Электронное строение элементов главной подгруппы III группы

Электронная конфигурация

[Не]2s22р1

[Nе]3s2Зр1

[Аr]3d104s24р1

[Кr]4d105s25р1

[Хе]4f145d106s26р1

С увеличением атомной массы усиливается металлический ха­рактер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие.

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен).

В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличи­вается основность гидроксидов R(ОН)₃. Н₃ВО₃ — кислота, Аl(ОН)₃ и Gа(ОН)₃ — амфотерные основания, In(ОН)₃ и Тl(ОН)₃ — типичные основания. ТlOН — сильное основание.

Алюминий - самый рас­пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl₂О₃), бокситов (Аl₂О₃ • xН₂О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Физические свойства:

Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Алюминий имеет невысокую плотность — при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл.

Химические свойства:

Поверхность алюминия обычно по­крыта прочной пленкой оксида Аl₂О₃, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку уда­ляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Аl + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + ЗН₂↑.

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

2Аl + 3/2O₂ = Аl₂О₃ + 1676 кДж.

Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С):

2Аl + 3S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия),

2Аl + N₂ = 2АlN (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой кон­центрации:

2Аl + 6НСl = 2АlСl₃ + ЗН₂↑.

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н₂SО_4(конц) = Аl₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О,

Аl + 6НNO_3(конц) = Аl(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы­делением водорода:

2Аl + 3Н₂SО₄ = Аl₂(SО₄)₃ + 3Н₂.

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

Аl + 4HNО₃ = Аl(NО₃)₃ + NO + 2Н₂О.

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н₂О = 2Na[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑.

Получение:

Впервые металлический алюминий был получен химическим путем немецким химиком Ф.Велером в 1821 г. (восстановлением из хлорида алюминия металлическим калием при нагревании).

В 1854 г. французский ученый Сент-Клер Девиль предложил электрохимический способ получения алюминия, восстанавливая натрием двойной хлорид алюминия-натрия. По способу Сент-Клер Девиля с 1855 по 1890 г. было получено всего 200 тонн алюминия, а за оставшиеся до конца XIX века 10 лет выплавка алюминия (уже по новому способу) составила 28000 тонн, в 1930 г. мировое производство алюминия только в нашей стране соста­вило несколько млн. тонн в год.

Новый способ был предложен в 1886 г. американским хими­ком Ч. Холлом — он заключается в электролизе Аl₂O₃, растворенного в расплавленном криолите Nа₃АlF₆, — и применяется до настоящего времени.

В промышленности алюминий получают электролизом рас­твора чистого Аl₂О₃ в расплавленном криолите NaАlF₆ с добав­кой СаF₂ при температуре ~950 °С. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, кроме того, с добавкой СаF₂ он позволяет поддерживать в электролитической ванне температуру плавления не выше 1000°.

Вопрос 20. Вода. Её потребление в быту и на производстве. Роль воды в химических реакциях. Гидролиз.

Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строениеатома: ядро атома окружено электронным облаком. Электронная конфигурация 1s¹.

В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон). Однако по свойствам он более сходен с галогенами, чем со щелочными металлами. Поэтому водород помещают в VII группу периодической системы элементов

Содержание его в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы — 1%). Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов — протия (99,98%) и дейтерия (0,02%). Поэтому в обычной воде содержатся большие количества тяжелой воды.

Вода — наиболее распространенное соединение на Земле. Ее количество достигает 10¹⁸ т, и она покрывает приблизительно четыре пятых земной поверх­ности.

Это единственное химическое соединение которое в природных условиях

существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары воды). Приблизительно две трети человеческого тела приходятся на долю воды, и многие пищевые продукты состоят преимущественно из воды.

Вода — ковалентное соединение. Чистая вода в природе не существует, она всегда «загрязнена» различны­ми солями, растворенными в ней. Для очистки от примесей воду «перегоняют», полученный продукт называется дистиллированной водой.

Чистая вода бесцветна,не имеет запаха и обладает специфическим неприятным вкусом. Редкой особенностью воды является то, что ее плотность в жидком

состоянии при4°С большеплотностильда,поэтому лед плавает на поверхности воды. Это аномальное свойство воды объясняется существованием в ней водородных связей,которые связывают молекулы как в жидком, так и в твердо состоянии.

Поскольку вода обладает значи­тельным дипольным моментом, она является хорошим растворителем для веществ с ионным и полярным характером связей; растворение веществ сопровождается гидратацией, а водные растворы веществ являются, как правило, электролитами. Чистая вода является слабым электролитом и плохо проводит электрический ток.

Пероксид водорода (перекись водорода) Н₂О₂ — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на .

В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ас­социированы благодаря водородным связям.

Поскольку пероксид водорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода, то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях,

чистый Н₂О₂ и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород.

На этом основано использование 3%-ного раствора Н₂О₂ в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)₂ + Н₂О₂ = ВаО₂ + 2Н₂О,

в качестве восстановителя:

2KMnО₄ + 5Н₂О₂ + ЗН₂SО₄ = 2MnSО₄ + К₂SО₄ + 5О₂ + 8Н₂O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

РbS + 4Н₂О₂ = PbSO₄ + 4Н₂О

В лаборатории пероксид водорода получают действием

раз­бавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄↓+ Н₂О₂.

Ответы на вопросы по органической химии.

Вопрос 1. Предельные углеводороды: Общая формула гомологов данного ряда, строение, химические свойства на примере метана. Практическое применение алканов.

Предельными углеводородами, или алканами (международное название), называются соединения, состав которых выражается общей формулой С _n Н_2n+2, где n - число атомов углерода. В молекулах предельных углеводородов атомы угле­рода связаны между собой простой (одинарной) связью. Алканы называют также насыщенными углеводородами или парафинами. Первым членом гомологического ряда алканов является метан СН₄. Окончание -ан является характерным для названий предельных углеводородов. Далее следует этан С₂Н₆, пропан С₃Н₈, бутан С₄Н₁₀. Начи­ная с пятого углеводорода, название образуется из греческого числительного, указывающего число углеродных атомов в молекуле, и окон­чания -ан. Это пентан С₅Н₁₂ гексан С₆Н₁₄, гептан С₇Н₁₆, октан С₈Н₁₈, нонан С₉Н₂₀, декан С₁₀Н₂₂ и т. д.

Строение:

Их атомы углерода находятся в состоянии sp ³ —гибридизации, а значит, имеют простые (одинарные) связи.

Физические свойства:

При обычных условиях (температура ~ 22°С) первые четыре члена ряда (метан, этан, пропан, бутан) — газы, с С₅Н₁₂ до С₁₆Н₃₄ - жидкости, а с С₁₇Н₃₆ — твердые вещества.

Химические свойства:

Они устойчивы к действию многих реагентов: не взаимодействуют с концентрированными серной и азотной кислотами, с концентрированными и расплавленными щелочами, не окисляются сильными окислителями - перманганатом калия.

Галогенирование. При взаимодействии алканов с галогена­ми (хлором и бромом) под действием УФ-излучения или высокой температуры образуется смесь продуктов от моно- до полигалогензамещенных алканов.

	Сl2		Сl2		Сl2		Сl2
СН4	→	СН3Сl	→	СН2Сl2	→	СНСl3	→	ССl4
<>	-HCl		-HCl		-НСl <>		-HCl

2. Нитрование (реакция Коновалова).

	t °
CH3-CH3 + HNO3	→	CH3-CH2-NO2 + H2O.

3. Изомеризация. Нормальные алканы при определенных условиях могут превращаться в алканы с разветвленной цепью:

4. Окисление. При мягком окислении метана кислородом воздуха в присутствии различных катализаторов могут быть получе­ны метиловый спирт, формальдегид, муравьиная кислота:

Применение:

Мягкое каталитическое окисление бутана кислородом воздуха - один из промышленных способов получения уксусной кислоты:

t°
2C₄H ₁₀ + 5O₂ → 4CH₃COOH + 2Н₂О .
кат

Крекинг — это гемолитический разрыв связей С-С, который протекает при нагревании и под действием катализаторов.
При крекинге высших алканов образуются алкены и низшие ал­каны, при крекинге метана и этана образуются ацетилен:

C₈H₁₈ → C₄H₁₀ + С₄Н₈,

2СН₄ → С₂Н₂ + ЗН₂,

С₂Н₆ → С₂Н₂ ⁺ 2Н₂.

Эти реакции имеют большое промышленное значение. Таким путем высококипящие фракции нефти (мазут) превращают в бензин, керосин и другие ценные продукты.

Вопрос 2. Непредельные углеводороды ряда этилена: общая формула, строение, химические свойства на примере этилена. Применение продуктов синтеза на основе алкенов в вашей профессии.

Простейшими непредельными (ненасыщенными) соединениями являются углеводороды, содержащие одну или несколько двойных связей. Алкены.Алкенами называются непредельные углеводороды, молекулы которых содержат одну двойную связь. Первый представитель этого класса — этилен СН₂ = СН₂, в связи с чем алкены также на­зывают этиленовыми углеводородами. Ближайшие гомологи эти­лена:

СН3-СН=СН2	СН3-СН2-СН=СН2	СН3-СН=СН-СН3
пропилен	бутен-1	бутен-2

Общая формула гомологического ряда алкенов С_nН_2n

Строение:

Атомы углерода при двойной связи находятся в состоянии sp²-гибридизации. Три s-связи, образованные гибрид­ными орбиталями, располагаются в одной плоскости под углом 120° друг к другу; p-связь образована при перекрывании негибридных 2р-орбиталей соседних атомов углерода. Длина двойной связи С=С составляет 0.133 нм, что существенно меньше длины одинарной связи (0,154 нм).

Номенклатура:

В алкенах с неразветвленной углеродной цепью нумерацию начинают с того конца, ближе к которому находится двойная связь. В названии соответствующего алкана окончание -ан заменяется на -ен. В разветвленных алкенах выби­рают главную цепь так, чтобы она содержала двойную связь, даже если она при этом и не будет самой длинной. Перед названием главной цепи указывают номер атома углерода, при котором на­ходится заместитель, и название этого заместителя. Номер после названия главной цепи указывает положение двойной связи, на­пример:

4метилпентен -2

Физические свойства:

Физические свойства алкенов похожи на свойства алканов, хотя все они имеют несколько более низкие температуры плавления и кипения, чем соответствующие алканы. Например, пентан имеет температуру кипения 36 °С, а пентен-1 — 30 °С. При обычных условиях алкены С₂ - С₄ — газы. С₅ – С₁₅ — жидкости, начиная с C₁₆ — твердые вещества. Алкены не растворимы в воде, хорошо растворимы в органических растворителях.

Химические свойства:

Химические свойства алкенов определяются наличием в их молекулах двойной связи. Реакции присоединения:

1) Гидрогалогенирование. При взаимодействии алкенов с галогеноводородами (HCl, НВr) образуются алкилгалогениды:

СН₃-СН=СН₂ + НВr ® СН₃-СНВr-СН₃.

Продукты реакции определяются правилом Марковникова.Следует, однако, подчеркнуть, что в присутствии какого-либо органического пероксида полярные молекулы НХ реагируют с алкенами не по правилу Марковникова:

	R-O-O-R
СН3-СН=СН2 + НВr	→	СН3-СН2-СН2Вr

Это связано с тем, что присутствие перекиси обусловливает радикальный, а не ионный механизм реакции.

2) Гидратация. При взаимодействии алкенов с водой в присутствии минеральных кислот (серной, фосфорной) образуются спирты. Минеральные кислоты выполняют роль катализаторов и являются источниками протонов. Присоединение воды также идет по правилу Марковникова:

СН₃-СН=СН₂ + НОН ® СН₃-СН(ОН)-СН₃.

3) Галогенирование. Алкены обесцвечивают бромную воду:

СН₂=СН₂ + Вr₂ ® ВrСН₂-СН₂Вr.

Эта реакция является качественной на двойную связь.

4) Гидрирование. Присоединение водорода происходит под действием металлических катализаторов:

	t, Ni
СН3-СН=СН2 + Н2	→	СН3-СН2-СН3

5) Полимеризация алкенов и их производных в присутствии кислот протекает по механизму А_E:

nCH2=CHR

→

(-CH2-CHR-)n

где R = Н, СН₃, Cl, С₆Н₅ и т.д. Молекула CH₂=CHR называется мономером,

6) Окисление. При мягком окислении алкенов водным раствором перманганата калия (реакция Вагнера) образуются двухатомные спирты:

ЗСН₂=СН₂ + 2КМnО₄ + 4Н₂О ® ЗНОСН₂-СН₂ОН + 2MnO₂↓ + 2KOH.

В результате протекания этой реакции фиолетовый раствор перманганата калия быстро обесцвечивается и выпадает коричневый осадок оксида марганца (IV). Эта реакция, как и реакция обесцвечивания бромной воды, является качественной на двойную связь. При жестком окислении алкенов кипящим раствором перманганата калия в кислой среде происходит полный разрыв двойной связи с образованием кетонов, карбоновых кислот или СО₂, например:

	[О]
СН3-СН=СН-СН3	→	2СН3-СООН

Применение:

Низшие алкены — важные исходные вещества для промышленного органического синтеза. Из этилена получают этиловый спирт, полиэтилен, полистирол. Пропен используют для синтеза полипропилена, фенола, ацетона, глицерина.

Вопрос 3. Аминокислоты: строение, химические свойства, биологическая роль.

Аминокислоты - это органические амфотерные соединения. Они содержат в составе молекулы две функциональные группы противоположного характера: амино­группу с основными свойствами и карбоксильную группу с кис­лотными свойствами.

Физические свойства. Аминокислоты представляют собой твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и мало растворимые в органических растворителях. Многие ами­нокислоты имеют сладкий вкус.

Химические свойства:

Аминокислоты реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Н₂N-СН₂-СООН + HCl→ Сl[Н₃N-СН₂-СООН],

Н₂N-СН₂-СООН + NaOH → H₂N-CH₂-COONa + Н₂О.

При растворении аминокислот в воде карбоксильная группа отщепляет ион водорода, который может присоединиться к ами­ногруппе. При этом образуется внутренняя соль, молекула кото­рой представляет собой биполярный ион:

H₂N-CH₂—СООН ⁺Н₃N-СН₂—СОO^-.

Кислотно-основные превращения аминокислот в различных средах можно изобразить следующей общей схемой:

Водные растворы аминокислот имеют нейтральную, щелоч­ную или кислую среду в зависимости от количества функцио­нальных групп. Так, глутаминовая кислота образует кислый рас­твор (две группы -СООН, одна -NH₂), лизин - щелочной (одна группа -СООН, две -NH₂).

Подобно первичным аминам, аминокислоты реагируют с азо­тистой кислотой, при этом аминогруппа превращается в гидроксогруппу, а аминокислота — в гидроксикислоту:

H₂N-CH(R)-COOH + HNO₂ → HO-CH(R)-COOH + N₂↑+ H₂O

Измерение объема выделившегося азота позволяет определить количество аминокислоты (метод Ван-Слайка).

Аминокислоты могут реагировать со спиртами в присутствии газообразного хлороводорода, превращаясь в сложный эфир (точнее, в хлороводородную соль эфира):

H₂N-CH(R)-COOH + R'OH H₂N-CH(R)-COOR' + Н₂О.

Получение. Основной способ получения аминокислот — за­мещение атома галогена на аминогруппу в галогензамещенных кислотах.

Cl-CH(R)-COOH + 2NH₃ → H₂N-CH(R)-COOH + NH₄Cl.

Вопрос 4. Крахмал и целлюлоза – представители полисахаридов: сравнительная характеристика строения, физических и химических свойств и их возможное применение в вашей профессии.

Крахмал образуется в растениях при фотосинтезе и откладывается в корнях и семенах. Он представляет собой белый порошок, нерастворимый в холодной воде и образующий коллоидный раствор в горячей воде. Крахмал — это природный полимер, образованный остатками α-глюкозы. Он существует в двух формах: амилоза и амилопектин. Амилоза растворима в воде и представляет собой линейный полимер, в котором остатки α-глюкозы связаны друг с другом через первый и четвертый атомы углерода. Фрагмент амилозы вы­глядит следующим образом:

Линейная полимерная цепь в молекуле амилозы свернута в спираль. Внутри спирали находится канал размером 0,5 нм, который может захватывать некоторые молекулы, например молекулу йода. Образующийся комплекс амилозы и йода имеет характерное синее окрашивание. Эта реакция служит для обнаружения йода.

В отличие от амилозы, амилопектин не растворим в воде и имеет разветвленное строение. В его молекуле остатки α-глюкозы связаны не только 1,4-связями, но и 1,6-связями:

Химические свойства.

При нагревании в кислой среде крахмал гидролизуется с разрывом связей между остатками α-глюкозы. При этом образуется ряд промежуточных продуктов, в частности мальтоза. Конечным продуктом гидролиза является глюкоза:

Эта реакция имеет важное промышленное значение, поскольку из глюкозы получают этанол, молочную кислоту и другие ценные продукты.

Крахмал — это ценный питательный продукт. Он входит в состав хлеба, картофеля, круп и наряду с сахарозой является важнейшим источником углеводов в человеческом организме.

Вопрос 5. Непредельные углеводороды ряда ацетилена: общая формула, строение. Химические свойства и применение ацетилена в органическом синтезе.

Алкинами называются непредельные углеводороды, молекулы которых содержат одну тройную связь. Первый представитель этого класса — ацетилен НС ≡ СН, в связи с чем алкины также на­зывают ацетиленовыми углеводородами. Ближайшие гомологи ацетилена:

СН3-С ≡ СН	СН3-СН2-C ≡ СН	СН3-С ≡ С-СН3
пропин	бутин-1	бутин-2

Простейший алкин с разветвленным углеродным скелетом:

З-метилбутин-1

Общая формула гомологического ряда алкинов С_nН_2n-2. Она совпадает с общей формулой алкадиенов, поэтому алкины и алкадиены являются межклассовыми изомерами.

Строение:

Атомы углерода при тройной связи находятся в состоянии sp-гибридизации. Две s-связи, образованные гибридными орбиталями, располагаются по одной линии под углом 180° друг к другу; две p-связи образованы при перекрывании двух пар негибридных 2p-орбиталей соседних атомов углерода. Дополнительное связывание двух атомов углерода приводит к тому, что расстояние между ядрами уменьшается, поскольку тройная связь является сочетанием одной s- и двух p-связей. Длина тройной связи С ≡ С составляет 0,120 нм, что меньше длины как одинарной, так и двойной связи. Энергия тройной свя­зи составляет 828 кДж/моль.

изомерия алкинов обусловлена изо­мерией углеродного скелета (например, 3-метилбутин-1 и пентин-1) и изомерией положения тройной связи (бутин-1 и бутин-2). Пространственная изомерия для алкинов не характерна.

Номенклатура:

В алкинах с неразветвленной углеродной цепью нумерацию начинают с того конца, ближе к которому находится тройная связь. В названии соответствующего алкана окончание -ан заменяется на -ин. В разветвленных алкинах выбирают главную цепь так, чтобы она содержала тройную связь, даже если она при этом и не будет самой длинной. Перед названием главной цепи указывают номер атома углерода, при котором находится заместитель, и название этого заместителя. Номер после названия главной цепи указывает положение тройной связи, например:

4-метилпентин-2

Физические свойства:

алкинов похожи на свойства алканов и алкенов. При обычных условиях (С₂ – С₄) — газы, (C₅ – C₁₆) — жидкости, начиная с C₁₇ — твердые вещества. Температуры ки­пения алкинов выше, чем у соответствующих алкенов. Так, эти­лен имеет t_кип = -103 °С, ацетилен кипит при -83,6 °С; пропен и пропин соответственно при -47 °С и -23 °С.

Растворимость низших алкинов в воде несколько выше, чем алкенов и алканов, однако она все же очень мала. Алкины хорошо растворимы в неполярных органических растворителях.

Получение:

1. Общий способ получения алкинов — отщепление двух мо­лекул галогеноводорода от дигалогеналканов, которые содержат два атома галогена либо у соседних, либо у одного атома углерода, под действием спиртового раствора щелочи.

	С2Н5ОН
СН2Вr - СН2Вr + 2КОН	→	НС ≡ СН + 2КВr + 2Н2О,

	С2Н5ОН
СН3 - СВr2 - СН3 + 2КОН	→	СН3-С ≡ СН + 2КВr + 2Н2О,

2. Ацетилен получают в промышленности путем высокотемпературного крекинга метана:

	1500°С
2СН4	→	CH ≡ NCH + ЗН2

или его ближайших гомологов — этана и пропана, причем в этом случае ацетилен образуется при более низких температурах:

	1200°С			1200°С
C2Hg	→	C2Hg + 2Н2,	2С3Н8	→	ЗС2Н2 + 5Н2

Сырьем в этих способах служит природный газ или нефть.

В лабораторных условиях ацетилен получают гидролизом карбида кальция:

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ ↑

Химические свойства алкинов обусловлены наличием в их молекулах тройной связи. Типичными реакциями для ацетилена и его гомологов являются реакции присоединения. Отличие алкинов от алкенов заключается в том, что реакции присоединения могут протекать в две стадии. На первой стадии идет присоединение к тройной связи с образованием двойной связи, а на второй стадии — присоединение к двойной связи. Ре­акции присоединения для алкинов протекают медленнее, чем для алкенов. Это объясняется тем, что p-электронная плотность тройной связи расположена более компактно, чем в алкенах, и поэтому менее доступна для взаимодействия с различными реагентами.

1. Галогенирование. Галогены присоединяются к алкинам в две стадии. Например, присоединение брома к ацетилену приводит к образованию дибромэтена, который, в свою очередь, реагирует с избытком брома с образованием тетрабромэтана:

	Вr2		Вr2
СН ≡ СН	→	СНВr = СНВr	→	СНВr 2- СНВr2

Алкины, так же, как и алкены, обесцвечивают бромную виду.

2. Гидрогалогенирование. Галогеноводороды присоединяются к тройной связи труднее, чем к двойной. Для активации галогеноводорода используют АlСl₃ — сильную кислоту Льюиса. Из ацетилена при этом можно получить винилхлорид (хлорэтен), который используется для получения важного полимера поливинилхлорида.

	АlСl3
СН ≡ СН + HCI	→	СН2 = СНСl

3. Гидратация. Присоединение воды к алкинам катализируется солями ртути (II)'

			Hg2+. H+
CH	≡	СН + Н2О	→	[СН2 = СН - ОН]	≡	СН3 – СН = О

В результате реакции гидратации только ацетилен превращается в альдегид; гидратация гомологов ацетилена протекает по правилу Марковникова;, и образующиеся енолы изомеризуются в кетоны. Так, например, пропин превращается в ацетон:

	Hg2+
СН3 – СН ≡ СН + Н2О	→	[СН3 - С(ОН) = СН2] → СН3 – СО - СН3.

Реакция гидратации алкинов была открыта М.Г. Кучеровым (1881 г.) и носит название реакции Кучерова.

4. Кислотные свойства. Особенностью алкинов, имеющих концевую тройную связь, является их способность отщеплять протон под действием сильных оснований, т.е. проявлять слабые кислотные свойства. Алкины, в отличие от алкенов и алканов, способны образовывать соли, называемые ацетиленидами:

R - C ≡ C-H + NaH → R-C ≡ C - Na + Н₂

5. Полимеризация. Под действием водного раствора CuCl и NH₄Cl ацетилен димеризуется, давая винилацетилен:

НС = СН + НОСH → СН₂ = СН-ОСН.

Применение:

На основе ацетилена развились многие отрасли промышленности органического синтеза. Выше уже отмечена возможность получения уксусного альдегида из ацетилена и различных кетонов из гомологов ацетилена по реакции Кучерова. в свою очередь, большой интерес представляют реакции алкинов с кетонами. Например, реакцией ацетилена с ацетоном можно получить изопрен — исходный продукт для получения синтетического каучука. Хлоропрен также получают из винилаиетилена. Ацетилен используется для сварки (кислородноацетиленовая сварка) металлов, поскольку при его горении развивается высокая температура

Вопрос 6. Ароматические углеводороды на примере бензола: строение, химические свойства. Применение бензола и его гомологов.

Ароматическими называются соединения, в молекуле которых имеется циклическая группа атомов с особым характером связи - ядро бензола. Международное название ароматических углеводородов - арены.

Простейшим представителем аренов является бензол С₆Н₆. Форму­ла, отражающая строение молекулы бензола, была впервые предложена немецким химиком Кекуле (1865):

Атомы углерода в молекуле бензола образуют правильный плоский шестиугольник, хотя обычно его рисуют вытянутым. Гомологический ряд бензола имеет общую формулу С_nН_2n-6. Гомологи можно рассматривать как производные бензола, в котором один или несколько атомов водорода замещены различными углеводородными радикалами. Например, С₆Н₅-СН₃ - метилбензол или толуол, С₆Н₄(СН₃)₂ - диметилбензол или ксилол, С₆Н₅—С₂Н₅ - этилбензол и т.д. Так как в бензоле все углеродные атомы равноценны, то у первого его гомолога - толуола - изомеры отсутствуют. У второго гомолога - диметилбензола - имеются три изомера, отличающиеся взаимным расположением метильных групп (заместителей). Это орто- (сокращенно о-), или 1,2-изомер, в нем заместители находятся у соседних атомов углерода. Если заместители разделены одним атомом углерода, то это мета- (сокращенно м-) или 1,3-изомер, а если они разделены двумя атомами углерода, то это пара- (сокращенно п-) или 1,4-изомер. В названиях заместители обозначаются буквами (о-, м-, п-) или цифра­ми.

Физические свойства:

Бензол - бесцветная, летучая, огнеопасная жидкость со своеобразным запахом. В воде практически нерастворим. Горит сильно коптящим пламенем. Пары бензола с воздухом образуют взрывчатую смесь. Жидкий бензол и пары бензола ядовиты. При обычных условиях большинство ароматических углеводородов также представляют собой бесцветные жидкости, нерастворимые в воде, обладающие харак­терным запахом.

Химические свойства:

По химическим свойствам бензол и другие ароматические углеводо­роды отличаются от предельных и непредельных углеводородов. Наи­более характерны для них реакции замещения атомов водорода бензольного ядра.

Бромбензол - бесцветная жидкость, нерастворимая в воде.

При другом катализаторе можно все атомы водорода в бензоле заместить на галоген. Это происходит, например, при пропускании в бензол хлора в присутствии хлорида алюминия:

Гексахлорбензол - бесцветное кристаллическое вещество, применяе­мое для протравливания семян и консервирования древесины.

Если на бензол действовать смесью концентрированных азотной и серной кислот (нитрующей смесью), то атом водорода замещается нитрогруппой — NО₂:

Реакции присоединения к бензолу протекают с большим трудом. Для их протекания необходимы особые условия: повышение температуры и давления, подбор катализатора, световое облучение и др. Так, в присутствии катализатора - никеля или плати­ны - бензол гидрируется, т.е. присоединяет водород, образуя циклогексан:

Циклогексан – бесцветная летучая жидкость с запахом бензина, в воде нерастворим.

При ультрафиолетовом облучении бензол присоединяет хлор:

Гексахлорциклогексан, или гексахлоран, - кристаллическое вещество, применяется как сильное средство для уничтожения насекомых. Бензол не присоединяет галогеноводороды и воду. Он очень устойчив к окислителям. В отличие от непредельных углеводородов он не обесцвечивает бромную воду и раствор KMnO₄. В обычных условиях бензольное кольцо не разрушается и при действии многих других окислителей.

Таким образом, ароматические углеводороды могут вступать как в реакции замещения, так и в реакции присоединения.

Получение:

Бензол и его гомологи в больших количествах получа­ют из нефти и каменноугольной смолы, образующейся при сухой перегонке каменного угля (коксовании). Сухая перегонка производит­ся на коксохимических и газовых заводах.Реакция превращения циклогексана в бензол (дегидрогенизация или дегидрирование) протекает при пропускании его над катализато­ром (платиновой чернью) при 300°С. Предельные углеводоро­ды реакцией дегидрогенизации также можно превращать в ароматические. Например:

По способу Н.Д. Зелинского и Б.А. Казанского бензол можно полу­чить, пропуская ацетилен через нагретую до 600° С трубку с активиро­ванным углем. Весь процесс полимеризации трех молекул ацетилена можно изобразить схемой