ТИПИ ОРГАНІЧНИХ КИСЛОТ І ОСНОВ

Залежно від природи кислотного центру (атома елемента, з яким зв'язаний атом Гідрогену, що зумовлює кислотні властивості) ор­ганічні кислоти поділяють на чотири основні типи:

Н,с—он

метанол (рК_а = 16,0)

Як вже зазначалося, за протонною теорією в ролі основи може виступати будь-яка речовина, здатна приєднувати протон. Для утво­рення хімічного зв'язку з протоном основа повинна мати неподі-лену пару електронів.

Залежно від природи основного центру (атом з неподіленою парою електронів або електрони л-зв'язку) органічні основи поді­ляють на л-основиі л-основи.

У и-основах центром основності є атом з неподіленою парою електронів. За природою центру основності основи класифікують

на три групи:

— амонієві(центр основності —N«0 — аміни, азотовмісні

гетероцикли;

— оксонієві(центр основності —О—, =0) — спирти, альдегі­
ди, кетони, естери;

— сульфонієві(центр основності —8—) — тіоспирти (К—8Н).
При взаємодії будь-якої з л-основ із протоном утворюється

відповідний катіон:

В + Н⁺-=

и-основа

У л-основах центром основності є електрони л-зв'язку. До них належать алкени, алкадієни, арени. Порівняно з л-основами це дуже слабкі основи. У процесі взаємодії протона з л-основою утво­рюється так званий л-комплекс:

Глава 6

Кислотність і основність органічних сполук

Залежно від природи основного центру органічні основи мож­на розташувати за зростанням основності в такий ряд:

, сульфонієві . оксонієві . амонієві
я-основи < ^ < <

основи основи основи

На основність органічних сполук значно впливає природа за­місника, зв'язаного з основним центром. Електронодонорні заміс­ники збільшують електронну густину в основному центрі і ведуть до збільшення основності; електроноакцепторні, навпаки, змен­шують електронну густину, а тому зменшують основність. Так, завдяки електронодонорному впливу алкільних груп основність аліфатичних амінів значно вища, ніж ароматичних, де неподілена пара електронів атома Нітрогену вступає в спряження з я-елект-ронною системою бензенового кільця:

СН₃~ЙИ,

рК_ь = 10,62

6.3. КИСЛОТИ І ОСНОВИ ЛЬЮЇСА

У 1923 році американський вчений Дж. Льюїс запропонував електронну теорію кислот і основ, яка не суперечить теорії Бренс-теда, проте є більш узагальненою.

За цією теорією основою вважається будь-яка частинка

(атом, молекула, аніон), здатна віддавати електронну пару

для утворення ковалентного зв'язку, а кислотою — будь-

II яка частинка (атом, молекула, катіон), здатна приймати

II пару електронів з утворенням ковалентного зв'язку.

Тобто за Льюїсом основа є донором, а кислота - акцептором пари електронів. З наведеного визначення випливає, що основи Льюїса тотожні з основами Бренстеда. Однак кислоти Льюїса охоп­люють ширше коло органічних сполук.

Кислотою Льюїса вважається будь-яка частинка, що має вакантну орбіталь.

Якщо за теорією Бренстеда кислота — це донор протона, то за теорією Льюїса сам протон є кислотою, оскільки має вакантну орбіталь. Тобто у світлі електронної теорії кислота Бренстеда є сполукою, яка утворює кислоту Льюїса. Тому за теорією Льюїса до кислот належать не тільки сполуки, які відщеплюють протон (протонні кислоти), але й інші речовини, що мають вакантну орбі­таль і здатні приймати пару електронів (апротонні кислоти). Кис­лотами Льюїса, наприклад, є такі сполуки, як ВР₃, А1С1₃, РеС1₃, 8ЬС1₃, 2пС1₂, Н§С1₂ та ін.

Кислотно-основний процес за Льюїсом полягає в утворенні ковалентного зв'язку між основою і кислотою за рахунок електрон­ної пари основи і вакантної орбіталі кислоти. Наприклад, основи Льюїса, які мають неподілені пари електронів, утворюють з кис­лотами Льюїса /і-комплекси:

СН₃—Сі/ + ПАІСІз -=^ Н₃С—С1⁺—А1С1₃------- ► СН|[А1С1₄]

хлорометан алюміній хлорид «-комплекс

(основа Льюїса) (кислота Льюїса)

Основи Льюїса, які мають у своїй структурі я-зв'язок, утворю­ють з кислотами Льюїса я-комплекси:

+ Вг⁺ —* І —Н-~Вг⁺

бензен катіон брому л-комплекс

(основа Льюїса) (кислота Льюїса)

• •

Механізми органічних реакцій

ГЛАВА_________ _____ Ц ГЛАВЛ

Поиск по сайту: