Поясните какие химические свойства
Аммиак – NH3
Аммиак
(в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим
названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на
перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO,
содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается
особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По
другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского
слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с
атомом азота в вершине. Три неспаренных
p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных
связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара
внешних электронов является неподелённой, она может образовать
донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H
2. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях
— бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти
вдвое легче воздуха, ядовит. По
физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и
нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать
токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают
слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и
воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение,
боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы
кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно
велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме
воды.
3. Получение аммиака
В лаборатории | В |
Для получения аммиака в лаборатории NH4Cl (NH4)2SO4 Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, При получении аммиака держите пробирку — приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: | Промышленный способ получения аммиака N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) Условия: катализатор температура давление Это так называемый процесс Габера (немецкий |
4. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
- с
изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) - без
изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции N-3 → N0 → N+2 NH3 – сильный |
с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео — Эксперимент » Окисление аммиака в |
с оксидами металлов 2 NH3 |
с сильными окислителями 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl |
аммиак – непрочное соединение, при 2NH3↔ N2 + 3H2 |
5. Применение аммиака
По объемам производства
аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100
миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде
водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.
Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду
применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из
цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого
хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется
также для получения синтетических
волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка,
шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для
нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак
помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода.
Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В
сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения
поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики
используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт)
в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека
из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 «Горение аммиака»
Тренажёр №2 «Химические свойства аммиака»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
Нитрид водорода с формулой NH3 называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака.
Строение
Молекула аммиака состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода. Связи между атомами водорода и азота ковалентные. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.
На 2р-орбитали азота находится три свободных электрона. С ними вступают в гибридизацию три атома водорода, образуя тип гибридизации sp3.
Рис. 1. Строение молекулы аммиака.
Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества замещённых атомов различают три вида аминов:
- первичные (метиламин – CH3NH2);
- вторичные (диметиламин – СН3-NH-СН3);
- третичные (триметиламин – СН3-N-(СН3)2).
К молекуле аммиака могут присоединиться С2Н4, С6Н4, (С2Н4)2 и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.
Рис. 2. Образование аминов.
У аммиака и аминов остаётся свободной пара электронов азота, поэтому свойства двух веществ схожи.
Физические
Основные физические свойства аммиака:
- бесцветный газ;
- резкий запах;
- хорошая растворимость в воде (на один объём воды 700 объёмов аммиака при 20°С, при 0°С – 1200);
- легче воздуха.
Аммиак сжижается при температуре -33°С и становится твёрдым при -78°С. Концентрированный раствор содержит 25 % аммиака и имеет плотность 0,91 г/см3. Жидкий аммиак растворяет неорганические и органические вещества, но не проводит электрический ток.
В природе аммиак выделяется при гниении и разложении органических веществ, содержащих азот (белки, мочевина).
Химические
Степень окисления азота в составе аммиака – -3, водорода – +1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.
Основные химические свойства описаны в таблице.
Взаимодействие | Продукты реакции | Уравнение |
С кислородом | Горит с образованием азота или взаимодействует с кислородом в присутствии катализатора (платины), образуя оксид азота | – 4NH3 +3O2 → 2N2 + 6H2O; – 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O |
С галогенами | Азот, кислота | 2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr |
С водой | Гидроксид аммония или нашатырный спирт | NH3 + H2O → NH4OH |
С кислотами | Соли аммония | – NH3 + HCl → NH4Cl; – 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 |
С солями | Замещает металл, образуя новую соль | 2NH3 + CuSO4 → (NH4)2SO4 + Cu |
С оксидами металлов | Восстанавливает металл, образуется азот | 2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O |
Рис. 3. Горение аммиака.
Что мы узнали?
Выяснили, какими свойствами обладает аммиак. Аммиак – бесцветный лёгкий газ с резким запахом. Сжижается при низкой температуре. Раствор аммиака – хороший растворитель. Способен отдавать атомы водорода, присоединяя углеводородный радикал и образуя амины. Аммиак за счёт оставшейся электронной пары азота реагирует с простыми и сложными веществами – галогенами, кислородом, водой, кислотами, солями, оксидами.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.3. Всего получено оценок: 280.
Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.
Общие химические свойства щелочей
1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.
A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:
NaOH→Na++OH−.
Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:
Ca(OH)2→Ca2++2OH−.
2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.
Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.
Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей
Индикатор | Изменение окраски индикатора |
| Лакмус | Фиолетовый лакмус становится синим |
| Фенолфталеин | Беcцветный фенолфталеин становится малиновым |
Универсальный индикатор | Универсальный индикатор становится синим |
Видеофрагмент:
Действие щелочей на индикаторы
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.
Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.
А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+H2O.
Видеофрагмент:
Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой
Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:
Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2H2O.
4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.
А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода((IV)) т. е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:
Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O.
Обрати внимание!
При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида углерода((IV)): при пропускании углекислого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.
Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора((V)) образуются фосфат натрия и вода:
6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3H2O.
5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.
Обрати внимание!
Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).
А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди((II)) образуются сульфат натрия и гидроксид меди((II)):
2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2↓.
Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:
Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3↓+2NaOH.
6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:
Ca(OH)2⟶t°CaO+H2O↑.
Общие химические свойства нерастворимых оснований
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.
А) Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с серной кислотой образуются сульфат меди((II)) и вода:
Cu(OH)2+H2SO4→CuSO4+2H2O.
Б) При взаимодействии гидроксида железа((III)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа((III)) и вода:
Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3H2O.
Видеофрагмент:
Взаимодействие гидроксида железа((III)) с соляной кислотой
2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.
Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с оксидом серы((VI)) образуются сульфат меди((II)) и вода:
Cu(OH)2+SO3⟶t°CuSO4+H2O.
3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
А) Например, при нагревании гидроксида меди((II)) образуются оксид меди((II)) и вода:
Cu(OH)2⟶t°CuO+H2O.
Видеофрагмент:
Разложение гидроксида меди((II))
Б) Гидроксид железа((III)) при нагревании разлагается на оксид железа((III)) и воду:
2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3H2O.
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:
- благородные металлы (серебро, золото, платина);
- щелочные металлы (металлы, образованные элементами (I)А группы периодической системы);
- щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий).
Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя).
Ряд активности металлов
| (Li, K, Ba, Ca, Na, ) | (Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) | H2 | (Cu, Hg, Ag, Pt, Au) |
активные металлы | металлы средней активности | неактивные металлы |
1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.
Металл + кислород → оксид.
Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния:
2Mg0+O02→2Mg+2O−2.
Видеофрагмент:
Обрати внимание!
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и иодом), образуя галогениды.
Металл + галоген → галогенид металла.
Например, при взаимодействии натрия с хлором образуется хлорид натрия:
2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1.
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
Металл + сера → сульфид металла.
Например, при взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка:
Zn0+S0→Zn+2S−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие цинка с серой
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
Например, при взаимодействии лития с азотом образуется нитрид лития:
6Li0+N02→2Li+13N−3.
При взаимодействии кальция с фосфором образуется фосфид кальция:
3Ca0+2P0→Ca+23P−32.
Взаимодействие со сложными веществами
1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород.
Активный металл + вода → щёлочь + водород.
Например, при взаимодействии натрия с водой образуются гидроксид натрия и водород:
2Na0+2H+12O−2→2Na+1O−2H+1+H02.
Видеофрагмент:
Взаимодействие натрия с водой
Обрати внимание!
Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород.
Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe_3O_4 и водород:
3Fe0+4H+12O−2→Fe+2O−2⋅Fe+32O−23+4H02.
2. Mеталлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот, образуя соль и водород.
Металл + кислота → соль + водород.
Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой образуются сульфат алюминия и водород:
2Al0+3H+12S+6O−24→Al+32(S+6O−24)3+3H02.
Видеофрагмент:
Реакция алюминия с серной кислотой
3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.
Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл.
Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди((II)) образуются сульфат железа((II)) и медь:
Fe0+Cu+2S+6O−24→Fe+2S+6O−24+Cu0.
Видеофрагмент:
Взаимодействие железа с сульфатом меди
11.3.
Понятие о гетероциклических соединениях
Гетероциклические
соединения — это
органические соединения, содержащие в своих молекулах кольца (циклы), в
образовании которых кроме атома углерода принимают участие и атомы других
элементов.
Строение и номенклатура
Ароматические гетероциклы представляют собой плоские циклические системы,
содержащие вместо одного или нескольких атомов углерода атомы кислорода, серы,
азота. Ароматическими их называют вследствие того, что они удовлетворяют всем
критериям, присущим любой ароматической системе, а именно:
• система является циклической;
• цикл является плоским;
• имеется сопряжение по всему циклу, то есть возможность беспрепятственной
делокализации любого из p-электронов по всей системе, благодаря наличию
негибридизованных р-орбиталей;
• число делокализованных p-электронов, участвующих в сопряжении, отвечает,
согласно правилу Хюккеля, проявлению ароматических свойств, а именно, равно
4n+2, где n – любое натуральное число, включая 0.
Среди ароматических гетероциклических соединений наиболее широко распространены
и, соответственно, представляют наибольший интерес 5- и 6-членные гетероциклы,
имеющие в своем составе азот, серу и кислород, а также эти же системы,
конденсированные с бензольным кольцом.
К пятичленным циклическим системам с одним гетероатомом относятся пиррол,
фуран и тиофен:
Из пятичленных гетероциклов с двумя гетероатомами наибольший практический
интерес представляет имидазол.
К конденсированным с бензольным кольцом пятичленным гетероциклам относятся
2,3-бензопиррол (индол, I), 3,4-бензопиррол (изоиндол, II), бензимидазол (III),
бензофуран (IV) и 2,3-бензотиофен (V):
Наиболее важными из шестичленных гетероциклов являются пиридин, пиримидин,
хинолин (бензопиридин) и пурин:
Характерной особенностью пятичленных гетероциклических соединений является
одновременное сочетание у них свойств как ароматического соединения, так и
диена. Склонность к реакциям того и другого типов, однако, у них различна и
связана с природой гетероатома. Так, «ароматические» свойства убывают в ряду: тиофен > пиррол > фуран. При этом
их ароматические системы менее устойчивы, чем у бензола.
Гетероциклические соединения чрезвычайно широко распространены в живой
природе. Так, гетероциклы семейств пурина и пиримидина являются неотъемлемой
частью нуклеиновых кислот, ответственных за хранение и передачу наследственной
информации. Взаимодействие пуриновых и пиримидиновых производных по системе
водородных связей лежит в основе процессов репликации, транскрипции и трансляции,
основ функционирования любой живой клетки.
В технике и в промышленности гетероциклические соединения находят
применение в качестве растворителей (тетрагидрофуран, пиридин), компонентов
красителей, являются важными компонентами очень многих синтетических
лекарственных средств, исходными соединениями при синтезах целого ряда важных
химических соединений.
Химические свойства
Пятичленные ароматические
гетероциклы и их производные
Как уже было отмечено,
устойчивость ароматической системы убывает в ряду: Тиофен > Пиррол
> Фуран.
Наименее ароматичный фуран, присоединяя в кислой среде протон по атому
кислорода, образует диеновую систему, склонную к полимеризции и осмолению.
Поэтому реакции электрофильного замещения в фуране (проходящие настолько же легко,
как и в фенолах) проводят в нейтральных и щелочных средах. Так, фуран
ацилируется ангидридами кислот в присутствии SnCl4, сульфируется
пиридинсульфотриоксидом (мягкий сульфирующий агент), нитруется ацетилнитратом:
Галогенирование фурана галогенами приводит к замещению всех четырех атомов
водорода:
Моногалоидные производные получают косвенным путем:
Фуран легко вступает в реакцию Дильса–Альдера с диенофилами (малеиновый
ангидрид):
При нагревании с разбавленной соляной кислотой цикл легко раскрывается:
Фурановый цикл приобретает устойчивость при наличии в нем
электроноакцепторных заместителей: -NO2, -CHO, -COOH, -SO2OH,
галогены.
Из производных фурана большое значение имеет применяемый в качестве
растворителя тетрагидрофуран, получаемый при гидрировании фурана на никелевом
катализаторе.
Методы получения
Фуран получают в промышленных масштабах из
фурфурола, каталитическим декарбонилированием:
Сам фурфурол получают кипячением с разбавленными кислотами пятиатомных углеводов
(пентоз), которые в больших количествах содержатся в подсолнечной шелухе,
кукурузных початках, отрубях и др.
Тиофен получают циклизацией бутана или бутилена
в парах серы при 700 °С:
Пиррол (в переводе означает «красное масло»)
получают пиролизом аммонийной соли слизевой кислоты:
или восстановлением сукцинимида цинковой пылью:
Ю.К. Юрьев открыл реакции взаимопревращений пятичленных гетероциклов,
которые также применяют с целью их получения. Реакция идет в токе сероводорода,
аммиака и воды, при высоких температурах, над окисью алюминия:
Шестичленные ароматические гетероциклы и их
производные
Распределение электронной плотности по атомам пиридинового кольца показано
на схеме:
Молекула пиридина поляризована, и отрицательный центр поляризации
сосредоточен на атоме азота. Вследствие этого, как уже было отмечено ранее,
электрофильное замещение в пиридине протекает значительно труднее, чем в
незамещенном бензоле, а нуклеофильное – легче, особенно при взаимодействии с
сильными основаниями:
Так, сульфирование пиридина пиросерной кислотой протекает при 250 °С в
бета-положении, нитрование нитратом калия в азотной кислоте также проходит с
трудом, только при 350 °С и с выходом 15 %, в то время как реакция с
амидом натрия идет при сравнительно небольшом нагревании.
Атом азота в пиридине устойчив по отношению к окислителям, поэтому
алкилпиридины легко окисляются до пиридинкарбоновых кислот:
Однако, под действием перекисей, пиридин легко превращается в окись
пиридина:
Последняя легко подвергается реакциям электрофильного замещения, с
образованием замещенных, подобно активированным электронодонорными
заместителями производным бензола:
На схеме отчетливо видно, каким образом в окиси пиридина кольцо
активировано к электрофильному замещению, притом, во 2-м и 4-м положениях.
Это важный способ получения производных пиридина, которые не могут быть
получены путем прямого замещения. После реакции замещения окись восстанавливают
в пиридин диметилсульфоксидом.
УПРАЖНЕНИЯ
1.
Составьте структурные формулы важнейших азотсодержащих
гетероциклических соединений, в том числе с конденсированными кольцами.
Решение:
________________________________________________________________
2.
Поясните, какие соединения
относятся к гетероциклическим. Приведите примеры и напишите их формулы и
названия.
Решение:
К гетероциклическим соединениям относятся вещества, в молекулах которых есть
циклы, в состав которых кроме атомов углерода входят и атомы других
элементов. Примеры гетероциклических
соединений:
________________________________________________________________
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
1. Какие
соединения называют гетероциклическими.
2. По
каким признакам подразделяют гетероциклические соединения.
3.
Атомы каких элементов наиболее часто входят в состав нетероциклов.
4. Какие
из нижеперечисленных соединений можно отнести к пятичленным гетероциклическим
соединениям: бензол, нафталин, хинолин, пурин, пиримидин, фуран, пиридин,
тиофен, катион пирилия, пиррол.
5. Какие
из нижеперечисленных соединений можно отнести к шестичленным гетероциклическим
соединениям: бензол, нафталин, хинолин, пурин, пиримидин, фуран, пиридин,
тиофен, катион пирилия, пиррол.
6.
Почему пятичленные гетероциклы обладают ароматическим характером.
7.
Почему пиррол является амфотерным соединением.
8.
Почему пиридин обладает более выраженными основными свойствами в сравнении с
пирролом.
9.
Назовите пятичленный гетероцикл с двумя гетероатомами.
10.
Какие биологически важные природные соединения являются производными имидазола.
1. ЗАДАНИЕ. Среди предложенных утверждений выберите истинные: | |
1) Пиридин – | 2) Пиридин кипит |
3) Пиррол – газ | 4) Пиррол |
5) Основные | 6) Неподеленная |
7) Источником | 8) Пиридиновые |
9) Производные | 10) В молекуле |
11) Производные | 12) Производные |
2. ЗАДАНИЕ. Среди предложенных утверждений выберите истинные: | |
1) Пиррол – | 2) Пиррол кипит |
3) Пиридин – | 4) Пиридин |
5) Пиррол | 6) Неподеленная |
7) Источником | 8) Пиридин |
9) Пиррол | 10) В молекуле |
11) Производным | 12) Производные азотсодержащего |
Ответы:
1 | 1, 4, 6, 7, 9, 12 |
2 | 2, 4, 5, 8, 9, 11 |