Teoria protolitica degli acidi e delle basi. Acidi e basi nella chimica organizzativa. Acido coniugato e base coniugata. Equilibri acido-base, esempi. L'influenza dei sostituenti in una molecola sull'acidità e sulla basicità Idee moderne sull'acido

Gli acidi e le basi mostrano le loro proprietà solo in presenza reciproca. Nessuna sostanza cederà un protone se nel sistema non è presente un accettore di protoni - una base, e viceversa. si formano coppia acido-base coniugata in cui più forte è l'acido, più debole è la sua base coniugata, e più forte è la base, più debole è il suo acido coniugato.

Un acido che dona un protone diventa una base coniugata, mentre una base che accetta un protone diventa un acido coniugato. Un acido è solitamente indicato con AN e una base con B

Ad esempio: HC1- H + + C1 -, HC1 - acido forte; C1 - ione - base debole coniugata;

CH 3 COOH - CH 3 COO - + H +, CH 3 COOH è un acido debole e CH 3 COO - è uno ione base forte coniugato.

La visione generale può essere rappresentata come segue:

Í+¦ : A + B Í:Â+ + À:-

insieme dei fondamenti della resistenza resistenza

qualcosa di basilare

Abbiamo già detto che le proprietà acide dei composti si rivelano solo in presenza di una base e le proprietà basiche - in presenza di un acido, ad es. nei composti esiste un certo equilibrio acido-base, per lo studio del quale H 2 O viene utilizzato come solvente. In relazione all'H 2 O come acido o come base, vengono determinate le proprietà acido-base dei composti.

Per gli elettroliti deboli, l'acidità viene quantificata A Rav una reazione che comporta il trasferimento di H+ da un acido a H 2 O come base.

CH 3 COOH + H 2 O - CH 3 COO - + H 3 O +

che è l'acido basico

CH 3 COO - - ione acetato, base coniugata;

H 3 O + - ione idronio, acido coniugato.

Utilizzando il valore della costante di equilibrio di questa reazione e tenendo conto che la concentrazione di H 2 O è quasi costante, possiamo determinare il prodotto K? chiamata costante di acidità A acidità (k UN).

Più alto è il K a, più forte è l'acido. Per CH 3 COOH K a = 1,75 10 -5. Valori così piccoli sono scomodi nel lavoro pratico, quindi K a è espresso attraverso rk UN (pK = -?g K UN). Per CH3COOH pKa = 4,75. Più basso è il valore pKa, più forte è l'acido.

La forza delle basi è determinata dal valore pK di BH+.

Proprietà acide dei composti organici con gruppi funzionali contenenti idrogeno (alcoli, fenoli, tioli, acidi carbossilici, ammine).

Acidi organici

Nei composti organici, a seconda della natura dell'elemento a cui è associato H+, si distinguono i seguenti acidi:

LUI- acidi (acidi carbossilici, fenoli, alcoli)

CH- acidi (idrocarburi e loro derivati)

NH- acidi (ammine, ammidi, immidi)

SH- acidi (tioli).

Un centro acido è un elemento e il suo atomo di idrogeno associato.

La forza dell'acido dipenderà da stabilità anionica, quelli. dalla base coniugata, che si forma quando H+ viene separato dalla molecola. Più l'anione è stabile, maggiore è l'acidità del composto.

La stabilità degli anioni dipende da una serie di fattori che contribuiscono alla delocalizzazione della carica. Maggiore è la delocalizzazione della carica, più stabile è l'anione, più forti sono le proprietà acide.

Fattori che influenzano il grado di delocalizzazione:

1. Natura dell'eteroatomo nel sito acido
2. Effetti elettronici degli atomi di radicali idrocarburici e dei loro sostituenti
3. La capacità degli anioni di solvatarsi.
1. Dipendenza dell'acidità dall'eteroatomo.

La natura di un eteroatomo è intesa come la sua elettronegatività (E.O.) e polarizzabilità. Maggiore è l'(E.O.), più facile è la scissione eterolitica nella molecola. Nei periodi da sinistra a destra, all'aumentare della carica del nucleo, aumenta (E.O), cioè la capacità degli elementi di trattenere una carica negativa. Come risultato dello spostamento della densità elettronica, il legame tra gli atomi è polarizzato. Quanto più sono gli elettroni e quanto maggiore è il raggio dell'atomo, tanto più lontani sono gli elettroni del livello energetico esterno dal nucleo, tanto maggiore è la polarizzabilità e maggiore l'acidità.

Esempio: CH- NH- OH- SH-

aumento dell’E.O. e acidità

C, N, O - elementi dello stesso periodo. E.O. cresce nel periodo, l'acidità aumenta. In questo caso, la polarizzabilità non influirà sull'acidità.

La polarizzabilità degli atomi in un periodo cambia leggermente, quindi il fattore principale che determina l'acidità è l'E.O.

Ora considera OH-SH-

aumento dell'acidità

O, S - sono nello stesso gruppo, il raggio nel gruppo aumenta dall'alto verso il basso, quindi aumenta anche la polarizzabilità dell'atomo, il che porta ad un aumento dell'acidità. S ha un raggio atomico maggiore di O, quindi i tioli mostrano proprietà acide più forti rispetto agli alcoli.

Confronta tre composti: etanolo, etantiolo e amminoaetanolo:

H 3 C - CH 2 - LUI, H 3 C - CH 2 - SH e H 3 C - CH 2 - N.H. 2

1. Confrontiamo per radicale: sono la stessa cosa;
2. Per la natura dell'eteroatomo nel gruppo funzionale: S e O sono nello stesso gruppo, ma S ha un raggio atomico maggiore e una maggiore polarizzabilità, quindi l'etantiolo ha proprietà acide più forti
3. Ora confrontiamo O e N. O ha un EO più alto, quindi l'acidità degli alcoli sarà più alta.
2. L'influenza del radicale idrocarburico e dei sostituenti in esso presenti

È necessario attirare l'attenzione degli studenti sul fatto che i composti confrontati devono avere lo stesso centro acido e lo stesso solvente.

Sostituenti elettron-attrattori (E.A.). contribuire alla delocalizzazione della densità elettronica, che porta alla stabilità dell'anione e, di conseguenza, ad un aumento dell'acidità.

Sostituenti donatori di elettroni (ED). al contrario, contribuiscono alla concentrazione della densità elettronica nel centro acido, che porta ad una diminuzione dell'acidità e ad un aumento della basicità.

Ad esempio: gli alcoli monovalenti presentano proprietà acide più deboli rispetto ai fenoli.

Esempio: H 3 C > CH 2 > OH

1. Il centro acido è lo stesso
2. Il solvente è lo stesso

Negli alcoli monovalenti, la densità elettronica si sposta dal radicale idrocarburico al gruppo OH, cioè il radicale mostra un effetto +I, quindi una grande quantità di densità elettronica è concentrata sul gruppo OH, per cui H + è legato più strettamente a O e la rottura del legame OH è difficile, quindi gli alcoli monovalenti presentano proprietà acide deboli .

Nel fenolo, al contrario, l'anello benzenico è E.A., e il gruppo OH è E.D.

A causa del fatto che il gruppo ossidrile entra in coniugazione comune con l'anello benzenico, nella molecola di fenolo si verifica una delocalizzazione della densità elettronica e l'acidità aumenta, perché la coniugazione è sempre accompagnata da un aumento delle proprietà acide.

Un aumento del radicale idrocarburico negli acidi monocarbossilici influenza anche il cambiamento delle proprietà acide e quando i sostituenti vengono introdotti nell'idrocarburo, si verifica un cambiamento nelle proprietà acide.

Esempio: Negli acidi carbossilici, dopo la dissociazione, si formano ioni carbossilato, gli anioni organici più stabili.

Nello ione carbossilato, la carica negativa dovuta alla coniugazione p, p è distribuita equamente tra i due atomi di ossigeno, cioè è delocalizzato e, di conseguenza, meno concentrato, quindi negli acidi carbossilici il centro acido è più forte che negli alcoli e nei fenoli.

Con un aumento del radicale idrocarburico, che svolge il ruolo di E.D. l'acidità degli acidi monocarbossilici diminuisce a causa della diminuzione di d+ sull'atomo di carbonio del gruppo carbossilico. Pertanto, nella serie omologa degli acidi, l'acido formico è il più forte.

Quando introduciamo E.A. sostituente in un radicale idrocarburico, ad esempio il cloro: l'acidità del composto aumenta, perché a causa dell'effetto -I, la densità elettronica viene delocalizzata e aumenta d + sull'atomo C del gruppo carbossilico, quindi, in questo esempio, l'acido tricloroacetico sarà il più forte.

3. Effetto del solvente.

L'interazione di molecole o ioni di un soluto con un solvente è chiamata processo solvatazione. La stabilità di un anione dipende in modo significativo dalla sua solvatazione in soluzione: più lo ione è solvatato, più è stabile, e maggiore è la solvatazione, minore è la dimensione dello ione e minore è la delocalizzazione della carica negativa in esso.

I termini “acido” e “base” sono usati per riferirsi a due gruppi di composti che hanno una serie di proprietà diametralmente opposte. Nel 1923, I. Brønsted e T. Lowry proposero una teoria protolitica generale di acidi e basi. Secondo questa teoria, le seguenti definizioni corrispondono ai concetti di acido e base.

Un acido è una molecola o uno ione capace di donare un catione idrogeno (protone). L'acido è un donatore di protoni.

Una base è una molecola o uno ione capace di legare un catione idrogeno (protone). La base è un accettore di protoni.

Un acido, cedendo un protone, si trasforma in una particella tendente ad accettarlo, che viene chiamata base coniugata:

La base, aggiungendo un protone, si trasforma in una particella che tende a cederlo, che viene chiamata acido coniugato:

Viene chiamata la combinazione di un acido e la sua base coniugata o di una base e il suo acido coniugato coppie acido-base coniugate.

La forza di un acido è determinata dalla sua capacità di donare un protone, cioè un acido forte è un donatore attivo di protoni. La forza degli acidi nelle soluzioni acquose diminuisce nel seguente ordine:

La forza di una base è determinata dalla sua capacità di accettare un protone, cioè una base forte è un accettore di protoni attivo. La forza delle basi nelle soluzioni acquose, cioè la loro affinità per i protoni, diminuisce nella serie:

Gli acidi forti, donando facilmente un protone, vengono convertiti in basi coniugate, che non accettano facilmente un protone. Pertanto, la dissociazione di questi acidi è quasi irreversibile:

Gli acidi deboli, avendo difficoltà a cedere un protone, vengono convertiti in basi coniugate che accettano attivamente un protone, il che rende la dissociazione degli acidi deboli un processo reversibile e l'equilibrio si sposta verso la forma indissociata:

Le basi forti e deboli si comportano in modo simile, trasformandosi a seguito della reazione nei corrispondenti acidi coniugati, ovvero in questi casi esistono anche coppie acido-base coniugate:

Alcune sostanze sono in grado di agire in alcune reazioni come donatori di protoni, donandolo a composti che hanno un'affinità maggiore per il protone, e in altre - come accettore di protoni, sottraendolo ai composti con minore affinità per il protone. Tali sostanze sono chiamate anfoliti.

Gli anfoliti sono molecole o ioni che possono sia donare che accettare un protone, e quindi entrare in reazioni caratteristiche sia degli acidi che delle basi. L'anfolita mostra le proprietà di un acido o di una base a seconda delle sostanze con cui interagisce. Un tipico anfolita è l'acqua, poiché a seguito della sua dissociazione elettrolitica si formano sia un acido forte che una base forte:

Inoltre, l'acqua interagisce con gli acidi, agendo come una base, e con le basi, esibendo le proprietà di un acido:

Gli anfoliti sono idrossidi di alcuni metalli (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Gli anfoliti sono idroanioni di acidi polibasici, ad esempio HC0 3 -, HP0 4 2- e H2PO4-.

Gli anfoliti sono anche composti le cui molecole contengono due diversi gruppi acido-base, ad esempio a-amminoacidi biologicamente importanti. In seguito al trasferimento di un protone dal gruppo carbossilico al gruppo amminico, la molecola di α-amminoacido si trasforma da tautomero* che non contiene gruppi carichi in un tautomero avente struttura bipolare-ionica (zwitterionica). Pertanto, gli a-amminoacidi sono caratterizzati da tautomerismo prototropico(Sezione 21.2.1).

Nello stato cristallino e nelle soluzioni acquose questo equilibrio per gli α-amminoacidi è quasi completamente spostato verso il tautomero a struttura bipolare. Pertanto, per la glicina in soluzione acquosa, il contenuto di un tautomero con struttura ionica bipolare è 223.000 volte maggiore di quello di un altro tautomero.

A causa di questa caratteristica strutturale, le molecole di α-amminoacidi presentano proprietà acide dovute al gruppo ammonio (NH 3 +) e basiche dovute al gruppo carbossilico ionizzato (-COO-), agendo come anfoliti:

Come tutti gli anfoliti, gli α-amminoacidi sono elettroliti deboli.

Secondo la teoria protolitica lo sono gli acidi, le basi e gli anfoliti protoliti, e viene chiamato il processo di trasferimento di un protone da un acido a una base protolisi e si spiega con il fatto che queste due sostanze hanno affinità diverse per i protoni. Un'interazione acido-base coinvolge sempre due coppie acido-base coniugate e il trasferimento di protoni avviene sempre verso la formazione di acidi più deboli, compresi quelli coniugati. Se la propensione dei reagenti ad interagire con un protone è proporzionata, allora equilibrio protolitico.

Equilibrio protolitico o acido-base stabilito come risultato della competizione per un protone(H+) tra le basi di coppie acido-base coniugate interagenti(NA, A- E VN + , V). L’equilibrio protolitico si sposta sempre verso la formazione di un acido più debole:

L’equilibrio protolitico può essere schematicamente rappresentato dal seguente diagramma:

Il trasferimento di protoni avviene sempre da un acido forte A all'anione di un acido debole, che è accompagnato dallo spostamento di un acido debole dal suo sale sotto l'influenza di un acido più forte.

L'equilibrio protolitico si osserva durante la ionizzazione degli elettroliti deboli nell'acqua (Sezione 7.2). Pertanto, la ionizzazione di un acido debole in soluzioni acquose è una conseguenza della competizione per un protone tra l'anione dell'acido debole e l'acqua, che funge da base, cioè da accettore di protoni. Questo processo è reversibile ed è caratterizzato da una costante di equilibrio K a:

Quando una base debole interagisce con l'acqua, quest'ultima, agendo come donatrice di protoni, favorisce la ionizzazione di questa base, che è di natura di equilibrio:

per acidi e basi elettrolitici deboli è caratterizzato dai valori delle costanti di acidità K a e basicità K b di conseguenza (sezione 7.2). Se queste costanti caratterizzano l'interazione protolitica dell'acqua con un acido o una base di una coppia coniugata HA, A o BH +, B, allora il prodotto delle costanti di acidità K a io basicità Kb, componenti di una data coppia è sempre uguale al prodotto ionico dell'acqua Kn 2 o = 1 * 10 -14 (a 22 °C):

Queste espressioni permettono di sostituire la costante di basicità nel caso di soluzioni acquose Q o indicatore di basicità pKb base debole ad acidità costante K a o livello di acidità pK a acido coniugato di questa base. In pratica, per caratterizzare le proprietà protolitiche di un composto, si usa solitamente il valore rk a. Quindi, la forza dell'ammoniaca nell'acqua come base (pKb, = 4.76) può essere caratterizzato dall'indice di acidità dello ione ammonio NH4+, cioè dell'acido coniugato: pK a (NH4+) = 14 - 4,76 - 9.24. Pertanto, nel caso di soluzioni acquose non è necessaria una tabella speciale di costanti o indicatori! basicità, è sufficiente una sola scala di acidità presentata nella tabella. 8.1, dove le proprietà delle basi sono caratterizzate dalla costante K a o indicatore di acidità pK a i loro acidi coniugati. L'acido più forte nelle soluzioni acquose è il catione idrogeno H+ (più precisamente H3O+), e la base più forte è l'anione OH-. Grandezza pK a caratterizza quantitativamente la forza degli elettroliti deboli nelle soluzioni acquose.

Un acido debole è tanto più debole quanto più alto è il suo valore pKa. Una base debole è tanto più debole quanto più basso è il valore pK del suo acido coniugato.

Senso pK aè pari al valore del pH di una soluzione acquosa in cui un dato elettrolita debole è ionizzato al 50%: poiché in questo caso [A - ] = [HA], allora K a= [H+] e pK a= pH. Pertanto, per l'acido acetico nella sua soluzione acquosa con pH = pK a (CH 3 COOH) = = 4,76, si verifica l'uguaglianza [CH 3 COO-] = [CH 3 COOH], e per una soluzione acquosa di ammoniaca l'uguaglianza = sarà osservato in una soluzione con pH = pK e (NH4+) = 9,24.

Inoltre, il valore pK a consente di determinare il valore del pH delle soluzioni acquose, dove un dato acido debole HA si trova prevalentemente (99% o più) sotto forma di anione (A") - questo sarà in soluzioni con un pH > pK a + 2; o sotto forma di molecole (NA) - in soluzioni con pH< pK a - 2. Nell'intervallo ArH = pK a ± 2 un elettrolita debole in soluzioni acquose esiste sia in forma ionizzata che non ionizzata nel rapporto [A-]/[HA] da 100: 1 a 1: 100 rispettivamente.

Le relazioni date lo consentono, conoscendone il valore pK a biosubstrato, determinare in quale forma sarà ad un particolare valore di pH nei sistemi acquosi del corpo. Inoltre, la conoscenza della grandezza pK a di un elettrolita debole consente di calcolare il pH delle soluzioni acquose di questo elettrolita se se ne conosce la concentrazione.

Secondo la teoria di Lowry-Bronsted gli acidi sono sostanze che possono donare un protone, le basi sono sostanze che accettano un protone:

Se B è una base forte allora è un acido debole. Con questo aiuto è possibile caratterizzare il grado di dissociazione di un acido o di un acido coniugato. Oltre alla costante di acidità esiste anche il concetto di costante di basicità e il suo corrispondente

Secondo la teoria di Lewis, gli acidi sono composti che possono accettare e le basi possono donare una coppia di elettroni.

In senso lato, gli acidi sono composti che forniscono un catione, in un caso particolare un protone, oppure accettano una coppia di elettroni con un atomo o un gruppo di atomi, ecc.).

Le basi accettano un catione, in un caso particolare un protone, oppure forniscono una coppia di elettroni con un atomo o un gruppo di atomi

L'acidità o la basicità di una sostanza si manifesta nel processo di interazione con un'altra sostanza, in particolare con un solvente, e quindi è relativa.

Molte sostanze hanno proprietà anfotere. Ad esempio, l'acqua, gli alcoli e gli acidi sono in grado di donare un protone quando interagiscono con le basi e di accettarlo con gli acidi. In assenza di acidi e basi, la duplice natura di tali composti si manifesta nell'autoprotolisi:

La dissociazione di un acido in un solvente significa il trasferimento di un protone al solvente:

A questo proposito, la forza dell'acido è espressa dalla costante di dissociazione, caratteristica solo di un dato solvente. Il trasferimento di protoni avviene solo in solventi altamente ionizzanti e solvatanti, come l'acqua.

Il grado di dissociazione acida durante la transizione da un mezzo acquoso a uno organico diminuisce di 4-6 ordini di grandezza.

I solventi fortemente solvatanti e ionizzanti neutralizzano la forza degli acidi, mentre i solventi non polari e poco iolari, interagendo con essi a livello dei legami idrogeno, hanno un effetto differenziante. In quest'ultimo caso, le differenze nella forza acida diventano più significative.

Nei solventi inerti e non polari la probabilità di astrazione di protoni è molto bassa, sebbene a causa degli effetti elettronici interni il legame possa essere altamente polarizzato. In tali condizioni, le proprietà acide si manifestano nell'autoassociazione delle molecole HA o in associazione con accettori di protoni - basi. In quest'ultimo caso la misura dell'acidità è la costante di associazione con l'eventuale base scelta come standard. Ad esempio, la costante di associazione dell'acido benzoico e della difenilguanidina nel benzene è

Il potere protonizzante di un acido si esprime anche attraverso la funzione acidità, che caratterizza lo stato di equilibrio durante la formazione complessa di acidi e basi nei solventi organici. Gli indicatori che cambiano colore a seconda della forza dell'acido sono spesso usati come basi, il che rende possibile studiare il sistema con metodi spettroscopici. In questo caso è importante che nello spettro siano identificate le bande delle basi libere associate.

Quindi, in un mezzo introduttivo, acidi e basi formano ioni solvatati, in un mezzo organico - coppie di ioni e loro associati.

Vicino nel significato al concetto di associazione è il concetto di complessazione: a causa delle interazioni donatore-accettore e dativo, da ioni e molecole possono formarsi complessi elettrone-donatore-accettore, detti anche complessi di trasferimento di carica.

Tipi di donatori di elettroni: I) composti con eteroatomi. contenente coppie solitarie di elettroni, eteri, ammine, solfuri, ioduri, ecc. Ad esempio: etere etilico da lampn. ldmetil solfuro trifenilfosfina propil ioduro

2) composti contenenti - legami, etilene, acetileni, benzene e suoi derivati e altri sistemi aromatici;

3) composti in grado di trasferire elettroni - alcani, cicloalcani:

Tipi di accettori di elettroni: 1) composti metallici contenenti un orbitale vuoto (orbitale K): alogenuri, ecc., ioni metallici

2) composti capaci di accettare una coppia di elettroni per alogeno antilegame vacante, alogeni misti

3) composti con legami -con sostituenti fortemente elettronegativi, che partecipano alla formazione di complessi dovuta all'antilegame tetracianetilene trinitrobenzene

Pertanto, il donatore può interagire con l'accettore vacante, formando un nuovo MO con una diminuzione dell'energia del sistema:

In chimica organica, i complessi -hanno la massima importanza e i complessi -sono caratterizzati da costanti di instabilità, che sono essenzialmente le costanti della loro dissociazione.

Le costanti di dissociazione e associazione di acidi e basi non descrivono ancora in modo sufficientemente completo le loro proprietà. Un ruolo importante nella comprensione di molti processi chimici, e in particolare del fenomeno della catalisi, è stato svolto dal concetto di acidi e basi duri e molli (il principio

ZHMKO). Secondo questo concetto, gli acidi e le basi correlati interagiscono nel modo più efficace: un acido morbido con una base morbida, un acido duro con una base dura.

Segni di acidi e basi duri (Tabella 8): 1) piccola dimensione dello ione o della molecola; 2) elevata elettronegatività; 3) carica localizzata; 4) bassa polarizzabilità; 5) gli orbitali vacanti più bassi (LVO) degli acidi hanno un'alta energia; 6) gli orbitali riempiti più alti (HFO) delle basi hanno bassa energia.

Secondo Lewis, le proprietà acide e basiche dei composti organici sono valutate dalla loro capacità di accettare o fornire una coppia di elettroni e successivamente di formare un legame. Un atomo che accetta una coppia di elettroni è un accettore di elettroni e un composto contenente un tale atomo dovrebbe essere classificato come acido. L'atomo che fornisce una coppia di elettroni è un donatore di elettroni e il composto che contiene tale atomo è una base.

Nello specifico, gli acidi di Lewis possono essere un atomo, una molecola o un catione: un protone, alogenuri di elementi del secondo e terzo gruppo della tavola periodica, alogenuri di metalli di transizione - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, cationi metallici, anidride solforica - SO3, carbocatione. Le basi di Lewis includono ammine (RNH2, R2NH, R3N), alcoli ROH, eteri ROR

Secondo Brønsted-Lowry gli acidi sono sostanze che possono donare un protone, mentre le basi sono sostanze che possono accettarlo.

Acido e base coniugati:

HCN (acido) e CN- (base)

NH3 (base) e NH4+ (acido)

L'equilibrio acido-base (o protolitico) è un equilibrio in cui è coinvolto un protone (H+).

HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -

acido2 base1

H 2 O + NH 3 D NH 4 + + OH - .

coniugato acido1 base2 coniugato

acido2 base1

7. Tipi di isomeria in chimica organica. Isomeria strutturale, spaziale e ottica. Chiralità. Disposizione e configurazione. R, S, Z, E – nomenclature.

Esistono due tipi di isomeria: strutturale e spaziale (stereoisomerismo). Gli isomeri strutturali differiscono l'uno dall'altro per l'ordine dei legami degli atomi nella molecola, gli stereoisomeri - per la disposizione degli atomi nello spazio con lo stesso ordine di legami tra loro.

Isomeria strutturale: isomeria dello scheletro del carbonio, isomeria posizionale, isomeria di varie classi di composti organici (isomerismo interclasse).

Isomeria strutturale

Isomeria dello scheletro carbonioso

L'isomeria posizionale è dovuta a diverse posizioni del legame multiplo, del sostituente e del gruppo funzionale con lo stesso scheletro carbonioso della molecola:

Isomeria spaziale

L'isomerismo spaziale è diviso in due tipi: geometrico e ottico.

L'isomeria geometrica è caratteristica dei composti contenenti doppi legami e dei composti ciclici. Poiché la libera rotazione degli atomi attorno a un doppio legame o in un anello è impossibile, i sostituenti possono trovarsi sullo stesso lato del piano del doppio legame o dell'anello (posizione cis) o su lati opposti (posizione trans).

L'isomeria ottica si verifica quando una molecola è incompatibile con la sua immagine in uno specchio. Ciò è possibile quando l'atomo di carbonio nella molecola ha quattro diversi sostituenti. Questo atomo è chiamato asimmetrico.

CHIRALITÀ, la proprietà di un oggetto di essere incompatibile con la sua immagine in uno specchio piano ideale.

Varie strutture spaziali che sorgono a causa della rotazione attorno a legami semplici senza violare l'integrità della molecola (senza rompere i legami chimici) sono chiamate CONFORMAZIONI.

Struttura degli alcani. Sp3 è lo stato del carbonio. Caratteristiche dei legami C-C e C-H. Il principio della rotazione libera. Conformazione. Metodi di rappresentazione e nomenclatura. Proprietà fisiche degli alcani.

Tutti gli atomi di carbonio nelle molecole di alcani sono nello stato sp 3 -ibridazione, l'angolo tra i legami C-C è 109°28", quindi le molecole dei normali alcani con un gran numero di atomi di carbonio hanno una struttura a zigzag (zigzag). La lunghezza del legame C-C negli idrocarburi saturi è 0,154 nm

Il legame C-C è covalente non polare. Il legame C-H è covalente e debolmente polare, poiché C e H hanno elettronegatività vicina.

Proprietà fisiche

In condizioni normali, i primi quattro membri della serie omologa degli alcani sono gas, C 5 -C 17 sono liquidi e, a partire da C 18, sono solidi. I punti di fusione e di ebollizione degli alcani della loro densità aumentano con l'aumentare del peso molecolare. Tutti gli alcani sono più leggeri dell'acqua e sono insolubili in essa, ma sono solubili in solventi non polari (ad esempio il benzene) e sono essi stessi buoni solventi.

· I punti di fusione e di ebollizione diminuiscono da meno ramificati a più ramificati.

· Gli alcani gassosi bruciano con una fiamma incolore o azzurra e rilasciano grandi quantità di calore.

La rotazione degli atomi attorno al legame s non porterà alla sua rottura. Come risultato della rotazione intramolecolare lungo i legami C–C, le molecole di alcani, a partire dall'etano C 2 H 6, possono assumere diverse forme geometriche.
Varie forme spaziali di una molecola che si trasformano l'una nell'altra ruotando attorno ai legami s C–C sono chiamate conformazioni o isomeri rotanti(conformanti).
Gli isomeri rotazionali di una molecola sono i suoi stati energeticamente disuguali. La loro interconversione avviene rapidamente e costantemente a causa del movimento termico. Pertanto, gli isomeri rotanti non possono essere isolati in forma individuale, ma la loro esistenza è stata dimostrata con metodi fisici.

alcani .
metano, etano, propano, butano -UN

9. Idrocarburi. Classificazione. Idrocarburi saturi della serie del metano. Serie omologhe. Nomenclatura. Isomeria. Radicali. Sorgenti naturali. Sintesi di Fischer-Tropsch. Metodi di preparazione (da alcheni, acidi carbossilici, derivati degli alogeno, mediante reazione di Wurtz)

Il nome generale (generico) degli idrocarburi saturi è alcani .
I nomi dei primi quattro membri della serie omologa del metano sono banali: metano, etano, propano, butano . A partire dalla quinta i nomi derivano da numeri greci con l'aggiunta di un suffisso -UN

Anche i radicali (radicali idrocarburici) hanno una propria nomenclatura. Vengono chiamati radicali monovalenti alchili ed è designato dalla lettera R o Alk.
La loro formula generale è C n H 2n+ 1 .
I nomi dei radicali sono costituiti dai nomi dei corrispondenti idrocarburi sostituendo il suffisso -UN suffisso -I l(metano - metile, etano - etile, propano - propile, ecc.).
I radicali bivalenti vengono denominati sostituendo il suffisso -UN SU -iliden(l'eccezione è il radicale metilenico = CH 2).
I radicali trivalenti hanno il suffisso -ilidina

Isomeria. Gli alcani sono caratterizzati da isomeria strutturale. Se una molecola di alcano contiene più di tre atomi di carbonio, l'ordine della loro connessione potrebbe essere diverso. Uno degli isomeri del butano ( N-butano) contiene una catena di carbonio non ramificata e l'altro, l'isobutano, ne contiene una ramificata (isostruttura).

La fonte più importante di alcani in natura è il gas naturale, le materie prime minerali degli idrocarburi: petrolio e gas di petrolio associati.

Gli alcani possono essere preparati mediante la reazione di Wurtz, che prevede l'azione del sodio metallico sui derivati monoalogeno degli idrocarburi.
2CH 3 –CH 2 Br (bromuro di etile) + 2Na ––> CH 3 –CH 2 –CH 2 –CH 3 (butano) + 2NaBr

· Dagli alcheni

CnH2n+H2 → CnH2n+2

Sintesi di Fischer-Tropsch

nCO + (2n+1)H2 → CnH2n+2 + nH2O

La tabella mostra che questi idrocarburi differiscono l'uno dall'altro per il numero di gruppi - CH2-. Una tale serie di strutture simili, aventi proprietà chimiche simili e che differiscono l'una dall'altra per il numero di questi gruppi è chiamata serie omologa. E le sostanze che lo compongono si chiamano omologhe.

Formula	Nome
CAP 4	metano
C2H6	etano
C3H8	propano
C4H10	butano
C4H10	isobutano
C5H12	pentano
C5H12	isopentano
C5H12	neopentano
C6H14	esano
C7H16	eptano
C 10 H 22	decano

10. Idrocarburi saturi (alcani). Proprietà chimiche e fisiche: reazioni di sostituzione radicalica. Alogenazione, nitrurazione, solfoclorurazione, solfossidazione. Il concetto di reazioni a catena.

Proprietà fisiche

Secondo Brønsted-Lowry gli acidi sono sostanze che possono donare un protone, mentre le basi sono sostanze che possono accettarlo.

Acido e base coniugati:

HCN (acido) e CN- (base)

NH3 (base) e NH4+ (acido)

L'equilibrio acido-base (o protolitico) è un equilibrio in cui è coinvolto un protone (H+).

HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -

acido2 base1

H 2 O + NH 3 D NH 4 + + OH - .

coniugato acido1 base2 coniugato

acido2 base1

7. Tipi di isomeria in chimica organica. Isomeria strutturale, spaziale e ottica. Chiralità. Disposizione e configurazione. R, S, Z, E – nomenclature.

Isomeria strutturale: isomeria dello scheletro del carbonio, isomeria posizionale, isomeria di varie classi di composti organici (isomerismo interclasse).

Isomeria strutturale

Isomeria dello scheletro carbonioso

L'isomeria posizionale è dovuta a diverse posizioni del legame multiplo, del sostituente e del gruppo funzionale con lo stesso scheletro carbonioso della molecola:

Isomeria spaziale

L'isomerismo spaziale è diviso in due tipi: geometrico e ottico.

CHIRALITÀ, la proprietà di un oggetto di essere incompatibile con la sua immagine in uno specchio piano ideale.

Varie strutture spaziali che sorgono a causa della rotazione attorno a legami semplici senza violare l'integrità della molecola (senza rompere i legami chimici) sono chiamate CONFORMAZIONI.