3 Likeiou

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Χημεία Γ λυκείου θετικής κατεύθυνσης

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός 1ο κεφάλαιο : ΑΤΟΜΟ – ΠΕΡΙΟ∆ΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ – Lewis Η ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία αποτελείται από μεγάλο αριθμό φωτονίων, το καθένα από τα οποία έχει ενέργεια Ε = hf Η ενέργεια της ακτινοβολίας είναι κβαντισμένη η

1 ΣΥΝΘΗΚΗ Bohr (ΜΗΧΑΝΙΚΗ) 1. το ηλεκτρόνιο κινείται σε κυκλικές τροχιές (επιτρεπόμενες) 2. Κβαντισμένες τροχιές ( Ε τροχιάς, καθορισμένο r) 3. En = - 2.18∙∙10-18 / n2 J n = 1.2.3…. και καθορίζει την τροχιά δηλ αν είναι η K, L, M, … Q 2η ΣΥΝΘΗΚΗ ( ΟΠΤΙΚΗ) Το e εκπέμπει ακτινοβολία όταν μεταπηδά από τροχιά υψηλής ενέργειας σε τροχιά χαμηλότερης ενέργειας. (αποδιέγερση ) , ΔΕ < 0 και ισχύει ΔΕ = Εi– Ef Το e απορροφά (διέγερση), ΔΕ > 0 για να μετακινηθεί από τροχιά χαμηλής ενέργειας σε τροχιά υψηλότερης και ισχύει ΔΕ = Εf – Ei ΔΕ = hf ΔΕ = |Εf – Ei | ΔΕ = hf = hC/λ όπου C = ταχύτητα φωτός

Ενέργεια ιοντισμού είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την πλήρη απομάκρυνση του e- από το ελεύθερο άτομο του στοιχείου, το οποίο βρίσκεται στην θεμελιώδη κατάσταση και στην αέρια φάση.

Eιοντισμού = Ε∞ – Ε1 = 0 – ( - 2,18*10-18 ) = 2,18∙10-18 J Ειον = - Ε1

ΑΡΧΗ ΑΒΕΒΑΙΟΤΗΤΑΣ Heisenberg Αδύνατον να προσδιορίσω ταυτόχρονα και με ακρίβεια την θέση χ και την ορμή mυ ενός μικρού σωματιδίου όπως το e. h ΔχΔp ≥ 4π

Ο De Broglie θεωρεί ότι έτσι συμπεριφέρεται και το e και γενικά κάθε σωματίδιο με μικρή μάζα Ισχύει λ = h / mυ = h / p

Ο κυματικός χαρακτήρας απαιτεί !!! i. Μικρή μάζα ii. Μεγάλη ταχύτητα

Schrodinger (μόνο για υδρογονοειδή ) Περιγράφει την σωματιδιακή και κυματική φύση του e και λύση της εξίσωσης αυτής δίνει I. Πιθανότητα εύρεσης του e σε ορισμένη περιοχή του χώρου γύρω από τον πυρήνα (Ψn2 ) ( μεγάλη φυσική σημασία ) II. Πιθανή θέση του e (Ψn)

ΑΤΟΜΙΚΟ ΤΡΟΧΙΑΚΟ Η λύση της κυματοσυνάρτησης Ψn, της, Ψn = (x,y,z)είναι η πιθανή θέση στην οποία μπορεί να βρεθεί το ηλεκτρόνιο.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

I. II. III. IV. V.

ΚΒΑΝΤΙΚΟΙ ΑΡΙΘΜΟΙ ( n, l, ml , ms ) Κάθε τριάδα αντιστοιχεί σε μια λύση της Schrodinger δηλ σε 1 καθορισμένο τροχιακό του ατόμου n : κύριος κβαντικός αριθμός ( μέγεθος ) n = 1,2,.. l : δευτερεύων / αζιμουθιακός (σχήμα ) l = 0, …, n-1 ml : μαγνητικός (προσανατολισμός ) ml = -l ,…,l ms : κβαντικός αριθμός του spin ±1/2 (δεν προκύπτει από τη λύση της Schrodingerκαι για αυτό δεν συμμετέχει στο καθορισμό του τροχιακού

ΣΥΓΚΡΙΣΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑΣ ΥΠΟΣΤΙΒΑΔΩΝ 1) Η ενέργεια εξαρτάται από το άθροισμα n+l 2) Υποστιβάδα με μικρό n + Ι έχει χαμηλότερη ενέργεια 3) Αν το n+l είναι το ίδιο, τότε η υποστιβάδα με μικρότερο n έχει την χαμηλότερη ενέργεια

ΕΚΦYΛΙΣΜΕΝΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ Τροχικά μιας στιβάδας με ίδιο n και ίδια Ε Πχ1 στο άτομο του υδρογόνου s = p = d = f Πχ2 γενικά τα 2px = 2py =2pz

ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΔΟΜΗΣΗ 1. Αρχή της ελάχιστης ενέργειας 2. Αρχή Pauli 3. Κανόνας του Hund

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός 1. ΑΡΧΗ ΤΗΣ ΕΛΑΧΙΣΤΗΣ ΕΝΕΡΓΕΙΑΣ Tα e καταλαμβάνουν πρώτα τα τροχιακά με την μικρότερη ενέργεια

2. ΑΡΧΗ ΤΟΥ Pauli Σε κάθε άτομο αδύνατον να υπάρχουν 2 e με ίδια τετράδα κβαντικών αριθμών ( n,l,ml,ms ) όμως είναι δυνατόν να υπάρχουν τροχιακά με ίδια τριάδα αριθμών ( n,l,ml ) άρα πρέπει ms = +/- ½ δηλ ( n,l,ml, ½ ) ( n,l,ml,- ½ )

3. ΚΑΝΟΝΑΣ Ηund Τα e κατανέμονται στα τροχιακά υποστιβάδας (τροχιακά ίδιας ενέργειας )με τρόπο ώστε να προκύπτει το max άθροισμα ms δηλ τα e τοποθετούνται σε κάθε τροχιακό παράλληλα και μετά σχηματίζουν ζεύγη e . Το max άθροισμα ms αντιστοιχεί σε χαμηλή Ε δηλ σε σταθερή κατάσταση

1.

Ε 4s < E 3d γι’ αυτό η 4s συμπληρώνεται πρώτη και ακολουθεί 3d. Όταν όμως η 4s συμπληρωθεί 4s2, τότε αποκτά περισσότερη Ε και γι’ αυτό πρέπει να την γράφω τελευταία !

2 2 6 2 6 2 6 22 Χ 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Θα γράφω 1s22s22p63s23p63d64s2

2. d5 & d10 έχουν μεγαλύτερη σταθερότητα 2 2 6 2 6 4 2 24 Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Θα γράφω 1s22s22p63s23p63d54s1

ΘΕΜΕΛΙΩΔΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΑΤΟΜΟΥ Τα e τοποθετημένα στις υποστιβάδες με τη χαμηλότερη δυνατή ενέργεια. Σε αυτή την κατάσταση το άτομο έχει την ελάχιστη ενέργεια άρα την μέγιστη σταθερότητα.

ΔΙΕΓΕΡΜΕΝΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΑΤΟΜΟΥ Άτομο απορροφά Ε 1 ή περισσότερα e βρίσκονται σε τροχιακά υψηλότερης ενέργειας και υπάρχει ασυμπλήρωτο τροχιακό χαμηλής ενέργειας ( ασταθής κατάσταση

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Περιοδικός πίνακας ΝΟΜΟΣ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΤΗΤΑΣ Moseley 1. Οι ιδιότητες των χημικών στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση τους ατομικού τους αριθμού.

2. Η περιοδικότητα αυτή οφείλεται στην περιοδικότητα που εμφανίζει η ηλεκτρονιακή δομή της εξωτερικής στιβάδας των ατόμων.

Η περιοδικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων ΔΕΝ είναι σταθερή, γιατί ο αριθμός των στοιχείων που περιλαμβάνει κάθε περίοδος εξαρτάται από το είδος των υποστιβάδων κάθε περιόδου.

ΙΑ ή 1η ΑΛΚΑΛΙΑ ΙΙΑ ή 2η ΑΛΚΑΛΙΚΕΣ ΓΑΙΕΣ VIIA ή 17η ΑΛΟΓΟΝΑ VIIIA ή 18η ΕΥΓΕΝΗ ΑΕΡΙΑ

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός 1

1. κάθε περίοδος αρχίζει με αλκαλιμέταλλο ns και τελειώνει με ευγενές αέριο ns2np6 EKTOΣ από την 1η που έχει μόνο το Η και το Ηe 2. Το πρώτο στοιχείο μιας περιόδου έχει ένα επιπλέον e από το προηγούμενο ευγενές αέριο γι’ αυτό μπορώ να το γράψω ως [ευγενές αέριο]ns1 πχ 11 Να [Νe]3s1 αφού 10 Νe.

ΤΟΜΕΙΣ Π.Π. ΤΟΜΕΑΣ s 1. ΙΑ ( ns ) & ΙΙΑ (ns ) ομάδα 2.όλα τα μέταλλα ΕΚΤΟΣ του Η που είναι αμέταλλο 3.ηλεκτροθετικά (ιοντικό δεσμό) 1

ΤΟΜΕΑΣ p

ΤΟΜΕΑΣ d ΤΟΜΕΑΣ f

2

I.

II. III. IV. V. VI. VII.

ΟΜΟΙΟΤΗΤΕΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ ΜΕΤΑΠΤΩΣΗΣ Τα στοιχεία στα αριστερά μοιάζουν με τα στοιχεία του s τομέα και είναι περισσότερο δραστικά πχ το στοιχείο 3d44s2 (5η ομάδα) είναι πιο δραστικό από το 4d64s2 ( 8η ομάδα) Μεταλλικό χαρακτήρα Πολλούς αριθμούς οξείδωσης Παραμαγνητικά (ασύζευκτα e ,spin) Σχηματίζουν σύμπλοκα ιόντα γιατί έχουν κενά d τροχιακά Σχηματίζουν έγχρωμες ενώσεις Καταλύτες ( πχ Fe, Pt )

1.ΙΙΙΑ,IVA,VA,VIA,VIIA,VIIIA (ns2npx) 2.μεταλλα ,ημιμέταλλα, αμέταλλα 3.συνεισφέρουν e (ομοιοπολικός ) ή παίρνουν e ( ιοντικός ) 1. 3η – 12η ομάδα (δευτερεουσες) (n-1)dxns2 2.ΜΕΤΑΠΤΩΣΗΣ / ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΑ ΣΤΟΙΧΕΙΑ 1. 6περίοδο ( λανθανίδες) ( 4f x 6s 2 ) 2. 7η περίοδο ( ακτινίδες ) ( 5f x 7s2 ) 3. όλα ανήκουν στην ΙΙΙΒ ομάδα!!!!!!

ατομική ακτίνα r Ορίζεται ως : το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων 2 γειτονικών ατόμων του στοιχείου, όταν αυτό βρίσκεται σε στοιχειακή κατάσταση. παράγοντες που εξαρτάται η r ?

1. n κύριο κβαντικό αριθμό ( αύξηση n αύξηση r )( για άτομα που ανήκουν στην ίδια ομάδα) 2. Ζ ατομικός αριθμός στοιχείου ( δραστικό πυρηνικό φορτίο Ζ* ) (αύξηση Ζ μείωση r λόγω αύξηση της F πυρήνα – e) ( για άτομα που ανήκουν στην ίδια περίοδο )

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Τι λέγεται ενέργεια ιοντισμού Εi ?

H Ei1 ( πρώτη ενέργεια ιοντισμού ) είναι η ελάχιστη ενέργεια που απαιτείται για την πλήρη απομάκρυνση του πιο χαλαρά συγκρατούμενου e από το άτομο του στοιχείου που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση και αέρια φάση ! Σ (g) Σ (g)+ + e- , Ei1 = ΔΗ > 0 (μεταβολή ενθαλπίας) + +2 Εi2 Σ (g) Σ (g) + e Σ (g)+2 Σ (g)+3 + eΕi3 παράγοντες που εξαρτάται η Ει ?

1. R ατομική ακτίνα ( μεγάλη r μικρή Ει ) 2. Ζ* ( μεγάλο Ζ μεγάλη Εi )

Ηλεκτρονιακή θεωρία σθένους ( Lewis ) e σθένους είναι τα e της εξωτερικής στιβάδας καθορίζουν το είδος του χημικού δεσμού κατά τον σχηματισμό των χημικών δεσμών τα άτομα των στοιχείων τείνουν να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου ( κανόνας οκτάδας ) τα στοιχεία αν αποβάλλουν / προσλαμβάνουν e σχηματίζουν ιοντικό / ετεροπολικό δεσμό. Τα στοιχεία να συνεισφέρουν e αμοιβαία μεταξύ τους, σχηματίζουν ομοιοπολικό δεσμό. Όλα προσπαθούν να αποκτήσουν την δομή ευγενούς αερίου ns2np6 γιατί αυτή η δομή αντιστοιχεί στην χαμηλότερη ενέργεια δηλ σε σταθερότερη κατάσταση. Η θεωρία του Lewis είναι κυρίως για τις 3 πρώτες στιβάδες και συχνά δεν μπορεί να ερμηνεύσει τον χημικό δεσμό. Δεν λαμβάνονται υπόψη τα spin των e , έτσι ο αριθμός των μονήρων e δεν συμφωνεί με την e δομή των ατόμων.

O ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis δείχνει : Είδος και αριθμό των ατόμων των στοιχείων που αποτελούν το μόριο του στοιχείου ή της χημικής ένωσης. Κατανομή e σθένους μεταξύ των ατόμων που συμμετέχουν στο μόριο. ** * Η( *) Ο ( * * ) Η δηλ Η – Ο –Η ** Τα e του ομοιοπολικού δεσμού λέγονται ΔΕΣΜΙΚΑ ζεύγη e , τα υπόλοιπα που δεν συμμετέχουν στο δεσμό λέγονται ΑΔΕΣΜΙΚΑ ζεύγη e.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Ιοντικός δεσμός 1.Μεταφορά e από μέταλλο (ηλεκτροθετικό στοιχείο) σε αμέταλλο (ηλεκτραρνητικό στοιχείο ) 2.Πραγματοποιείται μεταξύ : Μετάλλου που ανήκει στην ΙΑ, ΙΙΑ, ΙΙΙΑ ομάδα του Π.Π. & αμέταλλο VA, VIA, VIIA .

1.

2.

3.

4. Πχ 5.

Ημιπολικός / δοτικός ομοιοπολικός Το κοινό ζεύγος e το προσφέρει το ένα από τα 2 άτομα που συνδέονται

Ομοιοπολικός δεσμός Αμοιβαία συνεισφορά e και σχηματισμός κοινού ζεύγους e ( δεσμικό ) Πραγματοποιείται μεταξύ αμετάλλων IVA, VA, VIA, VIIA και αυτών με Η (υδρογόνο) Δεσμός ηλεκτρομαγνητικής φύσης αφού τα e του κοινού ζεύγους έχουν αντίθετο spin και δημιουργούν γύρω τους μαγνητικά πεδία με αντίθετη φορά, τα οποία έλκονται. Πολικός ( όταν το κοινό ζεύγος eέλκεται περισσότερο από το ένα στοιχείο ) Ηδ+ – Οδ- – Ηδ+ το Ο πιο ηλεκτραρνητικό και έλκει κοντά τα e. Μη πολικός πχ Ο = Ο

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Lewis σε πολύπλοκα μόρια ομοιοπολικών ενώσεων ή πολυατομικών ατόμων ( ρίζες ) 1. Υπολογισμός ολικών e σθένους ΠΧ S έχει 6e σθένους και το Ο έχει 6e σθένους SO2 6 + 2*6 = 18 e SO4-2 6 + 4*6 + 2 = 32 2. Κεντρικό άτομο αυτό που στον Μ.Τ. έχει δείκτη 1 ή το λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο.

F > O > N, Cl > Br > S, C, I > P, H Πχ SO4-2 κεντρικό άτομο το S CH4O κεντρικό άτομο ο C 3. Τα Η πάντα περιφερειακά άτομα.

4. Αν η ένωση έχει Η, Ο συνήθως γράφεται ως Η – Ο – Α.

5. Αφαιρώ τα ΔΕΣΜΙΚΑ e από τα ολικά e 6. Τα υπόλοιπα e κατανέμονται ως ζεύγη e στα περιφερειακά για να συμπληρώσουν οκτάδα e στην στιβάδα σθένους και αν περισσέψει e τότε μπαίνει στο κεντρικό άτομο.

7. Αν το κεντρικό άτομο τελικά δεν συμπληρώσει 8αδα τότε μετατρέπω ΜΗ ΔΕΣΜΙΚΑ ΖΕΥΓΗ e σε ΔΕΣΜΙΚΑ και δημιουργώ διπλό / τριπλό δεσμό.

Lewis σε ιοντικές ενώσεις ( άλατα . οξείδια μετάλλων,υδροξείδια 1ης & 2ης ομάδας) 1. γράφουμε τον ηλεκτρονιακό τύπο του κάθε στοιχείου 2. δείχνουμε την μεταφορά e με βελάκι 3. γράφουμε τον τελικό ηλεκτρονιακό τύπο που προκύπτει μετά την μεταφορά ηλεκτρονίων , δηλ τους τύπους των ιόντων που προκύπτουν.

Lewis οργανικές ενώσεις όταν γνωρίζω τον συντακτικό τύπο της ένωσης, ουσιαστικά γνωρίζω και τους δεσμούς δηλ τα δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων, άρα αρκεί να τοποθετήσω τα μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Εξαιρέσεις από τον κανόνα της 8αδας!!!

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Χηµική ισορροπία – ηλεκτρολύτες – Ρυθµιστικά δ/τα – ογκοµέτρηση δ/τος Ηλεκτρολύτες Είναι ουσίες των οποίων τα υδατικά δ/τα επιτρέπουν την διέλευση του ηλεκτρικού ρεύµατος (έχουν ηλεκτρική αγωγιµότητα)

Οι ουσίες που διίστανται i. άλατα πχ Na2SO4 Na+ + SO4-2 ii. υδροξείδια αλκάλιων & αλκαλικών γαιων Ca(OH)2, Ba(OH)2 κλπ.

ΝαΟΗ, ΚΟΗ,

Οι ουσίες που ιοντίζονται i. Οξέα πχ HCl + H2O H3O+ + Clii. Μηχανισµός διάστασης Προσανατολισµός µορίων Η2Ο και έλξη των ιόντων του Εξασθένηση Fελκτικών µεταξύ ιόντων Αποµάκρυνση ιόντων από το πλέγµα Τα κατιόντα (Κ + ) και τα ανιόντα (Α - ) απελευθερώνονται στο δ/µα εφυδατωµένα Εµφανίζονται Fδίπολο – ιόντος

ΝΗ3, αµίνες RNH2 πχ ΝΗ3 + Η2Ο

Bronsted – Lowry : Πχ1 HCl + H2O H3O+ + ClΟξύ : δίνει πρωτόνια (πρωτονιοδότης) Πχ2 ΝΗ3 + Η2Ο ΝΗ4+ + ΟΗΒάση : παίρνει πρωτόνια ( πρωτονιοδέκτης)

ΝΗ4+ + ΟΗ-

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός ΗΑ Οξύ

+

Η

+

-

Συζυγές οξύ –βάση Β+ + Η+ βάση

+

Α ΒΗ συζυγής συζυγές Βάση οξύ Είναι δηλ το ζεύγος οξέος – βάσεως στο οποίο το οξύ διαφέρει από την βάση κατά ένα πρωτόνιο δηλ κατά ένα Η+. οξυ ΗΝΟ3 Η2S RCOOH NH4+ H3PO4 H2O HSO4- H3O+ -2 βαση ΝΟ3 HS RCOO NH3 H2PO4 OH- SO4-2 H2O

Αµφολύτες – αµφιπρωτικές ουσίες Ουσίες οι οποίες ανάλογα µε τις συνθήκες συµπεριφέρονται είτε ως οξέα είτε ως βάσεις δηλ όταν αντιδρούν µε βάσεις συµπεριφέρονται ως οξέα και το αντίθετο Πχ3 Η2Ο + Η2Ο Η3Ο+ + ΟΗΟξύ1 βάση2 οξύ2 βάση2

Ισχύς οξέος τάση για αποβολή p+ Ισχύς βάσης τάση για πρόσληψη p+ (ισχυρό οξύ – ασθενής συζυγής βάση)

Πρωτολυτικές αντιδράσεις Αντίδραση µεταξύ οξέος ΗΑ και βάσης Β κατά την οποία γίνεται µεταφορά πρωτονίων από το οξύ ΗΑ στην βάση Β και σχηµατίζεται συζυγής βάση Α- και συζυγές οξύ ΒΗ+ δηλ : Oι πρωτολυτικές αντιδράσεις είναι αµφίδροµες και η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς το ασθενέστερο οξύ/ βάση

Οξέα – βάσεις κατά Lewis a) Είναι γενικότερος ορισµός από αυτόν των Bronsted – Lowry b) Ως οξύ ορίζεται η ουσία που δέχεται ζεύγος ηλεκτρονίων και ως βάση αυτή που παρέχει ζεύγος e NH3 BF3 – NH3 Πχ BF3 + Οξύ βάση

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Βαθµός ιοντισµού Εκφράζει την απόδοση µιας αντίδρασης ιοντισµού του ηλεκτρολύτη στο νερό ( µεγάλο α µεγάλο ποσοστό οξέος / βάσεως έχει ιοντιστεί ) Υπολογίζεται από το κλάσµα: moles ιοντίζονται / moles αρχικά ∆ηλαδή α = n / no Επειδή πάντα n < no ισχύει 0 < α < 1 α = n/no α = (n/v) / ( no/vo) α =

x c

x ,C ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΕΙΣ

a) b) c) d) e)

παράγοντες που επηρεάζουν τον βαθµό ιοντισµού α φύση του ηλεκτρολύτη φύση του διαλύτη θερµοκρασία αρχική συγκέντρωση δ/τη επίδραση κοινού ιόντος Ε.Κ.Ι.

ΣΤΑΘΕΡΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΒΑΣΗΣ Κb ΣΤΑΘΕΡΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΟΞΕΟΣ Κα

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Σταθερά γινοµένου ιόντων νερού Κw

(Μ) Αρχικά Ιοντίζονται Παράγονται Τελικά (Κ.Ι.) Κα =

Νόµος αραίωσης Ostwald + Η2Ο ՞ Αx x

ΗΑ C x C-x

[ A− ][ H 3O + ] , [ HA]

Κα =

x2 , C−x

κα =

+

a 2C 2 a 2C Kα = , C (1 − a) 1− a

Η3Ο+ x x α=

Η2Ο (Ι) + Οξύ 1

,

[ Η3Ο+] =

KaC

՞

βάση 2

Η3Ο+(αq)

+

οξύ 2

ΟΗ - (αq) βάση 1

Αυτοϊονισµός νερού Κc =

x C

Για αραιό δ/µα ασθενούς οξέος όπου α < 0,1 ή C < 1 Μ ή Κα/ C < 0,01 τότε ισχύουν οι παραδοχές : 1–α≅1 ή C–x≅C δηλ Κα = χ2 / C ή Κα = α2C Κα = α2C

Η2Ο (Ι)

[ H 3O + ][OH − ] [ H 2O]2

Για 250 C ισχύει [Η2Ο] = 55,5 Μ + 2

3Ο ][ΟΗ ] \ 55,5

άρα

Κc = [ Η-

Κc 55,5 2 = [ Η3Ο+][ΟΗ-] Κw = [ Η3Ο+][ΟΗ-] Πειραµατικά υπολογίστηκε ότι Kw = 10-14 σε 250C Σε κάθε υδατικό δ/µα οξέος/ βάσης / άλατος υπάρχουν πάντα Η3Ο+ και ΟΗ- των οποίων οι συγκεντρώσεις τους µεταβάλλονται πάντα έτσι ώστε Κw = σταθερή = 10 -14 στους 250C.

SOS !!!! για τις ασκήσεις – ερωτήσεις κρίσεως Αραίωση : προσθήκη νερού αύξηση Vδ/τος μείωση των συγκεντρώσεων όλων των ουσιών δηλ [ΗΑ], [Α-], [Η3Ο+] γιατί C = n / V όμως Κα =α2 C = σταθερή, άρα τελικά το α αυξάνεται. Συμπύκνωση : Με προσθήκη ουσίας / αφαίρεση διαλύτη τελικά παρατηρείται αύξηση της [ΗΑ] δηλ της C, αφού τα moles αυξάνονται ή ο V μειώνεται Όμως Κα = α2 C = σταθερή , άρα τελικά το α μειώνεται Επίσης [Η3Ο+] = (ΚαC)1/2 , άρα η [Η3Ο+] αυξάνεται. Ανάμειξη( δ/των ίδιας ουσίας ) : Αν έχω δ/μα C1 και δ/μα C2 με C1 < C2 και τα αναμιγνύω ,τότε το τελικό δ/μα που σχηματίζεται είναι C3 και ισχύει C1 < C3 < C2 Δηλ παρατηρείται αύξηση της C και επειδή Κα = α2 C = σταθερή , άρα τελικά το α μειώνεται και μάλιστα ισχύει α1 > α3 > α2 Επίσης [Η Ο+] = (ΚαC)1/2 , άρα η [Η Ο+] αυξάνεται.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

δ/µα Σχέση PH – POH Kw = [ H3O+] [ OH - ] log Kw = log ( [ H3O+] [ OH - ] ) log Kw = log [H3O+] + log [OH- ] - log Kw = - log [H3O+] - log [OH- ] pKw = pH + pOH 10 -14 = pH + pOH , 250C

ουδέτερο Όξινο βασικό

Χαρακτηρισµός δ/τος Σχέση [ H3O+] + [ H3O ] [ OH ] 250 C + [ H3O = [ OH ] 10 -7 + [ H3O ] > [OH ] > 10-7 [H3O+] < [OH - ] < 10-7

Σχέση Κα ( ασθενούς οξέος) και Κb ( συζυγούς βάσης) ΗΑ + Η2Ο ՞ Η3Ο+ + Α-, Κα = [Α-][Η3Ο+] / [ ΗΑ] Α- + Η2Ο ՞ ΗΑ + ΟΗ-, Κb = [HA][OH-] / [A-]

Ka*Kb =

[ A− ][ H 3O + ][ HA][OH − ] [ HA][ A− ]

Ka(HA) * Kb(A) = Kw «λογαριθµίζοντας» …… pKa + pKb = pKw pKa + pKb = 14 στους 250 C

ΡΗ 250 C 7 <7 >7

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Προσοχή !!! Προσοχή !!! προσοχή!!!

1. Όταν δίνει το ΡΗ υπολογίζω [Η3Ο+] αφού ΡΗ=Χ [Η3Ο+] =10 – Χ 2. Όταν ∆ΡΗ = Χ τότε [ Η3Ο+]ΑΡΧ / [Η3Ο+]ΤΕΛ = 10 Χ 3. Ο αυτοϊονισµός του Η2Ο θα λαµβάνεται υποψιν στον υπολογισµό ΡΗ , όταν έχω ηλεκτρολύτη και [Η3Ο+] < 10 – 6 Μ, Οπότε και θα προκύπτει 2οβάθµια εξίσωση (τριώνυµο) 4. Για υπολογισµό ΡΗ οξέος µε C < 10 – 8 M θεωρώ µόνο τον αυτοϊονισµό του Η2Ο δηλ το δ/µα θα έχει ΡΗ=7.

5. Αν δίνεται Vm (γραµµοµοριακός όγκος σε STPσυνθήκες τότε θα θυµηθείς ότι n = V / Vm n = V / 22.4 L 6. Τα πολύ δραστικά µέταλλα Κ, Ba, Na, Ca αντιδρούν µε το Η2Ο και σχηµατίζουν βάσεις οι οποίες είναι ισχυρές και διίστανται πλήρως, οπότε θα προκύπτει βασικό δ/µα. ( 2 Να + 2 Η2Ο 2 ΝαΟΗ + Η2 ) 7. Τα όξινα οξείδια πχ SO3, N2O5 όταν διαλυθούν στο νερό µε- τατρέπονται σε αντίστοιχα οξέα, οπότε δηµιουργούν όξινα δ/τα ( SO3 + H2O H2SO4 )

Υπολογισµός ΡΗ υδατικών δ/των αλάτων Τα ιόντα που αντιδρούν µε το Η2Ο σχηµατίζουν Η3Ο+ , ΟΗ- δηλ ένα υδατικό δ/µα άλατος µπορεί να είναι ουδέτερο / βασικό / όξινο, ανάλογα µε τα ιόντα που περιέχει.

1.Ουδέτερα δ/τα ( ΡΗ=7) Ισχυρό οξύ + ισχυρή βάση αλάτι + νερό ΗΙ + ΝαΟΗ ΝαΙ + Η2Ο 2.Βασικα δ/τα ( ΡΗ>7) Ασθενές οξύ + ισχυρή βάση αλάτι + νερό ΗCN + KOH KCN + H2O 3.Όξινα δ/τα (ΡΗ<7) Ισχυρό οξύ + ασθενής βάση αλάτι + νερό HBr + NH3 NH4Br + Η2Ο 4.άλατα των οποίων αντιδρούν µε το Η2Ο και τα 2 ιόντα , οπότε το ΡΗ εξαρτάται από τα Κα και Κb. Ασθενές οξύ + ασθενής βάση αλάτι + νερό ΗCN + NH3 NH4CN

δ/µα µε 2 ασθενείς ηλεκτρολύτες 1. αν Κα / Κb των 2 ασθενών ηλεκτρολυτών δεν διαφέρουν και πολύ µεταξύ τους , η [ Η3Ο+ ] ή [ ΟΗ-] καθορίζεται από την διάσταση και των 2 ηλεκτρολυτών. Η Ε.Κ.Ι. δεν είναι ισχυρή και οι προσεγγίσεις εξαρτώνται από τις τιµές των Κα και Κb.

2. Αν Κα / Κb διαφέρουν σηµαντικά ως προς την ισχύ τους, η συγκέντρωση του κοινού ιόντος θα καθορίζεται από το λιγότερο ασθενή ηλεκτρολύτη.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Ιοντισµός πολυπρωτικών οξέων 1. Ιοντίζονται σε περισσότερα από ένα στάδια, τα οποία χαρακτηρίζονται µε σταθερές ιοντισµού Κα1, Κα2, ....

2. Στα ανόργανα ισχύει Κα1 > Κα2 > Κα3 …., Πχ H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ H2PO4- + H2O HPO4-2 + H3O+ -2 HPO4 + H2O PO4-3 + H3O+ Γι’ αυτό και το ΡΗ του δ/τος καθορίζεται το 1ο στάδιο της διάστασης.

3. Μόνο το Η2SO4 στο 1ο στάδιο θεωρείται ισχυρό οξύ ( α1 = 1 ) , ενώ στο 2ο στάδιο θεωρείται ασθενές ( α2 < 1 ) H2SO4 + H2O HSO4- + H3O+ HSO4- + H2O SO4-2 + H3O+ Εποµένως σε άσκηση για υπολογισµό του ΡΗ σε υδατικό δ/µα Η2SO4 θα πρέπει να γράφω και τα δύο στάδια ιοντισµού!!

Ρυθµιστικά δ/τα

Είναι όσα δ/τα διατηρούν το ΡΗ τους σταθερό µετά από προσθήκη µικρής αλλά υπολογίσιµης ποσότητας ισχυρού οξέος / βάσης ή µετά από αραίωση εντός ορίων. Ένα ρυθµιστικό δ/µα έχει τα εξής χαρακτηριστικά: Ζεύγος ασθενές οξέος – συζυγούς βάσης πχ CH3COOH – CH3COOΖεύγος ασθενής βάσης – συζυγές οξύ πχ NH3 – NH4+ Σχετικά υψηλές συγκεντρώσεις 0,1 Μ < C < 1 M

H προσθήκη µικρής ποσότητας ισχυρού οξέος – βάσης στο ρυθµιστικό δ/µα δεν επηρεάζει το ΡΗ , αφού αυτή η ποσότητα εξουδετερώνεται µε κάποιο από τα συστατικά του δ/τος.

Προσοχή – προσοχή – προσοχή !!!! Στα ρυθµιστικά : 1. Ισχύει η Ε.Κ.Ι.

2. Όταν οι συγκεντρώσεις είναι 0,1 – 1 Μ επιτρέπονται οι γνωστές προσεγγίσεις ( αλλιώς έλεγχος ! ) 3. Η σχέση Henderson ισχύει όταν επιτρέπονται οι προσεγγίσεις 4. Θυµίσου ότι ΚαΚb = Kw pKa + pKb = pKw = 14 για 250C.

Παρασκευή ρυθµιστικού δ/τος 1. Ασθενές οξύ + συζυγής βάση Ασθενής βάση + συζυγές οξύ 2. Μερική εξουδετέρωση ασθενούς οξέος από ισχυρή βάση 3. Μερική εξουδετέρωση ασθενούς βάσης από ισχυρό οξύ

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Σχέση Henderson – Hasselbalch ( χρησιµοποιείται χωρίς απόδειξη στις ασκήσεις !!!! ) KaCοξ έος [ Η3Ο+] = C β άσης KaCοξ έος ) log[ Η3Ο+] = log ( C β άσης Cοξ έος log [ Η3Ο+] = log Κα + log ( ) C β άσης -log [ Η3Ο+] = - log Κα - log ( ή

[ ΟΗ-] = Κb

Cβ άσης Cοξ έος

Cοξ έος ) C β άσης

PH = PKa + log (

ΡΟΗ = pKb + log (

i.

ii.

Cβ άσης Cοξ έος

Πρωτολυτικοί δείκτες Λέγονται και δείκτες οξέων / βάσεων και είναι ουσίες που το χρώµα τους εξαρτάται από το ΡΗ του δ/τος στο οποίο προστίθενται. Είναι κυρίως ασθενή οργανικά οξέα / βάσεις και τα ιοντισµένα µόρια τους έχουν διαφορετικό χρώµα από τα αντίστοιχα µη ιοντισµένα µόρια

)

Cοξ έος ) C β άσης [ Η∆ ] / [ ∆-] > 10 για το χρώµα Α – όξινο [ ∆- ] / [ Η∆] > 10 για το χρώµα Β – βασικό

ΟΓΚΟΜΕΤΡΗΣΗ Είναι µια διαδικασία για να προσδιορίσω ποσοτικά µια ουσία, µε µέτρηση του ελάχιστου όγκου ενός δ/τος γνωστής συγκέντρωσης C , άλλης ουσίας που απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση της προς µελέτης ουσίας. Πρότυπο δ/µα Είναι το δ/µα της ουσίας µε την γνωστή συγκέντρωση. Ισοδύναµο σηµείο ( Ι.Σ. ) Σηµείο της ογκοµέτρησης στο οποίο έχουµε πλήρη αντίδραση ( στοιχειοµετρικά ). Στον προσδιορισµό του Ι.Σ. βοηθούν οι δείκτες ( θεωρητικό σηµείο ). Τελικό σηµείο ( Τ.Σ.) Σηµείο της ογκοµέτρησης όπου παρατηρείται χρωµατική αλλαγή του ογκοµετρούµενου δ/τος , οπότε και σταµατάω την προσθήκη του πρότυπου δ/τος. ( πειραµατικό σηµείο ) Σφάλµα της ογκοµέτρησης Η διαφορά ισοδύναµου και τελικού σηµείου ( θεωρητικό – πειραµατικό )

για pΗ = pΚ ± 1 επέρχεται µεγάλη αλλαγή στη σχέση C∆-

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Οργανική χηµεία ( 5ο κεφάλαιο ) θεωρίες οµοιοπολικού δεσµού 1. Lewis Αµοιβαία συνεισφορά ηλεκτρονίων Σχηµατισµός κοινού ζεύγους e. Κανόνας οκτάδας Τα e βρίσκονται σε συγκεκριµένες θέσεις Είναι πιο απλή γι’ αυτό και χρησιµοποιείται περισσότερο.

2. ∆εσµού σθένους Επικάλυψη τροχιακών 3. µοριακών τροχιακών µαθηµατικός συνδυασµός ατοµικών τροχιακών ( κυµατικές συναρτήσεις ) που σχηµατίζουν τα µοριακά τροχιακά που ανήκουν σε όλο το µόριο και όχι στο κάθε άτοµο ξεχωριστά.

∆εσµοί σ 1. ∆ηµιουργούνται όταν τα ατοµικά τροχιακά επικαλύπτονται κατά τον άξονα που συνδέει τους πυρήνες των 2 ατόµων.

2. Ο άξονας συµµετρίας των τροχιακών ταυτίζεται µε τον άξονα του δεσµού.

3. Στη διεύθυνση του άξονα παρατηρείται η µεγαλύτερη δυνατή επικάλυψη των τροχιακών.

4. Το e νέφος κατανέµεται κατά µήκος του άξονα του δεσµού και έχει κυλινδρική συµµετρία.

5. Η πυκνότητα του e νέφους είναι µέγιστη στο χώρο µεταξύ των 2 πυρήνων.

6. Τροχιακά µε σ δεσµό s – s , s–p, p–p

∆εσµοί π 1. ∆ηµιουργούνται όταν τα τροχιακά επικαλύπτονται έτσι ώστε οι αξονες συµµετρίας τους να είναι παράλληλοι ( πλευρική επικάλυψη ) 2. Η πυκνότητα του e νέφους είναι µέγιστη εκατέρωθεν του άξονα του δεσµού και κατά µήκος του άξονα είναι µηδέν ( κοµβική επιφάνεια )

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Υβριδισµός Είναι ο γραµµικός συνδυασµός ( πρόσθεση / αφαίρεση ) ατοµικών τροχιακών ενός ατόµου, µε αποτέλεσµα τη δηµιουργία νέων ισότιµων ατοµικών τροχιακών ( υβριδικά τροχιακά ). Βασικά σηµεία 1. Συνδυασµός 2 ή περισσότερων ατοµικών τροχιακών ενός ατόµου, διαφορετικού τύπου πχ s – p , σχηµατίζουν τα υβριδικά τροχιακά sp3, sp2, sp .

2. O αριθµός των υβριδικών τροχιακών είναι ίσος µε τον αριθµό των ατοµικών τροχιακών που συνδυάζονται πχ .

3. Τα υβριδικά τροχιακά έχουν χαµηλότερη ενέργεια από το άθροισµα των ενεργειών των ατοµικών τροχιακών που συνδυάζονται , γι’ αυτό και ευνοείται ο σχηµατισµός τους.

4. Τα ηλεκτρόνια των αρχικών ατοµικών τροχιακών κατανέµονται στα υβριδικά σύµφωνα µε τις αρχές της ηλεκτρονιακής δόµησης.

Υβριδισµοί στον άνθρακα sp3 στο CH4 και γενικά στα αλκάνια ( απλούς δεσµούς ) sp2 στο CH2=CH2 και γενικά στα αλκένια, καρβονυλικές C = O ( διπλό ) sp στο CH ≡ CH και γενικά στα αλκίνια , C ≡ N ( τριπλό )

Τύποι υβριδισµού sp3 τετραεδρικός συνδυασµός πχ CΗ4 2 sp τριγωνικός συνδυασµός πχ CΗ2 = CH2 sp γραµµικός συνδυασµός πχ H – C≡C – H

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις προσθήκης στα αλκένια

H προσθήκη αντιδραστηριου XY γίνεται σύµφωνα µε τον κανόνα Μarkovnikov ( σχηµατίζεται το πιο υποκατεστηµένο RX / ROH ) δηλ το Η ενώνεται µε τον C του δ.δ. που έχει τα περισσότερα Η Φυσικά ο Μarkovnikov ισχύει για µη συµµετρικά αλκένια και για προσθήκη HCl,HBr,HI,H2O

1. Προσθήκη υδρογόνου Ni, Pd , Pt

CνΗ2ν + Η2   → CνΗ2ν++2 2. Προσθήκη αλογόνου (Cl2, Br2, I2) CvH2v + Br2 XY : H2, X2, HX, H2O

CCl

 4→ CvH2vBr2

3. Προσθήκη υδραλογόνου (HCl, HBr, HI) CvH2v + HCl → CvH2v+1Cl 4. Προσθήκη Η2Ο CvH2v + H2O

2 SO4 H →

CvH2v+1OH

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις προσθήκης στα αλκίνια

Πραγµατοποιούνται όπως και η προσθήκη στα αλκένια αλλά 2 στάδια .Αρχικά ο τ.δ µετατρέπεται δ.δ. και στη συνέχεια σε απλό Φυσικά ισχύει και στα αλκίνια ο κανόνας Markovnikov

Η προσθήκη νερού γίνεται σε ένα στάδιο.

1. Προσθήκη υδρογόνου

Ni, Pd , Pt CvH2v−2 + 2H2   → CvH2v+2 2. Προσθήκη αλογόνου (Cl2, Br2, I2) CvH2v−2 + 2 Cl − Cl → CvH2v−2Cl 4 3. Προσθήκη υδραλογόνου (HCl, HBr, HI) CvH2v−2 + 2HCl → CvH2vCl 2 4. Προσθήκη Η2Ο

Η προσθήκη νερού στα αλκίνια πραγµατοποιείται σε 1 στάδιο, αφού το ενδιάµεσο προϊόν είναι ασταθής ένωση και βρίσκεται σε ταχεία ισορροπία µε την κετόνη που είναι και το τελικό προϊόν.

H SO

Cv H2v−2 + H2O

2  4→

HgSO4

CvH2vO

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις προσθήκης στο καρβονύλιο

1. Προσθήκη υδρογόνου CvH2vO + H2

Ni, Pd , Pt

  →

C vH2v+1OH

2. Προσθήκη υδροκυανίου Μονοκαρβονυλικές αλδεΰδες − κετόνες CvH 2vO + HCN → CvH2v(OH)CN αλδεΰδες CvH2v+1CH = O + HCN → CvH 2v+1CH(OH)CN 3. Προσθήκη αντιδραστηρίου Grignard

Λόγω του ηλεκτραρνητικότερου Ο ο καρβονυλικός δεσµός είναι ισχυρά πολωµένος Cδ+ = OδΛόγω της έντονης πολικότητας του καρβονυλικού δεσµού, τα αντιδραστήρια προσθήκης είναι σχεδόν πάντα πολικά ( HCN,RMgX) δηλ είναι διαφορετικά από τα αντιδραστήρια προσθήκης του δ.δ ή τ.δ. ∆ΕΝ ισχύει ο Μarkovnikov αλλά ‘τα αντίθετα έλκονται’ Παρατηρείται µεταβολή του υβριδισµού του C του καρβονυλιου από sp2 σε sp3 Λόγω ‘στερεοχηµικής παρεµπόδισης’ δηλ όσο πιο υποκατεστηµένη είναι µια ένωση ,τόσο µειώνεται η δραστικότητα της.Η παρουσία λοιπόν αλκυλιου R

HCH = O + CνΗ2ν+1MgCl → φορµαλδεΰδη

CvH2v+1CH = O + CµΗ2µ+1MgCl → αλδεΰδες

CλΗ 2λ+1 | CvH2v+1 − C = O + CµΗ2µ+1MgCl → κετόνες

CvH2v+1CH2ΟΜgCl

δ+ δ− H −OH

  → − Μg(ΟΗ)Cl

CvH2v+1 CHCµH2µ+1 | ΟΜgCl

CλΗ 2λ+1 | CvH2v+1 − C −CµH2µ+1 | ΟΜgCl

δ+ δ− H −OH

  → − Μg(ΟΗ)Cl

δ+ δ− H −OH

  → − Μg(ΟΗ)Cl

CvH2v+1CH 2ΟΗ 1οταγείς αλκοόλες

CvH2v+1 CHCµH2µ+1 | ΟH 2οταγείς αλκοόλες CλΗ2λ+1 | CvH2v+1 −C −CµH 2µ+1 | ΟH 3οταγείς αλκοόλες

RX + Mg RMgX (µε δ/τη άνθρακα και άνυδρο αιθέρα Ο αιθέρας πρέπει να είναι ΑΝΥ∆ΡΟΣ (χωρίς νερό) γιατί αλλιώς το RMgX µετατρέπεται σε αλκάνιο RMgX + H2O RH + Mg(OH)X

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις απόσπασης i. ii. iii. iv. v.

Είναι αντιδράσεις αντίθετες από τις αντιδράσεις προσθήκης Γίνεται απόσπαση 1 ή περισσότερων µορίων από 2 γειτονικά µόρια C Μια κορεσµένη ένωση(µόνο απλούς δεσµούς) µετατρέπεται σε ακόρεστη(δ.δ./τ.δ.) Παρατηρείται µεταβολή υβριδισµού (από σε sp3 σε sp2)στους C που πραγµατοποιείται η απόσπαση Γίνονται σύµφωνα µε τον κανόνα Zaytzeff

Κατά την απόσπαση µορίων ΗΑ από οργανική ένωση ,η ευκόλια απόσπασης του ατόµου Η ακολουθεί τη σειρά 3ο ταγές > 2ο ταγες > 1ο ταγές άτοµο C δηλ αποσπάται ευκολότερα το Η από τον C που έχει τα λιγότερα Η ( ο φτωχός C φτωχότερος !!)

1. Αφυδραλογόνωση αλκυλαλογονιδίων

Αν το RX2 έχει και τα δύο Χ σε ένα άτοµο C ή σε δύο γειτονικούς C ,τότε το προιόν είναι ΑΛΚΙΝΙΟ Πχ1 i.

Πχ1

CH3CH2CHCl2 + 2KOH CH3C≡ ≡CH + 2KCl + 2H2O

Αν το RX2 έχει τα δύο Χ σε αποµακρυσµένα άτοµα C,τότε το προιόν είναι ΑΛΚΑ∆ΙΕΝΙΟ CH2CH2CH2CH2 + 2KOH CH2=CHCH=CH2 + 2KCl + 2H2O | | Cl Cl

.

CvH2v+1Cl + KOH Η2Ο

C H OH / θ

2 5   →

CvH2v + KCl +

2. Αφυδραλογόνωση διαλογονιδίων CvH2vCl2 + 2KOH + 2Η2Ο

C H OH / θ

2 5   →

CvH2v−2 + 2KCl

3. Αφυδάτωση αλκοολών

CvH2v+1OH

H SO

θ > 170o C

2  4   →

CvH2v + Η2Ο

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις υποκατάστασης | -C|

A

+

B

| - C–B |

ΥΠΟΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΣΤΑ ΑΛΚΥΛΑΛΟΓΟΝΙ∆ΙΑ +

A

1. Υδατικό διάλυµα ΝαΟΗ

Η υποκατάσταση µπορεί να γίνει στις παρακάτω οµάδες 1. -Χ στα RX 2. -OH στις ROH( αλκοόλες) ή στα RCOOH (οξέα) 3. -ΟR στους ROOR’ ( εστέρες ) 4. Η στα αλκάνια RH ή CvH2v+2

δ−

δ+

HO

2  → CνΗ2ν+1 − OH + ΝαX C ν Η 2 ν +1 − X + Nα+OH− 

2. Αλκοξείδια του νατρίου RONα δ+

δ−

C ν Η 2 ν +1 − X + CµΗ2µ+1 Ο−Να+ → CνΗ2ν+1 − O − CµΗ2µ+1 + NαΧ 3. Άλατα καρβοξυλικών οξέων RCOOΝα

Αντιδράσεις υποκατάστασης των ΚΑΡΒΟΞΥΛΙΚΩΝ ΟΞΕΩΝ (RCOOH) και ΕΣΤΕΡΩΝ καρβοξυλικών οξέων (RCOOR΄) RCOOH

+

R’OH

CH3COOH + CH3OH

՞ ՞

RCOOR’

+

H2O

CH3COOCH3 + H2O

δ−

δ+

C ν Η 2 ν +1 − X + CµΗ2µ+1COONα → CµΗ2µ+1 COO CνΗ2ν+1 + ΝαX 4. Αµµωνία NH3 δ−

δ+

C ν Η 2 ν +1 − X + Η−NH2 → CνΗ2ν+1 − NH2 + HX 5. Κυανιούχα άλατα (ΝαCN ή KCN) δ−

δ+

C ν Η 2 ν +1 − X + Να+ − C ≡ Ν → CνΗ2ν+1 − C ≡ N + NαΧ

CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl CH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 +HCl CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl

6. Υδρόλυση νιτριλίων CvH2v+1CN + 2H2O

CvH2v+1COΟH + ΝΗ3

7. Ακετυλίδια ή αλκινίδια RC ≡ C Να δ+

δ−

C ν Η 2 ν +1 − X + CµΗ2µ+1 C ≡ C − Nα+ → CµΗ2µ+1 C ≡ C − CνΗ2ν+1 + ΝαΧ

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

Είναι οι αντιδράσεις στις οποίες µεταβάλλεται ο αριθµός οξείδωσης 2 ή περισσότερων ατόµων/ιόντων.

1. ΟΞΕΙ∆ΩΣΗ είναι το φαινόµενο αύξησης του αριθµού οξείδωσης ενός ατόµου/ιόντος και το άτοµο αυτό λέγεται αναγωγικό γιατί µπορεί να αποβάλει e.

ΟΞΕΙ∆ΩΣΗ ΑΛΚΟΟΛΩΝ ( µόνο µε ισχυρά οξειδωτικά )

1οταγείς : CvH2v+1CH2OH + |O| → CvH2v+1 CH=O CvH2v+1CH2OH + 2|O| → CvH2v+1 COΟΗ + Η2Ο

2οταγείς : CvH2v+1−CH −CµΗ2µ+1 + |O| → CvH2v+1 −C −CµΗ2µ+1 + |

2. ΑΝΑΓΩΓΗ είναι το φαινόµενο ελάττωσης του αριθµού οξείδωσης ατόµου/ιόντος και το άτοµο λέγεται οξειδωτικό γιατί µπορεί να προσλάβει e.

+7

ࢧ૛ ࡿࡻ૝

+2

KMn O4 ሱۛ​ۛ​ۛሮ Mn SO4 ερυθρό +6

άχρωμο ࢧ૛ ࡿࡻ૝

Οξειδωτικά µέσα για την οξείδωση οργανικών ενώσεων

Η2Ο

||

OH Ο Οι 3οταγεις αλκοόλες ΔΕΝ οξειδώνονται !!! Το [Ο] πρέπει να είναι ΙΣΧΥΡΟ!!! Για την οξείδωση 1ο & 2οταγών αλκοολων Όλες οι 1οταγείς και 2ο ταγείς αλκοόλες όταν θερμανθούν στους 300ο C παρουσία Cu, xάνουν 1 Η και μετατρέπονται σε αλδεύδες και κετόνες αντίστοιχα. ΟΞΕΙ∆ΩΣΗ ΑΛ∆ΕΫ∆ΩΝ ( µε ισχυρά και ήπια )

Οξείδωση αλδεϋδών σε οξέα µε διάλυµα Tollens +1

+3

CvH2v+1 C H = O + 2AgNO3 + 3NH3 + H2O→ CvH2v+1 C OONH4 + 2Ag ↓ + 2NH4NO3 +1

+3

K2Cr2 O7 ሱۛ​ۛ​ۛሮ Cr2 (SO4)3 Πορτοκαλί πράσινο

+ Η2Ο

+3

CvH2v+1 C H = O + 2CuSO4 + 5NαOH → CvH2v+1 C OONα + Cu2O ↓ + 2Nα2SO4 + 3H2O Οξείδωση HCOOH, HCOOH, (COOH (COOH) COOH)2, και των αλάτων τους, πχ (COONa (COONa) COONa)2 Μεθανικό / µυρµηκικό οξύ HCOOH µονοκαρβονυλικό που οξειδώνεται HC+2OOH + [O] C+4O2 + H2O Με [Ο] KMnO4, K2Cr2O7, Tollens

το

Φελίγγειο υγρό ( Fehling) +2 +1 NaOH + Cu SO4 Cu2 O +Na2SO4 Μπλε καστανέρυθρο

1)

µόνο

κορεσµένο

Αντιδραστήριο Tollens ΑgNO3 + NH3 + H2O Ag + NH4NO3

2) Οξαλικό / αιθανοδιικό οξύ (COOH)2 το µόνο κορεσµένο δικαρβονικό που οξειδώνεται µε ισχυρά οξειδωτικά µέσα.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Εικόνα 3. σχηματισμός κατοπτρου

Εικόνα 1. αποχρωματισμός δ/τος KMnO4

Αντιδράσεις αναγωγής οργανικών ενώσεων Εικόνα 4.αντίδραση με φελίγγειο υγρό

Οι αντιδράσεις προσθήκης υδρογόνου στα αλκένια − αλκίνια, στις αλδεΰδες − κετόνες είναι αντιδράσεις αναγωγής.( ΠΡΟΣΘΗΚΗ Υ∆ΡΟΓΟΝΟΥ)

Εικόνα 2 οξείδωση αλκόολης

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις πολυµερισµού Πολυµερισµός αντίδραση κατά την οποία πολλά µικρά µόρια (τα µονοµερή) ενώνονται µεταξύ τους και σχηµατίζουν ένα µεγάλο µόριο (το πολυµερές) πχ ν (Α) - Α-Α-Α-Α-Α-Α-Α-Α-Ακάθε πολυµερές είναι τεράστιο µακροµόριο που αποτελείται επαναλαµβανόµενες δοµικές µονάδες,ίδιες ή διαφορετικές. Πχ -Α-Α-Α-Α-Α-Α-Α-Β-Α-Β-Α-Β-Α-Β-Α-Α-Α-Β-Α-Α-Α-Β-

από

Στον πολυµερισµό προσθήκης ισχύουν : 1)To Μr του πολυµερούς = ν * Μr ισοµερούς 2)Το πολυµερές έχει την σύσταση µε το µονοµερές

ίδια

%

3)Όταν η αντίδραση είναι ποσοτική τότε θα θεωρείς mπολυµερούς = mµονοµερούς (αρχή διατήρησης µάζας) 4)nπολυµερούς = mπολυµ / Μr πολυµ. nµονοµερούς = mµονοµ / Μr µονοµ

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Πολυµερισµός Πολυµερισµός των συζυγών αλκαδιένιων ( προσθήκη 1,4)

A

Μονοµερές

Πολυµερές

Cis δοµή, φυσικό καουτσούκ και συνθετικό καουτσούκ trans δοµή, γουταπέρκα.

2-µεθυλο-1,3βουταδιένιο ή ισοπρένιο CH3-

Cl-

Χρήση

2-χλωρο-1,3βουταδιένιο

Τεχνητό καουτσούκ. νεοπρένιο

H-

1,3-βουταδιένιο CH2=CΗ-CH=CH2

(-CH2-CΗ=CH-CH2-)ν Buna

Τεχνητό καουτσούκ.

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός

Αντιδράσεις οργανικών ενώσεων µε όξινες ιδιότητες ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΗ ΜΕ ΑΛΚΑΛΙΑ Να, Κ Καρβοξυλικά οξέα : CνH2v+1COOH + Nα → CνH2v+1COONα + ½ Η2 ↑ CH3 − CH2−COOH + Nα προπανικό νάτριο

→ CH3 − CH2−COONα + ½ Η2 ↑

Αλκοόλες : CνH2v+1OH + Nα → CνH2v+1OΝα + ½ Η2 ↑ CH3 − CH2−OH + Nα → CH3 − CH2−OΝα + ½ Η2 ↑ αιθοξείδιο του νατρίου Φαινόλη : C6H5OH + Nα → C6H5 OΝα + ½ Η2 ↑

φαινολικό νάτριο

ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΗ ΜΕ ΚΑΥΣΤΙΚΑ ΑΛΚΑΛΙΑ (Υ∆ΡΟΞΕΙ∆ΙΑ : ΝαΟΗ, ΚΟΗ) Καρβοξυλικά οξέα : CνH2v+1COOH + ΝαΟΗ → CνH2v+1COONα + Η2O π.χ. CH3 − CH2−COOH + ΝαΟΗ → CH3 − CH2−COONα + Η2O προπανικό νάτριο βενζοϊκό οξύ C6H5−COOH + NαΟΗ → C6H5−COOΝα + Η2Ο βενζοϊκό νάτριο Φαινόλη :

C6H5OH + NαOH → C6H5 OΝα +Η2Ο φαινολικό νάτριο

Αλκίνια µε τριπλό δεσµό στη άκρη της ανθρακικής αλυσίδας : CνH2v++1− C ≡ CH + Nα → CνH2v++1−C ≡ C Nα + ½ Η2 ↑

ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΗ ΜΕ ΑΝΘΡΑΚΙΚΑ ΑΛΑΤΑ ΤΩΝ ΑΛΚΑΛΙΩΝ (Να2CO3 NαΗCO3 )

CH3 − CH2−C ≡ CH + Nα → CH3 − CH2−C ≡ C Nα + ½ Η2 ↑ (ακετυλενίδιο µε νάτριο του 1− βουτινίου) Η−C ≡ C−H + 2 Να → Να C ≡ C Να + Η2 ↑

Μόνο τα καρβοξυλικά οξέα : 2 CνH2v+1COOH + Να2CO3 → 2 CνH2v+1COONα + CO2 ↑ + Η2Ο

CνH2v++1− C ≡ CH + CuCl+ +NH3 → CνH2v++1− C ≡ CCu ↓ + NH4Cl πχ CH3 −C ≡ CH + CuCl+ NH3 → NH4Cl + CH3 −C ≡ CCu ↓ προπινίδιο µε χαλκό Η−C ≡ C−H + 2 CuCl + 2 NH3 → 2 NH4Cl + Cu C ≡ C Cu ↓ αιθινίδιο ή ακετυλίδιο µε χαλκό

2 CH3 − CH2−COOH + Να2CO3 → 2 CH3 − CH2−COONα + CO2 ↑ + Η2Ο C6H5−COOH + Να2CO3 → C6H5−COOΝα + CO2 ↑ + Η2Ο βενζοϊκό οξύ βενζοϊκό νάτριο ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΗ ΜΕ ΑΜΜΩΝΙΑ (ΝΗ3) Μόνο τα καρβοξυλικά οξέα : CνH2v+1COONΗ4

CνH2v+1 COOH + ΝΗ3 →

π.χ. CH3 − CH2−COOH + ΝΗ3 → CH3 − CH2−COONΗ4 προπανικό αµµώνιο

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αντιδράσεις οργανικών ενώσεων µε βασικές ιδιότητες

Επίδραση ΝΕΡΟΥ στα ΑΛΚΟΞΥΑΝΙΟΝΤΑ (RO−) που είναι ισχυρές βάσεις. Αποσπούν πρωτόνιο από το νερό σχηµατίζοντας αλκοόλες : Αλκοξείδια (RONα) ή αλκοξυανιόντα (RO−) + Η2Ο δ+

δ−

CνΗ2ν+1 − O− Nα+ + H − OH →

CH3CH2 − O− Nα+ αιθοξείδιο του νατρίου

δ+

δ−

+ H − OH →

CνΗ2ν+1 −OH + NαΟΗ

CH3CH2 −OH + NαΟΗ αιθανόλη

46. Αντιδραστήρια Grignard + Η2Ο CνΗ2ν+1−ΜgX

+

HOH

→

µεθυλαµίνη CH3−NH2 + µεθυλαµµώνιο

HCl

CH3−CH2−CH3

CH3 − C ≡ C Nα + HOH → CH3 −C ≡ CH + ΝαΟΗ

χλωριούχο

χλωριούχο

(CH3)3NH+ −Cl

χλωριούχο

→

+

47. Ακετυλίδια ή αλκινίδια µε νάτριο ή κάλιο των αλκινίων µε τριπλό δεσµό στη άκρη της ανθρακικής αλυσίδας + Η2Ο CνH2v+1−C ≡ C Nα + HOH → CνH2v+1−C ≡ CH + ΝαΟΗ

→ CH3NH3+ −Cl

∆ιµεθυλαµίνη (CH3)2NH + HCl → (CH3)2NH2+ −Cl διµεθυλαµµώνιο Τριµεθυλαµίνη (CH3)3N + HCl τριµεθυλαµµώνιο

HOH → CνΗ2ν+2 + Μg(OH)X

CH3−CH2−CH2−ΜgCl + Μg(OH)Cl προπυλο−µαγνησιο−χλωρίδιο

Αµίνες + οξέα ανόργανα CνH2v+1NH2 + HCl → CνΗ2ν+1 NH3+ −Cl

ΑΛΑΤΑ ΚΑΡΒΟΞΥΛΙΚΩΝ ΟΞΕΩΝ (RCOONα) ή ΚΑΡΒΟΞΥΛΙΚΑ ΑΝΙΟΝΤΑ (RCOO−) + ΗΧ αλογονούχα οξέα CνΗ2ν+1 COO−Να+ + HCl → CνΗ2ν+1 COOH + ΝαCl

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός Αλογονοφορµική αντίδραση που δίνουν : 1)αλκοόλες 2οταγείς µε το –ΟΗ στη θέση 2. Η µόνη 1οταγής αλκόλη που δίνει την αλογονοφορµική είναι η αιθανόλη. ∆ηλ οι αλκοόλες που δίνουν την αλογονοφορµική είναι της µορφής CH3CHCVH2V+1 | OH CH3CHR + OH

4X2 + 6NaOH

CHX3 +

RCOONa +

5NaX + 5H2O

2)καρβονυλικές και συγκεκριµένα οι µεθυλοκετόνες Η µόνη αλδεύδη που δίνει την αντίδραση είναι η ακεταλδεύδη. ∆ηλ οι κετόνες που δίνουν την αλογονοφορµική είναι της µορφής CH3COR CH3COR + 3X2 +

4NaOH CHX3 + RCOONa + 3NaX +

3H2O

Όταν η αλογονοφορμική πραγματοποιείται με αλκαλικό δ/μα ιωδιου( ΚΟΗ / ΝαΟΗ , Ι2) τότε σχηματίζεται η ένωση CHI3 ένα ΚΙΤΡΙΝΟ ίζημα , που λέγεται ιωδοφόρμιο. Η αλογονοφορμική λοιπόν είναι αντίδραση διάκρισης !!!

ΧΗΜΕΙΑ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Ε̟ιµέλεια : Μαρίνα Οικονόµου, χηµικός ∆ιάκριση – ταυτοποίηση Οι αντιδράσεις που παρέχουν οπτικό αποτέλεσµα : Αλλαγή χρώµατος

∆ιάκριση ουσίας δίνεται οργανική ένωση, η οποία µπορεί να είναι Α ή Β, και µου ζητούν να την προσδιορίσω. Αυτό το καταφέρνω µε τις κατάλληλες αντιδράσεις ,δηλ αντιδράσεις που παρέχουν οπτικό αποτέλεσµα (ίζηµα, αέριο, καθρέπτης, αλλαγή χρώµατος του δ/τος) Ταυτοποίηση όταν µου δίνουν τον Μ.Τ. ένωσης και κάποιες ιδιότητες της ένωσης και µου ζητούν να προσδιορίσω τον Σ.Τ. ,τότε γράφω τις χηµικές αντιδράσεις που προκύπτουν από τις δεδοµένες ιδιότητες και θυµάµαι καλά όσες δίνουν χαρακτηριστικά προϊόντα για να µπορέσω να προσδιορίσω τον Σ.Τ. η διαφορά ταυτοποίησης – διάκρισης είναι ότι στην διάκριση της ουσίας χρησιµοποιώ 1 µόνο αντίδραση!!!

1. Αντίδραση ανίχνευσης ακορεστότητας διπλού/ τριπλού µε δ/µα Βr2 σε CCl4 ( αποχρωµατισµός του καστανέρυθρου δ/τος ) 2. Αποχρωµατισµός όξινου KMnO7 ( οξείδωση ROH, αλκδεϋδης, HCOOH, (COOH)2, (COONa)2.

3. Οξείδωση ROH, αλκδεϋδης, HCOOH, (COOH)2, (COONa)2, που µετατρέπει το πορτοκαλί όξινο K2Cr2O7 σε πράσινο Cr2(SO4)3.

4. Αντίδραση φελλίγγγειου υγρού ( οξείδωση αλδεϋδης )

Σχηµατισµός ιζήµατος 1. Αντιδραστήριο Tollens ( οξείδωση αλδεϋδης και σχηµατισµός κατόπτρου.)

2. Αντίδραση ανίχνευσης RC≡CH µε CuCl ή AgNO3.

3. Όταν η αλογονοφορµική πραγµατοποιείται µε αλκαλικό δ/µα ιωδιου( ΚΟΗ / ΝαΟΗ , Ι2) τότε σχηµατίζεται η ένωση CHI3 ένα ΚΙΤΡΙΝΟ ίζηµα , που λέγεται ιωδοφόρµιο.

Σχηµατισµός αερίου i. ii. iii. iv.

ROH , RCOOH αντιδρούν µε Νa και ελευθερώνεται Η2.

ROH , RCOOH αντιδρούν µε SOCl2 και ελευθερώνεται SO2 και HCl. Οξείδωση HCOOH, ( COOH )2, ( COONa )2 και ελευθερώνεται CO2. Αντίδραση RCOOH µε Na2CO3 ή NaHCO3 και ελευθερώνεται CO2.