Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Московский государственный университет им. М.В. Ломоносова

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

пособие 1.docx

Скачиваний:

Добавлен:

01.07.2025

Размер:

1.48 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 89 / 109 10 > Следующая >>>

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

изменение концентраций реагентов или продуктов,
изменение давления,
изменение температуры,
внесение катализатора в реакционную среду.

Принцип ле-шателье

Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье: если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению. Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.

Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов покажем на примерепроцесса Габера:

N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из N_2(г), H_2(г) и NH_3(г), добавить, например, азот, то равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т.е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода. При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.

Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным, то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:

I_2(г) + H_2(г) = 2HI_(г)

Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа молей газа в системе. В реакции:

N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)

из 4 молеул газа (1 N_2(г) и 3 H_2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH_3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.

Изменение температуры системы влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К. Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то равновесие сместится в сторону поглощения теплоты. Рассмотрим экзотермическую реакцию:

N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) + 22 ккал

Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением. При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к. она является эндотермической и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры. Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к. реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.

Таким образом, рост температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса. Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.

Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к состоянию равновесия, но k при этом не меняется.

Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:

CaCO_3(тв) → CaO_(тв) + CO_2(г)

В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:

К = [CO₂]

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO_3(тв) и CaO_(тв)содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Алканы

В обычных условиях

С₁- С₄ – газы

С₅- С₁₅– жидкие

С₁₆– твёрдые

Температуры плавления и кипения алканов, их плотности увеличиваются в гомологическом ряду с ростом молекулярной массы. Все алканы легче воды, в ней не растворимы, однако растворимы в неполярных растворителях (например, в бензоле) и сами являются хорошими растворителями. Физические свойства некоторых алканов представлены в таблице.

Название	Формула
Метан	СН₄
Этан	С₂Н₆
Пропан	С₃Н₈
Бутан	С₄Н₁₀
Пентан	C₅H₁₂
Гексан	С₆Н₁₄
Гептан	С₇H₁₆
Октан	C₈H₁₈

Химические свойства алканов

1. Реакции замещения.

а) Галогенирование

при действии света - hν или нагревании (стадийно – замещение атомов водорода на галоген носит последовательный цепной характер. Большой вклад в разработку цепных реакций внёс физик, академик, лауреат Нобелевской премии Н. Н. Семёнов )

В реакции образуются вещества галогеналканы RГ или С_nH₂_n₊₁Г

(Г - это галогены F, Cl, Br, I)

CH₄ + Cl₂ ^hν→ CH₃Cl + HCl (1 стадия) ;

CH₃Cl + Cl₂ ^hν→ CH₂Cl₂ + HCl (2 стадия);

дихлорметан

СH₂Cl₂ + Cl₂ ^hν→ CHCl₃ + HCl (3 стадия);

трихлорметан

CHCl₃ + Cl₂ ^hν→ CCl₄ + HCl (4 стадия).

тетрахлорметан

Электронная плотность связи С – Cl смещена к более электроотрицательному хлору, в результате на нём скапливается частичный отрицательный заряд, а на атоме углерода – частичный положительный заряд.

На атом углерода в метильной группе ( - СН₃) создаётся дефицит электронной плотности, поэтому он компенсирует свой заряд за счёт соседних атомов водорода, в результате связь С – Н становится менее прочной и атомы водорода легче замещаются на атомы хлора. При увеличении углеводородного радикала наиболее подвижными остаются атомы водорода у атома углерода ближайщего к заместителю:

CH₃– CH₂ – Cl + Cl₂ ^h^ν→ CH₃– CHCl₂ + HCl

хлорэтан 1,1 -дихлорэтан

Со фтором реакция идёт со взрывом.

С хлором и бромом требуется инициатор.

Иодирование происходит обратимо, поэтому требуется окислитель для удаления HI из рекции.

Внимание!

В реакциях замещения алканов легче всего замещаются атомы водорода у третичных атомов углерода, затем у вторичных и, в последнюю очередь, у первичных.

б) Нитрование

(реакция М.И. Коновалова, он провёл её впервые в 1888 г)

CH₄ + HNO₃(раствор) ^t˚^С→ CH₃NO₂ + H₂O

нитрометан

RNO₂ или С_nH₂_n₊₁ NO₂ (нитроалкан)

2. Реакции отщепления (дегидрирование)

а) C_nH₂_n₊₂ ^t^˚С,^Ni^или^Pd → C_nH₂_n + H₂

б) При нагревании до 1500 С происходит образование ацетилена и водорода:

2CH₄ ^1500°С → C₂H₂ + 3H₂

3. Реакции перегруппировки (изомеризация)

н-алкан ^AlCl^3,^t^°С → изоалкан

4. Реакции горения (горят светлым не коптящим пламенем)

C_nH₂_n₊₂ + O₂ ^t^°С → nCO₂ + (n+1)H₂O

Помните! Смесь метана с воздухом и кислородом взрывоопасна

V(CH₄) : V(O₂) = 1: 2

V(CH₄) : V(воздуха) = 1 : 10

5. Реакции разложения

а) Крекинг при температуре 700-1000°С разрываются (-С-С-) связи:

C₁₀H₂₂ ^t^°С → C₅H₁₂+ C₅H₁₀

алкан алкен

б) Пиролиз при температуре 1000°С разрываются все связи,

продукты – С и Н₂:

СH₄ ^1000°С → C + 2H₂

в) Конверсия метана с образованием синтез – газа (СО + Н₂)

CH₄ + H₂O ^800˚^C^,^Ni → СО + 3Н₂

Алкены

Физические свойства некоторых алкенов показаны в табл. 1. Первые три представителя гомологического ряда алкенов (этилен, пропилен и бутилен) — газы, начиная с C₅H₁₀(амилен, или пентен-1) — жидкости, а с С₁₈Н₃₆ — твердые вещества. С увеличением молекулярной массы повышаются температуры плавления и кипения. Алкены нормального строения кипят при более высокой температуре, чем их изомеры, имеющие изостроение. Температуры кипения цис-изомеров выше, чем транс-изомеров, а температуры плавления — наоборот.

Алкены плохо растворимы в воде (однако лучше, чем соответствующие алканы), но хорошо — в органических растворителях. Этилен и пропилен горят коптящим пламенем.

Таблица 1. Физические свойства некоторых алкенов

Название	Формула
Этилен (этен)	С₂Н₄
Пропилен (пропен)	С₃Н₆
Бутилен (бутен-1)	C₄H₈	-185,3	-6,3

Химические свойства алкенов

Для алкенов наиболее типичными являются реакции присоединения. В реакциях присоединения двойная связь выступает как донор электронов, поэтому для алкенов характерны реакции электрофильного присоединения.

Реакции присоединения

1. Гидрирование (гидрогенизация – взаимодействие с водородом):

C_nH_2n+ H₂^t,
Ni → C_nH_2n+2

2. Галогенирование (взаимодействие с галогенами):

C_nH₂_n+ Г₂→ С_nH₂_nГ₂

Это качественная реакция алкенов – бромная вода Br₂ (бурая жидкость) обесцвечивается.

3. Гидрогалогенирование* (взаимодействие с галогенводородами)

4. Гидратация* (присоединение молекул воды):

CH₂=CH₂ + H₂O ^t^,^H³^PO⁴→ CH₃-CH₂-OH (этанол – этиловый спирт)

* Присоединение галогенводородов и воды к несимметричным алкенам происходит поправилу Марковникова В.В.

Присоединение водорода происходит к наиболее гидрированному атому углерода при двойной углерод-углеродной связи.

5. Реакции полимеризации:

nCH₂=CH₂ ^t^,^p^,^kat^-^TiCl^4,^Al⁽^C²^H⁵⁾³→ (-CH₂-CH₂-)_n

мономер - этилен полимер – полиэтилен

Реакции окисления

1. Горение:

C_nH₂_n+ 3n/2O₂^t^,^p^,^kat→ nCO₂ + nH₂O + Q (пламя ярко светящее)

Частичное окисление этилена

Окисление перманганатом калия (р. Вагнера) в нейтральной среде– это качественная

реакция алкенов, розовый раствор марганцовки обесцвечивается.

Влияние среды на характер продуктов реакций окисления

1) Окисление в кислой среде при нагревании идёт до:

а) карбоновых кислот;

б) кетонов (если атом углерода при двойной связи содержит два заместителя);

в) углекислого газа (если двойная связь на конце молекулы, то образуется муравьиная кислота, которая легко окисляется до CO₂):

а) 5CH₃-CH=CH-CH₃ + 8KMnO₄+ 12H₂SO₄→ 10CH₃COOH + 8MnSO₄ +4K₂SO₄ + 12H₂O

в) CH₃ – CH₂ – CH = CH₂ + 2KMnO₄+ 3H₂SO₄→ CH₃CH₂COOH + CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

2) Окисление в нейтральной или слабощелочной среде на холоде (см. выше п.3)

Алкины

Свойства алкинов

Для атомов тройной связи характерна Sp-гибридизация. Т.е. тройная связь — это комбинация одной σ- и двух Π-связей:

молекулы линейные

Общая формула:

n = числу атомов углерода.

Название углеводородов строятся из двух частей.

Первая часть «говорит» о количестве атомов углерода, вторая — о тройной связи. У алкинов вторая часть — всегда -ин.

По правилам номенклатуры ИЮПАК:

в качестве основной цепи выбирается та, в которой находится тройная связь, не зависимо от ее размера,
нумерация идет с того конца, к которому ближе тройная связь
после окончания -ин ставится номер атома, после которого идет тройная связь.

Изомерия

Соответственно, для алкинов характерны 2 вида изомерии:

Структурная — изомерия положения тройной связи и изомерия радикалов
Межклассовая — алкины изомерны акладиенам.

Химические свойства алкинов:

1. Тройная связь, как и двойная, все присоединяет, разрывается, образует двойную связь, если реагент дан в избытке, то реакция может идти до образования одинарной связи:

галогенирование,
гидрогалогенирование,
гидрирование:

2. Гидратация — взаимодействие с водой — реакция Кучерова:

3. Качественные реакции алкинов:

Ацетилениды серебра и меди (I) легко образуются и выпадают в осадок при пропускании ацетилена через аммиачный раствор оксида серебра или хлорида меди (I). Эта реакция служит для обнаружения алкинов с тройной связью на конце цепи:

4. Реакции окисления:

Алкины окисляются различными окислителями, в частности перманганатом калия. При этом раствор перманганата калия обесцвечивается, что служит указанием на наличие тройной связи. При окислении обычно происходит расщепление тройной связи и образуются карбоновые кислоты, перманганат восстанавливается до Mn(2+) — в кислой среде, MnO2 — в щелочной:

С4H6 + [O] → 2CH3COOH

5. Реакции горения: как и все органические вещества, алкины сгорают с образованием углекислого газа и воды:

СnH2n-2 + (3n-1)\2 O2 → nCO2 + (n-1) H2O

Здесь записано уравнение в общем виде, т.к. во многих задачах требуется определить состав углеводорода — в таких случаях любые реакции лучше записывать в таком — общем виде.

Получение алкинов:

Из неорганических соединений: CaC2 + H2O → 2Ca(OH)2 + C2H2
дегидрогалогенирование: СH3-СHBr2 +2KOH (этанол, t) →C2H2 + 2KBr + 2H2O

Алкадиены Алкадиены — ациклические углеводороды, содержащие в молекуле, помимо одинарных связей, две двойные связи между атомами углерода и соответствующие общей формуле С_nН_2n-2.

В зависимости от взаимного расположения двойных связей различают три вида диенов: • алкадиены с кумулированным расположением двойных связей СН2=С=СН2 • алкадиены с сопряженными двойными связями CH2=CH—CH=CH2 • алкадиены с изолированными двойными связями CH2=CH—CH2—CH=CH2

Изомерия и номенклатура Для алкадиенов характерна как структурная изомерия, так и цис-транс-изомерия. Структурная изомерия: • изомерия углеродного скелета:

Межклассовая (Алкадиены изомерны соединениям классов алкинов и циклоалкенов (см. «Алкины»). При формировании названия алкадиена указывают номера двойных связей. Главная цепь должна обязательно содержать обе кратные связи.

Получение 1. Метод Лебедева. В 1932 г. в нашей стране было налажено производство бутадиена из этилового спирта методом, разработанным С. В. Лебедевым. В основе метода лежит реакция _{425
°С, Аl2O3, ZnO} 2СН3—СН2—ОН -----------------> СН9=СН-СН=СН9 + 2Н2O + Н2

Серге́й Васи́льевич Ле́бедев

(1874-1934)

Советский химик, академик. Основные научные исследования посвящены полимеризации, изомеризации и гидрогенизации непредельных углеводородов. Получил (1928) синтетический каучук полимеризацией 1,3-бутадиена под действием натрия.

Этиловый спирт одновременно претерпевает и дегидратацию, и дегидрирование. 2. Способ дегидрирования. Одним из самых распространенных способов получения бутадиена-1,3 является двухстадийное каталитическое дегидрирование н-бутана: СН3—СН2—СН2—СН3 —> CH2=CH—СН=СН2 + 2Н2 На первой стадии этого процесса образуется как бутен-1, так и бутен-2. 3. Способ дегидрогалогенирования. При действии на дибромалканы спиртового раствора щелочи происходит отщепление двух молекул галогеноводорода и образование двух двойных связей:

Существенным является расположение галогенов в молекуле дига-логенида. Так, например, в случае 2,3-дибромбутана или 2,2-ди-бромпропана образуются соответствующие алкины (см. § 13 «Алкины»). Физические свойства В обычных условиях пропадиен-1,2, бутадиен-1,3 — газы, 2-метилбутадиен-1,3 — летучая жидкость. Алкадиены с изолированными двойными связями (простейший из них — пен-тадиен-1,4) — жидкости. Высшие диены — твердые вещества. Химические свойства свойства алкадиенов с изолированными двойными связями мало отличаются от свойств алкенов. Алкадиены с сопряженными связями обладают некоторыми особенностями. 1. Реакции присоединения. Алкадиены способны присоединять водород, галогены, галогеноводороды. Особенностью присоединения к алкадиенам с сопряженными двойными связями является способность присоединять молекулы как в положения 1 и 2 (1,2-присоединение), так и в положения 1 и 4 (1,4-присоединение): Вr Вr | | СН2=СН—СН=СН2 + Вг2 —> CH2—CH—CH=CH2 1,2-присоединение

Вг Вг | l CH2=CH—СН=СН2 + Вг2 —> CH2—CH=CH—CH2 1,4-присоединение Соотношение продуктов зависит от условий и способа проведения соответствующих реакций. 2. Реакции полимеризации. Важнейшим свойством диенов является способность полимеризоваться под воздействием катионов или свободных радикалов. Полимеризация этих соединений является основой получения синтетических каучуков. Полимеризация сопряженных диенов протекает как 1,4-присоединение. В этом случае двойная связь оказывается центральной в элементарном звене, а элементарное звено, в свою очередь, может принимать как цис-, так и тракс-конфигурацию:

Натуральный и синтетический каучуки. Резина До конца 1930-х гг. в промышленности использовали натуральный каучук, выделяемый из млечного сока (латекса) некоторых растений-каучуконосов. Наиболее ценным каучуконосом является гевея, растущая в Латинской Америке. Исследования показали, что натуральный каучук представляет собой цис-полиизопрен, т. е. полимер, элементарные звенья которого соответствуют изопрену (2-метилбутадиену-1,3) и находятся в цис-конфигурации.

Каучук, в котором все элементарные звенья находятся или в цис-, или в транс-конфигурации, называется стереорегулярным. Обнаружено, что при нагревании каучука с серой (до 8%) образуется резина — эластичный материал, технические свойства которого гораздо лучше, чем у каучука. При нагревании с серой (вулканизации) происходит сшивание полимерных цепей за счет сульфидных мостиков, что приводит к увеличению прочности, устойчивости к истиранию, к действию органических растворителей и других веществ.

Впервые технологически удобный способ синтеза полибутадиенового каучука был разработан русским химиком С. В. Лебедевым. В его основе лежала полимеризация бутадиена-1,3 с использованием катализатора — металлического натрия.

Арены

Арены – это непредельные углеводороды, которые можно рассматривать как производные простейшего из них — бензолаС ₆Н ₆. Общая формула углеводородов гомологического ряда бензола С _nН _2n- ₆(при n >= 6).

В молекуле бензола все атомы углерода находятся в sр ²-гибридизации, каждый атом углерода соединен в одной плоскостиперпендикулярно г.), а единая шестицентровая (С ₆)

Формула Кекуле часто применяется в тех случаях, когда необходимо более наглядно представить протекание реакции с участием бензольного кольцаС ₆; его изображение:

В обеих формулах атомы С кольца и не участвующие в реакции атомы Н опускаются (для краткости). Некоторые простейшие гомологи бензола:

Радикал бензола С ₆Н ₅называется фенил,радикал толуола С ₆Н ₅СН ₂— бензил.

Бензол и его ближайшие гомологи – жидкости без цвета, но с характерным запахом, имеют широкий интервал жидкого состояния. Практически не растворяются в воде, но хорошо смешиваются между собой и с другими органическими растворителями. Пар бензола сильно ядовит.

Несмотря на формальную непредельность, бензол отличается высокой устойчивостью к нагреванию и окислению (в гомологах бензола окисляется только боковая цепь). Характерными для бензола являются реакции замещения:

а) нитрование в присутствии концентрированной серной кислоты на холоду:

б) галогенированиев присутствии галогенидов железа (III):

в) алкилированиев присутствии хлорида алюминия:

Особый характер ненасыщенности бензола и его гомологов иллюстрируется этими химическими свойствами и называется «ароматическим» характером.

В производных бензола атом или группа, заместившие водород кольца, и само бензольное кольцо влияют друг на друга. По характеру влияния различают:

1) заместители I рода – CI, Br, I, СН ₃, С _nН _2n+1, ОН и NH ₂. Они облегчают реакции дальнейшего замещения и направляют второй заместитель по отношению к себе в орто-(о-, или 2-) положение и в пара-( п-, или 4-) положение [для запоминания: орто – около, пара – против], например:

2) заместители II рода – NO ₂, С(Н)O, СООН и CN. Они затрудняют реакции дальнейшего замещения и направляют второй заместитель в мета-( м-, или 3-) положение, например:

Ранее уже отмечалось, что бензол стоек к окислению даже при действии сильных окислителей. Гомологи бензола с одним боковым радикалом вступают в реакции окисления только за счет радикала; при этом, какова бы ни была его длина, отщепляется вся цепь, кроме ближайшего к кольцу атома углерода (он создает карбоксильную группу):

В жестких условиях бензол вступает в реакции присоединения:

СтиролC ₆H ₅—CH=CH ₂ , как этилен, легко полимеризуется:

Полистирол– термопластичная пластмасса (термопласт), прозрачный материал, размягчающийся при температуре выше 80 °C. Используется для изготовления изоляции электропроводов, посуды разового употребления, упаковочной массы (пенопласт).

Получение аренов – ароматизация алифатических и алициклических углеводородов, содержащихся в нефтяных или буроугольных бензиновых фракциях:

1) дегидрирование:

2) дегидроциклизация:

3) тримеризация ацетилена (устаревший способ):

Бензол и его гомологи используются в качестве малополярных растворителей (для каучука, лаковых смол, полимеров), сырье в органическом синтезе.

Предельные одноатомные спирты.

Спиртами называют соединения, содержащие одну или несколько гидроксильных групп, непосредственно связанных с углеводородным радикалом.

Классификация спиртов

Спирты классифицируют по различным структурным признакам.

1. По числу гидроксильных групп спирты подразделяются

одноатомные (одна группа -ОН)

Например, СH₃ – OH метанол, CH₃ – CH₂ – OH этанол

многоатомные (две и более групп -ОН).

Современное название многоатомных спиртов - полиолы (диолы, триолы и т.д).Примеры:

двухатомный спирт – этиленгликоль (этандиол)

HO–СH₂–CH₂–OH

трехатомный спирт – глицерин (пропантриол-1,2,3)

HO–СH₂–СН(ОН)–CH₂–OH

Двухатомные спирты с двумя ОН-группами при одном и том же атоме углерода R–CH(OH)₂ неустойчивы и, отщепляя воду, сразу же превращаются в альдегиды R–CH=O. Спирты R–C(OH)₃ не существуют.

2. В зависимости от того, с каким атомом углерода (первичным, вторичным или третичным) связана гидроксигруппа, различают спирты

Типы атомов углерода

3. По строению радикалов, связанных с атомом кислорода, спирты подразделяются на

предельные (например, СH₃– CH₂–OH)
непредельные (CH₂=CH–CH₂–OH)
(C₆H₅CH₂–OH)

Непредельные спирты с ОН-группой при атоме углерода, соединенном с другим атомом двойной связью, очень неустойчивы и сразу же изомеризуются в альдегиды или кетоны.

Например, виниловый спирт CH₂=CH–OH превращается в уксусный альдегид CH₃–CH=O

Предельные одноатомные спирты

1. Определение

ПРЕДЕЛЬНЫЕ ОДНОАТОМНЫЕ СПИРТЫ – кислородсодержащие органические вещества, производные предельных углеводородов, в которых один атом водорода замещён на функциональную группу (-OH)

Общая формула:

C_nH₂_n₊₁OH или ROH или C_nH₂_n₊₂O

2. Гомологический ряд

Простейшие спирты
Название	Формула	Модели
Метиловый спирт (метанол)	CH₃-OH
Этиловый спирт (этанол)	CH₃CH₂-OH

3. Номенклатура спиртов

Нумерация ведется от ближайшего к ОН-группе конца цепи.

Цифра, отражающая местоположение ОН-группы, в русском языке обычно ставится после суффикса "ол".

По другому способу (радикально-функциональная номенклатура) названия спиртов производят от названий радикалов с добавлением слова "спирт". В соответствии с этим способом приведенные выше соединения называют: метиловый спирт, этиловый спирт, н-пропиловый спирт СН₃-СН₂-СН₂-ОН, изопропиловый спирт СН₃-СН(ОН)-СН₃.

4. Изомерия спиртов

Для спиртов характерна структурная изомерия:

изомерия положения ОН-группы (начиная с С₃); Например:

углеродного скелета (начиная с С₄);

межклассовая изомерия с простыми эфирами этиловый спирт СН₃CH₂–OH и диметиловый эфир CH₃–O–CH₃

Возможна также пространственная изомерия – оптическая.

Например, бутанол-2 СH₃CH(OH)СH₂CH₃, в молекуле которого второй атом углерода (выделен цветом) связан с четырьмя различными заместителями, существует в форме двух оптических изомеров.

5. Строение спиртов

Из электронной формулы видно, что кислород в молекуле спирта имеет две неподеленные электронные пары.

Свойства спиртов и фенолов определяются строением гидроксильной группы, характером ее химических связей, строением углеводородных радикалов и их взаимным влиянием.

Связи О–Н и С–О – полярные ковалентные. Это следует из различий в электроотрицательности кислорода (3,5), водорода (2,1) и углерода (2,4). Электронная плотность обеих связей смещена к более электроотрицательному атому кислорода:

Атому кислорода в спиртах свойственна sp³-гибридизация. В образовании его связей с атомами C и H участвуют две 2sp³-атомные орбитали, валентный угол C–О–H близок к тетраэдрическому (около 108°). Каждая из двух других 2 sp³-орбиталей кислорода занята неподеленной парой электронов.

Подвижность атома водорода в гидроксильной группе спирта несколько меньше, чем в воде. Более "кислым" в ряду одноатомных предельных спиртов будет метиловый (метанол). Радикалы в молекуле спирта также играют определенную роль в проявлении кислотных свойств. Обычно углеводородные радикалы понижают кислотное свойства. Но если в них содержатся, электроноакцепторные группы, то кислотность спиртов заметно увеличивается. Например, спирт (СF₃)₃С—ОН за счет атомов фтора становится настолько кислым, что способен вытеснять угольную кислоту из ее солей.

Химические свойства предельных одноатомных спиртов

В химических реакциях гидроксисоединений возможно разрушение одной из двух связей:

· С–ОН с отщеплением ОН-группы

· О–Н с отщеплением водорода

Это могут быть реакции замещения, в которых происходит замена ОН или Н, или реакция отщепления (элиминирования), когда образуется двойная связь.

Полярный характер связей С–О и О–Н способствует гетеролитическому их разрыву и протеканию реакций по ионному механизму. При разрыве связи О–Н с отщеплением протона (Н⁺) проявляются кислотные свойства гидроксисоединения, а при разрыве связи С–О – свойства основания и нуклеофильного реагента.

С разрывом связи О–Н идут реакции окисления, а по связи С–О – восстановления. Таким образом, гидроксисоединения могут вступать в многочисленные реакции, давая различные классы соединений. Вследствие доступности гидроксильных соединений, в особенности спиртов, каждая из этих реакций является одним из лучших способов получения определенных органических соединений.

Кислотно-основные

RO^- + H⁺ ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^-

алкоголят-ион

Кислотные свойства уменьшаются в ряду, а основные возрастают:

HOH → R-CH₂-OH → R₂CH-OH → R₃C-OH

вода первичный вторичный третичный

Кислотные свойства

1.С активными щелочными металлами:

2C₂H₅OH + 2 Na → 2C₂H₅ONa + H₂

этилат натрия

Алкоголяты подвергаются гидролизу, это доказывает,

что у воды более сильные кислотные свойства

C₂H₅ONa + H₂O ↔ C₂H₅OH+ NaOH

2.Основные свойства

С галогенводородными кислотами:

C₂H₅OH + HBr ^H²^SO^4(конц)↔ C₂H₅Br + H₂O

бромэтан

Лёгкость протекания реакции зависит от природы галогенводорода и спирта – увеличение реакционной способности происходит в следующих рядах:

HF < HCl < HBr < HI

первичные < вторичные < третичные

II. Окисление

1). В присутствии окислителей [O] – K₂Cr₂O₇ или KMnO₄ спирты окисляются до карбонильных соединений:

Первичные спирты при окислении образуют альдегиды, которые затем легко окисляются до карбоновых кислот.

Уксусный альдегид, или ацетальдегид, получается при окислении этилового спирта хромовой смесью.

При окислении вторичных спиртов образуются кетоны.

Третичные спирты более устойчивы к действию окислителей. Они окисляются только в жестких условиях (кислая среда, повышенная температура), что приводит к разрушению углеродного скелета молекулы и образованию смеси продуктов (карбоновых кислот и кетонов с меньшей молекулярной массой).

В кислой среде:

1)Для первичных и вторичных одноатомных спиртов качественной реакцией является взаимодействие их с кислым раствором дихромата калия. Оранжевая окраска гидратированного иона Cr₂O₇^2- исчезает и появляется зеленоватая окраска, характерная для иона Cr³⁺ . Эта смена окраски позволяет определять даже следовые количества спиртов.

CH₃- OH + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → CO₂ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3CH₃-CH₂-OH + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3CH₃COH + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O

2)В более жёстких условиях окисление первичных спиртов идёт сразу до карбоновых кислот:

3CH₃-CH₂-OH + 2K₂Cr₂O₇ + 8H₂SO₄^t→ 3CH₃COOH + 2K₂SO₄ + 2Cr₂(SO₄)₃ + 11H₂O

3)Третичные спирты устойчивы к окислению в щелочной и нейтральной среде. В жёстких условиях (при нагревании, в кислой среде) они окисляются с расщеплением связей С-С и образованием кетонов и карбоновых кислот.

В нейтральной среде:

CH₃ – OH + 2KMnO₄→K₂CO₃ + 2MnO₂ + 2H₂O, а остальные спирты до солей соответствующих карбоновых кислот.

2). Качественная реакция на первичные спирты!

3). Горение (с увеличением массы углеводородного радикала – пламя становится всё более коптящим)

C_nH_2n+1-OH + O₂ ^t→ CO₂ + H₂O + Q

III. Реакции отщепления

1) Внутримолекулярная дегидратация

CH₃-CH₂-CH(OH)-CH₃ ^t>140,H2SO4(^к⁾→ CH₃-CH=CH-CH₃ + H₂O

бутанол-2 бутен-2

В тех случаях, когда возможны 2 направления реакции, например:

дегидратация идет преимущественно в направлении I, т.е. по правилу Зайцева – с образованием более замещенного алкена. Правило Зайцева: Водород отщепляется от наименее гидрированного атома углерода соседствующего с углеродом, несущим гидроксил.

2) Межмолекулярная дегидратация

2C₂H₅OH ^t^<140,^H²^SO^4(к)→ С₂H₅-O-C₂H₅ + H₂O

простой эфир

- при переходе от первичных спиртов к третичным увеличивается склонность к отщеплению воды и образованию алкенов; уменьшается способность образовывать простые эфиры.

3) Реакция дегидрирование и дегидратация предельных одноатомных спиртов –реакция С.В. Лебедева

2C₂H₅OH ^{425,ZnO,Al2O3}→ CH₂=CH-CH=CH₂ + H₂ + 2H₂O

IV. Реакции этерификации

Спирты вступают в реакции с минеральными и органическими кислотами, образуя сложные эфиры. Реакция обратима (обратный процесс – гидролиз сложных эфиров).

Многоатомные спирты. Этиленгликоль, глицерин.

Многоатомные спирты – органические соединения, в молекулах которых содержится несколько гидроксильных групп (-ОН), соединённых с углеводородным радикалом

Гликоли (диолы)

Сиропообразная, вязкая бесцветная жидкость, имеет спиртовой запах, хорошо смешивается с водой, сильно понижает температуру замерзания воды (60%-ый раствор замерзает при -49 ˚С) –это используется в системах охлаждения двигателей – антифризы.
Этиленгликоль токсичен – сильный Яд! Угнетает ЦНС и поражает почки.

Триолы

Бесцветная, вязкая сиропообразная жидкость, сладкая на вкус. Не ядовит. Без запаха. Хорошо смешивается с водой.
Распространён в живой природе. Играет важную роль в обменных процессах, так как входит в состав жиров (липидов) животных и растительных тканей.

Номенклатура

В названиях многоатомных спиртов (полиолов) положение и число гидроксильных групп указывают соответствующими цифрами и суффиксами -диол (две ОН-группы), -триол (три ОН-группы) и т.д. Например:

Получение многоатомных спиртов

I. Получение двухатомных спиртов

В промышленности

1. Каталитическая гидратация оксида этилена (получение этиленгликоля):

2. Взаимодействие дигалогенпроизводных алканов с водными растворами щелочей:

3. Из синтез-газа:

2CO + 3H₂ ^{250°,200МПа,}^kat → CH₂(OH)-CH₂(OH)

В лаборатории

1. Окисление алкенов:

II. Получение трёхатомных спиртов (глицерина)

В промышленности

Омыление жиров (триглицеридов):

Химические свойства многоатомных спиртов

Кислотные свойства

1. С активными металлами:

HO-CH₂-CH₂-OH + 2Na → H₂↑+ NaO-CH₂-CH₂-ONa (гликолят натрия)

2. С гидроксидом меди(II) – качественная реакция!

Основные свойства

1. С галогенводородными кислотами

HO-CH₂-CH₂-OH + 2HCl ^H⁺↔ Cl-CH₂-CH₂-Cl + 2H₂O

2. С азотной кислотой

Тринитроглицерин - основа динамита

фенол

1. Фенолы - производные ароматических углеводородов, в молекулах которых гидроксильная группа (- ОН) непосредственно связана с атомами углерода в бензольном кольце.

2. Классификация фенолов

Различают одно-, двух-, трехатомные фенолы в зависимости от количества ОН-групп в молекуле:

3. Изомерия и номенклатура фенолов

Возможны 2 типа изомерии:

изомерия положения заместителей в бензольном кольце

изомерия боковой цепи (строения алкильного радикала и числа радикалов)

Для фенолов широко используют тривиальные названия, сложившиеся исторически. В названиях замещенных моноядерных фенолов используются также приставки орто-, мета-и пара -, употребляемые в номенклатуре ароматических соединений. Для более сложных соединений нумеруют атомы, входящие в состав ароматических циклов и с помощью цифровых индексов указывают положение заместителей

4. Строение молекулы

Фенильная группа C₆H₅ – и гидроксил –ОН взаимно влияют друг на друга

неподеленная электронная пара атома кислорода притягивается 6-ти электронным облаком бензольного кольца, из – за чего связь О–Н еще сильнее поляризуется. Фенол - более сильная кислота, чем вода и спирты.

В бензольном кольце нарушается симметричность электронного облака, электронная плотность повышается в положении 2, 4, 6. Это делает более реакционноспособными связи С-Н в положениях 2, 4, 6. и – связи бензольного кольца.

5. Физические свойства

Большинство одноатомных фенолов при нормальных условиях представляют собой бесцветные кристаллические вещества с невысокой температурой плавления и характерным запахом. Фенолы малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях, токсичны, при хранении на воздухе постепенно темнеют в результате окисления.

Фенол C₆H₅OH (карболовая кислота) — бесцветное кристаллическое вещество на воздухе окисляется и становится розовым, при обычной температуре ограниченно растворим в воде, выше 66 °C смешивается с водой в любых соотношениях. Фенол — токсичное вещество, вызывает ожоги кожи, является антисептиком

6. Получение фенола в промышленности

1). Из каменноугольной смолы:

C₆H₅ONa + H₂SO₄(разб) → С₆H₅– OH + NaHSO₄

фенолят натрия

3). Из галогенбензолов:

С₆H₅-Cl + NaOH ^t^,^p → С₆H₅– OH + NaCl

4). Сплавлением солей ароматических сульфокислот с твёрдыми щелочами:

C₆H₅-SO₃Na + NaOH ^t→ Na₂SO₃ + С₆H₅– OH

натриевая соль бензолсульфокислоты

9. Химические свойства фенола (карболовой кислоты)

I. Свойства гидроксильной группы

Кислотные свойства – выражены ярче, чем у предельных спиртов (окраску индикаторов не меняют):

С активными металлами- 2C₆H₅-OH + 2Na → 2C₆H₅-ONa + H₂

фенолят натрия

Со щелочами -C₆H₅-OH + NaOH (водн. р-р) ↔ C₆H₅-ONa + H₂O

! Феноляты – соли слабой карболовой кислоты, разлагаются угольной кислотой –

C₆H₅-ONa + H₂O + СO₂ → C₆H₅-OH + NaHCO₃

По кислотным свойствам фенол превосходит этанол в 10⁶ раз. При этом во столько же раз уступает уксусной кислоте. В отличие от карбоновых кислот, фенол не может вытеснить угольную кислоту из её солей

C₆H₅-OH + NaHCO₃ = реакция не идёт –

Кислотные свойства фенола усиливаются под влиянием связанных с бензольным кольцом электроноакцепторных групп (NO₂^-, Br^-)

C₆H₅-OH< п-нитрофенол < 2,4,6-тринитрофенол

2,4,6-тринитрофенол или пикриновая кислота сильнее угольной

II. Свойства бензольного кольца

1). Взаимное влияние атомов в молекуле фенола проявляется не только в особенностях поведения гидроксигруппы (см. выше), но и в большей реакционной способности бензольного ядра. Гидроксильная группа повышает электронную плотность в бензольном кольце, особенно, в орто- и пара-положениях (+М-эффект ОН-группы):

Поэтому фенол значительно активнее бензола вступает в реакции электрофильного замещения в ароматическом кольце.

Нитрование. Под действием 20% азотной кислоты HNO₃ фенол легко превращается в смесь орто- и пара-нитрофенолов:

При использовании концентрированной HNO₃ образуется 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота):

Галогенирование. Фенол легко при комнатной температуре взаимодействует с бромной водой с образованием белого осадка 2,4,6-трибромфенола (качественная реакция на фенол):

Конденсация с альдегидами. Например:

2). Гидрирование фенола

C₆H₅-OH + 3H₂ ^Ni^{,
170º}^C → C₆H₁₁ – OH циклогексиловый спирт (циклогексанол)

III. Качественная реакция - обнаружение фенола

6C₆H₅-OH + FeCl₃ → [Fe(C₆H₅-OH)₃](C₆H₅O)₃ + 3HCl

FeCl₃ - светло-жёлтый раствор

[Fe(C₆H₅-OH)₃](C₆H₅O)₃ - фиолетовый раствор

АЛЬДЕГИДЫ

Альдегидами называются органические соединения, содержащие карбонильную группу, в которой атом углерода связан с радикалом и одним атомом водорода, то есть общая формула альдегидов . Исключение составляет муравьиный альдегид , в котором, как видно, R=H.

Изомерия

изомерия углеводородного радикала
межклассовая изомерия с кетонами

O II CH₃–CH₂–CH₂–C I H	O II CH₃–CH–C I I H CH₃	O II CH₃–CH₂–C	–CH₃
масляный альдегид или бутаналь	изомасляный альдегид или 2-метил-пропаналь	метилэтилкетон или бутанон -2

Получение

1. окисление и каталитическое дегидрирование первичных спиртов.

a) Окисление первичных спиртов перманганатом калия или хромовой смесью. Как видно, при дальнейшем окислении образуются кислоты. Эти реакции приводились уже при рассмотрении химических свойств спиртов.

b) Дегидрирование первичных спиртов. Реакцию проводят, пропуская пары спирта над нагретым до 200-300С катализатором, в качестве которого используются медь, никель, кобальт и др.

СН₃-СН₂-ОН + СuO = CH₃ -COH + Cu + H₂O

2. Разработан метод получения уксусного альдегида окислением этилена кислородом воздуха в присутствии солей меди и палладия.

O II 2CH₂=CH₂ + O₂ ––^CuCl²^,PbCl² 2CH₃–C I H уксусный альдегид

3. Уксусный альдегид получают гидратацией ацетилена по реакции Кучерова.

		O II
HCCH + H₂O ––^HgSO⁴ [H₂	C=C	H] –– CH₃–C
	вини- ловый спирт	I H уксусный альдегид

4. Альдегиды получают гидролизом дигалогенопроизводных углеводородов, однако только тех, у которых оба атома галогена расположены у одного из концевых атомов углерода.

CH₃–CH₂–		+ 2H₂O  [CH₃–CH₂–		] + 2HCl
1,1- дихлорпропан		1,1-пропандиол \| \| 

O II CH₃–CH₂–C I H	+ H₂O
пропаналь

При действии воды на дигалогеналкил в щелочной или кислой среде реакция его гидролиза проходит стадию образования двухатомного спирта, содержащего две гидроксильных группы у одного атома углерода. Такие спирты вследствие своей неустойчивости в момент образования теряют воду и образуют альдегиды.

Физические свойства

Простейший альдегид – муравьиный – газ с весьма резким запахом. Другие низшие альдегиды – жидкости, хорошо растворимые в воде. Альдегиды обладают удушливым запахом, который при многократном разведении становится приятным, напоминая запах плодов. Альдегиды кипят при более низкой температуре, чем спирты с тем же числом углеродных атомов. Это cвязано с отсутствием в альдегидах водородных связей. В то же время температура кипения альдегидов выше, чем у соответствующих по молекулярной массе углеводородов, что связано с высокой полярностью альдегидов.

Химические свойства и применение альдегидов

1) Альдегиды медленно окисляются кислородом воздуха в карбоновые кислоты:

2) Качественная реакция на альдегиды – реакция «серебряного зеркала». Реакция состоит во взаимодействии альдегида RСНО с водно-аммиачным раствором оксида серебра(I), представляющим растворимое комплексное соединение [Ag(NН₃)₂]OH. Реакцию проводят при температуре, близкой к температуре кипения воды (80–100 °С). В результате на стенках стеклянного сосуда (пробирки, колбы) образуется осадок металлического серебра – «cеребряное зеркало»:

3)Восстановление гидроксида меди(II) в оксид меди(I) – другая характерная реакция альдегидов. При нагревании голубого осадка Cu(OH)₂ в смеси с альдегидом наблюдается исчезновение голубой окраски и образование красного осадка Cu₂O:

4) Альдегиды присоединяют водород Н₂ по двойной связи С=О при нагревании в присутствии катализатора (Ni, Pt, Pd). Реакция сопровождается разрывом -связи в карбонильной группе С=О и присоединением по месту ее разрыва двух атомов Н молекулы водорода Н–Н. Таким образом из альдегидов получают спирты:

6) Реакция альдегидов со спиртами. Синтез полуацеталей и ацеталей.

7) Альдегиды не присоединяют НСl по двойной связи С=О. Также альдегиды не реагируют с Na, т.е. альдегидный водород группы –СНО не обладает заметными кислотными свойствами.

Применение альдегидов

1)взаимодействие с фенолом. Реакция поликонденсации. Получение фенолформальдегидной смолы

Формалин (40%-й водный раствор формальдегида) применяется в качестве антисептика(обеззараживающего средства). Свойство формалина свертывать белок используется в кожевенном производстве и для сохранения биопрепаратов.

Ацетальдегид СН₃СНО – бесцветная жидкость (t_кип = 21 °С) с резким запахом, хорошо растворимая в воде. Главное использование ацетальдегида – получение уксусной кислоты. Из него также получают синтетические смолы, лекарства и т.д.

Карбоновые кислоты

Органические вещества, молекулы которых содержат одну или несколько карбоксильных групп. Карбоксильная группа (сокращенно —COOH) - функциональная группа карбоновых кислот - состоит из карбонильной группы и связанной с ней гидроксильной группы. По числу карбоксильных групп карбоновые кислоты делятся на одноосновные, двухосновные и т.д. Общая формула одноосновных карбоновых кислот R—COOH. Пример двухосновной кислоты - щавелевая кислота HOOC—COOH. По типу радикала карбоновые кислоты делятся на предельные (например, уксусная кислота CH₃COOH), непредельные [например, акриловая кислота CH₂=CH—COOH, олеиновая CH₃—(CH₂)₇—CH=CH—(CH₂)₇—COOH] и ароматические (например, бензойнаяC₆H₅—COOH).

Изомеры и гомологи

Одноосновные предельные карбоновые кислоты R—COOH являются изомерами сложных эфиров (сокращенно R'—COOR'') с тем же числом атомов углерода. Общая формула и тех, и других C_nH₂_nO₂.

Свойства карбоновых кислот

Химические свойства карбоновых кислот

Карбоновые кислоты проявляют высокую реакционную способность. Они вступают в реакции с различными веществами и образуют разнообразные соединения, среди которых большое значение имеют функциональные производные, т.е. соединения, полученные в результате реакций по карбоксильной группе.

Названия солей составляют из названий остатка RCOO^– (карбоксилат-иона) и металла. Например, CH₃COONa – ацетат натрия, (HCOO)₂Ca – формиат кальция, C₁₇H₃₅COOK – стеарат калия и т.п.

I. Общие с другими кислотами

1. Диссоциация:

R-COOH ↔ RCOO^- + H⁺

-Сила кислот уменьшается в ряду:

H-COOH > CH₃-COOH > CH₃-CH₂-COOH

Карбоновые кислоты - слабые электролиты

2. Взаимодействие с активными металлами:

2R-COOH + 2Na → 2R-COONa + H₂↑

3. Взаимодействие с основными оксидами и основаниями:

2R-COOH + CaO → (R-COO)₂Ca + H₂O

R-COOH + NaOH → R-COONa + H₂O

4. Взаимодействие с солями слабых кислот:

R-COOH + NaHCO₃ → R-COONa + H₂O + CO₂↑

соли разлагаются сильными минеральными кислотами:

R-COONa + HСl → NaCl + R-COOH

В водных растворах гидролизуются:

R-COONa + H₂O ↔ R-COOH + NaOH

5. Образование сложных эфиров со спиртами: реакция этерификации

II. Специфические свойства

1. Образование функциональных производных R-CO-X (свойства гидроксильной группы)

Получение хлорангидридов:

R-COOH + PCl₅ → R-CO-Cl + POCl₃ + HCl

2. Образование амидов

CH₃COOH + NH₃→CH₃COONH₄^t^˚^C→ CH₃CONH₂ + H₂O

Вместо карбоновых кислот чаще используют их галогенангидриды:

Амиды образуются также при взаимодействии карбоновых кислот (их галогенангидридов или ангидридов) с органическими производными аммиака (аминами):

Амиды играют важную роль в природе. Молекулы природных пептидов и белков построены из a-аминокислот с участием амидных групп - пептидных связей

3. Реакции замещения с галогенами

(свойства углеводородного радикала, образуется а-хлорпроизводное карбоновой кислоты ):

4. Особенности муравьиной кислоты H-COOH:

· Даёт реакцию «Серебряного зеркала»:

H-COOH + 2[Ag(NH₃)₂]OH → 2Ag↓ + (NH₄)₂CO₃ + 2NH₃ + H₂O

· Окисление хлором:

H-COOH + Cl₂ → CO₂ + 2HCl

· Вступает в реакцию с гидроксидом меди(II):

H-COOH + 2Cu(OH)₂^t→ Cu₂O↓ + CO₂↑ + 3H₂O

· Разлагается при нагревании:

HCOOH ^t^,^H²^SO⁴→ CO↑ + H₂O

5. Реакции декарбоксилирования солей карбоновых кислот

(получение алканов):

R-COONa + NaOH ^t→ Na₂CO₃ + R-H (алкан)

6. Окисление в атмосфере кислорода:

R-COOH + O₂ → CO₂ + H₂O

Жиры

Жиры – сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот. Общее название таких соединений – триглицериды.

Общая формула жиров (триглицеридов)

_{Животные
жиры содержат главным образом
глицериды предельных кислот и
являются твердыми веществами.
Растительные жиры, часто называемые
маслами, содержат глицериды
непредельных карбоновых кислот.
Это, например, жидкие подсолнечное,
конопляное и льняное масла.}

Природные жиры содержат следующие жирные кислоты

Насыщенные:

стеариновая (C₁₇H₃₅COOH)

пальмитиновая (C₁₅H₃₁COOH)

Масляная (C₃H₇COOH)

В СОСТАВЕ

ЖИВОТНЫХ

ЖИРОВ

Ненасыщенные:

олеиновая (C₁₇H₃₃COOH, 1 двойная связь)

линолевая (C₁₇H₃₁COOH, 2 двойные связи)

линоленовая (C₁₇H₂₉COOH, 3 двойные связи)

арахидоновая (C₁₉H₃₁COOH, 4 двойные связи, реже встречается)

В СОСТАВЕ

РАСТИТЕЛЬНЫХ

ЖИРОВ

Жиры содержатся во всех растениях и животных. Они представляют собой смеси полных сложных эфиров глицерина и не имеют чётко выраженной температуры плавления.

Незаменимые жирные кислоты...

Химические свойства жиров

1. Гидролиз, или омыление, жиров происходит под действием воды, с участием ферментов или кислотных катализаторов (обратимо) , при этом образуются спирт - глицерин и смесь карбоновых кислот:

_{или
щелочей (необратимо)}_._{При
щелочном гидролизе образуются соли
высших жирных кислот, называемые мылами.}_{Мыла
получаются при гидролизе жиров в
присутствии щелочей:}

_{Мыла
— это калиевые и натриевые соли
высших карбоновых кислот.}

_{2.Гидрирование
жиров}_{–
превращение жидких растительных
масел в твердые жиры – имеет большое
значение для пищевых целей.}_{Продукт
гидрогенизации масел – твердый жир
(искусственное сало,}_{саломас}_)._{Маргарин}_{–
пищевой жир, состоит из смеси
гидрогенизированных масел
(подсолнечного, кукурузного, хлопкого
и др.), животных жиров, молока и
вкусовых добавок (соли, сахара,
витаминов и др.).}

_{Так
в промышленности получают маргарин:}

_{Реакция
получения жиров (этерификация)}

Мыло – щелочная соль высших карбоновых кислот.

Жидкое мыло образовано солями калия, а твердое мыло – солями натрия.

Углеводы

Моносахариды (простые углеводы) – углеводы, которые не гидролизуются. В зависимости от числа атомов углерода подразделяются на триозы, тетрозы, пентозы, гексозы. Для человека наиболее важны глюкоза, фруктоза, галактоза, рибоза, дезоксирибоза.

Дисахариды – углеводы, которые гидролизуются с образованием двух молекул моносахаридов. Наиболее важны для человека сахароза, мальтоза и лактоза.

Полисахариды – высокомолекулярные соединения – углеводы, которые гидролизуются с образованием множества молекул моносахаридов. Они делятся на перевариваемые и неперевариваемые в желудочно-кишечном тракте. К перевариваемым относят крахмал и гликоген, из вторых для человека важны клетчатка и пектиновые вещества. Углеводы часто называют сахаристыми веществами или сахарами.

Получение

В промышленности

Гидролиз крахмала:

(C₆H₁₀O₅)_n + nH₂O ^t,H+→ nC₆H₁₂O₆

крахмал глюкоза

В лаборатории

Из формальдегида (1861 г А.М. Бутлеров):

6 HCOH ^Ca⁽^OH⁾²→ C₆H₁₂O₆

формальдегид

В природе

Фотосинтез:

6CO₂ + 6H₂O ^hν^,^{хлорофилл} → C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Другие способы

Гидролиз дисахаридов:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O ^t^,^H⁺→ 2 C₆H₁₂O₆

мальтоза глюкоза

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O ^t^,^H⁺→ C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆

сахароза глюкоза фруктоза

Молекулярная формула глюкозы С₆Н₁₂О₆

глюкоза – альдегидоспирт, точнее – многоатомный альдегидоспирт. Установлено, что в растворе глюкозы находится не только её альдегидная форма; но и молекулы циклического строения. Установлено, что у третьего атома углерода группа – ОН расположена иначе, чем у других атомов углерода распространённое строение глюкозы выглядит так:

Химические свойства глюкозы

I. Специфические свойства

Важнейшим свойством моносахаридов является их ферментативное брожение, т.е. распад молекул на осколки под действием различных ферментов. Брожение происходит в присутствии ферментов, выделяемых дрожжевыми грибками, бактериями или плесневыми грибками. В зависимости от природы действующего фермента различают реакции следующих видов:

1.Спиртовое брожение:

C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅-OH + 2CO₂↑

2. Молочнокислое брожение:

3. Маслянокислое брожение:

C₆H₁₂O₆ → C₃H₇COOH + 2H₂ ↑+ 2CO₂↑

II. Свойства альдегидов

1. Реакция серебряного зеркала:

Видео «Качественная реакция глюкозы с аммиачным раствором оксида серебра (I)»

СH₂OH(CHOH)₄-COH + Ag₂O ^t^.^NH³→ СH₂OH(CHOH)₄-COOH + 2Ag↓

или

СH₂OH(CHOH)₄-COH + 2[Ag(NH₃)₂]OH → СH₂OH(CHOH)₄-COONH₄ + 2Ag↓+ 3NH₃ + H₂O

СH₂OH(CHOH)₄-COOH - глюконовая кислота

2. Окисление гидроксидом меди (II):

СH₂OH(CHOH)₄-COH + 2Cu(OH)₂ ^t→ СH₂OH(CHOH)₄-COOH + Cu₂O + 2H₂O

голубой красный

3. Восстановление:

СH₂OH(CHOH)₄-COH + H₂ ^t^,^Ni → СH₂OH(CHOH)₄-CH₂OH

сорбит – шестиатомный спирт

III. Свойства многоатомных спиртов

1. Образование простых эфиров со спиртами

При действии метилового спирта в присутствии газообразного хлористого водорода атом водорода гликозидного гидроксила замещается на метильную группу.

α - глюкоза

+ СH₃ОН

^HCl^(газ⁾→

+ H₂О

2. Качественная реакция многоатомных спиртов

Прильём к раствору глюкозы несколько капель раствора сульфата меди (II) и раствор щелочи. Осадка гидроксида меди не образуется. Раствор окрашивается в ярко-синий цвет. В данном случае глюкоза растворяет гидроксид меди (II) и ведет себя как многоатомный спирт, образуя комплексное соединение – ярко синего цвета.

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6H₂O + 6CO₂ + 2800 кДж

Конец формы

Начало формы

Конец формы

и селеном:

C оксидами неметаллов:

реагирует с цианидом калия с образованием дицианокупрата(I) калия, щелочи и водорода:

С концентрированной соляной кислотой и хлоратом калия:

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 89 / 109 10 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
01.04.2025685.06 Кб0пособие на КП Ээкономика отрасли.doc
#
01.04.2025334.34 Кб0пособие СР пм для 05.doc
#
01.05.2025105.14 Кб0Пособие (русский).docx
#
17.11.2018467.97 Кб41Пособие - НИРС-2008.doc
#
01.07.20251.63 Mб0пособие 1.docx
#
01.07.20251.48 Mб0пособие 1.docx
#
01.07.2025914.43 Кб0Пособие 18.10.doc
#
01.05.20253.92 Mб2пособие 2011.doc
#
01.05.2025139.78 Кб0Пособие 2013.doc
#
01.07.2025605.18 Кб0ПОСОБИЕ 2014 полное с лит к каждой теме.doc
#
01.07.2025312.59 Кб0Пособие 2016 Нурсеитова А.К..docx