Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований — в помощь студенту

Главная » Лекции по » Химии » Лекция №4 Органические кислоты и основания Лекция № 4

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!
  • ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
  • План
  1. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
  2. Классификация кислот и оснований по Бренстеду.

  3. Влияние структурных факторов на кислотность и основность.
  4. Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.

Лекция № 4

  1. ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
  2. План
  1. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
  2. Классификация кислот и оснований по Бренстеду.
  3. Влияние структурных факторов на кислотность и основность.

  4. Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.

    alt

    Узнай стоимость своей работы

    Бесплатная оценка заказа!

    Оценим за полчаса!

В настоящее время существуют две основных
теории кислот и оснований: теория Бренстеда и теория Льюиса.

Протонная теория кислот и оснований Бренстеда

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

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

Кислоты и основания образуют сопряженные кислотнотно-основные пары, например:  

CH3COOH  + H2O  CH3COO—  H3O+
кислота1  основание2  основание1  кислота2
 CH3NH2 + H2O  CH3NH3+ + OH—
основание1 кислота2 кислота1 основание2

В общем виде:  

Н-А  + :В  :А  + Н-В 
кислота1  основание2  основание1  кислота2
  1. Сила кислоты НА будет зависеть от силы основания :В. Поэтому для создания единой шкалы силу кислот и оснований Бренстеда определяют относительно воды, которая является амфотерным соединением и может
  2. проявлять и кислотные, и основные свойства.
  3. Сила кислот определяется константой равновесия их взаимодействия с водой как основанием, например:
  4. CH3COOH + H2O  CH3COO— + H3O+

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

Так как в разбавленных растворах [H2O]=const, то ее можно внести в константу равновесия, которую называют константой кислотности:

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

На практике чаще пользуются величинами pKa= — lg Ka. Чем меньше величина pKa, тем сильнее кислота.

  • Сила оснований определяется константой равновесия взаимодействия их с водой как кислотой:
  • RNH2 + H2O  RNH3+ + OH—
  • Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту        —  константа основности.

Для сопряженных кислоты и основания Ka Kb=KW. Таким образом, в сопряженной кислотно-основной паре, чем сильнее кислота, тем слабее основание и наоборот. Силу основания чаще выражают не константой основности, а константой

кислотности сопряженной кислоты .

Например, для основания RNH2 величина — это константа кислотности сопряженной кислоты :

RNH3+ + H2O  RNH2 + H3О+

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

На практике чаще пользуются величиной Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту. Чем больше величина , тем сильнее основание.  

  1. Классификация органических кислот и оснований
  2. Кислоты и основания Бренстеда классифицируют по природе атома при кислотном или основном центре.
  3. В зависимости от природы элемента, с которым связан протон, различают четыре основных типа органических кислот
  4. Бренстеда:
  • O-H – кислоты — карбоновые кислоты, спирты, фенолы;
  • S-H – кислоты — тиолы;
  • N-H – кислоты — амины, амиды, имиды;
  • C-H – кислоты — углеводороды и их производные.
  • В зависимости от
    природы атома, к неподеленной паре электронов которого присоединяется протон,
  • основания Бренстеда делят на три основных типа:
    • аммониевые основания — амины, нитрилы, азотсодержащие гетероциклические соединения;
    • оксониевые основания — спирты, простые эфиры, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и их функциональныепроизводные;
    • сульфониевые основания — тиолы, сульфиды.

Особый тип
оснований Бренстеда представляют p-основания, в которых центром основности являются
электроны p-связи
(алкены, арены).
 

Влияние структурных факторов на относительную силу кислот и оснований

Сила кислоты или основания определяется положением равновесия кислотно-основного взаимодействия и зависит от разности свободных энергий исходных и конечных соединений.

Поэтому факторы, которые стабилизируют сопряженное основание в большей степени, чем кислоту, увеличивают кислотность и уменьшают основность.

Факторы, стабилизирующие преимущественно кислоту по сравнению с основанием, действуют в противоположном направлении. Поскольку сопряженные основания, как правило, несут отрицательный заряд, то

  1. увеличению кислотности способствуют факторы, стабилизирующие анион.
  2. Влияние строения на силу кислот и оснований.
  3. Кислоты Бренстеда.
  4. Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения.
  5. Для оценки относительной силы кислот важны такие характеристики атома при кислотном центре как его электроотрицательность и
  6. поляризуемость.
  7. 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
  8. уменьшается в ряду:
  9. OH-кислоты> NH-кислоты> CH-кислоты
CH3O-H  CH3NH-H  CH3CH2-H 
pKa 16  30  40
  • Электроотрицательность атома зависит не только от его природы, но и от типа гибридизации и возрастает по мере увеличения s-характера гибридных орбиталей. Параллельно возрастает кислотность
  • соединений:

 

СH3CH2-H  CH2=CH-H 
pKa 40  36  25

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

OH-кислоты < SH-кислоты

CH3O-H  CH3S-H
pKa  16,0  10,5
  1. Увеличение кислотности соединений, несмотря на снижение электроотрицательности атомов в подгруппе, связано с увеличением их поляризуемости по мере возрастания радиуса атома. Большая поляризуемость атома способствует лучшей делокализации отрицательного заряда и повышению стабильности
  2. сопряженного основания.
  3. При одинаковой природе атома при кислотном центре сила кислоты определяется его структурным окружением. Увеличению силы кислоты способствует делокализация отрицательного заряда в сопряженном основании
  4. (анионе) и его рассредоточение на большем количестве атомов.

Так, карбоновые кислоты – одни из самых сильных органических кислот. Их сила обусловлена стабилизацией карбоксилат-аниона за счет делокализации отрицательного заряда в сопряженной системе. В результате отрицательный заряд в карбоксилат-анионе рассредоточен между двумя атомами

кислорода, а обе связи С-O абсолютно равноценны:

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

  • Фенолы являются более сильными кислотами, чем спирты, за счет резонансной стабилизации фенолят-аниона, отрицательный заряд
  • которого делокализован по ароматическому кольцу:

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

В результате по силе органические OH-кислоты могут быть расположены в следующий ряд:  

ROH  H2O  ArOH RCOOH
pKa 16-17  15,7  8-11  4-5

Введение заместителя в связанный с кислотным центром углеводородный радикал влияет на силу кислоты. Электроноакцепторные заместители увеличивают, а электронодонорные — уменьшают кислотность. Влияние электроноакцепторных заместителей связано с их способностью делокализовать

отрицательный заряд и, тем

самым стабилизировать сопряженное основание (анион). Влияние электронодонорных

заместителей напротив приводит к дестабилизации аниона.

  1. Электроноакцепторные заместители увеличивают силу алифатических и ароматических карбоновых кислот, электронодонорные
  2. заместители действуют в противоположном направлении:

 

Cl-CH2-COOH  H-COOH  CH3-COOH
pKa 2,8  3,7  4,7 
Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту
+M > -I -M и –I
pKa 4,47 4,20 3,43
  • Аналогичное влияние оказывают заместители на кислотность спиртов и фенолов.  
  • Основания Бренстеда.
  • При одинаковом структурном окружении для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома при основном
  • центре основность соединений уменьшается:
  • аммониевые основания > оксониевые основания
ROH  RNH2
~2  ~10
  1. Снижение основности связано с тем, что более электроотрицательный атом прочнее удерживает неподеленную пару электронов,
  2. которую он должен отдать на образование связи с протоном.
  3. Увеличения s-характера гибридных орбиталей приводит к снижению основности:
  4. Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра основность уменьшается:
  5. оксониевые основания > сульфониевые основания

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

Так, электронодонорные заместители увеличивают основность алифатических и ароматических аминов, увеличивая склонность электронной пары азота к атаке протона.

Электроноакцепторные заместители напротив снижают электронную плотность неподеленной пары электронов азота и делают ее менее восприимчивой для атаки

протоном:

 

9,2 10,6 10,7
  • Если свободная пара электронов азота находится в сопряжение с двойной связью или ароматическим кольцом, основность снижается. Так, в анилине свободная пара электронов азота сопряжена с ароматическим
  • кольцом.
  • Протонирование анилина приводит к нарушению сопряжения и энергетически менее выгодно, чем протонирование алифатических
  • аминов.

 

10,6 4,6 0,9
  1. Амиды карбоновых кислот являются очень слабыми основаниями из-за сопряжения пары электронов азота с карбонильной группой. В результате атом азота приобретает частичный положительный, а атом кислорода – частичный отрицательный заряд, и протонирование амидов происходит, как правило,
  2. по атому кислорода.
  3. Основность азотсодержащих гетероциклических соединений также определяется доступностью пары электронов азота для атаки протона. Высокой основностью обладают насыщенные азотсодержащие гетероциклы, в
  4. которых атом азота находится в состоянии sp

3-гибридизации. Основность пиридиниевого атома азота (sp2-гибридизация) ниже. Наконец, пиррольный атом азота практических лишен основных свойств, так как его протонирование означает разрушение ароматической гетероциклической

системы:

 

pKa 11,27 5,2 — 0.3

Кислоты и основания Льюиса

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).

  • Таким образом, основания Бренстеда и Льюиса – это одни и те же частицы. Однако основность по Бренстеду есть способность присоединять только протон, в то время как основность по Льюису – понятие более широкое и означает способность к взаимодействию с любой частицей, имеющей
  • низколежащую свободную орбиталь.
  • Кислотно-основное взаимодействие по Льюису есть доноро-акцепторное взаимодействие и любую гетеролитическую реакцию можно
  • представить как взаимодействие кислоты и основания Льюиса:

Единой шкалы для сравнения силы кислот и оснований Льюиса не существует, так как их относительная сила будет зависеть от того, какое вещество взято за стандарт (для кислот и оснований Бренстеда таким стандартом является вода). Для оценки легкости протекания кислотно-основного взаимодействия по Льюису Р. Пирсоном была предложена качественная теория

“жестких” и “мягких” кислот и оснований.

Жесткие основания обладают высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Они трудно окисляются. Их

высшие занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют низкую энергию.

Мягкие основания имеют низкую электроотрицательность и высокую поляризуемость. Они легко окисляются. Их высшие

занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют высокую энергию.

Жесткие кислоты имеют высокую электроотрицательность и низкую поляризуемость. Они трудно восстанавливаются. Их

низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют низкую энергию.

Мягкие кислоты обладают низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Они легко восстанавливаются.

Их низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют высокую энергию.

Самая жесткая кислота — Н+, самая мягкая – СН3Hg+. Наиболее жесткие основания – F— и OH—, наиболее мягкие – I— и Н—.

Таблица 5.  Жесткие и мягкие кислоты и основания.  

Жесткие Промежуточные Мягкие
Кислоты
H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Fe3+, BF3, AlCl3, RC+=O Cu2+, Fe2+, Zn2+, R3C+ Ag+, Hg2+, I2
Основания
H2O, OH—, F—, ROH, RO—, R2O, NH3, RNH2 ArNH2, Br—, C5H5N R2S, RSH, RS—, I—, H—, C2H4, C6H6
  1. Принцип жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО):
  2. Жесткие кислоты преимущественно взаимодействуют с жесткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими
  3. основаниями.
  4. Это выражается в больших скоростях реакций и в образовании более устойчивых соединений, так как взаимодействие между близкими по энергии орбиталями эффективнее, чем взаимодействие между орбиталями,
  5. значительно различающимися по энергии.
  6. Принцип ЖМКО используют для определения преимущественного направления конкурирующих процессов (реакции элиминирования и нуклеофильного замещения, реакции с участием амбидентных нуклеофилов); для
  7. направленного создания детоксикантов и лекарственных препаратов.

Источник: http://studentik.net/lekcii/lekcii_xmia/3120-lekcija-4-organicheskie-kisloty-i-osnovanija.html

Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури

  • Кислоты – молекулы или ионы, способные в данной реакции отдавать катион водорода Кислота – донор протонов Основания – молекулы или ионы, способные в данной реакции присоединять протоны (акцепторы протонов)
  • Основания – акцепторы протонов.
  • С каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протоны.

Каждой кислоте соответствует свое основание и каждому основанию — своя кислота. Эту пару сопряженных веществ называют кислотно-основной или протолитической парой. Каждый отдельный компонент этой пары называется протолитом.

Кислота и основание одной протолитической пары называются сопряженными протолитами (сопряженными кислотой и основанием).

  1. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание.
  2. Согласно протонной теории кислоты подразделяют на 3 типа:
  3. 1) Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.:
  4. HCl(газ) + H2O(ж) ó H3O+(р) + Cl-(р)
  5. нейтр. к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание
  6. 2) Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+, H3O+:
  7. NH4+ ó NH3 + H+
  8. 3) Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.
  9. HSO4-(р) + H2O(ж) ó H3O+(р) + SO42-(р)
  10. анионная к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание
  11. Подобного рода классификация имеется и для оснований:
  12. 1) Нейтральные основания, например NH3, H2O, C2H5OH и др.
  13. NH3+H+ ó NH4+
  14. 2) Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например Cl-, CH3COO-, OH-:
  15. CH3COO-+H+ó CH3COOH
  16. 3) Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H2N-NH3+
  17. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре.
  18. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,

СН3СООН + Н2О ↔ Н3О+ + СН3СОО–

константа равновесия имеет вид

Кa = [H3O+][CH3COO–]/ [CH3COOH]
  • Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — равновесная концентрация недиссоциированных молекул.
  • Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.
  • Аналогично для протолиза слабого основания
  • NH3·HOH ↔ NH4+ + OH–
  • существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре
Кb = [NH4+][OH–]/ [NH3 · HOH]
  1. Величины Ка и Кb для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.
  2. Ка Кb=10-14 или рКа+рКb=14, рКb=14-рКа
  3. Амфолиты.

Амфолиты — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н +, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН-.

К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты , пептиды , белки и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием аминогрупп NH2. К амфолитам также относится вода.

Теория Льюиса.

Кислоты Льюиса – это молекулы или ионы, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они могут акцептировать электронную пару. (пример – протон водорода, катионы металлов, оксиды некоторых неметаллов (SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3 и др.))

Основания Льюиса – это молекулы и ионы, имеющие пару электронов, являющиеся донорами электронных пар. Примеры: все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены и др.

Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.

Теоретическое обоснование принципа жестких и мягких кислот и оснований - в помощь студенту

  • Принцип жестких и мягких кислот (ЖМКО).
  • Основан на теории Льюиса.
  • Жёсткие кислоты – это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, значительным положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.

Примеры: протоны водорода, катиона лития, магния, калия, натрия, алюминия, хрома. Молекулы BF3, AlCl3 и др.

Жёсткие основания – донорные частицы с высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью. Соединения прочно удерживают электроны.

  1. Примеры: гидроксид-ион, фторид-ион, хлорид-ион, нитрат-ион, NH3, R-NH2, H2O, спирты, эфиры.
  2. Мягкие кислоты – кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.
  3. Примеры: Катионы серебра, меди (I), ртути, I+, Br+
  4. Мягкие основания – основания Льюиса, содержащие донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.
  5. Слабо удерживают валентные электроны.
  6. Примеры: I-, H-, C6H6, алкены
  7. Суть принципа ЖМКО: жёсткие кислоты реагируют с жёсткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

Билет 18. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель (pH) как количественная мера активной кислотности и основности. Определение активной концентрации ионов водорода.

  • Автопротолиз воды.
  • Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.
  • Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет её автопротолиз
  • Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением:
  • H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-.
  • Константа равновесия для уравнения автопротолиза воды равна 1,82*10-16

Рекомендуемые страницы:

Воспользуйтесь поиском по сайту:

Источник: https://megalektsii.ru/s4359t7.html

Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. амфолиты

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 10Следующая ⇒

Теория Бренстеда-Лоури:кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е.

быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны присоединить протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Например:HNO3+H2O=H3O++NO3-

Молекула и ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

Вода – слабый электролит, являющийся амфолитом, поэтому участвует в процессе автопротолиза.

Автопротолиз воды– это процесс отдачи и присоединения протонов молекулами воды, являющейся амфолитом:

  • Ионное произведение воды, Kw– величина, равная произведению активностей водород- игидроксид-ионов,постоянная при данной температуре:
  • Kw =а(Н+)а(ОН–)=10–14 моль2/л2 (Т = 298 К)
  • Водородный показатель, рН– количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода:
  • рН = –lgа(Н+)
Характеристика среды раствора
среда нейтральная а(Н+) =а(ОН–) рН = 7 (Т = 298 К)
среда кислая а(Н+) >а(ОН–) рН < 7
среда щелочная а(Н+) 7

Постоянство рН биологических жидкостей называется кислотноосновным гомеостазом. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя физиологические механизмы (лѐгочную и почечную компенсации) и физико-химические:буферное действие, ионный обмен. В норме рН некоторых биологических жидкостей меняется в следующих диапазонах (табл. 8):

Таблица 8
Диапазон изменения рН биологических жидкостей
Название биологической жидкости Диапазон изменения рН
Межклеточная жидкость 7,36–7,44
(кровь, плазма, ликвор)
Внутриклеточная жидкость 4,5–8,5
Моча 4,8–7,5
Желудочный сок 1,5–2
Слюна 6,35–6,85

Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория ЖМКО).

Электронная теория Льюиса

Объект Определение Примеры
Кислота Акцептор элек- BF3, AlCl3, FeBr3,
тронных пар катионы метал-
лов, протон
Основание Донор электрон- RNH2, NH3, ROH,
ных пар ROR, OH–,Hal–

Согласно теории Льюиса, кислотно-основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи.

Кислоты Льюиса –акцепторы пары электронов,основания Льюиса – доноры пары электронов.

Кислотами Льюиса могут быть молекулы, атомы или катионы, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. К кислотам Льюиса относятся галогениды элементов II и III групп периодической системы, галогениды других металлов, имеющих вакантные орбитали, протон. Кислоты Льюиса в реакциях участвуют в качестве электрофильных реагентов.

Основаниями Льюиса являются молекулы, атомы или анионы, имеющие неподеленную пару электронов, которую они предоставляют для образования связи с вакантной орбиталью. К основаниям Льюиса относятся спирты, простые эфиры, амины, тиоспирты, тиоэфиры, а также соединения, имеющие p-связи. В реакциях основания Льюиса проявляют себя как нуклеофильные частицы.

Развитие теории Льюиса привело к созданию принципа жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО или принцип Пирсона). Согласно принципа Пирсона, кислоты и основания подразделяются на жесткие и мягкие.

Жесткие кислоты –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. К ним относятся: протон, ионы металлов (К+, Na+, Mg2+, Ca2+, Al3+), AlCl3 и др.

Мягкие кислоты — –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых имеют большие размеры, большую поляризуемость, обладают малым положительным зарядом и низкой электроотрицательностью. К ним относятся: ионы металлов (Ag+, Cu+), галогены (Br2, I2), катионы Br+, I+ и др.

Жесткие основания –основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, имеют малый радиус атома. К ним относятся: Н2О, ОН-, F-, Cl-, NO3-, ROH, NH3, RCOO- и др.

Мягкие основания —основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью, имеют большой радиус атома. К ним относятся: Н-, I-, C2H4, C6H6, RS- и др.

Суть принципа ЖМКО состоит в том, что жесткие кислоты реагируют с жесткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями

Жесткие, мягкие кислоты и основания (ЖМКО)

Параметры Жесткие Жесткие Мягкие Мягкие
кислоты основания кислоты основания
Поляризуемость низкая низкая высокая высокая
Электроотрица- высокая высокая низкая низкая
тельность
Радиус малый малый большой большой
Степень окисления высокая высокая низкая низкая
Примеры Н+, К+, Na+, H2O, OH–, Ag+, Cu+, RSR, RSH,
Mg2+, Ca+2, ROH, NH3, Hg2+, Hg+, RS–,H–,I–
Al+3 NH , ROR, Cd2+
RCOO, F–,Cl–

Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований — принимать его. Мерой этой способности служат соот­ветственно константа кислотности Кa и константа основности Кb.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

Изоэлектрическая точка— точка нулевого заряда, состояние поверхности тела (или частицы дисперсной фазы) в контакте с раствором электролита, характеризующееся равным числом положительных и отрицательных зарядов в адсорбционном слое.

Протолитические реакции. Типы протолитических реакции (нейтрализации, гидролиза, ионизации). Примеры. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.

  1. К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:
  2. CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
  3. кислотаI основаниеI основаниеI кислотаII
  4. NH3 + H2O = NH4+ + OH-
  5. основаниеIкислотаII кислотаII основаниеI
  6. Реакция нейтрализации– протолитическая реакция переноса протона от кислоты к основанию, например,
  7. HNO3 + KOH = KNO3 + H2O H+ + OH– = H2O
  8. Автопротолиз (собственный протолиз)– перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита.
Примеры:
а) H2O + H2O OH– + H3O+
кис-та1 осн-е2 осн-е1 кис-та2
б) NH3 + NH3 NH 2 + NH 4
кис-та1 осн-е2 осн-е1 кис-та2

Гидролиз солей– протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений.

Конкуренцияза обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакциюобратимойи приводит ее к состояниюпротолитического равновесияс определенным значением константы равновесияKсприT= Const.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Рекомендуемые страницы:

Источник: https://lektsia.com/7x77a3.html

Ссылка на основную публикацию