Кислотность и основность. Тема Кислотность и основность органических соединений Цель занятия

• Название: Тема Кислотность и основность органических соединений Цель занятия
• Анкор: Кислотность и основность.doc
• Дата: 22.04.2017
• Размер: 186 Kb.
• Имя файла: Кислотность и основность.doc
• Тип: Документы; #5278

Тема: Кислотность и основность органических соединений
Цель занятия:

1. 
   Сформировать у студентов представление о влиянии кислотно-основных свойств органических соединений на многие физико-химические и биологические процессы, протекающие в условиях организма.
   
2. 
   Научить студентов определять кислотно-основные свойства спиртов, фенолов, тиолов, и аминов в зависимости от их строения.
   

Студент должен знать: типы кислот и оснований Бренстеда.

Студент должен уметь: определять кислотные и основные свойства органических соединений.

1. 
   Современные представления о кислотах и основаниях.
   

Бренстеда и Лоури

Важными аспектами реакционной способности органических соединений является их кислотные и основные свойства. Для описания кислотных и основных свойств химических соединений существует несколько теорий – теория Бренстеда и Лоури, теория Льюиса и ряд других. Наиболее распространенной является теория Бренстеда и Лоури, или протолитическая теория.

По теории Бренстеда – Лоури кислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протона), а основания - это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять протон (акцепторы протона).

По теории Льюиса кислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять электронную пару (акцепторы электронной пары), а основания – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать электронную пару (доноры электронной пары).

Из этого следует, что теоретически любое соединение, в состав которого входит атом водорода может его отдавать в виде протона и, проявлять свойства кислоты. Способность отдавать протон могут проявлять не только нейтральные молекулы, но заряженные частицы – катионы (NH₄⁺) и анионы кислот, например HCl, ROH, HSO₄^- и др.

В роли оснований могут выступать анионы – частицы, несущие отрицательный заряд, например С1^-, OH^-, HSO₄, NH_3. Основаниями могут быть и нейтральные молекулы, в состав которых входит гетероатом, например, азот, сера, кислород, содержащие неподелённую пару электронов, например спирты ROH.

Нейтральные молекулы или заряженные ионы, способные в зависимости от природы второго компонента проявлять свойства кислот или оснований называются амфотерными.

2. 
   Теория Бренстеда – Лоури. Сопряженные кислоты и основания.
   

Кислоты и основания проявляют свои свойства только в присутствие друг друга, Ни одно вещесвто не будет отдавать протон, если в системе нет акцептора протона – основания, и наоборот.т.е. они образуют сопряжённую кислотно-основную пару в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание, и чем сильнее основание, тем слабее сопряженная ему кислота.

Кислота, отдавая протон, превращается в сопряженное основание, а основание приняв протон, превращается в сопряженную кислоту. Кислоту обычно обозначают АН, а основание – В

Например: НС1↔ Н⁺ + С1^-, НС1 – сильная кислота; С1^- ион – сопряженное слабое основание;

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺, СН₃СООН – слабая кислота, а СН₃СОО^- - ион сопряженное сильное основание.

Общий вид можно представить так: Н⁺‌│ : А + В ↔ Н:В⁺ + А:^-

к-та основ сопр. сопр.

к-та основ-е
Мы уже сказали, что кислотные свойства соединений обнаруживаются только в присутствие основания, а основные свойства – в присутствие кислоты, т.е. в соединениях существует определённое кислотно - основное равновесие, для изучения которого в качестве растворителя используется Н₂О. По отношению к Н₂О как к кислоте или как основанию определяют кислотно-основные свойства соединений.

Для слабых электролитов кислотность количественно оценивается К_рав реакции, которая заключается в переносе Н⁺ от кислоты к Н₂О как основанию.

СН₃СООН + Н₂О ↔ СН₃СОО^- + Н₃О⁺

к-та основ-е основание кислота
СН₃СОО^- - ацетат ион, сопряженное основание;

Н₃О⁺ - ион гидроксония, сопряженная кислота.

Используя значение константы равновесия этой реакции и учитывая, что концентрация Н₂О практически постоянна, можно определить произведение К ·[H₂O] называемое константой кислотности К кислотности (К_а).

;

Чем больше К_а, тем сильнее кислота. Для СН₃СООН К_а = 1,75 · 10^-5. такие малые величины неудобны в практической работе, поэтому К_а выражают через рК_а (рК = -ℓg К_а). Для СН₃СООН рК_а = 4,75. Чем меньше величина рК_а, тем сильнее кислота.

Сила оснований определяется величиной рК_ВН⁺.
Кислотные свойства органических соединений с водородосодержащими функциональными группами (спирты, фенолы, тиолы, карбоновые кислоты, амины).

Органические кислоты

В органических соединениях в зависимости от природы элемента, с которым связан Н⁺, различают следующие кислоты:

ОН – кислоты (карбоновые кислоты, фенолы, спирты)

СН – кислоты (углеводороды и их производные)

NH – кислоты (амины, амиды, имиды)

SH – кислоты (тиолы).

Кислотным центром называется элемент и связанный с ним атом водорода.

Сила кислоты будет зависеть от стабильности аниона, т.е. от сопряженного основания, которое образуется при отрыве Н⁺ от молекулы. Чем стабильнее анион, тем выше кислотность данного соединения.

Стабильность аниона зависит от ряда факторов, которые способствуют делокализации заряда. Чем выше делокализация заряда, тем устойчивее анион, тем сильнее кислотные свойства.

Факторы, оказывающие влияние на степень делокализации:

1. 
   Природа гетероатома в кислотном центре
   
2. 
   Электронные эффекты атомов углеводородных радикалов и их заместителей
   
3. 
   Способность анионов к сольватации.
   

1. 
   Зависимость кислотности от гетероатома.
   

Под природой гетероатома понимают его электроотрицательность (Э.О.) и поляризуемость. Чем больше (Э.О.) тем легче осуществляется гетеролитический разрыв в молекуле. В периодах слева направо с ростом заряда ядра растет (Э.О), т.е. способность элементов удерживать отрицательный заряд. В результате смещения электронной плотности связь между атомами поляризуется. Чем больше электронов и чем больше радиус атома, тем дальше электроны внешнего энергетического уровня расположены от ядра, тем выше поляризуемость и выше кислотность.

Пример: СН- NH- OH- SH-



увеличение Э.О. и кислотности

С, N,О – элементы одного периода. Э.О. по периоду растет, кислотность увеличивается. В этом случае поляризуемость влиять на кислотность не будет.

Поляризуемость атомов в периоде изменяется незначительно, поэтому главным фактором определяющим кислотность является Э.О.

Теперь рассмотрим ОН- SH-



увел-е кислотности

О, S – находятся в одной группе, радиус в группе сверху вниз увеличивается, следовательно растет и поляризуемость атома, что ведет к увеличению кислотности. У S радиус атома больше, чем у О, поэтому тиолы проявляют более сильные кислотные свойства по сравнению со спиртами.

Сравнить три соединения: этанол, этантиол и аминоаэтанол:

Н₃С – СН₂ – ОН, Н₃С – СН₂ – SH и Н₃С – СН₂ – NH₂

1. 
   Сравним по радикалу – они одинаковые;
   
2. 
   По природе гетероатома в функциональной группе: S и О находятся в одной группе, но у S радиус атома больше, поляризуемость выше, следовательно этантиол обладает более сильными кислотными свойствами
   
3. 
   Теперь сравним О и N. О обладает более высокой Э.О. , следовательно кислотность у спиртов будет выше.
   

2. 
   Влияние углеводородного радикала и присутствующих в нем заместителей
   

Необходимо обратить внимание студентов, что сравниваемые соединения должны иметь одинаковый кислотный центр и один растворитель.

Электроноакцепторные (Э.А.) заместители способствуют делокализации электронной плотности, что ведёт к стабильности аниона и соответственно увеличению кислотности.

Электронодонорные (Э.Д.) заместители наоборот способствуют концентрации электронной плотности в кислотном центре, что ведет к понижению кислотности и увеличению основности.

Например: одноатомные спирты проявляют более слабые кислотные свойства по сравнению с фенолами.

Пример: Н₃С → СН₂ → ОН

1. 
   Кислотный центр один и тот же
   
2. 
   Растворитель один и тот же
   

В одноатомных спиртах электронная плотность смещается от углеводородного радикала к группе ОН, т.е. радикал проявляет +I эффект, тогда на группе ОН сосредотачивается большое количество электронной плотности в результате чего Н⁺ более прочно связан с О и разрыв связи О-Н происходит трудно, поэтому одноатомные спирты проявляют слабые кислотные свойства.

У фенола наоборот бензольное кольцо является Э.А., а группа ОН^- - Э.Д.

За счет того, что гидроксильная группа входит в общее р-π сопряжение с бензольным кольцом, в молекуле фенола происходит делокализация электронной плотности и кислотность увеличивается, т.к. сопряжение всегда сопровождается усилением кислотных свойств.

Увеличение углеводородного радикала в монокарбоновых кислотах также влияет на изменение кислотных свойств и при введении заместителей в углеводородный происходит изменение кислотных свойств.

Пример: в карбоновых кислотах при диссоциации образуются карбоксилат-ионы – самые стабильные органические анионы.



В карбоксилат-ионе отрицательный заряд за счет р, π-сопряжения распределён поровну между двумя атомами кислорода, т.е. он делокализован и соответственно менее концентрирован, поэтому в карбоновых кислотах кислотный центр более сильный, чем в спиртах и фенолах.



С увеличением углеводородного радикала, который выполняет роль Э.Д. кислотность монокарбоновых кислот снижается за счет уменьшения δ⁺ на атоме углерода карбоксильной группы. Поэтому в гомологическом ряду кислот самой сильной является муравьиная кислота.



При введении Э.А. заместителя в углеводородный радикал, например хлора - кислотность соединения увеличивается, т.к. за счет –I эффекта происходит делокализация электронной плотности и δ⁺ на атоме С карбоксильной группы увеличивается, поэтому в данном примере трихлоруксусная кислота будет самой сильной.

3. 
   Влияние растворителя.
   

Взаимодействие молекул или ионов растворенного вещества с растворителем называется процессом сольватации. Стабильность аниона существенно зависит от его сольватации в растворе: чем больше ион сольватирован, тем он устойчивее, а сольватация тем больше, чем меньше размер иона и чем меньше делокализация в нем отрицательного заряда.

.

3. 
   Основные свойства органических соединений. π-основания и n-основания.
   

Основность органических соединений.

Органические соединения, в состав молекулы которых входят атомы азота, кислорода, серы, могут выступать в роли оснований, присоединяя протон водорода за счет неподеленной пары электронов на внешнем энергетическом уровне. Гетероатом в молекуле органического вещества, присоединяющий протон, называется центром основности.

Основания по Бренстеду делятся на n – основания и π – основания.

n – Основания могут быть нейтральными или отрицательно заряженными частицами. К ним относятся:аммониевые (R₃N, R=NH, RCN), оксониевые (RC(O)R¹, R-O-R¹), сульфониевые (R-S-R¹, RC(S)R¹)

. π-основания (алкины, алкены, диены, арены) в них центром основности являются электроны π-связи. Это очень слабые основания, так как протонируемые электронные пары несвободны.

Сила основания определяется стабильностью образующегося катиона (сопряженной кислоты). Чем стабильнее катион, тем сильнее основание.

Для количественной характеристики основности обычно используют величину pK _BH+ - показатель константы основности сопряженной кислоты. Чем больше pK _BH+, тем сильнее основание.
Факторы, влияющие на основность

1. 
   Природа гетероатома в основном центре
   

Н₃С - NH₂ > Н₃С - OH Н₃С - OH > Н₃С – SH

Сила оснований зависит от электроотрицательности гетероатома в основном центре. Чем больше ЭО атома, тем слабее основные свойства, поэтому спирты и простые эфиры являются более слабыми основаниями по сравнению с аминами.

2. 
   Строение радикала, связанного с основным центром.
   

анилин Н₃С → СН₂ → NH₂ этиламин

Алифатические амины проявляют более выраженные основные свойства, чем ароматические, так как электронная плотность от углеводородного радикала смещается к NH₂, а чем больше электронной плотности на основном центре, тем лучше присоединяется Н⁺. в ароматических аминах NH₂ входит в общее сопряжение с бензольным кольцом и отдает электронную плотность на кольцо, поэтому Н⁺ присоединяется труднее, основные свойства слабее.

3. 
   Влияние заместителей. Электронодонорые заместители усиливают основные свойства, а электроноакцепторные – уменьшают, например:
   

4-хлоранилин анилин 4-нитроанилин

РК_ВН⁺ 5,1 4,6 1,0



уменьшение основности

4. 
   Влияние растворителя
   

В водной среде важную роль играет уменьшение пространственных препятствий для гидратации, поэтому вторичные амины лучше гидратируются, чем третичные, которые пространственно труднодоступны.

H₃C - NH – CH₃ > H₃C – NH₂ > H₃C - N – CH₃

CH₃




основность уменьшается
В газовой среде основность возрастает с увеличением углеводородных радикалов, так как усиливается их стабилизирующее действие за счет +I-эффекта на катион сопряженной кислоты, поэтому третичные амины проявляют более сильные основные свойства по сравнению с другими аминами.

H₃C - N – CH₃ > H₃C - NH – CH₃ > H₃C – NH₂

CH₃

основность уменьшается

4. 
   Теория Льюиса.
   

Дж. Льюисом (1923) была предложена более общая теория кислот и оснований, опирающаяся на строение внешних электронных оболочек атомов. По теории Льюиса кислотные и основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием связи.

Кислотами Льюиса могут быть атом, молекула или катион, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. Примерами аогут служить галогениды элементов второй и третьей групп ПСЭ ( BF₃, AlCl₃, FeCl₃, ZnCl₂, катионы металлов, Н⁺. кислоты Льюиса в гетеролитических реакциях участвуют как электрофильные реагенты.

Основаниями Льюиса могут быть атом, молекула или анион, имеющие пару валентных электронов, которые они должны предоставить партнеру для образования ковалентной связи. Основания Льюиса представляют собой нуклеофильные реагенты. К ним относятся амины, спирты, простые эфиры, тиолы, тиоэфиры, соединения, содержащие π-связи или систему сопряженных π-связей.

Важным следствием теории Льюиса является то, что любое органическое соединение можно представить как кислотно-основной комплекс. Например, этилиодид можно рассматривать как комплекс, состоящий из этил-катиона С₂Н₅⁺ (кислота Льюиса) и иодид иона –I (основание Льюиса). Отсюда большинство реакций с этилиодидом можно классифицировать как обмен иодид-иона на другие основания Льюиса (ОН^-, СN^-, NH₂^-, H₃C-O^-) или как обмен этил-катиона на другие кислоты Льюиса (К^+, Н⁺ и др.).
Вопросы для самоконтроля

1. 
   Современные представления о кислотах и основаниях.
   
2. 
   Теория Бренстеда-Лоури. Сопряженные кислоты и основания.
   
3. 
   Кислотные свойства органических соединений с водородосодержащими функциональными группами (спирты, фенолы, тиолы, карбоновые кислоты, амины).
   
4. 
   Основные свойства органических соединений. π-основания и n-основания. Теория Льюиса.
   
5. 
   Факторы, влияющие на реакционную способность кислот и оснований.
   
6. 
   Объясните, какое из соединений проявляет более сильные кислотные свойства и почему?
   

а) CH₃ -SH, б) CH₃-NH₂, в) CH₃-OH.

7. 
   Какая кислота является более сильной и почему?
   

а) СH₃COOH, б) Сl-CH₂COOH, в) Cl₂- CH – COOH.

8. 
   Объясните, почему анилин проявляет более слабые основные свойства, по сравнению с этиламином.
   

9. Напишите какая из реакций доказывает более сильные кислотные свойства фенола по сравнению со спиртами:

10. В качестве антидота при отравлении солями мышьяка был предложен 2,3-димеркаптопропанол. Объясните, чем определяется его большая кислотность в сравнении с пропантриолом.

Рекомендуемая литература

Основная

1.Н. А. Тюкавкина, Органическая химия, 2002 г. С. 100-101, 108-109.