Кислотно-основные взаимодействия

В настоящее время существуют две основных теории кислот и оснований: теория Брёнстеда-Лоури (1923 г.) и теория Льюиса (1926 г.).

Кислоты Брёнстеда – это соединения, способные отдавать протон (доноры протона).

Основания Брёнстеда – это соединения, способные присоединять протон (акцепторы протона). Для взаимодействия с протоном основание должно иметь свободную пару электронов или электроны π -связи.

Кислоты и основания образуют сопряженные кислотно-основные пары:

В зависимости от природы элемента, с которым связан протон, различают четыре основных типа органических кислот Брёнстеда:

O-H-кислоты - карбоновые кислоты, спирты, фенолы;

S-H-кислоты - тиолы;

N-H-кислоты - амины, амиды, имиды;

C-H-кислоты - углеводороды и их производные.

Мерой силы кислоты является константа кислотности (ионизации) К_а или рК_а. Чем больше К_а (или меньше рК_а), тем сильнее кислота.

В зависимости от природы атома, к неподеленной паре электронов которого присоединяется протон, основания Брёнстеда делят на три основных типа:

N (аммониевые) основания - амины, нитрилы, азотсодержащие гетероциклические соединения;

О (оксониевые) основания - спирты, простые эфиры, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и их функциональные производные;

S (сульфониевые) основания - тиолы, сульфиды.

Особый тип оснований Бренстеда представляют π -основания, в которых центром основности являются электроны π -связи (алкены, арены).
При прочих равных условиях для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома кислотность соединений увеличивается, так как высокая электроотрицательность атома при кислотном центре стабилизирует образующийся при отщеплении протона анион. Так, кислотность уменьшается в ряду:

OH-кислоты> NH-кислоты> CH-кислоты

Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра и поляризуемости атома кислотность соединений увеличивается:

OH-кислоты < SH-кислоты

Введение заместителя в углеводородный радикал влияет на силу кислоты. Электроноакцепторные (ЭА) заместители увеличивают, а электронодонорные (ЭД) - уменьшают кислотность, поскольку электроноакцепторные заместители стабилизируют сопряженное основание (анион), а электронодонорные заместители - дестабилизируют.

Основность уменьшается в ряду:

N-основания > О-основания > S-основания (NOS)

Введение электронодонорных заместителей увеличивает, а введение электроакцепторных - понижает основность.

Дж. Льюисом была предложена более общая теория кислот и оснований.

Основания Льюиса – это доноры пары электронов (спирты, алкоголят-анионы, простые эфиры, амины и т.д.)

Кислоты Льюиса – это акцепторы пары электронов, т.е. соединения, имеющие вакантную орбиталь (ион водорода и катионы металлов: H⁺, Ag⁺, Na⁺, Fe²⁺; галогениды элементов второго и третьего периодов BF₃, AlCl₃, FeCl₃, ZnCl₂; галогены; соединения олова и серы: SnCl₄, SO₃). Кислотно-основное взаимодействие по Льюису - это доноро-акцепторное взаимодействие и любую гетеролитическую реакцию можно представить как взаимодействие кислоты и основания Льюиса.