Кислотность органических соединений Сила кислоты

Введение в теорию органической химии.
Теории кислот и оснований
«Химическая натура сложной частицы определяется
натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим
строением. Каждый химический атом, входящий в состав тела,
принимает участие в образовании этого последнего и действует здесь
определенным количеством принадлежащей ему химической силы"
А.М. Бутлеров, 1861г., из доклада «О химическом строении вещества»
В истории развитии любой науки
наступает момент, когда накопленный
фактический материал нуждается в
некой систематизации и обобщении.
Именно на этих этапах рождаются
теории, общие модели, позволяющие
объяснить уже установленные факты и
предвидеть новые события.
Теория электролитической диссоциации, 1890г.
Нобелевская премия 1903 года
Кислота - электролит, при диссоциации которой в
водных растворах образуются ионы водорода:
H2SO4
H2O
H
+ HSO4
Основание - электролит, при диссоциации которого в
водных растворахобразуется гидроксид-ион
NaOH
H2O
Na
+
OH
Сванте-Август Аррениус
19.02.1859 - 1927
Протонная теория, или теория кислот и
оснований, 1923г.
Кислота - донор протона;
Основание - акцептор протона;
..
AH
кислота
+
B
основание
A
+
сопряженное
основание
BH
сопряженная
кислота
кислоты и основания
существуют только как
сопряженные пары
Йоханнес-Николаус
Брёнстед
22.02.1879 - 17.12.1947
Кислотно-основные взаимодействия описываются в терминах
термодинамики. Исключение составляют т.н. С-Н-кислоты.
Кислотность органических соединений
AH + H2O
Ka
A- + H3O+
ион
гидроксония
Количественно кислотность
оценивают по отношению к воде
Константа кислотности (Ka) - мера кислотности
Ka=[A-] [H3O+]/[AH]
pKa = -lgKa
"слабые" кислоты pKa  2-15.7
"сильные" кислоты pKa < 0
Кислота
HI
HBr
H2SO4
HF
CH3COOH
H2O
ROH
NH3
рKa
-11
-9
-9
3.4
4.75
15.7
16-18
30
Чем определяется сила кислоты?
Ka
AH + H2O
A- + H3O+
CH3OH
+ H2O
CH3O-
H3C
HO-
H-O-
O- +I-эффект
-H3O+
H2O
+ H2O
I=0
-H3O+
O
H3C C
OH
+ H2O
-H3O+
H3C C
O
O-
O
H3C C
O
/2 
O
O
H3C C или H3C C
O
O
СН3OH (спирты) < H2O < СН3RCOOH (карбоновые кислоты)
Увеличение кислотных свойств
Увеличение стабильности аниона
Сила кислоты определяется устойчивостью (стабильностью)
ее сопряженного основания
Электроноакцепторы стабилизируют анион (повышают кислотность);
Электронодоноры дестабилизируют анион (понижают кислотность)
O
H3C
OH
+ H2O
H3C
-H3O+
O
O
O-
OH
pKa = 4.17
pKa = 4.75

O
H3C C 
O
+I

-I
O
C 
O
+ H2O
O
-H3O+
O-
Основность органических соединений
Количественно основность
оценивают по отношению к воде
Константа основности (Kb) - мера основности
pKb = -lgKb
NH2
pKa + pKb = 14.00 (при 250С)
NH3
+ H2O
- I-эффект
- HO -
NH3
+ H2O
H3N H
I=0
- HO H3C NH2
+ H2O
- HO
-
Kb = [BH+] [OH-] / [B]
H3C
NH3
+ I-эффект
Электронодоноры
повышают стабильность
сопряженного основания
(повышают основность);
Электроноакцепторы
понижают стабильность
сопряженного основания
(понижают основность)
Амфотерность органических соединений
Амфотерность – способность химических соединений проявлять
кислотные или основные свойства в зависимости от
природы второго компонента, участвующего в
кислотно-основном взаимодействии.
OH + H2O
O
+ H3O
кислота
OH + H2SO4
OH2 + HSO4
основание
O
H3C C
+ H2O
OH
кислота
O
H3C C
OH
основание
+ H2SO4
O
H3C C
O
+ H3O
O
H3C C
+ HSO4
OH2
Электронная теория кислот и оснований, 1926г.
Кислота - акцептор электронной пары
(молекула, способная принять электронную пару);
основание - донор электронной пары
(молекула, способная отдать электронную пару)
Кислоты Льюиса: H+, катионы, AlX3, FeX3, BX3, SbX5,
SnX4, ZnX2 (X=F, Cl, Br, I).
Джилберт Ньютон
Льюис
23.10. 1875 г. –
23.03 1946 г.
Основания Льюиса - анионы (OH-, OR-, CH3COO-, NH2- ),
нейтральные соединения, имеющие
неподеленные электронные пары или π- связи
(H2O, ROH, ROR, RCH=O, RSH, NH3, R3N, RCH=CH2, R-C6H5)
В настоящее время кислоты Льюиса называют электрофилами,
а основаниями Льюиса - нуклеофилами
Теория кислот и оснований Бренстеда частный случай теории кислот и оснований Льюиса
Если в результате реакции происходит передача протона – речь
идет о кислотно-основных взаимодействие по Бренстеду:
быстро
O
C
O
C
OH
+ NH3
+ NH4
O
Если в результате реакции происходит передача электронной пары –
речь идет о кислотно-основном взаимодействии по Льюису:
O
C
OH
NH3
медленно
O
C OH
NH3