Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Конспекты / Урок "Лекции по химии"

Урок "Лекции по химии"

  • Химия

Поделитесь материалом с коллегами:

Тема: Основные химические понятия и законы химии


Введение.


Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир со всем богатством его форм и многообразием происходящих в нем явлений. Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определенными физическими свойствами, например, вода, железо, сера и др., в химии называются веществом. Так, сера – это хрупкие кристаллы желтого цвета, нерастворимые в воде.

Вещества в чистом виде в природе не встречаются. Природные вещества представляют собой смеси, состоящие иногда из очень большого числа различных веществ. Когда одно из веществ содержится в смеси в преобладающем количестве, но обычно вся смесь носит его название.

Например, при ржавлении стали, горении дров, гниении листьев образуются новые вещества.

Явления, при которых из одних веществ образуются другие, новые вещества, называются химическими. Изучением таких явлений занимается химия. Химия – это наука о превращениях веществ. Она изучает состав и строение веществ, зависимостью свойств веществ от их состава и строения, условия и пути превращения одних веществ в другие.

Химические изменения всегда сопровождаются изменениями физическими. Поэтому химия тесно связана с физикой. Химия также связана с биологией, поскольку биологические процессы сопровождаются непрерывными химическими превращениями.

Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии. Природа дает нам лишь сырье – дерево, руду, нефть и др. Подвергая природные материалы химической переработке, получают разнообразные вещества, необходимые для сельского хозяйства, для изготовления промышленных изделий и для домашнего обихода – удобрения, металлы, пластмасса, краски, лекарственные вещества, мыло и мн.др. Для химической переработки природного сырья необходимо знать общие законы превращения веществ, а эти знания дает химия.


Атомно-молекулярное учение.

Представление о том, что вещество состоит из отдельных, очень малых частиц, - атомная гипотеза – возникло еще в древней Греции. Однако создание научно обоснованного атомно-молекулярного учения стало возможным значительно позже - в XVIIIXIX вв.

В химию количественные методы исследования были введены М.В.Ломоносовым во второй половине XVIII века.

В основе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц. Различие между веществами обусловлено различием между их частицами; частицы одного вещества одинаковы, частицы различных веществ различны. При всех условиях частицы вещества находятся в движении.

Для большинства веществ частицы представляют собой молекулы. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическим свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. В состав молекулы может входить различное число атомов.

Вещества бывают простые и сложные. Простые вещества – образованы атомами одного элемента. Например,

Сложные вещества (или химические соединения) – состоят из атомов различных элементов, связанных между собой постоянными соотношениями. Состав любого химического соединения является постоянным и описывается химической формулой. Например,


Химическая реакция – это превращение веществ, сопровождающееся изменением их состава и (или) строения. При химических реакциях молекулы одних веществ превращаются в молекулы других веществ. Признаки химической реакции: выделение газа, образование осадка, изменение цвета, поглощение и выделение теплоты.

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений и схем.

Химическое уравнение – запись химической реакции с помощью формул реагентов и продуктов с указанием их относительных количеств (моль). Числа перед химическими формулами называют стехиометрические коэффициенты. В химическом уравнении число атомов каждого элемента в левой и правой частях одинаково, что отображает закон сохранения массы.

Закон сохранения массы.

Ломоносов создал при Академии наук химическую лабораторию. В ней он изучал протекание химических реакций. При этом он установил закон сохранения массы (веса) (1748 г.):

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон постоянства состава.

В результате установления закона сохранения массы с конца XVIII века в химии прочно утвердились количественные методы исследования. При этом был установлен закон постоянства состава:

Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

Закон Авогадро.

В 1811 г. итальянский физик Авогадро установил закон:

В равных объемах любых газов, взятых при одном и том же давлении и одинаковой температуре, содержится одно и то же число молекул.

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов.

Атомные массы. Моль.

На законе Авогадро основан важнейший метод определения молекулярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии.

До 1961 г. не было единой шкалы относительных атомных масс. С 1961 г. в основу шкалы была положена 1/12 часть массы изотопа углерода, названная атомной единицей массы (а.е.м.) = 1,66 ∙10-27 кг. В настоящее время относительной атомной массой (сокращенной атомной массой) элемента называют отношение массы его атома к 1/12 части массы атома 12С. В современной шкале относительные атомные массы кислорода и водорода равны соответственно 15,9994 и 1,00794.

Аналогично относительной молекулярной массой (сокращенно – молекулярной массой) простого или сложного вещества называют отношение массы его молекулы к 1/12 части массы атома 12С.

Например, молекулярная масса воды …

Оксида углерода (IV) –

Гидроксида натрия –

Хлорида железа (III) –

Сульфата алюминия –

Наряду с единицами массы и объема в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем. Мольколичество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.

В настоящее время число структурных единиц, содержащихся в одном моле вещества, определено с большой точностью = 6,02 ∙ 1023 моль-1 (постоянная Авогадро).

Отношение массы вещества к его количеству называют молярной массой вещества.

М = m/n (г/моль).

М = Мr

Валентность


Понятие о валентности было введено в химию в середине XIX века. Связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе была установлена Д.И.Менделеевым. Он же ввел понятие о переменной валентности.

Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.

Большинство элементов в разных соединениях проявляют разную валентность. Известно, что валентность водорода равна 1, а кислорода = 2. Исходя из этого, рассчитывают валентность других элементов.

Примеры: N2O, CO, SiO2, SO2, H2S



Тема: Основные классы неорганических соединений



Неорганические вещества классифицируются по составу и по химическим свойствам. По составу неорганические вещества делятся на бинарные – состоящие только из двух элементов, и многоэлементные – состоящие из нескольких элементов. Бинарные соединения классифицируются по неметаллу, например CaH2, NaH – гидриды, CaS, FeS – сульфиды, СаС2, Al4C3 – карбиды и т. д. Многоэлементные соединения классифицируются по общему элементу, чаще всего кислороду, например: NaNO3, H2SO4, KClO4 – кислородсодержащие. Рассмотрим четыре важнейших класса неорганических соединений: оксиды, гидроксиды металлов, (гидроксиды неметаллов относятся, как правило, к кислотам) кислоты, соли.



Оксиды

Оксидами называются бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления -2 . По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O

В состав основных оксидов входят металлы главных подгрупп I и II групп Периодической системы (кроме бериллия), а также переходные металлы в низших степенях окисления, например СаО, К2О, MnO, FeO, CrO.

Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Кислотными оксидами называются оксиды, взаимодействующие со щелочами с образованием соли и воды, например:

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

В состав кислотных оксидов входят неметаллы или переходные металлы в высших степенях окисления, например: P2O5, SiO2, CrO3, Mn2O7.

Кислотные оксиды (кроме SiO2) взаимодействуют с водой:

SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют свойства основных или кислотных оксидов, т.е. образуют соли как с кислотами, так и с основаниями, например:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

В состав амфотерных оксидов входят переходные металлы в промежуточных степенях окисления, металлы главной подгруппы III группы, например Cr2O3, Al2O3, MnO2. К амфотерным оксидам относятся также BeO, ZnO и PbO2. Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

Несолеобразующие оксиды не дают реакций, характерных для солеобразующих оксидов. К ним относятся: NO, N2O, SiO, CO. Несолеобразующие оксиды могут реагировать с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150oС и 1,5 мПа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия:

СО + NaOH = HCOONa

Однако вода в этой реакции никогда не образуется, поэтому СО относят к несолеобразующим оксидам.

Оксиды можно получить следующими основными способами:

  1. Из простых веществ:

2Cu + O2 = CuO

S + O2 = SO2

2. Окислением сложных веществ:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

6MnO + O2 = 2Mn3O4

3. Термическим разложением оксидов, гидроксидов, кислородсодержащих солей и кислот:

3MnO2 = Mn3O4 + O2

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

H2SiO3 = SiO2 + H2O



Гидроксиды

Гидроксидами металлов называются вещества, содержащие ион металла и одну или несколько гидроксильных групп.

Гидроксиды делятся на основные (основания) и амфотерные. Основные гидроксиды, в свою очередь, делятся на сильные основания – щелочи, и слабые основания. В состав щелочей входят катионы щелочных и щелочноземельных металлов, например КОН, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Слабыми основаниями являются гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например Fe(OH)2, Mn(OH)2, Cu(OH)2.

Число гидроксильных групп в основании называется кислотностью основания.

Амфотерные гидроксиды включают в свой состав катионы металлов III группы Периодической системы, катионы переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например Al(OH)3, Cr(OH)3,     Fe(OH)3. К амфотерным также относятся Be(OH)2, Zn(OH)2.

Основные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, например:

Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

2NaOH + Fe2O3 = 2NaFeO2 + H2O

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами (в этом случае они ведут себя как основания), и со щелочами (как кислоты), например:

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

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Cлабые основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Для получения слабых оснований и амфотерных гидроксидов используют реакцию их вытеснения из солей щелочами:

CuCl2 + 3NaOH = Cu(OH)2hello_html_13087eec.jpg + 3NaCl

Fe2(SO4)3 + 6KOH = Fe(OH)3hello_html_13087eec.jpg + 3K2SO4

Щелочи можно получить взаимодействием металла с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2hello_html_7320ed58.jpg

соответствующего оксида с водой:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

или электролизом водного раствора соли соотвествующего металла:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2hello_html_7320ed58.jpg + Cl2hello_html_7320ed58.jpg


Кислоты

Кислоты реагируют с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами) с образованием солей. Например:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

Кислоты классифицуируются по следующим признакам:

  1. по силе (как электролиты) - на сильные (например HCl, HNO3, H2SO4) и слабые (H2S, HNO2, HCN и т.д.)

  2. по наличию кислорода в составе кислоты - на кислородные (HClO3, H3PO4) и бескислородные (HCN, H2S). При этом элемент, входящий в состав кислородной кислоты называется кислотообразующим.

  3. по основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл) на одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2SO3, H2S), трехосновные (H3PO4) и т.д.

  4. по окислительным свойствам - на обычные кислоты, у которых в окислительно-восстановительных реакциях, например с металлами, восстанавливаются ионы водорода (например, HCl), и кислоты-окислители, у которых происходит восстановление кислотообразующего элемента (например, HNO3).

Кислоты имеют общие химические свойства:

Взаимодейcтвуют с металлами. Обычные кислоты (неокислители) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2hello_html_7320ed58.jpg

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2hello_html_7320ed58.jpg

Кислоты окислители могут реагировать как с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода, например:

Zn + HNO3(разб) = Zn(NO3)2 + H2O + N2hello_html_7320ed58.jpg

Так и правее его:

Ag + HNO3(конц) = AgNO3 + H2O + NO2hello_html_7320ed58.jpg


Соли

Соли можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты. При этом может происходить как полное, так и неполное замещение ионов водорода в кислоте катионами металла (или аммония) или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.

Соли, не содержащие ионов водорода или гидроксильных групп, называются средними, например NaCl, CuSO4, Ca3(PO4)2.

Соли, содержащие ионы водорода – кислые, например: KH2PO4 – дигидрофосфат калия, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия.

Соли, содержащие ионы гидроксила, называются основными: Mg(OH)Cl – гидроксихлорид магния,    (CuOH)2CO3 – гидроксикарбонат меди (II).

Соли, содержащие два катиона, называются двойными: Fe(NH4)2(SO4)2hello_html_6694016e.jpg12H2O – двойной сульфат железа(II)-аммония (соль мора),    KCr(SO4)2hello_html_6694016e.jpg12H2O – двойной сульфат хрома (III) - калия (хромокалиевые квасцы).

Соли, содержащие комплексные ионы, называются комплексными: K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль), [Co(NH3)6]Cl2 - хлорид гесаамминокобальта (II).

Солями называются электролиты, дающие при диссоциации в водном расторе катиона металла или аммония (и водорода в случае кислых солей) и анионы кислотного остатка (и гидроксила в случае основных солей). Ионы, входящие в состав соли могут быть комплексными.

Соли реагируют с металлами, эти реакции всегда окислительно-восстановительные:

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

Cu + FeCl3 = CuCl + FeCl2

C неметаллами, это также окислительно-восстановительные реакции:

S + Na2SO3 = Na2S2O3 - при кипячении

С водой, образуя кристаллогидраты:

CuSO4 + 5Н2О = CuSO4hello_html_6694016e.jpg5H2O

Na2SO4 + 10Н2О = Na2SO4hello_html_6694016e.jpg10H2O

или необратимо гидролизуясь:

Al2S3 + 6Н2O = 2Al(OH)3hello_html_13087eec.jpg + 3H2Shello_html_7320ed58.jpg

Соли реагируют со щелочами:

NH4Cl + NaOH = NH3hello_html_7320ed58.jpg + NaCl + H2O

CuCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)2hello_html_13087eec.jpg

и кислотами:

K2CO3 + HCl = KCl + CO2hello_html_7320ed58.jpg + H2O

NaNO3(тв) + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HNO3hello_html_7320ed58.jpg - при нагревании

Ca3(PO4)2 + H3PO4 = 3CaHPO4

Соли реагируют с солями:

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgClhello_html_13087eec.jpg

Соли кислородных кислот при нагревании разлагаются:

2KClO3 = 2KCl + 3O2hello_html_7320ed58.jpg

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2hello_html_7320ed58.jpg


Тема: Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева


ПЗ Д.М.Менделеева является основой современной химии. Изучение строения атомов вскрывает физический смысл ПЗ и объясняет закономерности изменения свойств элементов в периодах и в группах ПС. Знания строения атомов является необходимым для понимания причин образования химической связи. Природа химической связи определяет свойства веществ.


Строение атома.

Ученые с XIX века составляли модели атома. Томсон, Резерфорд, Бор создали свои модели, но в настоящее время они представляют лишь исторический интерес, так как внутренняя противоречивость и ограниченность этих моделей заставили вскоре отказаться от них.

Атом – неделимая частица химического элемента.

Атомы имеют сложное строение. В центре любого атома находится ядро. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов.

Протон – частица, которая имеет положительный заряд (p).

Нейтрон – нейтральная частица, заряд нейтрона равен 0 (n).

Ядра атомов имеют положительный заряд, так как состоят из протонов (+) и нейтронов (0).

Вокруг ядра движутся электроны, которые имеют отрицательный заряд (ẽ).

Любой атом содержит равное число протонов и электронов, поэтому сумма положительных зарядов в атоме равна сумме отрицательных зарядов.

Главной характеристикой любого атома является заряд ядра (Z) и равен числу протонов.

Для химии особый интерес представляет строение электронных оболочек атомов, именно в них происходят изменения в процессах превращения одних веществ в другие.

Совокупность этих электронов в околоядерном пространстве называют электронной оболочкой атома.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют орбиталью. При этом чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее он притягивается к ядру и тем меньше размер его орбитали, но зато она более плотная.

Рис 1. Разные формы орбитали (s, p, d, f – орбитали).


hello_html_m3e35d9f7.png

Согласно законам квантовой механики на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Электроны занимают энергетические уровни, число которых в атоме равно номеру периода.

В каждом электронном уровне есть s-орбиталь. Начиная со второго энергетического уровня в атомах имеется по три взаимно перпендикулярных p-орбитали. Начиная с третьего энергетического уровня, имеется по 5 d-орбиталей.


Электронная конфигурация атома – распределение электронов по энергетическим уровням и орбиталям. Электронную конфигурацию атома описывают с помощью электронной формулы. Электронные формулы атомов помогают объяснять и предсказывать важнейшие свойства элементов.

Для написания электронных формул необходимо помнить:

1. Число электронных слоев в атоме определяется номером периода, в котором он находится.

2. Число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп равно номеру группы.

3. У атомов элементов побочных подгрупп заполняется не внешний уровень (на нем, как правило, располагается 2 электрона), а предвнешний – от 8 до 18 электронов, а завеем снова внешний от 2 до 8 электронов.

4. В больших периодах (4 и 5) первые два элемента (щелочной и щелочноземельный металлы) располагаются, как положено, в главных подгруппах, и у них согласно номеру группы на внешнем слое будет находиться 1 и 2 электрона соответственно. (Искл.сканлий и иттрий: они сместились в побочную подгрупп. Это нетипичные металлы: заполняется у них не внешний, а предвнешний уровень. И так будет для всех элементов побочных подгрупп. А затем, когда у цинка и кадмия полностью заполнится d-подуровень, ПС опять подсказывает, что все в порядке: галлий и индий возвращаются в главные подгруппы, и у них продолжает заполняться внешний уровень согласно номеру группы.

Например, напишем электронную формулу ванадия.

Решение:

  1. Определяют координаты элемента в ПС: Z=23, период 4, группа V, подгруппа побочная.

  2. Записывают сокращенную электронную формулу для атома ванадия, в которой указывают распределение электронов по энергетическим уровням: всего 23 электрона на четырех уровнях, на внешнем (четвертом) – 2 электрона, т.к. это элемент побочной подгруппы; на первом – 2 электрона, на втором – 8 электронов, на третьем – 11. Таким образом, сокращенная электронная формула для атома ванадия:

23V 2е-, 8 е-, 11 е-, 2 е-.

3. Записывают полную электронную формулу:

1s22 s22p63s23p63d34s2


Периодический закон и периодическая система

Этот закон открыл в 1869 г. великий русский ученый-химик Д.И.Менделеев.

В середине 19 века было известно около 60 химических элементов. Менделеев полагал, что должен существовать закон, который объединяет все химические элементы. Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы. Характер изменения свойств элементов и их соединений называется периодическим изменением. Свойства всех элементов при увеличении атомной массы изменяются периодически. Это периодическое изменение называется периодической зависимостью.

Закон: свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

ПС – это графическое выражение ПЗ. Каждый элемент в ней занимает определенное место (клетку) в ПС и имеет свой порядковый номер. Например: Са.

hello_html_m1256933f.png


ПС состоит из 7 периодов, 10 рядов и 8 групп.

Период – последовательность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (искл.1 период, который начинается водородом, седьмой период – незавершен).

Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Большие периоды – из двух горизонтальных рядов.

В шестом периоде – лантаноиды.

В незавершенном седьмом – актиноиды.

В каждом периоде слева направо металлические свойства ослабляются, а неметаллические усиливаются.

Группа - это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.

Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.

Все химические элементы делятся на металлы и неметаллы. Причиной этого деления является различия в строении атомов.


Каждый элемент имеет свое название и символ.

В настоящее время известно более 100 химических элементов. Символы являются интернациональными.

Например, водород (Н) – Hydrogenium. Хлор (Cl) – Chlorum.


Тема: Химическая связь. Строение вещества


Химическая связь – химические силы притяжения, действующие между атомами.


Виды химической связи:

1. Ионная связь.

Образование ионной связи возможно только при вза­имодействии атомов активных металлов с атомами ак­тивных неметаллов. Типичные ионные связи образуются в молекулах галогенидов щелочных металлов.

Рассмотрим в качестве примера образование молеку­лы хлорида натрия. Электронная конфигурация атома натрия 1s2 2s26 3s1. Он легко отдает Зs-электрон, так как имеет малую энергию ионизации и соответственно невысокую относительную электроотрицательность (способность атома притягивать к себе электроны):

Na — е- = Na+

При этом натрий приобретает устойчивую электрон­ную конфигурацию из 8 электронов, характерную для инертных газов: 2s2 6.

Электронной конфигурации атома хлора 1s2 2s2 6 3s2 Зр5 до устойчивого состояния не хватает одно­го электрона. Вследствие, большого сродства к электро­ну и соответственно большого значения относительной электроотрицательности атом хлора легко присоединяет один электрон:

Cl + e- = Cl-

Во внешнем слое при этом возникает устойчивая элект­ронная конфигурация: 3s2 Зр6.

Атомы и группы атомов, несущие на себе заряд, называют ионами.

Противоположно заряженные ионы натрия и хлора, возникшие в результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора, взаимно притягиваются и образу­ют молекулу хлорида натрия, построенную по ионному типу:

Na+ + Cl- = Na +Cl-

Следовательно, ионная связь осуществляется путем электростатического взаимодействия разноименно заряженных ионов, образовавшихся при переходе электрона от одного атома к другому.

2. Ковалентная связь. Образование молекул (Н2, С2, N2, О2), состоящих, из атомов с одинаковой электроотрицательностью, т.е. одинаково способных отдавать и принимать электро­ны.

В молекулах все ато­мы также имеют устойчивую, завершенную оболочку вследствие образования одной или нескольких общих электронных пар. В создании электронных пар принимают участие оба атома, отдавая на образование каждой пары по одному электрону. Эти электроны принадлежат внешним слоям обоих атомов одновременно, дополняя число электронов до восьми. Так, образование ковалентной связи в молекулах хлора и азота схематически можно представить следующим образом:

hello_html_1ae820a0.jpg

У атома хлора на внешнем электронном слое нахо­дится семь электронов. Каждый из атомов хлора отдает по одному электрону на образование общей электронной пары, вследствие чего оба атома в молекуле хлора при­обретают электронную конфигурацию ближайшего инертного газа — аргона. Атомы азота, имеющие на внешнем электронном слое по пять электронов, образу­ют три общие электронные пары, в результате атомы в молекуле азота приобретают устойчивую восьмиэлектронную оболочку. Обозначая общую пару электронов черточкой, молекулы хлора и азота можно изобразить так: С1—Cl.

Ковалентная связь может возникать и при соединении различных атомов с близкими значениями электроотри­цательности. Примерами таких соединений могут быть хлористый водород и вода. В молекуле хлористого водо­рода атом водорода связан с атомом хлора парой общих электронов. При этом у хлора возникает во внешнем электронном слое восьмиэлектронная конфигурация, а у атома водорода - устойчивая двухэлектронная (оболоч­ка ближайшего инертного газа гелия):

hello_html_m2894eeb0.jpg

В молекуле воды два атома водорода образуют с атомом кислорода две общие электронные пары:

hello_html_m606c8751.jpg

Различают неполярную и полярную ковалентную связь. В случае не полярной ковалентной связи общая электронная пара в одинаковой мере принадле­жит обоим соединяющимся атомам (области перекрыва­ния электронных облаков занимают симметричное поло­жение между ядрами соединяющихся атомов). Это воз­можно в том случае, когда атомы, образующие молеку­лу, равноценны по своей химической природе, т. е. это атомы элементов с одинаковыми значениями электроот­рицательности.

Молекулы соединений, состоящие из атомов, связан­ных неполярной ковалентной связью, относятся к неполярному типу, и соединения называются неполярными. Примером могут служить простые вещества: Н2, О2, N2, F2, Сl2, Вr2, I2. Они обладают низкими температурами плавления и кипения, в водных растворах не проводят электрического тока.

3. Донорно-акцепторная связь. Донорно-акцепторная связь возникает в результате взаимодействия неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома. Схема образования донорно-акцепторной связи:

 В качестве примера рассмотрим образование хлорис­того аммония из аммиака и хлористого водорода:

NH3 + НСl = NH4Cl

Образование иона аммония NH4+ (связь катиона аммо­ния NH4+ с анионом Сl- ионная) можно представить так:

NH3 + Н+ = NH4+

или

hello_html_2f8de2fc.jpg

Атом азота в NH3 за счет трех неспаренных р-электронов образует три ковалентные (полярные) связи с атомами водорода. Кроме того, атом азота имеет непо­деленную пару s-электронов и может быть донором по отношению к атому водорода, «потерявшему» s-электрон и имеющему, следовательно, свободную s-орбиталь. Атом водорода при этом является акцептором.

В образовавшемся ионе аммония три атома водорода присоединены к азоту ковалентной связью, а четвер­тый — донорно-акцепторной. Когда хотят выделить донорно-акцепторную связь, то ее изображают в отличие от ковалентной связи стрелкой, направленной от донора к акцептору.

hello_html_31ea494.jpg

Донорно-акцепторные связи играют большую роль в образовании комплексных соединений.

Водородная связь. Водородная связь наиболее харак­терна для водородных соединений фтора, кислорода или азота. Образование водородной связи обусловлено тем, что в этих соединениях электрон атома водорода, входящий в состав электронной пары, сильно смещен к атомам более электроотрицательных элементов. Это вы­зывает появление у последних эффективного отрицатель­ного заряда и приводит к превращению атома водорода в. почти лишенный электрона протон. В таком состоянии, не имея экранирующей электронной оболочки, он не от­талкивается, а притягивается электронными оболочками других более электроотрицательных атомов, не связан­ных с ним непосредственно ковалентной связью. Таким образом, водородная связь образуется вследствие взаи­модействия протона с электронными оболочками элек­троотрицательных атомов.

Водородная связь возникает, как правило, между мо­лекулами. Она характерна главным образом для веществ в жидком и твердом со­стоянии. При обычных или пониженных температурах водородная связь вызывает ассоциацию молекул в димеры, тримеры и т. д.

Наиболее характерно проявление водородной связи между молекулами фтористого водорода HF, который в жидком состоянии образует полимерные цепочки, в которых угол НF—Н составляет 140°:

hello_html_m7b75acf8.jpg

Водородные связи в отличие от ковалентных обозначают пунктиром.


Гибридизация

Гибридизация орбиталей — концепция смешения разных, но близких по энергии орбиталей данного атома, с возникновением того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по энергии и форме. Гибридизация атомных орбиталей происходит при возникновении ковалентной связи между атомами. Гибридизация орбиталей очень полезна при объяснении формы молекулярных орбиталей и является интегральной частью теории валентных связей. Теория гибридизации была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для объяснения структуры таких молекул как метан.

sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов, длина 0,120 нм

Пример:

BeCl2

Валентность бериллия в этом соединении равна 2, что соответствует числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома: 2s12p1.

hello_html_m554083fc.png

В результате гибридизации 2s-орбитали и одной 2p-орбитали образуются две гибридные орбитали, которые располагаются на одной линии (ے1800).

hello_html_49f1230c.png

sp-гибридные орбитали атома бериллия перекрываются с p-орбиталями атомов хлора (расписать) с образованием двух σ-связей.

гибридные sp-облака всегда располагаются под углом 1800, поэтому для молекул, которые содержат sp-гибридизованные атомы, характерно линейное строение.

Каждая связь Be-Cl является полярной связью.

sp²-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей . Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей, длина 0,134 нм

Пример:

ВСl3.

Валентность бора в этом соединении равна 3, что соответствует числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома: 2s12p2.

hello_html_m6fe48ef6.png

В результате гибридизации 2s-орбитали и двух 2p-орбиталей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 1200.

hello_html_m6e78f600.png

Гибридные sp2-орбитали атома бора перекрываются с p-орбиталями трех атомов хлора с образованием трех σ-связей.

Молекула ВСl3 имеет структуру навностороннего треугольника. Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.

sp³-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникают четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109°28’ (109.47°), длина 0,154 нм

Пример.

СН4

В этом соединении атом углерода образует 4 одинарные связи, т.е. его валентность равна 4. Такую валентность углерод имеет в возбужденном состоянии: 2s12p3.

hello_html_m5ac646ca.png

В результате гибридизации 2s-орбитали и трех 2p-орбиталей образуются 4 гибридные орбитали, которые располагаются под углом 109,50 друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, а центре которого находится ядро атома углерода.

hello_html_70f8f32.png

При перекрывании гибридных sp3-орбиталей с s-орбиталями четырех атомов водорода образуются 4 σ-связи. Молекула метана имеет форму тетраэдра.


Твердое состояние вещества 

Твердые вещества в отличие от жидкостей и газов со­храняют свою форму. Частицы твердых тел так прочно связаны друг с другом силами сцепления, что поступа­тельное движение у них отсутствует и возможно лишь ко­лебательное движение около определенных точек. Твер­дые тела могут быть кристаллическими и аморфными.

Кристаллические тела имеют четкую внутреннюю структуру, обусловленную правильным расположением частиц в строго определенном периодически повторяю­щемся порядке. Размеры кристаллов могут быть различ­ны: от очень мелких до гигантских. Кристаллические те­ла имеют строго определенную температуру плавления.

Аморфные тела не имеют строго определенной темпе­ратуры плавления, они размягчаются в некотором интер­вале температур и постепенно переходят в жидкое состоя­ние. При охлаждении эти расплавы переходят в твердое состояние, не образуя кристаллической структуры. Типич­ным представителем аморфных тел является обычное силикатное стекло, поэтому аморфное состояние часто называют стеклообразным.

Однако нельзя провести четкой границы между аморфными и кристаллическими телами. Например, са­хар может быть как в кристаллическом (сахарный песок, кусковый сахар), так и в аморфном состоянии (карамелизованный сахар). Кроме того, некоторые вещества, полученные в аморфном состоянии, со временем могут кристаллизоваться: так кристаллизуется карамель, что нежелательно в кондитерском производстве, кристаллизуются со временем стекла, теряя прозрачность. Это явление и технике называется расстекловыванием.

 

Степени окисления элементов


Степень окисления – способность атомов отдавать и принимать электроны.

В соединениях в ковалентной неполярной связью (в молекулах простых веществ) с.о. равны нулю. Например: Н20, Cl20, O20, F20, C0, S0

В соединениях с ковалентной полярной связью с.о. элемента – это условный заряд его атома в молекуле. Например, HCl. Любая молекула является электронейтральной, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна 0.

Некоторые элементы имеют постоянную с.о.:

1) щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Эл-ты I группы гл.подгруппы +1

2) Эл-ты II группы гл. подгруппы +Zn +2

3) Эл-ты III группы гл. подгруппы + Al +3

4) F -1

5) O (кроме H2O2, Na2O2, OF2) -2

6) Н (кроме NaH, KH, CaH2) +1

Переменная с.о.:

Fe +2, +3

S, Se +2, +4, +6, -2

Cl, Br, I, - 1, +1, +3, +5, +7


Необходимо знать, что:

  1. Ме имеют только положительные с.о.

  2. НеМе могут иметь как положительные, так и отрицательные с.о. В соединениях с Ме и Н с.о. всегда отрицательны.

  3. Высшая (максимальная) с.о. = номеру группы

  4. Низшая (минимальная) с.о. Ме = 0. Низшая с.о. НеМе = - (8-номер группы).


Тема: Закономерности протекания химических реакций


Скорость химических реакций

 Законы химической термодинамики дают сведения только о принципиальной возможности или невозможно­сти данной реакции, так как термодинамика рассматрива­ет только начальное и конечное состояние системы, а скорость и механизм процесса не учитываются. Напри­мер, взаимодействие оксида азота (II) с кислородом

2NO (г) + О2 (г) = 2NO2 (г);. ΔG = — 150 кДж

 

проходит очень быстро даже при комнатной температу­ре, в то время как реакция

2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (г); ΔG = — 456,5 кДж

в обычных условиях практически не протекает, однако в присутствии катализатора или при нагревании до 630°С эта реакция идет мгновенно (со взрывом).

Следовательно, величина изменения изобарного по­тенциала ничего не говорит о реальной возможности протекания реакции в данных конкретных условиях, не дает никаких представлений о течении химического про­цесса во времени. Скорость и механизм химических ре­акций изучает особый раздел физической химии - химическая кинетика.

Изучение кинетики реакций представляет большой ин­терес. От скорости реакции в различных технологиче­ских процессах зависят производительность и габариты аппаратуры, течение тех или иных биохимических про­цессов при кулинарной обработке пищевых продуктов и в организме человека. Если бы реакция брожения глюко­зы происходила со скоростью взрыва, а процесс гидро­лиза крахмала затягивался бы на многие годы, то, оче­видно, обе эти реакции нельзя было бы использовать в производстве хлебобулочных изделий.

Изменяя условия протекания реакций, можно изме­нить скорость реакции, т. е. управлять химическим про­цессом. Для увеличения количества вырабатываемого продукта в единицу времени необходимо максимальное увеличение скорости реакции, лежащей в основе того или иного процесса. С другой стороны, вредные, нежелательные процессы — прогоркание жира, коррозию метал­лов, гниение белка — необходимо как можно больше за­медлить.

Скорости отдельных реакций могут очень сильно от­личаться друг от друга. Так, продолжительность взрыва измеряется миллионными долями секунды, а некоторые процессы, происходящие в природе, длятся десятки, сот-пи и тысячи лет. Поэтому изучение законов химической кинетики открывает путь к управлению химической ре­акцией.

Под скоростью химической реакции понимают изме­нение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. При этом безразлично, изменение концентрации какого вещества контролируется в ходе реакции, так как все вещества (исходные и, конечные) связаны между собой уравнением реакции, а потому по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответст­вующих изменениях концентрации всех остальных. Обыч­но концентрацию выражают в молях на 1 л, время — в секундах или минутах, отсюда скорость химической ре­акции имеет размерность моль/(л-с) или моль/(л-мин).

В процессе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, а концентрации продуктов реакции увели­чиваются. Скорость реакции равна

hello_html_m16e567bf.png                                  

где ΔCизменение концентрации реагирующего вещества время Δτ (ΔС>0).

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, из которых важнейшими являются концентрация реагирую­щих веществ, температура и присутствие катализато­ром.

1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Различные вещества обладают разной реакци­онной способностью. Это можно наблюдать на примерах реакций различных металлов с кислотами. Так, при оди­наковых условиях магний реагирует с соляной кислотой с большей скоростью, чем железо. Тот же магний реаги­рует с соляной кислотой с большей скоростью, чем, на­пример, с уксусной.

2. Влияние концентрации реагирующих веществ на ско­рость реакции. Чем выше концентрация, тем большее ко­личество молекул реагирующих веществ находится в единице объема, тем больше вероятность их столкнове­ния и, следовательно, тем чаще происходят активные столкновения, приводящие к образованию новых моле­кул, т. е. тем больше скорость реакции. Активными явля­ются не все столкновения, а только те, которые произош­ли между молекулами, обладающими в момент столкно­вения некоторым избытком энергии по сравнению со средним значением энергии остальных молекул.

На основе обширного экспериментального материала норвежские ученые Гульдберг и Вааге и независимо от них русский ученый Н. Н. Бекетов в 1867г. сформулировали основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: скорость химической реакции пря­мо пропорциональна произведениию концентраций реагирующих веществ. Этот закон получил название закона действия масс.

Для реакций типа mA+пВ=С математическое выра­жение закона действия масс имеет вид

v = k [A]m [B]n,                                  

где v — скорость реакции; k — константа скорости; [А] и [В] — концентрации реагирующих веществ; м и п — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа скорости k характеризует зависимость ско­рости реакции от природы реагирующих веществ и тем­пературы.

Все выводы относительно зависимости скорости реак­ций от концентрации реагирующих веществ не распро­страняются на участвующие в реакции твердые вещества. Если в реакции с газами или растворами участвуют твер­дые вещества (гетерогенные системы), то в реакцию вступают только молекулы вещества, находящиеся на его поверхности. Поэтому при взаимодействии твердого вещества с жидкостью (например, металла с кислотой) или твердого вещества с газообразным веществом (горе­ние твердого топлива на воздухе) скорость реакции зави­сит не только от концентрации кислоты или кислорода, но и от величины поверхности S твердых реагентов:

 

v = kSC = kC,                                     

 

где k— константа скорости с учетом величины поверх­ности твердого реагента.

3. Влияние площади поверхности реагирующих веществ. Роль поверхности в гетерогенных реакциях значи­тельна, и увеличение ее приводит к увеличению скорости реакции. Так, например, измельченный уголь, обладаю­щий большой суммарной поверхностью, сгорает гораздо быстрее, чем уголь в крупных кусках; растворение ме­таллов в кислотах значительно ускоряется, если взять металлы в виде порошков, и т. д. Измельчение веществ в технологии приготовления пищи ускоряет процесс.

4. Важным фактором, влияющим на скорость гетеро­генной реакции, является также диффузия, т. е. поступле­ние к поверхности твердого реагента новых порций реа­гирующих веществ. Искусственно ускоряя процесс диф­фузии встряхиванием или перемешиванием, можно значительно повысить скорость реакции. Эти приемы также широко используются в промышленности и в тех­нологии приготовления пищи.

5. Влияние температуры на скорость химических реак­ций. Зависимость реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повыше­нии температуры на каждые 10 градусов скорость реак­ции увеличивается в 2—4 раза. Математически, эта за­висимость выражается соотношением

hello_html_345a62b8.png или hello_html_me0919ef.png                                        

где v1 и v2 —- скорости реакции соответственно при тем­пературах t1 и t2 а у— температурный коэффициент ре­акции, который показывает, во сколько раз увеличивает­ся скорость реакции с повышением температуры реакци­онной смеси на 10° С.

Значительное увеличение скорости реакции с измене­нием температуры объясняет теория активации. Соглас­но этой теории в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы, обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Однако молекулы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, этот процесс на­зывается активацией. Один из способов повышения ак­тивности молекул — повышение температуры: при этом число активных молекул возрастает в геометрической прогрессии, благодаря чему резко увеличивается ско­рость реакции.

Энергия, которую надо сообщить молекулам реаги­рующих веществ, чтобы пре­вратить их в активные, на­зывается энергией активации Ea. Ее значение определяется опытным путем и обычно выражается в кДж/моль (ккал/моль). Так, например, для реакций получения иодистого водорода и гидролиза сахарозы 

H2 + I2 = 2HI; Ea = 168 кДж/моль

C12H22O11 + HOH = 2C6H12O6; Ea = 109 кДж/моль

 

Энергия активации Еа зависит от природы реагирую­щих веществ и служит одной из характеристик, опреде­ляющих скорость реакции. Чем меньше энергия актива­ции, тем с большей скоростью протекает реакция.

Всякая химическая реакция сводится к превращению молекул исходных веществ в молекулы продуктов реакции. Этот переход в подавляющем большинстве реакций характеризуется возникновением промежуточного (пере­ходного) состояния, называемым активным комплек­сом.

Зависимость скорости реакции от температуры имеет большое значение не только в химической технологии, но и для биохимических процессов, протекающих в живых организмах и пищевых продуктах. Однако биологические процессы имеют свои температурные границы, что обус­ловлено природой участвующих в процессах веществ.




Катализ и катализаторы

 Одним из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций явля­ется применение катализаторов.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций, но состав и количество ко­торых в конце реакции остается неизменным. Изменение скорости химических реакций в присутствии катализато­ров называется катализом, а сами реакции, протекающие в присутствии катализаторов, называются каталитиче­скими.

Катализаторы оказывают различное влияние на ско­рость химических реакций: одни ускоряют — положи­тельные катализаторы, другие замедляют — отрицательные катализаторы. Примерами положительных катали­заторов могут служить вода в реакции порошка алюминия с иодом, никель в реакциях гидрирования непредельных соединений, соли ртути в производстве ук­сусного альдегида и ферменты в различных биохимиче­ских процессах.

К отрицательным катализаторам — замедлителям реакций — относятся антистарители, антиокислители, ин­гибиторы и т. п. Антистарители применяются для замед­ления старения каучуков, пластмасс, а антиокислители замедляют окисление органических веществ. Например, лимонная и аскорбиновая кислоты препятствуют окисле­нию (прогорканию) жиров. Ингибиторы, такие как NaNO2, Na3PO4, Na2CrO4 и др., широко используются как замедлители коррозии металлов.

Катализаторы обладают строгой специфичностью действия. Особенно высокой специфичностью отличают­ся ферменты — белковые вещества, являющиеся катали­заторами различных ферментативных процессов. Ферменты обладают большой активностью. Даже лучший катализатор — платина уступает ферментам. Протекание ферментативных процессов зависит от температуры и концентрации ионов водорода. При низ­ких температурах ферментативные процессы идут мед­ленно. С повышением температуры скорость фермента­тивных процессов увеличивается, достигая максималь­ной величины около 40° С. При более высоких температурах действие ферментов уменьшается и, нако­нец, при 80—100°С реакция прекращается, так как ферменты разрушаются. Для большинства ферментов наилучшей средой является слабокислая или нейтраль­ная. Концентрированными растворами спиртов, кислот, щелочей многие ферменты разрушаются.

Ферменты имеют огромное значение, так как природ­ные биохимические процессы в основном имеют фермен­тативный характер. Ферментативные процессы использу­ются при изготовлении спирта, пива, кваса, хлеба, ква­шенной капусты и т. п.

Различают два вида катализа: гомогенный и гетеро­генный. При гомогенном катализе катализатор и реаги­рующие вещества находятся, в одной фазе и между ними нет поверхности раздела. К гомогенному катализу мож­но отнести кислотный гидролиз крахмала, применяемый для получения патоки; кислотный гидролиз сахарозы, происходящий при запекании фруктов, варке сиропа, где роль катализатора выполняют ионы водорода органиче­ских кислот.

Когда катализатор и реагирующие вещества находят­ся в разных фазах и между ними существует поверхность раздела, такой вид катализа называют гетерогенным. Чаще всего при гетерогенном катализе катализатором является твердое вещество, а реагирующие вещества жидкие или газообразные. Примерами могут служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза) или разложение перекиси во­дорода (жидкая фаза) в присутствии угля или диоксида марганца (твердая фаза). Все реакции при гетерогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэто­му активность твердого катализатора зависит от свойств его поверхности (площади, строения).


Теории катализа

Действие положительных катализа­торов сводится к снижению энергии активации в системе реагирующих веществ. Каталитические реакции протека­ют с повышенной скоростью именно потому, что они тре­буют меньших энергий активации.

Существует ряд теорий, объясняющих механизм дей­ствия катализаторов. Для понимания механизма гомо­генного катализа предложена теория промежуточных соединений.

Сущность этой теории заключается в том, что если медленно протекающую реакцию

А + В = АВ

 вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исход­ных веществ, образуя непрочное промежуточное соеди­нение:

А + К = АК

 Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, при этом катализатор освобождается: 

АК + В = АВ + К

 Энергия активации этого процесса также мала, а потому реакция протекает с достаточной скоростью. Если теперь уравнения этих двух реакций, протекающих одновремен­но, суммировать, мы получим исходное уравнение реак­ции:       

 A + В = АВ

которая, однако, протекает значительно быстрее благо­даря снижению энергии активации.

Для объяснения гетерогенного катализа пользу­ются адсорбционной теорией катализа. Согласно этой теории молекулы реагирующих веществ адсорбируются поверхностью катализатора, ее так называемыми актив­ными центрами. В результате на поверхности катализа­тора создается повышенная концентрация этих веществ; это отчасти также приводит к ускорению реакции. Но главной причиной возрастания скорости реакции являет­ся снижение энергии активации вследствие образования поверхностных промежуточных соединений.

Катализаторы применя­ются во многих технологических процессах и, в частно­сти, в органическом синтезе.

Производство твердых жиров, например маргарина, растительных масел, осуществляется гидрированием ма­сел над катализатором, представляющим собой сплав никеля с медью или никеля с алюминием. Переработка твердого топлива в жидкое, производство полимеров и т. д, осуществляются при помощи различных катали­тических реакций.       

Биологические катализаторы — ферменты — широко применяются в пищевой и легкой промышленности. В хлебопечении особенное значение имеют амилазы, расщепляющие крахмал, и протеазы, расщепляющие бе­лок. От активности амилаз зависит скорость брожения теста. В спиртовой и пивоваренной промышленности ис­пользуются амилазы, источником которых могут быть солод и микробные препараты. В виноделии и при фер­ментации табака применяется фермент полифенолоксидаза, от активности которой в значительной мере зависят букет и цвет вина и сортовые качества табаку.


Тема: Химическое оборудование и посудаhello_html_m484dd114.png

1 – ступка с пестиком (используется для измельчения и растирания твердых веществ);

2 – фарфоровый тигель (используется для нагревания и прокаливания осадков);

3 – тигельные щипцы (используются для взятия горячего оборудования и посуды);

4 – водяная баня с плиткой (используется для нагревания растворов);

5 – спиртовка (используется для нагревания растворов и твердых веществ);

6 – весы (используется для взвешивания сухих веществ);

7 – разновесы (используется для взвешивания сухих веществ);

8 – шпатель (используется для взятия и переноса сухих веществ);

9 – пробиркодержатель (используется для нагревания пробирок);

10 – мерный цилиндр (используется для взятия определенного объема растворов);

11 – мерные пипетки (используется для взятия определенного объема растворов);

12 – медицинская пипетка (используется для добавления небольшого количества раствора);

13 – мерные колбы (используется для приготовления определенного объема раствора);

14 – колбы для титрования (используются для проведения титрования);

15 – стеклянная воронка (используется для фильтрования);

16 – бюкс (используется для прокаливания осадков);

17 – пробирка (используется для проведения химических реакций между растворами);

18 – стеклянная палочка (используется для перемешивания).




Тема: Генетическая связь между классами неорганических соединений


Между неорганическими веществами (простыми и сложными) существует генетическая связь, основанная на их химических свойствах. Исходя из простых веществ, получают оксиды, гидроксиды, соли. Последовательность таких превращений можно представить двумя схемами:

металл → основный оксид → основание → соль,

например:

Са → СаО →Са(ОН)2 → Са3(РО4)2;

неметалл → кислотный оксид → кислота → соль,

например:

Р→ Р2О5 → Н3РО4 → Са3(РО4)2.

Безусловно, эти схемы не отражают всей глубины и многообразия взаимоотношений неорганических веществ. С одной стороны, нельзя понимать их таким образом, что каждое последующее вещество может быть получено непосредственно из предыдущего. Так, в большинстве случаев невозможно в одну стадию получить основание из основного оксида. С другой стороны, более сложные вещества могут быть получены из простых, минуя одну или две стадии приведенных схем, например, металл, взаимодействуя с кислотой, дает соль. Следует иметь в виду, что возможно образование не только более сложных веществ из менее сложных, но и наоборот.

Различные способы получения оксидов, оснований, солей, кислот широко используют как в лабораторной практике, так и в химической промышленности.

Производство кислот (серной, соляной, азотной, фосфорной), солей (в частности минеральных удобрений — аммиачной и калийной селитры, суперфосфата, аммофоса), оксидов (например, негашеной извести СаО) и многих других неорганических соединений имеет важное народнохозяйственное значение.

Выбирая рациональные способы получения какого-либо вещества, обычно используют недефицитное сырье (встречающееся в природе или выпускаемое промышленностью).

Качественные реакции неорганических веществ

Идентификацией (определением) веществ занимается аналитическая химия. Для определения веществ используют характерные  (или качественные) реакции.

Большинство качественных реакций в неорганической химии — это ионные реакции.

Для того, чтобы определить наличие кислоты или щелочи в водном растворе, можно воспользоваться индикатором. При избытке катионов водорода H+ (H3O+), т.е. в кислой среде, фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж принимают красную окраску. При избытке гидроксид-ионов OH, т.е. в щелочной среде, фиолетовый лакмус примет синюю окраску, оранжевый метилоранж — желтую, а бесцветный фенолфталеин — малиновую.

Качественной реакцией на сульфат-ион SO42– является реакция образования осадка BaSO4, не растворимого в кислотах. Поэтому для определения серной кислоты, растворимых сульфатов и гидросульфатов используют реактив, содержащий ионы бария Ba2+, например хлорид бария BaCl2. Признаком реакции является выпадение кристаллического осадка белого цвета BaSO4, не растворимого в кислотах:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Для определения хлорид-ионов Cl (соляной кислоты и растворимых хлоридов) используют реактив, содержащий ионы серебра Ag+, например нитрат серебра AgNO3. Признаком реакции является выпадение творожистого осадка белого цвета AgCl, не растворимого в кислотах:

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

Для определения бромоводородной и иодоводородной кислот, их солей: бромидов и иодидов можно также использовать реактив, содержащий ионы серебра Ag+ (AgNO3). В случае бромидов наблюдается образование творожистого осадка светло-желтого цвета AgBr, а в случае иодидов – творожистого осадка интенсивно-желтого цвета AgI. Оба осадка не растворяются в кислотах:

HBr + AgNO3 = AgBr↓ + HNO3

KI + AgNO3 = AgI↓ + KNO3

Бромиды и иодиды можно определить также с помощью хлорной воды (водного раствора хлора). Cl2 окисляет бромид- и иодид-ионы до соответствующих галогенов, которые в водном растворе имеют бурую окраску:

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

2KI + Cl2 = 2KCl + I2

Выделяющийся иод легко отличить от брома с помощью характерной реакции с раствором крахмала, который с I2 образует соединение темно-синего цвета.

Соли угольной кислоты — карбонаты и гидрокарбонаты — можно распознать сильной кислотой, например соляной HCl. Признаком реакции является бурное выделение («вскипание») углекислого газа:

MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2

Растворимые соли фосфорной кислоты — фосфаты — можно распознать с помощью реактива, содержащего ионы серебра Ag+ (AgNO3). Признаком реакции является выпадение осадка желтого цвета Ag3PO4, растворяющегося в избытке азотной или фосфорной кислот:

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3

Для обнаружения силикат-ионов SiO32– к исследуемому раствору добавляют любую сильную кислоту. Образуется гель (студенистый осадок) практически нерастворимой кремниевой кислоты H2SiO3:

Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3

Нитрат-ионы NO3 не дают осадков ни с одним из катионов, поэтому ионные реакции для обнаружения NO3 не применимы. Для распознавания солей азотной кислоты солей азотной кислоты (нитратов) в растворах используют реакции с органическими соединениями (например, дифениламином). Твердые нитраты легко могут быть обнаружены при действии на них концентрированной H2SO4 с медью. При этом происходит вытеснение летучей азотной кислоты и ее взаимодействие с медью, сопровождающееся образованием газа NO2 бурого цвета:

KNO3 + H2SO4 (конц.) = HNO3 + KHSO4

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Очень быстрый способ обнаружения селитр (нитратов щелочных и щелочноземельных металлов, а также аммония) основан на том, что они при прокаливании выделяют кислород (при прокаливании NH4NO3 выделяется N2O, который тоже является сильным окислителем). Кристаллики вещества помещают на раскаленный уголек. При этом наблюдаются характерные вспышки:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

C + O2 = CO2

Сульфид-ион S2– образует много нерастворимых солей (сульфидов) с характерными окрасками, что позволяет легко обнаружить ничтожно малые концентрации S2–. Обычно используется реакция с нитратом (или ацетатом) свинца, в результате которой выпадает осадок черного цвета PbS:

Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbS↓

Соли аммония распознают с помощью щелочи. Признаком реакции является выделение газа (усиливающееся при нагревании) с резким запахом — аммиака NH3:

(NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3↑ + 2H2O

Выделяющийся аммиак можно определить по характерному резкому запаху или с помощью влажной индикаторной бумажки, например, смоченной раствором лакмуса. Под действием аммиака лакмусовая бумажка синеет, т.к. обнаруживает гидроксид-ионы:

NH3 + H2O =  NH4+ + OH

Многие качественные реакции основаны на образовании ярко-окрашенных комплексных ионов. Так, ионы Fe2+ обнаруживают с помощью гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]. При этом образуется турнбулева синь KFe[Fe(CN)6] (коллоидный раствор интенсивно-синего цвета):

 

Для распознавания ионов Fe3+ также используют реакцию с комплексным соединением — гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной соли) K4[Fe(CN)6], при этом образуется берлинская лазурь KFe[Fe(CN)6]: 

Очень чувствительной (т.е. позволяющей определить следы ионов) качественной реакцией на Fe3+ является образование роданида железа (III) — комплексного соединения, содержащего катион Fe3+ и роданид-ионы (тиоцианат-ионы) CNS, с интенсивной красно-коричневой («кроваво-красной») окраской. Упрощенно уравнение реакции записывают следующим образом:

FeCl3 + 3NH4CNS = Fe(CNS)3 + 3NH4Cl



Тема: Введение. Углеводороды.


Введение.


Органическая химия – одна из важнейших естественных наук, теоретические исследования и практические результаты которой проникли во все сферы деятельности человека. Достижения органической химии используются промышленностью при переработке нефти и газа, в производстве лекарств, витаминов, ферментов, пластмасс и др.

Окружающий нас мир, да и мы сами построены в основном из органических веществ. Белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты – основные компоненты как животной, так и растительной клеток.


Органическая химия изучает углеводороды и их производные.

Несмотря на отсутствие доказательств принципиальной разницы между органическими и неорганическими соединениями, еще в начале XIX века органическая химия развилась как самостоятельная область. В результате в органической химии наблюдаются явления, несвойственные неорганической химии: гомология и изомерия.

Гомология (понятие введено 1842 г.) – существование рядов органических соединений, обладающих сходными химическими и постепенно изменяющимися физическими свойства, а также однотипной структурой, соседние члены которых отличаются на группу –СН2 – гомологическую разность.

Изомерия – существование нескольких веществ с одинаковым составом и молекулярной массой, но обладающих различными свойствами. Различия эти определяются разным химическим строением или пространственной организацией молекулы.

Классификация органических соединений.

В соответствии с характером углеродного скелета и свойствами органические вещества разделяют:

1. Ациклические соединения (жирные), с открытой цепью:

- предельные жирные соединения: метан и его гомологи;

- непредельные соединения: этилен, ацетилен и др.

2. Изоциклические, или карбоциклические, соединения с замкнутой цепью, состоящей только из атомов углерода:

- ациклические соединения насыщенные и ненасыщенные:

hello_html_m3a8469ce.png

Циклогексан Циклопентен

- ароматические соединения:

hello_html_m469cd239.png

Бензол нафталин

3. Гетероциклические соединения, в состав цикла которых кроме углерода входят атомы N, O, S и др.

hello_html_3709594b.png

Пиперидин пиридин

Каждый из перечисленных классов соединений может образовывать производные при замещении водорода на неуглеродные атомы или группы. Такие заменители называются функциональными группами.


Таблица 5. Основные классы монофункциональных производных органических соединений

Функциональные группы

Название

Класс соединений

Общая формула

- Hal

Галоген -

Галогенопроизводные

R- Hal

- OH

Гидрокси-

Спирты и фенолы

R - OH

- O – R

Алкокси -

Простые эфиры

RO – R

- SH

Сульфгидрильная

Тиоспирты

RSH

- SO2OH

Сульфо -

Сульфокислоты

R - SO2OH

- NO2

Нитро -

Нитросоединения

R - NO2

- NH2 – NH –

- N –

hello_html_m7eaa7d36.gif

Амино -

Амины


R - NH2

hello_html_m5cf74569.gif- N = N -

Азо -

Азосоединения

R - N = N - R

hello_html_m56326bc6.png

Карбонильная

Альдегиды

R hello_html_58ca9c29.png

Кетоны

R

R hello_html_m56326bc6.png

hello_html_m70b71726.png

Карбоксильная

Карбоновые кислоты

Rhello_html_m70b71726.png

Для большинства веществ частицы представляют собой молекулы. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. В состав молекулы может входить различное число атомов.

Вещества бывают простые и сложные. Простые вещества – образованы атомами одного элемента. Например,

Сложные вещества (или химические соединения) – состоят из атомов различных элементов, связанных между собой постоянными соотношениями. Состав любого химического соединения является постоянным и описывается химической формулой.

Тема: Теория химического строения органических соединений

Основы данной теории сформулировал в 1861 г. профессор Казанского университета Александр Михайлович Бутлеров.

Основная идея этой теории в том, что химические свойства молекулы определяются свойствами составляющих ее атомов, их количеством и химическим строением молекулы.

Соединение атомов в молекулы, указывал Бутлеров, происходит в соответствии с их атомностью (валентностью).

Сущность теории можно выразить в следующих положениях:

  1. Атомы в молекулах располагаются не беспорядочно, они соединены друг с другом в определенной последовательности, согласно их валентности.

  2. Свойства веществ зависят не только от того, атомы каких элементов с в каком количестве входят в состав молекул, но и от последовательности соединения атомов в молекулах, от порядка их взаимного влияния друг на друга.

Когда атом углерода вступает во взаимодействие с атомами водорода, s-электроны наружного слоя в нем распариваются, один из них занимает вакантное место третьего p-электрона и образует при своем движении облако в виде объемной восьмерки, перпендикулярное по отношению к облакам двух других p-электронов. Атом при этом переходит, как говорят, в возбужденное состояние. Теперь все четыре валентных электрона стали неспаренными, они могут образовать четыре химические связи.

Химические формулы, в которых изображен порядок соединения атомов в молекулах, называют структурными формулами.

Гибридизация орбиталей — концепция смешения разных, но близких по энергии орбиталей данного атома, с возникновением того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по энергии и форме. Гибридизация атомных орбиталей происходит при возникновении ковалентной связи между атомами. Гибридизация орбиталей очень полезна при объяснении формы молекулярных орбиталей и является интегральной частью теории валентных связей. Теория гибридизации была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для объяснения структуры таких молекул как метан.

hello_html_4ee0bef6.jpgsp³-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникают четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109°28’ (109.47°), длина 0,154 нм

sp²-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей . Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей, длина 0,134 нм

sp-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов, длина 0,120 нм


Тема: Предельные углеводороды (алканы).


Простейший представитель – метан СН4. Связи осуществляются общими электронными парами.

hello_html_m3beafd2c.jpghello_html_m37cac021.png

В молекуле метана все четыре гибридные sp3 – орбитали углерода перекрываются четырьмя шарообразными s-орбиталями четырех атомов водорода. В результате такого перекрывания электронных орбиталей образуются четыре равноценные ковалентные σ-связи, направленные от центра тетраэдра к его вершинам. Валентный угол между связями С – Н в молекуле метана равен внутреннему углу тетраэдра, т.е. 109028'.


Гомологический ряд алканов

hello_html_4a34ffe3.png


Гомологические ряды образуют все классы органических соединений. Соединения, образующие гомологический ряд, называют гомологами.



Уhello_html_m67ab3b1e.jpg алканов также присутствует изомерия, которая начинается с четвертого члена гомологического ряда – бутана (СН4).

Чем больше в молекуле атомов, тем больше изомеров.







Отдельные представители алканов

Метан CH4основная составляющая природных и попутных газов, дешевое топливо, ценное сырье для производства: ацетилена, хлоропроизводных, сажи.

Этан C2H6 – перерабатывают в этилен, используемый для получения спиртов, кислот, синтетического каучука, полиэтилена.

Пропан C3H8– в смеси с бутаном в качестве топлива.

Высшие алканы используются в производстве высших жирных кислот, смазочных масел, свечей и др.


Ациклические углеводороды

Имеют циклическое строение.

Атомы углерода, образующие цикл, связаны между собой простыми σ-связями.

Циклоалканы обнаружены в нефти, поэтому их называют нафтенами.

hello_html_m34603273.png

Циклопропан Циклобутан

Получение.

Получают из нефти, гидрированием ароматических углеводородов.


Отдельные представители.

Циклопексан C6H12 содержится в кавказской нефти. Легко дегидрируется и превращается в бензол.

Ментан C10H20 – в свободном состоянии вприроде не встречается, получается синтетически.


Тема: Непредельные углеводороды.

Алкены

Строение молекулы этилена С2Н4

hello_html_175fac40.jpg

Рис. 4. Модель молекулы этилена

Молекула С2Н4 плоская, атомы углерода, образующие двойную связь, находятся в состоянии sp2-гибридизации, валентный угол 120 °.

hello_html_m10e374.jpg

Рис. 5. Схема образования hello_html_7b77917d.png-связи в молекуле этилена

Гомологический ряд: С2Н4, С3Н6, С4Н8 ..., т.о., общая формула СnH2n.


Тема: Алкины

Ацетиленовыми углеводородами (алкинами) называются непредельные (ненасыщенные) углеводороды, содержащие в молекуле одну тройную связь и имеющие общую формулу CnH2n-2. Родоначальником гомологического ряда этих углеводородов является ацетилен HCCH.

Тема: Алкадиены (диеновые углеводороды)

Алкадиены, как следует из их названия, представляют собой ненасыщенные углеводороды, содержащие в своем углеродном скелете две двойные связи. Их также называют диеновыми углеводородами. Общая формула гомологического ряда алкадиенов — СnН2n-2. Следует иметь в виду, что такая же формула соответствует и другим гомологическим рядам — например, алкинов или циклоалкенов.

 Строение, общие свойства

Возможны три разных способа взаиморасположения двойных связей в диеновом углеводороде относительно друг друга:

  1. Двойные связи расположены вплотную одна к другой: СН2=С=СН-СН2-СН3 . Такие углеводороды называются кумуленовыми.

  2. Двойные связи разделены более чем одной одинарной связью:
    СН2=СН-СН2-СН=СН2 Такие алкадиены носят название изолированных.

3) Если двойные связи разделены в цепи только одной то их называют сопряженными. В этом случае в молекуле двойные и одинарные связи чередуются, как, например, в бутадиене-1,3 СН2=СН—СН=СН2, который является простейшим сопряженным алкадиеном.
hello_html_39fe452b.png рис. 6. Строение алкадиена



Тема: Ароматические углеводороды (арены)


Название «ароматические» возникло в связи с тем, что впервые изученные соединения этого ряда обладали характерным запахом (ароматом) и были выделены из эфирных масел.

В настоящее время к ароматическим соединениям относят карбоциклические соединения, в молекуле которых содержится циклическая группировка особого строения – бензольное ядро или кольцо.

Бензольное ядро обладает большой устойчивостью и не разрушается даже при нагревании.

Простейшим представителем является бензол С6Н6.

Строение бензола.

Бензол имеет форму правильный шестиугольный цикл, в вершинах которого находятся атомы углерода, соединенные с атомами водорода. Все углеродные атомы молекуле находятся в состоянии sp2-гибридизации. У каждого атома углерода из имеющихся четырех три орбитали гибридизированы, причем две из них образуют две σ-связи с соседними атомами углерода и одну σ-связь с атомом водорода. Орбитали шести p-электронов (по одному у каждого из атомов) углерода не гибридизированы и расположены перпендикулярно к плоскости, в которой лежат σ-связи. Электронная плотность этих орбиталей равномерно распределена между шестью атомами углерода. Таким образом, в молекуле бензола образуются не три самостоятельные π-связи, а общая π-электронная система для всех атомов углерода. Это говорит о том, что у бензола имеются особые, равноценные между собой связи.

hello_html_77e6d2df.png



hello_html_5c76ea38.png


Рис. 7. Схематическое изображение молекулы бензола


Гомологи бензола образуются замещением атомов водорода бензольного ядра углеводородными радикалами. В гомологах бензола различают ядро и боковую цепь. Углеводородные радикалы образуют боковую цепь. По отношению к бензольному ядру они являются заместителями.


Спирты


Спиртами называют производные углеводородов, содержащие вместо одного или нескольких атомов водорода в молекуле углеводорода соответствующее число гидроксильных групп ОН.

Спирты в зависимости от строения радикала делятся на предельные и непредельные, в также на ациклические и циклические. Кроме того, по числу гидроксильных групп различают спирты одно- и многоатомные; в зависимости от положения гидроксильной группы – первичные, вторичные и третичные.

Представители

Метиловый спирт – очень ядовит, несколько граммов, попав в организм, вызывает тяжелое расстройство зрения и даже слепоту, а несколько десятков граммов – смертельны. Особая опасность метанола связана с тем, что по запаху и вкусу он неотличим от этилового спирта, из-за чего и происходят случаи употребления метанола внутрь.

Как указано в электронном справочном руководстве для врача скорой медицинской помощи, при отравлении метанолом антидотом является этанол, который вводится внутривенно в форме 10 % раствора капельно или 30—40 % раствора перорально из расчёта 1—2 грамма раствора на 1 кг веса в сутки.

Следует учесть, что при недостаточно точном диагнозе за отравление метанолом можно принять алкогольную интоксикацию, отравление дихлорэтаном или четырёххлористым углеродом — в этом случае введение дополнительного количества этилового спирта опасно.

Применение

Широко применяется в промышленности: из него получается формальдегид; его используют в качестве растворителя при изготовлении лаков, красителей, в качестве топлива.


Интересные факты

Изабелла - американский сорт винограда. В последнее время, под предлогом о повышенном содержании метанола в винах, получаемых из данного сорта, запрещен к использованию в коммерческом виноделии в США и странах Евросоюза. Вероятная причина запрета - очень дешевые в производстве вина по сравнению с винами из винограда столовых сортов.

Этиловый спирт – бесцветная легкоподвижная жидкость с характерным запахом, специфическим вкусом, горит слабосветящим пламенем. Смешивается с водой в любых соотношениях.

В промышленности, в лабораторной и в медицинской практике кроме ректификата – чистый спирт (крепость которого равна 95,5 – 96%), используют абсолютный спирт и денатурат.

Абсолютный спирт – это безводный спирт, т.е. содержащий лишь доли процента воды.

Денатурат – это спирт, искусственно загрязненный различными дурнопахнущими вредными веществами. Поэтому он употребляется только для технических целей. Денатурат подкрашивают, чтобы его можно было отличить от чистого спирта.

Этиловый спирт широко применяется для синтеза самых разнообразных химических соединений: синтетического каучука, красителей, уксусной кислоты, используется в качестве горючего. В медицине применяют как обеззараживающее средство, для приготовления различных лекарств, настоек; в парфюмерии – для приготовление духов, одеколона; в производстве спиртоводочных изделий.

Виниловый спирт (непредельный) – СН2=СН-ОН – простейший представитель этиленовых спиртов. В свободном состоянии не встречается. Эфиры винилового спирта, их полимеры и полимеры самого винилового спирта широко применяют в лакокрасочной промышленности, в производстве пластмасс. Кроме того, винилбутиловый эфир (бальзам Шостаковского) используют при лечении ожогов, язвы желудка и др.

Многоатомные предельные спирты

Простейший представитель двухатомного спирта – этиленгликоль.

Этиленгликоль

hello_html_m6c8230f9.pngЯдовит. Кипит при 1970С. Широко используется как заменитель глицерина, водные растворы его применяют для производства антифризов (растворы, замерзающие при низких температурах). Этиленгликоль применяется для получения синтетического волокна лавсан.


Глицерин – трехатомный спирт

Вhello_html_m6cc1e200.png свободном виде не встречается, но широко распространен в природе в виде сложных эфиров, образующих основу жиров. Глицерин – бесцветная, густая, сиропоподобная жидкость сладкого вкуса, без запаха. Легко растворяется в воде и спирте.

Его используют для производства взрывчатых веществ, для изготовления антифризов, для приготовления косметических кремов, мазей. Применяют в кожевенной и текстильной промышленности (для отделки тканей, чтобы придать им мягкость и эластичность), в табачной промышленности как влагопоглотитель. Применяется в пищевой промышленности для подслащивания напитков.

Ксилит – пятиатомный спирт

Сорбит – шестиатомный спирт, содержится в ягодах рябины, соке вишен, слив, яблок и других фруктов. Он широко применяется в пищевой промышленности.


Фенолы

Фhello_html_m5f2d0a1.pngенолы – органические соединения, в которых гидроксильная группа связана непосредственно с атомом углерода бензольного кольца С6Н5ОН.

Фенол содержится в каменноугольной смоле, в древесном дегте, откуда их и добывают.

Фенол – кристаллическое вещество, Тпл = 41 – 420С, Ткип = 1820С. Обладает сильным неприятным запахом, растворяется в горячей воде. Является сильным антисептиком, вызывает ожог кожи, ядовит.


Простые эфиры

Простыми эфирами называют органические вещества, молекулы которых состоят из двух одновалентных радикалов, соединенных атомом кислорода. Общая формула:

ROR, ROR'

Т.е., простые эфиры с одинаковыми радикалами: СН3 – О – СН3 (диметиловый)

Простые эфиры с разными радикалами: СН3 – О – С2Н5 (метилэтиловый)


Представители:

Наиболее важное практическое значение имеет диэтиловый эфир. Он легко воспламеняется, пары его в 2,5 раза тяжелее воздуха и образуют с ним взрывоопасные смеси, поэтому хранить эфир и обращаться с ним следует осторожно. В технике применяется как хороший растворитель жиров, смол и др. веществ; используется для производства бездымного пороха, коллодия, искусственного щелка. Химически чистый эфир применяется в медицине для наркоза и как анестезирующее средство.

Альдегиды и кетоны


Аhello_html_m7eaa7d36.gifльдегиды и кетоны – производные углеводородов, содержащих функциональную карбонильную группу – С = 0.


Альдегиды

R-C=O общая формула. Функциональную группу называют альдегидной.

hello_html_m7eaa7d36.gif

H

Строение

В альдегидах имеется кратная связь C=O, образованная одной σ- и одной π-связью.


Отдельные представители:

Муравьиный альдегид

Образуется при неполном сгорании метана, угля, дерева. Ядовитый газ. Его 33 – 40% водный раствор называется формалином. Примеряется формальдегид в кожевенной промышленности при дублении кожи, как дезинфицирующее средство. Так как формальдегид образуется при сгорании угля и дерева, то он содержится в дыме, а на консервирующем действии дыма основано копчения мясных, рыбных и др.продуктов.

Уксусный альдегид

В промышленности его получают из ацетилена. В малых концентрациях имеет запах прелых яблок (в них и содержится). Применяется при получении этилового спирта, уксусной кислоты.

Высшие альдегиды

Имеют приятный цветочный запах, применяются в парфюмерии.

Ненасыщенные альдегиды.

Акролеин

Жидкость с резким запахом, легко превращается в газ, раздражающий слизистые оболочки гортани, пищевода. Едкость кухонного чада объясняется наличием акролеина в летучих продуктах горения.

Ароматические альдегиды

Бензальдегид

Бhello_html_301e6a30.pngесцветная жидкость с запахом горького миндаля. Содержится в горьком миндале, в листьях черемухи, косточках персиков, абрикосов и т.д. Применяется в производстве красителей и веществ, используемых в медицине.

Ванилин

Иhello_html_67c09d53.pngм обусловлен аромат ванили.






Карбоновые кислоты

hello_html_m2329f2c0.png

Характеризуются наличием карбоксильных групп

Классификация карбоновых кислот

  1. В зависимости от природы радикала:

    1. предельные

    2. непредельные

    3. ароматические

  2. По количеству карбоксильных групп:

    1. Одноосновные

    2. Двухосновные

    3. Трехосновные

Одноосновные предельные карбоновые кислоты (алкановые)

Оhello_html_m6c59bd5a.pngбщая формула:



НСООН СН3СООН С2Н5 – СООН С3Н7СООН

муравьиная уксусная пропионовая масляная

Изомерия определяется изомерией радикала. Начинается с 4-го члена гомологического ряда. Наиболее распространены тривиальные названия кислот, многие из них связаны с наименованием продуктов, из которых они первоначально были выделены или в которых были обнаружены. Например, муравьиную кислоту получали из муравьев, уксусную – из уксуса, масляную – из прогоркшего масла.

Отдельные представители:

Муравьиная кислота

В природе встречается в виде жгучей крапивы, в поте, моче, в муравьях. Применяется в текстильной промышленности, в кожевенной промышленности, в виноделии для дезинфекции бочек, в медицине.

Уксусная кислота

Столовый уксус – 5%-й раствор.

Широко распространена в природе, содержится в моче, коже животных, в растительных организмах, образуется в процессах брожения при скисании молочнокислых продуктов, прогоркании масел.

Масляная кислота

Бесцветная жидкость с резким неприятным запахом, горького вкуса.


Жиры (липиды)


Жиры широко распространены в природе. В растениях они накап­ливаются преимущественно в семенах, в плодовой мякоти, в живот­ных организмах — в соединительной, подкожной и жировой ткани.

Биологическое значение и техническое применение жиров

Жиры имеют большое биологическое значение. Они выполняют в организме различные функции: при сгорании 1 г жира выделяется 29,3 кДж, поэтому при недостатке углеводов жиры восполняют энергетические затраты организма. Жиры предохраняют организм от тепловых потерь, так как являются плохим проводником тепла. Часть жира используется для построения клеток (структурный жир), часть откладывается в виде запасного резервного вещества (резервный жир). Жир защищает некоторые органы (например, печень) от механических воздействий, так как обладает определен­ной упругостью. Жиры в организме могут образовываться не только из жиров, поступающих с нищей, но и в результате синтеза из угле­водов и белков.

Жиры являются одним из основных продуктов питания. Содер­жание их в различных пищевых продуктах сильно колеблется.


Среднее содержание жиров в некоторых пищевых продуктах, %

Масло растительное ………………….94 Говядина…………………21

Масло сливочное………………………78 Икра………………………12

Орехи …………………………………..67 Зерновые………………….2

Свинина……………………………….. 37 Плоды……………………..0,5

Баранина………………………………..31 Овощи……………………..0,5

Жиры — высококалорийные продукты. Некоторые жиры содер­жат витамины A, D (например, рыбий жир, особенно тресковый жир), Е (хлопковое, кукурузное масло).

Жиры отличаются хорошей усвояемостью, зависящей от сорта и консистенции жира. Лучше усваиваются жидкие жиры и жиры с более низкой температурой плавления (усвояемость сливочного масла —95—98 %).

Жиры имеют большое значение в народном хозяйстве. Они ис­пользуются в парфюмерии, кожевенной и лакокрасочной промыш­ленности, в производстве мыла, маргарина и т.д., что определяется особенностью их физических и химических свойств.

Состав и строение жиров

Впервые строение жира было выяснено в 1811 г. французским ученым Шеврелем, а в 1854 г. французским ученым Бертло был син­тезирован жир при нагревании глицерина с высокомолекулярными кислотами.

Сhello_html_m644e1f20.pngобственно жиры (липиды) представляют собой смесь глицери­дов, в основном разнокислотных триглицеридов, в связи с чем жирыhello_html_58cc2337.gif часто называют просто триглицеридами или полными глицеридадами:


В триглицеридах остатки глицерина составляют примерно 10 % от общей массы жира, остальное приходится на входящие в глицерид жир.

В состав глицеридов жиров входит около 50 различных остатков преимущественно высокомолекулярных кислот. Почти все эти кис­лоты имеют четное число атомов углерода и неразветвленную цепь. Чаще всего встречаются кислоты с 16 и 18 атомами углерода в моле­куле. Наиболее важные из них приведены в табл.

Таблица 7. Важнейшие кислоты, входящие в состав жиров, и их свойства

Класс

Название

Формула

Агрегатное состояние

Т пл., 0С

Ткип, 0С*

Однооснов­ные предельные

Масляная

Капроновая

Пальмитиновая

Маргариновая

Стеариновая

С3Н7СООН

С4Н11СООН

С15Н31СООН

С16Н33СООН

С17Н35СООН

Жидкая

Жидкая

Твердая

Твердая

Твердая

- 7,9

- 2,0

64,0

60,8

69,4

163,5

202

271100

227100

291100

Однооснов­ные непредельные

Олеиновая

Линолевая

Линоленовая

Арахидоновая

С17Н33СООН

С17Н31СООН

С17Н29СООН

С19Н31СООН

Жидкая

Жидкая

Жидкая

Жидкая

12

- 11

11

-

2035

23016

23217

-

Оксикислоты

Рицинолевая (оксиолеиновая)

С17Н32(ОН)СООН

Жидкая

+5 до +7

25015

* Цифры в правом углу указывают давление (мм рт. ст.).

Каждый сорт жира имеет свой состав кислот.

Глицериды, образованные предельными твердыми кислотами, — твердые, глицериды непредельных жидких кислот — жидкие.

Твердые глицериды образуют основу твердых жиров (бараний и говяжий), а жидкие входят преимущественно в состав мягких и жидких жиров (гусиный жир, растительное масло). Такие глице­риды, как тристеарин, трипальмитин, триолеин, входят в состав почти всех животных и растительных жиров. Глицериды масляной кислоты содержатся в коровьем масле, глицериды линолевой и линоленовой кислот — преимущественно в растительных маслах.

Получение жиров

Синтез жиров пока экономически не выгоден. Практически жиры получают из природных источников. При этом пользуются одим из следующих способов: 1) вытапливание — нагревание жи­вотных тканей; 2) отжимание — прессование нагретых раститель­ных семян под давлением; 3) экстрагирование — растворение жиров в химических растворителях с последующим их извлечением.


Физические свойства жиров

Консистенция жира зависит от количественного и качественного состава входящих в него остатков кислот. Плотность жиров меньше 1, в среднем 0,9—0,95. Жиры обладают рядом своеобразных специфических свойств.

1. Все жиры имеют маслянистую консистенцию.

hello_html_mc36c903.gif2.Жиры легко проходят через самые мелкие поры, поэтому их необходимо хранить в соответствующей упаковке, например в беспористой бумаге (пергаменте).

3. Температура плавления жира определяется процентным со­держанием твердых предельных кислот.

4. Температура затвердевания жиров на 5—100 ниже их темпе­ратуры плавления.

5. Температура дымообразования (максимальная температура, которую может выдержать жир, не сгорая) ниже температуры ки­пения жира. Практически жиры в нормальных, условиях не дости­гают своей температуры кипения. Наивысшую температуру дымо­образования (порядка 2300С) имеют кухонные жиры.

6. Жиры нерастворимы в воде, но растворимы в ряде органи­ческих растворителей (эфире, бензине и др.) Они способны раство­рять эфирные масла и некоторые красящие вещества, например каротин — красящее вещество моркови и томатов.

7. Жиры— плохие проводники тепла.

8. Жиры обладают большой теплотворной способностью, так как являются наименее окисленными продуктами по сравнению с углеводами и белками.

9.При жарении может происходить угар жира, т. е. потеря его. Она может вызываться: а) разбрызгиванием жира при испарении воды из него, б) при нагревании жира выше температуры дымообразования, в) за счет поглощения его продуктом. Сильнее всего уго­рают жиры, содержащие наибольший процент влаги, — маргарин,
сливочное масло (содержит около 15 % воды). Говяжий и бараний кухонные жиры угорают меньше всего, так как содержание воды в них не более 0,2—0,3 %. 1

10. Для жиров характерна способность к эмульгированию, т. е. к образованию с водой эмульсий. Для получения эмульсий смесь жира и воды подвергают длительному механическому перемешиванию или встряхиванию. В результате происходит диспергирование (тонкое измельчение) жира, при этом общая поверхность жира резко возра­стает. Многие продукты питания являются эмульсиями: молоко, сливочное масло, маргарин, майонез, мороженое и др. Эмульгирование жира вызывает помутнение мясных бульонов (особенно при силь­ном кипении).

Физические свойства жиров определяют их применение в кули­нарии. Так, например, жиры с высокой температурой плавления (тугоплавкие — бараний) используются после соответствующей тех­нологической обработки и только в горячем виде. Жиры жидкие и жиры с температурой плавления, близкой к температуре тела чело­века (растительное и коровье масло), употребляются в сыром виде. Для продуктов, требующих длительной обжарки, применяют жиры с малым содержанием влаги и высокой температурой дымо­образования (кухонный жир). Широко используется в технологи­ческих процессах приготовления пищи предварительная обжарка овощей в масле, что придает бульонам приятный цвет (растворяется каротин) и аромат (растворяются эфирные масла).

Способность масел образовывать эмульсии используется в при­готовлении косметических кремов на жировой основе, при жиро­вании меховых шкурок, кожи.

Химические свойства жиров

Наиболее важными, имеющими промышленное значение химиче­скими свойствами жиров является способность подвергаться гидро­лизу или омылению, гидрогенизации и окислению.

1. Гидролиз, или Омыление, жиров. Под гидролизом жиров под­разумевают гидролитическое расщепление глицеридов. Применяют четыре основных способа гидролиза жиров: водой, минеральными кислотами, щелочью и ферментами.

Омыление водой проводят при высокой температуре и высоком давлении или в присутствии специальных катализаторов:

hello_html_38556fd4.png

Триглицерид глицерин высокомолекулярная

кислота

Как видно из приведенной реакции, при гидролизе жиров водой образуются глицерин и жирные кислоты. Последние используются для получения стеарина и мыла

По этой же схеме идет омыление водным раствором минеральных кислот.

Омыление щелочью. При этом получаются глицерин и непосредственно соли высших жирных кислот — мыла. Отсюда и происходит название реакции гидролиза сложных эфиров — омы­ление:

hello_html_51608b8c.png

Триглицерид глицерин мыло

Изменения жиров при нагревании.

Жиры при нагревании претер­певают различные превращения, характер их зависит от состава жиров, продолжительности нагревания и температуры. Как уже указывалось, в процессах варки и жарения происходит гидролиз жиров. Кроме того, при жарении изменяются и сами продукты гид­ролиза. Глицерин дегидратируется и превращается в непредельный альдегид — акролеин, чем и обусловливается неприятный запах и слезотечение от кухонного чада. А кислоты жиров могут окисляться с образованием оксидных, пероксидных форм и различных низко- молекулярных соединений (масляной кислоты, альдегидов, кетонов и др.), придающих жиру неприятный вкус.

При длительном нагревании жиры, содержащие глицериды с ос­татками непредельных кислот, подвергаются очень глубоким хими­ческим изменениям. Они не только окисляются, но и полимеризуются, что приводит к увеличению их вязкости и плотности.

Виды порчи жиров

Различают три основных вида порчи жиров:

Прокисание является начальной стадией порчи жиров. Оно свя­зано только с гидролизом жира, который приводит к накоплению свободных жирных кислот, придающих жиру кислый вкус.

Прогоркание вызывается в первую очередь окисленаем непредельных жирных кислот, как находящихся в свободном состояния, так и образовавшихся в результате предшествующего процесса прокисания. Конечными продуктами окисления являются низкомолекулярные соединения: кислоты (например, масляная), альдегиды, кетоны и другие соединения, придающие жирам горький вкус.

При энергичном процессе могут окисляться и предельные кис­лоты тоже с образованием более простых кислородсодержащих соединений. Некоторые металлы каталитически ускоряют процесс прогоркания жиров, например железо, присутствующее в поварен­ной соли.

Осаливание — наиболее глубокий процесс порчи жиров. Оно связано с окислением непредельных кислот до оксикислот. В процессе осаливания изменяется консистенция жира, повышается температура плавления, жир обесцвечивается и приобретает салистый привкус. Процесс осаливания сопутствует прогорканию. Осалившийся жир не может быть использован как пищевой продукт, его применяют только для технических целей.

Классификация жиров

По происхождению жиры делятся на растительные и животные. В свою очередь каждый из них, в зависимости от агрегатного состояния, при нормальной температуре подразделяется на твердые и жидкие.

Пищевые жиры — растительные и жиры, получаемые из молока животных, —называются в обыденной жизни маслами, а все осталь­ные, за исключением жира рыб и морских животных, — салом.

Жиры животные при обычной температуре в основном твердые вещества, за исключением жиров морских животных и рыб.

Жиры растительные - преимущественно жидкие при обычной температуре. Исключение составляют масло какао и кокосовое масло.

Жидкие растительные жиры (масла) по способности образовы­вать на поверхности пленку делятся на: 1) высыхающие масла — при нанесении на поверхность через некоторое время образуют твердую пленку (льняное масло, конопля­ное, тунговое и др.), они состоят в основном из глицеридов линоле-ой, линоленовой и других более непредельных кислот; 2) полувысыхающие масла — дают мажущую пленку (соевое, подсолнечное, хлопковое масло и др.), они содержат преимущест­венно триглицериды линолевой и олеиновой кислот; 3) невысыхающие масла — не дают пленки (оливковое, миндаль­ное масла), эти масла в основном состоят из глицеридов олеиновой кислоты.

Натуральные масла находят ограниченное применение при изго­товлении лакокрасочных композиций из-за их недостаточно пол­ного и быстрого высыхания. Более быстрое высыхание и лучшую влагостойкость дают не натуральные, а модифицированные и термообработанные масла.


Углеводы


Углеводы относятся к гетерофункциональным соединениям, обладают смешанными функциями, так как содержат альдегидную или кетонную группу и несколько гидроксильных групп. Углеводы представляют собой многоатомные альдегидо- или кетоноспирты. Углеводы часто называют сахаристыми веществами или просто сахарами.

Биологическое значение и техническое применение углеводов.

Углеводы широко распространены в природе, главным образом в растительном мире. Они являются одним из основных продуктов питания, играют важную роль в жизнедеятельности животных и ра­стительных организмов, имеют огромное промышленное значение.

Углеводы входят в состав всех растительных клеток. На долю углеводов приходится около 80 % сухого вещества растений и около 2 %. — в животных клетках. Такие жизненно необходимые продукты питания, как сахар, мед, крахмал, представляют собой почти чистые углеводы. Углеводы — составная часть овощей, плодов, фруктов, злаков. В продуктах питания животного происхождения углеводов сравнительно мало.

Среднее содержание углеводов в некоторых пищевых продуктах. %

Зерновые продукты ……………. 52—84 Овощи……………….. 2—10

Хлебные продукты ……………….40—70 Молочные продукты .. 3—5

Свежие ягоды, фрукты………… 8—18 Сухое молоко ………….до 50

Сушеные ягоды и фрукты.............. до 70


Усвояемость углеводов, содержащихся в продуктах питания, неодинакова — она колеблется от 85 (овощи) до 95 % (сахар). Угле­воды после белков, без которых вообще немыслима жизнь, зани­мают первое место во всех жизненных процессах.

Углеводы покрывают большую часть потребности человеческого организма в энергии. Каждый грамм сахара при сгорании в орга­низме дает 17,14 кДж тепла. Более того, сахар, как и все углеводы, легко окисляется. При избытке в организме сахара он может ча­стично заменять жиры.

В организме животных происходят сложные превращения угле­водов — так называемый углеводный обмен. Многие углеводы пре­пятствуют проникновению болезнетворных микроорганизмов, неко­торые углеводы входят в состав нуклеиновых кислот, необходимых для биосинтеза ряда белков в организме. Углеводы, образующие основу растительных клеток (клетчатка), имеют огромное народнохозяйственное значение: широко исполь­зуются в текстильной промышленности, деревообрабатывающей, в производстве взрывчатых веществ и т. д.

Классификация углеводов.

Разнообразные по свойствам и стро­ению углеводы принято делить на классы. Основные классы угле­водов и их наиболее распространенные представители приведены в табл.

Таблица 8. Классификация углеводов и наиболее распространенные их представители


Представители

Основные классы

формула

название

I. Простые углеводы (моносахариды, или мо­нозы)

С6Н12О6

(гексозы)

Глюкоза (виноградный сахар)

Манноза

Галактоза

Фруктоза (плодовый сахар)

II. Сложные углеводы (полисахариды, полиозы)

1) сахароподобные по­лисахариды (олигоеаяа-рнды)

С12Н22О11

(дисахариды)

Сахароза (тростниковый или свекловичный сахар)

Трегалоза (грибной сахар)

Лактоза (молочный сахар)

Мальтоза (солодовый са­хар)

2) несахароподобные полисахариды

6Н10О5)n

(высокомолекулярные полисахариды)

Крахмал

Гликоген (животный крахмал) Клетчатка (целлюлоза)

Инулин


--

Пектиновые вещества

Простые углеводы (моносахариды, монозы)

Моносахариды не способны при гидролизе распадаться на более простые молекулы Сахаров. В большинстве моносахаридов число атомов углерода и кислорода одинаковое, а водорода — в два раза больше. Поэтому их состав выражают следующей общей формулой: СnН2nОn.

Все названия монасохаридов имеют родовое окончание –оза.

Строение моносахаридов

Вhello_html_6c33cac2.png настоящее время установлено, что моносахариды существуют в двух изомерных структурных формах: открытой, цепной (атомы углерода образуют открытую цепь) и циклической, полуацетальной (атомы углерода замкнуты в циклы). Открытая форма называется также оксикарбонильной, что связано с наличием в молекуле моноз оксигрупп (ОН) и карбонильной группы ( hello_html_7f267bdd.png ).

1. Открытая (цепная) или оксикарбонильная форма гексоз. Гексозы С6Н12О6 в открытой форме имеют прямую цепь углеродных атомов с пятью оксигруппами (по одной у каждого из пяти атомов углерода) и одной альдегидной группой (альдогексозы) или кетонной группой (кетогексозы).

Все альдогексозы и кетогексозы являются изомерами. Оксикарбонильные формы их основных представителей имеют строение: (глюкоза)

Приведенная структурные формулы наглядно показывают, что альдогексозы — пятиатомные спиртоальдегиды.

2. Циклические (полуацетальные) формы гексоз. Переход из открытой формы в циклическую и название «полуацетальная» можно понять, если вспомнить реакцию образования полуацеталей при взаимодействии альдегида со спиртом:

hello_html_m65406180.png

альдегид спирт полуацеталь

При циклизации легче всего реагируют с карбонильной группой гидроксилы, расположенные при 5-м или 4-м атомах углерода.

Рассмотрим образование циклической формы альдогексозы (за счет 1-го и 5-го атомов углерода) на примере глюкозы:

hello_html_67c7784f.pnghello_html_5be30eca.pngили

открытая форма циклическая форма

глюкозы глюкозы

Как видно из приведенной схемы, водород гидроксилной группы (у 5-го атома углерода), имеющий частично положительный заряд, переходит к кислороду альдегидной группы с частично отрицательным зарядом. В результате такого перехода у первого углеродного атома и у атома кислорода при 5-м атоме угле­рода освобождается по одной валентности, за счет которых эти атомы связыва­ются между собой кислородный мостиком. При этом образуется замкнутый шестичленный цикл, состоящий из 5 атомов углерода и кислорода (внутренняя полуацеталь).

В циклической форме появляется новый гидроксил у первого атома углерода (выделен шрифтом), называемый полуацетальным или глюкозидным. В реакциях он более активен, чем остальные.

Если будут реагировать гидроксильные группы при 1-м и 4-м атомах углерода альдогексозы, то соответственно образуется пятичленный цикл.

В кристаллическом состоянии моносахариды находятся в цикли­ческих формах, а при растворении частично переходят в открытые формы.

Получение моносахаридов

В организм животных углеводы попадают с пищей. В природе они образуются в растениях из воды и оксида углерода (IV) путем фотосинтеза. Фотосинтез - процесс поглощения (ассимиляции) зе­леными частями растении углерода из воздуха с образованием угле­водов под действием энергии солнечного света и при каталитическом участии красящего вещества растений - хлорофилла.

Механизм реакции фотосинтеза очень сложен. В общем виде она может быть представлена управлением: свет, хлорофилл

nСО2 + nH2O -------------------> CnH2nOn + nO2

Ряд моносахаридов встречается в природе в свободном состоя­нии, например, глюкоза в виноградном сахаре, фруктоза вместе с глюкозой — в меде. Основным источником их получения являются полисахариды (так как они состоят из остатков моносахаридов). Например, при гидролизе крахмала, клетчатки, мальтозы образу­ется глюкоза.

Существуют и синтетические способы получения моносахаридов. Их можно получить при осторожном окислении многоатомных спир­тов, соответственно из шестиатомных спиртов.

Физические свойства моносахаридов

Моносахариды — твердые бесцветные вещества. Хорошо раство­римы в воде, легко образуют сиропы, гигроскопичны, в спирте рас­творяются плохо, в эфире не растворяются. Все моносахариды имеют сладкий вкус. Степень сладости отдельных представителей различна. Моносахариды - оптически активные вещества, так как содержат асимметрические атомы углерода.

Химические свойства моносахаридов

Растворы моносахаридов имеют нейтральную реакцию на лак­мус. Моносахаридам свойственны реакции на карбонильную и спир­товую группы, а также реакции, обусловленные их взаимным вли­янием.

1. Реакции карбонильной группы

1) Окисление моносахаридов.

При окислении альдогексоз в ней­тральной и кислой среде образуются одноосновные многоатомные оксикислоты. Обычно окисление ведут бромноватистой кислотой (НВгО) в присутствии мела, который нейтрализует образующуюся бромистоводородную кислоту НВг:

Вг2 + Н2О НВгО + НВг

Так, например, при окислении D-глюкозы образуется D-глюконовая кислота. Реакция протекает по схеме

hello_html_m1130b28a.png

глюкоза глюконовая кислота

Этим способом получают глюконовую кислоту в промышленности. Фруктоза, как и все кетозы, в подобных условиях не окисляется. При осторожном окислении в особых условиях может окисляться не альдегидная группа, а спиртовая, расположенная при послед­нем атоме углерода моносахарида, превращаясь в альдегидную группу и далее — в карбоксильную. Так, например, галактоза при окислении дает галактуроновую кислоту.

Галактуроновые кислоты — основная часть пектиновых ве­ществ, содержащихся в плодах, овощах, фруктах.

Окисление моносахаридов в щелочной среде, так же как и аль­дегидов, протекает при нагревании в присутствии аммиачного раст­вора оксида серебра Ag20 и гидроксида меди (II) Cu(OH)3. В этих условиях моносахариды проявляют себя как сильные восстанови­тели: оксид серебра восстанавливается до металлического серебра (реакция серебряного зеркала), а гидроксид меди (II) - до оксида меди (I) Cu2O.

Окисление оксидом серебра и гидроксидом меди (II) — качест­венные реакции на альдозы. Эти две реакции дают и кетозы (в от­личие от кетонов), так как в щелочной среде кетозы изомеризуются в альдозы. Кроме того, при окислении кетогексозы расщепляются с образованием более простых молекул.

2) Восстановление моносахаридов. Все моносахариды (альдозы н кетозы), подобно альдегидам и кетонам, восстанавливаются с об­разованием спиртов (в случае гексоз - шестиатомных спиртов). Так, глюкоза при восстановлении дает спирт сорбит:

hello_html_md7032b3.png

глюкоза сорбит

2. Реакции гидроксильных групп

Моносахариды дают все химические реакции, характерные для многоатомных спиртов. При взаимодействии с гидроксидами метал­лов они образуют сахараты (соединения типа гликолятов, глицератов). Например, глюкоза с гидроксидом меди (II) на холоду дает глюконат меди:

C5H6(OH)5CHO + Cu(OH)2 C5H6(OH)3(OCuO)CHO + 2H2O

Монасахариды дают простые и сложные эфиры.

1) Образование гликозидов

hello_html_m76188e02.png

Гликозид

Гликозиды представляют собой кристаллические вещества, имеющие специфический аромат, горький вкус, широко распространены в природе. В составе пищевых продуктов встречаются следующие гликозиды:

Амигдалин – содержится в косточках вишни, слив, персиков, абрикосов, в семенах горького миндаля. При его гидролизе наряду с другими веществами образуется синильная кислота, которая является сильнейшим ядом, поэтому длительное хранение вишневых настоек с косточками опасно.

Вакцинин – содержится в клюкве, бруснике.

Синигрин – содержится в семенах горчицы.

Соланин – в позеленевших частях картофеля. При гидролизе дает глюкозу и ядовитые вещества.

2) Реакции алкилирования

Образуются простые эфиры.

3) Реакция ацилирования

Образуются сложные эфиры.

3. Брожение моносахаридов

Брожением называется процесс разложения моносахаридов под действием различных микроорганизмов, причем легче всего брожению подвергается глюкоза.

В качестве сырья для получения моносахаридов используются крахмалосодержащие продукты (картофель, пшеница) или клетчатка. Наиболее важными видами брожения для пищевой промышленности являются: спиртовое, молочнокислое, маслянокислое и лимоннокислое. Все реакции брожения протекают ступенчато, через ряд промежуточных стадий. Приведем суммарные реакции каждого из видов брожения.

1) Спиртовое брожение: дрожжи

C6H12O62C2H5OH + 2CO2 ↑ + 112,86 кДж

глюкоза этиловый спирт

Спиртовое брожение используется в промышленности при получении спиртных напитков (пива, вина). Оно применяется в хлебопечении - выделяющийся при брожении оксид углерода (IV) поднимает тесто. Спирт образуется при получении кумыса (до 2,5 %).

2) Молочнокислое брожение: ОН

молочнокислые бактерии

Chello_html_d895505.gif6H12O6 2СН3 – СН - СООН

hello_html_m7eaa7d36.gifглюкоза молочная кислота

Молочнокислое брожение дает возможность вырабатывать разные виды молочнокислых продуктов (кефир, простоквашу); оно протекает при солении огурцов, квашении капусты, силосовании кормов, а также при брожении теста, придавая ему соответствующую кислотность.

3) Маслянокислое брожение:

маслянокислые бактерии

Chello_html_d895505.gif6H12O6 С3Н7СООН + 2Н2 + 2СО2

глюкоза масляная кислота

Масляная кислота имеет горький вкус, а поэтому ее накапливание в пищевых продуктах отрицательно сказывается на их вкусовых качествах.

4) Лимоннокислое брожение

hello_html_1d37786d.png

Лимоннокислое брожение происходит в присутствии особых плесневых грибков.


Отдельные представители

Глюкоза С6Н12О6

(виноградный сахар), одна из самых распространенных в природе альдогексоз. Входит в состав плодов, фруктов, особенно много ее в винограде. Вместе с фруктозой входит в состав меда. Содержится в животных организмах, крови человека, в больших количествах накапливается при заболевании сахарным диабетом. Окисление глюкозы идет с выделением энергии, за счет которой осуществляются жизненно необходимые функции организма.

Глюкоза широко применяется как основные сырье при различных видах брожения, в пищевой промышленности (при выработке карамели, помадки и мармелада, так как добавление ее препятствует кристаллизации сахара). Глюкозу применяют в медицине, в текстильной промышленности для отделки тканей.

Галактоза С6Н12О6

В природе встречается в составе молочного сахара. Брожению подвергается труднее глюкозы.

Фруктоза С6Н12О6

(плодовый сахар), В свободном виде содержится в весеннем соке березы, в соке фруктов, плодов, а потому и получила название плодового сахара. Наряду с глюкозой входит в состав меда, тростникового сахара, образует инулин. Фруктоза слаще глюкозы в 3 раза. Большая сладость меда обусловливается наличием в его составе фруктозы.

Пентозы

Моносахариды состава С5Н10О5

Входят в состав древесины, опилок, сена, соломы.

Арабиноза содержится в соке фруктовых деревьев, в свекле.

Рибоза и дезоксирибоза входит в состав нуклеиновых кислот, ядерных белков, имеющих большое биологическое значение.


Сложные углеводы


Полисахариды, или полиозы, представляют собой такие углеводы, которые при гидролизе распадаются на молекулы моносахаридов. Они представляют собой производные циклических форм моносахаридов.

Сахароподобные полисахариды

В этом курсе рассматриваются только дисахариды С12Н22О11. При гидролизе дисахариды распадаются на два одинаковых или разных моносахарида.

Химические свойства дисахаридов определяются их строением.

Сахароза

(тростниковый или свекловичный сахар)

Самый распространенный в природе дисахарид. Сахароза содержится в плодах, фруктах, соке клена, пальмы, в кукурузе.

Молекула сахарозы построена из остатков двух разных моносахаридов – глюкозы и фруктозы.

hello_html_2ee2ae65.png

Инверсия (гидролиз сахарозы)

При гидролизе под действием ферментов или в кислой среде сахароза расщепляется на моносахариды – глюкозу и фруктозу:

hello_html_5ae6b9b9.png

Гидролиз сахарозы называется инверсией, а полученная смесь равных количеств глюкозы и фруктозы – инвертным сахаром (искусственный мед). Инвертный сахар значительно слаще, чем сахароза, легче усваивается организмом человека. Он обладает важным технологическим свойством – задерживает кристаллизацию сахарозы, что очень ценно в кондитерском производстве, при варке варенья, приготовлении помадки. Инверсия происходит при варке кислых ягод, фруктов, запекании кислых яблок.

При хранении продуктов, содержащих инвертный сахар, следует строго соблюдать правила хранения, так как он обладает большой гигроскопичностью, что может вызвать чрезмерное увлажнение продуктов.

Трегалоза

(грибной сахар)

Сhello_html_m68d0edff.pngодержится в низших и высших грибах, пекарских дрожжах, водорослях, лишайниках. Состоит из остатков двух молекул глюкозы. При гидролизе образуются молекулы глюкозы.




Лактоза

(молочный сахар)

В коровьем молоке содержится 4 – 5,5% лактозы, в женском – 5,5 – 8%.

Лактоза – кристаллическое вещество, плохо растворимое в воде, менее сладкое, чем сахароза, не гигроскопичное. Важное питательное вещество, особенно для молодых организмов: широко применяется в диетическом питании, в производстве лекарств.

Состоит из остатков глюкозы и галактозы. При гидролизе расщепляется на молекулы глюкозы и галактозы:

C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6

лактоза глюкоза галактоза

Мальтоза

(солодовый сахар)

Пhello_html_m18e850d7.pngолучают при гидролизе крахмала под действием фермента амилазы, содержащегося в солоде.

Образуется в организме животных под действием ферментов, а также при некоторых технологических процессах в бродильной промышленности (винокурении, пивоварении). Она менее сладкая, чем сахароза. Состоит из остатков глюкозы.



При гидролизе распадается на молекулы глюкозы:

C12H22O11 + H2O 2C6H12O6

мальтоза глюкоза

В промышленности используется мальтозная патока.


Изменения дисахаридов при нагревании

Карамелизация сахаров – сложный процесс, связанный с рядом химических изменений и превращений сахара, происходящих при его нагревании.

Карамелизация протекает постепенно через ряд промежуточных реакций. Вначале молекулы сахара обезвоживаются, затем эти обезвоженные остатки молекул соединяются друг с другом (вступая в реакции полимеризации и поликонденсации) с образованием сложных соединений. В дальнейшем этот процесс повторяется вновь.

Сахароза начинает карамелизоваться при 1600С, лактоза – при очень длительном нагревании. Карамелизация лактозы происходит при получении топленого молока.

Продукты карамелизации в отличие от сахара – окрашенные вещества. В зависимости от условий процесса (температуры, продолжительности нагревания) образуются разные продукты, отличающиеся по свойствам, вкусу, цвету. Так, например, при карамелизации сахарозы образуются кармелан и кармелен.

Кармелан C24H36O18

Представляет собой как бы остатки двух молекул сахарозы, лишенных 4-х молекул воды. Это порошок желтого цвета со специфическим приятным ароматом и вкусом.

Кармелен C36H50O25

Порошок коричневого цвета, горький на вкус.

Продукты карамелизации сахарозы, известные на практике в кулинарии под названием «жженка», используются для подкрашивания некоторых блюд, например соусов на коричневом бульоне.

Меланоидинообразование – взаимодействие восстанавливающих сахаров с веществами белкового характера, с образованием темноокрашенных продуктов – меланоидинов.

Меланоидинообразование протекает легко при нагревании сахаров с аминокислотами до 1000С и выше. Оно наблюдается при тепловой обработке продуктов как животного, так и растительного происхождения. Меланоидины образуются в корочке на поверхности продуктов при обжарке, запекании, придают окраску топленому молоку, бульонам, определяют темную окраску переваренного варенья и фруктово-ягодных пюре.


Несахароподобные полисахариды

Все несахароподобные полисахариды являются природными полимерами, состоящими из большого числа остатков молекул моносахаридов. Наиболее распространенные в природе – крахмал, клетчатка (целлюлоза), гликоген, инулин, пектиновые вещества.

Крахмал

6Н10О5)n самый распространенный запасный углевод растений. Он образуется в листьях в результате фотосинтеза и откладывается в корнях, клубнях и семенах в виде зерен.

Строение

Крахмал состоит из двух фракций – амилозы и амилопектина.

Обычно содержание амилозы составляет 10-20%, амилопектина – 80-90%.

Амилоза – внутренняя часть зерна крахмала. Состоит из длинных прямых цепочек, остатков циклических молекул глюкозы.

hello_html_m38368b03.png

В молекуле амилозы содержится от 200 до 900 остатков молекул глюкозы.

Амилопектин – оболочка зерна крахмала. Цепи сильно разветвлены.

hello_html_m205db9d.png

В молекуле амилопектина число остатков глюкозы значительно больше, чем в амилозе, и колеблется от 600 до 6000.

Физические свойства

Крахмал – белый аморфный порошок. В воде не растворяется, в горячей воде – набухает, образуя крахмальный клейстер.

Химические свойства

Крахмал – химически малоактивное вещество, с йодом дает интенсивно-синее окрашивание.

  1. Гидролиз крахмала: протекает при нагревании в присутствии кислот (кислотный гидролиз), а также под влиянием ферментов (ферментативный гидролиз). Процесс гидролиза протекает ступенчато:

hello_html_m7aef1fe.png

Конечным продуктом кислотного гидролиза является глюкоза.

Ферментативный гидролиз протекает по той же схеме, как и кислотный. Но при ферментативном гидролизе распадается в основном амилоза, а амилопектина только на 60%.

Гидролиз крахмала имеет большое практическое и биологическое значение. В пищевой промышленности на основе кислотного гидролиза крахмала получают патоку. В кулинарии мы сталкиваемся как с кислотным гидролизом крахмала (варка киселей из кислых фруктов, запекание яблок), так и с ферментативным (выпечка хлеба, варка картофеля). В организме человека гидролиз крахмала начинается в полости рта под действием фермента слюны, а заканчивается в кишечнике.

  1. Декстринизация крахмала - процесс изменения крахмала при нагревании до 1900С. При этом происходит частичный гидролиз крахмала с образованием декстринов. Поскольку декстрины – более простые соединения, чем крахмал, они легче усваиваются организмом. Декстрины растворяются в воде, имеют сладковатый вкус. Процесс декстринизации наряду с меланоидинообразованием происходит при выпечке хлеба (окрашенная корка). На свойстве крахмала переходить в декстрины основан широко используемый в кулинарии технологический прием: обжарка крупы и муки в масле (пассерование). Декстрины с водой дают клеевые растворы, которые применяются в производстве клея при отделке тканей.

  2. Клейстеризация крахмала – заключается в набухании зерен крахмала при нагревании его (или крахмалсодержащего продукта) с водой. При этом нарушается в той или иной степени структура зерна крахмала, и вода проникает внутрь крахмального зерна. Различают два вида клейстеризации:

    • Ограниченное набухание – протекает с частичным сохранением структуры зерна крахмала (набухание крупы при варке);

    • Неограниченное набухание – связанное с полным разрушением структуры молекулы крахмала и образованием коллоидного раствора – крахмального клейстера.

Разные виды крахмала имеют разную температуру набухания и способность к набуханию: картофельный крахмал дает прозрачный клейстер, а маисовый, рисовый – менее прозрачный, но более стойкий клейстер.

Способность крахмала к набуханию широко применяется в хлебопечении, в пищевой промышленности (кисели, заварной крем и т.д.).

Применение

Крахмал – одно из важнейших питательных веществ. Крахмал хлеба, крупы, картофеля в значительной степени покрывает потребность человека в углеводах.

Очищенный крахмал используется в кондитерском производстве, в производстве пищевых концентратов, искусственных круп, в кулинарии, при выработке вареных колбас (он повышает влагопоглотительную способность колбасных изделий, что придает им сочность).

Крахмал перерабатывают в патоку. Патока – густая сиропообразная масса, получаемая при гидролизе крахмала разбавленными кислотами. Патока используется для производства джемов, варенья, мармелада, конфет. Патока понижает вязкость сиропов и в отличие от сахарозы препятствует кристаллизации сахара.

Из крахмала получают спирт, молочную, лимонную кислоты, витамины, антибиотики, канцелярский клей. Значительное количество крахмала применяется в текстильной промышленности для проклеивания тканей, как загуститель к краскам, в парфюмерии, в переплетном деле, в бумажной, спичечной, полиграфической, косметической промышленности, в медицине для приготовления мазей и таблеток и т.д.


Аминокислоты. Пептиды


Аминокислоты – замещенные кислоты, в радикале которых один или несколько атомов водорода замещены аминогруппой. Аминокислоты имеют исключительно важное биологическое значение: все растительные и животные белки состоят из аминокислот. Некоторые из аминокислот используются в качестве белковых обогатителей пищи для подкормки животных, для приготовления лекарств. Аминокислоты применяются для получения синтетических масел и пластмасс.

В зависимости от числа карбоксильных групп:

- одноосновные

- двухосновные

В зависимости от числа аминогрупп:

- моноаминокислоты

- диаминокислоты

hello_html_3779b476.png

В таблице приведены представители аминокислот, входящих в состав белков. Отмечены незаменимые (жизненно важные аминокислоты), не синтезирующиеся в организме человека, и потребность в них целиком обеспечивается пищей.


Белки


Белки или белковые вещества — высокомолекулярные азотсодержащие органические соединения, они являются природными по­лимерами (биополимерами). Чрезвычайно сложные молекулы бел­ков построены из остатков α-аминокислот. Белки играют первосте­пенную роль во всех жизненных процессах. Классическое определе­ние связи жизни с белками дал Ф. Энгельс: «Жизнь есть способ су­ществования белковых тел... Повсюду, где мы встречаем жизнь, мы находим, что она связана с каким-либо белковым телом, повсюду, где мы встречаем какое-либо белковое тело, не находящееся в про­цессе разложения, мы без исключения встречаем и явления жизни».

Биологическое значение и техническое применение белков

Белки имеют огромное биологическое значение. Они являются основным веществом, из которого построены клетки животного орга­низма. Белки — главная составная часть ядра и протоплазмы кле­ток, основа мышц, костей, кожи, нервной ткани, хрящей. Они вхо­дят в состав крови, волос, копыт, рогов, шерсти и т. д. Важней­шие жизненные процессы протекают при непосредственном участии белков. Белки входят в состав ферментов, гормонов, нуклеопротеидов (вещества, регулирующие обменные реакции в организме), ан­тител (используются организмом в борьбе с микробами). Белок в чистом виде представляют собой вирусы - бесклеточные возбуди­тели ряда инфекционных заболеваний.

Белки содержатся и в растительных клетках, но в значительно меньшем количестве, так как основу растений составляют углеводы.

Белки являются основным продуктом питания. Средняя потреб­ность человека в белке в сутки — 80—100 г.

Среднее содержание белковых веществ в некоторых пищевых продуктах (%)

Икра………………….26,7 Картофель………………… 2

Мясо………………12,9—14 Плоды, ягоды……………..0,2—1,0

Рыба……………….13—18 Горох……………………...22

Молоко……………...3,4 Дрожжи кормовые ...........45

Велика роль белков и белковых веществ в легкой промышлен­ности. Натуральные шелка, шерсть используются в производстве тканей. Кожевенная промышленность перерабатывает шкуры жи­вотных путем дубления в кожу. Из отходов кожевенной и мясной промышленности получают желатин. Его применяют в пищевой про­мышленности, в фотографии при получении светочувствительных эмульсий.

Из панциря черепах, копыт, рогов, состоящих преимущественно из белковых веществ, производят галантерейные изделия. Белки применяются и в медицинской практике (например, в виде лечеб­ной сыворотки).

Состав и строение белков

Белки, представляют собой сложные органические соединения, поэтому выделение индивидуального белка и изучение его состава и строения представляет большие трудности. Почти все белки со­стоят из пяти основных элементов (%): углерода 50—55, водорода 6,6-7,3, кислорода 21,5-23,5, азота 15-18, серы 0,3-2,5. Неко­торые белки содержат фосфор, железо, медь, галогены.

Изучение белков привело к теории о строении белка как полипептидной молекулы (Э. Фишер, Гофмейстер). При гидролизе бел­ков обнаружено 25 - 30 различных α-аминокислот. Поэтому фраг­менты молекул белка рассматривают как полипептиды, образованные из этих кислот:

hello_html_m3afa4147.pnghello_html_228a4cc6.png

фрагмент полипептидной цепочки

Значение R в этой формуле весьма различно: это может быть просто алкил (например, СН3), но может содержать и свободные амино - или карбоксильные группы, амидные группы и др. При образовании полипептидов из разных аминокислот следует учитывать последовательность расположения их остатков.

Белки построены более сложно, чем полипептиды. По строению макромолекулы (от греч. makros — большой) различают фибрил­лярные и глобулярные белки. В первых отдельные полипептидные цепи растянуты, а во вторых эти цепи упакованы более компактно, иногда в клубок, или свернуты в виде спиралей. В сложной струк­туре макромолекулы белка в свою очередь различают несколько уровней организации: первичную, вторичную и третичную структуры.

Первичная структура является основой строения белка. Она определяется характером полипептидной цепочки и зависит от того, какие аминокислоты и сколько входят в состав данного полипептида, и от последовательности чередования аминокислотных остатков.

В качестве примера рассмотрим строение белка инсулина. Он имеет моду­лярную массу 5600 и состоит из 18 разных аминокислот. В его макромолекуле две полипептидные цепи, в каждой из которых свой, строго определенный поря­док чередования аминокислот, в настоящее время уже четко расшифрованный: одна полипептидная цепь состоит из 30 аминокислотных остатков, я другая — из 21, всего число аминокислотных звеньев в молекуле инсулина равно 51. Все это характеризует первичную структуру инсулина.


hello_html_m5c5b363e.pngРис 10. Схематическое изображение вторичной (а) и третичной (б) структуры молекулы белка






а б

Вторичная структура характеризует состояние полипептидной цени в пространстве (рис.10 а). Эти цепи «скручены» в цилиндри­ческую спираль, отдельные витки которой удерживаются многочис­ленными водородными связями с участием водорода аминогруппы и атома кислорода группы СО. Водородные связи слабее ковалентных, но так как по длине полипептидной цепи их много, то они в целом образуют устойчивую структуру. При образовании спиралей, как видно из рисунке, ради­калы, карбоксильные группы и аминогруппы остаются снаружи, что обусловливает возможность образования третичной структуры белка.

Третичная структура определяет конфигурацию макромоле­кулы белка (рис. 10 б). Она представляет собой тем или иным обра­зом свернутую спираль и обусловлена возникновением между от­дельными участками полипептидных цепей новых ковалентных связей. Ковалентные связи могут быть дисульфидными —S—S—, возникающими между серосодержащими аминокислот­ными звеньями.

Третичная структура определяет специфику строения различ­ных белков. У так называемых глобулярных белков она определяет форму глобулы, выступы, расположение функциональных групп, а в фибриллярных белках полипептидные цепи вытянуты в длину, прочно удерживаются друг возле друга в основном дисульфидными связями —S—S—, которые придают белкам прочность и устойчи­вость. Различное строение определяет различие свойств белков.

Получение белков

В природе белковые вещества образуются в растениях за счет неорганических соединений почвы и азота атмосферы и в незначи­тельном количестве в организмах некоторых бактерий и простейших микроорганизмов (за счет углеводов и солей). Животный организм получает белки с пищей.

Синтетическое получение белков крайне затруднительно из-за их сложного строения. В 1900 г. Э. Фишером был получен полипеп­тид, состоящий из 18 аминокислот, а в настоящее время получены простейшие белки: гормон инсулин, фермент рибонуклеаза и не­которые другие.

Физические свойства белков

Природные белковые вещества крайне разнообразны: встреча­ются жидкие, полужидкие, твердые белки. Некоторые белки имеют консистенцию вязких жидкостей или студней. Большинство белков, выделенных из природных веществ, имеет вид белых аморфных порошков. Ряд белковых веществ представляет собой смеси нескольких белков. Например, белки молока состоят только из глобулярных белков, а в состав мышечной ткани, помимо глобулярных, входят и фибриллярные белки. Молекулярная масса белков колеблется от десятков тысяч до нескольких миллионов углеродных единиц. Например, белок крови гемоглобин имеет молекулярную массу 68 000, а молекулярная масса белков вирусов достигает 50 млн.

При высокой температуре все белки сгорают. При этом появ­ляется специфический запах жженого волоса. Белки не имеют тем­пературы плавления и температуры кипения, так как большинство из них при нагревании сворачивается. Они являются оптически активными веществами (образующие их аминокислоты имеют асим­метрические атомы углерода). Растворимость белков также различная. Некоторые из них почти нерастворимы {например, белок коллаген), а некото­рые растворяются, но в зависимости от свойств в различных раст­ворителях. В растворах белки проявляют многие свойства колло­идных систем: они способны адсорбировать на своей поверхности, переходить в зависимости от температуры из жидкого состояния(золя) в желеобразное (гель). Примером такого перехода из золя в гель может служить изменение агрегатного состояния студня при охлаждении и последующем нагревании.

Почти все белки трудно кристаллизуются.

Химические свойства белков

Белкам присущи химические свойства аминокислот. Они также являются амфотерными соединениями и их свойства зависят от рН среды. В сильнокислой среде на белковой макромолекуле преобла­дают положительно заряженные ионы и белок имеет свойства кати­она. И, наоборот, в щелочной среде реагируют кислотные остатки и белок проявляет свойства аниона. Существуют белки, имеющие выраженный кислотный характер (состоят преимущест­венно из остатков двухосновных кислот) или щелочной (в их составе больше аминогрупп), и, наконец, встречаются белки нейтральные (число карбоксильных и аминогрупп в их молекуле равное).

Белки имеют в боковых ответвлениях (радикалах) полипептид­ных цепей различные функциональные группы, а поэтому могут вступать в целый ряд химических реакций:

окисления, восстанов­ления, нитрования, дезаминирования и др. За счет функциональных групп они способны соединяться с небелковыми веществами (углеводами, фосфорной кислотой и др.), образуя еще более сложные молекулы. Сложность строения белков делает их крайне чувстви­тельными к внешним воздействиям.
1.Гидролиз. Белки, как любые сложные соединения, способны подвергаться гидролизу, т. е. распадаться на более простые соединения. Гидролиз белков, как и крахмала, бывает кислот­ным и ферментативным и также протекает постепенно, через ряд
промежуточных стадий. Конечным продуктом гидролиза белков являются аминокислоты. Схематично гидролиз белков можно пред­ставить аналогично гидролизу полисахаридов, а именно:

Белки -> Пептоны -> Полипептиды -> Дипептиды -> Амино­кислоты

Гидролиз белков имеет большое биологическое значение, так как практически организмом в процессе обмена веществ исполь­зуется не сама белковая молекула, а продукты ее расщепления, которые всасываются в кровь через кишечные стенки. Синтез новых белков, специфичных для данного организма, происходит также за счет простейших пептидов и аминокислот.

Легче всего в желудке под действием фермента пепсина рас­щепляются водорастворимые белки (альбумины, глобулины), а не­растворимые, белки (коллаген, эластин) расщепляются только при длительном воздействии ферментов. При кулинарной обработке продуктов (особенно при длительном нагревании) также происходит частичный гидролиз белков, что облегчает процесс пищеварения и способствует лучшему усвоению пищи.

2. Гидратация и дегидратация. Гидратация белков (поглощение воды, на­бухание) происходит за счет способности различных полярных групп белков (аминогрупп, карбоксильных групп, пептидных, сульфгидрильных связей и др.) удерживать адсорбировать) молекулы воды. Вследствие гидратации сухие бел­ковые компоненты (мука, крупа) при кулинарной обработке набухают.

Дегидратацией белков называется потеря белками воды. Различают два вида дегидратации: I) обратимая, например сублимационная сушка изделий, при которой высушенный продукт сохраняет свою структуру (перед употреблением его погружают в воду); 2) необратимая (при размораживании мяса, рыбы, при тепловой обработке продуктов).

3. Осаждение. Белки способны осаждаться, т. е. выделяться из растворов. Различают два основных типа осаждения белков. Обратимое осаждение — высаливание, когда белки после осаждения могут быть вновь переведены в раствор добавле­нием новой порции растворителя, например воды. Осаждение белков вызывается этиловым спиртом, ацетоном, минеральными солями (например, сульфатом аммония). При обратимом осаждения свой­ства белков не меняются.

Необратимое осаждение (свертывание) приводит. К полному изменению внутренней, нативной структуры белка — денатурации. После необратимого осаждения белок нельзя перевести обратно в раствор.

Денатурация сопровождается изменением физических и хими­ческих свойств белков. Она может быть вызвана действием солей тяжелых металлов, щелочей, кислот, дубильных веществ, ультра­фиолетовых, рентгеновских лучей, интенсивной дегидратацией при сушке или замораживании, механическим воздействием (взбива­нием, встряхиванием), нагреванием. Необратимое осаждение белков при нагревании называется тепловой денатурацией.

Температура, вызывающая денатурацию, определяется характером белка. Так, денатурация белков саркоплазмы мяса начинается уже при 30—40 °С, белка яйца — при 550С. Добавление к белкам сахарозы или других небелковых соединений повышает температуру денатурации белков. Реакция среды также оказывает значительное влияние на денатурацию. В щелочной и кислой среде денатурация происходит при более высокой температуре, а, следовательно, тер­мическая обработка продуктов сопровождается меньшей дегидратацией (продукт остается сочным). Поэтому в практике кулинарии используют такие приемы, как маринование, добавление кислых приправ. В зависимости от первоначальной концентрации белка и его состояния принято различать следующие виды сверты­вания белков: 1) при небольшой концентрации белка образуются хлопья (пена); 2) при большой концентрации белка образуется сплошной гель (например, при варке яйца); 3) если белок до нагревания был в виде геля, как, например, студне­образный белок миофибрилл мяса, то он сначала сокращается в объеме, а затем выделяет часть жидкости, Мышечные волокна при этом уплотняются и прочность их повышается.

При деструкции белка образуются вещества, придающие продукту специфический аромат и вкус.

4. Цветные реакции. Биуретовая реакция (реакция на пептидные связи). Щелочной раствор белка при добавлении солей меди принимает ярко-фиолетовую окраску. Эту же реакцию дают, как указывалось выше, все полипептиды и биурет, но интенсивность окраски у разных соединений различна.

Ксантопротеиновая реакция — реакция на циклические амино­кислоты. При добавлении к белку концентрированной азотной кис­лоты появляется желтое окрашивание. Оно вызвано нитрованием ароматического ядра.

Сульфгидрильная реакция (реакция на серосодержащие амино­кислоты). При нагревании белка с раствором ацетата свинца об­разуется черный осадок сульфида свинца, так как сера, входящая в состав аминокислот, при нагревании превращается в ион и соеди­няется с ионом свинца.

Имеются и другие цветные реакции на белки.

Гниение белков. Под действием микроорганизмов белки могут подвергаться гниению. Гниение — это разложение, глубокое расщепление белка, со­провождающееся образованием пахнущих продуктов, а иногда и ядовитых соединений. Гниение играет большую роль в круговороте веществ в природе. Процесс гниения белка протекает многостадийно. Разложение белков начи­нается с их гидролиза под действием протеолитических ферментов. Дальнейший распад белковых веществ происходит под действием гнилостных бактерий. Полученные азотистые и безазотистые соединения в зависимости от условий подвергаются последующим превращениям: при доступе кислорода (аэробные условия) происходит окисление этих соединений, их полная минерализация с об­разованием аммиака, углекислого газа, воды, сероводорода и др. При анаэроб­ных условиях (яри отсутствии кислорода) не происходит полного окисления про­дуктов распада аминокислот и накапливаются простейшие органические соеди­нения; амины, спирты, кислоты.

Классификация белков.

Белки делятся по строению на глобулярные и фибриллярные, о чем уже говорилось, а по составу — на протеины (простые белки) и протеиды (сложные). Простые белки состоят только из остатков аминокислот, а сложные содержат еще и вещества небелкового характера (простетическая группа).

Белки пищевых продуктов в зависимости от аминокислотного состава бывают полноценными и неполноценными. Полноценные белки содержат все незаменимые аминокислоты. Кроме того, важно их соотношение. Наилучшая аминокислотная формула при соотно­шении триптофана, лизина и метионина вместе с цистином как 1:3:3.

Биологически полноценными являются белки животного про­исхождения (белки мяса, рыбы, сыра, молока, яиц). Из белков растительного происхождения наиболее ценные содержатся в сое, подсолнухе, картофеле, гречневой крупе, фасоли, чечевице, рисе.


Тема: Полимеры. Синтетические высокомолекулярные соединения.


В быту нас окружают предметы, изготовленные из разных материалов – древесины, металлов, пластмасс, керамики. В основе органических материалов, как природных, так и полученных человеком, лежат высокомолекулярные соединения, имеющие высокие молекулярные массы (обычно выше 10 000 а.е.м.).

Искусственные полимеры – высокомолекулярные вещества, которые получают на основе природных полимеров путем их химической модификации.

Полимеры получают из низкомолекулярных веществ, которые называют мономерами. Например, из этилена получают полиэтилен, из стирола – полистирол. Полимеры, образованные из одного мономера, называют гомополимерами, а из двух и более мономеров - сополимерами.


Получение:

  1. Полимеризация – реакция соединения молекул одного или нескольких мономеров в макромолекулы.

n CH2 = CH2 ( - CH2CH2 - )n

этилен полиэтилен

Полиэтилен характеризуется низкой реакционной способностью.

Реакция полимеризации может протекать с участием двух или более различных мономеров. Такой процесс называют сополимеризацией.

  1. Поликонденсация – реакция образования полимеров из мономеров, протекающая с выделением побочных низкомолекулярных продуктов (воды, аммиака, хлороводорода). Таким образов в живых организмах из аминокислот образуются белки. В основе реакции лежат реакции образования амидов и сложных эфиров. Например, из 6-аминокапроновой кислоты получают полимер – капрон:

hello_html_m3bcd0884.png

Полимеры широко распространены в природе и находят широкое применение в технике и быту. На основе синтетических полимеров получают различные материалы: пластмассы, эластомеры, волокна.

Пластмассы

Пластмассы (пластики) – полимерные материалы, способные при переработке в изделия приобретать заданную форму и сохранять ее при эксплуатации. Помимо полимера в состав пластмасс вводят наполнители, улучшающие их механические свойства (прочность), стабилизаторы, препятствующие их медленному окислению, пластификаторы, уменьшающие их хрупкость, красители. Для увеличения жесткости пластмассы армируют – вводят в них волокна, ткани или пленки. Такие материалы, состоящие из нескольких компонентов, каждый из которых сохраняют собственную индивидуальность и свойства, называют композиционными или композитами. В качестве волокон часто используют стеклянные нити. Такие стеклопластики не проводят электрический ток, ненамагничиваются, имеют высокую прочность и устойчивость к коррозии. Их используют в военной промышленности, в радиоэлектронике. Пропитывая углеродные волокна расплавленной смолой, получают углепластики. На основе их разработаны материалы, способные работать при температуре до 30000С. Из углепластиков делают детали гоночных автомобилей, самолетов, космических кораблей, сопла ракетных двигателей.

Особую разновидность полимерных материалов представляют пенопласты. Например, пенополистирол, из которого делают упаковки для бытовой техники, и пенополиуретан, служащий основой для производства губок, сидений и матрасов. Рыхлая структура этих материалов создается благодаря вспениванию расплавленного полимера при помощи газов. После охлаждения пузырьки газа остаются в материале, придавая ему вид застывшей пены.

К недостаткам многих полимеров следует отнести их горючесть.

Наиболее распространенные пластмассы: полиэтилен, полипропилен, полистирол, поливинилхлорид, полиметилметакрилат (орг.стекло) и др.

Среди всех пластиков, выпускаемых мировой промышленностью, на первом месте по объему производства находится полиэтилен. Он обладает свойствами диэлектрика, характеризуется высокой гибкостью и прочностью, нерастворим в кислотах и органических растворителя, устойчив к действию щелочей. Все это объясняет его широкое применение для изготовления упаковочной и сельскохозяйственной пленки, пакетов, шлангов.

Примером негорючего пластика служит поливинилхлорид, более половины массы которого приходится на хлор. Из него готовят оконные рамы, водопроводные и канализационные трубы, бытовые изделия, линолеум, изоляционную ленту, искусственную кожу, обувь, непромокаемые плащи, моющие обои.

Полистирол широко используется для изготовления посуды, пуговиц, авторучек, упаковки для дисков. Пенополистирол, называемый в быту, пенопластом, хорошо зарекомендовал себя как упаковочный, звуко – и теплоизоляционный материал.

Полиметилметактилат (органическое стекло) легко обнаружить по характерному сладковатому запаху, образующемуся при термической обработке изделий. Он очень плохо проводит тепло, подобно полистиролу, хорошо растворимо во многих органических растворителях.

Одну из первых пластмасс – целлулоид – получают из нитрата целлюлозы добавлением небольшого количества камфоры, играющей роль пластификатора. Целлулоид – хрупкий материал, отличающийся от других полимеров высокой горючестью. Именно поэтому в настоящее время он практически полностью заменен другими, более безопасными материалами, однако до сих пор незаменим в производстве шариков для настольного тенниса.

Все описанные полимеры не разрушаются при плавлении, выдерживают многократное нагревание и охлаждение.

Отжившие свой век изделия из полимерных материалов, попав в окружающую среду и будучи химически инертными, надолго остаются в виде отходов. Проблема их утилизации с каждым годом становится все более актуальной.

Бакелит – твердый, трудногорючий, жесткий и прочный материал с прекрасными изоляционными свойствами. Ранее использовался для создания корпусов телефонов, деталей машин, розеток.

Выберите курс повышения квалификации со скидкой 50%:

Автор
Дата добавления 11.02.2016
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров460
Номер материала ДВ-441472
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх