|
Реферат: Главные элементы жизни: азот и фосфор (Химия)
ОТЧЁТ ПО ХИМИИ
ЛЕКЦИЯ №4
ТЕМА:
ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ
ЖИЗНИ:
АЗОТ И ФОСФОР
Масленниковой Инны
9 «Б» класс
Общая характеристика подгруппы азота.
Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, сурьма, мышьяк и
висмут. Это элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева На
внешнем энергетическом уровне их элементы имеют по пять электронов –
ns2np3. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая
-3, характерна и +3.
Свойства элементов подгруппы азота
|Свойства |N |P |As |Sb |Bi |
|Заряд ядра |7 |15 |33 |51 |83 |
|Валентные электроны |2s22p3 |3s23p3 |4s24p3 |5s25p3 |6s26p3|
|Энергия ионизации атома, эВ|14,5 |19,5 |9,8 |8,6 |7,3 |
|Относительная |3,07 |2,1 |2,2 |1,87 |1,67 |
|электроотрицательность | | | | | |
|Степень окисления в |+5, +4, +3,|+5, +4, |+5, |+5, +3,|+5, |
|соеденениях |+2, +1, -3,|+3, +1, |+3, -3 |-3 |+3, -3|
| |-2, -1 |-3, -2 | | | |
|Радиус атома |0,071 |0,13 |0,15 |0,16 |0,18 |
|Температура плавления |-209,9 |44,3 |816,9 |630,8 |271,4 |
|Температура кипения |-195,9 |279,9 |615,9 |1634,9 |1559,3|
С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH3.
Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В соединениях связи с водородом
более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппы кислорода и
особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов
подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом
элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5.
Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме
азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 –
кислотный оксид; P4O6 – слабокислотный оксид; As2O3 – амфотерный оксид с
преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием
основных свойств; Bi2o3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства
оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера
элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства
убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности
водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности
кислородных соединений в обратном порядке.
Элементы V А-подгруппы открывались в разное время, знания о них
накапливались на протяжении столетий, постепенно увеличиваясь и углубляясь.
Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы
|Элемент |Дата и авторы открытия |Город, страна |
| N |1772г, Д. Резердорф |Эдинбург, Шотландия |
| P |1669г, Х. Брант |Гамбург, Германия |
| As |1250г, Альберт Великий |Больштедт, Германия |
| Sb | Известен с древних времён |
| Bi | Известен с XV века |
Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения
|N-3 |NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl |
|N-2 |N2H4 |
|N-1 |N2H2, NH2OH |
|N0 |N, N2 |
|N+1 |N2O |
|N+2 |NO |
|N+3 |N2O3, HNO2, NaNO2, NCl3 |
|N+4 |NO2, N2O4 |
|N+5 |N2O5, HNO3, KNO3 |
|P-3 |PH3 |
|P-2 |P2H4 |
|P0 |P, P2, P4 |
|P+3 |PCl3, P2O3, H3PO3 |
|P+5 |PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, Na3PO4, CaHPO4 |
Азот.
Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе
объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольших
количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и
многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в
земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух
переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее
летучего кислорода (tкип азота -195,8оС, кислорода -183оС). Полученный
таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно
аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при
нагревании нитрит аммония:
t
NH4OH2=N2 + H2O
Атом азота имеет следующее строение:
[pic]
Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-
связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на атомы при
температуре 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра.
Физические свойства азота. Азот – газ без цвета, вкуса и запаха, легче
воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода.
Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина
между ними очень мала, Тройная связь и её малая длина делают молекулу
весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота при
обычной температуре.
При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:
6Li + N2 = 2Li3N
C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя
нитриды:
t o
t o
3Сa + N2 = Ca3N2 2Al + N2 =
2AlN
С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком
давлении и температур
N2 + 3H3 2NH3
При температуре электрической дуги (3000-4000оС) азот соединяется с
кислородом:
N2 + O2 2NO
Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых
важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:
[pic]
Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычно
получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:
2NH4Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из
азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая:
N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж
Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа с
добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда
и магния)
Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с характерным резким
запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или
охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо
растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или
нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из
раствора.
Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде
обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид –
ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При
взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4+ снова образуются молекулы
NH3 и H2O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в
обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в
аммиачной воде можно выразить уравнением.
NH3 + H2O NH3 . H2O NH4+ + OH—
В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3,
равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет
аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают
формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора
аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:
NH4OH NH4+ + OH—
А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид – ионов
невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.
Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с
образованием азота и воды:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция
протекает с образованием оксида азота (II) и воды:
Cr2O3
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
[pic]
Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное
соединение галогена:
2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2
2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2
Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид
меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3Cu+2O + 2N—3H3 = 3Cu0 + N20 + 3H2O
2N—3 – 6e = N2 1
Cu2+ + 2e = Cu 3
Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:
NH3 + KMnO4 = N2 + H2O + MnO2 +KOH
Добавление аммиака изменяет цвет раствора:
[pic]
Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами
с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиака
присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в состав
соли:
H
NH3 + H+Cl-- [H N H]Cl
H
Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные,
причём три из них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.
Соли аммония.
Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим
солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи
взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:
NH3 + HNO3 = NH4NO3
NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами
щелочей, кислот и других солей:
(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3
КОНЦ.
2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl
(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaSO4
Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O CO2
NH4NO2 = 2H2O +
N2
NH4Cl NH3 + HCl
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + 4H2O + N2
[pic]
Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония
является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают
соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению
синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:
NH4+ + OH H2O + NH3
Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят
раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона
аммония выделятся аммиак.
Оксиды азота.
Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени
окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При
непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид
азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2O и NO –
несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота
наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные
продукты в производстве азотной кислоты.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно
собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом
воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):
2NO +O2 = 2NO2
В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии
разбавленной азотной кислоты и меди:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в
присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во
время грозы под действием электрических зарядов.
Оксид азота (IV) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее
воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO2
получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O + 2NO2
или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2
При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая
кислоты:
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2 в
теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):
3NO2 + H2O =2HNO3 + NO
В избытке образуется только азотная кислота:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а
оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).
Азотная кислота.
Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота
получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:
KNO3 + H2SO4 = HNO3 + KHSO4
Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает
HNO3).
В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением
аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота
воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:
1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:
4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O
2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2:
2NO + O2 =2NO2
3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом.
Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха
образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при
86оС.
Химические свойства. В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления +5
Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к
сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:
HNO3 H+ +NO3—
Под действием теплоты и на свету частично разлагается:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O + O2
Поэтому хранят её в прохладном месте.
Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она
является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами.
Применение. Большие количества её расходуются на приготовление азотных
удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей,
пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная
применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.
При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как правило, не
выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от
концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:
+5 +4 +3 +2 +1 0
-3 -3
HNO3 ---- NO2 ----HNO2 ---- NO ---- N2O ----N2 ---- NH3(NH4NO3)
Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты
зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:
Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий,
золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами
образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно –
земельными металлами образуется оксид азота (I).
Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными
металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3(NH4NO3). При
взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,
Конц.
Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2O
Разб.
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной
кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2O, свободного азота
N2 и даже до аммиака NH3, который с избытком азотной кислоты дает нитрат
аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:
4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до
соответствующих кислот:
3P + 5HNO3 + H2O = 3H3PO4 + 5NO
C + 4HNO3 = CO2 + H2O + 4NO2
Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами. Они
получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты
натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая
селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3)2 –
кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные
азотные удобрения. Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного
пороха.
[pic]
Фосфор.
Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных
электронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом
фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус.
Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у
азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5.
Мало характерны и другие степени окисления.
Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет
0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из
них – фосфат кальция – минерал апатит.
Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных
модификаций: белый, красный, черный и др.
Белый фосфор – бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается
конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется
в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в
красный.
Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в
воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций,
которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.
Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает
полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого
фосфора при очень большом давлении.
Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается
от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на
воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на
воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240оС. При окислении белый
фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение
химической энергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а также в
парах при температуре ниже 800оС фосфор состоит из молекул Р4. При
нагревании выше 800оС молекулы диссоциируют:
Р4 2Р2. Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы:
Р2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2, Р4 и
полимерные вещества.
Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами,
серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные
свойства:
2P + 3S =P2S3 2P + 3Ca = Ca3P2
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора с
металлами называются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием
фосфина РН3 – очень ядовитого газа с чесночным запахом:
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:
РН3 + НI = РН4I
Оксиды фосфора.
Оксид фосфора (III) Р2О3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся
при 22,5оС. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный
восстановитель. Не ядовит.
Оксид фосфора (V) Р2О5 – белый гигроскопичный порошок. Получается при
горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично
соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется
как осушитель для жидкостей и газов.
Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных
соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств
у фосфора по сравнению с азотом.
Фосфорные кислоты.
Оксид фосфора (V) взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО3, последняя
при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3РО4, при
нагревании Н3РО4, образуется дифосфорная кислота Н4Р2О7.
3Р4О10 + 6Н2О = 4Н3(РО3)3
Н3(РО3)3 + 3Н2О = 3Н3РО4
2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О
Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. её соли –
фосфаты – используются в качестве удобрений.
Фосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой смешивается в любых
соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и не
разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью
степени окисления +5 из всех возможных для фосфора.
Азот и фосфор – это главные элементы жизни, они находятся в
человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.
Реферат на тему: Глюкоза
РЕФЕРАТ
По предмету: Химия
На тему: Глюкоза
Степанюк Дмитрий
10 "Б" класс школы №1910
Москва 1997 год
План.
1. Общие сведения (3 страница)
а) D-глюкоза
— (-D-глюкоза
— (-D-глюкоза
б) L-глюкоза
3. Нахождение в природе (4 страница)
4. Получение (5 страница)
5. Применение (5 страница)
6. Физические свойства (6 страница)
7. Химические свойства (6 страница)
8. Рибоза и дезоксирибоза (7 страница)
9. Некоторые интересные факты (8 страница)
10. Литература (10 страница)
Формула глюкозы C6H12O6.
Глюкоза — моносахарид, одна из восьми изомерных альдогексоз. Молярная
масса 180 г/моль. Глюкоза в виде D-формы (декстоза, виноградный сахар)
является самым распространённым углеводом. D-глюкоза (обычно её называют
просто глюкозой) встречается в свободном виде и в виде олигосахаридов
(тростниковый сахар, молочный сахар), полисахаридов (крахмал, гликоген,
целлюлоза, декстран), гликозидов и других производных. В свободном виде D-
глюкоза содержится в плодах, цветах и других органах растений, а также в
животных тканях (в крови, мозгу и др.). D-глюкоза является важнейшим
источником энергии в организмах животных и микроорганизмов. Как и другие
моносахариды D-глюкоза образует несколько форм. Кристаллическая D-глюкоза
получена в 2-х формах: (-D-глюкоза (рисунок 1) и (-D-глюкоза (рисунок 2).
[pic][pic]
Рисунок 1 ((-D-глюкопираноза) Рисунок 2 ((-D-
глюкопираноза)
(-D-глюкоза
tпл 146(С [(]D= + 112,2( (в воде), кристаллизируется из воды в виде
моногидрата с tпл 83(С.
(-D-глюкоза
Получают кристаллизацией D-глюкозы из пиридина и некоторых других
растворов. tпл 148-150(С, [(]D= + 18,9( (в воде).
В водном растворе устанавливается равновесие между несколькими
взаимопревращающимися формами D-глюкозы: (- и (-пиранозными , (- и (-
фуранозными, открытой альдегидной
(рисунок 3) и гидратной формой. В равновесной системе в воде [(]D= + 52,7(.
CHO
(
HCOH
(
HOCH
(
HCOH
(
HCOH
(
CH2OH
Рисунок 3 (альдегидо-D-глюкоза)
L-глюкоза
L-глюкоза получена синтетически, восстановлением лактона L-глюконовой
кислоты. (-L-глюкоза — кристаллы tпл 142-143(С [(]D= - 95,5( (в воде) и -
51,4( (равновесная система в воде). Химические свойства L-глюкозы такие же,
как у D-глюкозы.
Нахождение в природе
В особом виде глюкоза содержится почти во всех органах зелёных растений.
Особенно её много в виноградном соке, поэтому глюкозу иногда называют
виноградным сахаром. Мёд в основном состоит из смеси глюкозы с фруктозой.
В организме человека глюкоза содержится в мышцах, в крови (0.1 - 0.12 %) и
служит основным источником энергии для клеток и тканей организма. Повышение
концентрации глюкозы в крови приводит к усилению выработки гормона
поджелудочной железы — инсулина, уменьшающего содержание этого углевода в
крови. Химическая энергия питательных веществ, поступающих в организм,
заключена в ковалентных связях между атомами. В глюкозе количество
потенциальной энергии составляет 2800 кДж на 1 моль (то есть на 180 грамм).
Получение
Первый синтез глюкозы из формальдегида в присутствии гидроксида кальция
был произведён А. М. Бутлеровым в 1861 году:
O
(( Ca(OH)2
6H—C ((( C6H12O6
H
Глюкоза может быть получена гидролизом природных веществ, в состав которых
она входит. В производстве её получают гидролизом картофельного и
кукурузного крахмала кислотами.
H2SO4, t
(C6H10O5)n + nH2O ((( nC6H12O6
Полные синтезы глюкозы, осуществлённые, исходя из диброма кролеина, а
также из глицеринового альдегида и диоксиацетона, имеют лишь теоретический
интерес.
В природе глюкоза наряду с другими углеводами образуется в результате
реакции фотосинтеза:
хлорофилл
6CO2 + 6H2O (((( C6H12O6 + 6O2 - Q
В процессе этой реакции аккумулируется энергия Солнца.
Применение
Глюкоза является ценным питательным продуктом. В организме она
подвергается сложным биохимическим превращениям в результате которых
образуется диоксид углерода и вода, при это выделяется энергия согласно
итоговому уравнению:
C6H12O6 + 6O2 (( 6H2O + 6CO2 + 2800 кДж
Этот процесс протекает ступенчато, и поэтому энергия выделяется медленно.
Глюкоза также участвует во втором этапе энергетического обмена животной
клетки (расщепление глюкозы). Суммарное уравнение выглядит так:
C6H12O6 + 2H3PO4 + 2АДФ (( 2C3H6O3 + 2АТФ + 2H2O
Так как глюкоза легко усваивается организмом, её используют в медицине в
качестве укрепляющего лечебного средства при явлениях сердечной слабости,
шоке , она входит в состав кровозаменяющих и противошоковых жидкостей.
Широко применяют глюкозу в кондитерском деле (изготовление мармелада,
карамели, пряников и т. д.), в текстильной промышленности в качестве
восстановителя, в качестве исходного продукта при производстве аскорбиновых
и гликоновых кислот, для синтеза ряда производных сахаров и т.д.
Большое значение имеют процессы брожения глюкозы. Так, например, при
квашении капусты, огурцов, молока происходит молочнокислое брожение
глюкозы, так же как и при силосовании кормов. Если подвергаемая силосованию
масса недостаточно уплотнена, то под влиянием проникшего воздуха происходит
маслянокислое брожение и корм становится непригоден к применению.
На практике используется также спиртовое брожение глюкозы, например при
производстве пива.
Физические свойства
Глюкоза — бесцветное кристаллическое вещество со сладким вкусом, хорошо
растворимое в воде. Из водного раствора она выделяется в виде
кристаллогидрата C6H12O6 ( H2O. По сравнению со свекловичным сахаром она
менее сладкая.
Химические свойства
Глюкоза обладает химическими свойствами, характерными для спиртов и
альдегидов. Кроме того, она обладает и некоторыми специфическими
свойствами:
|Свойства, обусловленные наличием в |Специфические свойства |
|молекуле | |
|гидроксильных |альдегидной группы | |
|групп | | |
|1. Реагирует с |1. Реагирует с оксидом|Глюкоза способна |
|карбоновыми |серебра (I) в |подвергаться брожению: а) |
|кислотами с |аммиачном растворе |спиртовое брожение |
|образованием |(реакция “серебряного|C6H12O6(2CH3-CH2OH+ CO2( |
|сложных эфиров |зеркала”): | |
|(пять |CH2OH(CHOH)4-COH + |б) молочнокислое брожение |
|гидроксильных |Ag2O( |C6H12O6(2CH3-CHOH-COOH |
|групп глюкозы |CH2OH(CHOH)4-CO2H + |молочная кислота |
|вступают в реакцию|2Ag( | |
|с кислотами) | | |
|2. Как |2.Окисляется |в) маслянокислое брожение |
|многоатомный спирт|гидроксидом меди (II) |C6H12O6(C3H7COOH + 2H2( + |
|реагирует с |(с выпадением красного|2CO2( |
|гидроксидом меди |осадка) |масляная кислота |
|(II) c |3. Под действием | |
|образованием |восстановителей | |
|алкоголята меди |превращается в | |
|(II) |шестиатомный спирт | |
D-глюкоза даёт общие реакции на альдозы, она является восстанавливающим
сахаром, образует ряд производных за счёт альдегидной группы
(фенилгидразон, n-бромфенилгидразон и др.). Озазон глюкозы идентичен
озанону маннозы, которая является эпимером глюкозы, и озазону фруктозы. При
восстановлении глюкозы образуется шестиатомный спирт сорбит; при окислении
альдегидной группы глюкозы — одноосновная D-глюконовая кислота, при
дальнейшем окислении — двухосновная D-сахарная кислота. При окислении
только вторичной спиртовой группы глюкозы (при условии защиты альдегидной
группы) образуется D-глюкуроновая кислота. Образование D-глюкуроновой
кислоты из D-глюкозы может происходить при действии ферментов оксидаз или
дегидрогеназ глюкозы. При пиролизе D-глюкозы образуются гликозаны: (-
гликозан и левоглюкозан ((-глюкозан).
Для количественного определения глюкозы применяются калориметрические,
иодометрические и другие методы.
Рибоза и дезоксирибоза
Из пентоз большой интерес представляют рибоза и дезоксирибоза, ибо они
входят в состав нуклеиновых кислот. Структурные формулы рибозы и
дезоксирибозы с открытой цепью следующие:
H H H H O H H H H O
( ( ( ( // ( ( ( (
//
H ( C ( C ( C ( C ( C H ( C ( C ( C ( C ( C
( ( ( ( ( ( ( (
OH OH OH OH H OH OH OH H H
рибоза
дезоксирибоза
Некоторые интересные факты
Некоторые лягушки нашли применение глюкозе в своём организме — любопытное,
хотя и гораздо менее важное. В зимние время иногда можно найти лягушек,
вмёрзших в ледяные глыбы, но после оттаивания земноводные оживают. Как же
они ухитряются не замёрзнуть насмерть? Оказывается, с наступлением холодов
в крови лягушки в 60 раз увеличивается количество глюкозы. Это мешает
образованию внутри организма кристалликов льда.
Гликолиз
Герои романа Жюля Верна “Дети капитана Гранта” только собирались поужинать
мясом подстреленной ими дикой ламы (гуанако), как вдруг выяснилось, что оно
совершенно не съедобно.
“Быть может, оно слишком долго лежало?” - озадаченно спросил один из них.
“Нет, оно, к сожалению, слишком долго бежало! - ответил учёный-географ
Паганель - Мясо гуанако вкусно только тогда, когда животное убито во время
отдыха, но если за ним долго охотиться и животное долго бежало, тогда его
мясо несъедобно.”
Вряд ли Паганель сумел бы объяснить причину описанного им явления. Но,
пользуясь данными современной науки, сделать это совсем нетрудно. Начать
придётся, правда, несколько издалека.
Когда клетка дышит кислородом, глюкоза “сгорает” в ней, превращаясь в воду
и углекислый газ, и выделяет энергию. Но, предположим, животное долго
бежит, или человек быстро выполняет какую-то тяжёлую физическую работу,
например, колет дрова. Кислород не успевает попасть в клетки мышц. Тем не
менее клетки “задыхаются” не сразу. Начинается любопытный процесс —
гликолиз (что в переводе означает “расщепление сахара”). При распаде
глюкозы образуется не вода и углекислота, а более сложное вещество —
молочная кислота. Каждый, кто пробовал кислое молоко или кефир, знаком с её
вкусом.
Энергии при гликолизе выделяется в 13 раз меньше, чем при дыхании. Чем
больше молочной кислоты накопилось в мышцах, тем сильнее человек или
животное чувствует их усталость. Наконец, все запасы глюкозы в мышцах
истощаются. Необходим отдых. Поэтому, перестав колоть дрова или взбежав по
длинной лестнице, человек обычно “переводит дух”, восполняя недостаток
кислорода в крови. Именно молочная кислота сделала невкусным мясо
животного, подстреленного героями Жюля Верна.
Литература
Краткая химическая энциклопедия
Учебник Химия 10 класс
Энциклопедия для детей — Биологии
| |
