Химическая природа и свойства элементов и их соединений

Размещено на http://www.allbest.ru/

Задание 1

Составьте молекулярные и структурные формулы перечисленных веществ и укажите, к каким классам неорганических соединений они относятся

Укажите химическую природу оксидов и опишите их химические свойства

Отметьте способы получения и характерные свойства гидроксидов (оснований)

Напишите формулы указанных кислот, отметьте их силу и приведите схемы их диссоциации. Назовите все кислотные остатки и составьте для каждого из них возможные формулы солей. Опишите химические свойства сильных кислот

Отметьте типы указанных солей, назовите их по разным номенклатурам и составьте уравнения реакций перевода кислых и основных солей в соответствующие средние соли

Оксид свинца (II)

Молекулярная формула: PbO

Структурная формула: Pb = O

Класс: оксиды

Кремниевая кислота

Молекулярная формула: H₂SiO₃

Структурная формула: H-O-Si=O

Класс: кислоты O-H

Гидроксид магния

Молекулярная формула: Mg(OH)₂

Структурная формула: H-O-Mg-O-H

Класс: основания

дигидрофосфат калия

Молекулярная формула: КН₂PO₄

Структурная формула: K-O-P=O

Класс: кислые соли H-O O-H

Гидроксид алюминия

Молекулярная формула: Al(OH)₃

Структурная формула: H-O-Al - O-H

Класс: Основания O-H

Гидроксонитрат железа (II)

Молекулярная формула: FeOHNO₃

Структурная формула: H-O-Fe - O- N = O

Класс: основные соли O

Aрсенат натрия

Молекулярная формула: Na₂AsO₄

Структурная формула: Na-O-As=O

Класс: средние соли Na-O O

Оксид углерода (IV)

Молекулярная формула: CO₂

Структурная формула: O=C=O

Класс: оксиды

КН₂PO₄ дигидрофосфат калия, калий двуфосфорнокислый

КН₂PO₄ +2КОН = К₃PO₄ +2Н₂O

FeOHNO₃ Гидроксонитрат железа (II) Основное азотнокислое железо окисное

FeOHNO₃ +HNO₃ = Fe(NO₃)₂ + Н₂O



Задание 2

1. Вычислить эквиваленты и молярные массы эквивалентов указанных веществ и элемента Cr в соединениях: Cr₂O₃, CrO₃, Cr(OH)₃, H₂CrO₄, K₂CrO₄

Решение:

Cr₂O₃

CrO₃

Cr(OH)₃

H₂CrO₄

K₂CrO₄

Вычислить эквиваленты и молярные массы эквивалентов H₃SbO₄ в реакциях:

H₃SbO₄ + КОН = KH₂SbO₄ + H₂O;

М_экв = М_(H3SbO4) = 187г/моль

Э = 1

H₃SbO₄ + 2КОН = K₂HSbO₄ + 2H₂O;

М_экв = М_(H3SbO4)/2= 93,5г-экв/моль

Э = Ѕ

H₃SbO₄ + 3КОН = K₃SbO₄ + 3H₂O

М_экв = М_(H3SbO4)/3= 62,33г-экв/моль

Э = 1/3

Задание 3

1. Указать положение элемента (А) в периодической системе Д.И. Менделеева.

2. Отметить состав атома и атомного ядра данного элемента. Составить электронную формулу элемента, определить его электронное семейство и химическую природу.

3. Перечислить характерные степени окисления элемента. Составить формулы его возможных оксидов и соответствующих им гидроксидов. Указать их названия и кислотно-основную природу.

4. Отметить значения относительной электроотрицательности элементов в соединениях (Б). Определить тип химической связи и указать, к какому элементу смещена общая электронная пара.

Медь	LiF, Cl2, Mg2Si

Медь -- элемент побочной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь _ это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.

Электронная формула: 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ¹3d¹⁰

Степень окисления II -- наиболее стабильная степень окисления меди. Ей соответствует чёрный оксид CuO и голубой гидроксид Cu(OH)₂, который при стоянии легко отщепляет воду и при этом чернеет:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер и только в концентрированной щелочи частично растворяется с образованием синего гидроксокомплекса:

Соли меди(II) образуются при растворении меди в кислотах-окислителях (азотной, конц. серной). Большинство солей в этой степени окисления имеют синюю или зелёную окраску.

LiF

Связь Ионная

Крист. решетка

Э.О F = 4

Э.О Li = 1

Li>F

Cl₂

Связь ковалентная неполярная

атом. решетка

Э.О Cl = 3

Сl-Cl

Mg₂Si

Связь Ионная

Крист. решетка

Э.О Si =1.8

Э.О Mg= 1.2

Mg<Si>Mg



Задание 4

1. Рассчитайте тепловой эффект (?H_p^о) химической реакции (А) по стандартным теплотам образования.

2. Решите расчетную задачу (Б) на изменение изобарно-изотермического потенциала (направленность реакции)

3. Решите расчетную задачу (В) на изменение изобарно-изотермического потенциала (направленность реакции)

4. Рассчийте калорийность продукта в задании (Г).

а) Вычислить энтальпию реакции полного окисления этилового спирта до уксусной кислоты, если энтальпии образования всех веществ, участвующих в реакции, равны:

?Н⁰обр. С₂Н₅ОН (ж) = -277 кДж/моль;

?Н⁰обр. СН₃СООН (ж) = -487 кДж/моль;

?Н⁰обр. Н₂О (ж) = -285,9 кДж/моль; ?Н⁰обр. О₂ = 0

Решение:

С₂Н₅ОН +[O]> СН₃СООН + H₂O. + Q кДж

ДН⁰х.р. = ? ДН⁰_{обр(прод)} - ? ДН⁰_{обр(реагент)}

ДН⁰х.р. = ДН⁰_CH3COOH+ ДН⁰_H2O -ДН⁰_C2H5OH = -285,9-487 +277 = -

495,9(кДж/моль)

Тепловой эффект некоторой реакции ?Н° = +50 кДж/моль и не зависит от температуры, при температуре 1250 К в системе установилось равновесие. Чему равно изменение энтропии в ходе этой реакции?

ДS = ДQ/Т

ДS =50/1250 = 4*10^-2 кДж/моль*K

Задание 5

а) Катализ, катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ

Катализ (греч. кбфЬлхуйт восходит к кбфблэейн -- разрушение) -- избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий. [1]

Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом.

Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций -- это каталитические.

Катализ может быть положительным (когда скорость реакции увеличивается) и отрицательным (когда скорость реакции уменьшается). Для обозначения отрицательного катализа часто используют термин ингибирование.

Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той же фазе, что и реактивы реакции, в то время, как гетерогенные катализаторы отличаются фазой.

Гомогенный катализ

Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I > H2О + IO

H2О2 + IO > H2О + О2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела -- катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

б) Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении объема в два раза в системах:

а) N_{2 (г)} + 3 H_{2 (г)} - 2 NH_{3 (г)};

начальная скорость реакции равна v_н=k·[N₂]·[H₂]³.после увеличения объема в два раза скорость стала равна

v_к=k·1/2[N₂]·(1/2)³[H₂]³

v_к/ v_н =1/1/2*(1/2)³= 16

Скорость увеличится в 16 раз

б) CS_{2 (ж)} +3О_{2 (г)} - СO_{2 (г)} + 2 SO_{2 (г)}?

начальная скорость реакции равна v_н=k·[O₂]³.после увеличения объема в два раза скорость стала равна

v_к=k· (1/2)³[O₂]³

v_к/ v_н =1/(1/2)³=8

Скорость увеличится в 8 раз

Задание 6

Составьте формулы продуктов реакций (А, Б) и напишите все уравнения в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде.

Напишите уравнения реакций гидролиза указанных солей (В) в ионной и молекулярной форме. Отметьте реакцию среды раствора соли, значение рН и окраску индикаторов.

Укажите условия усиления и подавления гидролиза перечисленных солей. Для солей, выделенных курсивом, вычислить значения констант гидролиза.

Fe(OH)₂ + HCl NiCl₂ + K₂S Li₂S, CdCl₂

a) Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ +2H₂O

Fe(OH)₂+2 H⁺ +2Cl^- = Fe²⁺+2Cl^- +2H₂O

Fe(OH)₂+2 H⁺ = Fe²⁺+2H₂O

б) NiCl₂ + K₂S = NiS +2 KCl

Ni²⁺+2Cl^- + 2K⁺ +S^2- = NiS +2Cl^- + 2K⁺

Ni²⁺+S^2- = NiS

в) Li₂S + HOH = LiHS +LiOH

2Li⁺+S^2- + HOH = 2Li⁺+HS^- +OH^-

S^2- + HOH = HS^- +OH^-

pH>7 среда щелочная.

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

CdCl₂ + HOH = CdOHCl +HCl

Cd²⁺+2Cl^- + HOH = CdOH⁺ +H⁺ + 2Cl^-

Cd²⁺+ HOH = CdOH⁺ +H⁺

pH <7 среда кислая

соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой

а) KMnO₄ + Na₂O₂ + H₂SO₄ MnSO₄ + O₂ + ? + ? + ?

2KMnO₄ + 3Na₂O₂ + 4H₂O ----> 2MnO₂ + 2KOH + 6NaOH + 3O₂

2Mn⁺⁷ + 3e^- ---> Mn⁺⁴ - восстановление, окслитель

32O ₂^--2e^- --->O₂, - окисление, восстановитель

б) CrO₃ + KI + H₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + ? + ?

2CrO₃+6H⁺+3e^-=Cr³⁺ +3H₂O

32I^- = I₂ +2e^-

2 CrO₃ +12H⁺ +6I^- = 2Cr³⁺ +6H₂O +3 I₂

2CrO₃ + 6KI + 6H₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + 6I₂+3K₂SO₄ +3H₂O

Задание 7

Одним из способов защиты металлических изделий от коррозии является покрытие другим металлом. Какой металл, по отношению к покрываемому, является анодом или катодом? Почему? Составить электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии изделия при нарушении покрытия при влажном воздухе. Какие продукты коррозии при этом образуются?

Решение:

Слово коррозия происходит от латинского corrodere, что означает разъедать. Хотя коррозию чаще всего связывают с металлами, но ей подвергаются также камни, пластмассы и другие полимерные материалы и дерево. Например, в настоящее время мы являемся свидетелями большого беспокойства широких слоев людей в связи с тем, что от кислотных дождей катастрофически страдают памятники (здания и скульптуры), выполненные из известняка или мрамора.

Таким образом, коррозией называют самопроизвольный процесс разрушения материалов и изделий из них под химическим воздействием окружающей среды. Процессы физического разрушения к коррозии не относят, хотя часто они наносят неменьший вред памятникам культуры. Их называют истиранием, износом, эрозией.

Металлы составляют одну из основ цивилизации на планете Земля. Среди них как конструкционный материал явно выделяется железо. Объем промышленного производства железа примерно в 20 раз больше, чем объем производства всех остальных металлов, вместе взятых. Широкое внедрение железа в промышленное строительство и транспорт произошло на рубеже XVIII...XIX вв. В это время появился первый чугунный мост, спущено на воду первое судно, корпус которого был изготовлен из стали, созданы первые железные дороги. Однако начало практического использования человеком железа относят к IX в. до н.э. Именно в этот период человечество из бронзового века перешло в век железный. Тем не менее история свидетельствует о том, что изделия из железа были известны в Хеттском царстве (государство Малой Азии), а его расцвет относят к XIV...XIII вв. до н.э.

В природе, хотя и очень редко, но встречается самородное железо. Его происхождение считают метеоритным, т.е. космическим, а не земным. Поэтому первые изделия из железа (они изготавливались из самородков) ценились очень высоко - гораздо выше, чем из серебра и даже золота.

Несмотря на широкое внедрение в нашу сегодняшнюю жизнь полимерных материалов, стекла, керамики, основным конструкционным материалом продолжает оставаться железо и сплавы на его основе. С изделиями из железа мы на каждом шагу встречаемся в быту и знаем, как много хлопот доставляют его ржавление и сама ржавчина. Ржавлением называют только коррозию железа и его сплавов. Другие металлы корродируют, но не ржавеют. Хотя корродируют практически все металлы, в повседневной жизни человек чаще всего сталкивается с коррозией железа.

Строгие расчеты показывают, что большинство металлов имеет склонность к коррозии. Поэтому удивительно не то, что металлы корродируют, а то, что изделия из них могут существовать длительное время. Скорость, с которой протекает коррозия, не поддается теоретическому вычислению. Как правило, она определяется опытным путем. Скорость прежде всего зависит от характера образующихся продуктов коррозии и прочности их сцепления с металлом.

Сущность процессов коррозии

Коррозия металлов чаще всего сводится к их окислению и превращению в оксиды. В частности, коррозия железа может быть описана упрощенным уравнением

4Fe + 3O₂ + 2H₂О = 2Fe₂O₃·H₂О

Гидратированный оксид железа Fе₂O₃·H₂О и является тем, что люди называют ржавчиной. Это рыхлый порошок светло-коричневого цвета. Многие металлы при коррозии покрываются плотной, хорошо скрепленной с металлами оксидной пленкой, которая не позволяет кислороду воздуха и воде проникнуть в более глубокие слои и потому предохраняет металл от дальнейшего окисления. Например, алюминий - очень активный металл и теоретически с водой должен был бы взаимодействовать в соответствии с уравнением

2Al + 3H₂О = Al₂O₃ + 3H₂

Однако его поверхность покрывается плотной пленкой оксида Al₂O₃, которая защищает металл от воздействия воды и кислорода. По этой причине вода в алюминиевом чайнике при нагревании кипит, но не действует на металл и потому чайник служит довольно долгое время. Однако в воздухе часто содержатся оксиды серы, азота, углерода и другие, а в воде - растворенные газы и соли. Поэтому процесс коррозии и его продукты часто не столь простые. Например, бронзовые статуи, коррелируя, покрываются слоем зеленой патины, состав которой отвечает основному сульфату меди (II) (CuOH)₂SO₄. Следует отметить, что по недоразумению патину долго считали основным карбонатом меди (II).

Коррозия металлов бывает сплошной и местной. Сплошная коррозия не представляет особой опасности для конструкций и аппаратов особенно в тех случаях, когда потери металлов не превышают технически обоснованных норм. Ее последствия могут быть сравнительно легко учтены. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных видов местной коррозии - это точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, т.е. в образовании точечных полостей - так называемых питтингов. Местной коррозии благоприятствуют морская вода, растворы солей, в частности галогенидных (хлорид натрия, магния и др.). Опасность местной коррозии состоит в том, что, снижая прочность отдельных участков, она резко уменьшает надежность конструкций, сооружений, аппаратов.

Особенно большие неприятности связаны с хлоридом натрия (в некоторых странах используют отход производства - хлорид кальция), разбрасываемым в зимнее время на дорогах и тротуарах для удаления снега и льда. В присутствии солей они плавятся и образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы. Соли и особенно хлориды являются активаторами коррозии и приводят к ускоренному разрушению металлов, в частности транспортных средств и подземных коммуникаций. Подсчитано, что только в США применение для этой цели солей приводит к потерям на сумму 2 млрд долларов в год в связи с коррозией двигателей и 0,5 млрд на дополнительный ремонт дорог, подземных магистралей и мостов. Для работников коммунального хозяйства городов привлекательность хлорида натрия заключается в его дешевизне. К сожалению, пока не известно другое дешевое и эффективное средство. В настоящее время выход лишь один - вовремя убирать снег и вывозить его на свалки. Экономически он более чем оправдан.

По своей сущности коррозию делят на химическую и электрохимическую. Ржавление железа или покрытие патиной бронзы - химическая коррозия. Если эти процессы происходят на открытом воздухе в комнатных и особенно в природных условиях, то такую коррозию часто называют атмосферной. В промышленном производстве металлы нередко нагреваются до высоких температур и в таких условиях химическая коррозия ускоряется. Многие знают, что при прокатке раскаленных кусков металла образуется окалина. Это типичный продукт химической коррозии. Окалина получается и при простой разливке на воздухе расплавленного металла в изложницы.

Установлено, что коррозии железа способствует наличие в нем серы. Современных людей поражает устойчивость к коррозии некоторых античных предметов, изготовленных из железа. Одной из причин этого является низкое содержание в нем серы. Обычно в железо она попадает из каменного угля при доменной выплавке из руд. В далеком прошлом для этой цели использовался не каменный, а древесный уголь, который практически не содержит серы. Сера в железе обычно содержится в виде сульфидов FeS и др. В процессе коррозии сульфиды железа разлагаются с выделением сероводорода H₂S, который является катализатором коррозии железа.

Особенно разнообразные процессы химической коррозии встречаются в различных химических производствах. В атмосфере водорода, метана и других углеводородов, оксида углерода (II), сероводорода, хлора, в среде кислот, щелочей, солей, а также в расплавах солей и других веществ протекают специфические реакции с вовлечением материала аппаратов и агрегатов, в которых осуществляется химический процесс. Задача специалистов при конструировании реактора - подобрать металл или сплав, который был бы наиболее устойчив к компонентам химического процесса.

Строго отделить химическую коррозию от электрохимической трудно, а иногда и невозможно. Дело в том, что электрохимическая коррозия часто связана с наличием в металле случайных примесей или специально введенных легирующих добавок.

Многие неопытные химики в разное время были озадачены тем, что иногда реакция

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

описанная во всех учебниках, не идет. Более опытные химики знают, что в такой ситуации в раствор нужно добавить немного сульфата меди (П) (медного купороса). В этом случае на поверхности цинка выделится медь

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu

и водород начнет бурно выделяться. При объяснении данного явления в 1830 г. швейцарским химиком А. де-ля Ривом была создана первая электрохимическая теория коррозии.

Вскоре после открытия итальянцем Л. Гальвани электрохимического явления его соотечественник А. Вольта сконструировал (1800) источник электрического тока (гальванический элемент), что открыло человечеству эру электричества. В одном из вариантов источник состоял из чередующихся медных и цинковых дисков, разделенных пористым материалом, пропитанным раствором соли (вольтов столб). В зависимости от числа дисков получается ток различной силы. При осаждении на поверхности цинка металлической меди получается коротко-замкнутый элемент. В нем цинк является анодом, а медь - катодом. Поскольку медь находится в контакте с цинком и оба эти металла окружены раствором электролита, гальванический элемент оказывается «включенным». Цинк в виде иона Zn²⁺ переходит в раствор серной кислоты, а оставшиеся от каждого атома два электрона перетекают на более электроположительный металл - медь:

Zn = Zn²⁺ + 2e-

медному катоду подходят ионы водорода, принимают электроны и превращаются в атомы водорода, а затем и в молекулы водорода:

Н⁺ + е(Сu) = Н; 2Н = H₂

Таким образом, потоки движения ионов разделены и при избытке кислоты процесс протекает до тех пор, пока не растворится весь цинк.

Сущность первой электрохимической теории состояла в том, что примеси в металлах создают микрогальванические элементы, в которых происходит перетекание электронов от анодных участков к катодным. Поскольку катодный и анодный процессы разделены на поверхности, то разделены и противоположные потоки ионов, атомов и молекул.

Разделенные потоки не мешают друг другу и по этой причине процесс коррозии протекает быстрее, чем в случае отсутствия микрогальванических элементов. Конечно, в настоящее время теории электрохимической коррозии выглядят гораздо более совершенными. Они основаны на многочисленных экспериментальных фактах и выражены в математической форме. Здесь мы не имеем возможности углубляться в детали.

Коррозия металлов наносит большой экономический вред. Человечество несет огромные материальные потери в результате коррозии трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, морских конструкций и технологического оборудования. Коррозия приводит к уменьшению надежности работы оборудования: аппаратов высокого давления, паровых котлов, металлических контейнеров для токсичных и радиоактивных веществ, лопастей и роторов турбин, деталей самолетов и т.д. С учетом возможной коррозии приходится завышать прочность этих изделий, а значит, увеличивать расход металла, что приводит к дополнительным экономическим затратам. Коррозия приводит к простоям производства из-за замены вышедшего из строя оборудования, к потерям сырья и продукции (утечка нефти, газов, воды), к энергетическим затратам для преодоления дополнительных сопротивлений, вызванных уменьшением проходных сечений трубопроводов из-за отложения ржавчины и других продуктов коррозии. Коррозия также приводит к загрязнению продукции, а значит, и к снижению ее качества. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, исчисляются миллиардами рублей в год. Специалисты подсчитали, что в развитых капиталистических странах стоимость потерь, связанных с коррозией, составляет 3...4% валового национального дохода.

За долгий период интенсивной работы металлургической промышленности выплавлено огромное количество металла и переведено в изделия. Этот металл постоянно корродирует. Сложилась такая ситуация, что потери металла от коррозии в мире уже составляют около 30% от его годового производства. Считается, что 10% прокорродировавшего металла теряется (в основном в виде ржавчины) безвозвратно. Возможно, в будущем установится баланс, при котором от коррозии будет теряться примерно столько же металла, сколько его будет выплавляться вновь. Из всего сказанного следует, что важнейшей проблемой является изыскание новых и совершенствование старых способов защиты от коррозии.

Задание 8

K₃[Fe(CN)₆] гессацианоферрат(III) калия, желтая кровяная соль

Центральный атом Fe³⁺

К.Ч. = 6

Лиганды CN

Внешняя сфера K



I. K₃[Fe(CN)₆]-3 K⁺ +[Fe(CN)₆]^3-

II. [Fe(CN)₆]^3--Fe³⁺ +6CN^-

Na[Al(OH)₄] тетрагидроксоалюминат натрия

Центральный атом Al³⁺

К.Ч. = 4

Лиганды OH^-

Внешняя сфера Na

I. Na[Al(OH)₄]-Na⁺ +[ Al(OH)₄]^-

II. [ Al(OH)₄]^--Al³⁺ +4OH^-

=3,125*10^-32

Задание 9

Явления синерезиса и тиксотропии в дисперсных системах. Наблюдаются ли эти явления в потребительских товарах? Обосновать с позиции механизма этих явлений.

Коагуляционные структуры (гели) способны постепенно упрочняться во времени; они сжимаются, выделяя часть жидкости, заключенной в сетке или каркасе. Это явление называется синерезисом. Причина синерезиса заключается в том, что в результате теплового движения происходит перегруппировка частиц в пространстве. При этом увеличивается число и прочность контактов между частицами, что неизбежно ведет к сжатию геля и вытеснению из него дисперсионной среды. Синерезису способствуют все факторы, вызывающие коагуляцию (добавление электролита, изменение температуры и др.).

Системы с коагуляционной структурой, из которых высушиванием удалена жидкость, способны поглощать эту жидкость вновь. При соприкосновении с жидкостью элементы структуры сухого геля раздвигаются и образовавшиеся промежутки снова заполняются дисперсионной средой. Это явление называется набуханием. Набухание приводит к резкому снижению прочности структуры и к возрастанию пластических и эластических свойств данного тела.

Многие гели и студни под влиянием механических воздействий при перемешивании, встряхивании и т.д., способны разжижаться и переходить в золи и растворы полимеров, а затем, при хранении в покое, вновь застудневать. Способность структур самопроизвольно восстанавливаться во времени после их разрушения в результате механического воздействия называется тиксотропией.

Тиксотропию можно рассматривать как обратимый изотермический

процесс

гель - золь;

студень -раствор.

Явление тиксотропии объясняется тем, что нарушенные связи со временем восстанавливаются в результате случайных удачных соударений частиц, находящихся в броуновском движений.

Задание 10

1. Указать положение неметалла (А) в периодической системе Д.И. Менделеева. Отметить его природные соединения и описать физические и химические свойства. Назвать состав и области применения наиболее важных соединений указанного неметалла.

2. Реакции взаимодействия указанного металла с реагентами (В).

3. Описать способы получения металла и отметить области его применения.

4. Составить уравнения реакций получения гидроксида (Г) и описать его химические свойства.

Хлор Цинк хлор, соляная кислота, сульфаты алюминия и кадмия, Гидроксид свинца (II)

Решение:

а) Хлор

Хлор (от греч. члщсьт -- «зелёный») -- элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации -- элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор при нормальных условиях - ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, ?1	3s2 3p5	NaCl, NaClO
III	+3	3s2 3p4 3d1	NaClO2
V	+5	3s2 3p3 3d2	KClO3
VII	+7	3s1 3p3 3d3	KClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na + Cl2 > 2NaCl

2Sb + 3Cl2 > 2SbCl3

2Fe + 3Cl2 > 2FeCl3

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3% водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C:

Cl2 + H2 > 2HCl

5Cl2 + 2P > 2PCl5

2S + Cl2 > S2Cl2

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl2 + 3F2 (изб.) > 2ClF3

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr > Br2 + 2HCl

Cl2 + 2NaI > I2 + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2 + CO > COCl2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2 + H2O > HCl + HClO

3Cl2 + 6NaOH > 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2 + Ca(OH)2 > CaCl(OCl) + H2O

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

4NH3 + 3Cl2 > NCl3 + 3NH4Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl2 + H2S > 2HCl + S

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 > C2H5Cl + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH2=CH2 + Cl2 > Cl-CH2-CH2-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):

C6H6 + Cl2 > C6H5Cl + HCl

б) Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал ?0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:



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

так и щелочами:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О,

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2^,

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2^

и растворами щелочей:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2^,

Задание 11



Задание 12

Pb ² , Fe ³ , SO₄ ²

Первая аналитическая группа анионов SO₄ ^2-

Хлорид бария ВаСl2 в нейтральном или слабощелочном растворе Соли бария практически нерастворимы в воде

Н ₃РО ₄ 47, 163, 1,1100

Решение:

Моляльная концентрация (моляльность) выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1000 г растворителя.

,

где:

н -- количество растворённого вещества, моль;

m₂ -- масса растворителя, кг.

Массовая доля -- отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

m₁ -- масса растворённого вещества, г;

m -- общая масса раствора, г.

Массовое процентное содержание компонента, m%

Дано:

m_H3PO4 = 47 г.1) % = m_в-ва/ m_р-ра * 100% = 47/ (163+47)8*100% =

m_H2O = 163г = 22,38%

_р-ра = 1,1100 г/мл2) С = m/M*V

V = _р-ра/m_р-ра

Решение:

% С - ? Сm - C = 47/ 98* (1,1100/(163+47) *10^-3 = 0,09 (моль/ л)

Сэкв - Т - ?3) C_m = (m/M)/ m_H2O = (47/98)/163*10^-3 = 2,94*10^-6 (Ммоль/ л)

4) С_экв = m/(M/3)/( _р-ра/m_р-ра) = 47/32.7/(1,1100/(163+47) *10^-3 = 0,246

(моль -экв/л)

5) Т = m/1000*(1,1100/(163+47) = 47/1000*210 = 2.23*10^-4 (г/мл)

0,6300 г образца, содержащего медь, растворили и получили раствор, на титрование которого методом иодометрии затрачено 15,20 мл раствора тиосульфата натрия с титром по меди 0,0065 г/мл. Вычислите массу и массовую долю меди в образце.

Решение:

Vр-ра*Т =mCu

mCu = 15,2*0,0065 = 0,0988 (г)

% = (mCu/ mобразца)*100% = 15,68%

Задание 13

Опишите способы получения алкенов и дайте характеристику их химических свойств. Алкены отличаются от алканов наличием в молекулах одной двойной связи, которая обуславливает особенности химических свойств алкенов, способов их получения и применения.



Изучение нового материала

1. Способы получения алкенов

Составить уравнения реакций, подтверждающих способы получения алкенов - крекинг алканов

C8H18 --> C4H8 + C4H10; (термический крекинг при 400-700^oС)октан бутен бутан- дегидрирование алканов C4H10 --> C4H8 + H2; (t, Ni) бутан бутен водород- дегидрогалогенирование галогеналканов

C4H9Cl + KOH --> C4H8 + KCl + H2O;хлорбутан гидроксид бутен хлорид вода калия калия - дегидрогалогенирование дигалогеналканов

- дегидратация спиртов С2Н5ОН --> С2Н4 + Н2О (при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты)Запомните! При реакиях дегидрирования, дегидратации, дегидрогалогенирования и дегалогенирования нужно помнить, что водород преимущественно отрывается от менее гидрогенизированных атомов углерода (правило Зайцева, 1875 г.)

2. Химические свойства алкенов

Характер углерод - углеродной связи определяет тип химических реакций, в которые вступают органические вещества. Наличие в молекулах этиленовых углеводородов двойной углерод - углеродной связи обуславливает следующие особенности этих соединений:- наличие двойной связи позволяет отнести алкены к ненасыщенным соединениям. Превращение их в насыщенные возможно только в результате реакций присоединения, что является основной чертой химического поведения олефинов;- двойная связь представляет собой значительную концентрацию электронной плотности, поэтому реакции присоединения носят электрофильный характер;- двойная связь состоит из одной - и одной -связи, которая достаточно легко поляризуется.

Уравнения реакций, характеризующих химические свойства алкенов

а) Реакции присоединения

Запомните! Реакции замещения свойственны алканам и высшим циклоалканам, имеющим только одинарные связи, реакции присоединения - алкенам, диенам и алкинам, имеющим двойные и тройные связи.

Запомни! Возможны следующие механизмы разрыва -связи:

а) если алкены и реагент - неполярные соединения, то -связь разрывается с образованием свободного радикала:

H2C = CH2 + H : H --> [H2C· - CH2·] + [H·] + [H·]

б) если алкен и реагент - полярные соединения, то разрыв -связи приводит к образование ионов:

в) при соединении по месту разрыва -связи реагентов, содержащих в составе молекулы атомы водорода, водород всегда присоединяется к более гидрированному атому углерода (правило Морковникова, 1869 г.).

- реакция полимеризации nCH2 = CH2 --> n - CH2 - CH2 -- > (- CH2 - CH2 -)n этен полиэтилен

б) реакция окисления

Лабораторный опыт

Получить этилен и изучить его свойства (инструкция на столах учащихся)

Инструкция по получению этилена и опытов с ним

1. Поместите в пробирку 2 мл концентрированной серной кислоты, 1 мл спирта и небольшое количество песка.2. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и нагрейте в пламени спиртовки.3. Выделяющийся газ пропустите через раствор с перманганатом калия. Обратите внимание на изменение цвета раствора.4. Подожгите газ у конца газоотводной трубки. Обратите внимание на цвет пламени.

- алкены горят светящимся пламенем. (Почему?)

C2H4 + 3O2 --> 2CO2 + 2H2O

(при полном окислении продуктами реакции являются углекислый газ и вода)

Качественная реакция: «мягкое окисление (в водном растворе)»

- алкены обесцвечивают раствор перманганата калия (реакция Вагнера)

При более жёстких условиях в кислой среде продуктами реакции могут быть карбоновые кислоты, например (в присутствии кислот):

CH3- CH = CH2 + 4 [O] --> CH3COOH + HCOOH

- каталичесикое окисление

Запомните главное!

1. Непредельные углеводороды активно вступают в реакции присоединения

2. Реакционная активность алкенов связана с тем, что - связь под действием реагентов легко разрывается

3. В результате присоединения происходит переход атомов углерода из sp2 - в sp3- гибридное состояние. Продукт реакции имеет предельный характер

4. При нагревании этилена, пропилена и других алкенов под давление или в присутствии катализатора их отдельные молекулы соединяются в длинные цепочки - полимеры. Полимеры (полиэтилен, полипропилен) имеют большое практическое значение.

Задание 14

Как можно получить 2-хлорпропан? Напишите уравнения реакций взаимодействия его с: а) цианидом калия, б) аммиаком, в) металлическим натрием (реакция Вюрца), г) спиртовым раствором KOH. Назовите продукты реакций.

CH2=CH-CH3 --HCl-> CH3-CHCl-CH3CH?C-CH3 --HCl-> CH2=CCl-

CH3 --H2/Kt-> CH3-CHCl-CH3

а) CH3-CHCl-CH3 +KCN = CH3-CHCN-CH3 +KCl

б) CH3-CHCl-CH3+NH3 = CH3-CHNH₂-CH3 +HCl

в) CH3-CHCl-CH3 +2Na + CH3-CHCl-CH3 = (CH3)₂-CH=CH-(CH3)₂

г) CH3-CHCl-CH3 +KOH (спирт) = CH3-CHOH-CH3 +KCl

Задание 15

Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

С₂Н₆> С₂Н₅Сl> С₂Н₄ > НО - СН₂ - СН₂ - ОН;

С₂Н₆+Cl₂> С₂Н₅Сl

С₂Н₅Сl +KOH = С₂Н₄+KCl +H₂O

С₂Н₄ + 2КМnО₄ + 4Н₂О=С₂Н₄(ОН)₂ + 2МnО₂ + 2КОН

Напишите схемы реакций получения из соответствующих оксикислот следующих производных: а) сегнетовой соли; б) хлорангидрида; ангидрида и метилового эфира молочной кислоты. В каких продуктах и товарах встречаются молочная кислота и ее производные?

NaKC₄H₄O₆

2NaKС₄Н₄О₆ + 2Н₂SO₄ = 2H₂С₄Н₄О₆ + Na₂SO₄+K₂SO₄



Молочная кислота (ас. lactique, lactic ас., Milchsдure, хим.), иначе б-оксипропионовая или этилиден молочная кислота -- С3Н6О3 = СН3--СН(ОН)--СООН (ср. Гидракриловая кислота); известны три кислоты, отвечающие этой формуле, а именно: оптически недеятельная (М. кислота брожения),соответствующая виноградной кислоте (см. Винная кислота), и две оптически деятельные: правая М. кислота и левая М. кислота. Недеятельная М. кислота открыта в 1780 г. в прокисшем молоке Шееле и названа им ас. lactis s. galacticum; по свойствам Шееле счел М. кислоту близкой к уксусной кислоте; в 1806 г. Берцелиус получил кристаллическую цинковую соль М. кислоты и признал ее (кислоту) за самостоятельную; состав М. кислоты и ее солей установлен анализами Либиха и Митчерлиха в 1832 г. и Пелуза с Гей-Люссаком в 1833 г. М. кислота найдена в опиуме (Смит). Она образуется при молочном брожении (см. Масляные кислоты) молочного и тростникового сахара, глюкозы, рамнозы (Фреми, Бутрон, Бенш, Тэт) под влиянием Penicillium glaucum (Пастер) и, может быть, еще специальной бактерии (В. acidi lactici, Блондо); при окислении кислородом воздуха в присутствии платиновой черни пропиленгликоля -- CH3--СН(ОН)--СН2(ОН) (Вюрц, см.); из б-хлоро(бромо)пропионовой кислоты при нагревании с окисью серебра (Вюрц, Фридель, Машука); при действии азотистой кислоты на б-аланин (см.; Штрекер):

CH3--CH(NH2)--COOH + HNO2 = CH3--CH(OH)--COOH + H2O +

+ N2;

при нагревании декстрозы (левулозы, М. сахара) со щелочами (Гоппе-Зейлер, Шютценбергер, Ненцкий и Зибер, Сорокин и др.; этим объясняется всегдашнее присутствие М. кислоты в патоке) и т.д.; синтетически недеятельная М. кислота получается из ацетона и синильной кислоты при омылении первоначально образующегося нитрила соляной кисл.:



СН3--СНО + HCN = CH3--CH(OH)--CN

CH3CH(OH)--CN + 2Н2О + HCl = CH3--СН(ОН)--СООН + NH4Cl

(Вислиценус, Симпсон и Готье). Для получения (лабораторного) М. кислоты удобнее всего реакция щелочей на тростниковый сахар; берут раствор 500 гр. этого последнего в 200 гр. воды, прибавляют к нему 10 кб. стм. серной кислоты (3 ч. H2SO4 и 4 ч. H2O) и нагревают (см. Инверсия) 3 часа при 50°С. К инвертированному и охлажденному раствору прибавляют, взбалтывая, понемногу (не более 50 кб. стм. за раз) 400 кб. стм. раствора едкого натра (1 ч. NaHO и 1 ч. Н2О), нагревают до 60°-70°С. Когда раствор перестает давать (на кипящей водяной бане) осадок с Феллинговой жидкостью (см.), то его охлаждают, нейтрализуют употребленный для реакции едкий натр вполне разбавленной серной кислотой и, прибавив кристаллик глауберовой соли (для уничтожения пересыщения), оставляют стоять 12--24 часа; к отфильтрованной жидкости прибавляют при взбалтывании 93% спирт, пока он не перестанет осаждать Na2SO4, фильтруют, половину фильтрата насыщают углекислым цинком (при нагревании на водяной бане), доводят до кипения и фильтрат сливают с оставшеюся половиной. При охлаждении выделяется кристаллическая цинковая соль, которую освобождают от маточного раствора промыванием водою и разлагают сероводородом (осаждается ZnS).

Для технического применения М. кислоту получают, по-видимому, брожением. Чистая М. кислота очень гигроскопична и потому обыкновенно представляет сиропообразную жидкость, не застывающую при --24°С., уд. в. 1,2485 при 15°/4° (Менделеев); в недавнее время Крафт показал, что при очень большом разрежении (0,5--1 мм) М. кислота может перегоняться без разложения; очищенная перегонкой М. кислота кристаллизуется при охлаждении и плавится при +18°С. С водою и спиртом М. кислота смешивается во всех отношениях, в эфире растворима очень мало.

Водный раствор уд. в. 1,21--1,22, отвечающий содержанию около 80% М. кислоты, употребляется в медицине. Из солей М. кислоты наиболее характерна цинковая -- (С3Н5О3)2 Zn + 3H2O, кристаллизующаяся в виде микроскопических ромбических призм; она может быть получена, кроме приведенного выше способа, еще сливанием растворов равных частей цинковых солей правой и левой М. кислот состава (С3Н5О3)2Zn + 2H2O (см. ниже;

Шардингер, Перди и Уокер), и двойная цинково-аммиачная -- (С3Н5О3)2Zn + С3Н5О3NH4 + 3Н2О, могущая тоже быть полученной сливанием соответственных солей правой и левой М. кислот (соль недеятельной М. кислоты, как менее растворимая, при этом выпадает в кристаллическом виде из раствора) и растворы которой обратно -- под влиянием кристалликов солей правой и левой М. кислот -- выкристаллизовывают эти соли раздельно (Пёрди); цинково-аммиачная соль недеятельной М. кислоты на воздухе расплывается, отчасти превращаясь в основную соль (Пёрди). При нагревании до 130° с разбавленной серной кислотой М. кислота распадается на альдегид имуравьиную кислоту (реакция характерная для б-оксикислот):

CH3--CH(OH)--COOH = C2H4O + CH3O2,

чем и объясняется, что при окислении хромовой смесью М. кислота дает уксусную кислоту и углекислоту (Доссиес, Чапман и Смит):

CH3--CH(OH)--COOH + O2 = СН3--СООН + СО2 + Н2О,

с перекисью свинца (марганца) и серной кислотой -- альдегид и углекислоту (Либих):

СН3--СН(ОН) --СООН + О = СН3--СНО + СО2 + Н2О



и с азотной кислотой -- углекислоту и щавелевую кислоту:

СН3--СН(ОН)--COOH + 5O = С2Н2O4 + CO2 + 2H2O

(альдегид под влиянием азотной кислоты дает [Дебус, Любавин] глиоксаль и щавелевую кислоту:

СН3--СНО + О2 = СНО--СНО + Н2О)

При осторожном окислении марганцово-калиевой солью эфиров М. кислоты (Аристов и Демьянов) М. кислота дает пировиноградную кислоту:

CH3--СН(ОН)--СООН + О = СН3--СО--СООН

При электролизе калиевой соли образуются: альдегид (Кольбе), алдоль (см. Гидрат углерода) икротоновый альдегид (Миллер и Гофер). О других реакциях М. кислоты см. ниже (строение М. кисл.). Правая М. кислота [мета-М. кислота Либиха или пара - [Как известно, паравинной кисл. (см. Винная кислота) названа Берцелиусом виноградная кислота, а потому название пара-М. кислоты законным образом должно принадлежать недеятельной М. кислоте брожения, а не правой М. кислоте (Бишоф и Вальдек)]

М. кислота Гейнца -- Fleischmilchsдure, Sarcolactic ас.) всегда присутствует в мускульной жидкости животных (Либих); она найдена, затем, в селезенке и лимфатических железах (Гиршфельдер), в небольшом количестве в крови человека и животных после смерти (Сальмон, Берлинерблау, Высокович), в желчи свиней (Штрекер) и в некоторых случаях: при фосфорном отравлении (Шультцен), после усиленного марша (Коласанти) и в моче человека. Правая М. кислота образуется из оптически деятельнойб-амидопропионовой кислоты, находящейся в моче, при действии азотистой кислоты:

CH3--CHNH2--COOH + NHO2 = СН3--CH(OH)СООН + Н2О + N2;

наряду с недеятельной М. кислотой, в некоторых случаях, как продукт брожения гексоз (Мали), причем образование ее обусловливается жизнедеятельностью грибка micrococcus acidi paralactici (Ненцкий и Зибер); из недеятельной М. кислоты под влиянием Penicillium glaucum? (Левкович, Линосье) или из кальциевой соли недеятельной М. кислоты при брожении под влиянием бактерий (Франкланд и Макгрегор); кристаллизацией недеятельного М. кислого стрихнина (левая соль труднее растворима; Пёрди и Уокер) и, наконец, из двойной цинково-аммиачной соли недеятельной М. кислоты (см. выше). Для получения правой М. кислоты мелко изрубленное мясо извлекают холодной водой, к вытяжке приливают баритовой воды, свертывают белки кипячением, отфильтрованную жидкость сгущают, разлагают бариевую соль серной кислотой и взбалтывают с эфиром; остаток после выпаривания эфира представляет правую М. кислоту. По физическим свойствам очень близка к недеятельной М. кислоте (темп. плавления неизвестна), за исключением отношения к поляризованному свету, а именно (б)D = +3,46° (Вислиценус), при долговременном стоянии при обыкновенной температуре правая М. кислота дает левовращающий ангидрид (Вислиценус), для которого (б)D = приблизительно --86°; при нагревании до 150° Ц. правая М. кислота (и левая тоже) превращается в лактид -- (C3H4O2)2недеятельной М. кислоты (см.; Штреккер, Вислиценус); лактид образуется и при перегонке натриевой соли б-бромопропионовой кислоты 2C3H4BrO2Na -- 2NaBr = (C3H4O2)2 (Бишоф и Вальден) или при перегонке под обыкновенным давлением недеятельной М. кислоты (Гей-Люссак, Пелуз, Энгельгардт) и представляет собой одноклиномерные таблички, плавится при 124,5° (Вислиценус) и кип. при 12 мм давления при +134° -- 135° Ц. (Аншютц) и при +255° при атмосферном давлении (Анри). Лактид растворим в воде, и при долговременном стоянии в растворе образуется недеятельная М. кислота. При нагревании до 180° Ц. с уксусной кислотой правая М. кислота образует кристаллическую ацетилмолочную (недеятельную) кислоту, плавящуюся при 166°-167° Ц., состава СН3--СН(OCO--CH3)--СООН (Зигфрид). Соли правой М. кислоты вращают в водных растворах плоскость поляризации влево и отличаются от солей недеятельной кисл. другим содержанием кристаллизационной воды (напр. состав цинковой соли -- (С3Н5O3)2Zn + 2H2O) оксид медь этиловый белок крахмал краситель

Но было гораздо раньше известно и рассматривалось как замещение водорода остатком воды, а не перекисью водорода; последнее представляло собой недоказанную гипотезу; неполучение альдегидов гликолей не могло иметь какого-нибудь значения, когда неизвестно альдегида метилового спирта (см. Оксиметилен); в пользу двухосновности же М. кислоты говорят как некоторые соли М. кислоты, описанные Энгельгардтом с Мадреллем (медная) и Брюнингом (оловянная) [Очень возможно, что строение оловянной соли выражается формулой Шорлемер. Ср. Рвотный камень],

(содержащие два эквивалента металла в частице, а также и образование при действии этилата натрия на хлорангидрид С3Н4OCl2 (С = 12, О = 16) двуэтильного эфира [Этот эфир получен одновременно Бутлеровым синтетически при действии йодоформа на этилат натрия, вместе с ним образуется акриловая кисл. Реакция еще не достаточно разъяснена.] C3H4O-O2-(C2H5)2 и при действии на эфир хлорпропионовой кислоты масляно-калиевой соли лактобутиринового(масляно-молочного) эфира:

Вместе с тем Вюрц предложил различать основность и атомность соединений; так, следующие соединения двухатомны: