Халогенација
Халогенација или халогенирање — хемиска реакција што внесува еден или повеќе халогени во хемиско соединение. Соединенијата што содржат халид се распространети, што го прави овој вид трансформација важен, на пр. во производството на полимери, лекови.[1] Овој вид конверзија е всушност толку вообичаен што сеопфатниот преглед е предизвик. Оваа статија главно се занимава со халогенација со користење на елементарни халогени (F
2, Cl
2, Br
2, I
2). Халидите, исто така, најчесто се воведуваат со користење на соли на халиди и халогени киселини. Постојат многу специјализирани реагенси за внесување халогени во различни супстрати, на пр., тионил хлорид.
Органска хемија
[уреди | уреди извор]Постојат неколку патеки за халогенација на органски соединенија, вклучувајќи халогенација на слободни радикали, кетонска халогенација, електрофилна халогенација и реакција на додавање халоген. Природата на супстратот ја одредува патеката. Колку лесно се врши халогенацијата зависи од халогенот. Флуорот и хлорот се поелектрофилни и се поагресивни халогенирачки агенси. Бромот е послаб халогенирачки агенс и од флуорот и од хлорот, додека јодот е најмалку реактивен од сите. Леснотијата на дехидрохалогенизација го следи обратниот правец: од органските соединенија најлесно се отстранува јодот, а органофлуорните соединенија се многу стабилни.
Халогенација на слободни радикали
[уреди | уреди извор]Халогенацијата на заситените јаглеводороди е реакција на супституција. Реакцијата обично вклучува патишта на слободни радикали. Региохемијата на халогенизацијата на алканите во голема мера е одредена од релативната слабост на C-H врските. Овој тренд се одразува со побрза реакција на терцијарните и секундарните позиции.
Хлорирањето со слободни радикали се користи за индустриско производство на некои растворувачи:
- R–CH=CH–R' + X
2 → R–CHX–CHX–R'
Природнонастанатите органобромински соединенија обично се произведуваат преку патеката на слободните радикали катализирана од ензимот бромопероксидаза. Реакцијата бара бромид во комбинација со кислород како оксидант. Се проценува дека океаните ослободуваат 1-2 милиони тони бромоформ и 56.000 тони бромометан годишно.[2]
Јодоформската реакција, која вклучува разградување на метил кетони, продолжува со јодирање на слободните радикали.
Флуорирање
[уреди | уреди извор]Флуорот (F
2) претставува посебна категорија во однос на халогенацијата поради неговата крајна реактивност. Повеќето органски соединенија, заситени или на друг начин, горат при допир со F
2, при што на крајот дава јаглерод тетрафлуорид. Спротивно на тоа, потешките халогени се многу помалку реактивни кон заситените јаглеводороди.
За флуорирање со елементарен флуор потребни се високоспецијализирани услови и апарати. Вообичаено, наместо F
2 се користат реагенси за флуорирање. Вакви реагенси се кобалт трифлуорид, хлор трифлуорид и јод пентафлуорид.[3]
За комерцијално производство на перфлуорирани соединенија се користи методот на електрохемиско флуорирање. Истиот создава мали количини елементарен флуор in situ од водород флуорид. Методот ги избегнува опасностите од ракување со флуорен гас. Многу комерцијално важни органски соединенија се флуорираат со помош на оваа технологија.
Додавање на халогени во алкени и алкини
[уреди | уреди извор]Незаситените соединенија, особено алкените и алкините, додаваат халогени:
- R–C
6H
5 + X
2 → HX + R–C
6H
4–X
При оксихлорирањето, комбинацијата на водород хлорид и кислород служи како замена на хлорот, како што е прикажано со овој пат до 1,2-дихлороетан:
- 4 HCl + 2 CH
2=CH
2 + O
2 → 2 Cl–CH
2–CH
2–Cl + 2 H
2O
Додавањето на халогени во алкените се одвива преку меѓупродуктни халониумови јони Во посебни случаи, таквите посредници се изолирани.[4]
Бромирањето е поселективно од хлорирањето бидејќи реакцијата е помалку егзотермна. Приказ за бромирањето на алкен е патеката до анестетикот халотан од трихлоретилен:[5]
Со додавање на јод и бром во алкените може да се изврши јодирањето односно бромирањето. Реакцијата, која погодно продолжува со испуштање на бојата на I
2 и Br
2, е основата на аналитичкиот метод. Јодниот број и бромниот број се мерки за степенот на незаситеност на мастите и другите органски соединенија.
Халогенација на ароматични соединенија
[уреди | уреди извор]Ароматичните соединенија се предмет на електрофилна халогенација:
- R–C
6H
5 + X
2 → HX + R–C
6H
4–X
Овој вид реакција вообичаено добро функционира за хлорот и бромот. Често се користи Луисов кисел катализатор, како што е железниот хлорид.[6] Достапни се многу подробни процедури. Бидејќи флуорот е многу реактивен, за подготовка на флуорирани ароматични соединенија се користат други методи, како што е Балц-Шимановата реакција.
Други методи на халогенација
[уреди | уреди извор]При Хансдикерова реакција, карбоксилните киселини се претвораат во органски халид, чија јаглеродна верига е скратена за еден јаглероден атом во однос на јаглеродната верига на одредената карбоксилна киселина. Карбоксилната киселина прво се претвора во нејзината сребрена сол, која потоа се оксидира со халоген:
- R–COO−
Ag+
+ Br
2 → R–Br + CO
2 + Ag+
Br− - CH
3–COO−
Ag+
+ Br
2 → CH
3–Br + CO
2 + Ag+
Br−
Многу органометални соединенија реагираат со халогени при што даваат органски халид:
Неорганска хемија
[уреди | уреди извор]Сите елементи освен аргонот, неонот и хелиумот образуваат флуориди со непосредна реакција со флуор. Хлорот е малку поселективен, но сепак реагира со повеќето метали и потешки неметали. Следејќи го вообичаениот правец, бромот е помалку реактивен, а јодот најмалку од сите. Од многуте можни реакции, сликовито е образувањето на злато (III) хлорид со хлорирање на златото. Хлорирањето на металите обично не е многу важно индустриски бидејќи хлоридите полесно се прават од оксидите и хлороводородот. Онаму каде што се практикува хлорирањето на неорганските соединенија во релативно голем обем е за производство на фосфор трихлорид и дисулфур дихлорид.[7]
Поврзано
[уреди | уреди извор]- Дехалогенација
- Халоалкан (Алкален халид)
- Халогенација на слободни радикали
- Халокетон
- Електрофилна супституција
Наводи
[уреди | уреди извор]- ↑ Hudlicky, Milos; Hudlicky, Tomas (1983). „Formation of Carbon-Halogen Bonds“. Во S. Patai; Z. Rappoport (уред.). Halides, Pseudo-Halides and Azides: Part 2 (1983). PATAI's Chemistry of Functional Groups. стр. 1021–1172. doi:10.1002/9780470771723.ch3. ISBN 9780470771723.
- ↑ Gribble, Gordon W. (1999). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds“. Chemical Society Reviews. 28 (5): 335–346. doi:10.1039/a900201d.
- ↑ Aigueperse, Jean; Mollard, Paul; Devilliers, Didier; Chemla, Marius; Faron, Robert; Romano, René; Cuer, Jean Pierre (2000). „Fluorine Compounds, Inorganic“. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a11_307. ISBN 3-527-30673-0.
- ↑ T. Mori; R. Rathore (1998). „X-Ray structure of bridged 2,2′-bi(adamant-2-ylidene) chloronium cation and comparison of its reactivity with a singly bonded chloroarenium cation“. Chem. Commun. (8): 927–928. doi:10.1039/a709063c.
- ↑ Synthesis of Essential Drugs, Ruben Vardanyan, Victor Hruby; Elsevier 2005 ISBN 0-444-52166-6
- ↑ Beck, Uwe; Löser, Eckhard (2011). „Chlorinated Benzenes and Other Nucleus-Chlorinated Aromatic Hydrocarbons“. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.o06_o03. ISBN 978-3527306732.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
|