8. Взаимодействие с магнийгалогеналкилами

Происходит замещение гидроксильного водорода на магнийгалоген и выделение углеводорода [10]:

.

9. Взаимодействие с хлористым фосфором - PCl3 [31]

Треххлористый фосфор дает хлористый аллил C3H5Cl, изомерный с α- и β – хлорпропиленами:

.

Аналогичным путем образуется йодистый аллил C3H5J:

.

10. Гидратация под действием слабых минеральных кислот

При действии слабых минеральных кислот аллильный спирт способен присоединять элементы воды, причем превращается в пропиленгликоль который, вновь теряя воду, переходит уже в изомерный с аллиловым спиртом пропионовый альдегид или его продукты конденсации [24]:

1.3.3.2 Химические свойства хлористого аллила [10]

Свойства обусловлены легкостью замещения атома галогена.

1. Омыление хлористого аллила раствором шелочи [24]:

.

2. Взаимодействие с минеральными кислотами с образованием дихлоргидринов

Например, взаимодействие хлористого аллила с хлорноватистой

кислотой, которая присоединяется по двойной связи. При этом образуются два изомера [33]:

1.3.3.3 Химические свойства воды [12, 44, 46 - 50]

Вода взаимодействует со многими веществами при обычной температуре.

1. Взаимодействие с активными металлами

Со щелочными и щелочноземельными металлами, с их окислами вода образует гидроксиды металлов и водород:

2H2O + Ca = Ca(ОН)2 + H2,

2H2O + 2Na = 2NaOH + H2.

Благородные металлы с водой не реагируют.

2. Взаимодействие с галогенами

Вода относится к химически активным соединениям, реагирует с фтором:

H2O + F2 = HF + O· (выделяется атомарный кислород),

O·+ F2 = ОF2 и др.

Хлор при нагревании или на свету разлагает воду с выделением атомарного кислорода:

H2O + Cl2 = HCl + HClO.

3. Взаимодействие с неметаллами

Вода вступает в реакцию и со многими неметаллами. Например, при взаимодействии с атомарным кислородом образуется пероксид водорода:

H2O + O = H2O2.

А при взаимодействии с фосфором образует фосфорную кислоту:

8H2O +2Р = 2Н3РО4+ 5 Н2.

4. Взаимодействие с оксидами с образованием кислот и оснований

Многие оксиды реагируют с водой, образуя основания:

CaO + H2O = Ca(OH)2,

Na2O + H2O = 2 NaOH.

И кислоты:

CO2 + H2O = H2CO3,

3H2O +Р2О5= 2Н3РО4.

5. Взаимодействие с солями с образованием кристаллогидратов

При взаимодействии с некоторыми солями образуются кристаллогидраты. При нагревании они теряют кристаллизационную воду:

Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3·10H2O,

Na2CO3·10H2O Na2CO3 + 10H2O,

СuSO4 + 5H2O = CuSO4·5H2O

Белый голубой

CuSO4·5H2O СuSO4 + 5H2O

6. Разложение воды.

Происходит под действием электрического тока:

.

При этом на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород.

7. Гидролиз.

Вода также разлагает большинство солей:

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

Al2S3+ H2O=Al(OH)3 + H2S.

Вода разлагает гидриды, фосфатиды, нитриды, силициды, бориды активных металлов.

NaH + H2O = NaOH + H2

8. Взаимодействие с органическими веществами

Присоединение по тройной связи:

СНСН + НОН СН3-С=О .

Н

И двойной связи:

CH2=CH2 + H2O CH3-CH2OH.

С галогензамещенными алканами:

Cl-CH2-CH3 + H2O CHOH-CH3 + HCl.

1.3.3.4 Х имические свойства соляной кислоты [12, 44, 46 - 50]

1. Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота, она полностью диссоциирует на ионы:

HCl = H+ + Cl- .

2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Взаимодействие с оксидами металлов:

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O.

4. Взаимодействие с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH = KCl + H2O.

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

HCl + NH3 = NH4Cl.

5. Взаимодействие с солями:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.

HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3.

6. Вытесняет галогены из солей:

KJ + HCl = KCl + HJ.

2. Термодинамический анализ основной реакции

2.1 Подготовка исходной информации

При проектировании технологических процессов важное место занимают термодинамические расчеты химических реакций. Цель термодинамического анализа заключается в определении принципиальной возможности проведения химической реакции в данных условиях, в расчете теплового эффекта реакции, константы равновесия при различных температурных режимах, а также в выборе условий проведения процесса с наибольшей эффективностью.

Для того чтобы более наглядно продемонстрировать характер изменения термодинамических величин, рассмотрим интервал температур от 80 0С

(353 K) до 180 0С (453 K).

Для исследуемой реакции:

.

рассчитывается значение энтальпии ( Н0298), энтропии (S0298) и температурных коэффициентов (а, в, с, d, с’) при температуре 298 К для всех веществ участвующих в реакции. Все термодинамические данные взяты из справочников [6, 40, 41, 51]. Эти данные представлены в табл. 2.