Парафин. Парафины-02_04_2013. Основы естествознания
 Скачать 61.78 Kb.
|
Парафиныот kalinkalinka | skachatreferat.ruМИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Санкт-Петербургский государственный инженерно-экономический университет» Кафедра экономики и менеджмента в нефтегазохимическом комплексе Контрольная работа по дисциплине «ОСНОВЫ ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ» Выполнил________________________ (Фамилия И.О.) студент __ курса спец. ________ (срок обучения) группа_____ № зачет. книжки Подпись: ______________ Преподаватель: _________________ (Фамилия И.О.) Должность: ______________________ уч. степень, уч. звание Оценка: _________Дата: ___________ Подпись: _______________ Санкт-Петербург 20__ Задачи 1. Сколько необходимо взять грамм 25% мас. раствора серной кислоты для приготовления 1800 мл 0.1н раствора. Решение: Рассмотрим конечный раствор: Для H2SO4 фактор эквивалентности f экв = 1/2 С (H2SO4) = f экв * СН = 0,5*0,1 = 0,05 (моль/л) Найдем химическое количество: N (H2SO4) = C (H2SO4) * V (p-pa) = 0.05 моль/л * 1,8 л = 0,09 (моль) Такое же химическое количество серной кислоты содержится и в исходном растворе. Найдем его массу: M (H2SO4) = n (H2SO4) * M (H2SO4) =0.09 моль*98 г/моль = 8,82 (г) M (p-pa H2SO4) = m (H2SO4) / w = 8.82 / 0.25 = 35.28 (г) Ответ: 35,28 г. 2. Какие углеводороды получаются при дегидратации: а) втор. бутилового спирта; б) пропилового спирта; в) этилового спирта. Решение: Реакция дегидратации - реакция отщепления воды от молекул органических соединений. Составляем уравнения реакций: а) При дегидратации втор. бутилового спирта получаем углеводород пропен-1 [H2SO4] CH3 - CH2 - CH2 - OH = CH3 - CH=CH2 + H2O б) Придегидратации пропилового спирта получаем углеводород этен [H2SO4] CH3 - CH2 - OH = CH2=CH2 + H2O в) При дегидратации этилового спирта получаем углеводород бутен-2 [H2SO4] СH3 - CH2 - CH2 - CH3 = CH3 - CH=CH - CH3 + H2O | OH Вопросы 1. Строение атома, состояние электронов в атоме и их квантово-механическое описание. Электронная конфигурация атомов и периодическая система. 2. Химические свойства элементов главных подгрупп. 3. Способы получения, физические и химические свойства, области применения парафинов. 4. Меркаптаны, сульфиды, дисульфиды. тиофены, бензотиофены. Номенклатура, способы получения, физические и химические свойства. 1. Строение атома, состояние электронов в атоме и их квантово-механическое описание. Электронная конфигурация атомов и периодическая система. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном так называемая статическая или электронно-ионная теория, согласно которой атом состоит из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены отрицательные электроны (можно для простоты представить пудинг с изюмом, где вся масса заряжена положительно, а изюминки − это электроны). Состояние электрона в атоме характеризуется волновой функцией, являющейся решением волнового уравнения Шредингера. Из математического анализа уравнения вытекает дискретность значений энергии электрона, момента количества орбитального движения и проекции этого момента на выделенное в пространстве направление. Дискретность выражается квантовыми числами: главным – n, орбитальным – l, магнитным - ml . Четвёртое квантовое число - ms, называют спиновым. Волновая функция при определённых значениях трёхквантовых чисел (n, l ,ml) описывает состояние электрона, характеризующееся так называемой атомной орбиталью (АО). Каждой АО соответствует область пространства определённого размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака. Электронное облако не имеет чётких границ, в связи с этим введено понятие граничная поверхность, т.е. поверхность с равной электронной плотностью, ограничивающая объём, который включает 90% заряда и массы электрона. Форма и размер граничной поверхности считается формой и размером электронного облака. Главное квантовое число – n определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон (т.е. допустимые уровни энергии электрона) и может принимать значения от единицы до бесконечности. Орбитальное квантовое число – определяет форму АО и энергетический подуровень (т.е. квантование вытянутости эллиптической орбиты) и может принимать значения от нуля до n-. Магнитное квантовое число – ml определяет пространственную ориентацию данной АО и отчасти её форму (т.е. ориентацию электронных облаков в пространстве) и может принимать значения от – …0…+ . Спиновое квантовое число – ms характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент (т.е. вращение электрона вокруг оси), и может принимать значения ± 1/2. Число АО в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа (2+1). Число АО в пределах всего энергетического уровня равно сумме АО всех его подуровней. Строение атома фтора выражается электронной формулой 1s22s22p5 и электронно-графической формулой: 2s 2p 11s | | | | | | | | | | | | | | При заполнении АО действует принцип Паули (или запрет Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковые. Основным следствием этого принципаявляется то, что на одной АО не может находиться более двух электронов. Состояние электронов в атоме должно отличаться значением хотя бы одного квантового числа. При переходах электронов с одной орбиты на другую атом поглощает или излучает энергию. Принцип Паули определяет ёмкость (максимальное число электронов) энергетических уровней и подуровней, которая соответственно равна 2n2 и 2(2+1) т.е. удвоенному числу АО. Заполнение энергетических подуровней подчиняется правилу Хунда, согласно которому устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Например, четыре валентных p – электрона атома кислорода размещаются в квантовых ячейках следующим образом: 2p | | | Закономерная последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атомах с увеличением порядкового номера элемента выражается правилами Клечковкого, которые называют правилом суммы n+. Согласно I-му правилу Клечковского, при росте заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы. При одинаковом значении этой суммы порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется II-ым правилом Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых чисел заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа. Т.о. первым заполняется подуровень с меньшим значением n в этой сумме: 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s … Правила Клечковского позволяют заранее предвидеть появление в периодической системе Д.И. Менделеева рядов из d - , а затем из f - элементов, которые находятся между s – и p – элементами большихпериодов. Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней: s- элементы – заполнение внешнего s - подуровня при наличии на предвнешним уровне двух или восьми электронов, например: Li 1s2 2s2 р- элементы – заполнение внешнего p- подуровня, например: F 1s2 2s2 2p5 d- элементы – заполнение предвнешнего d- подуровня, например: V 1s22s22p63s23p64s23d3 f- элементы – заполнение f- подуровня второго снаружи уровня, например: Nd 1s2 2s2 2p2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4 Если на валентных энергетических уровнях имеются вакантные АО, то при возбуждении атома (получении ими порции энергии) становится возможным «разъединение» валентных электронов, то есть их переходы с тех подуровней, где все АО заняты полностью ( ) или частично () на другие валентные подуровни того же уровня, имеющие незаполненные АО. При этом с тех АО, которые в основном (соответствующем минимальной энергии атома) состоянии были заняты полностью, «уходит» по одному электрону последовательно, т.е. возможно несколько возбуждённых состояний. Возбуждение меняет валентное состояние атома (число его неспаренных электронов). Например, валентными электронами атома осмия в основном состоянии являются следующее: 5d6 6s2. Их распределение по квантовым ячейкам: 5d 6s | | | | | | | (атом осмия находится в 4–валентном состоянии). При этом как на пятом, так и на шестом уровнях имеются вакантные АО. Получение атомом осмия двух последовательных порций энергии приводит к следующим возбуждённым состояниям - атом осмия находится: 1) в шести валентном состоянии; 2) в 8 – валентном состоянии. Первый период → 2 Второй и третий период периоды → 8 Четвертый и пятый периоды → 18 Шестой и седьмой периоды → 32 Число главных подгрупп = максимальное число s + p электронов = 8 Число переходныхэлементов = максимальное число d элементов = 10 21Sc → 30Zn 39Y → 48Cd 57La и 72Hf → 80Hg Число лантаноидов = максимальное число f элементов = 14 2. Химические свойства элементов главных подгрупп. В состав главных подгрупп входят только s- или p- элементы. В периодической таблице s-элементы расположены в I-А и II-А группах. Элементы первой группы называются щелочными металлами. Элементы второй группы: кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами. Элементы I-А и II-А группы характеризуются сходными свойствами, так как имеют однотипное строение не только валентного слоя, но и одинаковое строение предвнешней электронной оболочки (за исключением лития и бериллия). Атомы щелочных металлов имеют на внешнем энергетическом уровне один электрон, атомы элементов второй группы – два электрона, которые атомами s-элементов легко теряются, при этом образуются катионы Ме+ и Ме2+, имеющие устойчивую электронную конфигурацию, соответствующую атомам благородных газов: Ме – 1ē = Ме+; Ме – 2ē = Ме2+ С ростом радиуса атома в группах s-элементов связь валентных электронов с ядром ослабевает, следовательно, энергия ионизации уменьшается, а химическая активность увеличивается. Элементы главных подгрупп I и II группы являются типичными металлами, обладая ярко выраженными восстановительными свойствами, они очень активны. У s-элементов второй группы заряд ядра на единицу больше, чем у s-элементов первой группы, а радиус – меньше, поэтому внешние электроны сильнее притягиваются к ядру. Поэтому s-элементы второй группы имеют более высокие энергии ионизации и меньшую химическую активность по сравнению со щелочными металлами. Меньшая химическая активность s-элементов II группы обуславливается и большей прочностью их кристаллической решетки. Из-за высокой химической активности s-элементы в природе в свободном виде невстречаются. Химические свойства. Несмотря на общность свойств у s-элементов I группы литий, и в некоторой степени натрий отличаются от других щелочных металлов. Это связано с существенным различием радиусов их атомов и с различным строеним предвнешнего электронного слоя. По этой же причине во II-А группе свойства магния и особенно бериллия в значительной степени отличаются от свойств остальных щелочноземельных металлов. Кроме того, кальций, стронций и барий имеют свободные d-орбитали, близкие по энергии к ns-орбиталям. Радиус атома бериллия намного меньше радиуса атомов остальных s-элементов, а энергия ионизации – значительно выше. Бериллий является амфотерным элементом и по свойствам напоминает алюминий (диагональная периодичность). Взаимодействие с кислородом. Большинство s-элементов легко окисляются на воздухе, поэтому хранят в закрытых сосудах под слоем керосина. При взаимодействии с кислородом s-элементы образуют оксиды трех видов. а) Нормальные оксиды образуют – Li, Be, Mg, Ca и Sr: 4 Li + O2 = 2 Li2O; ( Li – O – Li) 2 Ca + O2 = 2 CaO (Са = О) б) Натрий и барий соединяясь с кислородом, образуют пероксиды: 2 Na + O2 = Na 2O2; ( Na – O – O – Na) в) Калий, рубидий и цезий с кислородом образуют надпероксиды (супероксиды): К + O2 = КO2 (К2О4); (К – О – О – О – О – К) Рубидий и цезий воспламеняются при комнатной температуре, натрий и калий – только при нагревании. Бериллий на воздухе покрывается оксидной пленкой (ВеО), которая защищает металл от дальнейшего разрушения. Взаимодействие с неметаллами. Все s-элементы энергично взаимодействуют с галогенами. 2 Na + С12 = 2 NaС1; Са + С12 = СаС12 2 К (Rb, Cs) + Br2 (ж) = 2 КBr (взрыв); Ва + Br2 (ж) = ВаBr2 С серой и другими неметаллами эти металлывзаимодействуют при нагревании. При взаимодействии с серой получаются соли – сульфиды: 2 Na + S t→ Na2S; Са + S t→ СaS При нагревании с углеродом получаются карбиды металлов. Карбид кальция используют для получения ацетилена: 2 Na + 2 С t→ Na2С2; Са + 2 С t→ СaС2 СаС2 + 2 Н2О = Са(ОН)2 + С2Н2↑ С азотом без нагревания взаимодействует только литий, остальные s-элементы взаимодействуют с азотом при нагревании. В результате взаимодействия получаются нитриды металлов, которые неустойчивы и легко разлагаются водой с выделением аммиака. 6 Li + N2 = 2 Li3N; 3 Ca + N2 t→ Ca3N2 Ca3N2 + 6 Н2О = 3 Са(ОН)2 + 2 NН3↑ Металлы I-А и II-А групп могут взаимодействовать с водородом с образованием гидридов металлов. При взаимодействии с активными металлами водород выступает в роли окислителя: 2 Na + Н2 = 2 NaH; Ca + Н2 = CaH2 Связь в таких гидридах преимущественно ионная (ионные гидриды). Водород в гидридах имеет степень окисления –1, поэтому гидриды металлов сильные восстановители (Е˚Н2/НЇ = –2,24 В ). Гидриды щелочных металлов по внешнему виду и физическим свойствам напоминают галогениды соответствующих металлов и называются солеобразными. При электролизе гидридов водород выделяется на аноде: K: Na+ + ē = Na A: 2H- – 2 ē = H2 Гидриды разлагаются водой, с образованием водорода: NaH + Н2О = NaОH + Н2 Так как гидриды сильные восстановители, поэтому при взаимодействии с гидридами даже диоксид углерода играет роль окислителя: 2 NaН + СО2 = С + 2 NaОН СаН2 + О2 = Са(ОН)2 Взаимодействие с водой. Все s-элементы I группы энергично взаимодействуют с водой. Интенсивность этого взаимодействия усиливается в ряду Li – Cs. Рубидий и цезий реагируют со водой с взрывом. 2 Na + 2 Н2О = 2 Na ОН + Н2↑ Менееэнергично с водой взаимодействуют s-элементы II группы. Бериллий с водой не взаимодействует за счет образования на его поверхности защитной оксидной пленки ВеО (так же, как и алюминий). Магний медленно взаимодействует с водой из-за образования малорастворимого гидроксида магния на поверхности металла. Остальные s-элементы II-А группы вытесняют водород из воды при комнатной температуре: Ba + 2 Н2О = Bа(ОН)2 + Н2↑ Взаимодействие с кислотами. Все металлы I-А и II-А групп легко растворяются в разбавленных кислотах: 2 Na + 2 НС1 = 2 NaС1 + Н2↑ Mg + Н2SO4 (разб.) = MgSO4 + Н2↑ При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой окислителем является сера, а поскольку металлы очень активны, то восстановление серы в серной кислоте идет до низшей степени окисления, т. е. до Н2S. 4 Mg + 5 Н2SO4 (конц.) = 4 MgSO4 + Н2S↑ + 4 Н2О Взаимодействие металлов с азотной кислотой зависит от степени разбавления кислоты и активности металла: 3 Mg + 8 НNO3(конц.) = 3 Mg(NO3)2 + 2 NО↑ + 4 Н2О 4 Mg + 10 НNO3(разб.) = 4 Mg(NO3)2 + N2О↑ + 5 Н2О 4 Mg + 10 НNO3(сч. разб.) = 4 Mg(NO3)2 + NН4NO3 + 3 Н2О Бериллий концентрированными серной и азотной кислотами пассивируется. Из всех s-элементов только бериллий обладает амфотерными свойствами и поэтому растворяется в кислотах и в щелочах: Ве + 2 НС1 = ВеС12 + Н2↑ Ве + 2 NaOH + 2 H2O = Na2[Be(OH)4] + Н2↑ Элементы, расположенные в главных подгруппах III–VIII групп периодической таблицы, относятся к семейству р-элементов. Из семейства р-элементов, к металлам относятся: алюминий, галлий, индий, таллий, олово, свинец, сурьма и висмут. Эти элементы, по сравнению с s-элементами, имеют большее число валентных электронов и меньший радиус, и поэтому их металлические свойства выражены слабее.Рассмотрим свойства некоторых р-элементов. Металлы III группы главной подгруппы. К металлам главной подгруппы III-А группы относятся: алюминий, галлий, индий и таллий. Общая электронная формула валентного слоя электронов данной подгруппы может быть записана таким образом: ns2nр1. 13Al 1s22s22р6 3s23р1 31Ga 1s22s22р6 3s23р63d104s24р1 49In 1s22s22р6 3s23р63d104s24р64d105s25р1 81Tl 1s22s22р6 3s23р63d104s24р64d104f145s25р65d106s26р1 В нормальном состоянии все атомы на внешнем слое имеют только один неспаренный р-электрон. При очень незначительной затрате энергии один s-электрон переходит на р-подуровень. Затраты полностью компенсируются при образовании дополнительных химических связей. В таком состоянии все три валентных электрона являются неспаренными, поэтому характерной валентностью металлов является степень окисления +3 и валентность – три. С увеличением радиуса атома участие s2-электронов в образовании связей уменьшается. Пара электронов 6s2 наиболее устойчива, поэтому только таллий может быть одновалентен и может иметь степень окисления +1. Ме (ns2nр1) Ме* (ns1nр2) В ряду металлов Al – Ga – In – Tl радиус в целом по группе увеличивается и, следовательно, металлические свойства элементов усиливаются. Среди р-элементов третьей группы алюминий и галлий проявляют амфотерные свойства. При переходе от А1 к Ga радиус несколько уменьшается за счет d-сжатия (перед галлием расположены десять d-элементов), и поэтому у галлия металлические свойства выражены несколько слабее, чем у алюминия. А дальше от Ga к Т1 снова идет усиление металлических свойств. Металлические свойства у р-элементов III группы выражены слабее, чем у соответствующих элементов II-А и I-А группы в связи с уменьшением радиуса в периоде и увеличением числа электронов на внешнем слое.Наличие свободных d-орбиталей на внешнем энергетическом уровне у атомов металлов III-А группы сказывается на их способности образовывать комплексные соединения с координационными числами четыре и шесть. Металлы этой группы и их сплавы имеют большое значение для техники. 3. Способы получения, физические и химические свойства, области применения парафинов. Алканы (парафины) являются насыщенными углеводородами, с низкой реакционной способностью и огромным экономическим значением (нефть, газ). Их низкая реакционная способность лежит в основе второго их названия – парафины (лат. parum – малый, affinis –сродство). Из-за такого свойства алканы удостоились образного названия ―химические мертвецы данного им русским химиком Коноваловым. Физические свойства алканов. Алканы от СН4 до С4Н10 – газы, от С5Н12 до С17Н36 – жидкости, последующие члены гомологического ряда – твердые вещества. Жидкие алканы обладают характерным запахом (бензин, солярка). Алканы являются гидрофобными соединениями: они плохо растворимы в воде и хорошо растворимы в гидрофобных растворителях – хлороформе, бензоле. Сами алканы тоже являются хорошими растворителями гидрофобных веществ. Химические свойства алканов. 1. Алканы являются насыщенными углеводородами, поэтому не вступают в реакции присоединения. Гетеролитический разрыв связей С–С и С–Н, как правило, не происходит, поэтому в ионные реакции алканы практически не вступают. Алканы считаются довольно инертными соединениями. Такая инертность алканов послужила поводом назвать их парафинами. 2. Для реакций алканов характерен радикальный механизм. Условия проведения радикальных реакций: высокая температура, действие света, присутствие соединений – источников свободных радикалов (инициаторов), неполярные растворители. Реакции окисления алканов Этипроцессы сопровождаются изменением степеней окисления атомов. Жѐсткое окисление углеводородов приводит к разрыву всех связей С-С и С-Н и сопровождается выделением большого количества тепла (экзотермическая реакция) и называется горением. Если окисление идѐт слишком быстро, оно может сопровождаться взрывом: Примеры: Высшие алканы под действием кислорода воздуха в жидкой фазе превращаются в смесь карбоновых кислот со средней длиной цепи С12-С18, которые используются для получения моющих средств и поверхностно-активных веществ. Обыкновенный продажный парафин можно окислить, пропуская через него воздух при 100-160oC . Дегидрирование алканов При нагревании алканов в присутствии катализаторов (Pt, Pd, Ni, Fe, Cr2O3, Fe2O3, ZnO) происходит их каталитическое дегидрирование – отщепления атомов водорода за счет разрыва связей С—Н. CH3 CH3 В присутствии катализатора Cr2O3/Al2O3 при 450-650 oС из н-бутана получают также бутадиен-1,3, который используется для синтеза каучука и резины: При нагревании алканов с большим количеством атомов углерода происходит дегидроциклизация – реакция дегидрирования, которая приводит к замыканию цепи в цикл. Алканы с основной цепью, состоящей из 6 или более атомов углерода, также вступают в реакцию дегидроциклизации, но в этом случае образуются шестичленный цикл. В условиях реакции образующийся цикл подвергается дальнейшему дегидрированию и превращается в энергетически более устойчивый бензольный цикл ароматического углеводорода (арена). Например: Изомеризация алканов Алканы нормального строения под влиянием катализаторов и при нагревании способны превращаться в разветвленные алканы, т.е. вступать в реакции изомеpизации. Например, изомеризация н-пентана в изопентан (2-метилбутан) происходит при 100oС в присутствиикатализатора хлорида алюминия: Крекинг алканов Крекинг (англ. cracking – расщепление) – процесс термического разложения углеводородов, в ходе которого длинные углеводородные молекулы расщепляются с образованием соединений с более короткой цепью. Крекинг алканов является основой переработки нефти; крекинг высококипящих фракций нефти проводят, чтобы получить моторное топливо. Для осуществления этого процесса используются два способа: термический крекинг и каталитический крекинг. Реакции замещения Галогенирование Галогенирование алканов – реакция замещения одного или более атомов водорода в молекуле алкана на галоген. Продукты замещения одного атома водорода на атом галогена называют галогеналканами или алкилгалогенидами. Реакция алканов с хлором и бромом идет на свету или при нагревании. Реакция с йодом практически не идѐт, а фтор реагирует слишком активно, поэтому для фторирования алканов используется не сам фтор, а фторид кобальта (III). Хлорирование метана: При достаточном количестве хлора реакция продолжается дальше и приводит к образованию смеси продуктов замещения 2-х, 3-х и 4-х атомов водорода: Нитрование алканов (реакция Коновалова) При взаимодействии алканов с pазбавленной азотной кислотой пpи нагpевании пpоисходит замещение атома водоpода на нитpогpуппу NO2. Эту pеакцию называют pеакцией нитpования, а пpодукты pеакции – нитpосоединениями. Получение алканов Алканы выделяют из природных источников (природный и попутный газы, нефть, каменный уголь, озокерит). Используются также синтетические методы. Синтез из элементов – из углерода и водорода идѐт с плохим выходом (1,25 %) в электрической дуге при использовании угольных электродов (Боне, Иердан): Из смеси угарного газа и водорода (СО + Н2) получают метан, используя никелевый катализатор инагревание: Разложение карбидов металлов. Особенно гладко протекает образование метана из карбида алюминия и воды: Гидpиpование непpедельных углеводоpодов при повышенной температуре над никелем или платиной: Крекинг нефти Реакция Вюpца, взаимодействие алкилгалогенидов с натрием с образованием алканов: Разложение водой металлоорганических соединений, например реактивов Гриньяра (в данном случае разложение ведѐтся тяжѐлой водой): Сплавление солей карбоновых кислот со щелочью (реакция Дюма) Существуют и другие способы получения алканов, такие как синтез с использованием медь-органических соединений – реагентов Гилмана (реакция Кори-Поснера), электролиз солей карбоновых кислот (электролиз Кольбе), восстановление алкигалогенидов йодоводородной кислотой в присутствии фосфора (Бертло), восстановление алкилгалогенидов натрием в спирте, цинком, серебром, медью, алюмогидридом лития и другими восстановителями, восстановление карбоновых кислот йодоводородной кислотой в присутствии фосфора и многие другие методы. Парафины широко используют в электротехнической, пищевой (парафины глубокой очистки: t(плавл) = 50—54 °C; содержание масел 0.5—2.3% по массе, зарегестрирован в качестве пищевой добавки Е905x), парфюмерной и косметической промышленности, в лечебной практике: * свечи для освещения * покрытие и пропитка гибкой упаковки пищевых продуктов, сохраняющей эластичность при пониженных температурах * как компонент сплавов для покрытия деревянных, бетонных, металлических емкостей, предназначенных для хранения пищевых продуктов * в смеси с бензином — антикоррозионное покрытие (огнеопасно!) * в косметике для производства вазелина * для получения синтетических жирных кислот, изделий медицинской техники и косметических препаратов * парафинолечение, парафинотерапия,парафиновые маски 4. Меркаптаны, сульфиды, дисульфиды. тиофены, бензотиофены. Номенклатура, способы получения, физические и химические свойства. Тиолы (Меркаптаны) — сернистые аналоги спиртов общей формулы RSH, где R — углеводородный радикал, например, метантиол (метилмеркаптан) (CH3SH), этантиол (этилмеркаптан) (C2H5SH) и т. д., в терминологии IUPAC название «меркаптаны» признано устаревшим и не рекомендуется к использованию. Физические свойства: Полярность связи S-H значительно ниже, чем полярность связи O-H, в результате водородные связи между молекулами тиолов значительно слабее, чем у спиртов, и вследствие этого их температура кипения ниже, чем у соответствующих спиртов. Тиолы малорастворимы в воде, но хорошо растворяются в этаноле, эфире и других органических растворителях. Низшие алифатические тиолы являются жидкостями с отвратительным запахом, причём их запах чувствуется в чрезвычайно низких концентрациях — 10−7−10−8 моль/л. Это свойство используется для одорирования бытового газа — добавка меркаптанов к газу позволяет обнаруживать утечки газа в помещениях. Получают меркаптаны частичным алкилированием сероводорода: C2H5Br + NaSH → C2H5SH + NaBr. Существует также способ получения их из спиртов путем замены спиртовой группы сульфгидрильной (SH). Химические свойства: Кислотность. Тиолы являются слабыми кислотами, образуя с гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов растворимые в воде тиоляты (меркаптиды), с солями тяжелых металлов - нерастворимые меркаптиды. Являются значительно более сильными кислотами, чем соответствующие кислородные спирты. Тиолят-анионы высоконуклеофильны, и многие реакции замещения водорода группы -SH протекают через промежуточное образование тиолятов. Так, тиолы алкилируются под действием алкилгалогенидов: Нитрозирование тиолов азотистой кислотой или нитрозилхлоридом ведёт к неустойчивым окрашенным нитрозилтиолам(тионитритам): эта реакция используется как качественная реакция на тиолы. Присоединение. Тиолы вступают в реакции присоединения к ацетиленовым, этиленовым и алленовым углеводородам. Реакция может протекать по нуклеофильному, электрофильному либо радикальному механизму. Окисление. Тиолы окисляются самым широким спектром окислителей (кислород, пероксиды, оксиды азота, галогены и др.). Мягкие окислители (йод, алифатические сульфоксиды, активированный диоксид марганца и т. п.) реагируют с тиолами с образованием дисульфидов: При действии более жёстких окислителей (например, перманганата) сначала образуются сульфиновые кислоты и далее — сульфокислоты. Тиоэфиры (органические сульфиды) — класс сераорганических соединений, строение которых выражается общей формулой RSR1. Физические свойства: Тиоэфиры — жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, обладающие характерным «сераорганическим» запахом. Получение: Реакции меркаптанов с галогенуглеводородами: R-S-H + Cl-R1 → R-S-R1 +HCl Реакции меркаптанов с алкенами: R-S-H + CH2=CH-R1 → R-S-CH2-CH2-R1 Реакции окисления сульфидов до сульфоксидов и сульфонов: CH3—S—CH3 + H2O2 → CH3—SO—CH3 CH3—SO—CH3 + H2O2 → CH3—SO2—CH3 Дисульфиды органические (Д) (диорганилдисульфиды) содержат в молекуле два связанных друг с другом атома серы. Различают ациклические (ф-ла I), моноциклические (II) и полициклические Д. (напр., III). Физические свойства: Алифатические соединения этой группы - высококипящие дурнопахнущие маслянистые жидкости, сильно преломляющие свет; ароматические соединения - кристаллы. Д. типа I не растворяются в воде, хорошо растворимы в органических растворителях. Хим. св-ва Д. определяются низкой прочностью дисульфидной связи. Многие восстановители, напр. NaHSO3, гидриды металлов, атомарный Н, легко восстанавливают Д. до тиолов. Д. легко взаимодействуют с Сl2, Вr2 и сульфурилгалогенидами по схеме: Получение:Д. получают: окислением тиолов, напр. О2, I2, Н2О2; р-цией алкилгалогенидов или солей диазония с Na2S2. Тиофены. К тиофенам относят тиофен и его гомологи. Тиофен относится к π-избыточным гетероароматическим системам и обладает выраженными ароматическими свойствами. В реакциях электрофильного замещения (галогенирование, нитрование, формилирование, дейтерирование и др.) тиофен значительно активнее бензола. Номенклатура: Названия состоят из слова «тиофен», перед которым указываются заместители с номерами атомов углерода, с которыми они связаны. Причем нумерация атомов цикла начинается с атома серы. Получение: Тиофен и его гомологи содержатся в продуктах коксования каменного угля (откуда их и выделяют вместе с каменноугольном бензолом) и продуктах термического разложения сланцев (в некоторых фракциях до 70 % по массе). В сыром бензоле содержание тиофен составляет 1,3—1,4 %, в получаемом из сырого бензола тиофено-бензольном концентрате-30—35 %. Основное сырье для синтеза тиофена и его гомологов — углеводороды нефтяных фракций С4 и С5, из которых они могут быть получены термическим взаимодействием с S или каталитической реакцией с H2S или SO2. Тиофен синтезируют также пропусканием фурана, ацетилена или 1,3-бутадиена и H2S над Al2O3. Гомологи тиофена, а также некоторые производные — получают замыканием соответствующих 1,4-дикарбонильных соединений с помощью P2S5, например: Физические свойства: Тиофены — бесцветные жидкости, практически нерастворимые в воде. Химические свойства: Реакции идут обычно (иногда исключительно) в α-положение цикла (на 2—3 порядка быстрее, чем в др. положение). Для производных тиофена, содержащих в положении 2 ориентанты II рода, реакции идут с образованием 2,5-дизамещенных. 2,4-Изомеры получают, вводя в реакции исходные соединения в виде комплексов с сильными протонными или апротонными кислотами, что объясняется резким увеличениемэлектроноакцепторной способности заместителя в результате комплексообразования: Тиофен и его производные менее стабильны, чем их бензольные аналоги, поэтому многие реакции в ряду тиофена сопровождаются поликонденсацией (смолообразованием) и деструкцией. Свойства непредельных соединений выражены в тиофене слабо. Бензотиофены - бесцв. кристаллы. Существуют в виде двух изомеров - бензо [в] тиофена (ф-ла I) и бензо [с] тиофена (II). Получение: Бензо [в] тиофен и его алкильные производные обнаружены в сланцевых маслах, кам.-yr. смоле и нефтях. Его получают взаимодействием стирола с H2S при 600 °С. Бензо [в] тиофен и его производные синтезируют циклизацией сульфидов PhSCH(R)COR' (R=H, Alk; R'= ОН, OAlk, Alk, Ar), взаимод. коричных к-т с SOC12: Физические свойства: Бензо [в] тиофен (тионафтен) хорошо растворяется в органических растворителях, плохо-в воде. Бензо [с] тиофен (изобензотиофен) - в-во с сильным запахом нафталина. Химические свойства: Обладает ароматическими св-вами. Электрофильное замещение идет в положения 3 и 2 (реакц. способность др. положений уменьшается в ряду 6 > 5 > 4 > 7). Электронодонорные заместители в положении 2 или 3 направляют замещение в соседнее положение, электроноакцепторные - в бензольное кольцо. Список используемой литературы 1. Глинка Н. Л. Общая химия. Учебное пособие для вузов/Под ред. А. И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М., Интеграл-Пресс, 2009. – 728 с. 2. Иванов В.Г. Органическая химия: Учебное пособие/В.Г.Иванов, В.А. Горленко, О.Н. Гева. -6-е изд., стер.-М. :Академия, 2010.-624 с.-(Высшее профессиональное образование).Допущено УМО по специальностям педагогического образования 3. Лебедев Н.Н. Химия и технология основного органического и нефтехимиче¬ского синтеза. Учебник для вузов. 4-е перераб. изд. М.: Химия, 1988.-589 с. |