Залежність кислотності органічних сполук від їх будови і природи розчинника

Визначення понять «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда. Тип органічних кислот.

В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А= В + Н (А — кислота, В — основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2+=А2 + В1.

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H= H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O= NH4+ + OH−.

В зависимости от природы элемента, который связан с атомом водорода, кислоты разделяют на четыре основные группы:

1. ОН-кислоты: карбоновые кислоты, спирты, фенолы и др.

2. SH-кислоты: тиолы, тиоловые кислоты и др.

3. NH-кислоты: амины, амиды, имилы и др.

4. СП-кислоты: углеводороды и их производные.

Наряду с указанными типами кислот известны кислоты: Si-H, Р-Н, As-H, т. е. кислотой может быть любое соединение, содержащие связь А-H и способное к отщеплению про гона. Теория Бренстеда применима к любым типам кислот, способным к диссоциации с разрывом связи элемент-водород.

Залежність кислотності органічних сполук від їх будови і природи розчинника.

Кислотность соединений в основном определяется устойчивостью образующегося аниона, которая обусловлена делокализацией (распределением) отрицательного заряда. Чем устойчивее сопряженное основание, тем сильнее кислота. Устойчивость аниона определяется следующими факторами: природой атома, связанного с атомом водорода (реакционный и кислотный центр); электронодонорными или электроноакцепторными свойствами заместителя, связанного с реакционным центром, и природой растворителя.

При равных других факторах устойчивость анионов, а следовательно. и кислотность возрастают с увеличением электроотрицательности и поляризуемости атомов кислотного центра. С увеличением электроотрицательности увеличивается сила, с которой атом может удержать пару электронов после отщепления водорода. Поскольку в пределах периода периодической системы электроотрицательность атомов возрастает слева направо (поляризуемость не меняется), то ОН-кислоты сильнее соответствующих N H-кислот, а те, в свою очередь, сильнее СИ-кислот. В пределах группы периодической системы электроотрицательность атомов уменьшается сверху вниз, но увеличивается их объем, а следовательно, возрастает поляризуемость, т. е. возможность делокализации внешнего электронного облака. Это способствует повышению стабильности аниона и приводит к возрастанию кислотности. Поэтому SH-кислоты обладают большей кислотностью, чем ОН-кислоты. Наличие электронолонорных заместителей (+/, +М) при кислотном центре приводит к уменьшению кислотности, а присутствие электроноакцепторных атомов или атомных групп (-/, -М) повышает кислотные свойства. Наряду с природой кислотного центра и строением радикала, значительное влияние на проявление кислотных свойств оказывает растворитель. Наиболее эффективным растворителем является вода, она имеет высокую диэлектрическую постоянную и способна связывать катионы и анионы за счет сольватации. Эффект сольватации приводит к устойчивости образовавшегося аниона, а следовательно, кислотность соединений возрастает.