Θεωρία οξέων και βάσεων. Θεωρία Bronsted-Lowry. Συζευγμένα οξέα και βάσεις Θεωρία Bronsted-Lowry. Συζευγμένα οξέα και βάσεις

Σύμφωνα με τον Lewis, οι όξινες και βασικές ιδιότητες των οργανικών ενώσεων μετρώνται από την ικανότητα αποδοχής ή δωρεάς ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, ακολουθούμενη από το σχηματισμό δεσμού. Ένα άτομο που δέχεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων είναι ένας δέκτης ηλεκτρονίων και μια ένωση που περιέχει ένα τέτοιο άτομο πρέπει να ταξινομηθεί ως οξύ. Ένα άτομο που παρέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων είναι ένας δότης ηλεκτρονίων και μια ένωση που περιέχει ένα τέτοιο άτομο είναι μια βάση.

Συγκεκριμένα, τα οξέα Lewis μπορεί να είναι άτομο, μόριο ή κατιόν: πρωτόνιο, αλογονίδια στοιχείων της δεύτερης και τρίτης ομάδας του Περιοδικού συστήματος, αλογονίδια μετάλλων μεταπτώσεως - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, μέταλλο κατιόντα, θειικός ανυδρίτης - SO3, καρβοκατιόν. Οι βάσεις Lewis περιλαμβάνουν αμίνες (RNH2, R2NH, R3N), αλκοόλες ROH, αιθέρες ROR

Σύμφωνα με τον Bronsted-Lowry, τα οξέα είναι ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο και οι βάσεις είναι ουσίες που δέχονται ένα πρωτόνιο.

Συζευγμένο οξύ και βάση:

HCN (οξύ) και CN- (βάση)

NH3 (βάση) και NH4+ (οξύ)

Η οξεοβασική (ή πρωτολυτική) ισορροπία είναι μια ισορροπία στην οποία συμμετέχει ένα πρωτόνιο (Η +).

HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -

οξύ 2 βάση 1

H 2 O + NH 3 D NH 4 + + OH -.

οξύ 1 βάση 2 συζυγές συζυγές

οξύ 2 βάση 1

7. Τύποι ισομερισμού στην οργανική χημεία. Δομική, χωρική και οπτική ισομέρεια. Χειρικότητα. Συμβατότητα και διαμόρφωση. R,S, Z,E - ονοματολογία.

Υπάρχουν δύο τύποι ισομέρειας: ο δομικός και ο χωρικός (στερεοϊσομέρεια). Τα δομικά ισομερή διαφέρουν μεταξύ τους ως προς τη σειρά των δεσμών των ατόμων σε ένα μόριο, τα στερεο-ισομερή - στη διάταξη των ατόμων στο χώρο με την ίδια τάξη δεσμών μεταξύ τους.

Δομική ισομέρεια: ισομέρεια ανθρακικού σκελετού, ισομέρεια θέσης, ισομέρεια διαφόρων κατηγοριών οργανικών ενώσεων (διαταξική ισομέρεια).

Δομική ισομέρεια

Ισομερισμός του ανθρακικού σκελετού

Η ισομέρεια θέσης οφείλεται στη διαφορετική θέση του πολλαπλού δεσμού, υποκαταστάτη, λειτουργικής ομάδας με τον ίδιο ανθρακικό σκελετό του μορίου:

Χωρική ισομέρεια

Η χωρική ισομέρεια χωρίζεται σε δύο τύπους: τη γεωμετρική και την οπτική.

Η γεωμετρική ισομέρεια είναι χαρακτηριστικό των ενώσεων που περιέχουν διπλούς δεσμούς και κυκλικές ενώσεις. Δεδομένου ότι η ελεύθερη περιστροφή των ατόμων γύρω από έναν διπλό δεσμό ή σε έναν κύκλο είναι αδύνατη, οι υποκαταστάτες μπορούν να βρίσκονται είτε στη μία πλευρά του επιπέδου του διπλού δεσμού ή του κύκλου (θέση cis), είτε σε αντίθετες πλευρές (θέση trans).

Ο οπτικός ισομερισμός εμφανίζεται όταν ένα μόριο είναι ασύμβατο με το είδωλό του σε έναν καθρέφτη. Αυτό είναι δυνατό όταν το άτομο άνθρακα στο μόριο έχει τέσσερις διαφορετικούς υποκαταστάτες. Αυτό το άτομο ονομάζεται ασύμμετρο.

ΧΕΙΡΑΛΙΟΤΗΤΑ, ιδιότητα ενός αντικειμένου να είναι ασύμβατο με την αντανάκλασή του σε έναν ιδανικό επίπεδο καθρέφτη.

Διάφορες χωρικές δομές που προκύπτουν λόγω περιστροφής γύρω από απλούς δεσμούς χωρίς να παραβιάζεται η ακεραιότητα του μορίου (χωρίς να σπάνε χημικοί δεσμοί) ονομάζονται ΣΥΜΜΟΡΦΩΣΕΙΣ.

Η δομή των αλκανίων. Το Sp3 είναι η κατάσταση του άνθρακα. Χαρακτηρισμός δεσμών C-C και C-H. Η αρχή της ελεύθερης περιστροφής. διαμόρφωση. Μέθοδοι αναπαράστασης και ονοματολογία. Φυσικές ιδιότητες των αλκανίων.

Όλα τα άτομα άνθρακα στα μόρια των αλκανίων βρίσκονται σε κατάσταση υβριδισμός sp 3, η γωνία μεταξύ των δεσμών C-C είναι 109 ° 28 ", επομένως, τα μόρια των κανονικών αλκανίων με μεγάλο αριθμό ατόμων άνθρακα έχουν δομή ζιγκ-ζαγκ (ζιγκ-ζαγκ). Το μήκος του δεσμού C-C σε κορεσμένους υδρογονάνθρακες είναι 0,154 nm

Ο δεσμός C-C είναι ομοιοπολικός μη πολικός. Ο δεσμός C-H είναι ομοιοπολικός και ασθενώς πολικός, καθώς τα C και H είναι κοντά σε ηλεκτραρνητικότητα.

Φυσικές ιδιότητες

Υπό κανονικές συνθήκες, τα πρώτα τέσσερα μέλη της ομόλογης σειράς αλκανίων είναι αέρια, τα C 5 - C 17 είναι υγρά και ξεκινώντας από το C 18 είναι στερεά. Τα σημεία τήξης και βρασμού των αλκανίων και οι πυκνότητες τους αυξάνονται με την αύξηση του μοριακού βάρους. Όλα τα αλκάνια είναι ελαφρύτερα από το νερό, αδιάλυτα σε αυτό, αλλά διαλυτά σε μη πολικούς διαλύτες (για παράδειγμα, στο βενζόλιο) και είναι από μόνα τους καλοί διαλύτες.

· Τα σημεία τήξης και βρασμού μειώνονται από λιγότερο διακλαδισμένα σε πιο διακλαδισμένα.

Τα αέρια αλκάνια καίγονται με άχρωμη ή ανοιχτό μπλε φλόγα, απελευθερώνοντας μεγάλες ποσότητες θερμότητας.

Η περιστροφή των ατόμων γύρω από τον δεσμό s δεν θα τον σπάσει. Ως αποτέλεσμα της ενδομοριακής περιστροφής κατά μήκος των δεσμών C–C, τα μόρια αλκανίου, ξεκινώντας από το αιθάνιο C 2 H 6, μπορούν να λάβουν διαφορετικά γεωμετρικά σχήματα.
Διάφορες χωρικές μορφές ενός μορίου, που περνούν η μία μέσα στην άλλη με περιστροφή γύρω από δεσμούς C-C, ονομάζονται διαμορφώσεις ή περιστροφικά ισομερή(conformers).
Τα περιστροφικά ισομερή ενός μορίου είναι οι ενεργειακά άνισες καταστάσεις του. Η αλληλομετατροπή τους γίνεται γρήγορα και συνεχώς ως αποτέλεσμα της θερμικής κίνησης. Επομένως, τα περιστροφικά ισομερή δεν μπορούν να απομονωθούν μεμονωμένα, αλλά η ύπαρξή τους έχει αποδειχθεί με φυσικές μεθόδους.

αλκάνια .
μεθάνιο, αιθάνιο, προπάνιο, βουτάνιο –en

9. Υδρογονάνθρακες. Ταξινόμηση. Περιορίστε τους υδρογονάνθρακες της σειράς μεθανίου. ομόλογες σειρές. Ονοματολογία. Ισομέρεια. Ριζοσπάστες. φυσικές πηγές. Σύνθεση Fischer-Tropsch. Μέθοδοι παρασκευής (από αλκένια, καρβοξυλικά οξέα, παράγωγα αλογόνου, με την αντίδραση Wurtz)

Γενική (γενική) ονομασία κορεσμένων υδρογονανθράκων - αλκάνια .
Τα ονόματα των πρώτων τεσσάρων μελών της ομόλογης σειράς μεθανίου είναι ασήμαντα: μεθάνιο, αιθάνιο, προπάνιο, βουτάνιο . Ξεκινώντας από το πέμπτο όνομα, σχηματίζονται από ελληνικούς αριθμούς με την προσθήκη επιθήματος –en

Οι ρίζες (ρίζες υδρογονάνθρακα) έχουν επίσης τη δική τους ονοματολογία. Οι μονοσθενείς ρίζες ονομάζονται αλκύλια και συμβολίζονται με το γράμμα R ή Alk.
Ο γενικός τύπος τους είναι C n H 2n+ 1 .
Τα ονόματα των ριζών σχηματίζονται από τα ονόματα των αντίστοιχων υδρογονανθράκων αντικαθιστώντας το επίθημα -enστο επίθημα -λάσπη(μεθάνιο - μεθύλιο, αιθάνιο - αιθύλιο, προπάνιο - προπύλιο κ.λπ.).
Οι δισθενείς ρίζες ονομάζονται αλλάζοντας το επίθημα -enστο -υλιδένιο(εξαίρεση αποτελεί η ρίζα μεθυλενίου == CH 2).
Οι τρισθενείς ρίζες έχουν το επίθημα -υλιδίνη

Ισομέρεια. Τα αλκάνια χαρακτηρίζονται από δομικό ισομερισμό. Εάν ένα μόριο αλκανίου περιέχει περισσότερα από τρία άτομα άνθρακα, τότε η σειρά σύνδεσής τους μπορεί να είναι διαφορετική. Ένα από τα ισομερή του βουτανίου ( n-βουτάνιο) περιέχει μια μη διακλαδισμένη ανθρακική αλυσίδα, και η άλλη - ισοβουτάνιο - διακλαδισμένη (ισοδομή).

Η πιο σημαντική πηγή αλκανίων στη φύση είναι το φυσικό αέριο, οι πρώτες ύλες ορυκτών υδρογονανθράκων - το πετρέλαιο και τα συναφή αέρια πετρελαίου.

Η παραγωγή αλκανίων μπορεί να πραγματοποιηθεί με την αντίδραση Wurtz, η οποία συνίσταται στη δράση μεταλλικού νατρίου σε μονοαλογόνα παράγωγα υδρογονανθράκων.
2CH 3 -CH 2 Br (αιθυλοβρωμίδιο) + 2Na -–> CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 3 (βουτάνιο) + 2NaBr

από αλκένια

C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2

Σύνθεση Fischer-Tropsch

nCO + (2n+1)H 2 → C n H 2n+2 + nH 2 O

Ο πίνακας δείχνει ότι αυτοί οι υδρογονάνθρακες διαφέρουν μεταξύ τους στον αριθμό των ομάδων - CH2- Μια τέτοια σειρά παρόμοιων στη δομή, που έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες και διαφέρουν μεταξύ τους στον αριθμό αυτών των ομάδων ονομάζεται ομόλογη σειρά. Και οι ουσίες που το αποτελούν ονομάζονται ομόλογες.

Τύπος	Ονομα
CH 4	μεθάνιο
C 2 H 6	αιθάνιο
C 3 H 8	προπάνιο
C 4 H 10	βουτάνιο
C 4 H 10	ισοβουτάνιο
C 5 H 12	πεντάνιο
C 5 H 12	ισοπεντάνιο
C 5 H 12	νεοπεντάνιο
C 6 H 14	εξάνιο
C 7 H 16	επτάνιο
C 10 H 22	πρύτανης

10. Περιορίστε τους υδρογονάνθρακες (αλκάνια). Χημικές και φυσικές ιδιότητες: αντιδράσεις ριζικής υποκατάστασης. Αλογόνωση, νιτρίωση, σουλφοχλωρίωση, σουλφοξείδωση. Η έννοια των αλυσιδωτών αντιδράσεων.

Φυσικές ιδιότητες

Τα οξέα και οι βάσεις εμφανίζουν τις ιδιότητές τους μόνο παρουσία του άλλου.Καμία ουσία δεν θα δώσει ένα πρωτόνιο εάν δεν υπάρχει δέκτης πρωτονίων - μια βάση στο σύστημα, και το αντίστροφο. σχηματίζουν συζευγμένο ζεύγος οξέος-βάσηςστην οποία όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο αδύναμη είναι η συζευγμένη βάση του και όσο ισχυρότερη είναι η βάση, τόσο ασθενέστερο είναι το συζυγές οξύ του.

Ένα οξύ δίνει ένα πρωτόνιο για να γίνει συζευγμένη βάση και μια βάση δέχεται ένα πρωτόνιο για να γίνει συζευγμένο οξύ. Το οξύ συνήθως συμβολίζεται ως AN και η βάση ως Β.

Για παράδειγμα: HC1- H + + C1 -, το HC1 είναι ένα ισχυρό οξύ. C1 - ιόν - συζευγμένη ασθενής βάση.

CH 3 COOH - CH 3 COO - + H +, CH 3 COOH είναι ένα ασθενές οξύ, και CH 3 COO - είναι μια συζευγμένη ιόντα ισχυρή βάση.

Η γενική άποψη μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

H+¦: A + B H:B+ + A:-

το-τα βάσεις αντιστέκονται. αντιστέκομαι.

to-ta βασικά

Έχουμε ήδη πει ότι οι όξινες ιδιότητες των ενώσεων βρίσκονται μόνο παρουσία μιας βάσης και οι βασικές ιδιότητες - παρουσία ενός οξέος, δηλ. στις ενώσεις υπάρχει μια ορισμένη οξεοβασική ισορροπία, για τη μελέτη της οποίας χρησιμοποιείται ως διαλύτης H 2 O. Σε σχέση με το Η2Ο ως οξύ ή ως βάση, προσδιορίζονται οι ιδιότητες οξέος-βάσης των ενώσεων.

Για ασθενείς ηλεκτρολύτες, η οξύτητα προσδιορίζεται ποσοτικά ΠΡΟΣ ΤΟ ίσοςμια αντίδραση που συνίσταται στη μεταφορά Η + από ένα οξύ σε Η 2 Ο ως βάση.

CH 3 COOH + H 2 O - CH 3 COO - + H 3 O +

σε αυτό το βασικό βασικό οξύ

CH 3 COO - - οξικό ιόν, συζευγμένη βάση.

H 3 O + - ιόν υδρονίου, συζευγμένο οξύ.

Χρησιμοποιώντας την τιμή της σταθεράς ισορροπίας αυτής της αντίδρασης και λαμβάνοντας υπόψη ότι η συγκέντρωση του H 2 O είναι πρακτικά σταθερή, είναι δυνατόν να προσδιοριστεί το γινόμενο K? ονομάζεται σταθερά οξύτητας ΠΡΟΣ ΤΟ οξύτητα (Κ ένα).

Όσο περισσότερο Ka, τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ. Για CH 3 COOH K a \u003d 1,75 10 -5. τέτοιες μικρές τιμές είναι άβολες στην πρακτική εργασία, επομένως το K a εκφράζεται μέσω RK ένα (ρΚ = -?g Κ ένα). Για CH 3 COOH pKa = 4,75. Όσο μικρότερη είναι η τιμή pKa, τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ.

Η αντοχή των βάσεων καθορίζεται από την τιμή του pK ВН +.

Όξινες ιδιότητες οργανικών ενώσεων με λειτουργικές ομάδες που περιέχουν υδρογόνο (αλκοόλες, φαινόλες, θειόλες, καρβοξυλικά οξέα, αμίνες).

οργανικά οξέα

Στις οργανικές ενώσεις, ανάλογα με τη φύση του στοιχείου με το οποίο συνδέεται το H +, διακρίνονται τα ακόλουθα οξέα:

ΑΥΤΟΣ- οξέα (καρβοξυλικά οξέα, φαινόλες, αλκοόλες)

CH -οξέα (υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους)

NH-οξέα (αμίνες, αμίδια, ιμίδια)

SH-οξέα (θειόλες).

Ένα κέντρο οξέος είναι ένα στοιχείο και το σχετικό άτομο υδρογόνου.

Η ισχύς του οξέος θα εξαρτηθεί από σταθερότητα ανιόντων,εκείνοι. από τη συζυγή βάση, η οποία σχηματίζεται όταν το H + αποκολλάται από το μόριο. Όσο πιο σταθερό είναι το ανιόν, τόσο μεγαλύτερη είναι η οξύτητα της ένωσης.

Η σταθερότητα του ανιόντος εξαρτάται από έναν αριθμό παραγόντων που συμβάλλουν στην μετεγκατάσταση φορτίου. Όσο υψηλότερη είναι η μετεγκατάσταση φορτίου, τόσο πιο σταθερό είναι το ανιόν, τόσο ισχυρότερες είναι οι όξινες ιδιότητες.

Παράγοντες που επηρεάζουν τον βαθμό μετεγκατάστασης:

1. Φύση του ετεροατόμου στο κέντρο οξέος
2. Ηλεκτρονικές επιδράσεις ατόμων ριζών υδρογονανθράκων και των υποκαταστατών τους
3. Η ικανότητα των ανιόντων να επιδιαλυτώνονται.
1. Εξάρτηση της οξύτητας από το ετεροάτομο.

Η φύση ενός ετεροατόμου νοείται ως η ηλεκτραρνητικότητα (Ε.Ο.) και η πόλωσή του. Όσο περισσότερο (Ε.Ο.) τόσο πιο εύκολα διεξάγεται το ετερολυτικό χάσμα στο μόριο. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, με αύξηση του φορτίου του πυρήνα, η (Ε.Ο) αυξάνεται, δηλ. την ικανότητα των στοιχείων να συγκρατούν αρνητικό φορτίο. Ως αποτέλεσμα της μετατόπισης της πυκνότητας των ηλεκτρονίων, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων πολώνεται. Όσο περισσότερα ηλεκτρόνια και όσο μεγαλύτερη είναι η ακτίνα του ατόμου, όσο πιο μακριά βρίσκονται τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής ενεργειακής στάθμης από τον πυρήνα, τόσο μεγαλύτερη είναι η πολικότητα και τόσο μεγαλύτερη είναι η οξύτητα.

Παράδειγμα: CH- NH- OH- SH-

αύξηση της Ε.Ο. και οξύτητα

C, N, O - στοιχεία της ίδιας περιόδου. Η Ε.Ο. αυξάνεται με την πάροδο του χρόνου, η οξύτητα αυξάνεται. Σε αυτή την περίπτωση, η πολικότητα δεν θα επηρεάσει την οξύτητα.

Η πολωσιμότητα των ατόμων στην περίοδο ποικίλλει ελαφρώς, επομένως, ο κύριος παράγοντας που καθορίζει την οξύτητα είναι η Ε.Ο.

Τώρα σκεφτείτε το OH-SH-

αυξημένη οξύτητα

O, S - βρίσκονται στην ίδια ομάδα, η ακτίνα στην ομάδα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, επομένως, αυξάνεται και η πολικότητα του ατόμου, γεγονός που οδηγεί σε αύξηση της οξύτητας. Το S έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα από το Ο, επομένως οι θειόλες εμφανίζουν ισχυρότερες όξινες ιδιότητες από τις αλκοόλες.

Συγκρίνετε τρεις ενώσεις: αιθανόλη, αιθανοθειόλη και αμινοαιθανόλη:

H 3 C - CH 2 - ΑΥΤΟΣ, H 3 C - CH 2 - SHκαι H 3 C - CH 2 - NH 2

1. Συγκρίνετε με ριζοσπαστικά - είναι τα ίδια.
2. Από τη φύση του ετεροατόμου στη λειτουργική ομάδα: το S και το O είναι στην ίδια ομάδα, αλλά το S έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα, μεγαλύτερη ικανότητα πόλωσης, επομένως η αιθανοθειόλη έχει ισχυρότερες όξινες ιδιότητες
3. Τώρα ας συγκρίνουμε το O και το N. Το O έχει υψηλότερο EO, επομένως η οξύτητα των αλκοολών θα είναι υψηλότερη.
2. Επίδραση της ρίζας υδρογονάνθρακα και των υποκαταστατών της

Είναι απαραίτητο να επιστήσουμε την προσοχή των μαθητών στο γεγονός ότι οι συγκριτικές ενώσεις πρέπει να έχουν το ίδιο κέντρο οξέος και τον ίδιο διαλύτη.

Υποκαταστάτες απόσυρσης ηλεκτρονίων (ΕΑ).συμβάλλουν στον αποτοπισμό της πυκνότητας των ηλεκτρονίων, γεγονός που οδηγεί στη σταθερότητα του ανιόντος και, κατά συνέπεια, στην αύξηση της οξύτητας.

Υποκαταστάτες δωρητών ηλεκτρονίων (ED).Αντίθετα, συμβάλλουν στη συγκέντρωση της πυκνότητας των ηλεκτρονίων στο όξινο κέντρο, η οποία οδηγεί σε μείωση της οξύτητας και αύξηση της βασικότητας.

Για παράδειγμα: οι μονοϋδρικές αλκοόλες παρουσιάζουν ασθενέστερες όξινες ιδιότητες σε σύγκριση με τις φαινόλες.

Παράδειγμα: H 3 C > CH 2 > OH

1. Το κέντρο οξέος είναι το ίδιο
2. Ο διαλύτης είναι ο ίδιος

Στις μονοϋδρικές αλκοόλες, η πυκνότητα των ηλεκτρονίων μετατοπίζεται από τη ρίζα υδρογονάνθρακα στην ομάδα ΟΗ, δηλ. η ρίζα εμφανίζει επίδραση + I, τότε μια μεγάλη ποσότητα πυκνότητας ηλεκτρονίων συγκεντρώνεται στην ομάδα ΟΗ, με αποτέλεσμα το H + να συνδέεται πιο σταθερά με το Ο και η διάσπαση του δεσμού ΟΗ είναι δύσκολη, επομένως, οι μονοϋδρικές αλκοόλες παρουσιάζουν ασθενή όξινες ιδιότητες.

Στη φαινόλη, αντίθετα, ο δακτύλιος βενζολίου είναι Ε.Α., και η ομάδα ΟΗ είναι Ε.Δ.

Λόγω του γεγονότος ότι η ομάδα υδροξυλίου περιλαμβάνεται στην κοινή σύζευξη p-p με τον δακτύλιο βενζολίου, λαμβάνει χώρα μετεγκατάσταση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο της φαινόλης και αυξάνεται η οξύτητα, tk. η σύζευξη συνοδεύεται πάντα από αύξηση των όξινων ιδιοτήτων.

Μια αύξηση της ρίζας υδρογονάνθρακα στα μονοκαρβοξυλικά οξέα επηρεάζει επίσης την αλλαγή στις ιδιότητες του οξέος και όταν εισάγονται υποκαταστάτες στον υδρογονάνθρακα, οι ιδιότητες του οξέος αλλάζουν.

Παράδειγμα:στα καρβοξυλικά οξέα, κατά τη διάσταση, σχηματίζονται καρβοξυλικά ιόντα - τα πιο σταθερά οργανικά ανιόντα.

Στο καρβοξυλικό ιόν, το αρνητικό φορτίο που οφείλεται στη σύζευξη p, p κατανέμεται εξίσου μεταξύ δύο ατόμων οξυγόνου, δηλ. είναι αποεντοπισμένο και, κατά συνέπεια, λιγότερο συμπυκνωμένο· επομένως, το κέντρο οξέος στα καρβοξυλικά οξέα είναι ισχυρότερο από ό,τι στις αλκοόλες και τις φαινόλες.

Με αύξηση της ρίζας υδρογονάνθρακα, που παίζει το ρόλο της Ε.Δ. η οξύτητα των μονοκαρβοξυλικών οξέων μειώνεται λόγω μείωσης του q + στο άτομο άνθρακα της καρβοξυλικής ομάδας. Επομένως, στην ομόλογη σειρά οξέων, το μυρμηκικό οξύ είναι το ισχυρότερο.

Με την εισαγωγή της Ε.Α. υποκαταστάτης σε μια ρίζα υδρογονάνθρακα, όπως το χλώριο - η οξύτητα της ένωσης αυξάνεται, επειδή Λόγω του φαινομένου -I, η πυκνότητα ηλεκτρονίων αποεντοπίζεται και το q + στο άτομο C της καρβοξυλικής ομάδας αυξάνεται, επομένως, σε αυτό το παράδειγμα, το τριχλωροξικό οξύ θα είναι το ισχυρότερο.

3. Επίδραση του διαλύτη.

Η αλληλεπίδραση μορίων ή ιόντων μιας διαλυμένης ουσίας με έναν διαλύτη ονομάζεται διεργασία λύσεως.Η σταθερότητα ενός ανιόντος εξαρτάται ουσιαστικά από τη διαλυτοποίησή του στο διάλυμα: όσο περισσότερο το ιόν επιδιαλυτώνεται, τόσο πιο σταθερό είναι και όσο μεγαλύτερη είναι η διαλυτότητα, τόσο μικρότερο είναι το μέγεθος του ιόντος και τόσο μικρότερη είναι η μετεγκατάσταση του αρνητικού φορτίου σε αυτό.

Διάλεξη #4

ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ

Θεωρία πρωτονίων οξέων και βάσεων του Bronsted.
Ταξινόμηση οξέων και βάσεων κατά Bronsted.
Επίδραση δομικών παραγόντων στην οξύτητα και τη βασικότητα.
Οξέα και βάσεις Lewis. Η θεωρία των σκληρών και μαλακών οξέων και βάσεων.

Αυτή τη στιγμή υπάρχουν δύο κύριες
θεωρίες οξέων και βάσεων: η θεωρία Bronsted και η θεωρία Lewis.

Θεωρία πρωτονίων οξέων και
χώρους του Bronsted

Bronsted οξέα -εμετά οι συνδέσεις
ικανοί να δωρίσουν ένα πρωτόνιο (δότες πρωτονίων).

Ίδρυση του Bronsted -είναι ενώσεις που μπορούν να δεχτούν ένα πρωτόνιο
(δέκτες πρωτονίων). Για να αλληλεπιδράσει με ένα πρωτόνιο, η βάση πρέπει να έχει
ένα ελεύθερο ζεύγος ηλεκτρονίων ή ηλεκτρονίων δεσμού p.

Τα οξέα και οι βάσεις σχηματίζουν συζυγή
ζεύγη οξέος-βάσης, για παράδειγμα:

Γενικά :

Η ισχύς του οξέος ΗΑ θα εξαρτηθεί από την ισχύ της βάσης
: V. Επομένως, για να δημιουργηθεί μια ενιαία κλίμακα, η αντοχή των οξέων και των βάσεων του Bronsted
προσδιορίζεται σε σχέση με το νερό, το οποίο είναι μια αμφοτερική ένωση και μπορεί
παρουσιάζουν τόσο όξινες όσο και βασικές ιδιότητες.

Η ισχύς των οξέων καθορίζεται από τη σταθερά ισορροπίας
οι αλληλεπιδράσεις τους με το νερό ως βάση, για παράδειγμα:

CH 3 COOH + H 2 O  CH 3 COO - + H 3 O +

Αφού σε αραιά διαλύματα
=const, τότε μπορεί να προστεθεί σε
σταθερά ισορροπίας, η οποία ονομάζεται σταθερά οξύτητας:

Στην πράξη, οι τιμές χρησιμοποιούνται συχνά
pK a = - lg K α . Πως
μικρότερη τιμή pKένα, τόσο πιο δυνατός
οξύ.

Η αντοχή των βάσεων καθορίζεται από τη σταθερά
ισορροπία της αλληλεπίδρασής τους με το νερό ως οξύ:

RNH 2 + H 2 O  RNH 3 + + OH -

—
σταθερά βασικότητας.

Για συζευγμένα οξέα και βάσεις
κ a K b =K W . Έτσι, σε
συζευγμένο ζεύγος οξέος-βάσης, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο αδύναμη η βάση και
αντίστροφα. Η αντοχή της βάσης συχνά εκφράζεται όχι από τη σταθερά βασικότητας, αλλά από τη σταθερά
οξύτητα του συζυγούς οξέος.
Για παράδειγμα, για τη βάση RNH 2 μέγεθος είναι
σταθερά οξύτητας συζευγμένου οξέος:

RNH 3 + + H 2 O  RNH 2 + H 3 O +

Στην πράξη, η τιμή χρησιμοποιείται συχνά . Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή, τόσο
ισχυρότερη βάση.

Βιολογική ταξινόμηση
οξέα και βάσεις

Τα οξέα και οι βάσεις Bronsted ταξινομούνται σύμφωνα με
τη φύση του ατόμου σε όξινο ή βασικό κέντρο.

Ανάλογα με τη φύση του στοιχείου με το οποίο
δεσμευμένα σε πρωτόνια, υπάρχουν τέσσερις κύριοι τύποι οργανικών οξέων
Bronsted:

Ο-Η - οξέα- καρβοξυλικά οξέα,
αλκοόλες, φαινόλες?
S-H - οξέα- θειόλες;
Ν-Η - οξέα- αμίνες, αμίδια,
ιμίδια?
C-H - οξέα— υδρογονάνθρακες και τους
παράγωγα.

Εξαρτάται από
τη φύση του ατόμου, στο μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων του οποίου είναι συνδεδεμένο ένα πρωτόνιο,
Τα Bronsted foundation χωρίζονται σε τρεις κύριους τύπους:

βάσεις αμμωνίου- αμίνες,
νιτρίλια, ετεροκυκλικές ενώσεις που περιέχουν άζωτο.
βάσεις οξωνίου- αλκοόλες,
αιθέρες, αλδεΰδες, κετόνες, καρβοξυλικά οξέα και τα λειτουργικά τους
παράγωγα;
βάσεις σουλφονίου- θειόλες,
σουλφίδια.

ειδικού τύπου
Οι λόγοι του Bronsted αντιπροσωπεύουνΠ - βάσεις στις οποίες βρίσκεται το κέντρο της βασικότητας
ηλεκτρόνιαΠ - επικοινωνίες
(αλκένια, αρένες).

Επίδραση δομικών παραγόντων στην
σχετική ισχύς οξέων και βάσεων

Προσδιορίζεται η ισχύς ενός οξέος ή μιας βάσης
η θέση ισορροπίας της αλληλεπίδρασης οξέος-βάσης και εξαρτάται από τη διαφορά
ελεύθερες ενέργειες αρχικών και τελικών ενώσεων. Ως εκ τούτου, οι παράγοντες που
σταθεροποίηση της συζυγούς βάσης σε μεγαλύτερο βαθμό από το οξύ, αύξηση
οξύτητα και μείωση της βασικότητας. Παράγοντες που σταθεροποιούνται κυρίως
ένα οξύ σε σύγκριση με μια βάση ενεργεί προς την αντίθετη κατεύθυνση.
Δεδομένου ότι οι συζευγμένες βάσεις συνήθως φέρουν αρνητικό φορτίο, τότε
παράγοντες σταθεροποίησης ανιόντων συμβάλλουν στην αύξηση της οξύτητας.

Η επίδραση της δομής στην αντοχή των οξέων και
λόγους.

Bronsted οξέα.

Η ισχύς ενός οξέος εξαρτάται από τη φύση του ατόμου στο
κέντρο οξέος και το δομικό του περιβάλλον.

Για την εκτίμηση της σχετικής ισχύος των οξέων, είναι σημαντικά τα ακόλουθα:
χαρακτηριστικά ενός ατόμου σε όξινο κέντρο όπως η ηλεκτραρνητικότητα του και
πόλωσης.

Άλλα πράγματα είναι ίσα, για στοιχεία του ίδιου
περίοδο με αύξηση της ηλεκτραρνητικότητας του ατόμου, της οξύτητας των ενώσεων
αυξάνεται, αφού η υψηλή ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου στο κέντρο του οξέος
σταθεροποιεί το ανιόν που σχηματίζεται κατά την απομάκρυνση ενός πρωτονίου. Ναι, οξύτητα.
μειώνεται στη σειρά:

OH-οξέα> NH-οξέα>
CH-οξέα

	CH 3 O-H	CH 3 NH-H	CH 3 CH 2 -H
pK α	16	30	40

Η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου εξαρτάται όχι μόνο από
από τη φύση του, αλλά και από το είδος του υβριδισμού και αυξάνεται με την αύξηση
s-χαρακτήρας υβριδικών τροχιακών. Ταυτόχρονα αυξάνεται η οξύτητα
συνδέσεις:

Η αύξηση της οξύτητας των ενώσεων, παρά
μια μείωση της ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων σε μια υποομάδα σχετίζεται με την αύξηση τους
πολωτικότητας καθώς αυξάνεται η ακτίνα του ατόμου. Μεγάλη πολωσιμότητα του ατόμου
συμβάλλει στην καλύτερη μετατόπιση του αρνητικού φορτίου και αυξημένη σταθερότητα
συζευγμένη βάση.

Με την ίδια φύση του ατόμου με οξύ
στο κέντρο, η ισχύς ενός οξέος καθορίζεται από το δομικό του περιβάλλον. Αύξηση δύναμης
Το οξύ προάγει τον αποτοπισμό του αρνητικού φορτίου στη συζυγή βάση
(ανιόν) και η διασπορά του σε περισσότερα άτομα.

Έτσι, τα καρβοξυλικά οξέα είναι ένα από τα ισχυρότερα
οργανικά οξέα. Η δύναμή τους οφείλεται στη σταθεροποίηση του καρβοξυλικού ανιόντος για
μετεγκατάσταση του αρνητικού φορτίου στο συζευγμένο σύστημα. Σαν άποτέλεσμα
το αρνητικό φορτίο στο καρβοξυλικό ανιόν διασκορπίζεται μεταξύ δύο ατόμων
οξυγόνο και οι δύο δεσμοί C-O είναι απολύτως ισοδύναμοι:

Οι φαινόλες είναι ισχυρότερα οξέα από
αλκοόλες, λόγω σταθεροποίησης συντονισμού του φαινολικού ανιόντος, αρνητικό φορτίο
το οποίο αποτοπίζεται κατά μήκος του αρωματικού δακτυλίου:

Ως αποτέλεσμα, η ισχύς των οργανικών ΟΗ-οξέων
μπορεί να τοποθετηθεί με την ακόλουθη σειρά:

	ROH		H2O		ArOH		RCOOH
pK α	16-17		15,7		8-11		4-5

Η εισαγωγή ενός υποκαταστάτη στο δεσμευμένο σε οξύ
το κέντρο της ρίζας υδρογονάνθρακα επηρεάζει την ισχύ του οξέος. απόσυρση ηλεκτρονίων
οι υποκαταστάτες αυξάνουν και η δωρεά ηλεκτρονίων μειώνει την οξύτητα. Επιρροή
Οι υποκαταστάτες που αποσύρουν ηλεκτρόνια σχετίζεται με την ικανότητά τους να μετατοπίζονται
αρνητικό φορτίο και πλέον
σταθεροποίηση της συζυγούς βάσης (ανιόν). Επίδραση δότη ηλεκτρονίων
υποκαταστάτες, αντίθετα, οδηγεί σε αποσταθεροποίηση του ανιόντος.

Αυξάνονται οι υποκαταστάτες απόσυρσης ηλεκτρονίων
ισχύς αλειφατικών και αρωματικών καρβοξυλικών οξέων, δότης ηλεκτρονίων
Οι υποκαταστάτες δρουν προς την αντίθετη κατεύθυνση:

	Cl-CH2-COOH	H-COOH	CH 3 -COOH
pK α	2,8	3,7	4,7


	+Μ > -Ι		-Μ και -Ι
pK α	4,47	4,20	3,43

Οι υποκαταστάτες έχουν παρόμοια επίδραση στο
οξύτητα των αλκοολών και των φαινολών.

Ίδρυση του Bronsted.

Με το ίδιο δομικό περιβάλλον για
στοιχεία της ίδιας περιόδου με αύξηση της ηλεκτραρνητικότητας του ατόμου στο κύριο
το κέντρο της βασικότητας των ενώσεων μειώνεται:

βάσεις αμμωνίου > βάσεις οξωνίου Είμαι

	ROH	RNH 2
	~2	~10

Η μείωση της βασικότητας οφείλεται στο γεγονός ότι περισσότερο
ένα ηλεκτραρνητικό άτομο κρατά πιο σταθερά το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων,
που πρέπει να δώσει για να σχηματίσει δεσμό με το πρωτόνιο.

Αυξήσεις στον χαρακτήρα s των υβριδικών τροχιακών
οδηγεί σε μείωση της βασικότητας:

Για στοιχεία μιας υποομάδας με αύξηση
Η βασική φόρτιση μειώνεται:

βάσεις οξωνίου > σουλφόνιο
λόγους

Εισαγωγή υποκαταστατών που δότες ηλεκτρονίων
αυξάνει, και η εισαγωγή του ηλεκτροδέκτη - μειώνει τη βασικότητα. Ετσι,
οι υποκαταστάτες που δότες ηλεκτρονίων αυξάνουν τη βασικότητα των αλειφατικών και
αρωματικές αμίνες, αυξάνοντας την τάση του ζεύγους ηλεκτρονίων του αζώτου να επιτίθεται
πρωτόνιο. Αντιθέτως, οι υποκαταστάτες που αφαιρούν ηλεκτρόνια μειώνουν την πυκνότητα των ηλεκτρονίων
μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων αζώτου και το καθιστούν λιγότερο επιρρεπές σε επιθέσεις
πρωτόνιο:


		9,2	10,6	10,7

Εάν ένα ελεύθερο ζεύγος ηλεκτρονίων αζώτου είναι μέσα
σύζευξη με διπλό δεσμό ή αρωματικό δακτύλιο, η βασικότητα μειώνεται.
Έτσι, στην ανιλίνη, ένα ελεύθερο ζεύγος ηλεκτρονίων αζώτου συζευγνύεται με ένα αρωματικό
δαχτυλίδι.

Η πρωτονίωση της ανιλίνης οδηγεί σε παραβίαση
σύζευξη και είναι ενεργειακά λιγότερο ευνοϊκή από την πρωτονίωση του αλειφατικού
αμίνες.


	10,6	4,6	0,9

Τα αμίδια των καρβοξυλικών οξέων είναι πολύ αδύναμα
βάσεις λόγω της σύζευξης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων αζώτου με μια καρβονυλική ομάδα. V
Ως αποτέλεσμα, το άτομο αζώτου αποκτά μερικό θετικό και το άτομο οξυγόνου -
μερικό αρνητικό φορτίο και η πρωτονίωση των αμιδίων συμβαίνει, κατά κανόνα,
από άτομο οξυγόνου.

Βασικότητα ετεροκυκλικού που περιέχει άζωτο
Οι ενώσεις καθορίζονται επίσης από τη διαθεσιμότητα ενός ζεύγους ηλεκτρονίων αζώτου για επίθεση
πρωτόνιο. Οι ετερόκυκλοι που περιέχουν κορεσμένο άζωτο έχουν υψηλή βασικότητα, σε
στην οποία το άτομο αζώτου βρίσκεται στην κατάσταση sp 3 -παραγωγή μικτών γενών. Βασικότητα του ατόμου αζώτου του πυριδινίου
(sp 2 υβριδοποίηση) παρακάτω. Τελικά,
το άτομο αζώτου της πυρρόλης πρακτικά στερείται βασικών ιδιοτήτων, δεδομένου ότι
πρωτονίωση σημαίνει την καταστροφή ενός αρωματικού ετεροκυκλικού
συστήματα:


pK α	11,27	5,2	— 0.3

Οξέα και βάσεις
Λουδοβίκος

Ο J. Lewis πρότεινε μια γενικότερη θεωρία
οξέα και βάσεις.

Θεμέλια Lewisείναι οι δωρητές του ζευγαριού
ηλεκτρόνια (αλκοόλες, αλκοολικά ανιόντα, αιθέρες, αμίνες κ.λπ.)

Οξέα Lewis -αυτοί είναι οι αποδέκτες του ζευγαριού
ηλεκτρόνια, εκείνοι. ενώσεις που έχουν
κενό τροχιακό (ιόντα υδρογόνου και κατιόντα μετάλλων: Η + ,
Ag + , Na + , Fe 2+ ;
αλογονίδια στοιχείων της δεύτερης και τρίτης περιόδου BF 3 ,
AlCl3, FeCl3, ZnCl2 ; αλογόνα; ενώσεις κασσίτερου και θείου:
SnCl 4, SO3).

Έτσι, τα θεμέλια των Bronsted και Lewis είναι −
είναι τα ίδια σωματίδια. Ωστόσο, σύμφωνα με τον Bronsted, βασικότητα είναι η ικανότητα
συνδέστε μόνο ένα πρωτόνιο, ενώ η βασικότητα του Lewis είναι περισσότερο
ευρύ και σημαίνει την ικανότητα αλληλεπίδρασης με οποιοδήποτε σωματίδιο που έχει
χαμηλό τροχιακό ελεύθερο τροχιακό.

Η αλληλεπίδραση οξέος-βάσης Lewis είναι
αλληλεπίδραση δότη-δέκτη και οποιαδήποτε ετερολυτική αντίδραση μπορεί να είναι
αντιπροσωπεύουν ως την αλληλεπίδραση ενός οξέος Lewis και μιας βάσης Lewis:

Μια ενιαία κλίμακα για τη σύγκριση της ισχύος των οξέων και
Οι βάσεις Lewis δεν υπάρχουν, αφού η σχετική ισχύς τους θα εξαρτηθεί από
ποια ουσία λαμβάνεται ως πρότυπο (για οξέα και βάσεις του Bronsted όπως
το νερό είναι το πρότυπο). Για την αξιολόγηση της ευκολίας ροής της οξεοβασικής
αλληλεπίδραση σύμφωνα με τον Lewis R. Pearson πρότεινε μια ποιοτική θεωρία
«σκληρά» και «μαλακά» οξέα και βάσεις.

Άκαμπτες βάσειςέχουν υψηλή
ηλεκτραρνητικότητα και χαμηλή πόλωση. Είναι δύσκολο να οξειδωθούν. Δικα τους
τα υψηλότερα κατειλημμένα μοριακά τροχιακά (HOMO) έχουν χαμηλή ενέργεια.

Μαλακό έδαφοςέχουν χαμηλά
ηλεκτραρνητικότητα και υψηλή πολικότητα. Οξειδώνονται εύκολα. Τα υψηλότερα τους
Τα κατεχόμενα μοριακά τροχιακά (HOMO) έχουν υψηλή ενέργεια.

Σκληρά οξέαέχουν υψηλή
ηλεκτραρνητικότητα και χαμηλή πόλωση. Είναι δύσκολο να ανακτηθούν. Δικα τους
τα χαμηλότερα ελεύθερα μοριακά τροχιακά (LUMO) έχουν χαμηλή ενέργεια.

Μαλακά οξέαέχουν χαμηλό
ηλεκτραρνητικότητα και υψηλή πολικότητα. Είναι εύκολο να ανακτηθούν.
Τα χαμηλότερα ελεύθερα μοριακά τροχιακά τους (LUMOs) είναι υψηλής ενέργειας.

Το πιο σκληρό οξύ
H + , το πιο απαλό
CH 3 Hg + . Πλέον
άκαμπτες βάσεις - F- και
ω- , το πιο απαλό
Εγώ- και Ν - .

Πίνακας 5. Σκληρά και μαλακά οξέα
και θεμέλια.

Ακαμπτος	Ενδιάμεσος	Μαλακός
οξέα
H + , Na + , K + , Mg 2+, Ca 2+, Al 3+, Fe 3+, BF 3 , AlCl 3 , RC + = Ο	Cu 2+, Fe 2+, Zn2+, R3C+	Ag +, Hg 2+, Ι 2
Θεμέλια
H 2 O, OH - , F - , ROH, RO -, R 2 O, NH 3, RNH 2	ArNH 2, Br -, C 5 H 5 N	R 2 S, RSH, RS - , I - , H - , C 2 H 4 , C 6 H 6

Αρχή των σκληρών και μαλακών οξέων και βάσεων
Pearson (αρχή GIC):

Σκληρά οξέα κυρίως
αντιδρούν με σκληρές βάσεις και μαλακά οξέα με μαλακά
λόγους.

Αυτό εκφράζεται σε υψηλούς ρυθμούς αντίδρασης και σε
ο σχηματισμός πιο σταθερών ενώσεων, αφού η αλληλεπίδραση μεταξύ στεν
τα τροχιακά είναι πιο ενεργειακά αποδοτικά από την αλληλεπίδραση μεταξύ τροχιακών,
σημαντικά διαφορετικά σε ενέργεια.

Η αρχή GMLC χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό
κυρίαρχη κατεύθυνση των ανταγωνιστικών διαδικασιών (αντιδράσεις εξάλειψης και
πυρηνόφιλη υποκατάσταση, αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αμφιστά πυρηνόφιλα). Για
στοχευμένη δημιουργία αποτοξινωτικών και φαρμάκων.

Σύμφωνα με τη θεωρία Lowry-Bronsted, τα οξέα είναι ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο, οι βάσεις είναι ουσίες που δέχονται ένα πρωτόνιο:

Αν το Β είναι ισχυρή βάση, τότε είναι ασθενές οξύ. Με τη βοήθεια, μπορείτε να χαρακτηρίσετε το βαθμό διάστασης ενός οξέος ή ενός συζυγούς οξέος Μαζί με τη σταθερά οξύτητας υπάρχει και η έννοια της σταθεράς βασικότητας και η αντίστοιχη

Σύμφωνα με τη θεωρία Lewis, τα οξέα είναι ενώσεις που μπορούν να δεχτούν, οι βάσεις μπορούν να δώσουν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Με μια ευρεία έννοια, τα οξέα είναι ενώσεις που παρέχουν ένα κατιόν, σε μια συγκεκριμένη περίπτωση, ένα πρωτόνιο, ή δέχονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με ένα άτομο ή μια ομάδα ατόμων κ.λπ.).

Οι βάσεις δέχονται ένα κατιόν, σε μια συγκεκριμένη περίπτωση, ένα πρωτόνιο ή παρέχουν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με ένα άτομο ή μια ομάδα ατόμων

Η οξύτητα ή η βασικότητα μιας ουσίας εκδηλώνεται στη διαδικασία αλληλεπίδρασης με μια άλλη ουσία, ιδιαίτερα με έναν διαλύτη, και επομένως είναι σχετική.

Πολλές ουσίες έχουν αμφοτερικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, το νερό, οι αλκοόλες και τα οξέα είναι ικανά να δώσουν ένα πρωτόνιο όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις και να το δέχονται με οξέα. Ελλείψει οξέων και βάσεων, η διπλή φύση τέτοιων ενώσεων εκδηλώνεται στην αυτοπρωτόλυση:

Η διάσταση ενός οξέος σε έναν διαλύτη σημαίνει τη μεταφορά ενός πρωτονίου στον διαλύτη:

Από αυτή την άποψη, η ισχύς του οξέος εκφράζεται από τη σταθερά διάστασης, η οποία είναι χαρακτηριστική μόνο για έναν δεδομένο διαλύτη. Η μεταφορά πρωτονίων λαμβάνει χώρα μόνο σε διαλύτες υψηλής ιονισμού και διαλυτοποίησης, όπως το νερό.

Ο βαθμός διάστασης οξέος κατά τη μετάβαση από ένα υδατικό μέσο σε ένα οργανικό μειώνεται κατά 4-6 τάξεις μεγέθους.

Οι διαλύτες με ισχυρή διαλυτοποίηση και ιονισμό εξουδετερώνουν την ισχύ των οξέων, ενώ οι μη πολικοί και οι διαλύτες χαμηλού ηλίου, που αλληλεπιδρούν μαζί τους στο επίπεδο των δεσμών υδρογόνου, έχουν διαφοροποιητική επίδραση. Στην τελευταία περίπτωση, οι διαφορές στην αντοχή των οξέων γίνονται πιο σημαντικές.

Σε αδρανείς, μη πολικούς διαλύτες, η πιθανότητα αποκόλλησης πρωτονίων είναι πολύ μικρή, αν και λόγω των εσωτερικών ηλεκτρονικών επιδράσεων, ο δεσμός μπορεί να είναι πολύ πολωμένος. Κάτω από αυτές τις συνθήκες, οι όξινες ιδιότητες εκδηλώνονται σε αυτό-σύνδεση μορίων ΗΑ ή σε συνδυασμό με δέκτες πρωτονίων, βάσεις. Στην τελευταία περίπτωση, το μέτρο της οξύτητας είναι η σταθερά συσχέτισης με κάποια βάση που επιλέγεται ως πρότυπο. Για παράδειγμα, η σταθερά σύνδεσης του βενζοϊκού οξέος και της διφαινυλγουανιδίνης στο βενζόλιο είναι

Η ισχύς πρωτονίωσης ενός οξέος εκφράζεται επίσης ως προς τη συνάρτηση οξύτητας, η οποία χαρακτηρίζει την κατάσταση ισορροπίας κατά τη συμπλοκοποίηση οξέων και βάσεων σε οργανικούς διαλύτες. Οι πιο συχνά χρησιμοποιούμενες βάσεις είναι δείκτες που αλλάζουν χρώμα ανάλογα με την ισχύ του οξέος, γεγονός που καθιστά δυνατή τη μελέτη του συστήματος με φασματοσκοπικές μεθόδους. Σε αυτή την περίπτωση, είναι σημαντικό οι ζώνες της σχετικής ελεύθερης βάσης να αναγνωρίζονται στο φάσμα.

Έτσι, σε ένα εισαγωγικό μέσο, τα οξέα και οι βάσεις σχηματίζουν διαλυτωμένα ιόντα, σε ένα οργανικό μέσο, ζεύγη ιόντων και τα συναφή τους.

Κοντά στην έννοια της συσχέτισης είναι η έννοια του σχηματισμού συμπλόκου: λόγω των αλληλεπιδράσεων δότη-δέκτη και δοτική, τα σύμπλοκα ηλεκτρονίων-δότη-δέκτη, που ονομάζονται επίσης σύμπλοκα μεταφοράς φορτίου, μπορούν να σχηματιστούν από ιόντα και μόρια.

Τύποι δοτών ηλεκτρονίων: Ι) ενώσεις με ετεροάτομα. που περιέχει μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, αιθέρων, αμινών, σουλφιδίων, ιωδιδίων κ.λπ. Για παράδειγμα: διαιθυλαιθέρας otlampn. ldmethylsulfpd τριφαινυλο-φωσφινο-προπυλο ιωδίδιο

2) ενώσεις που περιέχουν -δεσμεύει αιθυλένιο, ακετυλένια, βενζόλιο και τα παράγωγά του, άλλα αρωματικά συστήματα.

3) ενώσεις ικανές να μεταφέρουν ηλεκτρόνια - δεσμούς αλκάνια, κυκλοαλκάνια:

Τύποι δεκτών ηλεκτρονίων: 1) μεταλλικές ενώσεις που περιέχουν ένα κενό τροχιακό (Κ-τροχιακό): αλογονίδια κ.λπ., μεταλλικά ιόντα

2) ενώσεις ικανές να δέχονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ανά κενά αντιδεσμικά αλογόνα, μικτά αλογόνα

3) ενώσεις με δεσμούς με ισχυρά ηλεκτραρνητικούς υποκαταστάτες που συμμετέχουν στο σχηματισμό συμπλόκου λόγω χαλάρωσης του τετρακυανοαιθυλενίου τρινιτροβενζολίου

Έτσι, είτε ο δότης μπορεί να αλληλεπιδράσει με τον κενό δέκτη, σχηματίζοντας ένα νέο MO με μείωση της ενέργειας του συστήματος:

Στην οργανική χημεία, τα -συμπλέγματα έχουν τη μεγαλύτερη σημασία και τα -συμπλέγματα χαρακτηρίζονται από σταθερές αστάθειας, που είναι, στην πραγματικότητα, οι σταθερές διάστασής τους.

Οι σταθερές διάστασης και συσχέτισης οξέων και βάσεων εξακολουθούν να μην περιγράφουν πλήρως τις ιδιότητές τους. Σημαντικό ρόλο στην κατανόηση πολλών χημικών διεργασιών, και ιδιαίτερα του φαινομένου της κατάλυσης, έπαιξε η έννοια των σκληρών και μαλακών οξέων και βάσεων (η αρχή

GMCCO). Σύμφωνα με αυτή την ιδέα, τα σχετικά οξέα και βάσεις αλληλεπιδρούν πιο αποτελεσματικά: ένα μαλακό οξύ με μια μαλακή βάση, ένα σκληρό οξύ με μια σκληρή βάση.

Σημάδια σκληρών οξέων και βάσεων (Πίνακας 8): 1) μικρό μέγεθος ιόντος ή μορίου. 2) υψηλή ηλεκτραρνητικότητα. 3) τοπική χρέωση? 4) χαμηλή πολικότητα. 5) τα χαμηλότερα κενά τροχιακά (HVO) οξέων έχουν υψηλή ενέργεια. 6) τα πιο γεμάτα τροχιακά (HOO) των βάσεων έχουν χαμηλή ενέργεια.

Συζευγμένο οξύ και βάση:

HCN (οξύ) και CN- (βάση)

NH3 (βάση) και NH4+ (οξύ)

Η οξεοβασική (ή πρωτολυτική) ισορροπία είναι μια ισορροπία στην οποία συμμετέχει ένα πρωτόνιο (Η +).

HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -

οξύ 2 βάση 1

H 2 O + NH 3 D NH 4 + + OH -.

οξύ 1 βάση 2 συζυγές συζυγές

οξύ 2 βάση 1

Δομική ισομέρεια

Ισομερισμός του ανθρακικού σκελετού