Savak és bázisok elmélete. Bronsted-Lowry elmélet. Konjugált savak és bázisok Bronsted-Lowry elmélet. Konjugált savak és bázisok

Lewis szerint a szerves vegyületek savas és bázikus tulajdonságait az elektronpár befogadási vagy adományozási képességével mérik, majd ezt követi a kötés kialakulása. Az elektronpárt befogadó atom elektronakceptor, és az ilyen atomot tartalmazó vegyületet savnak kell minősíteni. Az elektronpárt biztosító atom elektrondonor, az ilyen atomot tartalmazó vegyület pedig bázis.

Pontosabban, a Lewis-savak lehetnek atomok, molekulák vagy kationok: proton, a periódusos rendszer második és harmadik csoportjának elemeinek halogenidjei, átmeneti fém-halogenidek - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, fém kationok, kénsav-anhidrid - SO3, karbokation. A Lewis-bázisok közé tartoznak az aminok (RNH2, R2NH, R3N), ROH alkoholok, ROR éterek

Bronsted-Lowry szerint a savak olyan anyagok, amelyek képesek protont adni, a bázisok pedig olyan anyagok, amelyek protont fogadnak el.

Konjugált sav és bázis:

HCN (sav) és CN- (bázis)

NH3 (bázis) és NH4+ (sav)

A sav-bázis (vagy protolitikus) egyensúly olyan egyensúly, amelyben egy proton (H +) vesz részt.

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

sav 2 bázis 1

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

sav 1 bázis 2 konjugátum konjugátum

sav 2 bázis 1

7. Az izoméria típusai a szerves kémiában. Szerkezeti, térbeli és optikai izoméria. Kiralitás. Kompatibilitás és konfiguráció. R,S, Z,E - nómenklatúra.

Kétféle izoméria létezik: szerkezeti és térbeli (sztereoizoméria). A szerkezeti izomerek különböznek egymástól a molekulában lévő atomok kötéseinek sorrendjében, a sztereoizomerek - az atomok térbeli elrendezésében, a köztük lévő kötések sorrendjében.

Szerkezeti izoméria: szénváz izoméria, helyzetizoméria, szerves vegyületek különböző osztályainak izomériája (osztályközi izoméria).

Strukturális izoméria

A szénváz izomerizmusa

A pozícióizoméria a molekula azonos szénvázával rendelkező többszörös kötés, szubsztituens, funkciós csoport eltérő helyzetéből adódik:

Térbeli izoméria

A térbeli izoméria két típusra oszlik: geometriai és optikai.

A geometriai izoméria a kettős kötéseket és a ciklusos vegyületeket tartalmazó vegyületekre jellemző. Mivel az atomok szabad forgása kettős kötés körül vagy ciklusban lehetetlen, a szubsztituensek a kettős kötés vagy ciklus síkjának egyik oldalán (cisz-helyzet), vagy ellenkező oldalain (transz-helyzet) helyezkedhetnek el.

Az optikai izoméria akkor fordul elő, ha egy molekula nem kompatibilis a tükörképével. Ez akkor lehetséges, ha a molekulában lévő szénatom négy különböző szubsztituenst tartalmaz. Ezt az atomot aszimmetrikusnak nevezik.

KIRALITÁS, egy tárgy azon tulajdonsága, hogy összeegyeztethetetlen a tükröződésével egy ideális lapos tükörben.

A különböző térbeli struktúrákat, amelyek az egyszerű kötések körüli forgás következtében keletkeznek, anélkül, hogy megsértenék a molekula integritását (a kémiai kötések megszakítása nélkül), KONFORMÁCIÓKNAK nevezzük.

Az alkánok szerkezete. Sp3 a szén állapota. C-C és C-H kötések jellemzése. A szabad forgás elve. konformáció. Ábrázolási módszerek és nómenklatúra. Az alkánok fizikai tulajdonságai.

Az alkánmolekulák összes szénatomja állapotban van sp 3 hibridizáció, a C-C kötések közötti szög 109 ° 28 ", ezért a nagy szénatomszámú normál alkánok molekulái cikk-cakk szerkezetűek (cikkcakk). A telített szénhidrogénekben a C-C kötés hossza 0,154 nm

A C-C kötés kovalens, nem poláris. A C-H kötés kovalens és gyengén poláris, mivel a C és a H elektronegativitása közel van.

Fizikai tulajdonságok

Normál körülmények között az alkánok homológ sorozatának első négy tagja gáz, a C 5-C 17 folyadékok, a C 18-tól kezdve pedig a szilárd anyagok. Az alkánok olvadáspontja és forráspontja, valamint sűrűsége a molekulatömeg növekedésével nő. Minden alkán könnyebb a víznél, nem oldódik benne, de oldódik apoláris oldószerekben (például benzolban), és önmagukban is jó oldószerek.

· Az olvadáspont és a forráspont kevésbé elágazóról elágazóbbra csökken.

A gáznemű alkánok színtelen vagy halványkék lánggal égnek, és nagy mennyiségű hőt bocsátanak ki.

Az atomok forgása az s-kötés körül nem töri meg. A C–C s-kötések mentén végzett intramolekuláris forgás eredményeként az alkánmolekulák a C 2 H 6 etánból kiindulva különböző geometriai alakzatokat ölthetnek.
A molekulák különböző térbeli formáit, amelyek C–C s-kötések körül forgás útján mennek át egymásba, konformációnak, ill. rotációs izomerek(konformerek).
Egy molekula forgási izomerjei energetikailag egyenlőtlen állapotúak. Átalakulásuk gyorsan és folyamatosan megy végbe a hőmozgás következtében. Ezért a rotációs izomerek külön-külön nem izolálhatók, de létezésüket fizikai módszerekkel bizonyították.

alkánok .
metán, etán, propán, bután –hu

9. Szénhidrogének. Osztályozás. Korlátozza a metán sorozat szénhidrogéneit. homológ sorozat. Elnevezéstan. Izomerizmus. Radikálisok. természetes források. Fischer-Tropsch szintézis. Előállítási módszerek (alkénekből, karbonsavakból, halogénszármazékokból, Wurtz-reakcióval)

Telített szénhidrogének általános (általános) neve - alkánok .
A metán homológ sorozatának első négy tagjának neve triviális: metán, etán, propán, bután . Az ötödik névtől kezdve görög számokból képződnek utótag hozzáadásával –hu

A gyököknek (szénhidrogén-gyököknek) is megvan a saját nómenklatúrája. Az egyértékű gyököket ún alkilcsoportok és R vagy Alk betűvel jelöljük.
Általános képletük C n H 2n+ 1 .
A gyökök neveit a megfelelő szénhidrogének nevéből alakítjuk ki az utótag helyettesítésével -en utótaghoz -iszap(metán - metil, etán - etil, propán - propil stb.).
A kétértékű gyököket az utótag megváltoztatásával nevezzük el -en a -ilidén(kivétel a metiléncsoport == CH 2).
A háromértékű gyökök utótaggal rendelkeznek -ilidin

Izomerizmus. Az alkánokat szerkezeti izoméria jellemzi. Ha egy alkán molekula háromnál több szénatomot tartalmaz, akkor ezek kapcsolódási sorrendje eltérő lehet. A bután egyik izomerje ( n-bután) el nem ágazó szénláncot, a másik - izobután - elágazó (izoszerkezetű) szénláncot tartalmaz.

A természetben az alkánok legfontosabb forrása a földgáz, az ásványi szénhidrogén nyersanyagok - olaj és a kapcsolódó kőolajgázok.

Az alkánok előállítása a Wurtz-reakcióval valósítható meg, amely abból áll, hogy a fémes nátriumot szénhidrogének monohalogén származékaira reagáltatják.
2CH 3 -CH 2 Br (etil-bromid) + 2Na -> CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 3 (bután) + 2NaBr

alkénekből

C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2

Fischer-Tropsch szintézis

nCO + (2n+1)H 2 → C n H 2n+2 + nH 2 O

A táblázatból kitűnik, hogy ezek a szénhidrogének a csoportok számában különböznek egymástól - CH2- Az ilyen hasonló szerkezetű, hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkező és a csoportok számában egymástól eltérő sorozatot homológ sorozatnak nevezzük. Az ezt alkotó anyagokat pedig homológoknak nevezzük.

Képlet	Név
CH 4	metán
C 2 H 6	etán
C 3 H 8	propán
C 4 H 10	bután
C 4 H 10	izobután
C5H12	pentán
C5H12	izopentán
C5H12	neopentán
C6H14	hexán
C7H16	heptán
C 10 H 22	dékán

10. Korlátozza a szénhidrogéneket (alkánokat). Kémiai és fizikai tulajdonságok: gyökös szubsztitúciós reakciók. Halogénezés, nitridálás, szulfoklórozás, szulfoxidáció. A láncreakció fogalma.

Fizikai tulajdonságok

A savak és a bázisok csak egymás jelenlétében mutatják meg tulajdonságaikat, egyetlen anyag sem ad protont, ha nincs proton akceptor - bázis a rendszerben, és fordítva. alkotnak konjugált sav-bázis pár amelyben minél erősebb a sav, annál gyengébb a konjugált bázisa, és minél erősebb a bázis, annál gyengébb a konjugált sav.

Egy sav protont adományoz, hogy konjugált bázissá váljon, a bázis pedig protont fogad el, hogy konjugált savvá váljon. A savat általában AN-nak, a bázist pedig B-nek jelölik.

Például: HC1- H + + C1 -, a HC1 erős sav; C1 - ion - konjugált gyenge bázis;

A CH 3 COOH - CH 3 COO - + H +, a CH 3 COOH gyenge sav, a CH 3 COO pedig egy ionkonjugált erős bázis.

Az általános nézet a következőképpen ábrázolható:

H+¦: A + B H:B+ + A:-

to-ta bázisok ellenállnak. ellenáll.

to-ta alapok

Korábban már említettük, hogy a vegyületek savas tulajdonságai csak bázis jelenlétében, a bázikus tulajdonságai pedig sav jelenlétében, azaz sav jelenlétében érhetők el. vegyületekben van egy bizonyos sav-bázis egyensúly, melynek vizsgálatához H 2 O-t használnak oldószerként. A H 2 O mint sav vagy bázis tekintetében a vegyületek sav-bázis tulajdonságait határozzuk meg.

Gyenge elektrolitok esetén a savasságot számszerűsítik NAK NEK egyenlő reakció, amely abból áll, hogy egy savból H +-t H 2 O-ra, mint bázisra viszünk át.

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

ahhoz a bázikus bázishoz

CH 3 COO - - acetát ion, konjugált bázis;

H 3 O + - hidroniumion, konjugált sav.

Ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának értékét felhasználva, és figyelembe véve, hogy a H 2 O koncentrációja gyakorlatilag állandó, meghatározható a K? savassági állandónak nevezzük NAK NEK savasság (K a).

Minél több K a, annál erősebb a sav. CH 3 COOH K esetén a \u003d 1,75 10 -5. az ilyen kis értékek kényelmetlenek a gyakorlati munkában, ezért a K a keresztül fejeződik ki RK a (рК = -?g К a). CH 3COOH esetén pKa = 4,75. Minél kisebb a pKa érték, annál erősebb a sav.

A bázisok erősségét a pK ВН + értéke határozza meg.

Hidrogéntartalmú funkciós csoportokkal rendelkező szerves vegyületek (alkoholok, fenolok, tiolok, karbonsavak, aminok) savas tulajdonságai.

szerves savak

A szerves vegyületekben az elem természetétől függően, amelyhez a H + kapcsolódik, a következő savakat különböztetjük meg:

Ő- savak (karbonsavak, fenolok, alkoholok)

CH - savak (szénhidrogének és származékaik)

NH- savak (aminok, amidok, imidek)

SH- savak (tiolok).

A savközpont egy elem és a hozzá tartozó hidrogénatom.

A sav erőssége attól függ anion stabilitás, azok. a konjugált bázisból, amely akkor keletkezik, amikor a H + leválik a molekuláról. Minél stabilabb az anion, annál nagyobb a vegyület savassága.

Az anion stabilitása számos olyan tényezőtől függ, amelyek hozzájárulnak a töltés delokalizációjához. Minél nagyobb a töltésdelokalizáció, annál stabilabb az anion, annál erősebbek a savas tulajdonságok.

A delokalizáció mértékét befolyásoló tényezők:

1. A heteroatom természete a savcentrumban
2. Szénhidrogén gyökök atomjainak és szubsztituenseinek elektronikus hatásai
3. Az anionok szolvatációs képessége.
1. A savasság függése a heteroatomtól.

A heteroatom természete alatt elektronegativitását (E.O.) és polarizálhatóságát értjük. Minél több (E.O.), annál könnyebben megvalósítható a heterolitikus rés a molekulában. A balról jobbra haladó periódusokban az atommag töltésének növekedésével az (E.O) növekszik, i.e. az elemek azon képessége, hogy negatív töltést tartanak fenn. Az elektronsűrűség eltolódása következtében az atomok közötti kötés polarizálódik. Minél több elektron és minél nagyobb az atom sugara, minél távolabb helyezkednek el a külső energiaszint elektronjai az atommagtól, annál nagyobb a polarizálhatóság és annál nagyobb a savasság.

Példa: CH-NH-OH-SH-

az E.O. növekedése. és a savasság

C, N, O - azonos időszak elemei. E.O. idővel növekszik, a savasság nő. Ebben az esetben a polarizálhatóság nem befolyásolja a savasságot.

Az atomok polarizálhatósága a periódusban kismértékben változik, ezért a savasságot meghatározó fő tényező az E.O.

Most fontolja meg az OH-SH-

fokozott savasság

O, S - ugyanabban a csoportban vannak, a csoportban a sugár felülről lefelé növekszik, ezért az atom polarizálhatósága is nő, ami a savasság növekedéséhez vezet. Az S atomsugara nagyobb, mint az O, így a tiolok erősebb savas tulajdonságokat mutatnak, mint az alkoholok.

Hasonlítson össze három vegyületet: etanolt, etántiolt és aminoetanolt:

H 3 C - CH 2 - Ő, H 3 C - CH 2 - SHés H3C-CH2- NH 2

1. Hasonlítsa össze a gyökök szerint - ugyanazok;
2. A funkciós csoportban lévő heteroatom természeténél fogva: S és O ugyanabban a csoportban van, de S nagyobb atomsugárral, nagyobb polarizálhatósággal, ezért az etántiol erősebb savas tulajdonságokkal rendelkezik.
3. Hasonlítsuk össze az O-t és az N-t. O-nak magasabb az EO-ja, ezért az alkoholok savassága magasabb lesz.
2. A szénhidrogén gyök és szubsztituenseinek hatása

Fel kell hívni a tanulók figyelmét, hogy az összehasonlított vegyületeknek azonos savközépponttal és azonos oldószerrel kell rendelkezniük.

Elektronvonó (EA) szubsztituensek hozzájárulnak az elektronsűrűség delokalizációjához, ami az anion stabilitásához és ennek megfelelően a savasság növekedéséhez vezet.

Elektrondonáló (ED) szubsztituenseképpen ellenkezőleg, hozzájárulnak az elektronsűrűség koncentrációjához a savközpontban, ami a savasság csökkenéséhez és a bázikusság növekedéséhez vezet.

Például: az egyértékű alkoholok gyengébb savas tulajdonságokat mutatnak, mint a fenolok.

Példa: H 3 C > CH 2 > OH

1. A savközéppont ugyanaz
2. Az oldószer ugyanaz

Az egyértékű alkoholokban az elektronsűrűség a szénhidrogén gyökről az OH csoport felé tolódik el, azaz. a gyök + I hatást mutat, ekkor nagy mennyiségű elektronsűrűség koncentrálódik az OH csoporton, aminek következtében a H + erősebben kötődik az O-hoz és az OH kötés nehezen szakad fel, ezért az egyértékű alkoholok gyengén mutatnak savas tulajdonságok.

Ezzel szemben a fenolban a benzolgyűrű E.A., az OH-csoport pedig E.D.

Tekintettel arra, hogy a hidroxilcsoport a benzolgyűrűvel közös p-p konjugációban szerepel, a fenolmolekulában elektronsűrűség-delokalizáció következik be, és a savasság nő, tk. a konjugáció mindig a savas tulajdonságok növekedésével jár együtt.

A szénhidrogén gyök növekedése a monokarbonsavakban a savtulajdonságok változását is befolyásolja, és ha szubsztituenseket viszünk be a szénhidrogénbe, megváltoznak a sav tulajdonságai.

Példa: karbonsavakban a disszociáció során karboxilát ionok képződnek - a legstabilabb szerves anionok.

A karboxilát ionban a p, p-konjugáció miatti negatív töltés egyenlően oszlik el két oxigénatom között, azaz. delokalizált és ennek megfelelően kevésbé koncentrált, ezért a karbonsavakban a savcentrum erősebb, mint az alkoholokban és a fenolokban.

A szénhidrogén gyök növekedésével, amely szerepet játszik az E.D. a monokarbonsavak savassága a karboxilcsoport szénatomján lévő q + csökkenése miatt csökken. Ezért a savak homológ sorozatában a hangyasav a legerősebb.

Az E.A. bemutatkozásával szubsztituens szénhidrogén gyököben, például klórban - a vegyület savassága megnő, mert az -I effektus miatt az elektronsűrűség delokalizálódik és a karboxilcsoport C atomján q + nő, ezért ebben a példában a triklór-ecetsav lesz a legerősebb.

3. Az oldószer hatása.

Az oldott anyag molekuláinak vagy ionjainak kölcsönhatását oldószerrel folyamatnak nevezzük megoldása. Egy anion stabilitása alapvetően az oldatban való szolvatációjától függ: minél jobban szolvatálódik az ion, annál stabilabb, és minél nagyobb a szolvatáció, annál kisebb az ion mérete és annál kisebb a negatív töltés delokalizációja benne.

4. előadás

SZERVES SAVAK ÉS BÁZISOK

Bronsted savak és bázisok protonelmélete.
Savak és bázisok osztályozása Bronsted szerint.
Szerkezeti tényezők hatása a savasságra és a bázikusságra.
Lewis savak és bázisok. Kemény és lágy savak és bázisok elmélete.

Jelenleg két fő
savak és bázisok elméletei: a Bronsted-elmélet és a Lewis-elmélet.

Savak protonelmélete és
Bronsted területén

Bronsted savak - uh majd a kapcsolatokat
képes protont adni (proton donorok).

A Bronsted megalapítása - olyan vegyületek, amelyek képesek protont fogadni
(proton akceptorok). A protonnal való kölcsönhatáshoz az alapnak rendelkeznie kell
szabad elektronpár vagy p-kötés elektron.

A savak és a bázisok konjugátumokat képeznek
sav-bázis párok, például:

Általánosságban :

A HA sav erőssége a bázis erősségétől függ
:V. Ezért, hogy hozzon létre egy egységes skála, erőssége savak és bázisok Bronsted
vízhez viszonyítva határozzuk meg, amely amfoter vegyület és lehet
savas és bázikus tulajdonságokat is mutatnak.

A savak erősségét az egyensúlyi állandó határozza meg
kölcsönhatásaik vízzel mint bázissal, például:

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

Mivel híg oldatokban
=const, akkor hozzá lehet adni
egyensúlyi állandó, amelyet savassági állandónak neveznek:

A gyakorlatban az értékeket gyakran használják
pK a = - lg K a . Hogyan
kisebb pK érték a, annál erősebb
sav.

A bázisok szilárdságát az állandó határozza meg
a vízzel, mint savval való kölcsönhatásuk egyensúlya:

RNH 2 + H 2 O  RNH 3 + + OH -

—
bázikussági állandó.

Konjugált savakhoz és bázisokhoz
K a K b =K W . Így, be
konjugált sav-bázis pár, minél erősebb a sav, annál gyengébb a bázis és
oda-vissza. A bázis erősségét gyakran nem a bázikussági állandóval, hanem az állandóval fejezzük ki
a konjugált sav savassága.
Például az alap RNH esetében 2 nagyságrendje az
konjugált sav savassági állandója:

RNH 3 + + H 2 O  RNH 2 + H 3 O +

A gyakorlatban az értéket gyakran használják . Minél nagyobb az érték, annál
erősebb alap.

Szerves besorolás
savak és bázisok

A Bronsted savakat és bázisokat a szerint osztályozzuk
az atom természete savas vagy bázikus centrumban.

Az elem természetétől függően, amellyel
protonhoz kötött, a szerves savaknak négy fő típusa van
Bronsted:

O-H - savak- karbonsavak,
alkoholok, fenolok;
S-H - savak- tiolok;
N-H - savak- aminok, amidok,
imidek;
C-H - savak— szénhidrogének és azok
származékai.

Attól függően, hogy a
az atom természete, az egyedüli elektronpárhoz, amelyhez proton kapcsolódik,
A Bronsted alapítványok három fő típusra oszthatók:

ammónium bázisok- aminok,
nitrilek, nitrogéntartalmú heterociklusos vegyületek;
oxónium bázisok- alkoholok,
éterek, aldehidek, ketonok, karbonsavak és funkcionális tulajdonságaik
származékok;
szulfóniumbázisok- tiolok,
szulfidok.

speciális típus
Bronsted indoklása azt jelenti p - bázisok, amelyekben a bázikusság középpontja van
elektronok p - kommunikáció
(alkének, arének).

A szerkezeti tényezők hatása a
savak és bázisok relatív erőssége

Meghatározzuk egy sav vagy bázis erősségét
a sav-bázis kölcsönhatás egyensúlyi helyzete és függ a különbségtől
kiindulási és végvegyületek szabad energiái. Ezért azok a tényezők, amelyek
a konjugált bázist nagyobb mértékben stabilizálja, mint a savat, növelje
savasságot és csökkenti a lúgosságot. A stabilizáló tényezők túlnyomórészt
egy sav a bázishoz képest ellenkező irányba hat.
Mivel a konjugált bázisok általában negatív töltést hordoznak, akkor
Az anionstabilizáló faktorok hozzájárulnak a savasság növekedéséhez.

A szerkezet hatása a savak szilárdságára és
okokból.

Bronsted savak.

A sav erőssége az atom természetétől függ
savközpont és szerkezeti környezete.

A savak relatív szilárdságának értékeléséhez a következők fontosak:
a savas centrumban lévő atom jellemzői, mint elektronegativitása és
polarizálhatóság.

Ha más dolgok azonosak, ugyanazon elemek esetében
periódusban az atom elektronegativitásának, a vegyületek savasságának növekedésével
növekszik, mivel az atom magas elektronegativitása a savközpontban
stabilizálja a proton eliminációja során keletkező aniont. Igen, savasság.
csökken a sorozatban:

OH-savak> NH-savak>
CH-savak

	CH3O-H	CH3NH-H	CH3CH2-H
pK a	16	30	40

Egy atom elektronegativitása nemcsak attól függ
természetétől, hanem a hibridizáció típusától is és a növekedéssel növekszik
hibrid pályák s-karakterét. Ugyanakkor a savasság növekszik
csatlakozások:

A vegyületek savasságának növekedése, annak ellenére
egy alcsoportba tartozó atomok elektronegativitásának csökkenése összefüggésbe hozható azok növekedésével
polarizálhatósága az atom sugarának növekedésével. Az atom nagy polarizálhatósága
hozzájárul a negatív töltés jobb delokalizációjához és a stabilitás növeléséhez
konjugált bázis.

Az atom azonos természetével a savval
középen egy sav szilárdságát a szerkezeti környezet határozza meg. Erőnövekedés
A sav elősegíti a negatív töltés delokalizációját a konjugált bázisban
(anion) és diszperziója több atomon.

Tehát a karbonsavak az egyik legerősebbek
szerves savak. Erősségük a karboxilát anion stabilizálásának köszönhető
a negatív töltés delokalizációja a konjugált rendszerben. Ennek eredményeként
a karboxilát anionban lévő negatív töltés két atom között oszlik el
oxigén, és mindkét C-O kötés abszolút egyenértékű:

A fenolok erősebb savak, mint
alkoholok, a fenolát anion rezonanciastabilizációja miatt negatív töltés
amely az aromás gyűrű mentén delokalizálódik:

Ennek eredményeként a szerves OH-savak erőssége
a következő sorrendben lehet elhelyezni:

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

Szubsztituens bevitele a savhoz kötött
a szénhidrogén gyök középpontja befolyásolja a sav erősségét. elektronszívás
a szubsztituensek növelik, és az elektron-donor - csökkentik a savasságot. Befolyás
Az elektronvonó szubsztituensek delokalizációs képességükkel kapcsolatosak
negatív töltés és a legtöbb
stabilizálja a konjugált bázist (aniont). Elektrondonor hatása
a szubsztituensek ezzel szemben az anion destabilizálódásához vezetnek.

Az elektronszívó szubsztituensek megnövekednek
alifás és aromás karbonsavak erőssége, elektrondonor
a szubsztituensek ellentétes irányban hatnak:

	Cl-CH2-COOH	H-COOH	CH3-COOH
pK a	2,8	3,7	4,7


	+M > -I		-M és -I
pK a	4,47	4,20	3,43

A helyettesítők hasonló hatást fejtenek ki
alkoholok és fenolok savassága.

A Bronsted megalapítása.

Ugyanazzal a szerkezeti környezettel
azonos időszak elemei az atom elektronegativitásának növekedésével a főnél
a vegyületek bázikusságának középpontja csökken:

ammóniumbázisok > oxóniumbázisok Én vagyok

	ROH	RNH 2
	~2	~10

A bázikusság csökkenése annak köszönhető, hogy több
egy elektronegatív atom erősebben tartja a magányos elektronpárt,
amelyet meg kell adnia a protonnal való kötés kialakításához.

A hibrid pályák s-karakterének növekedése
a bázikusság csökkenéséhez vezet:

Egy alcsoport elemeihez növekvő
a magtöltés alapossága csökken:

oxóniumbázisok > szulfónium
okokból

Elektrondonor szubsztituensek bevezetése
növeli, és az elektroakceptor bevezetése - csökkenti a bázikusságot. Így,
elektrondonor szubsztituensek növelik a bázikusságot az alifás és
aromás aminok, növelve a nitrogén elektronpár támadási hajlamát
proton. Az elektronszívó szubsztituensek éppen ellenkezőleg, csökkentik az elektronsűrűséget
magányos nitrogénelektronpárt képeznek, és kevésbé érzékenyek a támadásokra
proton:


		9,2	10,6	10,7

Ha egy szabad nitrogénelektronpár van benne
kettős kötéssel vagy aromás gyűrűvel konjugálva a bázikusság csökken.
Tehát az anilinben egy szabad nitrogénelektronpár konjugált egy aromás elektronhoz
gyűrű.

Az anilin protonálódása szabálysértéshez vezet
konjugáció, és energetikailag kevésbé kedvező, mint az alifás protonálódása
aminok.


	10,6	4,6	0,9

A karbonsavak amidjai nagyon gyengék
bázisok egy nitrogénelektronpár karbonilcsoporttal való konjugációja miatt. V
Ennek eredményeként a nitrogénatom részleges pozitív, az oxigénatom pedig -
részleges negatív töltés, és az amidok protonálódása általában megtörténik,
oxigénatom által.

Nitrogéntartalmú heterociklusos bázikussága
A vegyületek mennyiségét az is meghatározza, hogy egy pár nitrogénelektron megtámadható-e
proton. A telített nitrogéntartalmú heterociklusok nagy bázikusságúak, in
amelyben a nitrogénatom sp állapotú 3 - hibridizáció. A piridinium nitrogénatom bázikussága
(sp 2 hibridizáció) alább. Végül,
a pirrol nitrogénatom gyakorlatilag alapvető tulajdonságoktól mentes, mivel annak
A protonálódás egy aromás heterociklusos elpusztítást jelent
rendszerek:


pK a	11,27	5,2	— 0.3

Savak és bázisok
Lewis

J. Lewis egy általánosabb elméletet javasolt
savak és bázisok.

Lewis alapokők a pár adományozói
elektronok (alkoholok, alkoholát anionok, éterek, aminok stb.)

Lewis savak - ezek a pár elfogadói
elektronok, azok. vegyületek, amelyek rendelkeznek
üres orbitális (hidrogénionok és fémkationok: H + ,
Ag+, Na+, Fe 2+ ;
második és harmadik periódus elemeinek halogenidjei BF 3 ,
AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2 ; halogének; ón- és kénvegyületek:
SnCl 4, SO3).

Így Bronsted és Lewis alapjai a −
ugyanazok a részecskék. Bronsted szerint azonban az alaposság a képesség
csak egy protont kötnek hozzá, míg a Lewis-bázisosság egy több
széles, és azt jelenti, hogy kölcsönhatásba léphet bármely olyan részecskével, amely rendelkezik
alacsonyan fekvő szabad pálya.

Lewis sav-bázis kölcsönhatás az
donor-akceptor kölcsönhatás és bármilyen heterolitikus reakció lehet
egy Lewis-sav és egy Lewis-bázis kölcsönhatásaként ábrázolják:

Egyetlen skála a savak erősségének összehasonlítására és
Lewis-bázisok nem léteznek, mivel relatív erősségük attól függ
melyik anyagot veszik standardnak (a Bronsted savak és bázisok esetében ilyen
a víz a szabvány). A sav-bázis áramlási sebességének felmérése
kölcsönhatás Lewis R. Pearson szerint kvalitatív elméletet javasolt
„kemény” és „lágy” savak és bázisok.

Merev alapok magas
elektronegativitás és alacsony polarizálhatóság. Nehezen oxidálódnak. Az övék
a legmagasabban elfoglalt molekulapályák (HOMO) alacsony energiájúak.

Lágy alapok alacsony
elektronegativitás és nagy polarizálhatóság. Könnyen oxidálódnak. A magasabb
az elfoglalt molekuláris pályák (HOMO) nagy energiájúak.

Kemény savak magas
elektronegativitás és alacsony polarizálhatóság. Nehéz helyreállítani őket. Az övék
a legalacsonyabb szabad molekulapályák (LUMO) alacsony energiájúak.

Lágy savak alacsony
elektronegativitás és nagy polarizálhatóság. Könnyen helyreállíthatók.
A legalacsonyabb szabad molekulapályáik (LUMO-k) nagy energiájúak.

A legkeményebb sav
H + , a legpuhább
CH 3 Hg+ . A legtöbb
merev alapok - F- és
oh- , a legpuhább
én- és N - .

5. táblázat Kemény és lágy savak
és alapítványok.

Merev	Közbülső	Puha
savak
H+, Na+, K+, Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Fe 3+ , BF 3, AlCl 3, RC + =O	Cu 2+, Fe 2+, Zn 2+, R 3 C +	Ag + , Hg 2+ , én 2
Alapok
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

Kemény és lágy savak és bázisok elve
Pearson (GIC-elv):

Túlnyomóan kemény savak
reagál kemény bázisokkal és lágy savakkal lágy
okokból.

Ez nagy reakciósebességekben és in
stabilabb vegyületek képződése, mivel a kölcsönhatás szoros
a pályák energiahatékonyabbak, mint a pályák közötti kölcsönhatás,
jelentősen különbözik az energiától.

Meghatározására a GMLC elvet használják
a versengő folyamatok domináns iránya (az eliminációs reakciók és
nukleofil szubsztitúció, reakciók ambident nukleofilekkel); számára
méregtelenítő szerek és gyógyszerek célzott létrehozása.

A Lowry-Bronsted elmélet szerint a savak olyan anyagok, amelyek képesek protont adni, a bázisok pedig olyan anyagok, amelyek protont fogadnak el:

Ha B egy erős bázis, akkor ez egy gyenge sav. Segítségével jellemezhető egy sav vagy konjugált sav disszociációs foka A savassági állandó mellett ott van a bázikussági állandó fogalma és a megfelelő

A Lewis-elmélet szerint a savak olyan vegyületek, amelyek képesek elfogadni, a bázisok pedig egy pár elektront tudnak adni.

Tágabb értelemben a savak olyan vegyületek, amelyek kationt, adott esetben protont szolgáltatnak, vagy elektronpárt fogadnak el egy atommal vagy atomcsoporttal stb.).

A bázisok elfogadnak egy kationt, adott esetben egy protont, vagy egy elektronpárt biztosítanak egy atommal vagy atomcsoporttal

Egy anyag savassága vagy bázikussága egy másik anyaggal, különösen egy oldószerrel való kölcsönhatás folyamatában nyilvánul meg, ezért relatív.

Sok anyag amfoter tulajdonságokkal rendelkezik. Például a víz, az alkoholok és a savak képesek protont adományozni, amikor bázisokkal kölcsönhatásba lépnek, és savakkal elfogadják. Savak és bázisok hiányában az ilyen vegyületek kettős természete az autoprotolízisben nyilvánul meg:

Egy sav oldószerben való disszociációja egy proton átvitelét jelenti az oldószerbe:

Ebben a tekintetben a sav erősségét a disszociációs állandóval fejezzük ki, amely csak egy adott oldószerre jellemző. A protonátvitel csak erősen ionizáló és szolvatáló oldószerekben, például vízben történik.

A savas disszociáció mértéke a vizes közegből a szerves közegbe való átmenet során 4-6 nagyságrenddel csökken.

Az erősen szolvatáló és ionizáló oldószerek semlegesítik a savak erősségét, míg a nem poláris és alacsony ionos oldószerek, amelyek hidrogénkötések szintjén lépnek kölcsönhatásba velük, differenciáló hatásúak. Utóbbi esetben a savak erősségbeli különbségei jelentősebbé válnak.

Inert, nem poláris oldószerekben nagyon kicsi a protonleválás valószínűsége, bár a belső elektronhatások miatt a kötés erősen polarizált lehet. Ilyen körülmények között a savas tulajdonságok a HA molekulák önasszociációjában vagy proton akceptorokkal, bázisokkal való asszociációban nyilvánulnak meg. Ez utóbbi esetben a savasság mértéke valamely standardként választott bázis asszociációs állandója. Például a benzoesav és a difenil-guanidin asszociációs állandója benzolban az

A sav protonképző erejét a savassági függvényben is kifejezzük, amely a savak és bázisok szerves oldószerekben történő komplexképzése során kialakuló egyensúlyi állapotot jellemzi. A leggyakrabban használt bázisok a sav erősségétől függően színváltoztató indikátorok, amelyek lehetővé teszik a rendszer spektroszkópiai módszerekkel történő vizsgálatát. Ebben az esetben fontos, hogy a spektrumban azonosítsák a hozzá tartozó szabad bázis sávjait.

Tehát egy bevezető közegben savak és bázisok szolvatált ionokat, szerves közegben ionpárokat és társultjaikat képeznek.

Értelmében közel áll az asszociáció fogalmához a komplexképződés fogalma: a donor-akceptor és a datív kölcsönhatások következtében ionokból és molekulákból elektron-donor-akceptor komplexek, más néven töltés-transzfer komplexek keletkezhetnek.

Az elektrondonorok típusai: I) heteroatomos vegyületek. amely magányos elektronpárokat, étereket, aminokat, szulfidokat, jodidokat stb. tartalmaz. Például: dietil-éter otlampn. ldmetil-szulfpd-trifenil-foszfin-propil-jodid

2) -kötéseket tartalmazó vegyületek, etilén, acetilének, benzol és származékai, egyéb aromás rendszerek;

3) elektronok átvitelére képes vegyületek - alkánokat, cikloalkánokat kötnek:

Az elektronakceptorok típusai: 1) üres pályát tartalmazó fémvegyületek (K-orbitál): halogenidek stb., fémionok

2) olyan vegyületek, amelyek képesek egy elektronpárt fogadni üresen álló antikötő halogénenként, vegyes halogénként

3) -kötésű vegyületek erősen elektronegatív szubsztituensekkel, amelyek a tetraciano-etilén trinitro-benzol fellazulása miatt vesznek részt komplexképzésben

Így vagy a donor kölcsönhatásba léphet a megüresedett akceptorral, új MO-t képezve a rendszer energiájának csökkenésével:

A szerves kémiában a -komplexek a legnagyobb jelentőséggel bírnak, a -komplexekre pedig instabilitási állandók jellemzőek, amelyek valójában disszociációs állandóik.

A savak és bázisok disszociációs és asszociációs állandói még mindig nem írják le teljesen tulajdonságaikat. Számos kémiai folyamat, és különösen a katalízis jelenségének megértésében fontos szerepet játszott a kemény és lágy savak és bázisok fogalma (az elv

GMCCO). Ennek a koncepciónak megfelelően a rokon savak és bázisok kölcsönhatásba lépnek a leghatékonyabban: lágy sav lágy bázissal, kemény sav kemény bázissal.

Kemény savak és bázisok jelei (8. táblázat): 1) egy ion vagy molekula kis mérete; 2) nagy elektronegativitás; 3) lokalizált töltés; 4) alacsony polarizálhatóság; 5) a savak legalacsonyabb üres pályái (HVO) nagy energiájúak; 6) a bázisok legmagasabb töltött pályái (HOO) alacsony energiájúak.

Bronsted-Lowry szerint a savak olyan anyagok, amelyek képesek protont adni, a bázisok pedig olyan anyagok, amelyek protont fogadnak el.

Konjugált sav és bázis:

HCN (sav) és CN- (bázis)

NH3 (bázis) és NH4+ (sav)

A sav-bázis (vagy protolitikus) egyensúly olyan egyensúly, amelyben egy proton (H +) vesz részt.

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

sav 2 bázis 1

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

sav 1 bázis 2 konjugátum konjugátum

sav 2 bázis 1

7. Az izoméria típusai a szerves kémiában. Szerkezeti, térbeli és optikai izoméria. Kiralitás. Kompatibilitás és konfiguráció. R,S, Z,E - nómenklatúra.

Szerkezeti izoméria: szénváz izoméria, helyzetizoméria, szerves vegyületek különböző osztályainak izomériája (osztályközi izoméria).

Strukturális izoméria

A szénváz izomerizmusa

A pozícióizoméria a molekula azonos szénvázával rendelkező többszörös kötés, szubsztituens, funkciós csoport eltérő helyzetéből adódik:

Térbeli izoméria

A térbeli izoméria két típusra oszlik: geometriai és optikai.

KIRALITÁS, egy tárgy azon tulajdonsága, hogy összeegyeztethetetlen a tükröződésével egy ideális lapos tükörben.