Аминокислоты не реагируют с оксидами металлов
Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.
1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.
CuO + H2O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)
2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:
основный оксид + кислота = соль + вода
основный оксид + кислотный оксид = соль
При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:
Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).
Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N2O5, NO2, SO3 и т.д.).
| Основные оксиды, которым соответствуют щелочи | Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания |
| Реагируют со всеми кислотами и их оксидами | Реагируют только с сильными кислотами и их оксидами |
| Na2O + SO2 → Na2SO3 | CuO + N2O5 → Cu(NO3)2 |
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.
При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:
основный оксид + амфотерный оксид = соль
С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.
CuO + Al2O3 ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)
(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al2O3 + H2O = H2Al2O4 и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO2. Получается алюминат-ион AlO2 — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).
Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.
4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.
При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:
Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).
Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.
Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.
4.1. Восстановление углем или угарным газом.
Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.
FeO + C = Fe + CO
Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:
CaO + 3C = CaC2 + CO
Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:
CuO + CO = Cu + CO2
4.2. Восстановление водородом .
Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.
CuO + H2 = Cu + H2O
4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)
При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.
Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:
3ZnO + 2Al = Al2O3 + 3Zn
но не взаимодействует с медью:
ZnO + Cu ≠
Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.
Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.
Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:
3CuO + 2Al = Al2O3 + 3Cu
Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.
CuO + Mg = Cu + MgO
Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:
При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.
4.4. Восстановление аммиаком.
Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.
Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):
3CuO + 2NH3 = 3Cu + 3H2O + N2
5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.
Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.
Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):
Аминокислоты
Природные аминокислоты можно разделить на следующие основные группы:
Номенклатура аминокислот
- Для природных α-аминокислот R-CH(NH2)COOH применяются тривиальные названия: глицин, аланин, серин и т. д.
- По систематической номенклатуре названия аминокислот образуются из названий соответствующих кислот прибавлением приставки амино- и указанием места расположения аминогруппы по отношению к карбоксильной группе:
| α-Аминомасляная кислота | β-Аминомасляная кислота |
Физические свойства аминокислот
Аминокислоты – твердые кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Хорошо растворимы в воде, водные растворы хорошо проводят электрический ток.
Получение аминокислот
- Замещение галогена на аминогруппу в соответствующих галогензамещенных кислотах:
- Восстановление нитрозамещенных карбоновых кислот (применяется для получения ароматических аминокислот):
Химические свойства аминокислот
| 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: |
1. Кислотно-основные свойства аминокислот
| Аминокислоты — это амфотерные соединения. |
Они содержат в составе молекулы две функциональные группы противоположного характера: аминогруппу с основными свойствами и карбоксильную группу с кислотными свойствами.
| 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).
1.1. Взаимодействие с металлами и щелочами
Как кислоты (по карбоксильной группе), аминокислоты могут реагировать с металлами, щелочами, образуя соли:
1.2. Взаимодействие с кислотами
По аминогруппе аминокислоты реагируют с кислотами:
2. Взаимодействие с азотистой кислотой
Аминокислоты способны реагировать с азотистой кислотой.
| Например, глицин взаимодействует с азотистой кислотой: |
3. Взаимодействие с аминами
Аминокислоты способны реагировать с аминами, образуя соли или амиды.
4. Этерификация
Аминокислоты могут реагировать со спиртами в присутствии газообразного хлороводорода, превращаясь в сложный эфир:
| Например, глицин взаимодействует с этиловым спиртом: |
5. Декарбоксилирование
Протекает при нагревании аминокислот с щелочами или при нагревании.
| Например, глицин взаимодействует с гидроксидом бария при нагревании: |
| Например, глицин разлагается при нагревании: |
6. Межмолекулярное взаимодействие аминокислот
При взаимодействии аминокислот образуются пептиды. При взаимодействии двух α-аминокислот образуется дипептид.
| Например, г лицин реагирует с аланином с образованием дипептида (глицилаланин): |
Фрагменты молекул аминокислот, образующие пептидную цепь, называются аминокислотными остатками, а связь CO–NH — пептидной связью.
Белки и аминокислоты
Белки (син. протеины) - высокомолекулярные органические вещества, построенные из остатков аминокислот. По своему биологическому значению принадлежат к числу важнейших составных частей организма.
Несомненно, белки абсолютно необходимы для жизни растений, животных и грибов. Именно вследствие такого большого значения белки получили названия протеинов (греч. protos — первый, главный).
Качественной реакцией на белки служит ксантопротеиновая реакция. Ее проводят путем добавления к раствору белка HNO3(конц.) до тех пор, пока не прекратится выпадение осадка. Осадок окрашивается в характерный желтый цвет.
Аминокислота
Аминокислота - органическая кислота, содержащая, по меньшей мере, одну карбоксильную группу (COOH) и одну аминогруппу (NH2). Аминокислоты являются основной составляющей всех белков.
В построении белков участвуют 20 наиболее распространенных аминокислот. На данном этапе учить их наизусть не обязательно, эта задача настигнет вас на кафедре биохимии ;)
И все же для успешного изучения данной темы мы возьмем за основу две аминокислоты: глицин и аланин.
Я хочу вас обрадовать (надеюсь, что обрадую)). Если вы успешно изучили темы: карбоновые кислоты, амины - то вы уже знаете химические свойства аминокислот!
Они напоминают амфотерные соединения: по аминогруппе вступают в реакции с кислотами, по карбоксильной - с основаниями. Мы разберем их подробнее чуть ниже.
Получение аминокислот
Аминокислоты можно получить в реакции аммиака с галогенкарбоновыми кислотами.
Химические свойства аминокислот
За счет наличия аминогруппы, аминокислоты проявляют основные свойства. Реагируют с кислотами.
По карбоксильной группе аминокислоты способны вступать в реакции с металлами, основными оксидами, основаниями и солями более слабых кислот.
Аминокислоты способны вступать в реакцию этерификации, образуя сложные эфиры.
В молекуле белка аминокислоты связаны друг с другом пептидной связью. Она образуется между карбоксильной группой одной аминокислоты и аминогруппой другой аминокислоты.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Химические свойства и способы получения солей
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.
Классификация солей
Получение солей
1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.
кислотный оксид + основный оксид = соль
Например , оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:
2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.
Щелочь + любая кислота = соль + вода
Например , гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.
Например , гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:
Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.
Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:
Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:
Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода
Например , гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:
Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).
Аммиак + кислота = соль
Например , аммиак реагирует с соляной кислотой:
3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.
Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода
Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода
Например , соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.
Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода
Например , гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:
При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.
Например , при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:
NaOH + CO2 → NaHCO3
Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:
5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.
Например: карбонат кальция CaCO3 (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.
Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:
6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.
Например , кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:
7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами . Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.
Например , сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:
Ca + S → CaS
8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах . Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.
Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!
Минеральные кислоты реагируют по схеме:
металл + кислота → соль + водород
При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.
Например , железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.
! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
2Al + 2NaOH + 6 H2 + O = 2Na[ Al +3 (OH)4] + 3 H2 0
10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):
NaOH +О2 ≠
NaOH +N2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH + Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH + Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например , в растворе:
2NaOH + Si 0 + H2 + O= Na2Si +4 O3 + 2H2 0
Фтор окисляет щёлочи:
2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 4NaF — + 2H2O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.
Например , хлор взаимодействует с бромидом калия:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2
Но не реагирует с фторидом калия:
KF +Cl2 ≠
Химические свойства солей
1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме + и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.
Например , хлорид кальция диссоциирует почти полностью:
CaCl2 → Ca 2+ + 2Cl –
Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.
Например , гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:
NaHCO3 → Na + + HCO3 –
HCO3 – → H + + CO3 2–
Основные соли также диссоциируют ступенчато.
Например , гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:
CuOH + → Cu 2+ + OH –
Двойные соли диссоциируют в одну ступень.
Например , сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:
Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.
Например , хлорид-гипохлорит кальция диссоциирует в одну ступень:
CaCl(OCl) → Ca 2+ + Cl — + ClO –
Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.
Например , тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:
2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами . При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.
соль1 + амфотерный оксид = соль2 + кислотный оксид
соль1 + твердый кислотный оксид = соль2 + кислотный оксид
соль + основный оксид ≠
Например , карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа:
Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия с образованием алюмината калия и углекислого газа:
3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».
4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.
Растворимая соль + щелочь = соль2 + основание
Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):
Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:
Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.
Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода
Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:
5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.
Растворимая соль1 + растворимая соль2 = соль3 + соль4
Растворимая соль + нерастворимая соль ≠
Например , сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:
Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:
Кислая соль1 + кислая соль2 = соль3 + кислота
Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:
Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.
Например , фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:
6. C оли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.
Например , железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
А вот серебро вытеснить медь не сможет:
CuSO4 + Ag ≠
Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.
Например , при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:
2H2O + 2Na = 2NaOH + H2
Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:
ZnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)2
Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!
ZnCl2(р-р) + Na ≠
А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.
ZnCl2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn
И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются. И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.
Например , нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:
Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:
CuO + Fe = FeO + Cu
Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!
При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO3) произойдет химическая реакция:
2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag
При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO4) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:
При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:
7. Некоторые соли при нагревании разлагаются .
Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 → N2 + 4H2O + Cr2O3
2AgNO3 → 2Ag +2NO2 + O2
2AgCl → 2Ag + Cl2
Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:
MgСO3 → MgO + СО2
2NaНСО3 → Na2СО3 + СО2 + Н2О
- Карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат аммония:
NH4Cl → NH3 + HCl
(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2 + H2O
(NH4)2SO4 → NH4HSO4 + NH3
7. Соли проявляют восстановительные свойства . Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.
Например , йодид калия окисляется хлоридом меди (II):
4KI — + 2Cu +2 Cl2 → 4KCl + 2Cu + l + I2 0
8. Соли проявляют и окислительные свойства . Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.
Амины
Амины - органические соединения, продукты замещения атомов водорода в аммиаке NH3 различными углеводородными радикалами. Функциональная группой аминов является аминогруппа - NH2.
Классификация аминов
По числу углеводородных радикалов амины подразделяются на первичные, вторичные и третичные.
Запомните, что основные свойства аминов выражены тем сильнее, чем больше электронной плотности присутствует на атоме азота. Однако, у третичных аминов три углеводородных радикала создают значительные затруднения для химических реакций.
Таким образом, у третичных аминов основные свойства выражены слабее, чем у вторичных аминов. Основные свойства возрастают в ряду: третичные амины (слабые основные свойства) → первичные амины → вторичные амины (основные свойства хорошо выражены).
Номенклатура и изомерия аминов
Названия аминов формируются путем добавления суффикса "амин" к названию соответствующего углеводородного радикала: метиламин, этиламин, пропиламин, изопропиламин, бутиламин и т.д. В случае если радикалов несколько, их перечисляют в алфавитном порядке.
Общая формула предельных аминов CnH2n+3N. Атомы углерода находятся в sp3 гибридизации.
Для аминов характерна структурная изомерия: углеродного скелета, положения функциональной группы и изомерия аминогруппы.
Получение
В основе этой реакции лежит замещение атома галогена в галогеналканах на аминогруппу, при этом образуются амин и соль аммония.
При такой реакции нитрогруппа превращается в аминогруппу, образуется вода.
Знаменитой является предложенная в 1842 году Н.Н. Зининым реакция получения аминов восстановления ароматических нитросоединений (анилина и других). Она возможна в нескольких вариантах, главное, чтобы в начале реакции выделился водород.
Реакция сопровождается разрушением карбонильной группы и отщеплении ее от молекулы амида в виде воды.
Этим способом в промышленности получают гексаметилендиамин, используемый в изготовлении волокна - нейлон.
В промышленности амины получают реакцией аммиака со спиртами, в ходе которой происходит замещение гидроксогруппы на аминогруппу.
В ходе реакции галогеналканов с аммиаком, аминами, становится возможным получение первичных, вторичных и третичных аминов.
Химические свойства аминов
Как и аммиак, амины обладают основными свойствами, их растворы окрашивают лакмусовую бумажку в синий цвет.
В реакции с водой амины образуют гидроксиды алкиламмония, которые аналогичны гидроксиду аммония. Анилин с водой не реагирует, так как является слабым основанием.
Как основания, амины вступают в реакции с различными кислотами и образуют соли алкиламмония.
Данная реакция помогает различить первичные, вторичные и третичные амины, которые по-разному с ней взаимодействуют.
При конденсации первичных аминов с альдегидами и кетонами получают основания Шиффа, соединения, которые содержат фрагмент "N=C".
Соли аминов легко разлагаются щелочами (растворимыми основаниями). В результате образуется исходный амин, соль кислоты и вода.
При горении аминов азот чаще всего выделяется в молекулярном виде, так как для реакции азота с кислородом необходима очень высокая температура. Выделение углекислого газа и воды обыкновенно при горении органических веществ.
Читайте также: