Все реакции относятся к реакциям присоединения и идут по месту двойной связи. Присоединение полярных соединений (воды и галогеноводорода) происходит с учетом смещения электронной плотности в молекуле исходного непредельного спирта.
1) Гидрирование - присоединение водорода:
СН2=СН-СН2ОН + Н2 = СН3-СН2-СН2ОН (пропанол-1)
2) Гидратация - присоединение воды:
СН2=СН-СН2ОН + Н2О = СН2ОН-СН2-СН2ОН (пропандиол-1,3)
(так как ОН-группа оттягивает на себя электронную плотность, то на 3-м атоме углерода будет частично положительный заряд, а на 2-м - частично отрицательный, поэтому присоединение пойдет против правила Марковникова: ОН-группа присоединится к крайнему углеродному атому, а водород - к среднему. Так же пойдет и присоединение галогеноводорода. )
3) Галогенирование - присоединение молекулы галогена (в данном случае - хлорирование - присоединение хлора) :
CH2=CH-CH2OH + Cl2 = CH2Cl-CHCl-CH2OH (2,3-дихлорпропанол-1)
4) Гидрогалогенирование - присоединение галогеноводорода (в данном случае - хлороводорода) :
CH2=CH-CH2OH + HCl = CH2Cl-CH2-CH2OH (3-хлорпропанол-1)
Объяснение:
вот
Объяснение:
К щелочным металлам относят элементы 1 группы главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.. Название "щелочные" связано с тем, что гидроксиды натрия и калия издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, впервые Г.Дэви в 1807 г. получил свободные калий и натрий. На внешнем электронном уровне атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. На втором энергетическом уровне снаружи у атома лития содержатся два электрона, у остальных - по восемь. Имея на внешнем электронном уровне один электрон, который находится на сравнительно большом расстоянии от ядра, атомы этих элементов легко отдают этот электрон, т.е характеризуются низкой энергией ионизации и сильными восстановительными и яркими металлическими свойствами. Щелочные металлы из-за своей активности в чистом виде не встречаются в природе, а только в виде соединений. Соединения калия и натрия довольно распространены в земной коре и составляют 2% массы. Оба металла в виде ионов входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия (поваренная соль) содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В отличие от соединений натрия, большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Значительно меньше, чем калий и натрий, распространены литий, рубидий и цезий. Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются. Натрий и литий получают электролизом расплавов их соединений, калий - восстановлением из расплавов KOH или KCl натрием, рубидий и цезий - восстановлением из их хлоридов кальцием. Все щелочные металлы имеют незначительную твердость, малую плотность, низкую температуру плавления и кипения, обладают металлическим блеском, проводят электрический ток. Данные металлы легко окисляются кислородом воздуха, поэтому их хранят под слоем керосина, бурно реагируют с водой:
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Q
В струе водорода при нагревании образуют гидриды, анионом которых является водород:
2Na + H₂ = 2NaH
См (Cd(NO3)2) = 0,1М = 0,1 моль/л – молярная концентрация раствора Cd(NO3)2
Тогда молярная концентрация катионов Cd(2+) в растворе
[Cd(2+)] = 0,1М = 0,1 моль/л
Рассмотрим процессы, происходящие на электродах.
Электрод, на котором протекает процесс окисления – анод, восстановление – катод.
Анодный процесс
Поскольку по условию анодом является кадмиевый проводник, то на аноде происходит окисление кадмия, то есть растворение кадмиевого проводника и переход ионов Cd(2+) в раствор.
Cd − 2е = Cd(2+) – процесс окисления
Электродный потенциал кадмиевого электрода по уравнению Нернста
E(Cd(2+)/Cd) = Eo(Cd(2+)/Cd) + (0,059/n)*lg[Cd(2+)] = − 0,403 + (0,059/n)*lg0,1 ≈ − 0,403 + 0,03*( − 1) = − 0,403 − 0,03 = − 0,433 В, где
n = 2 – число электронов
Катодный процесс
Поскольку в условии сказано, что электродный потенциал равен стандартному, то очевидно, что катодом является стандартный водородный электрод. На катоде происходит восстановление ионов водорода Н (+)
2Н (+) + 2е = Н2↑ - процесс восстановления
Электродный потенциал стандартного водородного электрода равен нулю.
E(2H(+)/H2) = Eo(2H(+)/H2) + (0,059/n)*lg[H(+)] = 0, где
[H(+)] = 1М = 1 моль/л – молярная концентрация ионов Н (+) для стандартного водородного электрода.
Схема гальванического элемента.
Анод (−) Cd | Cd(NO3)2 (0,1М) || Н (+) (1М) | Pt Катод (+)
Уравнение электрохимического процесса
Cd + 2H(+) = Cd(2+) + H2↑
Поскольку стандартный водородный электрод представляет собой сосуд, заполненный кислотой (как правило, Н2SO4), то уравнение электрохимического процесса в молекулярном виде
Cd + H2SO4= CdSO4 + H2↑
ЭДС гальванического элемента
ЭДС = Е (катода) – Е (анода) = E(2H(+)/H2) − E(Cd(2+)/Cd) = 0 − (− 0,433 В) = 0,433 В
Стандартная ЭДС находится из условия, что молярные концентрации обоих растворов равны 1М.
ЭДС (станд. ) = Eо (2H(+)/H2) − Eо (Cd(2+)/Cd) = 0 − (− 0,403 В) = 0,403 В