесняются сильными неорганическими кислотами:

Специфические методы получения кислот

Получение муравьиной кислоты из угарного газа

Данный метод является промышленным и заключается в том, что на первой стадии угарный газ под давлением при высоких температурах реагирует с безводной щелочью:

а на второй полученный формиат обрабатывают сильной неорганической кислотой:

2HCOONa + H₂SO₄ > 2HCOOH + Na₂SO₄

Получение высших карбоновых кислот гидролизом жиров

Данный метод является основным для получения высших карбоновых кислот:

Получение бензойной кислоты окислением гомологов бензола

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Решение задач, рефераты, курсовые!
Онлайн сервис помощи учащимся.
Цены в 2-3 раза ниже!