Головна |
Кислотність і основність органічних сполукКислотність і основність органічних сполук. Класифікація органічних реакцій 1. Кислотність і основність органічних сполук 2. Електрофільні та нуклеофільні реагенти 3. Класифікація органічних реакцій Кислотність і основність органічних сполук Кислотність і основність органічних сполук, як і інші хімічні властивості залежать від будови молекул. В органічній хімії, як і в неорганічній, міцність кислот і основ оцінюють за допомогою величини константи дисоціації сполук : XН « X- + Н+; ХОН « Х+ + ОH-; Кa = , Кb = , або значення їх десяткового логарифма: рКа = - lg Ка; рКb = - lg Кb. Чим менше величини рКа та рКb, тим більш сильні кислоти та основи. Типи та сила органічних кислот В залежності від природи кислотного центру (атому елементу, що з'єднаний з атомом водню, здатним дисоціювати) органічні кислоти поділяються на чотири основних типи. 1. ОН-Кислоти: карбонові кислоти, спирти, феноли, вода та ін. 2. SH-Кислоти: тіоли та тіолові кислоти, що вміщують SH-групу, наприклад, СН3-SH. 3. NH-Кислоти: аміни, аміди кислот, іміди, наприклад, СН3- NH2, СН3-СОNH2, СН3- 4. СН-Кислоти: сполуки, що вміщують сильно полярні групи С-Н. Сила кислот визначається стійкістю утворених аніонів. В свою чергу, вона залежить від природи кислотного центру, характеру замісника, зв'язанного з центром та природи розчинника. Вона зростає із збільшенням електронегативності та поляризовності атомів кислотного центру. Так, з однаковими радикалами за силою кислоти розташовані у наступний ряд: СН-кислоти < NH-кислоти < ОН-кислоти < SH-кислоти. СН3-СООH (рКа = 4,7), СН3-СОNH2 (рКа = 15,1), СН3-СО- СН3 (рКа = 20,0); СН3- СН2-ОH (рКа = 18,0), СН3- СН2-SH (рКа =10,5), У межах окремого типу кислот кислотність залежить від радикалу. Алкільні рад ткати мають +І-ефект, тому збільшують електронну густину в кислотному центрі і тим самим дестабілізують аніон, зменшують силу кислоти. Ароматичні радикали навпаки - підвищують стійкість аніону за рахунок стабілізації та посилюють силу кислоти, наприклад: СН3 ® ОН (рКа = 16,0), С6Н5 - ОН (рКа = 9,9). Взагалі, електронодонорні замісники (+І-ефект, +М-ефект) знижують кислотність, а електроноакцепторні (-І-ефект, -М-ефект) - збільшують кислотність. Так, для 4-нітрофенолу рКа = 7,1, для 4-амінофенолу рКа = 10,7 (порівняти з рКа = 9,9). Чим ближчий замісник до кислотного центру, тим сильніший його вплив, наприклад: СІ ® СН2 - СООН (рКа = 2,86), СІ ® СН2 - СН2 - СООН (рКа = 4,1), СІ ® СН2 - СН2 - СН2 - СООН (рКа = 4,5). Вплив розчинника визначається його діелектричною проникністю. Чим вона вище, тим більший сольватуючий ефект має розчинник, тим більш стабільні в ньому іони. При рівних умовах сольватація відбувається більш повно, чим менше розмір аніону та чим менш делокалізований в ньому заряд. Найефективнішим розчинником є вода, яка має дуже високу діелектричну проникність (e = 80 при 20 °С) і здатність до сольватації (гідратації). Типи та сила органічних основ У залежності від природи основного центру (атом з неподіленою парою електронів або електрони p-зв'язку) органічні основи поділяються на n-основи та p-основи. n-Основи класифікуються на три групи: амонієві (центр основності - N (аміни), = N - (азометіни, нітрогенвмісні гетероцикли), º N - (нітрили); оксонієві (центр основності - О -, = О (спирти, етери, оксосполуки, естери, аміди кислот); сульфонієві (центр основності - S - (тіоспирти, тіоефіри). У p-основах центром основності є електрони p-зв'язку. До них належать ненасичені вуглеводні (алкени, арени, дієни) та їх похідні. У порівняні з n-основами це дуже слабкі основи. Сила основ, як і кислот, залежить від природи основного центру, характеру радикалу та замісників в ньому, та природи розчинника. В залежності від природи основного центру основи за силою розташовані у такий ряд: сульфонієві основи < оксонієві основи < амонієві основи. Електронодонорні замісники збільшують силу основ, електроноакцепторні - зменшують, наприклад, СН3 ® NH2 (рКb = 10,62), C6H5 - NH2 (рКb = 4,6). Вплив розчинника на основність визначається головним чином ефектом сольватації. Аналогічно кислотам, сольватацій ний ефект розчинника і електронні ефекти замісників чинять на основи протилежну дію. Основи та кислоти Л'юіса В органічній хімії також часто використовується поняття кислоти і основи за Л'юісом. Згідно з цим поняттям кислота - це іони або молекули, які можуть приєднувати до себе електронну пару з утворенням ковалентного зв'язку. Згідно з цим, вони повинні мати незаповнену електронну орбіталь і є акцепторами електронів. На відміну від класичної теорії, кислотний характер сполук не пов'язаний з утворенням протона - H+. Основи Л'юіса - це іони або молекули з заповненной електронною оболонкою, які здатні віддавати електронну пару для утворення ковалентного зв'язку. Вони є донорами електронів. IV. Вивчення нового матеріалу | Електрофільні та нуклеофільні реагенти |