Как составить уравнения в органической химии

Типы химических реакций в органической химии

При протекании химических реакций происходит разрыв одних и возникновение других связей. Химические реакции условно делят на органические и неорганические. Органическими реакциям принято считать реакции, в которых, по крайней мере, одно из реагирующих веществ является органическим соединением, изменяющим свою молекулярную структуру в процессе реакции. Отличием органических реакций от неорганических является то, что, как правило, в них участвуют молекулы. Скорость таких реакции низка, а выход продукта обычно составляет всего лишь 50-80 %. Для повышения скорости реакции применяют катализаторы, повышают температуру или давление. Далее рассмотрим типы химических реакций в органической химии.

Классификация по характеру химических превращений

• Реакции замещения
• Реакции присоединения
• Реакция элиминирования (отщепления)
• Реакция изомеризации и перегруппировка
• Реакции окисления
• Реакции конденсации и поликонденсации
• Реакции разложения

Реакции замещения

В ходе реакций замещения один атом или группа атомов в начальной молекуле замещается на иные атомы или группы атомов, образуя новую молекулу. Как правило, такие реакции характерны для насыщенных и ароматических углеводородов, например:

Реакции присоединения

При протекании реакций присоединения из двух или более молекул веществ образуется одна молекула нового соединения. Такие реакции характерны для ненасыщенных соединений. Различают реакции гидрирования (восстановления), галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации, полимеризации и т.п:

1. Гидрирование – присоединение молекулы водорода:

1. Галогенирование — присоединение молекулы галогена:
2. Гидрогалогенирование — присоединение молекулы галогенводорода:
3. Гидратация — присоединение молекулы воды:
4. Полимеризация – образование высокомолекулярного соединения посредством многократного присоединения низкомолекулярного соединения, например:

Реакция элиминирования (отщепления)

В результате реакций отщепления органические молекулы теряют атомы или группы атомов, и образуется новое вещество, содержащее одну или несколько кратных связей. К реакциям элиминирования относятся реакции дегидрирования, дегидратации, дегидрогалогенирования и т.п.:

1. Дегидрирование – отщепления молекулы водорода:
2. Дегидратация – отщепление молекулы воды:
3. Дегидрогалогенирования – отщепления молекулы галогеноводородов:

Реакции изомеризации и перегруппировка

В ходе таких реакций происходит внутримолекулярная перестройка, т.е. переход атомов или групп атомов с одного участка молекулы в другое без изменения молекулярной формулы вещества, участвующего в реакции, например:

Реакции окисления

В результате воздействия окисляющего реагента происходит повышение степени окисления углерода в органическом атоме, молекуле или ионе процесс за счет отдачи электронов, вследствие чего образуется новое соединение:

Реакции конденсации и поликонденсации

Заключаются во взаимодействии нескольких (двух и более) органических соединений с образованием новых С-С связей и низкомолекулярного соединения:

Поликонденсация – образование молекулы полимера из мономеров, содержащих функциональные группы с выделением низкомолекулярного соединения. В отличие от реакции полимеризации, в результате которых образуется полимер, имеющий состав, аналогичный мономеру, в результате реакций поликонденсации состав образованного полимера отличается от его мономера:

Реакции разложения

Это процесс расщепления сложного органического соединения на менее сложные или простые вещества:

Классификация химических реакций по механизмам

Протекание реакций с разрывом ковалентных связей в органических соединениях возможно по двум механизмам (т.е. пути, приводящему к разрыву старой связи и образованию новой) – гетеролитическому (ионному) и гомолитическому (радикальному).

Гетеролитический (ионный) механизм

В реакциях, протекающих по гетеролитическому механизму образуются промежуточные частицы ионного типа с заряженным атомом углерода. Частицы, несущие положительный заряд называются карбкатионы, отрицательный – карбанионы. При этом происходит не разрыв общей электронной пары, а ее переход к одному из атомов, с образованием иона:

Склонность к гетеролитическому разрыву проявляют сильно полярные, например Н–O, С–О и легко поляризуемые, например С–Вr, С–I связи.

Реакции, протекающие по гетеролитическому механизму делят на нуклеофильные и электрофильные реакции. Реагент, располагающий электронной парой для образования связи называют нуклеофильным или электронодонорным. Например, HO — ,RO — , Cl — , RCOO — , CN — , R — , NH₂, H₂O, NH₃, C₂H₅OH, алкены, арены.

Реагент, имеющий незаполненную электронную оболочку и способные присоединить пару электронов в процессе образования новой связи.называют электрофильным реагентам относятся следующие катионы: Н + , R₃C + , AlCl₃, ZnCl₂, SO₃, BF₃, R-Cl, R₂C=O

Реакции нуклеофильного замещения

Характерны для алкил- и арилгалогенидов:

Реакции нуклеофильного присоединения

Реакции электрофильного замещения

Реакции электрофильного присоединения

Гомолитический (радикальный механизм)

В реакциях, протекающих по гомолитическому (радикальному) механизму на первой стадии происходит разрыв ковалентной связи с образованием радикалов. Далее образовавшийся свободный радикал выступает в качестве атакующего реагента. Разрыв связи по радикальному механизму свойственен для неполярных или малополярных ковалентных связей (С–С, N–N, С–Н).

Различают реакции радикального замещения и радикального присоединения

Реакции радикального замещения

Характерны для алканов

Реакции радикального присоединения

Характерны для алкенов и алкинов

Таким образом, мы рассмотрели основные типы химических реакций в органической химии

Химические реакции в органической химии

Существуют разные системы классификации органических реакций, которые основаны на различных признаках. Среди них можно выделить классификации:

по конечному результату реакции, то есть изменению в структуре субстрата;

по механизму протекания реакции, то есть по типу разрыва связей и типу реагентов.

Взаимодействующие в органической реакции вещества подразделяют на реагент и субстрат. При этом считается, что реагент атакует субстрат.

Реагент — вещество, действующее на объект — субстрат — и вызывающее в нем изменение химической связи. Реагенты делятся на радикальные, электрофильные и нуклеофильные.

Субстратом , как правило, считают молекулу, которая предоставляет атом углерода для новой связи.

В органической химии различают четыре вида реакций по конечному результату и изменению в структуре субстрата: присоединения, замещения, отщепления, или элиминирования (от англ. to eliminate — удалять, отщеплять), и перегруппировки (изомеризации). Такая классификация аналогична классификации реакций в неорганической химии по числу исходных реагентов и образующихся веществ, с изменением или без изменения состава. Классификация по конечному результату основана на формальных признаках, так как стехиометрическое уравнение, как правило, не отражает механизм реакции. Сравним типы реакций в неорганической и органической химии.

Тип реакции в неорганической химии

Пример

Тип реакции в органической химии

Присоединение по кратным связям

частный случай — этерификация

Разновидность

и пример

реакции

4. Обмен (частный случай — нейтрализация)

Pкрасн.⇔P бел.Pкрасн.⇔P бел.

п) без замены их другими.

В зависимости от того, какие атомы отщепляются — соседние C – C или изолированные двумя-тремя или более атомами углерода – C –C–C– C –, – C –C–C–C– C –, могут образовываться соединения с кратными связями или циклические соединения. Отщепление галогеноводородов из алкилгалогенидов либо воды из спиртов происходит по правилу Зайцева.

Правило Зайцева : атом водорода Н отщепляется от наименее гидрогенизированного атома углерода.

Например, отщепление молекулы бромоводорода происходит от соседних атомов в присутствии щелочи, при этом образуется бромид натрия и вода.

Перегруппировка — химическая реакция, в результате которой происходит изменение взаимного расположения атомов в молекуле, перемещение кратных связей или изменение их кратности.

Перегруппировка может осуществляться с сохранением атомного состава молекулы (изомеризация) или с его изменением.

Изомеризация — частный случай реакции перегруппировки, приводящая к превращению химического соединения в изомер путем структурного изменения углеродного скелета.

Перегруппировка тоже может осуществляться по гомолитическому или гетеролитическому механизму. Молекулярные перегруппировки могут классифицироваться по разным признакам, например по насыщенности систем, по природе мигрирующей группы, по стереоспецифичности и др. Многие реакции перегруппировки имеют специфические названия — перегруппировка Кляйзена, перегруппировка Бекмана и др.

Реакции изомеризации широко используются в промышленных процессах, например при переработке нефти для повышения октанового числа бензина. Примером изомеризации является превращение н-октана в изооктан:

Разрыв связи в органических соединениях может гомолитическим и гетеролитическим.

Гомолитический разрыв связи — это такой разрыв, в результате которого каждый атом получает неспаренный электрон и образуются две частицы, имеющие сходное электронное строение — свободные радикалы .

Гомолитический разрыв характерен для неполярных или слабополярных связей, например C–C, Cl–Cl, C–H, и требует большого количества энергии.

Образующиеся радикалы, имеющие неспаренный электрон, обладают высокой реакционной способностью, поэтому химические процессы, протекающие с участием таких частиц, часто носят «цепной» характер, их трудно контролировать, а в результате реакции получается набор продуктов замещения. Так, при хлорировании метана продуктами замещения являются хлорметан CH3ClCH3Cl, дихлорметан CH2Cl2CH2Cl2, хлороформ CHCl3CHCl3 и четыреххлористый углерод CCl4CCl4. Реакции с участием свободных радикалов протекают по обменному механизму образования химических связей.

Образующиеся в ходе такого разрыва связи радикалы обуславливают радикальный механизм протекания реакции. Радикальные реакции обычно протекают при повышенных температурах или при излучении (например, свет).

В силу своей высокой реакционной способности свободные радикалы могут оказывать негативное воздействие на организм человека, разрушая клеточные мембраны, воздействуя на ДНК и вызывая преждевременное старение. Эти процессы связаны, в первую очередь, с пероксидным окислением липидов, то есть разрушением структуры полиненасыщенных кислот, образующих жир внутри клеточной мембраны.

Гетеролитический разрыв связи — это такой разрыв, при котором электронная пара остается у более электроотрицательного атома и образуются две заряженные частицы — ионы: катион (положительный) и анион (отрицательный).

В химических реакциях эти частицы выполняют функции « нуклеофилов » («фил» — от гр. любить) и « электрофилов », образуя химическую связь с партнером по реакции по донорно-акцепторному механизму. Частицы-нуклеофилы предоставляют электронную пару для образования новой связи. Другими словами,

Нуклеофил — электроноизбыточный химический реагент, способный взаимодействовать с электронодефицитными соединениями.

Примерами нуклеофилов являются любые анионы (Cl−,I−,NO−3Cl−,I−,NO3− и др.), а также соединения, имеющие неподеленную электронную пару (NH3,H2ONH3,H2O).

Таким образом, при разрыве связи могут образоваться радикалы или нуклеофилы и электрофилы. Исходя из этого выделяют три механизма протекания органических реакций.

Свободно-радикальный механизм : реакцию начинают свободные радикалы, образующиеся при гомолитическом разрыве связи в молекуле.

Наиболее типичный вариант — образование радикалов хлора или брома при УФ-облучении.

Урок 13. Составление химических уравнений

В уроке 13 «Составление химических уравнений» из курса «Химия для чайников» рассмотрим для чего нужны химические уравнения; научимся уравнивать химические реакции, путем правильной расстановки коэффициентов. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте об элементном анализе, где подробно рассмотрены эмпирические формулы и анализ химических веществ.

Химическое уравнение

В результате реакции горения метана CH₄ в кислороде O₂ образуются диоксид углерода CO₂ и вода H₂O. Эта реакция может быть описана химическим уравнением:

Попробуем извлечь из химического уравнения больше сведений, чем просто указание продуктов и реагентов реакции. Химичекое уравнение (1) является НЕполным и потому не дает никаких сведений о том, сколько молекул O₂ расходуется в расчете на 1 молекулу CH₄ и сколько молекул CO₂ и H 2 O получается в результате. Но если записать перед соответствующими молекулярными формулами численные коэффициенты, которые укажут сколько молекул каждого сорта принимает участие в реакции, то мы получим полное химическое уравнение реакции.

Для того, чтобы завершить составление химического уравнения (1), нужно помнить одно простое правило: в левой и правой частях уравнения должно присутствовать одинаковое число атомов каждого сорта, поскольку в ходе химической реакции не возникает новых атомов и не происходит уничтожение имевшихся. Данное правило основывается на законе сохранения массы, который мы рассмотрели в начале главы.

Уравнивание химических реакций

Уравнивание химических реакций нужно для того, чтобы из простого химического уравнения получить полное. Итак, перейдем к непосредственному уравниванию реакции (1): еще раз взгляните на химическое уравнение, в точности на атомы и молекулы в правой и левой части. Нетрудно заметить, что в реакции участвуют атомы трех сортов: углерод C, водород H и кислород O. Давайте подсчитаем и сравним количество атомов каждого сорта в правой и левой части химического уравнения.

Начнем с углерода. В левой части один атом С входит в состав молекулы CH₄, а в правой части один атом С входит в состав CO₂. Таким образом в левой и в правой части количество атомов углерода совпадает, поэтому его мы оставляем в покое. Но для наглядности поставим коэффициент 1 перед молекулами с углеродом, хоть это и не обязательно:

Затем переходим к подсчету атомов водорода H. В левой части присутствуют 4 атома H (в количественном смысле H₄ = 4H) в составе молекулы CH₄, а в правой – всего 2 атома H в составе молекулы H₂O, что в два раза меньше чем в левой части химического уравнения (2). Будем уравнивать! Для этого поставим коэффициент 2 перед молекулой H₂O. Вот теперь у нас и в реагентах и в продуктах будет по 4 молекулы водорода H:

Обратите свое внимание, что коэффициент 2, который мы записали перед молекулой воды H₂O для уравнивания водорода H, увеличивает в 2 раза все атомы, входящие в ее состав, т.е 2H₂O означает 4H и 2O. Ладно, с этим вроде бы разобрались, осталось подсчитать и сравнить количество атомов кислорода O в химическом уравнении (3). Сразу бросается в глаза, что в левой части атомов O ровно в 2 раза меньше чем в правой. Теперь-то вы уже и сами умеете уравнивать химические уравнения, поэтому сразу запишу финальный результат:

Как видите, уравнивание химических реакций не такая уж и мудреная штука, и важна здесь не химия, а математика. Уравнение (4) называется полным уравнением химической реакции, потому что в нем соблюдается закон сохранения массы, т.е. число атомов каждого сорта, вступающих в реакцию, точно совпадает с числом атомов данного сорта по завершении реакции. В каждой части этого полного химического уравнения содержится по 1 атому углерода, по 4 атома водорода и по 4 атома кислорода. Однако стоит понимать пару важных моментов: химическая реакция — это сложная последовательность отдельных промежуточных стадий, и потому нельзя к примеру истолковывать уравнение (4) в том смысле, что 1 молекула метана должна одновременно столкнуться с 2 молекулами кислорода. Процессы происходящие при образовании продуктов реакции гораздо сложнее. Второй момент: полное уравнение реакции ничего не говорит нам о ее молекулярном механизме, т.е о последовательности событий, которые происходят на молекулярном уровне при ее протекании.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Еще один наглядный пример того, как правильно расставить коэффициенты в уравнениях химических реакций: Тринитротолуол (ТНТ) C₇H₅N₃O₆ энергично соединяется с кислородом, образуя H₂O, CO₂ и N₂. Запишем уравнение реакции, которое будем уравнивать:

Проще составлять полное уравнение, исходя из двух молекул ТНТ, так как в левой части содержится нечетное число атомов водорода и азота, а в правой — четное:

• 2C₇H₅N₃O₆ + O₂ → CO₂ + H₂O + N₂ (6)

Тогда ясно, что 14 атомов углерода, 10 атомов водорода и 6 атомов азота должны превратиться в 14 молекул диоксида углерода, 5 молекул воды и 3 молекулы азота:

Теперь в обеих частях содержится одинаковое число всех атомов, кроме кислорода. Из 33 атомов кислорода, имеющихся в правой части уравнения, 12 поставляются двумя исходными молекулами ТНТ, а остальные 21 должны быть поставлены 10,5 молекулами O₂. Таким образом полное химическое уравнение будет иметь вид:

Можно умножить обе части на 2 и избавиться от нецелочисленного коэффициента 10,5:

Но этого можно и не делать, поскольку все коэффициенты уравнения не обязательно должны быть целочисленными. Правильнее даже составить уравнение, исходя из одной молекулы ТНТ:

Полное химическое уравнение (9) несет в себе много информации. Прежде всего оно указывает исходные вещества — реагенты, а также продукты реакции. Кроме того, оно показывает, что в ходе реакции индивидуально сохраняются все атомы каждого сорта. Если умножить обе части уравнения (9) на число Авогадро N_A=6,022·10 23 , мы сможем утверждать, что 4 моля ТНТ реагируют с 21 молями O₂ с образованием 28 молей CO₂, 10 молей H₂O и 6 молей N₂.

Есть еще одна фишка. При помощи таблицы Менделеева определяем молекулярные массы всех этих веществ:

• C 7 H 5 N 3 O 6 = 227,13 г/моль
• O 2 = 31,999 г/моль
• CO 2 = 44,010 г/моль
• H 2 O = 18,015 г/моль
• N 2 = 28,013 г/моль

Теперь уравнение 9 укажет еще, что 4·227,13 г = 908,52 г ТНТ требуют для осуществления полной реакции 21·31,999 г = 671,98 г кислорода и в результате образуется 28·44,010 г = 1232,3 г CO₂, 10·18,015 г = 180,15 г H₂O и 6·28,013 г = 168,08 г N₂. Проверим, выполняется ли в этой реакции закон сохранения массы:

Реагенты	Продукты
908,52 г ТНТ	1232,3 г CO 2
671,98 г CO 2	180,15 г H 2 O
168,08 г N 2
Итого	1580,5 г	1580,5 г

Но необязательно в химической реакции должны участвовать индивидуальные молекулы. Например, реакция известняка CaCO 3 и соляной кислоты HCl, с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl 2 и диоксида углерода CO 2 :

Химическое уравнение (11) описывает реакцию карбоната кальция CaCO₃ (известняка) и хлористоводородной кислоты HCl с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl₂ и диоксида углерода CO₂. Это уравнение полное, так как число атомов каждого сорта в его левой и правой частях одинаково.

Смысл этого уравнения на макроскопическом (молярном) уровне таков: 1 моль или 100,09 г CaCO₃ требует для осуществления полной реакции 2 моля или 72,92 г HCl, в результате чего получается по 1 молю CaCl₂ (110,99 г/моль), CO₂ (44,01 г/моль) и H₂O (18,02 г/моль). По этим численным данным нетрудно убедиться, что в данной реакции выполняется закон сохранения массы.

Интерпретация уравнения (11) на микроскопическом (молекулярном) уровне не столь очевидна, поскольку карбонат кальция представляет собой соль, а не молекулярное соединение, а потому нельзя понимать химическое уравнение (11) в том смысле, что 1 молекула карбоната кальция CaCO₃ реагирует с 2 молекулами HCl. Тем более молекула HCl в растворе вообще диссоциирует (распадается) на ионы H + и Cl — . Таким образом более правильным описанием того, что происходит в этой реакции на молекулярном уровне, дает уравнение:

Здесь в скобках сокращенно указано физическое состояние каждого сорта частиц (тв. — твердое, водн. — гидратированный ион в водном растворе, г. — газ, ж. — жидкость).

Уравнение (12) показывает, что твердый CaCO₃ реагирует с двумя гидратированными ионами H + , образуя при этом положительный ион Ca 2+ , CO₂ и H₂O. Уравнение (12) как и другие полные химические уравнения не дает представления о молекулярном механизме реакции и менее удобно для подсчета количества веществ, однако, оно дает лучшее описание происходящего на микроскопическом уровне.

Закрепите полученные знания о составлении химических уравнений, самостоятельно разобрав пример с решением:

Надеюсь из урока 13 «Составление химических уравнений» вы узнали для себя что-то новое. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

1.р. присоединение Н₂, НГ, Г₂ и Н₂О (разрыв С=С связи, электрофильный мех-зм)

а) гидрогалогенирование:СН₂=СН₂ + НBr → СН₃-СН₂Br

в случае несимметричной π-связи по правилу Марковникова (Н к СН₂):

СН₃-СН=СН₂ + НBr → СН₃-СНBr-СН₃; продолжение см. дальше.

б) гидратация:СН₃-С=СН₂ + НОН → СН₃-С(ОН)-СН₃ (в присутствии минерал кислот)

│ │

СН₃ СН₃

в) галогенирование (обесцвечивание раствора бромной воды – Br₂) – качественная реакция на кратную связь, как и реакция с раствором КМпО_4: СН₂ = СН₂ + Br₂ → BrСН₂-СН₂Br

г)гидрирование: СН₃-СН=СН₂ + Н₂ → СН₃-СН₂-СН₃ (катализатор – Ni, t)

2.р. замещения (радикальный мех-зм) – замещение атома Н на соседнем с двойной связью атоме углерода, при t=500⁰С: СН₃-СН=СН₂ + Cl₂ → ClСН₂-СН=СН₃ + НCl

3.р. окисления:а) мягкое – холодным раствором КМпО₄(р. Вагнера)

СН₂ = СН₂ + [О] + Н₂О → СН₂ОН-СН₂ОН (упрощенная запись)

или 3СН₂ = СН₂ + 2КМпО₄ + 4Н₂О → 3СН₂ОН-СН₂ОН + 2МпО₂↓ + 2КОН

б)жесткое – кипящим раствором КМпО₄ в кислой среде СН₃-СН=СН-СН₃ + 4[О] → 2 СН₃-СООН

4.р. полимеризации: пСН₂=СН₂ → ( — СН₂-СН₂ — ) в кислой среде.

5.получение алкенов: а) С₇Н₁₆ —→ C₄Н₁₀ + CН₃—CН=CН₂ (t,Kat);

б) СН₃-СН₂-СНBr-СН₃ + КОН _(спирт)→СН₃-СН=СН-СН₃ + КBr + Н₂О

в) СН₃-СН-СН₃ → СН₃-СН=СН₂ + Н₂О (t=150⁰С, в кислой среде) по правилу Зайцева

│

ОН

г) СН₂Br— СНBr-СН₃ + 2К → СН₂=СН-СН₃ + 2КBr – синтез Вюрца—Крафтса

д) СН₃-СН₂-СН₃ → СН₃-СН=СН₂ + Н2↑ в присутствии Kat – Cr₂O₃

4. Алкадиены (непредельные). Общая формула – С_пН_2п-2. М (С_пН_2п-2)= (14п-2) г/моль, σ- и 2π-связи, SP²-гибридизация.

1. р. присоединения: СН₂=СН-СН=СН₂ ++ Br₂→СН₂Br-СНBr-СН=СН₂ (присоединение по 1,2)

СН₂=СН-СН=СН₂ + Br₂ →[→ СН₂Br-СН=СН=СН₂Br (присоединение по 1,4)

2. р. полимеризации: пСН₂=СН-СН=СН₂ → (-СН₂-СН=СН-СН₂-) в кислоте

3. диеновый синтез – р. Дильса-Альдера- р.циклизации СН₂-СН=СН-СН₂ + СН₂=СН₂ → С₆Н₁₀ при нагревании, под давлением.

4. получение алкадиенов: а) СН₃-СН₂-СН₂-СН₃ → СН₂=СН-СН=СН₂ + 2Н₂↑ при t, Kat – Cr₂O₃;

б) 2С₂Н₅ОН → СН₂=СН-СН=СН₂ + Н₂↑ + 2Н₂О при t, Kat – Al₂O₃, ZnO р. Лебедева.

5. Алкины (непредельные). Общая формула – С_пН_2п-2. М (С_пН_2п-2)= (14п-2) г/моль, σ- и 2π-связи, SP-гибридизация, линейное строение обладают слабыми кислотными свойствами

1.р. электрофильного присоединения (медленнее, чем у алкенов) — Br_2, Н₂ и НСl

СН≡СН + Br₂ → СНBr=СНBr, далее СНBr=СНBr+ Br₂ → СНBr₂-СНBr₂

2.р. гидратации – р. Кучерова, в кислой среде, Kat – Hg²⁺

любой алкин образует кетон СН₃-С≡СН + НОН →СН₃-С (СН₃)=О,

только ацетилен СН≡СН + НОН →СН₃-СНО — альдегид

3. р. окисления раствором КМпО₄: R—C≡C—R‘ + 3[О] + HOH → R—COOH + R‘-COOH

4.р. гидрирования СН₃-С≡СН + Н₂ → СН₃-СН=СН₂, далее СН₃-СН=СН₂ +Н₂ →С₃Н₈

при нагревании, в присутствии катализатора – Pt, Pd продолжение см дальше

5.слабые кислотные свойства у алкинов с «концевой» кратной связью:

2СН≡СН + 2Na → 2NaC≡CNa + H₂, с аммиачным раствором оксида серебра

СН≡СН + [Ag(NH₃)₂]OH → AgC≡CAg + 4NH₃ + 2H₂O

6. р. полимеризации: СН≡СН + СН≡СН → СН₂=СН-СН=СН₂, катализатор –NH₄CL

или р. Зелинского 3СН≡СН → С₆Н₆, условия – активир-ый уголь (С_акт, t=600⁰С)

7. а): СаС₂ + 2НОН → С₂Н₂↑ + Са(ОН)₂↓; б) СаС₂ + 2НCL → С₂Н₂↑ + СаCL₂;

в) 2СН₄ → С₂Н₂↑ + 3H₂ при t=1500⁰С

6. Арены (непредельные, циклические, ароматические). Общая формула – С_пН_2п-6, М (С_пН_2п-6)= (14п-6) г/моль, локализованное π-облако, SP²-гибридизация, циклическое строение

1. Р. электрофильного замещения: а) галогенирование: С₆Н₆ + CL₂ → С₆Н₅CL + НCL , катализатор – АLCL₃ б) нитрование: С₆Н₆ + НО – NО₂ →С₆Н₅—NО₂ +Н₂О, в присутствии H₂SO₄

в) алкилирование — р. Фриделя-Крафтса – удлинение цепи атомов углерода

С₆Н₆ + RCl → C6H5-R + HCl, где R – C_nH_2n+1 (радикалы), катализатор — АLCL₃

2. р. присоединения в жёстких условиях – свет, катализатор— Ni (присоединение Н₂)

а) С₆Н₆ + 3Н₂ → С₆Н₁₂ б) С₆Н₆ + 3CL₂ → С₆Н₆CL₆ на свету

3. для гомологов бензола: а) замещение атомов водорода в цикле (катализаторы FeBr₃ и H₂SO₄) С₆Н₅-СН₃ + Br₂ → о-С₆Н₄(Br)СН₃ +НBr в ортоположении, т.е. 1-бром-2-метилбензол

а также →п-С₆Н₄(Br)СН₃ +НBr в параположении, т.е. 1-бром-4-метилбензол

помнить: у гомологов бензола замещение в цикле атомов водорода происходит с равной вероятностью в положении 2, 4, 6 относительно имеющегося радикала в присутствии катализаторов FeBr₃ и H₂SO_4.

б) С₆Н₅-СН₃ + 3НО – NО₂ → С₆Н₂(NО₂)₃ + 3Н₂О 1-метил-2,4,6,-тринитробензол.

в) присоединение 2 С₆Н₅-СН₃+ 5Н₂ → 2 С₆Н₁₁-СН₃ или −СН₃, метилциклогексан.

г) радикальное замещение в боковую цепь на свету: С₆Н₅-СН₃ + Br₂ → С₆Н₅-СН₂Br + НBr

д) окисление кислым раствором КМпО₄ С₆Н₅-СН₃ + 2[О] → С₆Н-СООН — упрощенная запись, полная запись: 5С₆Н₅-СН₃+6КМпО₄ +9H₂SO₄ →5С₆Н₅-СООН +3К₂SO₄ +6МпSO₄ + 14Н₂О

электронно-ионный баланс:

С₆Н₅-СН₃⁰ + 2Н₂О⁰ −6е ^—_{_}→ С₆Н₅-СООН⁰ + 6Н⁺ │5

МпО₄^— + 8Н⁺ +5е^—→ Мп²⁺ + 4Н₂О │6

4. получение аренов: а) С₆Н₁₄ → С₆Н₆ + 4Н₂↑, условия: t, Р, катализатор – Сr₂O₃

б) С₆Н₁₂→ С₆Н₆ + 3Н₂↑, условия: t, катализатор – Pd

в) 3СН≡СН→ С₆Н₆, условия – активир-ый уголь (С_акт, t=600⁰С)

г) С₆Н₅-СООNa + NaOH → C₆H₆ + Na₂CO₃ при спекании сухих веществ.

Кислородсодержащие соединения. 1. Одноатомные спирты — алканолы (предельные). Общая формула – R-ОН или С_пН_2п+2О, М (С_пН_2п+2О)= (14п+18) г/моль,

Наличие гидроксогруппы — ОН в молекулах спиртов проявляется в слабых кислотных и основных свойств.

1. проявляют кислотные свойства (только реакции с щелочными Ме), убывающие от первичных к третичным спиртам: 2 С₂Н₅ОН + 2К → 2 С₂Н₅ОК + Н₂↑;

2. слабые основные свойства, возрастающие от первичных к третичным спиртам:

R – ОН + НBr → R – Br + H₂O

3. р. этерификации – взаимодействие с кислотами и образование сложных эфиров:

Н⁺

RСООН + НОR‘ ↔ RСООR‘ + Н₂О (в кислой среде);

4. р. окисления подкисленными растворами КМпО₄ или К₂Сr₂О₇: а) первичные окисляются в 2 стадии до кислот т.к. имеют 2 атома [Н] на углероде при ОН-группе: ^1стад. ^{2 стад}. R — СН₂ – ОН + [О] → R — СН₂ = О (альдегид); …+ [О] → R – СООН (кислота);

б) вторичные окисляются до кетонов т.к. имеют1 атом [Н] на углероде при ОН-группе: ^1стад. R — СН – ОН + [О] → R — С = О

│ │

R‘ R‘

5. р. дегидратации в присутствии раствора Н₂SO₄ (Al₂O₃, H₃PO_{4 конц}) зависит от температуры:

а) при t 150⁰С – внутримолекулярная (Н₂О отрывается от 1 молекулы):

СН₃ – СН₂ – СН₂ – ОН (+Н₂SO₄) → СН₃ – СН = СН₂ + Н₂О, продукт — алкен

б) при t ⁰С – межмолекулярная (Н₂О отрывается от 2 молекул):

СН₃ – СН₂ –– ОН + СН₃ – СН₂ –– ОН (+Н₂SO₄) → СН₃ –СН₂ — О – СН₂ – СН₃+ Н₂О,

продукт – простой эфир.

Различные классы спиртов дегидратируются при различных условиях:

первичные: СН₂ – СН₂ (_конц. Н₂SO_{4 при нагревании}) → СН₂ = СН₂

│ │

Н ОН

вторичные: СН₂ – СН – СН₃ (_конц. Н₂SO_{4 при подогреве}) → СН₂ = СН

│ │ │

Н ОН СН₃

СН₃ СН₃

│ │

третичные: СН₂ – С – СН₃ (_конц. Н₂SO_{4 на холоде}) → СН₂ = С

│ │ │

Н ОН СН₃

6.Галогенирование: в присутствии PCl₅, SOCl₂ или HCl СН₃–СН₂ –ОН+SOCl₂→СН₃ –СН₂–Cl+SO₂+ HCl

6. Получение: а) СН₃ – СН=СН₂ + НОН → СН₃ – С (СН₃)Н — ОН (из алкенов);

б) R – Br + NaOH (раствор) → R – ОН + NaBr (щелочной гидролиз галогеналканов); в) R – СНО + 2[Н] → R — СН₂ – ОН (из альдегидов); г) С≡О + 2Н₂ (t, p, ZnO) → СН₃ОН (из синтез-газа);

д) С₆Н₁₂О₆ (брожение) → С₂Н₅ОН + 2СО₂↑.

7. качественные реакции на: а) предельные одноатомные спирты – CuO, t

С₂Н₅ОН + CuO → СН₃ – СНО + Cu + Н₂О

б) предельные многоатомные спирты – Cu (ОН)₂, свежеприготовленный раствор

2 СН₂ – ОН + Cu (OН)₂ → (СН₂ – О)₂Cu + 2 Н₂О

│ │

СН₂ – ОН СН₂ – ОН – ярко-синий раствор.

2. Ароматические спирты – фенолы (циклические, непредельные). Общая формула – R-(ОН)_m или С_пН_2п-6-m(ОH)_m, М (С_пН_2п-6-m(ОН)_m)= (14п-6 +16m) г/моль, SP² – гибридизация

1. подвижность атома водорода и выраженные кислотные свойства –

а) реакции с Ме: С₆Н₅ОН + К → С₆Н₅ОК + 0,5Н₂ ↑;

б) реакции со щелочами: С₆Н₅ОН + КОН → С₆Н₅ОК + НОН;

в) реакция с р-ром карбоната натрия (фенол в нём растворяется, но в отличие от обычных кислот не образует диоксида углерода): С₆Н₅ОН(aq) + CO₃^2-(aq) −→ C₆H₅O^—(aq) + HCO₃^—(aq)

2. реакции с хлор-альдегидом: С₆Н₅ОН + СН₃ССlO → С₆Н₅ – О – C(CH3)O + HCl;

3. р. электрофильного замещения протекают легче, чем у аренов:

С₆Н₅ОН + СН₃ – С = О −→С₆Н₅ – О – С = О + НСl

│ │

Cl СН₃

а) реакция с раствором бромной воды – 1-я качественная реакция на фенолы

С₆Н₅ОН + 3 Br₂ → С₆Н₂(ОН)Br₃↓ + 3НBr – 2,4,6 – трибромфенол (белая эмульсия)

б) реакция нитрования — С₆Н₅ОН + 3 НО – NO₂ → С₆Н₂(ОН)(NO₂)₃ + 3 НОН

в присутствии Н₂SO₄ получается 2,4,6 – тринитрофенол,

в) получение фенолформальдегидной смолы – р. поликонденсации

С₆Н₅ОН (фенол) + НСНО (формальдегид) →С₆Н₄(ОН) – СН₂ОН — 1-я стадия;

n С₆Н₄(ОН) – СН₂ОН + n С₆Н₅ОН →( С₆Н₄(ОН) – СН₂ – С₆Н₄(ОН))_n + n НОН.

4. реакция с раствором FeCl₃ – 2-я качественная реакция на фенолы

3 C₆Н₅ОН + FeCl₃ → (С₆Н₅О-)₃Fe + 3НCl (ярко-фиолетовый раствор).

4. Получение: а) из каменноугольной смолы; б) С₆Н₅ Br + КОН → С₆Н₅ОН + КBr

в) С₆Н₅ – СН (СН₃)₂ + 2 [О] → С₆Н₅ – ОН + (СН₃)₂СО.

3. Альдегиды. Общая формула – R-С = О или С_пН_2п О.М_r (С_пН_2пО) =(14п+16)

│

Н SP² – гибридизация

1.Реакции нуклеофильного присоединения:а) R – СНО + НСN −^KCN→ R – CH(OH) – C ≡ N;

б) R – СНО + R‘OH −^H+→ R – CH – OH −^R‘OH→ R – CH — OR‘ + H₂O

│ │

OR‘ (полуацеталь) OR‘ (ацеталь);

╔O ╔O

в) R – СНО + NaHSO₃ (:S – ONa) → R – CH – S — ONa

│ │ O╝

OH OH

г) р. восстановления R – СНО + H₂ −^LiAlH₄→ R – CH₂ – OH

Внимание: водород легко присоединяется по связи С=С и очень трудно – по связи С=О. LiAlH₄ восстанавливает связи С=О до С – ОН, не затрагивая связь С=С.

О ← ОН

║ │ │

СН₃ – С – Н + Н – О – СН₃ → СН₃ – СН – О – СН_3, LiAlH₄ — алюмогидрид лития.

2. Окисление: легко окисляются в кислоты – качественные реакции на альдегиды – реакции «серебряного» и «медного» зеркала а) R – CHO + 2 [Aq(NH₃)₂]OH → R – COO – NH₄ +2Aq↓+2NH₃↑ + H₂O:

реактив [Aq(NH₃)₂]OH – реактив Толленса б) R – CHO + 2 Cu(OH)₂ → R – COOH + Cu₂O↓ +2H₂O:

реактив Cu(OH)₂ – реактив Фелинга или упрощённо — R – CHO + [О] → R – CОOН

3. Получение: а) из спиртов R–СН₂-ОН + CuО −^t→ R–СНО + Н₂О + Cu

б) из дигалогензамещённых алканов: R – CHCl₂ + 2 NaОН → R – CHO + 2 NaCl + Н₂О

4. Кетоны. Общая формула – R-С = О или С_пН_2п О. М_r (С_пН_2пО) =(14п+16)

│

R SP² – гибридизация

1. Химические свойства отличаются от свойств альдегидов:

а) менее активны в реакциях нуклеофильного присоединения, чем альдегиды (с цианидом водорода в присутствии цианида калия) R – С=О + НСN −^KCN→ R – C (OH) – C ≡ N;

│ │

R R

б) присоединение реактива Гриньяра – R – MqBr с образованием третичного спирта

R – С=О + R – MqBr −^2HCl→ R – C (OH) – R + MqCl₂ + HBr

│ │

R R

в) гидрирование кетонов с образованием вторичных спиртов R – С=О + Н₂− → R – CН (OH)

│ │

R R

г) окисление с трудом, не взаимодействуют с соединениями серебра и меди

2. Иодоформный тест – если карбонильная группа связана со 2-ым атомом углерода от конца углеродной цепи (со щелочным раствором иода)

СН₃ – СО – R + I₂ −^OH—→ R – COO^—(aq) + CHI₃(тв), жёлтый осадок, такой же, как и для CH₃ – CH (OH)R.

5. Карбоновые кислоты. Общая формула – R-С = О или С_пН_2пО.

│

М_r (С_пН_2пО) =(14п+16) ОН SP² – гибридизация

1. Диссоциируют, т.е. являются донором катиона водорода – слабые электролиты, самая сильная из них – муравьиная НСООН

R – СООН ↔ R – СОО^— + Н^+, сл-но, характерны свойства, типичные для кислот – взаимодействие с Ме, основными оксидами, основаниями и солями слабых кислот.

2. р.замещения группы ОН на хлор, взаимодействие с хлоридом Р(V)

R – СООН + РСl₅ → R – С = О + POCl₃ + HCl

│

Сl

3.межмолекулярная дегидратация в присутствии Р₂О₅ или НРО₃

R – СООН + Н – О – СО – R — ^Р2О5→ R – СО – О – СО — R + Н₂О (ангидрид к-ты),

4. р. этерификации – образование сложных эфиров в присутствии Н₂SO₄

R – СООН + Н — О R′ − ^Н2SO4→ R – СО — О R′ + Н₂О

остаток кислоты ↓ остаток спирта

5. получение амидов в реакциях с раствором аммиака, при нагревании

R – С = О + NH₃ −^t→ R – С = О + H₂O

│ │

ОН NH₂

6. р. замещения атома водорода у α–атома (С) на атом брома, в присутствии Р_кр

СН₃ – СН₂ – СООН + Br₂ − ^Ркр→ CH₃ – CHBr – COOH + HBr;

7. р. дегидратации и гидрирование, в присутствии LiAlH₄ (см. «альдегиды»)

R – С = О + 2 Н₂ −^LiAlH₄→ R – СН₂ОН + Н₂О т.е. восстановление до спиртов.

│

ОН

8.Внимание: муравьиная кислота – самая сильная из органических кислот и сильный восстановитель,

а) НСООН − ^Н2SO4→ СО₂↑ + Н₂О;

б) р. «зеркала» НСООН + 2 [Ag(NH₃)₂]OH −^t→ 2 Ag↓ + (NH₄)₂CO₃ + 2NH₃ + H₂O

или упрощенно НСООН + Ag₂О −^t→ 2Ag↓ + СО₂↑ + Н₂О;

в) НСООН + Cl₂ → CO₂↑ + 2HCl

9. Получение: а) из спиртов (окисление, т.е. + [О])

R – СН₂ – ОН + [О] → R – СНО (альдегид) и дальше + [О] → R – СООН (кислота);

б) из альдегидов – р. «серебряного и медного зеркала»

R – СНО + [Ag(NH₃)₂]OH −^t→ Ag↓ + R – СООNН₄ + Н₂О + NH₃

б) из реактива Гриньяра (R – MgBr) – р. элиминирования и гидратации (последовательное взаимодействие с СО₂ и Н₂О): R – MgBr + CO₂ → R – COO – MgBr…….. + H₂O → R –COOH +Mg (OH) Br

в) из трихлорзамещенного алкана (последовательное замещение атомов хлора на группы ОН из щелочей и дегидратация) R – С (Cl)₃ + 2 NaOH → 3NaCl + R – C(OH)₃….→ R – COOH + H₂O

R – C (OH)₃ – трёхатомный спирт – вещество очень слабое и нестабильное.

6. Сложные эфиры карбоновых кислот. Общая формула – R-С = О

│

О R′ М_r (С_пН_2п+1СОО)(С_пН_2п+1)′ = (14п+46)

1. р. гидролиза: а) кислотного СН₃СООСН₃ + НОН −^H+→ СН₃СООН + НОСН₃

^{(кислота) (спирт)}

б) щелочного СН₃СООСН₃ + NaOH → СН₃СООNa + СН₃ОН

р. гидролиза с Н₂О идёт медленно, её катализируют (ускоряют) кислоты и щёлочи

2. р. восстановления, в присутствии LiAlH₄ с образованием 2-х спиртов:

R – СОО — R′ + 4 [Н⁺] −^LiAlH₄→ R – CH₂ – OH + R′ОН (аналогично альдегидам);

3. Получение: а) р. этерификации R – СООН + НО R′ − ^Н2SO4↔ R – СОО — R′ + Н₂О

особенность: медленная реакция, обратимая, с низким выходом.

б) р. ацилирования спирта хлоридом кислоты СН₃СОCl + НОСН₂СН₃ → СН₃СООСН₂СН₃ + HCl (р. быстрая, хороший выход).

Хлорангидриды и ангидриды кислот

Эти два вида производных карбоновых кислот химически очень активны. Хлорангидриды даже более активны, чем ангидриды, и более летучи, что делает обращение с ними очень трудным. Они вступают в быструю реакцию на холоде с водой, аммиаком и с их производными, спиртами и аминами. В каждом случае атом водорода реагирующей молекулы замещается ацильной группой – это реакции ацилирования, а хлорангидриды и ангидриды кислот-ацилирующие агенты. С хлорангидридами:

а) вода: СН₃СОCl + НОН → СН₃СО – ОН (кислота) + HCl;

б) спирт: СН₃СОCl + НОСН₂СН₃ → СН₃СО – ОСН₂СН₃ (эфир) + HCl;

в) аммиак: СН₃СОCl + 2Н−NH₂ → СН₃СО – NH₂ (амид) + NH₄Cl;

г) амин: СН₃СОCl + НNHСН₃ → СН₃СО – NHСН₃ (замещ. амид) + HCl;

↑ этот атом водорода замещается на ацильную группу.

С ангидридами кислот:

а) вода: СН₃СОООССН₃ + НОН → СН₃СО – ОН + СН₃СООН;

б) спирт: СН₃СОООССН₃ + НОСН₂СН₃ → СН₃СО – ОСН₂СН₃ + СН₃СООН;

в) аммиак: СН₃СОООCСН₃ + Н−NH₂ → СН₃СО – NH₂ + СН₃СООН;

г) амин: СН₃СОООCН₃ + НNHСН₃ → СН₃СО – NHСН₃ + СН₃СООН.

7. Углеводы. Общая формула – Сn (Н₂О)m. Mr = 12n + 18m.

1. Глюкоза – альдегидоспирт СН₂ОН – (СНОН)₄ — СНО, т.е. имеет р. «зеркала»

СН₂ОН – (СНОН)₄ – СНО + 2 [Ag(NH₃)₂]OH −^t→ СН₂ОН – (СНОН)₄ – СОО — NH₄ + 3NH₃ + H₂O +2 Ag↓

2. р. восстановления до многоатомных спиртов:

СН₂ОН – (СНОН)₄ – СНО + 2[Н] → СН₂ОН – (СНОН)₄ – СН₂ОН (сорбит);

3. синее окрашивание с Си(ОН)₂, как у многоатомных спиртов;

4. р. межмолекулярной дегидратации со спиртами: → простые эфиры;

5. р. этерификации с альдегидами → сложные эфиры;

6. брожение: С₆Н₁₂О₆ −^дрожжи→ 2 С₂Н₅ОН + 2 СО₂↑ — спиртовое брожение;

С₆Н₁₂О₆ −→ 2 СН₃ – СН (ОН) – СООН — молочнокислое брожение.

8. Азотсодержащие соединения – амины. Общая формула – R— NH₂,

R – NH – R или N(R)₃. М_r (R— NH₂) = (14п+17)

1. Амины обладают основными свойствами, поэтому, как основания,

а) реагируют с водой: R— N:H₂ + Н₂О ↔ [R— NH₃]⁺ ОН⁻

б) реагируют с кислотами: R— N:H₂ + Н^δ+Cl ^δ- ↔ [R— NH₃]⁺ Cl⁻

2. Реакция горения: 4 С₂Н₅ + N:H₂ + 15О₂ → 8СО₂↑ + 2N₂↑ + 14Н₂О.

3. Р. нитрирования (с НО – NО) проходит по-разному:

а) у первичных аминов: R— NH₂ + НО – NО (NaNO₂ + HCl) → R – OH + N₂↑ + NaCl + H₂O;

б) у вторичных аминов:R₂ – NH + НО – NО (NaNO₂ + HCl) → R₂N – N=O + NaCl + H₂O.

4. Анилин – ароматический амин с формулой С₆Н₅ — NH₂

в реакции нитрирования: С₆Н₅ — NH₂ + НО – NО (NaNO₂ + HCl) → [С6Н5 — N≡N]⁺Cl⁻ + NaCl + 2H₂O;

5. Качественная реакция на анилин –реакция с раствором брома:С₆Н₅ — NH₂+3Br₂ → C₆H₂Br₃NH₂↓+3 HBr

6. Получение аминов: а)NH₃+CH₃Cl −^t→ CH₃–NH₂ + HCl; б) R–NO₂+4[H]−^LiAlH₄→R –NH₂ + 2H₂O

7. Получение анилина: C₆H₅ – NO₂ + 6 [H] −^{Fe + HCl}→ C₆H₅ – NH₂ + 2H₂O

9. Азотсодержащие соединения – аминокислоты …β α М_r (к-ты) = (14п+75)

Общая формула – R – СН — СООН

│

NH₂

1.Аминокислоты обладают амфотерными свойствами, поэтому реагируют:

а) с кислотами H₂N – CH₂ – COOH + HCl → Cl [NH₃ – CH₂ — COOH];

б) c щелочами H₂N – CH₂ – COOH + NaOH → NH₂ – CH₂ – COONa + H₂O.

2. Р. этерификации – взаимодействие со спиртами:H₂N –CH₂ –COOH +С₂Н₅OH−^H+→H₂N –CH₂ – COO – С₂Н₅ + Н₂О

3. Р. поликонденсации — взаимодействие кислот между собой с образованием пептидов: пептидная связь H₂N – CH₂ – COOH + H—N – CH₂ – COOH → H₂N – CH₂ – CO—N – CH₂ – COOH

│ Дипептид │

Н Н

4. Получение: α- аминокислоты из α-хлорзамещенных карбоновых кислот

R – СН – СООН + 2 H₃N → R – СН – СООН + NH₄ Cl

│ │

Cl NH₂

Окислительно – восстановительные реакции в органической химии.

А. Углеводороды.

1. СН₂ = СН – СН₂ – СН₃ + КМпО₄ + Н₂О → СН₂ – СН – СН₂ – СН₃ + МпО₂ + КОН

│ │

ОН ОН

2. С₆Н₅ – СН₂ – СН₃ + КМпО₄ + Н₂SО₄ → С₆Н₅СOOН + MnSO₄ + K₂SO₄ + CO₂ + H₂O

3. СН₂ = СН – СН₂ – СН₃ + КМпО₄+ Н₂SО₄ → HCOOH + CH₃COOH + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. CH ≡ CH + КМпО₄ + Н₂О → H₂C₂O₄ + MnO₂ + KOH

5. С₆Н₅ – СН₃ + КМпО₄ + Н₂SО₄ → С₆Н₅СOOН + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Органика. Учимся составлять и читать химические уравнения в органической химии.