Протолитичка теорија на киселини и бази. Киселини и бази во организациската хемија. Конјугирана киселина и конјугирана база. Киселинско-базната рамнотежа, примери. Влијанието на супституентите во молекулата врз киселоста и базичноста Современи идеи за киселината

Киселините и базите ги покажуваат своите својства само во присуство една на друга.Ниту една супстанција нема да се откаже од протон ако во системот нема акцептор на протон - база, и обратно т.е. тие формираат конјугиран киселинско-базен парво кој колку е посилна киселината, толку е послаба нејзината конјугирана база, а колку е посилна основата, толку е послаба нејзината конјугирана киселина.

Киселината што донира протон станува конјугирана база, а базата што прифаќа протон станува конјугирана киселина. Киселината обично се означува AN, а базата е B

На пример: HC1- H + + C1 -, HC1 - силна киселина; C1 - јон - конјугирана слаба база;

CH 3 COOH - CH 3 COO - + H +, CH 3 COOH е слаба киселина, а CH 3 COO - е конјугирани силен базен јон.

Општиот поглед може да се претстави на следниов начин:

Н+¦ : A + B Н:В+ + А:-

збир на основи на отпорот отпор

нешто основно

Веќе рековме дека киселинските својства на соединенијата се откриваат само во присуство на база, а основните својства - во присуство на киселина, т.е. во соединенијата постои одредена киселинско-базна рамнотежа, за чие проучување се користи H 2 O како растворувач. Во однос на H 2 O како киселина или како база, се одредуваат киселинско-базните својства на соединенијата.

За слаби електролити, киселоста се квантифицира ДО Равреакција која вклучува пренос на H + од киселина во H 2 O како база.

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

која е основна киселина

CH 3 COO - - ацетатен јон, конјугирана база;

H 3 O + - хидрониум јон, конјугирана киселина.

Користејќи ја вредноста на константата на рамнотежа на оваа реакција и земајќи предвид дека концентрацијата на H 2 O е речиси константна, можеме да го одредиме производот K? наречена константа на киселост ДО киселост (К А).

Колку е поголемо K a, толку е посилна киселината. За CH 3 COOH K a = 1,75 10 -5. таквите мали вредности се незгодни во практичната работа, затоа К а се изразува преку rK А (pK = -?g К А). За CH 3 COOH pK a = 4,75. Колку е помала вредноста на pKa, толку е посилна киселината.

Јачината на базите се одредува со pK вредноста на BH +.

Кисели својства на органски соединенија со функционални групи што содржат водород (алкохоли, феноли, тиоли, карбоксилни киселини, амини).

Органски киселини

Во органските соединенија, во зависност од природата на елементот со кој е поврзан H +, се разликуваат следниве киселини:

ТОЈ- киселини (карбоксилни киселини, феноли, алкохоли)

CH -киселини (јаглеводороди и нивни деривати)

NH-киселини (амини, амиди, имиди)

SH-киселини (тиоли).

Киселински центар е елемент и неговиот поврзан атом на водород.

Јачината на киселината ќе зависи од анјонска стабилност,тие. од конјугираната база, која се формира кога H + се одвојува од молекулата. Колку е постабилен анјонот, толку е поголема киселоста на соединението.

Стабилноста на анјоните зависи од голем број фактори кои придонесуваат за делокализација на полнежот. Колку е поголема делокализацијата на полнежот, толку е постабилен анјонот, толку посилни се киселинските својства.

Фактори кои влијаат на степенот на делокализација:

1. Природа на хетероатом во киселинско место
2. Електронски ефекти на атомите на јаглеводородни радикали и нивните супституенти
3. Способноста на анјоните за солвација.
1. Зависност на киселоста од хетероатом.

Природата на хетероатом се подразбира како негова електронегативност (E.O.) и поларизација. Колку е поголем (E.O.), толку полесно се случува хетеролитичкото расцепување во молекулата. Во периоди од лево кон десно, како што се зголемува полнежот на јадрото, (E.O) се зголемува, т.е. способноста на елементите да држат негативен полнеж. Како резултат на поместувањето на густината на електроните, врската помеѓу атомите е поларизирана. Колку повеќе електрони и колку е поголем радиусот на атомот, колку подалеку се наоѓаат електроните од надворешното енергетско ниво од јадрото, толку е поголема поларизацијата и поголема киселост.

Пример: CH- NH- OH- SH-

зголемување на Е.О. и киселост

C, N, O - елементи од истиот период. Е.О. расте со текот на периодот, киселоста се зголемува. Во овој случај, поларизацијата нема да влијае на киселоста.

Поларизираноста на атомите во период малку се менува, така што главниот фактор што ја одредува киселоста е E.O.

Сега размислете за OH-SH-

зголемена киселост

O, S - се во иста група, радиусот во групата се зголемува од врвот до дното, затоа се зголемува и поларизираноста на атомот, што доведува до зголемување на киселоста. S има поголем атомски радиус од О, така што тиолите покажуваат посилни киселински својства во споредба со алкохолите.

Споредете три соединенија: етанол, етанетиол и аминоетанол:

H 3 C - CH 2 - ТОЈ, H 3 C - CH 2 - SHи H 3 C - CH 2 - Н.Х. 2

1. Да споредиме по радикални - исти се;
2. По природата на хетероатомот во функционалната група: S и O се во иста група, но S има поголем атомски радиус и поголема поларизација, затоа етанетиолот има посилни киселински својства
3. Сега да ги споредиме O и N. O има повисок EO, затоа киселоста на алкохолите ќе биде поголема.
2. Влијанието на јаглеводородниот радикал и супституентите присутни во него

Неопходно е да се привлече вниманието на учениците на фактот дека соединенијата што се споредуваат мора да имаат ист центар на киселина и ист растворувач.

Супституенти за повлекување на електрони (E.A.).придонесуваат за делокализација на густината на електроните, што доведува до стабилност на анјонот и, соодветно, зголемување на киселоста.

Супституенти кои донираат електрони (E.D.).напротив, тие придонесуваат за концентрација на густината на електроните во киселинскиот центар, што доведува до намалување на киселоста и зголемување на базичноста.

На пример: монохидричните алкохоли покажуваат послаби киселински својства во споредба со фенолите.

Пример: H 3 C > CH 2 > OH

1. Центарот за киселина е ист
2. Растворувачот е ист

Во монохидричните алкохоли, густината на електроните се поместува од јаглеводородниот радикал во групата OH, т.е. радикалот покажува ефект +I, тогаш голема количина на густина на електрони се концентрира на групата OH, како резултат на што H + е поцврсто врзан за O и прекинувањето на O-H врската е тешко, затоа монохидричните алкохоли покажуваат слаби киселински својства .

Во фенолот, напротив, бензенскиот прстен е E.A., а групата OH е E.D.

Поради тоа што хидроксилната група влегува во заедничка конјугација со бензенскиот прстен, во молекулата на фенол се јавува делокализација на густината на електроните и се зголемува киселоста, бидејќи конјугацијата е секогаш придружена со зголемување на киселинските својства.

Зголемувањето на јаглеводородниот радикал во монокарбоксилните киселини, исто така, влијае на промената на киселинските својства, а кога супституентите се внесуваат во јаглеводородот, доаѓа до промена на киселинските својства.

Пример:Во карбоксилните киселини, при дисоцијација, се формираат карбоксилат јони - најстабилни органски анјони.

Во карбоксилатниот јон, негативниот полнеж поради p, p-конјугација се распределува подеднакво помеѓу двата атоми на кислород, т.е. тој е делокализиран и, соодветно, помалку концентриран, затоа, во карбоксилните киселини, киселинскиот центар е посилен отколку кај алкохолите и фенолите.

Со зголемување на јаглеводородниот радикал, кој ја игра улогата на Е.Д. киселоста на монокарбоксилните киселини се намалува поради намалувањето на d + на јаглеродниот атом од карбоксилната група. Затоа, во хомологната серија на киселини, мравја киселина е најсилна.

При воведување на Е.А. супституент во јаглеводороден радикал, на пример хлор - киселоста на соединението се зголемува, бидејќи поради ефектот -I, густината на електронот е делокализирана и d + на атомот C од карбоксилната група се зголемува, затоа, во овој пример, трихлороцетна киселина ќе биде најсилна.

3. Ефект на растворувач.

Интеракцијата на молекулите или јоните на растворената супстанција со растворувач се нарекува процес решение.Стабилноста на анјонот значително зависи од неговата солвација во раствор: колку повеќе јонот е растворен, толку е постабилен, а колку е поголема солвацијата, толку е помала големината на јонот и помала делокализација на негативниот полнеж во него.

Термините „киселина“ и „база“ се користат за да се однесуваат на две групи соединенија кои имаат збир на дијаметрално спротивни својства. Во 1923 година, I. Brønsted и T. Lowry предложија општа протолитичка теорија на киселини и бази. Според оваа теорија, следните дефиниции одговараат на концептите на киселина и база.

Киселината е молекула или јон способен да донира водороден катјон (протон). Киселината е донатор на протон.

Основа е молекула или јон способен да прикачи водороден катјон (протон). Основата е акцептор на протон.

Киселина, откажувајќи се од протон, се претвора во честичка која има тенденција да го прифати, што се нарекува конјугирана основа:

Основата, додавајќи протон, се претвора во честичка која има тенденција да ја даде, што се нарекува конјугирана киселина:

Комбинацијата на киселина и нејзината конјугирана база или база и нејзината конјугирана киселина се нарекува конјугирани киселинско-базни парови.

Јачината на киселината се определува со нејзината способност да донира протон, т.е. силната киселина е активен донатор на протон. Јачината на киселините во водените раствори се намалува по следниот редослед:

Јачината на базата се определува со нејзината способност да прифати протон, т.е. силната база е активен акцептор на протон. Јачината на базите во водените раствори, т.е. нивниот афинитет за протоните, се намалува во серијата:

Силните киселини, кои лесно донираат протон, се претвораат во конјугирани бази, кои не прифаќаат лесно протон. Затоа, дисоцијацијата на овие киселини е речиси неповратна:

Слабите киселини, кои имаат потешкотии да се откажат од протон, се претвораат во конјугирани бази кои активно прифаќаат протон, што ја прави дисоцијацијата на слабите киселини реверзибилен процес, а рамнотежата се поместува кон недисоцираната форма:

Силните и слабите бази се однесуваат на сличен начин, трансформирајќи се како резултат на реакцијата во соодветните конјугирани киселини, односно во овие случаи има и конјугирани киселинско-базни парови:

Некои супстанции се способни да дејствуваат во некои реакции како донатор на протон, донирање на соединенија кои имаат поголем афинитет за протонот, а во други - како акцептор на протон, одземајќи го од соединенијата со помал афинитет за протонот. Таквите супстанции се нарекуваат амфолити.

Амфолитите се молекули или јони кои можат и да донираат и да прифатат протон, и затоа влегуваат во реакции карактеристични и за киселините и за базите.Амфолитот покажува својства на киселина или база во зависност од тоа со какви супстанции комуницира. Типичен амфолит е водата, бидејќи како резултат на неговата електролитичка дисоцијација, се формираат и силна киселина и силна база:

Покрај тоа, водата е во интеракција со киселините, дејствувајќи како база, и со базите, покажувајќи ги својствата на киселината:

Амфолитите се хидроксиди на некои метали (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Амфолитите се хидроаниони на полибазни киселини, на пример HC0 3 -, HP0 4 2- и H2PO4-.

Амфолитите се исто така соединенија чии молекули содржат две различни киселинско-базни групи, на пример, биолошки важни а-амино киселини. Како резултат на трансферот на протон од карбоксилната група во амино групата, молекулата на α-аминокиселина се трансформира од тавтомер* кој не содржи наелектризирани групи во тавтомер со биполарно-јонска (цвитерионска) структура. Така, а-амино киселините се карактеризираат со прототропен тавтомеризам(Дел 21.2.1).

Во кристална состојба и во водени раствори, оваа рамнотежа за α-амино киселините е речиси целосно поместена кон тавтомерот со биполарна структура. Така, за глицин во воден раствор, содржината на тавтомер со биполарна јонска структура е 223.000 пати поголема од онаа на друг тавтомер.

Поради оваа структурна карактеристика, молекулите на α-аминокиселините покажуваат киселински својства поради амониумската група (NH 3 +), а базните поради јонизираната карбоксилна група (-COO-), дејствувајќи како амфолити:

Како и сите амфолити, α-амино киселините се слаби електролити.

Според протолитичката теорија, киселините, базите и амфолитите се протолити,а процесот на пренос на протон од киселина во база се нарекува протолизаа се објаснува со фактот дека овие две супстанции имаат различни афинитети за протоните. Киселинско-базната интеракција секогаш вклучува два конјугирани киселинско-базни парови, а трансферот на протон секогаш се случува кон формирање на послаби киселини, вклучувајќи ги и конјугираните. Ако склоноста на реактантите да комуницираат со протон е сразмерна, тогаш протолитичка рамнотежа.

Протолитска или киселинско-базна рамнотежа формирана како резултат на конкуренција за протон(H+) помеѓу базите на интерактивни конјугирани киселинско-базни парови(NA, A- И VN +, V). Протолитичката рамнотежа секогаш се поместува кон формирање на послаба киселина:

Протолитичката рамнотежа може шематски да се претстави со следниот дијаграм:

Трансферот на протон секогаш се случува од силна киселина Дона анјон на слаба киселина, што е придружено со поместување на слаба киселина од нејзината сол под влијание на посилна киселина.

Протолитичката рамнотежа се забележува при јонизација на слабите електролити во водата (Дел 7.2). Така, јонизацијата на слаба киселина во водени раствори е последица на конкуренцијата за протон помеѓу анјонот на слабата киселина и водата, кој делува како база, т.е. акцептор на протон. Овој процес е реверзибилен и се карактеризира со константа на рамнотежа К а:

Кога слабата база е во интеракција со водата, таа, дејствувајќи како донатор на протон, ја промовира јонизацијата на оваа база, која е од рамнотежна природа:

за слаби електролитни киселини и бази се карактеризира со вредности на константи на киселост К аи основната К бсоодветно (дел 7.2). Ако овие константи ја карактеризираат протолитичката интеракција на водата со киселина или база од еден конјугат пар HA, A или BH +, B, тогаш производот на константите на киселост К а ибазичност Kb,компонентите на даден пар секогаш се еднакви на јонскиот производ на водата Kn 2 o = 1 * 10 -14 (на 22 °C):

Овие изрази ни овозможуваат да ја замениме константата на базичност во случај на водени раствори Пили индикатор за основна pKbконстанта на слаба основа до киселост К аили ниво на киселост pK aконјугирана киселина на оваа база. Во пракса, за да се карактеризираат протолитичките својства на соединението, вредноста обично се користи rK a.Така, силата на амонијакот во водата како основа (pKb, = 4.76) може да се карактеризира со индекс на киселост на амониумскиот јон NH4+, т.е. конјугирана киселина: pK a (NH4+) = 14 - 4.76 - 9.24. Затоа, во случај на водени раствори нема потреба од посебна табела на константи или индикатори! базичност, доволна е една скала на киселост претставена во табелата. 8.1, каде својствата на базите се карактеризираат со константата К аили индикатор за киселост pK aнивните конјугирани киселини. Најсилната киселина во водените раствори е водородниот катјон H + (поточно H3O +), а најсилната база е OH- анјонот. Магнитуда pK aквантитативно ја карактеризира јачината на слабите електролити во водените раствори.

Слабата киселина е послаба, толку е поголема нејзината pKa вредност. Слабата база е послаба, толку е помала pK вредноста на нејзината конјугирана киселина.

Значење pK aе еднаква на pH вредноста на воден раствор во кој даден слаб електролит е јонизиран за 50%: бидејќи во овој случај [A - ] = [HA], тогаш К а= [H + ] и pK a= pH вредност. Така, за оцетна киселина во нејзиниот воден раствор со pH = pK a (CH 3 COOH) = = 4,76, се јавува еднаквоста [CH 3 COO-] = [CH 3 COOH], а за воден раствор на амонијак еднаквоста = ќе се набљудува во раствор со pH = pK и (NH4+) = 9,24.

Покрај тоа, вредноста pK aви овозможува да ја одредите pH вредноста на водените раствори каде што дадена слаба киселина HA се наоѓа претежно (99% или повеќе) во форма на анјон (А") - ова ќе биде во раствори со pH > pK a + 2; или во форма на молекули (NA) - во раствори со pH вредност< pK a - 2.Во интервалот ArH = pK a ± 2слаб електролит во водени раствори постои и во јонизирана и во нејонизирана форма во однос [A-]/[HA] од 100: 1 до 1: 100 соодветно.

Дадените релации дозволуваат, знаејќи ја вредноста pK aбиосупстрат, одреди во каква форма ќе биде при одредена pH вредност во водените системи на телото. Покрај тоа, познавање на големината pK aна слаб електролит ви овозможува да ја пресметате рН на водените раствори на овој електролит ако неговата концентрација е позната.

Според теоријата на Лори-Бронстед, киселините се супстанции кои можат да донираат протон, базите се супстанции кои прифаќаат протон:

Ако Б е силна база, тогаш тоа е слаба киселина. Со помош можете да го карактеризирате степенот на дисоцијација на киселина или конјугирана киселина.Заедно со константата на киселост, постои и концептот на константа на базичност и нејзината соодветна

Според теоријата на Луис, киселините се соединенија кои можат да прифатат, а базите можат да донираат пар електрони.

Во широка смисла, киселините се соединенија кои обезбедуваат катјон, во одреден случај протон, или прифаќаат пар електрони со атом или група атоми итн.).

Базите прифаќаат катјон, во одреден случај протон или обезбедуваат пар електрони со атом или група атоми

Киселоста или базичноста на супстанцијата се манифестира во процесот на интеракција со друга супстанција, особено со растворувач, и затоа е релативна.

Многу супстанции имаат амфотерични својства. На пример, водата, алкохолите и киселините се способни да донираат протон кога се во интеракција со базите и да го прифатат со киселини. Во отсуство на киселини и бази, двојната природа на таквите соединенија се манифестира во автопротолиза:

Дисоцијација на киселина во растворувач значи пренос на протон во растворувачот:

Во овој поглед, јачината на киселината се изразува со константата на дисоцијација, која е карактеристична само за даден растворувач. Трансферот на протон се случува само во високо јонизирачки и растворувачи, како што е водата.

Степенот на киселинска дисоцијација за време на преминот од воден во органски медиум се намалува за 4-6 реда на големина.

Растворувачите кои силно раствораат и јонизираат ја неутрализираат јачината на киселините, додека неполарните и ниско-јоларните растворувачи, во интеракција со нив на ниво на водородни врски, имаат диференцирачки ефект. Во вториот случај, разликите во јачината на киселината стануваат позначајни.

Кај инертни, неполарни растворувачи, веројатноста за апстракција на протон е многу мала, иако поради внатрешните електронски ефекти врската може да биде силно поларизирана. Во такви услови, киселинските својства се манифестираат во само-асоцијација на молекулите на HA или во асоцијација со протонски акцептори - бази. Во вториот случај, мерката за киселост е константа на асоцијација со која било база избрана како стандард. На пример, константата на асоцијација на бензоева киселина и дифенилгванидин во бензенот е

Протонизирачката моќ на киселината се изразува и преку функцијата на киселост, која ја карактеризира состојбата на рамнотежа при сложено формирање на киселини и бази во органски растворувачи. Како бази најчесто се користат индикатори кои ја менуваат бојата во зависност од јачината на киселината, што овозможува да се проучува системот со спектроскопски методи. Во овој случај, важно е бендовите на поврзаните слободни бази да се идентификуваат во спектарот.

Значи, во воведна средина, киселините и базите формираат растворени јони, во органска средина - јонски парови и нивните соработници.

Близок по значење до концептот на асоцијација е концептот на сложеност: поради интеракциите донор-акцептор и датив, комплексите електрон-донатор-акцептор, исто така наречени комплекси за пренос на полнеж, можат да се формираат од јони и молекули.

Видови донатори на електрони: I) соединенија со хетероатоми. кои содржат поединечни парови на електрони, етери, амини, сулфиди, јодиди итн. На пример: диетил етер од ламба. лдметил сулфид трифенилфосфин пропил јодид

2) соединенија кои содржат - врски, етилени, ацетилени, бензен и негови деривати и други ароматични системи;

3) соединенија способни да пренесуваат електрони - алкани, циклоалкани:

Видови акцептори на електрони: 1) метални соединенија кои содржат празна орбитала (К-орбитала): халиди итн., метални јони

2) соединенија способни да прифатат пар електрони по празен антиврзувачки халоген, мешани халогени

3) соединенија со -врски со силно електронегативни супституенти, кои учествуваат во формирање на комплекси поради антиврзувачкиот тетрацијаетилен тринитробензен

Така, или донаторот може да комуницира со слободниот акцептор, формирајќи нов MO со намалување на енергијата на системот:

Во органската хемија, -комплексите се од најголемо значење и -комплексите се карактеризираат со константи на нестабилност, кои во суштина се константи на нивната дисоцијација.

Константите на дисоцијација и асоцијација на киселините и базите сè уште не ги опишуваат нивните својства доволно целосно. Важна улога во разбирањето на многу хемиски процеси, а особено феноменот на катализа, одигра концептот на тврди и меки киселини и бази (принципот

ЖМКО). Во согласност со овој концепт, поврзаните киселини и бази најефективно комуницираат: мека киселина со мека база, тврда со тврда.

Знаци на тврди киселини и бази (Табела 8): 1) мала големина на јонот или молекулата; 2) висока електронегативност; 3) локализирана наплата; 4) ниска поларизација; 5) најниските празни орбитали (LVO) на киселини имаат висока енергија; 6) највисоко исполнетите орбитали (HFO) од базите имаат мала енергија.

Според Луис, киселинските и основните својства на органските соединенија се проценуваат според нивната способност да прифатат или да обезбедат електронски пар и последователно да формираат врска. Атомот што прифаќа електронски пар е акцептор на електрони, а соединението што содржи таков атом треба да се класифицира како киселина. Атомот што обезбедува електронски пар е донатор на електрони, а соединението што содржи таков атом е база.

Поточно, Луисовите киселини можат да бидат атом, молекула или катјон: протон, халиди на елементи од втората и третата група од Периодниот систем, халиди на преодни метали - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, метални катјони, сулфурен анхидрид - SO3, карбокација. Луис базите вклучуваат амини (RNH2, R2NH, R3N), алкохоли ROH, етери ROR

Според Brønsted-Lowry, киселините се супстанции кои можат да донираат протон, а базите се супстанции кои можат да прифатат протон.

Конјугирана киселина и база:

HCN (кисело) и CN- (базно)

NH3 (база) и NH4+ (киселина)

Киселинско-базната (или протолитичка) рамнотежа е рамнотежа во која е вклучен протон (H+).

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

киселина 2 база1

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

киселина1 база2 конјугат конјугат

киселина 2 база1

7. Видови изомеризам во органската хемија. Структурна, просторна и оптичка изомеризам. Хиралност. Распоред и конфигурација. R, S, Z, E – номенклатури.

Постојат два вида изомеризам: структурен и просторен (стереоизомеризам). Структурните изомери се разликуваат едни од други по редоследот на врските на атомите во молекулата, стерео-изомерите - по распоредот на атомите во просторот со ист ред на врски меѓу нив.

Структурен изомеризам: изомеризам на јаглероден скелет, позиционен изомеризам, изомеризам на различни класи на органски соединенија (меѓукласна изомеризам).

Структурна изомеризам

Изомеризам на јаглеродниот скелет

Позицискиот изомеризам се должи на различните позиции на повеќекратната врска, супституентот и функционалната група со истиот јаглероден скелет на молекулата:

Просторна изомеризам

Просторната изомеризам е поделена на два вида: геометриска и оптичка.

Геометрискиот изомеризам е карактеристичен за соединенијата што содржат двојни врски и циклични соединенија. Бидејќи слободната ротација на атомите околу двојна врска или во прстен е невозможна, супституентите може да се наоѓаат или на истата страна од рамнината на двојната врска или прстен (цис позиција) или на спротивните страни (транс позиција).

Оптичкиот изомеризам се јавува кога молекулата е некомпатибилна со нејзината слика во огледало. Ова е можно кога јаглеродниот атом во молекулата има четири различни супституенти. Овој атом се нарекува асиметричен.

ХИРАЛНОСТ, својството на објектот да биде некомпатибилно со неговиот лик во идеално рамно огледало.

Различни просторни структури кои настануваат поради ротација околу едноставни врски без да се наруши интегритетот на молекулата (без прекинување на хемиските врски) се нарекуваат КОНФОРМАЦИИ.

Структура на алканите. Sp3 е состојба на јаглерод. Карактеристики на врските C-C и C-H. Принципот на слободна ротација. Конформација. Методи на застапеност и номенклатура. Физички својства на алканите.

Сите јаглеродни атоми во молекулите на алканите се во состојба sp 3 -хибридизација, аголот помеѓу врските C-C е 109°28", затоа молекулите на нормалните алкани со голем број јаглеродни атоми имаат цик-цак структура (цик-цак). Должината на врската C-C кај заситените јаглеводороди е 0,154 nm

Врската C-C е ковалентна неполарна. Врската C-H е ковалентна и слабо поларна, бидејќи C и H се блиски по електронегативност.

Физички својства

Во нормални услови, првите четири членови од хомологната серија на алкани се гасови, C 5 -C 17 се течности, а почнувајќи од C 18 се цврсти материи. Точките на топење и вриење на алканите со нивната густина се зголемуваат со зголемување на молекуларната тежина. Сите алкани се полесни од водата и се нерастворливи во неа, но тие се растворливи во неполарни растворувачи (на пример, бензен) и самите се добри растворувачи.

· Точките на топење и вриење се намалуваат од помалку разгранети на повеќе разгранети.

· Гасовитите алкани горат со безбоен или бледо син пламен и ослободуваат големи количества топлина.

Ротацијата на атомите околу s-врската нема да доведе до нејзино прекинување. Како резултат на интрамолекуларната ротација по C–C s-врските, молекулите на алканите, почнувајќи од етан C 2 H 6, можат да добијат различни геометриски форми.
Различни просторни форми на молекула кои се трансформираат една во друга со ротирање околу C-C s-врски се нарекуваат конформации или ротациони изомери(конформатори).
Ротационите изомери на молекулата се нејзините енергетски нееднакви состојби. Нивната интерконверзија настанува брзо и постојано како резултат на термичко движење. Затоа, ротационите изомери не можат да се изолираат во индивидуална форма, но нивното постоење е докажано со физички методи.

алкани .
метан, етан, пропан, бутан -ан

9. Јаглеводороди. Класификација. Заситени јаглеводороди од серијата на метан. Хомологна серија. Номенклатура. Изомеризам. Радикали. Природни извори. Синтеза на Фишер-Тропш. Начини на подготовка (од алкени, карбоксилни киселини, халогени деривати, со реакција на Вурц)

Општото (генеричко) име на заситените јаглеводороди е алкани .
Имињата на првите четири членови од хомологната серија на метан се тривијални: метан, етан, пропан, бутан . Почнувајќи од петтото, имињата се изведени од грчки цифри со додавање на наставка -ан

Своја номенклатура имаат и радикалите (јаглеводородни радикали). Моновалентни радикали се нарекуваат алкили и се означува со буквата R или Alk.
Нивната општа формула е C n H 2n+ 1 .
Имињата на радикалите се составени од имињата на соодветните јаглеводороди со замена на суфиксот -андо суфикс -ил(метан - метил, етан - етил, пропан - пропил итн.).
Дивалентни радикали се именуваат со замена на суфиксот -анна -илиден(исклучок е метиленскиот радикал = CH 2).
Тривалентни радикали имаат суфикс -илидин

Изомеризам. Алканите се карактеризираат со структурен изомеризам. Ако една молекула на алкан содржи повеќе од три јаглеродни атоми, тогаш редоследот на нивното поврзување може да биде различен. Еден од изомерите на бутанот ( n-бутан) содржи неразгранет јаглероден ланец, а другиот, изобутан, содржи разгранет (изоструктура).

Најважниот извор на алкани во природата е природниот гас, минералните јаглеводородни суровини - нафтата и придружните нафтени гасови.

Алканите може да се подготват со реакција на Вурц, која вклучува дејство на метален натриум на монохалогени деривати на јаглеводороди.
2CH 3 –CH 2 Br (етил бромид) + 2Na ––> CH 3 –CH 2 –CH 2 –CH 3 (бутан) + 2NaBr

· Од алкени

C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2

Синтеза на Фишер-Тропш

nCO + (2n+1)H 2 → C n H 2n+2 + nH 2 O

Табелата покажува дека овие јаглеводороди се разликуваат едни од други по бројот на групи - CH2- Таквата серија на слични структури кои имаат слични хемиски својства и се разликуваат една од друга по бројот на овие групи се нарекува хомологна серија. А супстанциите што го сочинуваат се нарекуваат хомолози.

Формула	Име
CH 4	метан
C2H6	етан
C 3 H 8	пропан
C4H10	бутан
C4H10	изобутан
C5H12	пентан
C5H12	изопентан
C5H12	неопентан
C6H14	хексан
C 7 H 16	хептан
C 10 H 22	деканот

10. Заситени јаглеводороди (алкани). Хемиски и физички својства: реакции на радикална супституција. Халогенација, нитридација, сулфохлорирање, сулфоксидација. Концептот на верижни реакции.

Физички својства

Конјугирана киселина и база:

HCN (кисело) и CN- (базно)

NH3 (база) и NH4+ (киселина)

Киселинско-базната (или протолитичка) рамнотежа е рамнотежа во која е вклучен протон (H+).

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

киселина 2 база1

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

киселина1 база2 конјугат конјугат

киселина 2 база1

Структурна изомеризам

Изомеризам на јаглеродниот скелет