Ряд напруги металів їх властивості. Світ сучасних матеріалів – електрохімічний ряд напруг металів

Метали, які легко вступають у реакції, називаються активними металами. До них відносяться лужні, лужноземельні метали та алюміній.

Положення в таблиці Менделєєва

Металеві властивості елементів слабшають зліва направо періодичної таблиціМенделєєва. Тому найактивнішими вважаються елементи І та ІІ груп.

Мал. 1. Активні метали у таблиці Менделєєва.

Усі метали є відновниками та легко розлучаються з електронами на зовнішньому енергетичному рівні. У активних металів всього один-два валентні електрони. У цьому металеві властивості посилюються згори донизу зі зростанням кількості енергетичних рівнів, т.к. що далі електрон перебуває від ядра атома, то легше йому відокремитися.

Найбільш активними вважаються лужні метали:

літій;
натрій;
калій;
рубідій;
цезій;
францій.

До лужноземельних металів відносяться:

берилій;
магній;
кальцій;
стронцій;
барій;
радій.

Дізнатися ступінь активності металу можна за електрохімічним рядом напруг металів. Чим лівіше від водню розташований елемент, тим активніший. Метали, що стоять праворуч від водню, є малоактивними і можуть взаємодіяти тільки з концентрованими кислотами.

Мал. 2. Електрохімічний ряднапруги металів.

До списку активних металів в хімії також відносять алюміній, розташований в III групі і лівіше від водню. Однак алюміній знаходиться на межі активних та середньоактивних металів і не реагує з деякими речовинами за звичайних умов.

Властивості

Активні метали відрізняються м'якістю (можна розрізати ножем), легкістю, низькою температурою плавлення.

Основні Хімічні властивостіметалів представлені у таблиці.

Реакція	Рівняння	Виняток
Лужні метали самозаймаються на повітрі, взаємодіючи з киснем	K + O 2 → KO 2	Літій реагує з киснем лише за високої температури
Лужноземельні метали та алюміній на повітрі утворюють оксидні плівки, а при нагріванні самозаймаються	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагують із простими речовинами, утворюючи солі	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алюміній не входить у реакцію з воднем
Бурхливо реагують з водою, утворюючи луги та водень	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакція з літієм протікає повільно. Алюміній реагує з водою лише після видалення оксидної плівки
Реагують із кислотами, утворюючи солі	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаємодіють із розчинами солей, спочатку реагуючи з водою, а потім із сіллю	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активні метали легко входять у реакції, у природі перебувають у складі сумішей - мінералів, гірських порід.

Мал. 3. Мінерали та чисті метали.

Що ми дізналися?

До активних металів відносяться елементи І та ІІ груп - лужні та лужноземельні метали, а також алюміній. Їхня активність обумовлена будовою атома - нечисленні електрони легко відокремлюються від зовнішнього. енергетичного рівня. Це м'які легкі метали, що швидко вступають у реакцію з простими та складними речовинами, утворюючи оксиди, гідроксиди, солі. Алюміній знаходиться ближче до водню і для реакції з речовинами потрібні додаткові умови - високі температури, руйнування оксидної плівки.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Чим лівіше стоїть метал у ряді стандартних електродних потенціалів, тим сильнішим відновником він є, найсильніший відновник – металевий літій, золото – найслабший, і, навпаки, іон золото (III) – найсильніший окислювач, літій (I) – найслабший .

Кожен метал здатний відновлювати із солей у розчині ті метали, які стоять у ряді напруг після нього, наприклад, залізо може витісняти мідь із розчинів її солей. Однак слід пам'ятати, що метали лужних та лужноземельних металів взаємодітимуть безпосередньо з водою.

Метали, що стоїть у ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів розведених кислот, при цьому розчинятися в них.

Відновлювальна активність металу не завжди відповідає його положенню періодичній системі, тому що при визначенні місця металу в ряду враховується не тільки його здатність віддавати електрони, а й енергія, яка витрачається на руйнування кристалічних ґрат металу, а також енергія, що витрачається на гідратацію іонів.

Взаємодія з простими речовинами

З киснем більшість металів утворює оксиди – амфотерні та основні:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

Лужні метали, за винятком літію, утворюють пероксиди:

2Na + O2 = Na2O2.

З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, наприклад,

Cu + Cl2 = CuCl2.

З воднем самі активні металиутворюють іонні гідриди – солеподібні речовини, у яких водень має ступінь окиснення -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

З сірої метали утворюють сульфіди – солі сірководневої кислоти:

З азотом деякі метали утворюють нітриди, реакція практично завжди протікає при нагріванні:

3Mg + N2 = Mg3N2.

З вуглецем утворюються карбіди:

4Al + 3C = Al3C4.

З фосфором - Фосфіди:

3 Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Метали можуть взаємодіяти між собою, утворюючи інтерметалеві сполуки :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3 Cu + Au = Cu 3 Au.

Метали можуть розчинятися один в одному за високої температури без взаємодії, утворюючи сплави.

Сплави

Сплавами називаються системи, що складаються з двох або більше металів, а також металів і неметалів, що мають характерні властивості, властиві лише металевому стану.

Властивості сплавів - найрізноманітніші і відрізняються від властивостей їх компонентів, так, наприклад, щоб золото стало більш твердим і придатним для виготовлення прикрас, до нього додають срібло, а сплав, що містить 40 % кадмію і 60 % вісмуту, має температуру плавлення 144 °С, тобто набагато нижче за температуру плавлення його компонентів (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Можливі такі типи сплавів:

Розплавлені метали змішуються між собою у будь-яких співвідношеннях, необмежено розчиняючись один в одному, наприклад, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni та інші. Ці сплави однорідні за складом, мають високу хімічну стійкість, проводять електричний струм;

Розправлені метали змішуються між собою в будь-яких співвідношеннях, проте при охолодженні розшаровуються, і виходить маса, що складається з окремих кристаликів компонентів, наприклад Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb та інші.

Різниця потенціалів «речовина електрода – розчин» якраз і є кількісною характеристикою здатності речовини (як металів, так інеметалів) переходити у розчин як іонів, тобто. характеристикою ОВ здатності іона та відповідної йому речовини.

Таку різницю потенціалів називаютьелектродним потенціалом.

Однак прямих методів вимірювання такої різниці потенціалівне існує, тому домовилися їх визначати по відношенню дотак званому стандартному водневому електроду, потенціал якого умовно прийнято за нуль (часто його також називаютьелектродом порівняння). Стандартний водневий електрод складаєтьсяз платинової пластинки, зануреної в розчин кислоти з концентрацією іонів Н + 1 моль/л і струменем газоподібного, що омивається.водню за стандартних умов .

Виникнення потенціалу на стандартному водневому електроді можна уявити так. Газоподібний водень, адсорбуючись платиною, перетворюється на атомарний стан:

H 2 2H.

Між атомарним воднем, що утворюється на поверхні пластини, іонами водню в розчині та платиною (електрони!) реалізується стан динамічної рівноваги:

H Н++ е.

Сумарний процес виражається рівнянням:

Н 2 2Н + + 2е.

Платина не бере участі в окислювально-відновленніі ному процесі, а є лише носієм атомарного водню.

Якщо пластинку деякого металу, занурену в розчин його солі з концентрацією іонів металу, що дорівнює 1 моль/л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент. Електрорушійна сила цього елемента(ЕРС), виміряна при 25° С, і характеризує стандартний електродний потенціал металу, що зазвичай позначається як Е 0 .

По відношенню до системи Н 2 /2Н + деякі речовини будуть поводитися як окислювачі, інші - як відновники. В даний час отримані стандартні потенціали практично всіх металів та багатьох неметалів, які характеризують відносну здатність відновників чи окислювачів до віддачі чи захоплення електронів.

Потенціали електродів, що виступають як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знаком "+" відзначені потенціали електродів, що є окислювачами.

Якщо розташувати метали у порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, то утворюється так званий електрохімічний ряд напруг металів:

Li, Rb, До, Ва, Sr, Са, N а, М g, А l, М n, Zn, С r, F е, С d, З, N i, Sn, Р b, Н, Sb, В i, Сu, Hg, Аg, Рd, Рt, Аu.

Ряд напруг характеризує хімічні властивості металів.

1. Чим від'ємніший електродний потенціал металу, тим більша його відновна здатність.

2. Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з розчинів солей ті метали, які стоять у ряді напруг металів після нього. Винятками є лише лужні та лужноземельні метали, які не будуть відновлювати іони інших металів із розчинів їх солей. Це з тим, що у випадках з більшою швидкістю протікають реакції взаємодії металів із водою.

3. Усі метали, мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто. перебувають у низці напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів кислот.

Необхідно відзначити, що представлений ряд характеризує поведінку металів та їх солей лише у водних розчинах, оскільки потенціали враховують особливості взаємодії того чи іншого іону з молекулами розчинника. Саме тому електрохімічний ряд починається літієм, тоді як активніші в хімічному відношенні рубідій і калій знаходяться праворуч від літію. Це з винятково високої енергією процесу гідратації іонів літію проти іонами інших лужних металів.

Алгебраїчне значення стандартного окислювально-відновного потенціалу характеризує окислювальну активність відповідної окисленої форми. Тому зіставлення значень стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє відповісти на запитання: чи протікає та чи інша окисно-відновна реакція?

Так, усі напівреакції окислення галогенід-іонів до вільних галогенів

2 Cl - - 2 e = С l 2 Е 0 = -1,36 В (1)

2 Br - -2е = r 2 E 0 = -1,07 (2)

2I - -2 е = I 2 E 0 = -0,54 В (3)

можуть бути реалізовані в стандартних умовах при використанні як окислювач оксиду свинцю ( IV ) (Е 0 = 1,46 В) або перманганату калію (Е 0 = 1,52 В). При використанні дихромату калію ( E 0 = 1,35 В) вдається здійснити лише реакції (2) та (3). Нарешті, використання як окислювач азотної кислоти ( E 0 = 0,96 В) дозволяє здійснити лише напівреакцію за участю йодид-іонів (3).

Таким чином, кількісним критерієм оцінки можливості протікання тієї чи іншої окисно-відновної реакції є позитивне значення різниці стандартних окисно-відновних потенціалів напівреакцій окислення та відновлення.

Електрохімічний ряд активності металів (ряд напруг, ряд стандартних електродних потенціалів) - послідовність, в якій метали розташовані в порядку збільшення їх стандартних електрохімічних потенціалів φ 0 відповідають напівреакції відновлення катіону металу Me n+ : Me n+ + nē → Me

Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах.

Історія

Послідовність розташування металів у порядку зміни їх хімічної активності в загальних рисахбула відома вже алхімікам. Процеси взаємного витіснення металів із розчинів та їх поверхневе осадження (наприклад, витіснення срібла та міді із розчинів їх солей залізом) розглядалися як прояв трансмутації елементів.

Пізні алхіміки впритул підійшли до розуміння хімічної сторони взаємного осадження металів їх розчинів. Так, Ангелус Сала у роботі «Anatomia Vitrioli» (1613) дійшов висновку, що продукти хімічних реакцій складаються з тих самих «компонентів», які у вихідних речовинах. Згодом Роберт Бойль запропонував гіпотезу про причини, через які один метал витісняє інший із розчину на основі корпускулярних уявлень.

В епоху становлення класичної хімії здатність елементів витісняти один одного із сполук стала важливим аспектом розуміння реакційної здатності. Й. Берцеліус на основі електрохімічної теорії спорідненості побудував класифікацію елементів, розділивши їх на «металоїди» (зараз застосовується термін «неметали») та «метали» та поставивши між ними водень.

Послідовність металів за їхньою здатністю витісняти один одного, давно відома хімікам, була в 1860-ті і наступні роки особливо ґрунтовно та всебічно вивчена та доповнена Н. Н. Бекетовим. Вже 1859 року він зробив у Парижі повідомлення тему «Дослідження над явищами витіснення одних елементів іншими». До цієї роботи Бекетов включив цілий рядузагальнень про залежність між взаємним витісненням елементів та його атомною вагою, пов'язуючи ці процеси з « первісними хімічними властивостями елементів - тим, що називається хімічною спорідненістю». Відкриття Бекетовим витіснення металів з розчинів їх солей воднем під тиском та вивчення відновлювальної активності алюмінію, магнію та цинку при високих температурах(металотермія) дозволило йому висунути гіпотезу про зв'язок здатності одних елементів витісняти інші з сполук з їх щільністю: легші прості речовиниздатні витісняти більш важкі (тому цей ряд часто називають витіснювальний ряд Бекетова, або просто ряд Бекетова).

Не заперечуючи значних заслуг Бекетова у становленні сучасних уявленьпро ряд активності металів, слід вважати помилковим існуюче у вітчизняній і навчальної літературиуявлення про нього як єдиного творця цього ряду. Численні експериментальні дані, отримані в наприкінці XIXстоліття, що спростовували гіпотезу Бекетова. Так, Вільям Одлінг описав безліч випадків «навернення активності». Наприклад, мідь витісняє олово з концентрованого підкисленого розчину SnCl 2 і свинець з кислого розчину PbCl 2 ; вона ж здатна до розчинення в концентрованій соляній кислоті з виділенням водню. Мідь, олово і свинець знаходяться в ряду правіше за кадмій, проте можуть витісняти його з киплячого слабо підкисленого розчину CdCl 2 .

Бурхливий розвиток теоретичної та експериментальної фізичної хімії вказував на іншу причину відмінностей хімічної активності металів. З розвитком сучасних уявлень електрохімії (головним чином роботах Вальтера Нернста) стало ясно, що ця послідовність відповідає «низці напруг» - розташування металів за значенням стандартних електродних потенціалів. Таким чином, замість якісної характеристики – «схильності» металу та його іона до тих чи інших реакцій – Нерст ввів точну кількісну величину, що характеризує здатність кожного металу переходити в розчин у вигляді іонів, а також відновлюватись з іонів до металу на електроді, а відповідний ряд отримав назву ряду стандартних електродних потенціалів.

Теоретичні основи

Значення електрохімічних потенціалівє функцією багатьох змінних і тому виявляють складну залежність від становища металів у періодичній системі. Так, окисний потенціал катіонів зростає зі збільшенням енергії атомізації металу, зі збільшенням сумарного потенціалу іонізації його атомів та зі зменшенням енергії гідратації його катіонів.

В самому загальному виглядіясно, що метали, що знаходяться на початку періодів, характеризуються низькими значеннями електрохімічних потенціалів і займають місця в лівій частині ряду напруг. У цьому чергування лужних і лужноземельних металів відбиває явище діагональної подібності. Метали, розташовані ближче до середин періодів, характеризуються великими значеннями потенціалів і займають місця у правій половині низки. Послідовне збільшення електрохімічного потенціалу (від −3,395 У пари Eu 2+ /Eu [ ] до +1,691 У пари Au + / Au) відображає зменшення відновлювальної активності металів (властивість віддавати електрони) і посилення окислювальної здатності їх катіонів (властивість приєднувати електрони). Таким чином, найсильнішим відновником є металевий європій, а найсильнішим окислювачем – катіони золота Au+.

У ряд напруг зазвичай включається водень, оскільки практичний вимір електрохімічних потенціалів металів проводиться з використанням стандартного водню.

Практичне використання ряду напруг

Ряд напруг використовується на практиці для порівняльної [відносної] оцінки хімічної активності металів у реакціях з водними розчинами солей і кислот та для оцінки катодних та анодних процесів при електролізі:

Метали, що стоять лівіше водню, є сильнішими відновниками, ніж метали, розташовані правіше: вони витісняють останні розчини солей. Наприклад, взаємодія Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu можлива лише у прямому напрямку.
Метали, що стоять у ряду лівіше водню, витісняють водень при взаємодії з водними розчинами кислот-неокислювачів; найбільш активні метали (до алюмінію включно) - і за взаємодії з водою.
Метали, що стоять у ряду правіше водню, з водними розчинами кислот-неокислювачів за звичайних умов не взаємодіють.
При електролізі метали, що стоять правіше водню, виділяються на катоді; відновлення металів помірної активності супроводжується виділенням водню; найбільш активні метали (до алюмінію) неможливо за звичайних умов виділити з водних розчинів солей.

Таблиця електрохімічних потенціалів металів

Катіон	φ 0 ,	Реакційна здатність	Електроліз (на катоді):
Li +	-3,0401	реагує з водою	виділяється водень
Cs +	-3,026
Rb +	-2,98
K +	-2,931
Fr+	-2,92
Ra 2+	-2,912
Ba 2+	-2,905
Sr 2+	-2,899
Ca 2+	-2,868
Eu 2+	-2,812
Na +	-2,71
Sm 2+	-2,68
Md 2+	-2,40	реагує з водними розчинами кислот
La 3+	-2,379
Y 3+	-2,372
Mg 2+	-2,372
Ce 3+	-2,336
Pr 3+	-2,353
Nd 3+	-2,323
Er 3+	-2,331
Ho 3+	-2,33
Tm 3+	-2,319
Sm 3+	-2,304
Pm 3+	-2,30
FM 2+	-2,30
Dy 3+	-2,295
Lu 3+	-2,28
Tb 3+	-2,28
Gd 3+	-2,279
Es 2+	-2,23
Ac 3+	-2,20
Dy 2+	-2,2
Pm 2+	-2,2
Cf 2+	-2,12
Sc 3+	-2,077
Am 3+	-2,048
Cm 3+	-2,04
Pu 3+	-2,031
Er 2+	-2,0
Pr 2+	-2,0
Eu 3+	-1,991
Lr 3+	-1,96
Cf 3+	-1,94
Es 3+	-1,91
Th 4+	-1,899
FM 3+	-1,89
Np 3+	-1,856
Be 2+	-1,847
U 3+	-1,798
Al 3+	-1,700
Md 3+	-1,65
Ti 2+	-1,63		конкуруючі реакції: і виділення водню, і виділення металу в чистому вигляді
Hf 4+	-1,55
Zr 4+	-1,53
Pa 3+	-1,34
Ti 3+	-1,208
Yb 3+	-1,205
No 3+	-1,20
Ti 4+	-1,19
Mn 2+	-1,185
V 2+	-1,175
Nb 3+	-1,1
Nb 5+	-0,96
V 3+	-0,87
Cr 2+	-0,852
Zn 2+	-0,763
Cr 3+	-0,74
Ga 3+	-0,560

Метали в хімічних реакціяхзавжди відновлювачі. Відновлювальну активність металу відображає його положення електрохімічному ряду напруг.

З низки можна зробити такі выводы:

1. Чим лівіше стоїть метал у цьому ряду, тим сильнішим відновником він є.

2. Кожен метал здатний витісняти із солей у розчині ті метали, які стоять правіше

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Метали, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню здатні витісняти його з кислот.

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

4. Метали, що є найсильнішими відновниками (лужні та лужноземельні) у будь-яких водних розчинах насамперед реагують з водою.

Відновлювальна здатність металу, визначена по електрохімічному ряду який завжди відповідає його становищу в періодичної системі т.к у ряду напруг враховується як радіус атома, а й енергія відриву електронів.

Альдегіди, їх будова та властивості. Отримання, застосування мурашиного та оцтового альдегідів.

Альдегіди – це органічні сполуки, До складу молекули яких входить карбонільна група, сполучена з воднем і вуглеводневим радикалом.

Метаналь (мурашиний альдегід)

Фізичні властивості

Метаналь - газоподібна речовина, водний розчин- Формалінь

Хімічні властивості

Реактивом на альдегіди є Cu(OH) 2

Застосування

Найбільше застосування мають метаналь та етаналь. Велика кількість метаналю використовується для одержання фенолформальдегідної смоли, яку одержують при взаємодії метаналю з фенолом. Ця смола необхідна для різних пластмас. Пластмаси виготовлені для фенолформальдегідної смоли в поєднанні з різними наповнювачами, називаються фенопластами. При розчиненні фенолформальдегідної смоли в ацетоні або спирті одержують різні лаки. При взаємодії метаналю з карбамідом CO(NH 2) 2 одержують карбідну смолу, а з неї – амінопласти. З цих пластмас виготовляють мікропористі матеріали для потреб електротехніки. Метаналь йде також на виробництво деяких лікарських речовин і барвників. Широко застосовується водний розчин, що містить масових частках 40% метаналю. Він називається формаліном. Його використання ґрунтується на властивості згортати білок.

Отримання

Альдегіди отримують окисленням алканів та спиртів. Етаналь отримують гідротацією етину та окисленням етену.

Білет №12

Вищі оксиди хімічних елементівтретього періоду. Закономірності у вимірі їх властивостей у зв'язку зі становищем хімічних елементів у періодичній системі. Характерні хімічні властивості оксидів: основних, амфотерних, кислотних.

Оксиди– це складні речовини, що складаються з двох хімічних елементів, один з яких є кисень зі ступенем окиснення «-2»

До оксидів третього періоду відносяться:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 .

Зі збільшенням ступеня окислення елементів збільшуються кислотні властивості оксидів.

Na 2 O, MgO – основні оксиди

Al 2 O 3 – амфотерний оксид

SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 - кислотні оксиди.

Основні оксиди реагують з кислотами з утворенням солі та води.

MgO + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Hg + H 2 O

Оксиди лужних та лужноземельних металівреагують з водою з утворенням лугу.

Na 2 O + HOH → 2NaOH

Основні оксиди реагують із кислотними оксидами з утворенням солі.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Кислотні оксидиреагують з лугами з утворенням солі та води

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

Реагує з водою, з утворенням кислоти

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Амфотерні оксиди реагують з кислотами та лугами

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

З лугом

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Жири, їх властивості та склад. Жири у природі, перетворення жирів в організмі. Продукти технічної переробки жирів, поняття про синтетичні миючі засоби. Захист природи від забруднення СМС.

Жири– це складні ефіри гліцерину та карбонових кислот.

Загальна формула жирів:

Тверді жири утворені переважно вищими граничними карбоновими кислотами – стеаринової C 17 H 35 COOH, пальмітинової C 15 H 31 COOH та деякими іншими. Рідкі жири утворені головним чином вищими ненасиченими карбоновими кислотами – олеїновою C 17 H 33 COOH, лінолевій C 17 H 31 COOH

Жири поряд з вуглеводнями та білками входять до складу організмів тварин та рослин. Вони є важливою складовоюїжі людини та тварин. При окисненні жирів в організмі виділяється енергія. Коли до органів травлення надходять жири, то під впливом ферментів вони гідролізуються на гліцерин та відповідні кислоти.

Продукти гідролізу всмоктуються ворсинками кишківника, а потім синтезується жир, але вже властивий організм. Потоком крові жири переносяться в інші органи та тканини організму, де накопичуються або знову гідролізуються та поступово окислюються до оксиду вуглецю (IV) та води.

Фізичні властивості.

Тварини жири здебільшого тверді речовини, але трапляються і рідкі (риб'ячий жир). Рослинні жири найчастіше рідкі речовини– олії; відомі і тверді рослинні жири - кокосове масло.

Хімічні властивості.

Жири у тваринних організмах у присутності ферментів гідролізуються. Крім реакцій із водою, жири взаємодіють із лугами.

До складу рослинних олій входять складні ефіри ненасичених карбонових кислот, їх можна піддати гидрированию. Вони перетворюються на граничні з'єднання
Приклад: З олії в промисловості отримують маргарин.

Застосування.
Жири в основному застосовують як харчовий продукт. Раніше жири використовували для отримання мила
Синтетичні миючі засоби.

Синтетичні миючі засоби шкідливо впливають на навколишнє середовище, т.к. вони стійкі і важко піддаються руйнації.