Chimica Today | Tutto il meglio della Chimica Online a 360° gradi

Composti zinco-organici: classificazione, preparazione

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

Composti zinco-organici: classificazione, preparazione e proprietà

I composti zinco-organici presentano un legame zinco-carbonio e sono stati sintetizzati per la prima volta tramite la reazione tra zinco e ioduro di etile. Questi composti sono stati scoperti nel 1849 da Edward Frankland, ma all’inizio non hanno destato grande interesse a causa della loro limitata reattività.

Classificazione dei composti zinco-organici

Si possono classificare in base al numero di atomi di carbonio legati allo zinco come composti diorganozinco (R2Zn), alogenuri zinco-organici (RZnX), composti ionici cationici RZnLn+ e anionici organozincati RnZn-.

Proprietà e reattività

Questi composti possono presentarsi come liquidi o solidi e sono instabili in presenza di aria, con alcuni che possono addirittura subire combustione spontanea. Le loro reazioni avvengono tipicamente in atmosfera inerte.

Le proprietà chimiche dei composti zinco-organici sono simili a quelle di altri composti metallo-organici dei metalli di transizione. Tuttavia, sono meno reattivi dei composti organici del litio o del magnesio, noti come reattivi di Grignard.

Metodi di preparazione

Esistono diversi metodi di preparazione dei composti di organozinco. Tra di essi vi è l’addizione ossidativa tra zinco metallico e un alogenuro alchilico, la transmetallazione di un alogenuro di zinco con un reagente organometallico, la reazione tra un alogenuro alchilico e un composto diorganozinco. Gli alogenuri zinco-organici possono essere formati dalla reazione tra uno ioduro alchilico primario o secondario con lo zinco in tetraidrofurano. Gli organozincati, invece, possono essere ottenuti dalla reazione tra un alogenuro di zinco e un litioalchile.

Questi metodi consentono di ottenere una vasta gamma di composti zinco-organici con svariate applicazioni sia in ambito accademico che industriale.

Costante di formazione e di instabilità: equilibri

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Costante di formazione e di instabilità: equilibri

Equilibri chimici reversibili: costanti di formazione e instabilità

Le costanti di formazione, note anche come costanti di stabilità, e le costanti di instabilità sono importanti nel contesto degli equilibri reversibili di ioni complessi. Nella dinamica di una reazione chimica, l’equilibrio viene raggiunto quando la velocità delle reazioni diretta e inversa è uguale, regolata dalla costante di equilibrio K, la quale dipende esclusivamente dalla temperatura.

In soluzione acquosa, un ione complesso è in equilibrio con l’ione metallico (agente di Lewis) e il legante (base di Lewis). Ad esempio, consideriamo l’equilibrio Cu^2+(aq) + 4 NH3(aq) ⇌ Cu(NH3)4^2+(aq).

La costante relativa a questo equilibrio è la costante di formazione o di stabilità, rappresentata da Kf = [Cu(NH3)4^2+]/[Cu^2+][NH3]^4. Questo valore influenza l’equilibrio e la stabilità dell’ione complesso, spesso rappresentato tramite il logaritmo della costante di formazione.

Al contrario, la costante di instabilità, Kinst, relativa all’equilibrio inverso, è espressa come Kinst = [Cu^2+][NH3]^4/[Cu(NH3)4^2+]. Questo valore è l’inverso della costante di formazione, quindi Kinst = 1/Kf. La solubilità di un elettrolita poco solubile può essere influenzata da un equilibrio di complessazione.

Equilibrio di complessazione e prodotto di solubilità

Prendiamo in considerazione il bromuro di argento, un sale poco solubile, la cui dissociazione è correlata al prodotto di solubilità (Kps = [Ag+][Br-]). Introducendo ammoniaca, si verifica un secondo equilibrio legato alla complessazione dell’ione argento: Ag+(aq) + 2 NH3(aq) ⇌ Ag(NH3)2+(aq). La costante di formazione per questo equilibrio è espressa come Kf = [Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3]^2. La costante complessiva, Kc, si ottiene moltiplicando la costante di formazione e il prodotto di solubilità: Kc = Kf ∙ Kps.

Raggio atomico: periodicità

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Il concetto di dimensione atomica: spiegazione e regolarità

Il concetto di dimensione atomica si riferisce alla distanza tra il centro di un atomo e il suo strato esterno di elettroni. Questa grandezza è influenzata dalla natura probabilistica della distribuzione degli elettroni, complicando la precisa determinazione della dimensione atomica.

Cosa si intende per dimensione atomica

Nel caso di una molecola covalente costituita da atomi identici, la dimensione atomica corrisponde a metà della distanza tra i rispettivi nuclei. Se la molecola contiene atomi differenti, la dimensione atomica è determinata dalla somma dei raggi atomici dei due atomi. Per calcolare la dimensione atomica di un atomo, è necessario avere la conoscenza del raggio atomico di uno dei due atomi e calcolare la differenza.

La misurazione della distanza tra i nuclei degli atomi avviene attraverso tecniche spettroscopiche o di diffrazione.

Regolarità della dimensione atomica

La dimensione atomica segue una regolarità ben definita: aumenta da alto a basso all’interno di un gruppo nella tavola periodica. Questo incremento è dovuto al fatto che con ogni nuovo periodo gli elettroni esterni occupano orbitali situati sempre più lontani dal nucleo, caratterizzati da numeri quantici più elevati.

Al contrario, la dimensione atomica diminuisce da sinistra a destra all’interno di un periodo. Questa tendenza è correlata al fatto che gli elettroni nello strato esterno di un periodo condividono lo stesso numero quantico principale. Di conseguenza, una maggiore carica nucleare, che aumenta da sinistra a destra, attira gli elettroni più intensamente verso il nucleo.

È da tenere presente che questa regolarità subisce alcune variazioni per i metalli di transizione. Queste irregolarità derivano dal progressivo riempimento degli orbitali più interni da parte degli elettroni.

Ad esempio, gli elementi sulla destra dello scandio riempiono l’orbitale 3d fino al rame, che ha una configurazione [Ar]3d10,4s2. Questa eccezione è chiaramente rappresentata nell’immagine seguente.

In sintesi, la comprensione del concetto di dimensione atomica è cruciale per analizzare le proprietà degli elementi nella tavola periodica, e la sua regolarità fornisce importanti dettagli sul comportamento degli elettroni all’interno degli atomi.

Elettroneutralità: Fondamenti e Utilizzi Pratici

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Elettroneutralità: Fondamenti e Utilizzi Pratici

Applicazioni del principio di elettroneutralità

Il principio di elettroneutralità ha molteplici applicazioni nella chimica e viene impiegato per prevedere e spiegare varie proprietà molecolari e legami chimici. Secondo questo principio, pubblicato nel 1948 da Linus Carl Pauling, le molecole stabili e i cristalli presentano una distribuzione di carica dei loro atomi vicina allo zero, in un intervallo compreso tra –1 e +1.

Stabilità dei complessi inorganici

Questo principio è fondamentale per spiegare la stabilità dei composti di coordinazione. Nei composti di coordinazione, uno ione metallico accetta una coppia di elettroni da un altro atomo chiamato legante. Secondo le considerazioni di Nevil Sidgwick, l’ione complesso esamminato (ad esempio [Co(NH3)6]3+) può essere rappresentato come una struttura in cui uno ione metallico, come il cobalto, si lega a sei molecole di ammoniaca. Pauling suggerì che tale legame presentasse un parziale carattere ionico, applicando il principio di elettroneutralità.

Applicazioni

Oltre a spiegare la stabilità dei composti di coordinazione, il principio di elettroneutralità consente di spiegare i contributi delle strutture di risonanza e le strutture presenti in alcune molecole. Ad esempio, nell’ione tiocianato le possibili strutture mostrano una distribuzione di cariche. Tuttavia, moderne tecniche computazionali hanno evidenziato alcune deviazioni da quanto previsto dal principio di elettroneutralità, mentre le nanotecnologie hanno evidenziato come le proprietà dei composti possano variare con le dimensioni.

In sintesi, il principio di elettroneutralità, nonostante alcune deviazioni osservate nel corso degli anni, continua a essere un importante strumento per comprendere le proprietà molecolari e le interazioni chimiche.

Esempi di Addizione Ossidativa: Un Approfondimento sui Substrati

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Esempi di Addizione Ossidativa: Un Approfondimento sui Substrati

Processo di addizione ossidativa: Definizione, impatto e esempi

L’addizione ossidativa è un meccanismo che consiste nell’unire un substrato a un complesso metallico, ed è di vitale importanza nell’ambito della chimica dei composti metallorganici. Durante questo processo avviene la frammentazione di un legame nel substrato, seguito dalla creazione di due nuovi legami tra il metallo del complesso e i gruppi provenienti dal substrato.

Questo evento porta il complesso da una geometria quadrato-planare a una forma ottaedrica. Inoltre, il numero di ossidazione del metallo all’interno del complesso aumenta di due unità, insieme al numero di coordinazione. I complessi insaturi a 16 elettroni sono in grado di incorporare due leganti monoelettronici per raggiungere la configurazione stabile a 18 elettroni.

I substrati possono essere classificati come non elettrofili, costituiti da molecole prive di atomi altamente elettronegativi o non potenti agenti ossidanti, o come elettrofili, composti da atomi elettronegativi e buoni ossidanti, che sono considerati più reattivi.

Un esempio comune di addizione ossidativa coinvolge il complesso di Vaska trans-[Ir(CO)Cl(PPh3)2] di forma quadrato-planare. In questo caso, l’iridio è legato a tre leganti neutri e un Cl- con carica –1, presentando un numero di ossidazione di +1. Attraverso l’addizione ossidativa, il complesso di Vaska, con 16 elettroni, può incorporare due leganti monoelettronici, trasformandosi in un complesso ottaedrico con 18 elettroni, e l’iridio aumenta il numero di ossidazione da +1 a +3.

Per capire meglio il concetto di addizione ossidativa, consideriamo l’esempio dell’addizione di H2 sul complesso di Vaska. Questo processo è rappresentato nella seguente figura:

Ecco alcuni esempi chiave di addizione ossidativa e il suo impatto sulla struttura e sul comportamento dei composti metal-organici.

Ruolo delle Reazioni Redox nella Biochimica

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Ruolo delle Reazioni Redox nella Biochimica

Reazioni redox nell’ambito organico e biochimico

Le reazioni di ossidoriduzione svolgono un ruolo fondamentale sia nella chimica organica che in ambito biologico. In una reazione redox, un elemento cede elettroni (si ossida) mentre un altro elemento li acquista (si riduce).

Combustione organica

La combustione rappresenta un processo redox di grande rilevanza nell’ambito organico, dove un combustibile, in presenza di un comburente, genera una reazione esotermica che produce energia. Ad esempio, il metano in presenza di ossigeno produce una reazione esotermica secondo l’equazione: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. Queste reazioni forniscono energia vitale per sostenere le funzioni vitali delle cellule negli esseri viventi.

Ossidazione del glucosio

Un’altra reazione redox importante è l’ossidazione del glucosio, che costituisce la principale fonte di energia per gli organismi viventi, generando circa 3000 kJ/mol secondo l’equazione: C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O. Spesso, per condurre queste reazioni redox vengono impiegati agenti riducenti come il litio alluminio idruro o agenti ossidanti come il bicromato di potassio. Ad esempio, un alcol primario può essere ossidato a un’aldeide. L’etanolo, ad esempio, viene ossidato a etanale: 3 CH3CH2OH + Cr2O72- + 8 H+ → 3 CH3CHO + 2 Cr3+ + 7 H2O. Se l’etanale non viene rimosso tempestivamente, subisce ulteriori ossidazioni trasformandosi in acido etanoico.

Altri processi redox

L’ossidazione di un alcol secondario, come il 2-propanolo, porta alla formazione di un chetone. Allo stesso modo, le aldeidi e i chetoni possono essere ridotti per produrre alcoli.

Fotosintesi

Nel campo della biochimica, la reazione redox più significativa è la fotosintesi clorofilliana, in cui gli organismi fotoautotrofi producono glucosio a partire dall’anidride carbonica presente nell’aria grazie all’energia solare, secondo l’equazione globale: 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2.

Questo processo sfrutta l’energia solare per convertire molecole a basso contenuto energetico, come anidride carbonica e acqua, in composti ad alto contenuto energetico come il glucosio. Le varie reazioni catalizzate da enzimi sono divise in due fasi: la fase luminosa e la fase oscura.

Ninidrina: Analisi Chimica delle Impronte Digitali

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Ninidrina: Analisi Chimica delle Impronte Digitali

Applicazioni della Ninidrina nella Chimica Analitica e Forense

La Ninidrina è un composto chimico spesso impiegato come indicatore per individuare gli amminoacidi, con diverse applicazioni nell’ambito della chimica analitica e forense. Sintetizzata per la prima volta nel 1910 da Siegfried Ruhemann, ha dimostrato di essere versatile, trovando impiego nella sintesi di composti eterociclici e nel rilevamento delle impronte digitali.

Questo solido presenta colorazione bianca o giallo pallido ed è solubile in acqua, etanolo e acetone a temperatura ambiente. La sua reazione con ammoniaca, ammine primarie e secondarie, e peptidi porta alla formazione di una sostanza dal caratteristico colore azzurro-violetto. Inoltre, la Ninidrina agisce come potente agente ossidante, provocando la decarbossilazione ossidativa degli amminoacidi.

La peculiarità di questa sostanza è la sua incapacità di reagire con la prolina e l’idrossiprolina a causa dell’assenza di un atomo di azoto disponibile per la reazione, in quanto parte di un anello. Questa particolarità rende la Ninidrina uno strumento prezioso per identificare gli amminoacidi presenti nelle proteine.

Nel campo della chimica forense, la Ninidrina viene impiegata per il rilevamento delle impronte digitali. Essendo presenti nel sudore sostanze che interagiscono con questo composto, è possibile individuare le impronte digitali latenti su superfici porose grazie alla reazione con la Ninidrina.

In conclusione, la Ninidrina riveste un ruolo di rilievo nella chimica analitica e forense, sia come reagente per l’identificazione degli amminoacidi, sia per il rilevamento delle impronte digitali.

Equilibri gassosi: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Equilibri gassosi: esempi risolti

Nel seguito vengono presentati esempi risolti riguardanti gli equilibri gassosi. Si analizzano situazioni in cui reagenti e prodotti sono allo stato gassoso e si affrontano calcoli su pressioni parziali e concentrazioni delle specie coinvolte in reazioni reversibili.

Gli equilibri gassosi possono essere omogenei, con reagenti e prodotti tutti in fase gassosa, oppure eterogenei, con coesistenza di fasi solide e gassose, come avviene quando è presente vapore acqueo. La costante di equilibrio può essere espressa in funzione di concentrazioni o pressioni parziali in entrambi i casi.

Il Principio di Le Chatelier è un utile strumento per comprendere gli equilibri gassosi e viene impiegato come nelle altre reazioni reversibili.

Ecco alcuni esempi risolti relativi agli equilibri gassosi:

Esempio 1: Calcolo della pressione parziale di CH4

Si esamina l’equilibrio C (s) + 2 H2(g) ⇌ CH4(g), con Kp=0.262 a 1000 °C. Sapendo che la pressione parziale di H2 è 1.22 atm, si calcola la pressione parziale di CH4. Applicando l’espressione di Kp, si ricava che la pressione parziale di CH4 è 0.390 atm.

Esempio 2: Calcolo delle concentrazioni delle specie all’equilibrio

Si studia l’equilibrio H2(g) + F2(g) ⇌ 2 HF(g), con Kc=115 a 25°C. Si determinano le concentrazioni delle specie all’equilibrio partendo dalle concentrazioni iniziali. Utilizzando l’”I.C.E. chart” e l’espressione di Kc, si ottengono le concentrazioni all’equilibrio: [H2]=[F2]=0.055 M e [HF]=0.59 M.

Esempio 3: Calcolo delle concentrazioni delle specie all’equilibrio

Si osserva l’equilibrio 2 CO2(g) ⇌ 2 CO(g) + O2(g), con Kc=2.0 ∙ 10^-6 a 250°C. Si calcolano le concentrazioni delle specie all’equilibrio a partire dalla concentrazione iniziale di CO2, che è 2.50 M. Utilizzando l’I.C.E. chart e l’espressione di Kc, si stabiliscono le concentrazioni all’equilibrio: [CO2]=2.47 M, [CO]=0.030 M e [O2]=0.015 M.

Esempio 4: Calcolo delle pressioni parziali dei prodotti di reazione

Si valuta l’equilibrio 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) ⇌ 4 HCl(g) + O2(g), con Kp=3.2 ∙ 10^-14 a 25°C. Si calcolano le pressioni parziali dei prodotti di reazione all’equilibrio a partire dalle pressioni iniziali di Cl2 e H2O, rispettivamente 0.80 atm e 0.40 atm. Utilizzando l’I.C.E. chart e l’espressione di Kp, si determinano le pressioni parziali all’equilibrio: pressione parziale di HCl pari a 0.0017 atm e pressione parziale di O2 pari a 4.2 ∙ 10^-4 atm.

Questi esempi forniscono una chiara illustrazione pratica sui calcoli delle pressioni parziali e delle concentrazioni delle specie coinvolte negli equilibri gassosi, offrendo un’ulteriore comprensione di tali concetti fondamentali.

Anilina: Processi di Sintesi e Meccanismi Reattivi

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Anilina: Processi di Sintesi e Meccanismi Reattivi

Sintesi dell’anilina: processo e meccanismo

L’anilina svolge un ruolo essenziale nell’industria chimica, utilizzata per la produzione di difenilmetano diisocianato e come materiale intermedio per la sintesi di coloranti, prodotti farmaceutici e agenti vulcanizzanti.

Il processo di sintesi dell’anilina avviene in due fasi distinte: la nitrazione del benzene e la riduzione del nitrobenzene fino all’anilina.

Nella prima fase, l’acido solforico e l’acido nitrico reagiscono per formare l’ione nitronio (NO2+), indispensabile per la nitrazione del benzene. Successivamente, l’ione nitronio reagisce con il benzene producendo il nitrobenzene.

Nella seconda fase, il nitrobenzene viene ridotto usando acido cloridrico concentrato e stagno, dando luogo all’ione fenilammonio. Quest’ultimo viene trattato con idrossido di sodio per ottenere l’anilina.

Al termine della sintesi, l’anilina deve essere separata da altri composti prodotti durante la reazione, come i composti dello stagno, attraverso distillazione in corrente di vapore e estrazione con solvente.

Bario e i Suoi Sali: Caratteristiche di Solubilità

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Bario e i Suoi Sali: Caratteristiche di Solubilità

Usi e preparazione dei sali di bario più comuni

Il bario è un metallo alcalino-terroso con numero di ossidazione +2. Forma numerosi sali poco solubili, come solfato, ossalato, carbonato, cromato, fluoruro, idrossido, solfito, bromato, iodato e molibdato, con diverse applicazioni e metodi di preparazione.

Il solfato di bario, un pigmento bianco, è impiegato per aumentare la densità dei polimeri, come mezzo di contrasto radiologico e riempitivo. La sua preparazione avviene facendo reagire un sale di bario solubile con acido solforico o un solfato.

L’ossalato di bario, anch’esso di colore bianco, trova impiego nei fuochi pirotecnici per creare un effetto verde. Viene ottenuto dalla reazione di un sale di bario solubile con acido ossalico o un ossalato.

Il carbonato di bario, di colore bianco, è utilizzato nella produzione di vetro, smalti, ceramiche e come additivo antimuffa nelle vernici. La sua preparazione avviene facendo reagire un sale di bario solubile con ione carbonato.

Il cromato di bario, di colore giallo, è impiegato come pigmento per vetro, ceramica e porcellana, oltre che come agente antiossidante. Viene ottenuto dalla reazione di un sale di bario solubile con ione cromato.

Il fluoruro di bario, di colore bianco, è utilizzato nella metallurgia dell’alluminio, saldatura e raffinazione. La sua preparazione avviene facendo reagire un sale di bario solubile con ione fluoruro.

L’idrossido di bario è utilizzato come additivo in materiali termoplastici, nella produzione di saponi e come precursore di altri composti. Può essere ottenuto dalla reazione tra ossido di bario e acqua.

Il bario trova svariate applicazioni in settori diversi, dalle industrie chimiche a quelle manifatturiere, grazie alle caratteristiche dei suoi sali poco solubili.

Reazioni di decomposizione: esempi

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Tipi di Reazioni di Decomposizione e Rispettivi Prodotti

Le reazioni di decomposizione in ambito chimico possono manifestarsi come processi esotermici o endotermici e sono solitamente indicate con la formula generale AB → A + B. Una variante di questo tipo di reazione prevede la formazione di più di due nuove specie, come nel caso della decomposizione della nitroglicerina che produce quattro specie distinte.

Alcuni composti, quando sottoposti a reazioni di decomposizione, generano specifici prodotti. Ecco alcuni esempi di reazioni di decomposizione e i relativi prodotti finali:

–

Clorati

: i clorati si decompongono in sali binari e acqua. Ad esempio, il clorato di potassio si decompone in cloruro di potassio e ossigeno secondo la reazione: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2.
–

Carbonati

: i carbonati si decompongono in ossidi e biossido di carbonio. Un esempio è il carbonato di bario che si decompone in ossido di bario e biossido di carbonio secondo la reazione: BaCO3 → BaO + CO2.
–

Idrossidi

: gli idrossidi si decompongono in ossidi e acqua. Per esempio, l’idrossido di zinco si decompone in ossido di zinco e acqua secondo la reazione: Zn(OH)2 → ZnO + H2O.
–

Acidi Ternari

: gli acidi ternari si decompongono in anidridi e acqua. Ad esempio, l’acido solforico si decompone in anidride solforosa e acqua secondo la reazione: H2SO4 → SO3 + H2O.
–

Acidi Binari

: gli acidi binari si decompongono nei loro elementi. Ad esempio, l’acido cloridrico si decompone in idrogeno e cloro secondo la reazione: 2HCl → H2 + Cl2.
–

Composti Binari

: i composti binari si decompongono nei loro elementi. Ad esempio, il sodio azide si decompone in sodio e azoto secondo la reazione: 2 NaN3 → 2 Na + 3 N2.
–

Peroxidi

: i perossidi si decompongono in ossidi e ossigeno. Per esempio, il perossido di sodio si decompone in ossido di sodio e ossigeno secondo la reazione: 2 Na2O2 → 2 Na2O + O2.

Questi sono solo alcuni esempi di reazioni di decomposizione che evidenziano la varietà di prodotti ottenibili da differenti composti.

Monosaccaridi: Caratteristiche Strutturali e Comportamento Reattivo

Fabrice Deseaux

-

30 Dicembre 2023

0

Monosaccaridi: Caratteristiche Strutturali e Comportamento Reattivo

La struttura e le reazioni dei monosaccaridi

I monosaccaridi sono solidi cristallini che si sciolgono in acqua grazie alla presenza di gruppi -OH. Essendo composti con almeno un carbonio asimmetrico, i monosaccaridi mostrano proprietà ottiche che consentono loro di ruotare la luce polarizzata. Pur essendo principalmente in forma emiacetalica, mantengono un equilibrio con la forma aldeidica o chetonica, mostrando così le tipiche reazioni delle aldeidi e dei chetoni.

In aggiunta, grazie alla presenza del gruppo alcolico, i monosaccaridi possono anche reagire come gli alcoli. Entrambi i gruppi alcolico e aldeidico possono subire ossidazione rapidamente. Per esempio, la reazione con acido nitrico porta all’ossidazione sia del gruppo alcolico primario che di quello aldeidico di un aldoso, generando un acido bicarbossilico.

La reazione di esterificazione del gruppo carbossilico con un gruppo alcolico nel monosaccaride porta alla formazione del lattone. Gli anelli a 6 o 5 membri sono favoriti in questa reazione a causa della tensione dell’anello.

Le reazioni di ossidazione sono spesso impiegate per rilevare la presenza di un gruppo aldeidico in un carboidrato. Per esempio, nel saggio di Tollens, il composto viene trattato con una soluzione ammoniacale contenente ioni Ag+, mentre nel saggio di Fehling, il composto è trattato con una soluzione basica contenente ioni Cu2+. La riduzione del gruppo aldeidico può avvenire per idrogenazione catalitica o con sodio boroidruro.

Il gruppo carbonilico presente nei monosaccaridi rende l’idrogeno legato al carbonio adiacente debolmente acido, causando l’isomerizzazione in ambiente basico, ad esempio, la conversione del glucosio in fruttosio. Un’altra reazione significativa dei monosaccaridi è la conversione del semiacetale in acetale mediante reazione con un acido in ambiente acido, producendo un glicoside con un legame glicosidico.

Queste reazioni e le caratteristiche dei monosaccaridi possono portare alla formazione di numerosi composti organici con importanza biologica e diverse applicazioni industriali.