ВВЕДЕНИЕ. . Окисление: Практикум / В.А. Осянин, Ю.Н. Климочкин;Самар

В. А. Осянин

Ю. Н. Климочкин

ОКИСЛЕНИЕ

 

 

Практикум

 

Самара 2006

УДК 547.057

Окисление: Практикум / В.А. Осянин, Ю.Н. Климочкин;Самар. гос. техн. ун-т. Самара, 2006. 90с.

Рассмотрены методы окисления различных классов органических соединений. Обсуждается механизм большинства реакций окисления. Представлены характеристики основных окислителей, используемых в органическом синтезе. Приводятся методики окисления спиртов, фенолов, альдегидов, кетонов и ароматических углеводородов.

Для студентов химико-технологических и химических специальностей.

SBN 5-7964-0720-1

Библиогр.: 11 назв.

 

Печатается по решению редакционно-издательского совета Самарского государствен-ного технического университета

Рецензент: канд. хим. наук А. В. Зимичев

 

 

 

 

ISBN 5-7964-

Ó В. А. Осянин, Ю. Н. Климочкин, 2006

Ó Самарский государственный технический университет, 2006

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение…………………………………………………………………..
1. Характеристика некоторых окислителей…………………………
2. Окисление алканов и циклоалканов………………………………
3. Окисление алкенов…………………………………………………...
3.1. синтез эпоксидов……………………………………………………..
3.2. Вакер-процесс………………………………………………………...
3.3. синтез вицинальных диолов…………………………………………
3.4. окисление с расщеплением углеродного скелета по двойной связи. Озонирование……………..………………………………….
3.5. аллильное окисление алкенов……………………………………….
4. Окисление алкинов……………………………………………...........
5. Окисление ароматического кольца………………………………...
5.1. гидроксилирование аренов………………………………..…………
5.2. синтез хинонов……………………………………………………….
5.3. окислительное расщепление аренов……………………………..….
5.4. окисление боковых цепей в ароматических соединениях………...
5.5. окислительное сочетание фенолов………………………………….
5.6. окисление одноатомных фенолов в двухатомные…………..……..
6. Окисление галогенпроизводных углеводородов…………………
7. Окисление одноатомных спиртов…………………………………..
8. Расщепление α-гликолей и родственных соединений…………...
9. Окисление альдегидов……………………………………………….
10. Окисление кетонов………………………………………………….
11. Окисление карбоновых кислот……………………………………
12. Окисление простых эфиров………………………………………..
13. Окисление эпоксидов……………………………………………….
14. Окисление серосодержащих соединений…………………………
14.1. окисление тиолов…………………………………………………...
14.2. окисление сульфидов……………………………………………….
15. Окисление азотсодержащих соединений…………………………
15.1. окисление аминов…………………………………………………..
15.2. окисление гидразинов, гидразонов, оксимов, гидроксиламинов и азобензолов……………………………………………………….
16. Приготовление некоторых окислителей…………………………
17. Экспериментальная часть………………………………………….
18. Вопросы и упражнения для самоконтроля………………………
Библиографический список……………………………………………

 

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Под окислением в органической химии понимают процессы, приводящие к обеднению соединения водородом или обогащению его кислородом. При этом происходит отнятие от молекулы электронов. Соответственно, под восстановлением понимают отрыв от органической молекулы кислорода или присоединение к ней водорода.

В окислительно-восстановительных реакциях окислителями являются соединения, обладающие большим сродством к электрону (электрофилы), а восстановителями – соединения, имеющие склонность к отдаче электронов (нуклеофилы). Легкость окисления соединения возрастает вместе с ростом его нуклеофильности.

При окислении органических соединений, как правило, полной передачи электронов и соответственно изменения валентности атомов углерода не происходит. Поэтому понятие степени окисления – условного заряда атома в молекуле, вычисленного, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов – носит лишь условный, формальный характер.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Как правило, коэффициенты подбирают, используя метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. Для уравнивания числа атомов кислорода и водорода вводят или молекулы воды и протоны (если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы (если среда щелочная).

Таким образом, при написании полуреакций восстановления и окисления нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.

В качестве примера рассмотрим процесс окисления этилена разбавленным водным раствором перманганата калия. В ходе данной реакции этилен окисляется до этиленгликоля, а перманганат калия восстанавливается до диоксида марганца:

 

С₂H₄ + KMnO₄ → C₂H₆O₂ + MnO₂

 

Полуреакция восстановления: MnO₄^¯ + 2H₂O + 3e → MnO₂ + 4OH^¯ 2

Полуреакция окисления: С₂H₄ + 2OH⁻ − 2e →; C₂H₆O₂ 3

Окончательно имеем в ионном виде:

 

2MnO₄^¯ + 4H₂O + 3C₂H₄ + 6OH^¯ → 2MnO₂ + 8OH^¯ + 3C₂H₆O₂

 

После проведения необходимых сокращений подобных членов, записываем уравнение в молекулярном виде:

 

3C₂H₄ + 2KMnO₄ + 4 H₂O = 3C₂H₆O₂ + 2MnO₂ + 2KOH.