Контрольная работа по "Химии"

 

 

1. Естественная радиоактивность. Виды радиоактивного излучения.

Изначально радиоактивностью (от лат. radio - излучаю и activus-действенный) было названо испускание некоторыми элементами излучения, которое проникало через различные вещества, ионизировало воздух и т.п. Это явление обнаружил впервые в 1896 г. французский физик А. Беккерель у соединений урана. Немногим позже благодаря исследованиям супругов Кюри и английского физика Э. Резерфорда было установлена неоднородность радиоактивного излучения: под действием магнитного поля оно разделяется на три пучка. Один из них не изменяет своего первоначального направления – не несущие электрического заряда γ-лучи, а два других отклоняются в противоположные стороны – отрицательные заряженные β-лучи и положительно заряженные α-лучи.

С открытием изотопов радиоактивностью стали называть самопроизвольное превращение нестабильных изотопов одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием частиц и жесткого электромагнитного излучения (рентгеновского или γ-излучения).

Все изотопы можно разделить на стабильные и радиоактивные. Стабильные изотопы не подвергаются радиоактивному распаду и сохраняются в природных условиях, радиоактивные изотопы подвержены радиоактивному распаду, при котором испускают α- или β-частицы до тех пор, пока не образуется стабильный изотоп.

Скорость распада у разных радиоактивных элементов отличается вне зависимости от внешних условий. Промежуток времени, за которое происходит разложение половины исходного количества радиоактивного элемента, называется период полураспада. Например, период полураспада 226Ra 1600 лет. Для разных элементов период полураспада может изменяться от миллионных долей секунды до миллиардов лет.

Радиоактивные изотопы делятся на естественные, содержащиеся в виде газов и аэрозолей в атмосфере природного происхождения, и искусственные, получаемые человеком в результате различных ядерных реакций.

Существует несколько видов естественного радиоактивного распада.

1. α-распад. При распаде ядро излучает α-частицу – ядро атома Гелия 4He, состоящего из двух протонов и двух нейтронов. Проникающая способность такого излучения невелика: задерживается несколькими сантиметрами воздуха, листами бумаги или обычной одеждой. При α-распаде массовое число изотопа уменьшается на 4, а заряд ядра – на 2, например:

 → +

 

2. β-распад. Из ядер выбрасываются электроны (β-частицы) и антинейтрино, возникающие при превращении нейтрона в протон:

n → p + e- +

Размеры и масса β-частиц значительно меньше, чем α-частиц, они обладают большей проникающей способностью. При β-распаде массовое число изотопа не изменяется, т.к. общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1, например:

 → +

3. γ-распад. Ядро испускает γ-излучение с очень мало длиной волны, энергия ядра уменьшается, а массовое число и заряд остаются неизменными.
4. Электронный захват. Происходит поглощение ядром одного из вращающихся вокруг него электронов, т.е. внешние электроны переходят на вакантные места внутренних электронов. В процессе этого в ядре увеличивается число нейтронов:

p + e- → n

Пример – электронный захват бериллия в литий:

+ e- → + ve

5. Спонтанное деление – распад ядер тяжелых элементов на несколько ядер с меньшими массами. Обычно образуются два новых ядра с приблизительно равными массами. Распад может сопровождаться выбросом нейтринов, α-частиц и электронов.  

 Радиоактивные изотопы имеют крайне многочисленные и разнообразные применения, благодаря возможности обнаружения их излучения, а также воздействию их излучения на другие вещества. Они широко используются в медицине и научных исследованиях, для определения утечки жидких веществ и многих других сферах жизнедеятельности человека.

 

2. Концентрация ионов водорода и гидроксида в кислой, нейтральной и щелочной среде. Индикаторный метод определения Ph.

Чистая вода плохо проводит электрический ток, однако обладает электрической проводимостью. Это вызвано диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде можно определить по величине электрической проводимости чистой воды.

Константу равновесия, которая характеризует произведение молярных концентраций ионов Н+ и ОН-, называют ионным произведением воды и обозначают Кн2о. Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксид-ионов. Равновесия между ионами существует не только в воде, но и во всех водных растворах. За счет этого можно характеризовать кислотность и основность различных сред.

Кн2о.= [Н+][ ОН-]

Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее равно 10-14.

Растворы с одинаковой концентрацией ионов водорода и гидроксид-ионов называются нейтральными растворами. В таких растворах при 25 оС концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна 10-7 моль/л.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация гидроксид-ионов. Однако какой бы ни была реакция раствора, произведение концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

Как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода: при [Н+]=10-7 моль/л – нейтральный раствор, [Н+]>10-7 моль/л – кислый, [Н+]<10-7 моль/л – щелочной.

Кислотность или щелочность раствора можно выразить более простым способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком – водородный показатель:

рН = – lg [Н+]

Так, при [Н+]=10-6 моль/л, pH будет равен 5.

Для нейтральной среды рН=7, для кислой среды рН<7, для щелочной рН>7. Чем выше концентрация водородных ионов, тем меньше рН. В очень кислой среде водородный показатель может принимать отрицательные значения.

Существуют различные методы для измерения рН, индикаторный метод определения рН – определение с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, которые меняют свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Самые распространенные индикаторы – метиловый, оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин.

Значение рН играет важную роль, например, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение, коррозионная активность природных вод зависит от уровня рН и т.д.

 

3. Общая характеристика и классификация карбоновых кислот. Физико-химические и химические свойства карбоновых кислот.

Карбоновые кислоты – это класс органических соединений, которые содержат в себе карбоксильную группу – COOH, одну или несколько. Эту функциональную группу можно рассматривать как комбинацию карбонильной группы с гидроксильной группой. Общая формула приведена на рисунке 1. За редкими исключениями карбоновые кислоты являются слабыми.

Рисунок 1 – Формула карбоновых кислот.

Карбоновые кислоты известны людям с древности, поскольку широко распространены в природе. Некоторые карбоновые кислоты: уксусная или этановая кислота СН3СООН, муравьиная или метановая кислота НСООН, щавелевая или этандиовая кислота Н2С2О4, никотиновая кислота C6H5NO2 и т.д.

В основе названий карбоновых кислот лежат названия соответствующих углеводородов. Карбоксильная группа отражается в названии окончанием – овая кислота. Углеводородную цепь нумеруют начиная с атома углерода карбоксильной группы:

3      2       1

СН3 –  СН – СООН

| 

СН3

2-Метилпропановая кислота

Карбоновые кислоты в зависимости от разных признаков делятся на разные виды. В зависимости от количества карбоксильных групп они делятся на одноосновные – одна группу СООН (уксусная кислота), дикарбоновые или двухосновные – две группы СООН (щавелевая кислота) и многоосновные – 3 и более группы СООН (лимонная кислота). Карбоновые кислоты с числом атомов углерода выше 6 называют высшими или жирными кислотами, большинство из которых могут быть выделены из жиров.

В зависимости от строения радикала, с которым связана карбоксильная группа, карбоновые кислоты делятся на алифатические (капроновая кислота), алициклические (хинная кислота), гетероциклические (никотиновая кислота) и ароматические (бензойная кислота). 

Карбоксильная группа СООН складывается из карбонильной группы С=О и гидроксильной группы ОН. Атом углерода несет частичный положительный заряд и притягивает к себе не поделенную электронную пару атома кислорода в группе ОН. Электронная плотность на атоме кислорода уменьшается и связь О-Н ослабляется, но эта группа «гасит» положительный заряд на группе СО, которая теряет способность к реакциям присоединения.

Карбоновые кислоты вступают в многочисленные реакции, при которых карбоксильные группы специфическим образом могут быть преобразованы в группировки функциональных производных. Изменениям могут подвергаться и углеводородные радикалы, когда образуются замещенные карбоновые кислоты с двумя или несколькими функциональными группами.

Физические свойства карбоновых кислот.

Монокарбоновые кислоты представляют собой бесцветные жидкости, высшие алифатические и ароматические кислоты – твердые вещества лишенные запаха. Муравьиная, уксусная и пропионовая кислоты обладают резким раздражающим запахом и при попадании на слизистые оболочки вызывают ожоги. Смешиваются в любых соотношениях с водой, но с возрастанием молекулярной массы по мере увеличения гидрофобной углеводородной части молекулы карбоновой кислоты растворимость в воде уменьшается.

Температура кипения кислот выше температур кипения спиртов и альдегидов с таким же числом атомов углерода, температуры плавления и кипения представлены в таблице.

Таблица – Физические свойства некоторых карбоновых кислот.

Название	Структурная формула	Температура плавления, 0С	Температура кипения, 0С
Муравьиная (метановая)	НСООН	8,4	100,7
Уксусная (этановая)	СН3СООН	16,7	118,1
Масляная (бутановая)	СН3(СН2)2СООН	-6,5	163,5
Капроновая (гексановая)	СН3(СН2)4СООН	-9,5	205
Валериановая (пентановая)	СН3(СН2)3СООН	-34,5	187
Стеариновая (октадекановая)	СН3(СН2)16СООН	69,4	376,1

 

Химические свойства карбоновых кислот.

Наличие карбоксильной группы обеспечивает основные химические свойства карбоновых кислот. Ее основное качественное отличие состоит в том, что внутри самой функциональной группы имеется сопряжение.

В водном растворе карбоновые кислоты обратимо диссоциируют:

RCOOH ↔ RCOOH-+H+

Лакмус в растворе карбоновых кислот приобретает красный цвет.

Поскольку карбоновые кислоты слабые, сильные минеральные кислоты вытесняют их из соответствующих солей.

Кислотные свойства карбоновых кислот связаны со способностью атома водорода карбоксильной группы отщепляться в виде протона. Подвижность атома водорода обусловлена полярностью связи О-Н. Сила карбоновых кислот зависит от стабильности аниона, образующегося после отрыва протона.

Сила карбоновых кислот зависит от строения углеводородных радикалов и заместителей в них. Электронодонорные заместители ослабляют кислотные свойства, электроноакцепторные – усиливают.

Кислотные свойства проявляются при взаимодействии карбоновых кислот с сильными основаниями с образованием солей, т.е. в реакции нейтрализации.

СH3СООН + NaOH → CH3COONa + H2O

Карбоновые кислоты значительно слабее сильных минеральных кислот, которые способны вытеснять карбоновые кислоты из их солей.

Одна из основных групп реакций карбоновых кислот – реакции нуклеофильного замещения. Атом углерода карбоксильной группы несет частичный положительный заряд и является электроноакцепторным. Он может быть атакован нуклеофильными реагентами, в результате чего происходит замещение группы ОН на другую нуклеофильную частицу.

CH3COOH + SOCl2 → CH3COCl + HCl + SO2

Нуклеофильное замещение в карбоксильной группе приводит к образованию функциональных производных карбоновых кислот. Общая формула фнукциональных производных карбоновых кислот – RCOX. К ним относятся галогенангидриды, ангидриды, сложные эфиры, амиды и пр.

Функциональные производные, как и сами кислоты, способны вступать в реакции нуклеофильного замещения с образованием других функциональных производных. Одной из важнейших групп функциональных производных карбоновых кислот являются сложные эфиры. Они широко распространены в природе, многие из них используются в качестве лекарственных средств.

 

 

 

 

 

4. Формулы

а) 2 –хлор – 3 – метилгексанол -5

                     СН3