Тиоугольная кислота формула: ЭСБЕ/Тиоугольная кислота — Викитека – XuMuK.ru — ТИОУГОЛЬНЫЕ КИСЛОТЫ — Химическая энциклопедия

Угольная кислота — Википедия

У́гольная кислота́ — слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде[1], в том числе и углекислого газа из воздуха. В водных растворах неустойчива. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др.

Угольная кислота существует в водных растворах в равновесии с диоксидом углерода, причём равновесие сильно сдвинуто в сторону разложения кислоты.

Молекула угольной кислоты имеет плоское строение. Центральный углеродный атом имеет sp²-гибридизацию. В гидрокарбонат- и карбонат-анионах происходит делокализация π-связи. Длина связи C—O в карбонат-ионе составляет 130 пм.

Безводная угольная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, устойчивые при низких температурах, сублимирующиеся при температуре –30 °C, а при дальнейшем нагревании полностью разлагающиеся. Поведение чистой угольной кислоты в газовой фазе исследовано в 2011 г. австрийскими химиками[2].

Равновесие в водных растворах и кислотность[править | править код]

Угольная кислота существует в водных растворах в состоянии равновесия с гидратом диоксида углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄h3CO3(p){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows H_{2}CO_{3(p)}}}}, константа равновесия при 25 °C Kp=[h3CO3][CO2⋅h3O]=1,70⋅10−3{\displaystyle K_{p}={\frac {\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=1,70\cdot 10^{-3}}

Скорость прямой реакции 0,039 с−1, обратной — 23 с−1.

В свою очередь растворённый гидрат диоксида углерода находится в равновесии с газообразным диоксидом углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄CO2↑+ h3O{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}

Данное равновесие при повышении температуры сдвигается вправо, а при повышении давления — влево (подробнее см. Абсорбция газов).

Угольная кислота подвергается обратимому гидролизу, создавая при этом кислую среду:

h3CO3+ h3O⇄HCO3−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ H_{2}O\rightleftarrows HCO_{3}^{-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka1=[HCO3−]⋅[h4O+][h3CO3]=2,5⋅10−4{\displaystyle K_{a1}={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}}=2,5\cdot 10^{-4}}

Однако, для практических расчётов чаще используют кажущуюся константу кислотности, учитывающую равновесие угольной кислоты с гидратом диоксида углерода:

Ka′=[HCO3−]⋅[h4O+][CO2⋅h3O]=4,27⋅10−7{\displaystyle K_{a}'={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=4,27\cdot 10^{-7}}

Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшему гидролизу по реакции

HCO3−+ h3O⇄CO32−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {HCO_{3}^{-}+\ H_{2}O\rightleftarrows CO_{3}^{2-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka2=[CO32−]⋅[h4O+][HCO3−]=4,68⋅10−11{\displaystyle K_{a2}={\frac {\mathsf {[CO_{3}^{2-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[HCO_{3}^{-}]}}}=4,68\cdot 10^{-11}}

Таким образом, в растворах, содержащих угольную кислоту, создается сложная равновесная система, которую можно изобразить в общем виде следующим образом:

CO2⇄h3OCO2⋅h3O⇄h3CO3⇄−H+HCO3−⇄−H+CO32−(∗){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}{\stackrel {H_{2}O}{\rightleftarrows }}CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}HCO_{3}^{-}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}CO_{3}^{2-}(*)}}}

Значение водородного показателя pH в такой системе, соответствующего насыщенному раствору диоксида углерода в воде при 25 °C и давлении 760 мм рт. ст., можно рассчитать по формуле:

pH≈−12lg⁡(Ka′⋅L)=3,9{\displaystyle {\mathsf {pH}}\approx -{\frac {1}{2}}\lg(K_{a}'\cdot L)=3,9}, где L = 0,034 моль/л — растворимость CO2 в воде при указанных условиях.

Разложение[править | править код]

При повышении температуры раствора и/или понижении парциального давления диоксида углерода равновесие смещается в сторону разложения угольной кислоты на воду и диоксид углерода. При кипении раствора угольная кислота разлагается полностью:

h3CO3⟶h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\longrightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Взаимодействие с основаниями и солями[править | править код]

Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований, образуя средние и кислые соли — карбонаты и гидрокарбонаты соответственно:

h3CO3+2NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+2NaOH}}}(конц.)⟶Na2CO3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow Na_{2}CO_{3}+2H_{2}O}}}
h3CO3+NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+NaOH}}}(разб.)⟶NaHCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow NaHCO_{3}+H_{2}O}}}
h3CO3+ Ca(OH)2⟶CaCO3↓+ 2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow CaCO_{3}\downarrow +\ 2H_{2}O}}}
h3CO3+ Nh4⋅h3O⟶Nh5HCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ NH_{3}\cdot H_{2}O\longrightarrow NH_{4}HCO_{3}+H_{2}O}}}

При взаимодействии угольной кислоты с карбонатами образуются гидрокарбонаты:

h3CO3+Na2CO3⟶2NaHCO3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow 2NaHCO_{3}}}}
h3CO3+ CaCO3⟶Ca(HCO3)2{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ CaCO_{3}\longrightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}}

Угольная кислота образуется при растворении в воде диоксида углерода:

CO2+h3O⇄CO2⋅h3O⇄h3CO3{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}}}}

Содержание угольной кислоты в растворе увеличивается при понижении температуры раствора и увеличении давления углекислого газа.

Также угольная кислота образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. При этом бо́льшая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода:

Na2CO3+2HCl⟶2NaCl+h3CO3{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2HCl\longrightarrow 2NaCl+H_{2}CO_{3}}}}
h3CO3→h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\rightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа (см. Газированная вода).

В биохимии используется свойство равновесной системы изменять давление газа пропорционально изменению содержания ионов оксония (кислотности) при постоянной температуре. Это позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора. Также применяется для производства хладагента, солнечных генераторов и морозильников.

Угольную кислоту формально можно рассматривать как карбоновую кислоту с гидроксильной группой вместо углеводородного остатка. В этом качестве она может образовывать все производные, характерные для карбоновых кислот[3].

Некоторые представители подобных соединений перечислены в таблице.

  1. 1 2
    3 В водном растворе бо́льшая часть угольной кислоты обратимо переходит в гидрат диоксида углерода по реакции H2CO3 ⇄ CO2·H2O
  2. ↑ International first: Gas-phase carbonic acid isolated
  3. Нейланд О. Я. Органическая химия. — М.: Высшая школа, 1990. — С. 640—652. — 751 с. — ISBN 5-06-001471-1.
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.
  • Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.

Тиоугольная кислота и ее соли

    Пл Тиоугольную кислоту можно получить из её солей - тиокарбонатов -взаимодействием с сильной кислотой  [c.21]

    Тритиоугольная кислота S (SH)2 — единственная тиоугольная кислота, известная в свободном состоянии. Ее соли получаются из сероуглерода и водных растворов сернистых щелочных металлов или едких щелочен, в последнем случае наряду с карбонатами 

[c.624]


    С сульфидами металлов Sa образует соли тиоугольной кислоты — тиокарбонаты  [c.362]

    Ранее взаимодействием растворов гидроксида (или соответствующего 2-метоксиэтилата) калия в монометиловом эфире этиленглико-ля и сероокиси углерода ( OS) нами была получена кристаллическая S-калиевая соль 0-(2-метоксиэтил)тиоугольной кислоты (1)  [c.64]

    КСАНТОГЕНАТ ЦЕЛЛЮЛОЗЫ — натриевая соль сложного кислого эфира целлюлозы и тиоугольной кислоты. К. Ц. получают обработкой щелочной целлюлозы жидким сероуглеродом или его парами. [c.141]

    НзСЗ , — трисульфидокарбонат водорода (тиоугольная кислота), маслянистая жидкость, получается вытеснением ее из солей сильными кислотами по уравнению реакции [c.292]

    Кроме рассмотренных выше, имеются следующие важные соединения четырехвалентного,углерода хлорокись углерода O I2, четыреххлористый углерод I4, сероокись углерода OS, сероуглерод Sg, тиоугольная кислота Hj Sg и ее соли и др. 

[c.476]

    Свободная тиоугольная кислота может быть получена действием сильных кислот на крепкие растворы ее солей сперва происходит переход цвета от красного к желтому, а затем в виде маслянистой жидкости частично выделяется h3 S3. Молекула S (SH)2 полярна (р, = 2,13). В кристалле плоские группы S3 [ZS S = 120°, d( S) = 1,69 Ч-1,77 А] соединены друг с другом водородными связями S—H---S [d(SS) = 3,5 3,7 А]. Хотя тиоугольная кислота (т. пл. —27°С) постепенно распадается на S2 и h3S, она все же несравненно устойчивее угольной кислоты. Ее кислотные свойства (Ki = 2-10- , Ki = 7-10 ), также выражены гораздо более сильно. [c.518]

    При взаимодействии сероуглерода с сульфидом щепочного металла, например S2 + K2S = K2 S3, образуется соль тиоугольной кислоты h3 S3. Тиоугольную кислоту выделяют из ее солей — тиокарбонатов — взаимодействием с сильными кислотами  [c.368]

    Раствор 189 г (2,0 моля) монохлоруксусной кислоты (примечание 8) в 300 мл воды нейтрализуют (проба на лакмусовую бумажку) раствором около 135 г (2,41 моля) едкого кали в 300 мл воды. Полученный раствор калиевой соли монохлоруксусной кислоты переносят в капельную воронку и прибавляют его при Перемешивании к раствору калиевой соли тиоугольной кислоты, полученному, как описано выше скорость прибавления поддерживают такой, чтобы температура не поднималась выше 40°. После того как весь раствор прибавлен, перемешивание продолжают еще 1 час при комнатной температуре. Затем приливают 200 мл концентрированной соляной кислоты, поддерживая температуру ниже 20° путем охлаждения смеси в бане со льдом. После этого реакционную смесь перемешивают 30 мин. лри комнатной температуре. Желтый осадок отфильтровывают и дважды промывают ледяной водой порциями по 150 мл. Неочищенный препарат сушат до постоянного веса в вакуум-эксикаторе над хлористым кальцием (около 2 дней). Процесс сушки можно ускорить, время от времени разбивая комки. Выход препарата, окрашенного в желтый цвет и имеющего т. пл. 169—174 (не исправл.) (примечание 9), составляет 152—160 г (67—71% теоретич.). 

[c.64]


    Эют метод может бьггь применен для получения сероокиси углерода Наконец она получается встряхиванием горчичных масел с концентрированной серной кислотой разложением калиевой соли эфира тиоугольной кислоты С НвО OSK и особенно разложением роданистых солей серной кислотой 
[c.615]

    Со спиртовым раствором едкого кали получается калиевая соль эфиров тиоугольной кислоты (см. последние), с реактивом Гриньяра главным образол образуются тиоловые кислоты R OSH и карбинолы с первичными аминам и — алкил-аммонийные соли N-алкилтиокарбаминовых кислот [c.616]

    Замещая гидроксил тиоугольных кислот аминогруппой, получают соединения I, П, 1П и IV. Из них в свободном виде известны амид тиол-тионугольной кислоты (дитиокарбаминовая кислота) и тиомочевика остальные известны только в ви. е солей или эфиров. При обменных реакциях они реагируют также в изомерных формах 1а, 111а и IVa  [c.626]

    Другой реакцией, родственной синтезу алкенов пиролизом эфиров карбоновых кислот, является термическое разложение ксантогенатов. Эта реакция была открыта в 1804 г. русским ученым Л.А. Чугаевым. Ксантогенаты образуются ири взаимодействии спиртов с сероуглеродом в присутствии гидроксида натрия с последующим алкилированием натриевой соли тиоугольной кислоты метилйодидом. При нагревании до 130-200 С метил-ксантогенаты разлагаются с образованием алкена, OS и H SH  

[c.223]

    Последние две кислоты являются производными тиоангидри-да — сероуглерода, а первую можно считать производной сероокиси углерода. Соли тиоугольных кислот называются тиокарбо-натами. [c.23]

    Если фосген можно рассматривать, как хлорангидрид угольной кислоты, то тиофосген представляет собой, очевидно, хлорангидрид тиоугольной кислоты, СЗ(ОН)2. Сама тиоугольная кислота и ее соли — неустойчивы, но эфиры ее более прочны и получаются при действии на тиофосген алкоголятов. Так, напр., при действии этилата натрия на тиофосген получается этиловый эфир тиоугольной кислоты (темп. кип. 16Г)  [c.89]

    Общность типов и способность тиомочевины замещать аммиак в смешанных солях указывают на аналогию в строении сложных тиомочевинных и аммиачных оснований и заставляют нас рассматривать эти оба класса веществ как соли сложных аммониев. Выше мы видели, что свойства тиомочевинных соединений вполне отвечают этому представлению. В названных веидествах тиомочевина или амид тиоугольной кислоты ведут себя подобно гидроксиламину и другим весьма слабым азотистым основаниям. 

[c.65]

    Аналогично тому, как СОг, присоединяя один ион кислорода, образует ион [СОз]", S2 может присоединить ион серы и образовать ион [СЗз]". Соли — производные этого иона — называют тиокарбонатами. Последние легко получаются по реакции S2+ S" = [

Тиоугольные кислоты - Справочник химика 21

    Тиокарбонаты - желтее кристаллические вещества. При действии на них кислот выделяется свободная тиоугольная кислота  [c.371]

    Свободная тиоугольная кислота — маслянистая жидкость, легко разлагающаяся на h3S и Sj. По термической стойкости и кислотным свойствам она превосходит угольную кислоту. Тиоугольная кислота относится к сильным кислотам рК 2,7). В ионе S атом [c.195]


    IV. ПОЛУЧЕНИЕ ПРОИЗВОДНЫХ ТИОУГОЛЬНЫХ КИСЛОТ [c.627]

    Тиоугольная кислота легко разлагается на и С5а. [c.292]

    Полуэфиры тиоугольных кислот [c.627]

    Водный раствор h3 S3 — слабая тиоугольная кислота. Постепенно разлагается водой, образуя угольную кислоту и сероводород  

[c.403]

    С сульфидами металлов Sa образует соли тиоугольной кислоты — тиокарбонаты  [c.362]

    Образование С—S-связи в результате обмена галогена во многих случаях может происходить при взаимодействии галогеналкилов или галоген арилов с производными тиоугольной кислоты, тиомочевиной и тиокарбаматами. В алифатическом ряду меркаптаны с успехом получают по дитиоуретановому методу Брауна [c.435]

    Ранее взаимодействием растворов гидроксида (или соответствующего 2-метоксиэтилата) калия в монометиловом эфире этиленглико-ля и сероокиси углерода ( OS) нами была получена кристаллическая S-калиевая соль 0-(2-метоксиэтил)тиоугольной кислоты (1)  [c.64]

    КСАНТОГЕНАТ ЦЕЛЛЮЛОЗЫ — натриевая соль сложного кислого эфира целлюлозы и тиоугольной кислоты. К. Ц. получают обработкой щелочной целлюлозы жидким сероуглеродом или его парами. [c.141]

    НзСЗ , — трисульфидокарбонат водорода (тиоугольная кислота), маслянистая жидкость, получается вытеснением ее из солей сильными кислотами по уравнению реакции [c.292]

    Кроме рассмотренных выше, имеются следующие важные соединения четырехвалентного,углерода хлорокись углерода O I2, четыреххлористый углерод I4, сероокись углерода OS, сероуглерод Sg, тиоугольная кислота Hj Sg и ее соли и др. 

[c.476]

    Тиоугольная кислота (тритиоугольная) НаСЗз — маслообразная жидкость, растворимая в воде. [c.477]

    Свободная тиоугольная кислота может быть получена действием сильных кислот на крепкие растворы ее солей сперва происходит переход цвета от красного к желтому, а затем в виде маслянистой жидкости частично выделяется h3 S3. Молекула S (SH)2 полярна (р, = 2,13). В кристалле плоские группы S3 [ZS S = 120°, d( S) = 1,69 Ч-1,77 А] соединены друг с другом водородными связями S—H---S [d(SS) = 3,5 3,7 А]. Хотя тиоугольная кислота (т. пл. —27°С) постепенно распадается на S2 и h3S, она все же несравненно устойчивее угольной кислоты. Ее кислотные свойства (Ki = 2-10- , Ki = 7-10 ), также выражены гораздо более сильно. [c.518]

    При взаимодействии сероуглерода с сульфидом щепочного металла, например S2 + K2S = K2 S3, образуется соль тиоугольной кислоты h3 S3. Тиоугольную кислоту выделяют из ее солей — тиокарбонатов — взаимодействием с сильными кислотами  [c.368]


    Полные эфиры тиоугольных кислот образуются либо взаимодействием 2 мод спирта с 1 моль тиофосгена или 2 моль меркаптида с 1 моль фосгена или тиофосг4нс либо взаимодействием алкоголятов и меркаятидов с эфнрами длорангидридов тиугольных кислот в молярном соотношении 1 1. [c.627]

    Тиомочевина — диамид тиоугольной кислоты (тиокарб-амид) h3 SNh3 кристаллическое вещество с молекулярной массой 76,11, плотностью 1,405 г/см при 20 °С и температурой плавления 180 °С. Нетоксичное вещество, легко растворимое в воде, метаноле, пиридине, серной, сульфаминовой и органических кислотах. Основное назначение ингибитора снижение коррозионной активности 5%-ных растворов сериой, сульфаминовой, оксиэтилидендифосфоновой и лимонной кислоты по отношению к стали. Рекомендуемые концентрации — 0,4—1,5 г/л при температуре 30—90 °С. [c.27]

    СЕРАОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЁНИЯ, содержат серу, связанную с орг. остатками с помощью связей С — S или через гетероатомы, чаще всего О и N. Большое разнообразие С. с. обусловлено специфич. св-вами серы. Наиб, многочисленны С.с., содержащие S(II). К иим относят тиолы (меркаптаны), сульфиды органические (тиоэфиры), дисульфиды органические, полисульфиды органические, олефинов тиооксиды, производные сульфеновых кислот, тиокарбонильные соединения, разл. производные тиокарбоновых кислот и тиоугольных кислот, а также гетероароматич. соединения, из к-рых важнейшиеи тиазол. [c.321]


Сероуглерод — Википедия

Сероуглерод CS2 — соединение серы с углеродом.

Чистый сероуглерод представляет собой бесцветную жидкость с приятным «эфирным» запахом. Технический продукт, полученный сульфидированием угля, имеет неприятный «редечный» запах. Молекула CS2 линейна, длина связи С—S = 0,15529 нм; энергия диссоциации 1149 кДж/моль.

Сероуглерод токсичен, огнеопасен, имеет самый широкий диапазон концентрационных пределов взрываемости[2].

CS2+3O2→CO2+2SO2{\displaystyle {\mathsf {CS_{2}+3O_{2}\rightarrow CO_{2}+2SO_{2}}}}

Подобно диоксиду углерода, CS2 является кислотным ангидридом и при взаимодействии с некоторыми сульфидами может образовывать соли тиоугольной кислоты (Н2СS3). При реакции с щелочами образуются соли дитиоугольной кислоты и продукты их диспропорционирования.

Однако сероуглерод, в отличие от диоксида углерода, проявляет большую реакционную способность по отношению к нуклеофилам и легче восстанавливается.

Так, сероуглерод способен реагировать с C-нуклеофилами, его взаимодействие с енолятами активированных метиларилкетонов идет с образованием бис-тиолятов арилвинилкетонов, которые могут быть проалкилированы до бис-алкилтиоарилвинилкетонов; эта реакция имеет препаративное значение[3]:

PyCOCh4+CS2+2t-BuOK→PyCOCH=C(S−K+)2+2t-BuOH{\displaystyle {\mathsf {PyCOCH_{3}+CS_{2}+2t{\text{-}}BuOK\rightarrow PyCOCH{\text{=}}C(S^{-}K^{+})_{2}+2t{\text{-}}BuOH}}}
PyCOCH=C(S−K+)+2MeI→PyCOCH=C(SMe)2+2KI{\displaystyle {\mathsf {PyCOCH{\text{=}}C(S^{-}K^{+})+2MeI\rightarrow PyCOCH{\text{=}}C(SMe)_{2}+2KI}}}

При взаимодействии с натрием в диметилформамиде сероуглерод образует 1,3-дитиол-2-тион-4,5-дитиолят натрия, использующийся в качестве предшественника в синтезе тетратиафульваленов[4]:

Na2dmit.png

При взаимодействии с первичными или вторичными аминами в щелочной среде образуются соли дитиокарбаматы:

2R2NH+CS2→[R2Nh3+][R2NCS2−]{\displaystyle {\mathsf {2R_{2}NH+CS_{2}\rightarrow [R_{2}NH_{2}^{+}][R_{2}NCS_{2}^{-}]}}}

Для растворимых дитиокарбаматов характерно образование комплексов с металлами, что используется в аналитической химии. Они также имеют большое промышленное значение в качестве катализаторов вулканизации каучука.

Со спиртовыми растворами щелочей образует ксантогенаты:

RONa+CS2→[Na+][ROCS2−]{\displaystyle {\mathsf {RONa+CS_{2}\rightarrow [Na^{+}][ROCS_{2}^{-}]}}}

Такими сильными окислителями, как, например, перманганат калия, сероуглерод разлагается с выделением серы.

С оксидом серы (VI) сероуглерод взаимодействует с образованием сульфоксида углерода:

CS2+3SO3→COS+4SO2{\displaystyle {\mathsf {CS_{2}+3SO_{3}\rightarrow COS+4SO_{2}}}}

С оксидом хлора(I) образует фосген:

CS2+3Cl2O→COCl2+2SOCl2{\displaystyle {\mathsf {CS_{2}+3Cl_{2}O\rightarrow COCl_{2}+2SOCl_{2}}}}

Сероуглерод хлорируется в присутствии катализаторов до перхлорметилмеркаптана CCl3SCl[5], использующегося в синтезе тиофосгена CSCl2:

2CS2+5Cl2→2CCl3SCl+S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {2CS_{2}+5Cl_{2}\rightarrow 2CCl_{3}SCl+S_{2}Cl_{2}}}}
CCl3SCl→[H]CSCl2+2HCl{\displaystyle {\mathsf {CCl_{3}SCl{\xrightarrow[{}]{[H]}}CSCl_{2}+2HCl}}}

Избытком хлора сероуглерод хлорируется до четырёххлористого углерода:

CSCl2+2Cl2→CCl4+S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {CSCl_{2}+2Cl_{2}\rightarrow CCl_{4}+S_{2}Cl_{2}}}}

Фторирование сероуглерода фторидом серебра в ацетонитриле ведет к образованию трифторметилтиолята серебра, эта реакция имеет препаративное значение[6]

При температурах выше 150 °C протекает гидролиз сероуглерода по реакции:

CS2+2h3O→CO2+2h3S{\displaystyle {\mathsf {CS_{2}+2H_{2}O\rightarrow CO_{2}+2H_{2}S}}}

В промышленности получают по реакции метана с парами серы в присутствии силикагеля при 500—700 °C в камере из хромоникелевой стали:

2Ch5+S8→2CS2+4h3S{\displaystyle {\mathsf {2CH_{4}+S_{8}\rightarrow 2CS_{2}+4H_{2}S}}}

Также сероуглерод можно получить взаимодействием древесного угля и паров S при 750—1000 °C.

Хорошо растворяет жиры, масла, смолы, каучук, используют как экстрагент; растворяет серу, фосфор, иод, нитрат серебра.

Большая часть (80 %) производимого сероуглерода идёт в производство вискозы — сырья в производстве вискозного волокна («искусственного шелка»). Его применяют для получения различных химических веществ (ксантогенатов, четырёххлористого углерода, роданидов).

Skull and Crossbones.svg

Сероуглерод ядовит. Полулетальная доза при поступлении внутрь составляет 3188 мг/кг. Высокотоксичная концентрация в воздухе — свыше 10 мг/л. Оказывает местное раздражающее, резорбтивное действия. Обладает психотропными, нейротоксическими свойствами, которые связаны с его наркотическим воздействием на центральную нервную систему.

При отравлении возникают головная боль, головокружение, судороги, потеря сознания. Бессознательное состояние может сменяться психическим и двигательным возбуждением. Могут наблюдаться рецидивы судорог с потерей сознания, угнетение дыхания. При приёме внутрь наступают тошнота, рвота, боли в животе. При контакте с кожей наблюдаются гиперемия и химические ожоги.

Прежде всего необходимо удалить пострадавшего из поражённой зоны. При попадании сероуглерода внутрь необходимо выполнить промывание желудка с использованием зонда, форсированный диурез, ингаляцию кислорода. Обычно проводят симптоматическую терапию. При судорогах вводят 10 мг диазепама внутривенно.

  1. 1 2 3 4 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0104.html
  2. Кипер Руслан. Рекорды веществ (рус.) (недоступная ссылка). Рекорды для неорганических веществ. www.chemister.ru (Дата последнего изменения 13.10.2010). Дата обращения 17 октября 2010. Архивировано 11 января 2012 года.
  3. ↑ Kevin T. Potts et al. 2,2' : 6',2' -Terpyridine. Org. Synth. 1986, 64, 189 DOI: 10.15227/orgsyn.064.0189
  4. ↑ Thomas K. Hansen et al. 4,5-Dibenzoyl-1,3-dithiole-1-thione. Org. Synth. 1996, 73, 270 DOI: 10.15227/orgsyn.073.0270
  5. ↑ Губен И. Методы органической химии. Том 3 — М.: Химическая литература, 1935. — 676 c.
  6. ↑ Jiansheng Zhu et al. Preparation of N-Trifluoromethylthiosaccharin: A Shelf-Stable Electrophilic Reagent for Trifluoromethylthiolation. Org. Synth. 2017, 94, 217—233 DOI: 10.15227/orgsyn.094.0217
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2 (Даф-Мед). — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.

Тиокарбоновые кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Тионовая форма монотиокарбоновых кислот

Тиокарбоновые кислоты — органические вещества, аналоги карбоновых кислот, в котором один либо оба атома кислорода заменен на атомы двухвалентной серы: монотиокарбоновые кислоты RC(=O)SH (тиольная форма) либо RC(=S)OH (тионовая форма) и дитиокарбоновые кислоты RC(=S)SH[1].

Монотиокарбоновые кислоты — желтоватые жидкости с сильным неприятным запахом. Температуры кипения у низших около 50 °C, у высших — около 100 °C. Монотиокарбоновые кислоты существуют в виде смеси двух таутомерных форм — тиольной R-CO-SH и тионной R-CS-OH с преобладанием тиольной. Из-за меньшей энергии водородных связей с участием атомов серы температуры кипения тиокарбоновых кислот ниже, чем у кислородных аналогов.

Низшие дитиокарбоновые кислоты — желто-красные жидкости с отвратительным запахом, на воздухе легко окисляющиеся до бис-(тиоацил)дисульфидов RC(S)S-SС(S)R.

  1. Гидролиз. СH3COSH+H2O=CH3COOH+H2S
  2. Алкилируются и ацилируются многими алкилирующими агентами.
  3. Присоединяются к алкенам и алкинам с образованием тиоэфиров.
  4. Реагируют с альдегидами с образованием дитиоацеталей.

Общий метод синтеза тиокарбоновых кислот — взаимодействие сероуглерода CS2 (дитиокарбоновые кислоты) либо сульфоксида углерода COS с реактивами Гриньяра либо с анионами CH-кислот:

RMgX + X=C=S →{\displaystyle \to } RC(=X)S-
X = S (дитиокарбоновые кислоты), X = O (монотиокарбоновые кислоты)

Другим методом синтеза является взаимодействие карбоновых кислот с пентасульфидом фосфора, ведущее сначала к образованию монотиокарбоновых, и, затем, дитиокарбоновых кислот:

RCOOH + P2S5→{\displaystyle \to } RC(=O)SH
RC(=O)SH + P2S5→{\displaystyle \to } RC(=S)SH

Дитиокарбоновые кислоты также могут быть синтезированы взаимодействием тригалогенметильных соединений с гидросульфидами щелочных металлов:

R-CCl3 + KSH →{\displaystyle \to } RC(=S)S-
R = H, Ph

Монотиокарбоновые кислоты и их эфиры также синтезируются ацилированием сероводорода либо тиолов галогенангидридами карбоновых кислот либо кетенами:

RCOCl + H2S →{\displaystyle \to } RC(=O)SH HCl
R2C=C=O + RSH →{\displaystyle \to } R2CHC(=O)SR

Наиболее широкое применение имеют производные тиокарбоновых кислот — тиоамиды RC(=S)NH2. Они широко используются в синтезе гетероциклических соединений, в частности, синтезе тиазолов из α-галогенкарбонильных соединений по Ганчу:

Fentiazac syn.png

Тиоамиды α-алкилзамещенных изоникотиновых кислот используются в качестве противотуберкулезных средств (этионамид, протионамид).

Холевая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019; проверки требует 1 правка.
Холевая кислота

({{{картинка}}})
Cholic acid 3d.jpeg({{{картинка3D}}})
Традиционные названия Холевая кислота
Хим. формула C24H40O5
Рац. формула C24H40O5
Молярная масса 408.57 г/моль
Температура
 • плавления 195 °C
Рег. номер CAS 81-25-4
PubChem 221493
Рег. номер EINECS 201-337-8
SMILES
InChI

 

1S/C24h50O5/c1-13(4-7-21(28)29)16-5-6-17-22-18(12-20(27)24(16,17)3)23(2)9-8-15(25)10-14(23)11-19(22)26/h23-20,22,25-27H,4-12h3,1-3h4,(H,28,29)/t13-,14+,15-,16-,17+,18+,19-,20+,22+,23+,24-/m1/s1
Кодекс Алиментариус E1000
ChEBI 16359
ChemSpider 192176
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Холевая кислота (3α, 7α, 12α-тригидрокси-5β-холан-24-овая кислота) — монокарбоновая триоксикислота из группы жёлчных кислот[1].

Холевая кислота (C24H40O5), является продуктом распада гликохолевой и таурохолевой кислот; кристаллизуется из спирта, с одной частицей кристаллизационного спирта, в виде бесцветных блестящих октаэдров, легко выветривающихся на воздухе, почти нерастворимых в воде и легко растворимых в спирте и эфире. Растворы холевой кислоты и её солей вращают плоскость поляризации вправо. Холевая кислота — одноосновная кислота. Плавится при 195 °C. При кипячении с уксусным ангидридом образует двууксусный эфир. При осторожном окислении хромовой кислотой в уксусном растворе переходит в дегидрохолевую кислоту C24H34O5, плавящуюся при 231—232°С. При окислении азотной кислотой или хамелеоном образует холановую кислоту С24Н36О7 (плавится при 285 °C), билиановую кислоту С24Н34О8 (плавится при 269 °C) и изомерную с ней изобилиановую. При окислении хамелеоном в щелочном растворе образует цилиановую кислоту С20Н30О10 (плавится при 242 °C), а при более сильном окислении переходит в ортофталевую кислоту С6Н4(СООН)2. С йодом холевая кислота образует, подобно крахмалу, синее соединение[2].

Холевая кислота в капсулах (Cholbam) была одобрена для лечения заболеваний, обусловленных нарушением синтеза жёлчной кислоты из-за дефекта одного фермента или пероксисомальных нарушений (включая заболевания относящиеся к спектру нарушений Цельвегера)[3][4].

Холевая кислота — одна их двух важнейших для человеческого организма жёлчных кислот (вторая — хенодезоксихолевая), относящихся к так называемым первичным жёлчным кислотам, образующихся в гепатоцитах печени при окислении холестерина. Скорость синтеза холевой кислоты у взрослого человека в норме примерно 200—300 мг/сутки. В жёлчном пузыре холевая кислота присутствует главным образом в виде конъюгатов — парных соединений с глицином и таурином. При конъюгировании с глицином образуются гликохолевая, а с таурином (точнее, с продуктом деградации цистеина — предшественника таурина) — таурохолевая кислоты.

Холевая кислота входила в список «пищевые добавки для производства пищевых продуктов, не оказывающие (с учётом установленных регламентов) по данным современных научных исследований вредного воздействия на жизнь и здоровье человека и будущих поколений»[5]. Индекс E1000, технологическая функция — эмульгатор.

В настоящее время холиевая кислота исключена из списка постановлением Главного государственного санитарного врача РФ от 23 декабря 2010 г. N 168 "Об утверждении СанПиН 2.3.2.2795-10 "Дополнения и изменения N 3 к СанПиН 2.3.2.1293-03 "Гигиенические требования по применению пищевых добавок.

Тиосерная кислота — Википедия

Тиосерная кислота

({{{картинка}}})
Общие
Систематическое
наименование
Тиосерная кислота
Хим. формула H2SO3S
Физические свойства
Состояние бесцветная вязкая жидкость
Молярная масса 114,15 г/моль
Термические свойства
Температура
 • плавления разл. -78 °C
Классификация
Рег. номер CAS 13686-28-7
PubChem 24478
SMILES

 

O=S(=S)(O)O
InChI

 

1S/h3O3S2/c1-5(2,3)4/h(h3,1,2,3,4)DHCDFWKWKRSZHF-UHFFFAOYSA-N
ChEBI 29279 и 5587
ChemSpider 22886
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Тиосерная кислота — неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H2SO3S. Бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Образует соли — неорганические тиосульфаты. Тиосерная кислота содержит два атома серы, один из которых имеет степень окисления +4, а второй — электронейтрален.

Содержание

  • 1 Получение
  • 2 Физические свойства
  • 3 Химические свойства
  • 4 Литература
  • Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах:
h3S+SO3 →<−5oC h3SO3S{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+SO_{3}\ {\xrightarrow {<-5^{o}C}}\ H_{2}SO_{3}S}}}
  • Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:
Na2SO3S+2HCl →<−80oC h3SO3S+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{3}S+2HCl\ {\xrightarrow {<-80^{o}C}}\ H_{2}SO_{3}S+2NaCl}}}

Тиосерная кислота образует бесцветную вязкую жидкость, не замерзающую даже при очень низкой температуре. Термически неустойчива — разлагается уже при комнатной температуре.

Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты разлагается мгновенно.

  • Термически очень неустойчива:
2h3S2O3 →>−78oC h3S3O6+h3S{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}S_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {>-78^{o}C}}\ H_{2}S_{3}O_{6}+H_{2}S}}}
  • В присутствии серной кислоты разлагается:
h3SO3S →H+ SO2+S↓+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}S\ {\xrightarrow {H^{+}}}\ SO_{2}+S\downarrow +H_{2}O}}}
  • Реагирует со щелочами:
h3SO3S+2NaOH → Na2S2O3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}S+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}S_{2}O_{3}+2H_{2}O}}}
  • Реагирует с галогенами:
h3SO3S+4Br2+5h3O → 2h3SO4+8HBr{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}S+4Br_{2}+5H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2H_{2}SO_{4}+8HBr}}}

Образует сложные эфиры — органические тиосульфаты.

  • Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов — 3-е изд., испр — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0https://wikidata.org/wiki/Track:Q52153739">https://wikidata.org/wiki/Track:Q52153731">https://wikidata.org/wiki/Track:Q52153729">https://wikidata.org/wiki/Track:Q52153728">https://wikidata.org/wiki/Track:Q52153736">

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о