Poziția metalelor în seria tensiunii electrochimice. Lumea materialelor moderne - seria electrochimică a tensiunilor metalice. Metalele alcalino-pământoase includ

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria tensiunii electrochimice a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau seria activității metalului:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Cele mai active metale din punct de vedere chimic sunt în seria de activitate până la hidrogen, iar cu cât metalul este situat mai în stânga, cu atât este mai activ. Metalele care ocupă locul după hidrogen în seria de activități sunt considerate inactive.

Aluminiu

Aluminiul este o culoare alb-argintiu. Principalele proprietăți fizice ale aluminiului sunt ușurința, conductivitatea termică și electrică ridicată. În stare liberă, atunci când este expus la aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă durabilă de oxid de Al 2 O 3, ceea ce îl face rezistent la acțiunea acizilor concentrați.

Aluminiul aparține metalelor din familia p. Configurație electronică externă nivel de energie– 3s 2 3p 1 . În compușii săi, aluminiul prezintă o stare de oxidare de „+3”.

Aluminiul este produs prin electroliza oxidului topit al acestui element:

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

Cu toate acestea, datorită randamentului scăzut al produsului, metoda de producere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 este mai des utilizată. Reacția are loc atunci când este încălzită la 960C și în prezența catalizatorilor - fluoruri (AlF 3, CaF 2 etc.), în timp ce eliberarea de aluminiu are loc la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

Aluminiul este capabil să interacționeze cu apa după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața sa (1), să interacționeze cu substanțe simple (oxigen, halogeni, azot, sulf, carbon) (2-6), acizi (7) și baze (8):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na + 3H2 (8)

Calciu

În forma sa liberă, Ca este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, acesta devine instantaneu acoperit cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu componentele aerului. Calciul este un metal destul de dur și are o rețea cristalină cubică centrată pe față.

Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 4s 2. În compușii săi, calciul prezintă o stare de oxidare de „+2”.

Calciul se obține prin electroliza sărurilor topite, cel mai adesea cloruri:

CaCl2 = Ca + CI2

Calciul este capabil să se dizolve în apă pentru a forma hidroxizi, prezentând proprietăți de bază puternice (1), reacționând cu oxigenul (2), formând oxizi, interacționând cu nemetale (3-8), dizolvându-se în acizi (9):

Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H2 = CaH2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 (9)

Fierul și compușii săi

Fierul este un metal gri. ÎN formă pură este destul de moale, maleabil și vâscos. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3d 6 4s 2. În compușii săi, fierul prezintă stări de oxidare „+2” și „+3”.

Fierul metalic reacţionează cu vaporii de apă, formând oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umidității (ruginile):

3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple, de exemplu, halogenii (1) și se dizolvă în acizi (2):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (2)

Fierul formează un întreg spectru de compuși, deoarece prezintă mai multe stări de oxidare: hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III), săruri, oxizi etc. Astfel, hidroxidul de fier (II) poate fi obținut prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4

Hidroxidul de fier (II) este solubil în acizi și se oxidează în hidroxid de fier (III) în prezența oxigenului.

Sărurile de fier (II) prezintă proprietăți de agent reducător și sunt transformate în compuși de fier (III).

Oxidul de fier (III) nu poate fi obținut prin arderea fierului în oxigen; pentru a-l obține, este necesară arderea sulfurilor de fier sau calcinarea altor săruri de fier:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Compușii de fier (III) prezintă proprietăți oxidante slabe și sunt capabili să intre în reacții redox cu agenți reducători puternici:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Productie de fier si otel

Otelurile si fontele sunt aliaje de fier si carbon, cu continutul de carbon in otel de pana la 2%, iar in fonta 2-4%. Oțelurile și fontele conțin aditivi de aliere: oțeluri – Cr, V, Ni și fontă – Si.

Există diferite tipuri de oțeluri; de exemplu, oțelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, rezistente la căldură și criogenice se disting în funcție de scopul lor. De compoziție chimică se disting carbonul (cu conținut scăzut, mediu și ridicat de carbon) și aliajele (aliaj scăzut, mediu și ridicat). In functie de structura se disting otelurile austenitice, feritice, martensitice, perlitice si bainitice.

Oțelurile și-au găsit aplicații în multe industrii economie nationala, cum ar fi construcții, chimie, petrochimice, protecția mediului, energie de transport și alte industrii.

În funcție de forma conținutului de carbon din fontă - cementit sau grafit, precum și de cantitatea acestora, se disting mai multe tipuri de fontă: albă ( culoare deschisa fractură din cauza prezenței carbonului sub formă de cementită), gri ( culoare gri fractură din cauza prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabil și rezistent la căldură. Fontele sunt aliaje foarte fragile.

Domeniile de aplicare a fontei sunt extinse - decorațiunile artistice (garduri, porți), piesele dulapurilor, echipamentele sanitare, articolele de uz casnic (tigăile) sunt realizate din fontă și este folosită în industria auto.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Diferența de potențial „substanță electrod – soluție” servește exact ca o caracteristică cantitativă a capacității unei substanțe (atât metale, cât șinemetale) intră în soluție sub formă de ioni, adică caracterstabilitatea capacității OB a ionului și a substanței sale corespunzătoare.

Această diferență de potențial se numeștepotenţialul electrodului.

Cu toate acestea, metode directe pentru măsurarea acestor diferențe de potențialnu există, așa că am convenit să le definim în raport cuașa-numitul electrod standard de hidrogen, potențialal care este convențional considerat zero (deseori numit șielectrod de referință). Un electrod standard de hidrogen este format dindintr-o placă de platină scufundată într-o soluţie de acid ce conţineconcentrația ionilor de H + 1 mol/l și spălată cu un curent de gazhidrogen în condiții standard.

Apariția unui potențial pe un electrod standard de hidrogen poate fi imaginată după cum urmează. Hidrogenul gazos, adsorbit de platină, intră în stare atomică:

H22H.

Se realizează o stare de echilibru dinamic între hidrogenul atomic format pe suprafața plăcii, ionii de hidrogen din soluție și platină (electroni!):

HH ++ e.

Procesul general este exprimat prin ecuația:

H22H++ 2e.

Platina nu participă la reacțiile redoxȘi proces activ, dar este doar un purtător de hidrogen atomic.

Dacă o placă dintr-un anumit metal, scufundată într-o soluție de sare a acestuia cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol/l, este conectată la un electrod standard de hidrogen, se obține o celulă galvanică. Forta electromotoare acest element(emf), măsurată la 25°C, caracterizează potențialul electrod standard al metalului, denumit de obicei E 0 .

În raport cu sistemul H 2 /2H +, unele substanţe se vor comporta ca agenţi oxidanţi, altele ca agenţi reducători. În prezent, s-au obținut potențiale standard pentru aproape toate metalele și multe nemetale, care caracterizează capacitatea relativă a agenților reducători sau a agenților oxidanți de a dona sau capta electroni.

Potențialele electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” indică potențialele electrozilor care sunt agenți oxidanți.

Dacă aranjam metalele în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, atunci așa-numitul serie de tensiune electrochimică a metalelor:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

O serie de tensiuni caracterizează Proprietăți chimice metale

1. Cu cât potenţialul electrod al unui metal este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (reducă) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria tensiunilor metalice după el. Singurele excepții sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase, care nu vor reduce ionii altor metale din soluțiile sărurilor lor. Acest lucru se datorează faptului că în aceste cazuri reacțiile metalelor cu apa au loc într-un ritm mai rapid.

3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, de ex. cele situate în seria de tensiune a metalelor din stânga hidrogenului sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.

Trebuie remarcat faptul că seria prezentată caracterizează comportamentul metalelor și sărurilor lor numai în soluții apoase, deoarece potențialele iau în considerare particularitățile interacțiunii unui anumit ion cu moleculele de solvent. De aceea, seria electrochimică începe cu litiu, în timp ce rubidul și potasiul mai activ din punct de vedere chimic sunt situate în dreapta litiului. Acest lucru se datorează energiei excepțional de mare a procesului de hidratare a ionilor de litiu în comparație cu ionii altor metale alcaline.

Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialelor redox standard ne permite să răspundem la întrebarea: are loc cutare sau cutare reacție redox?

Astfel, toate semireacțiile de oxidare a ionilor de halogenură la halogeni liberi

2 Cl - - 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

2 Br - -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I - -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

poate fi implementat în condiții standard atunci când se utilizează oxid de plumb ca agent oxidant ( IV ) (E 0 = 1,46 V) sau permanganat de potasiu (E 0 = 1,52 V). Când se utilizează dicromat de potasiu ( E 0 = 1,35 V) pot fi efectuate numai reacțiile (2) și (3). În cele din urmă, utilizați ca agent de oxidare acid azotic ( E 0 = 0,96 V) permite doar o semireacție care implică ioni de iodură (3).

Astfel, un criteriu cantitativ pentru evaluarea posibilității de apariție a unei anumite reacții redox este valoarea pozitivă a diferenței dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.

Într-o celulă electrochimică (celula galvanică), electronii rămași după formarea ionilor sunt îndepărtați printr-un fir metalic și se recombină cu ioni de alt tip. Adică sarcina din circuitul extern este transferată de electroni, iar în interiorul celulei, prin electrolitul în care sunt scufundați electrozii metalici, de ioni. Acest lucru creează un circuit electric închis.

Diferența de potențial măsurată într-o celulă electrochimică este o se explică prin diferența în capacitatea fiecărui metal de a dona electroni. Fiecare electrod are propriul său potențial, fiecare sistem electrod-electrolit este o jumătate de celulă și oricare două semicelule formează o celulă electrochimică. Potențialul unui electrod se numește potențial semicelulă și determină capacitatea electrodului de a dona electroni. Este evident că potențialul fiecărui semi-element nu depinde de prezența unui alt semi-element și de potențialul acestuia. Potențialul semicelulă este determinat de concentrația de ioni din electrolit și de temperatură.

Hidrogenul a fost ales drept semi-element „zero”, adică. se crede că nu se lucrează pentru el atunci când un electron este adăugat sau îndepărtat pentru a forma un ion. Valoarea potențialului „zero” este necesară pentru a înțelege capacitatea relativă a fiecăreia dintre cele două semicelule ale celulei de a da și accepta electroni.

Potențialele de semicelulă măsurate în raport cu un electrod de hidrogen se numesc scară de hidrogen. Dacă tendința termodinamică de a dona electroni într-o jumătate a celulei electrochimice este mai mare decât în ​​cealaltă, atunci potențialul primei jumătate de celulă este mai mare decât potențialul celei de-a doua. Sub influența diferenței de potențial, se va produce fluxul de electroni. Când două metale sunt combinate, este posibil să se determine diferența de potențial care apare între ele și direcția fluxului de electroni.

Un metal electropozitiv are o capacitate mai mare de a accepta electroni, deci va fi catodic sau nobil. Pe de altă parte, există metale electronegative, care sunt capabile să doneze electroni în mod spontan. Aceste metale sunt reactive și, prin urmare, anodice:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

De exemplu Cu renunță la electroni mai ușor Ag, dar mai rău decât Fe . În prezența unui electrod de cupru, nonionii de argint vor începe să se combine cu electronii, ducând la formarea ionilor de cupru și la precipitarea argintului metalic:

2 Ag++ Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Cu toate acestea, același cupru este mai puțin reactiv decât fierul. Când fierul metalic intră în contact cu nonații de cupru, acesta va precipita și fierul va intra în soluție:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Putem spune că cuprul este un metal catodic față de fier și un metal anodic față de argint.

Potențialul electrodului standard este considerat a fi potențialul unei semicelule de metal pur complet recoapt ca electrod în contact cu ionii la 25 0 C. În aceste măsurători, electrodul de hidrogen acționează ca un electrod de referință. În cazul unui metal divalent, putem nota reacția care are loc în celula electrochimică corespunzătoare:

M+2H+→ M2+ + H2.

Dacă aranjam metalele în ordinea descrescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, obținem așa-numita serie electrochimică a tensiunilor metalice (Tabelul 1).

Tabelul 1. Serii electrochimice de tensiuni metalice

De exemplu, într-o celulă galvanică cupru-zinc, are loc un flux de electroni de la zinc la cupru. Electrodul de cupru este polul pozitiv al acestui circuit, iar electrodul de zinc este polul negativ. Cu cât zincul mai reactiv pierde electroni:

Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0,763 V.

Cuprul este mai puțin reactiv și acceptă electroni din zinc:

Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0,337 V.

Tensiunea de pe firul metalic care conectează electrozii va fi:

0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.

Tabelul 2. Potențialele staționare ale unor metale și aliaje în apa de mare în raport cu un electrod de hidrogen normal (GOST 9.005-72).

Notă . Valorile numerice indicate ale potențialelor și ordinea metalelor dintr-o serie pot varia în funcție de grade diferiteîn funcție de puritatea metalelor, compoziție apa de mare, gradul de aerare și starea suprafeței metalelor.

Metalele care reacţionează uşor se numesc metale active. Acestea includ metale alcaline, alcalino-pământoase și aluminiu.

Poziția în tabelul periodic

Proprietățile metalice ale elementelor scad de la stânga la dreapta în tabelul periodic. Prin urmare, elementele grupelor I și II sunt considerate cele mai active.

Orez. 1. Metalele active din tabelul periodic.

Toate metalele sunt agenți reducători și se despart cu ușurință de electroni la nivelul energetic exterior. Metalele active au doar unul sau doi electroni de valență. În acest caz, proprietățile metalice cresc de sus în jos odată cu creșterea numărului de niveluri de energie, deoarece Cu cât un electron este mai departe de nucleul unui atom, cu atât îi este mai ușor să se separe.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

• litiu;
• sodiu;
• potasiu;
• rubidiu;
• cesiu;
• limba franceza

Metalele alcalino-pământoase includ:

• beriliu;
• magneziu;
• calciu;
• stronţiu;
• bariu;
• radiu.

Gradul de activitate al unui metal poate fi determinat prin seria electrochimică a tensiunilor metalice. Cu cât un element este situat mai la stânga hidrogenului, cu atât este mai activ. Metalele din dreapta hidrogenului sunt inactive și pot reacționa numai cu acizi concentrați.

Orez. 2. Serii electrochimice de tensiuni ale metalelor.

Lista metalelor active din chimie include și aluminiul, situat în grupa IIIși stând în stânga hidrogenului. Cu toate acestea, aluminiul se află la granița metalelor active și intermediar active și nu reacționează cu unele substanțe în condiții normale.

Proprietăți

Metalele active sunt moi (pot fi tăiate cu un cuțit), ușoare și au un punct de topire scăzut.

Principalele proprietăți chimice ale metalelor sunt prezentate în tabel.

Metalele active reacționează ușor, așa că în natură se găsesc numai în amestecuri - minerale, roci.

Orez. 3. Minerale și metale pure.

Ce am învățat?

Metalele active includ elemente din grupele I și II - metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiu. Activitatea lor este determinată de structura atomului - câțiva electroni sunt ușor separați de nivelul energetic extern. Acestea sunt metale ușoare moi care reacționează rapid cu substanțe simple și complexe, formând oxizi, hidroxizi și săruri. Aluminiul este mai aproape de hidrogen și reacția sa cu substanțele necesită condiții suplimentare - temperaturi mari, distrugerea peliculei de oxid.

Test pe tema

Evaluarea raportului

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 339.

Metalele în reacții chimiceîntotdeauna restauratori. Activitatea de reducere a unui metal este reflectată de poziția sa în seria tensiunii electrochimice.

Pe baza seriei se pot trage următoarele concluzii:

1. Cu cât un metal este mai în stânga pe acest rând, cu atât este mai puternic un agent reducător.

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască din sărurile în soluție acele metale care se află în dreapta

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Metalele situate în seria de tensiuni la stânga hidrogenului sunt capabile să-l înlocuiască de acizi.

Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2

4. Metalele care sunt cei mai puternici agenți reducători (alcaline și alcalino-pământoase) din orice soluție apoasă reacţionează mai întâi cu apa.

Capacitatea de reducere a unui metal, determinată de seria electrochimică, nu corespunde întotdeauna cu poziția sa în tabelul periodic deoarece în seria tensiunilor se ia în considerare nu doar raza atomului, ci și energia de extracție a electronilor.

Aldehide, structura și proprietățile lor. Prepararea și utilizarea formicelor și acetaldehidelor.

Aldehidele sunt compuși organici ale căror molecule includ o grupare carbonil legată de hidrogen și un radical de hidrocarbură.

Metanal (formaldehidă)

Proprietăți fizice

Metanalul este o substanță gazoasă soluție de apă– formol

Proprietăți chimice

Reactivul pentru aldehide este Cu(OH)2

Aplicație

Metanalul și etanalul sunt cele mai utilizate. Un numar mare de metanalul este folosit pentru a produce rășină fenol-formaldehidă, care se obține prin reacția metanalului cu fenolul. Această rășină este necesară pentru producerea diferitelor materiale plastice. Materialele plastice fabricate din rășină fenol-formaldehidă în combinație cu diferite materiale de umplutură se numesc fenolici. Prin dizolvarea rășinii fenol-formaldehidă în acetonă sau alcool se obțin diverse lacuri. Când metanalul reacționează cu ureea CO(NH 2) 2, se obține rășină de carbură și din aceasta se fac aminoplaste. Din aceste materiale plastice sunt realizate materiale microporoase pentru nevoile ingineriei electrice.Metanalul este, de asemenea, utilizat la producerea unor substante medicinale si coloranti. O soluție apoasă care conține 40% metan în fracțiuni de masă este utilizată pe scară largă. Se numește formol. Utilizarea sa se bazează pe capacitatea sa de a plia proteinele.

Chitanță

Aldehidele se obtin prin oxidarea alcanilor si alcoolilor. Etanalul este produs prin hidratarea etinei și oxidarea etinei.

Biletul nr. 12

Oxizi superiori ai elementelor chimice din perioada a treia. Regularități în măsurarea proprietăților lor în legătură cu poziția elementelor chimice în tabelul periodic. Proprietăți chimice caracteristice ale oxizilor: bazic, amfoter, acid.

Oxizi- acestea sunt substanțe complexe formate din două elemente chimice, dintre care unul este oxigenul cu o stare de oxidare de „-2”

Oxizii din a treia perioadă includ:
Na20, MgO, Al203, Si02, P205, SO3, CI207.

Odată cu creșterea gradului de oxidare a elementelor, proprietățile acide ale oxizilor cresc.

Na 2 O, MgO – oxizi bazici

Al 2 O 3 – oxid amfoter

SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 – oxizi acizi.

Oxizii bazici reacţionează cu acizii formând sare şi apă.

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

Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacţionează cu apa pentru a forma alcali.

Na2O + HOH → 2NaOH

Oxizii bazici reacţionează cu oxizii acizi pentru a forma o sare.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Oxizii acizi reacţionează cu alcalii formând sare şi apă

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

Reacționează cu apa pentru a forma acid

SO3 + H2O → H2SO4

Oxizii amfoteri reacţionează cu acizii şi alcalii

Al2O3 + 6HCI → 2AlCl3 + 3H2O

Cu alcali

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

Grăsimile, proprietățile și compoziția lor. Grăsimile în natură, transformarea grăsimilor în organism. Produse de prelucrare tehnică a grăsimilor, conceptul de detergenți sintetici. Protejarea naturii de poluarea prin SMS.

Grasimi sunt esteri de glicerol și acizi carboxilici.

Formula generală a grăsimilor:

Grăsimile solide sunt formate predominant din acizi carboxilici saturați superiori - C 17 H 35 COOH stearic, C 15 H 31 COOH palmitic și alții. Grăsimi lichide formată în principal din acizi carboxilici nesaturați superiori – oleic C17H33COOH, lenolic C17H31COOH

Grăsimile, împreună cu hidrocarburile și proteinele, fac parte din organismele animalelor și plantelor. Sunt o parte importantă a hranei umane și animale. Când grăsimile sunt oxidate, energia este eliberată în organism. Când grăsimile intră în organele digestive, sub influența enzimelor, acestea sunt hidrolizate în glicerol și acizi corespunzători.

Produsele hidrolizei sunt absorbite de vilozitățile intestinale, iar apoi se sintetizează grăsimea, dar deja caracteristică organismului. Grăsimile sunt transportate de sânge către alte organe și țesuturi ale corpului, unde se acumulează sau sunt din nou hidrolizate și oxidate treptat în monoxid de carbon (IV) și apă.

Proprietăți fizice.

Grăsimile animale sunt în mare parte solide, dar există și lichide ( grăsime de pește). Grăsimile vegetale sunt cel mai adesea substanțe lichide - uleiuri; Grăsimile vegetale solide – uleiul de cocos – sunt de asemenea cunoscute.

Proprietăți chimice.

Grăsimile din organismele animale sunt hidrolizate în prezența enzimelor. Pe lângă reacțiile cu apa, grăsimile interacționează cu alcalii.

Uleiurile vegetale conțin esteri ai acizilor carboxilici nesaturați și pot fi supuse hidrogenării. Se transformă în conexiuni finale
Exemplu: De la ulei vegetal margarina este produsă în industrie.

Aplicație.
Grăsimile sunt folosite în principal ca produs alimentar. Anterior, grăsimile erau folosite pentru a face săpun
Sintetic detergenti.

Detergenții sintetici sunt nocivi pentru mediu inconjurator, deoarece sunt stabile și greu de spart.