Кислородсодержащие органические соединения.. Кислородсод орган соединения.. Одноатомные спирты

• Название: Одноатомные спирты
• Анкор: Кислородсодержащие органические соединения
• Дата: 06.06.2020
• Размер: 129.99 Kb.
• Имя файла: Кислородсод орган соединения..docx
• Тип: Документы; #128438

Спирты - органические соединения, в состав молекул которых входит одна или несколько гидроксильных групп, соединенных с углеводородным радикалом.
По числу гидроксильных групп в молекуле спирты делятся на одноатомные, двухатомные трехатомные и т. д.
Одноатомные спирты

Общая формула одноатомных спиртов - R—OH.
По типу углеводородного радикала спирты делятся на предельные, непредельные и ароматические.

Общая формула предельных одноатомных спиртов - C_nN_2n+1—OH.
Органические вещества, содержащие в молекуле гидроксильные группы, непосредственно связанные с атомами углерода бензольного кольца называются фенолами. Например, C₆H₅—OH - гидроксобензол (фенол).
По типу атома углерода, с которым связана гидроксильная группа, различают первичные (R—CH₂—OH), вторичные (R—CHOH—R') и третичные (RR'R''C—OH) спирты.

C_nN_2n+2O - общая формула и предельных одноатомных спиртов, и простых эфиров.
Предельные одноатомные спирты изомерны простым эфирам - соединениям с общей формулой R—O—R'.

Изомеры и гомологи
Для спиртов характерна структурная изомерия (изомерия углеродного скелета, изомерия положения заместителя или гидроксильной группы), а также межклассовая изомерия.

Физические свойства спиртов во многом определяются наличием между молекулами этих веществ водородных связей:



С этим же связана и хорошая растворимость в воде низших спиртов.
Простейшие спирты - жидкости с характерными запахами. С увеличением числа атомов углерода температура кипения возрастает, а растворимость в воде падает. Температура кипения у первичных спиртов больше, чем у вторичных спиртов, а у вторичных - больше, чем у третичных. Метанол крайне ядовит.

Химические свойства спиртов

1. 
   Горение: C₂H₅OH + 3O₂ →2CO₂ +3H₂O + Q
   
2. 
   Реакции с щелочными и щелочноземельными металлами ("кислотные" свойства):
   Атомы водорода гидроксильных групп молекул спиртов, также как и атомы водорода в молекулах воды, могут восстанавливаться атомами щелочных и щелочноземельных металлов ("замещаться" на них).
   

2Na + 2H—O—H → 2NaOH + H₂ ↑
2Na + 2R—O—H → 2RONa + H₂ ↑
Атомы натрия легче восстанавливают те атомы водорода, у которых больше положительный частичный заряд ( +). И в молекулах воды, и в молекулах спиртов этот заряд образуется за счет смещения в сторону атома кислорода, обладающего большой электроотрицательностью, электронных облаков (электронный пар) ковалентных связей.
Молекулу спирта можно рассматривать как молекулу воды, в которой один из атомов водорода замещен углеводородным радикалом. А такой радикал, богатый электронными парами, легче, чем атом водорода, позволяет атому кислорода оттягивать на себя электронную пару связи R→O.
Атом кислорода как бы "насыщается", и за счет этого связь O—H оказывается менее поляризованной, чем в молекуле воды ( + на атоме водорода меньше, чем в молекуле воды).
В результате атомы натрия труднее восстанавливают атомы водорода в молекулах спиртов, чем в молекулах воды, и реакция идет намного медленнее.
Иногда, основываясь на этом, говорят, что кислотные свойства спиртов выражены слабее, чем кислотные свойства воды.
Из-за влияния радикала кислотные свойства спиртов убывают в ряду

метанол  → первичные спирты → вторичные спирты  →третичные спирты
С твердыми щелочами и с их растворами спирты не реагируют.

3. 
   Реакции с галогеноводородами: C₂H₅OH + HBr   C₂H₅Br + H₂O
   
4. 
   Внутримолекулярная дегидратация (t > 140^oС, образуются алкены):
   

C₂H₅OH   C₂H₄ + H₂O

5. 
   Межмолекулярная дегидратация (t < 140^oС, образуются простые эфиры):
   

2C₂H₅OH   C₂H₅OC₂H₅ + H₂O

6. 
   Окисление (мягкое, до альдегидов):
   

CH₃CH₂OH + CuO   CH₃—CHO + Cu + H₂O
Это качественная реакция на спирты: цвет осадка изменяется с черного на розовый, ощущается своеобразный "фруктовый" запах альдегида).

Получение спиртов

1. 
   Щелочной гидролиз галогеналканов (лабораторный способ): C₂H₅Cl + NaOH → C₂H₅OH + NaCl.
   
2. 
   Гидратация алкенов: C₂H₄ + H₂O   C₂H₅OH.
   
3. 
   Брожение глюкозы : C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂ ↑
   
4. 
   Синтез метанола: CO + 2H₂   CH₃OH
   

Многоатомные спирты

Примерами многоатомных спиртов является двухатомный спирт этандиол (этиленгликоль) HO—CH₂—CH₂—OH и трехатомный спирт пропантриол-1,2,3 (глицерин) HO—CH₂—CH(OH)—CH₂—OH.
Это бесцветные сиропообразные жидкости, сладкие на вкус, хорошо растворимы в воде. Этиленгликоль ядовит.
Химические свойства многоатомных спиртов по большей части сходны с химическими свойствами одноатомных спиртов, но кислотные свойства из-за влияния гидроксильных групп друг на друга выражены сильнее.
Качественной реакцией на многоатомные спирты является их реакция с гидроксидом меди(II) в щелочной среде, при этом образуется ярко-синие растворы сложных по строению веществ. Например, для глицерина состав этого соединения выражается формулой Na₂[Cu(C₃H₆O₃)₂].

Фенолы

Важнейшим представителем фенолов является фенол (гидроксобензол, старые названия - гидроксибензол, оксибензол) C₆H₅—OH.

Физические свойства фенола: твердое бесцветное вещество с резким запахом; ядовит; при комнатной температуре заметно растворим в воде, водный раствор фенола называют карболовой кислотой.

Химические свойства

1. 
   Кислотные свойства. Кислотные свойства фенола выражены сильнее, чем у воды и предельных спиртов, что связано с большей полярностью O—H связи и с большей устойчивостью образующегося при ее разрыве фенолят-иона. В отличие от спиртов, фенолы реагируют не только с щелочными и щелочноземельными металлами, но и с растворами щелочей, образуя феноляты:
   

2C6H5OH + 2Na →	2C6H5ONa	+ H2
	фенолят натрия

C₆H₅OH + NaOH →C₆H₅ONa + H₂O

Однако кислотные свойства фенола выражены слабее, чем у карбоновых кислот и, тем более, у сильных неорганических.

2. 
   Замещение в бензольном кольце. Наличие гидроксильной группы в качестве заместителя в молекуле бензола приводит к перераспределению электронной плотности в сопряженной   -системе бензольного кольца, при этом увеличивается электронная плотность у 2-го, 4-го и 6-го атомов углерода (орто- и пара-положения) и уменьшается у 3-го и 5-го атомов углерода (мета-положение).
   а) Реакция с бромной водой (качественная реакция):
   

+ 3Br2

+ 3HBr

Образуется 2,4,6-трибромфенол - осадок белого цвета.
б) Нитрование (при комнатной температуре)

C₆H₅—OH + HNO₃(разб.) →H₂O + O₂N—C₆H₄—OH (смесь орто- и пара-изомеров)

+ 3HNO3(конц.)   3H2O +

По вторй реакции образуется 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота).

3. 
   Поликонденсация фенола с формальдегидом (по этой реакции происходит образование фенолформальдегидной смолы:
   
   
4. 
   Качественная реакция с хлоридом железа(III). Образуется комплексное соединение фиолетового цвета.
   

Простые эфиры 

Физические свойства

Простые эфиры — это прозрачные бесцветные жидкости, обладающие характерным «эфирным» запахом. Они являются легколетучими и пожароопасными.

Растворимость простых эфиров

Простые эфиры растворимы в протонных кислотах, что связано с основными свойствами эфирного кислорода. Этот кислород имеет две свободные электронные пары, которые не могут использоваться для проявления обычной валентности и принять электроны. Однако для осуществления связи кислород может предоставить свою электронную пару в общее пользование:

В зависимости от строения эфира, они могут иметь хорошую растворимость в воде или вовсе не растворяться (см. таблицу ниже). В большинстве органических растворителей простые эфиры хорошо растворимы.

Точки плавления и кипения простых эфиров

Простые эфиры кипят при гораздо более низких температурах, чем соответствующие спирты. Например, метиловый спирт кипит при +65°С, а метиловый эфир – при -23,7°С. Это связано с тем, что эфиры, в отличие от спиртов, лишены гидроксильного водорода и поэтому не имеют возможности образовывать водородные связи, объединяющие одну молекулу с другой. Т.е. простые эфиры не способны к ассоциации молекул.

Химические свойства простых эфиров

Простые эфиры – малореакционноспособная группа органических соединений, проявляющие слабоосновные свойства. Они могут расщепляются лишь некоторыми веществами при нагревании (концентрированной йодистоводородной кислотой или воздействием металлического натрия). Водные растворы кислот и щелочей не действуют на простые эфиры.

• 
  Образование оксониевых солей при воздействии сильных кислот:
  
• 
  Образование комплексных соединений с солями (Меервейн Г.Л.): 
  
• 
  Расщепление простых эфиров: 
  

Под действием концентрированных йодоводородной или бромоводородной кислот:



Под действием активных металлов при повышенной температуре (Шорыгин П.П.):

Под действием серной кислоты:

• 
  Окисление простых эфиров происходит с образованием перекисных соединений (автоокисление):
  

Простые эфиры при хранении легко окисляются кислородом воздуха с образованием перекисей. При использовании простых эфиров, особенно при перегонке их необходимо хорошо очистить от накопленных перекисей, которые могут стать причиной взрыва.

Альдегиды - органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу — —, связанную с атомом водорода и углеводородным радикалом.
Общая формула альдегидов  или R—CHO. Функциональная группа альдегидов (—CHO) называется альдегидной группой.

Кетоны - органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу — —, связанную с двумя углеводородными радикалами.
Общая формула кетонов   или R—CO—R'.

Альдегиды и кетоны называются карбонильными соединениями, их общая формула - C_nH_2nO.

Изомеры и гомологи
В молекулах альдегидов, а тем более кетонов, в отличие от спиртов нет атомов водорода со значительным положительным частичным зарядом, поэтому между молекулами как альдегидов, так и кетонов нет водородных связей.

Физические свойства: формальдегид - газ с удушливым запахом, растворим в воде (с молекулами воды водородные связи образуются, 40 %-ный водный раствор называется формалином с увеличением температуры растворимость уменьшается); ацетальдегид - бесцветная легкокипящая жидкость с фруктовым запахом, растворим в воде; ацетон - бесцветная жидкость с резким запахом, растворим в воде.

В ряду алканы →альдегиды (кетоны) →спирты растворимость в воде и температура кипения увеличивается.

Химические свойства

Химические свойства альдегидов и кетонов в значительной степени обусловлены наличием в их молекулах сильно полярной карбонильной группы (связь   поляризована в сторону атома кислорода). Чем больше частичный заряд ( +) на атоме углерода этой группы, тем выше активность соединения.

1. 
   Горение:
   

2CH₃CHO + 5O₂ → 4CO₂ + 4H₂O
2CH₃COCH₃ + 9O₂ → 6CO₂ + 6H₂O

2. 
   Присоединение (по двойной связи карбонильной группы).
   В ряду HCHO   RCHO   RCOR' склонность к реакциям присоединения уменьшается. Это связано с наличием и числом углеводородных радикалов, связанных с атомом углерода карбонильной группы.
   
   а) Гидрирование (восстановление водородом):
   

HCHO + H₂   CH₃OH
CH₃—CO—CH₃ + H₂  CH₃—CH(OH)—CH₃
Из альдегидов при этом получаются первичные спирты, а из кетонов - вторичные.

3. 
   Окисление:
   

CH₃CHO + Ag₂O   2Ag  + CH₃COOH (реакция "серебряного зеркала" - качественная реакция)
HCHO + 2Cu(OH)₂  2H₂O + Cu₂O↓ + HCOOH (образуется красный осадок - качественная реакция)

Кетоны слабыми окислителями не окисляются.

4. 
   Замещение атомов водорода в углеводородном радикале (замещение происходит в  -положение, т. е. замещается атом водорода у 2-го атома углерода):
   

3	2( )	1
CH3	—CH2	—CHO	+ Cl2 →CH3—CHCl—CHO + HCl

Получение альдегидов и кетонов

1. 
   Окисление спиртов.
   а) Первичных CH₃OH + CuO   HCHO + Cu + H₂O
   б) Вторичных CH₃—CH(OH)—CH₃ + [O]   CH₃—CO—CH₃ + H₂O
   
2. 
   Дегидрирование спиртов.
   а) Первичных CH₃CH₂OH  CH₃CHO + H₂
   

б) Вторичных CH₃—CH(OH)—CH₃   CH₃—CO—CH₃ + H₂

3. 
   Окисление метана: CH₄ + O₂ →HCHO + H₂O (При 500^oС в присутствии оксидов азота)
   
   
   
4. 
   Гидратация ацетилена (реакция Кучерова; лабораторный способ): C₂H₂ + H₂O →CH₃CHO
   
5. 
   Окисление этилена: 2C₂H₄ + O₂   2CH₃CHO
   

Карбоновые кислоты

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, бензойная C₆H₅—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_nH_2nO₂.
Физические свойства предельных одноосновных карбоновых кислот в значительной степени обусловлены наличием между молекулами прочных водородных связей (более прочных, чем между молекулами спиртов). Поэтому температуры кипения и растворимость в воде у кислот больше, чем у соответствующих спиртов.

Химические свойства кислот

Упрочнение  -связи в карбонильной группе приводит к тому, что реакции присоединения для карбоновых кислот нехарактерны.

1. 
   Горение: CH₃COOH + 2O₂ → 2CO₂ + 2H₂O
   
2. 
   Кислотные свойства.
   Из-за высокой полярности связи O-H карбоновые кислоты в водном растворе заметно диссоциируют (точнее, обратимо с ней реагируют):
   

HCOOH  HCOO^- + H⁺ (точнее HCOOH + H₂O  HCOO^- + H₃O⁺)
Все карбоновые кислоты - слабые электролиты. С увеличением числа атомов углерода сила кислот убывает (из-за снижения полярности связи O-H); напротив, введение атомов галогена в углеводородный радикал приводит к возрастанию силы кислоты. Так, в ряду

HCOOH →CH₃COOH →C₂H₅COOH
сила кислот снижается, а в ряду

CH3COOH	→	CH2ClCOOH	→	CHCl2COOH	→	CCl3COOH
уксусная кислота		монохлоруксусная кислота		дихлоруксусная кислота		трихлоруксусная кислота

- возрастает.

Карбоновые кислоты проявляют все свойства, присущие слабым кислотам:
Mg + 2CH₃COOH → (CH₃COO)₂Mg + H_2↑
CaO + 2CH₃COOH → (CH₃COO)₂Ca + H₂O
NaOH + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O
K₂CO₃ + 2CH₃COOH  →2CH₃COOK + H₂O + CO₂ ↑

3. 
   Этерификация (реакция карбоновых кислот со спиртами, приводящая к образованию сложного эфира):
   

				+ H2O
муравьиная кислота	этанол		этиловый эфир муравьиной кислоты

В реакцию этерификации могут вступать и многоатомные спирты, например, глицерин. Сложные эфиры, образованные глицерином и высшими карбоновыми кислотами (жирными кислотами) - это жиры.

	+				+ 3H2O
глицерин		карбоновые кислоты		триглицерид

Жиры представляют собой смеси триглицеридов. Предельные жирные кислоты (пальмитиновая C₁₅H₃₁COOH, стеариновая C₁₇H₃₅COOH) образуют твердые жиры животного происхождения, а непредельные (олеиновая C₁₇H₃₃COOH, линолевая C₁₇H₃₁COOH и др.) - жидкие жиры (масла) растительного происхождения.

4. 
   Замещение в углеводородном радикале:
   

CH3—CH2—COOH	+ Cl2		CH3—CHCl—COOH	+ HCl
пропионовая кислота			-хлорпропионовая кислота

Замещение протекает в  -положение.

Особенность муравьиной кислоты HCOOH состоит в том, что это вещество - двуфункциональное соединение, оно одновременно является и карбоновой кислотой, и альдегидом:

Поэтому муравьиная кислота кроме всего прочего реагирует и с аммиачным раствором оксида серебра (реакция серебряного зеркала; качественная реакция):

HCOOH + Ag₂O(аммиачный раствор)   CO₂ + H₂O + 2Ag

Получение карбоновых кислот

1. 
   Окисление альдегидов.
   В промышленности: 2RCHO + O₂  2RCOOH
   Лабораторные окислители: Ag₂O, Cu(OH)₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇ и др.
   
2. 
   Окисление спиртов: RCH₂OH + O₂  RCOOH + H₂O
   
3. 
   Окисление углеводородов: 2C₄H₁₀ + 5O₂  4CH₃COOH + 2H₂O
   
4. 
   Из солей (лабораторный способ): CH₃COONa_кр. + H₂SO_{4 конц.}  CH₃COOH  + NaHSO₄
   

Список литературы

1. 
   Артеменко, А. И. Органическая химия / А.И. Артеменко. - М.: Высшая школа, 2002. - 560 c.
   
2. 
    Березин, Б. Д. Органическая химия. В 2 томах. Том 1. Учебник / Б.Д. Березин, Д.Б. Березин. - М.: Юрайт, 2016. - 314 c.
   
3. 
   Каминский, В. А.  Органическая химия в 2 ч. Часть 2 : учебник для академического бакалавриата / В. А. Каминский.  Юрайт, 2019. — 314 с.