Teoria protolitike e acideve dhe bazave. Acidet dhe bazat në kiminë organizative. Lidh acidin dhe bazën e konjuguar. Ekuilibri acido-bazik, shembuj. Ndikimi i zëvendësuesve në një molekulë në aciditetin dhe bazicitetin Idetë moderne rreth acidit

Acidet dhe bazat i shfaqin vetitë e tyre vetëm në prani të njëri-tjetrit.Asnjë substancë e vetme nuk do të heqë dorë nga një proton nëse nuk ka pranues proton në sistem - një bazë, dhe anasjelltas d.m.th. ato formojnë çift i konjuguar acid-bazë në të cilin sa më i fortë të jetë acidi, aq më e dobët është baza e tij e konjuguar dhe sa më e fortë të jetë baza, aq më i dobët është acidi i konjuguar i tij.

Një acid që dhuron një proton bëhet një bazë e konjuguar, dhe një bazë që pranon një proton bëhet një acid i konjuguar. Një acid zakonisht shënohet AN dhe një bazë është B

Për shembull: HC1- H + + C1 -, HC1 - acid i fortë; C1 - jon - bazë e dobët e konjuguar;

CH 3 COOH - CH 3 COO - + H +, CH 3 COOH është një acid i dobët, dhe CH 3 COO - është joni bazë i fortë i konjuguar.

Pamja e përgjithshme mund të përfaqësohet si më poshtë:

Н+¦ : A + B Н:В+ + А:-

grup i bazave të rezistencës rezistencës

diçka themelore

Ne kemi thënë tashmë se vetitë acidike të përbërjeve zbulohen vetëm në prani të një baze, dhe vetitë themelore - në prani të një acidi, d.m.th. në komponimet ekziston një ekuilibër i caktuar acido-bazik, për studimin e të cilit përdoret si tretës H 2 O. Në lidhje me H 2 O si acid ose si bazë, përcaktohen vetitë acido-bazike të përbërjeve.

Për elektrolitet e dobëta, aciditeti matet TE Rav një reaksion që përfshin transferimin e H + nga një acid në H 2 O si bazë.

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

që është acidi bazë

CH 3 COO - - jon acetat, bazë konjuguar;

H 3 O + - jon hidronium, acid i konjuguar.

Duke përdorur vlerën e konstantës së ekuilibrit të këtij reaksioni dhe duke marrë parasysh se përqendrimi i H 2 O është pothuajse konstant, mund të përcaktojmë produktin K? quhet konstante aciditeti TE aciditeti (K A).

Sa më i lartë K a, aq më i fortë është acidi. Për CH 3 COOH K a = 1,75 10 -5. vlera të tilla të vogla janë të papërshtatshme në punën praktike, prandaj K a shprehet përmes rK A (pK = -?g K A). Për CH 3 COOH pK a = 4,75. Sa më e ulët të jetë vlera e pKa, aq më i fortë është acidi.

Forca e bazave përcaktohet nga vlera pK e BH +.

Vetitë acidike të përbërjeve organike me grupe funksionale që përmbajnë hidrogjen (alkoolet, fenolet, tiolet, acidet karboksilike, aminet).

Acidet organike

Në përbërjet organike, në varësi të natyrës së elementit me të cilin lidhet H +, dallohen acidet e mëposhtme:

AI- acide (acidet karboksilike, fenole, alkoole)

CH - acidet (hidrokarburet dhe derivatet e tyre)

NH- acide (amina, amide, imide)

SH- acidet (tiolet).

Një qendër acidi është një element dhe atomi i hidrogjenit të lidhur me të.

Fuqia e acidit do të varet nga stabiliteti i anionit, ato. nga baza e konjuguar, e cila formohet kur H + ndahet nga molekula. Sa më i qëndrueshëm të jetë anioni, aq më i lartë është aciditeti i përbërjes.

Stabiliteti i anionit varet nga një sërë faktorësh që kontribuojnë në delokalizimin e ngarkesës. Sa më i lartë të jetë delokalizimi i ngarkesës, aq më i qëndrueshëm është anioni, aq më të forta janë vetitë acidike.

Faktorët që ndikojnë në shkallën e delokalizimit:

1. Natyra e heteroatomit në vendin e acidit
2. Efektet elektronike të atomeve të radikaleve hidrokarbure dhe të zëvendësuesve të tyre
3. Aftësia e anioneve për solvacion.
1. Varësia e aciditetit nga heteroatom.

Natyra e heteroatomit kuptohet si elektronegativiteti i tij (E.O.) dhe polarizimi i tij. Sa më i madh të jetë (E.O.), aq më e lehtë ndodh ndarja heterolitike në molekulë. Në periudhat nga e majta në të djathtë, me rritjen e ngarkesës së bërthamës, rritet (E.O), d.m.th. aftësia e elementeve për të mbajtur një ngarkesë negative. Si rezultat i zhvendosjes së densitetit të elektroneve, lidhja midis atomeve polarizohet. Sa më shumë elektrone dhe sa më e madhe të jetë rrezja e atomit, aq më larg që ndodhen elektronet e nivelit të jashtëm të energjisë nga bërthama, aq më i lartë është polarizimi dhe aq më i lartë është aciditeti.

Shembull: CH- NH- OH- SH-

rritje e E.O. dhe aciditetit

C, N, O - elemente të së njëjtës periudhë. E.O. rritet gjatë periudhës, rritet aciditeti. Në këtë rast, polarizimi nuk do të ndikojë në aciditetin.

Polarizueshmëria e atomeve në një periudhë ndryshon pak, kështu që faktori kryesor që përcakton aciditetin është E.O.

Tani merrni parasysh OH-SH-

aciditeti i rritur

O, S - janë në të njëjtin grup, rrezja në grup rritet nga lart poshtë, prandaj rritet edhe polarizimi i atomit, gjë që çon në një rritje të aciditetit. S ka një rreze atomike më të madhe se O, kështu që tiolet shfaqin veti acidike më të forta në krahasim me alkoolet.

Krahasoni tre përbërës: etanol, etanetiol dhe aminoaetanol:

H 3 C - CH 2 - AI, H 3 C - CH 2 - SH dhe H 3 C - CH 2 - N.H. 2

1. Të krahasojmë me radikal - janë të njëjtë;
2. Për nga natyra e heteroatomit në grupin funksional: S dhe O janë në të njëjtin grup, por S ka një rreze atomike më të madhe dhe polarizueshmëri më të lartë, prandaj etanetioli ka veti acidike më të forta.
3. Tani le të krahasojmë O dhe N. O ka një EO më të lartë, prandaj aciditeti i alkooleve do të jetë më i lartë.
2. Ndikimi i radikalit hidrokarbur dhe i zevendesuesve te pranishem ne te

Është e nevojshme të tërhiqet vëmendja e nxënësve për faktin se përbërjet që krahasohen duhet të kenë të njëjtën qendër acidi dhe të njëjtin tretës.

Zëvendësuesit e tërheqjes së elektroneve (E.A.). kontribuojnë në delokalizimin e densitetit të elektroneve, gjë që çon në stabilitetin e anionit dhe, në përputhje me rrethanat, një rritje të aciditetit.

Zëvendësuesit dhurues të elektroneve (E.D.). përkundrazi, ato kontribuojnë në përqendrimin e densitetit të elektroneve në qendrën e acidit, gjë që çon në një ulje të aciditetit dhe një rritje të bazicitetit.

Për shembull: alkoolet monohidrike shfaqin veti acidike më të dobëta në krahasim me fenolet.

Shembull: H 3 C > CH 2 > OH

1. Qendra e acidit është e njëjtë
2. Tretësi është i njëjtë

Në alkoolet monohidrike, dendësia e elektroneve kalon nga radikali i hidrokarbureve në grupin OH, d.m.th. radikali shfaq një efekt +I, atëherë një sasi e madhe e densitetit elektronik përqendrohet në grupin OH, si rezultat i të cilit H + është më i lidhur me O dhe prishja e lidhjes O-H është e vështirë, prandaj alkoolet monohidrike shfaqin veti të dobëta acidike. .

Në fenol, përkundrazi, unaza e benzenit është E.A., dhe grupi OH është E.D.

Për shkak të faktit se grupi hidroksil hyn në konjugim të përbashkët me unazën e benzenit, në molekulën e fenolit ndodh delokalizimi i densitetit të elektronit dhe rritet aciditeti, sepse konjugimi shoqërohet gjithmonë me një rritje të vetive acidike.

Një rritje e radikalit të hidrokarbureve në acidet monokarboksilike gjithashtu ndikon në ndryshimin e vetive acide dhe kur zëvendësuesit futen në hidrokarbur, ndodh një ndryshim në vetitë acidike.

Shembull: Në acidet karboksilike, pas disociimit, formohen jonet karboksilate - anionet organike më të qëndrueshme.

Në jonin karboksilate, ngarkesa negative për shkak të konjugimit p, p shpërndahet në mënyrë të barabartë midis dy atomeve të oksigjenit, d.m.th. është i delokalizuar dhe, në përputhje me rrethanat, më pak i përqendruar, prandaj, në acidet karboksilike qendra e acidit është më e fortë se në alkoolet dhe fenolet.

Me një rritje të radikalit hidrokarbur, i cili luan rolin e E.D. aciditeti i acideve monokarboksilike zvogëlohet për shkak të uljes së d + në atomin e karbonit të grupit karboksilik. Prandaj, në serinë homologe të acideve, acidi formik është më i forti.

Kur prezanton E.A. zëvendësues në një radikal hidrokarbur, për shembull klori - aciditeti i përbërjes rritet, sepse për shkak të efektit -I, densiteti i elektronit delokalizohet dhe d + në atomin C të grupit karboksil rritet, prandaj, në këtë shembull, acidi trikloroacetik do të jetë më i forti.

3. Efekti i tretësit.

Ndërveprimi i molekulave ose joneve të një lënde të tretur me një tretës quhet proces zgjidhje. Stabiliteti i një anioni varet dukshëm nga tretshmëria e tij në tretësirë: sa më shumë të tretet joni, aq më i qëndrueshëm është dhe sa më i madh të jetë tretja, aq më e vogël është madhësia e jonit dhe aq më pak delokalizimi i ngarkesës negative në të.

Termat "acid" dhe "bazë" përdoren për t'iu referuar dy grupeve të komponimeve që kanë një grup të vetive diametralisht të kundërta. Në vitin 1923, I. Brønsted dhe T. Lowry propozuan një teori të përgjithshme protolitike të acideve dhe bazave. Sipas kësaj teorie, përkufizimet e mëposhtme korrespondojnë me konceptet e acidit dhe bazës.

Një acid është një molekulë ose jon i aftë të dhurojë një kation hidrogjeni (proton). Acidi është një dhurues i protonit.

Një bazë është një molekulë ose jon i aftë të bashkojë një kation hidrogjeni (proton). Baza është një pranues proton.

Një acid, duke hequr dorë nga një proton, kthehet në një grimcë që tenton ta pranojë atë, e cila quhet baza e konjuguar:

Baza, duke shtuar një proton, kthehet në një grimcë që tenton ta japë atë, e cila quhet acid i konjuguar:

Kombinimi i një acidi me bazën e tij të konjuguar ose një bazë dhe acidin e tij të konjuguar quhet çiftet e konjuguara acid-bazë.

Fuqia e një acidi përcaktohet nga aftësia e tij për të dhuruar një proton, d.m.th., një acid i fortë është një dhurues aktiv i protonit. Forca e acideve në tretësirat ujore zvogëlohet në rendin e mëposhtëm:

Fuqia e një baze përcaktohet nga aftësia e saj për të pranuar një proton, d.m.th. një bazë e fortë është një pranues aktiv i protonit. Forca e bazave në tretësirat ujore, d.m.th., afiniteti i tyre për protonet, zvogëlohet në seritë:

Acidet e forta, që dhurojnë lehtësisht një proton, shndërrohen në baza të konjuguara, të cilat nuk pranojnë lehtësisht një proton. Prandaj, shpërbërja e këtyre acideve është pothuajse e pakthyeshme:

Acidet e dobëta, duke pasur vështirësi të heqin dorë nga një proton, shndërrohen në baza të konjuguara që pranojnë në mënyrë aktive një proton, gjë që e bën disociimin e acideve të dobët një proces të kthyeshëm dhe ekuilibri zhvendoset drejt formës së padisocuar:

Bazat e forta dhe të dobëta sillen në mënyrë të ngjashme, duke u shndërruar si rezultat i reaksionit në acidet e konjuguara përkatëse, pra në këto raste ka edhe çifte acido-bazike të konjuguara:

Disa substanca janë të afta të veprojnë në disa reaksione si dhurues proton, duke ia dhuruar atë komponimeve që kanë një afinitet më të lartë për protonin, dhe në të tjera - si pranues proton, duke e hequr atë nga komponimet me afinitet më të ulët për protonin. Substancat e tilla quhen amfolite.

Amfolitët janë molekula ose jone që mund të dhurojnë dhe pranojnë një proton, dhe për këtë arsye hyjnë në reaksione karakteristike si për acidet ashtu edhe për bazat. Amfoliti shfaq vetitë e një acidi ose një baze në varësi të substancave me të cilat ndërvepron. Një amfolit tipik është uji, pasi si rezultat i disociimit të tij elektrolitik, formohet një acid i fortë dhe një bazë e fortë:

Përveç kësaj, uji ndërvepron me acidet, duke vepruar si bazë, dhe me bazat, duke shfaqur vetitë e një acidi:

Amfolitët janë hidrokside të disa metaleve (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Amfolitët janë hidroanionet e acideve polibazike, për shembull HC0 3 -, HP0 4 2- dhe H2PO4-.

Amfolitët janë gjithashtu komponime molekulat e të cilave përmbajnë dy grupe të ndryshme acido-bazike, për shembull, a-aminoacide të rëndësishme biologjikisht. Si rezultat i transferimit të një protoni nga grupi karboksil në grupin amino, molekula e α-aminoacidit shndërrohet nga një tautomer* që nuk përmban grupe të ngarkuara në një tautomer që ka një strukturë bipolare-jonike (zwitterionike). Kështu, a-aminoacidet karakterizohen nga tautomerizmi prototropik(Seksioni 21.2.1).

Në gjendjen kristalore dhe në tretësirat ujore, ky ekuilibër për α-aminoacidet është pothuajse tërësisht i zhvendosur drejt tautomerit me strukturë bipolare. Kështu, për glicinën në një tretësirë ujore, përmbajtja e një tautomeri me strukturë jonike bipolare është 223,000 herë më e madhe se ajo e një tautomeri tjetër.

Për shkak të kësaj veçorie strukturore, molekulat α-aminoacide shfaqin veti acidike për shkak të grupit të amoniumit (NH 3 +), dhe ato bazike për shkak të grupit karboksil të jonizuar (-COO-), duke vepruar si amfolite:

Ashtu si të gjithë amfolitët, α-aminoacidet janë elektrolite të dobëta.

Sipas teorisë protolitike, acidet, bazat dhe amfolitët janë protolite, dhe procesi i transferimit të një protoni nga një acid në një bazë quhet protoliza dhe shpjegohet me faktin se këto dy substanca kanë afinitete të ndryshme për protonet. Një ndërveprim acid-bazë përfshin gjithmonë dy çifte acid-bazë të konjuguar dhe transferimi i protonit ndodh gjithmonë drejt formimit të acideve më të dobëta, duke përfshirë ato të konjuguara. Nëse prirja e reaktantëve për të bashkëvepruar me një proton është proporcionale, atëherë ekuilibri protolitik.

Bilanci protolitik ose acid-bazik krijuar si rezultat i konkurrencës për një proton(H+) ndërmjet bazave të çifteve të konjuguara acid-bazë që ndërveprojnë(NA, A- Dhe VN + , V). Ekuilibri protolitik gjithmonë zhvendoset drejt formimit të një acidi më të dobët:

Ekuilibri protolitik mund të paraqitet skematikisht nga diagrami i mëposhtëm:

Transferimi i protonit ndodh gjithmonë nga një acid i fortë për të te anioni i një acidi të dobët, i cili shoqërohet me zhvendosjen e një acidi të dobët nga kripa e tij nën ndikimin e një acidi më të fortë.

Ekuilibri protolitik vërehet gjatë jonizimit të elektroliteve të dobëta në ujë (Seksioni 7.2). Kështu, jonizimi i një acidi të dobët në tretësirat ujore është pasojë e konkurrencës për një proton midis anionit të acidit të dobët dhe ujit, i cili vepron si bazë, d.m.th., një pranues proton. Ky proces është i kthyeshëm dhe karakterizohet nga një konstante ekuilibri K a:

Kur një bazë e dobët ndërvepron me ujin, ky i fundit, duke vepruar si dhurues i protonit, nxit jonizimin e kësaj baze, e cila është e një natyre ekuilibri:

për acidet dhe bazat e dobëta elektrolite karakterizohet nga vlerat e konstanteve të aciditetit K a dhe bazë K b në përputhje me rrethanat (seksioni 7.2). Nëse këto konstante karakterizojnë bashkëveprimin protolitik të ujit me një acid ose bazë të një çifti të konjuguar HA, A ose BH +, B, atëherë produkti i konstanteve të aciditetit K a i bazë Kb, përbërësit e një çifti të caktuar është gjithmonë i barabartë me produktin jonik të ujit Kn 2 o = 1 * 10 -14 (në 22 °C):

Këto shprehje na lejojnë të zëvendësojmë konstantën e bazueshmërisë në rastin e tretësirave ujore P ose treguesi i bazës pKb bazë e dobët ndaj aciditetit konstante K a ose niveli i aciditetit pK a acidi i konjuguar i kësaj baze. Në praktikë, për të karakterizuar vetitë protolitike të një përbërjeje, zakonisht përdoret vlera rK a. Kështu, forca e amoniakut në ujë si bazë (pKb, = 4.76) mund të karakterizohet nga indeksi i aciditetit të jonit të amonit NH4+, d.m.th. acidit të konjuguar: pK a (NH4+) = 14 - 4.76 - 9.24. Prandaj, në rastin e tretësirave ujore nuk ka nevojë për një tabelë të veçantë konstantesh apo treguesish! baziteti, mjafton një shkallë e vetme aciditeti e paraqitur në tabelë. 8.1, ku vetitë e bazave karakterizohen nga konstantja K a ose tregues i aciditetit pK a acidet e tyre të konjuguara. Acidi më i fortë në tretësirat ujore është kationi i hidrogjenit H + (më saktë H3O +), dhe baza më e fortë është anioni OH-. Madhësia pK a karakterizon në mënyrë sasiore forcën e elektroliteve të dobëta në tretësirat ujore.

Një acid i dobët është më i dobët, aq më e lartë është vlera e tij pKa. Një bazë e dobët është më e dobët, aq më e ulët është vlera pK e acidit të saj të konjuguar.

Kuptimi pK aështë e barabartë me vlerën e pH të një tretësire ujore në të cilën një elektrolit i dhënë i dobët jonizohet me 50%: meqenëse në këtë rast [A - ] = [HA], atëherë K a= [H + ] dhe pK a= pH. Kështu, për acidin acetik në tretësirën ujore të tij me pH = pK a (CH 3 COOH) = = 4,76, bëhet barazia [CH 3 COO-] = [CH 3 COOH] dhe për një tretësirë ujore të amoniakut barazia = do të vërehet në një tretësirë me pH = pK dhe (NH4+) = 9,24.

Përveç kësaj, vlera pK a ju lejon të përcaktoni vlerën e pH të tretësirave ujore ku një acid i dhënë i dobët HA gjendet kryesisht (99% ose më shumë) në formën e një anioni (A") - kjo do të jetë në tretësirat me një pH > pK a + 2; ose në formën e molekulave (NA) - në tretësira me pH< pK a - 2. Në intervalin ArH = pK a ± 2 një elektrolit i dobët në tretësirat ujore ekziston si në formën e jonizuar ashtu edhe në atë jojonizuese në raportin [A-]/[HA] nga 100: 1 në 1: 100 përkatësisht.

Marrëdhëniet e dhëna lejojnë, duke ditur vlerën pK a biosubstrati, përcaktoni se në çfarë forme do të jetë në një vlerë të caktuar pH në sistemet ujore të trupit. Përveç kësaj, njohja e madhësisë pK a i një elektroliti të dobët ju lejon të llogaritni pH-në e tretësirave ujore të këtij elektroliti nëse dihet përqendrimi i tij.

Sipas teorisë Lowry-Bronsted, acidet janë substanca që mund të dhurojnë një proton, bazat janë substanca që pranojnë një proton:

Nëse B është një bazë e fortë, atëherë është një acid i dobët. Me ndihmën e tij mund të karakterizoni shkallën e shpërbërjes së një acidi ose acidi të konjuguar. Së bashku me konstantën e aciditetit ekziston edhe koncepti i konstantës së bazueshmërisë dhe përkatësisë së saj.

Sipas teorisë së Lewis, acidet janë komponime që mund të pranojnë dhe bazat mund të dhurojnë një palë elektrone.

Në një kuptim të gjerë, acidet janë komponime që furnizojnë një kation, në një rast të veçantë një proton, ose pranojnë një palë elektrone me një atom ose grup atomesh, etj.).

Bazat pranojnë një kation, në një rast të veçantë një proton, ose ofrojnë një palë elektrone me një atom ose grup atomesh

Aciditeti ose baziteti i një substance manifestohet në procesin e ndërveprimit me një substancë tjetër, veçanërisht me një tretës, dhe për këtë arsye është relativ.

Shumë substanca kanë veti amfoterike. Për shembull, uji, alkoolet dhe acidet janë të afta të dhurojnë një proton kur ndërveprojnë me bazat dhe ta pranojnë atë me acide. Në mungesë të acideve dhe bazave, natyra e dyfishtë e komponimeve të tilla manifestohet në autoprotolizë:

Shpërbërja e një acidi në një tretës nënkupton transferimin e një protoni në tretës:

Në këtë drejtim, forca e acidit shprehet me konstantën e disociimit, e cila është karakteristike vetëm për një tretës të caktuar. Transferimi i protonit ndodh vetëm në tretës shumë jonizues dhe tretës, siç është uji.

Shkalla e disociimit të acidit gjatë kalimit nga një mjedis ujor në një mjedis organik zvogëlohet me 4-6 rend të madhësisë.

Tretësit me tretje të fortë dhe jonizues neutralizojnë forcën e acideve, ndërsa tretësit jopolarë dhe të ulët-jolarë, duke bashkëvepruar me ta në nivelin e lidhjeve hidrogjenore, kanë një efekt diferencues. Në rastin e fundit, ndryshimet në forcën e acidit bëhen më domethënëse.

Në tretësit inertë, jopolarë, probabiliteti i abstraksionit të protonit është shumë i ulët, megjithëse për shkak të efekteve të brendshme elektronike lidhja mund të jetë shumë e polarizuar. Në kushte të tilla, vetitë acidike manifestohen në vetë-shoqërimin e molekulave të HA ose në lidhje me pranuesit e protoneve - bazat. Në rastin e fundit, masa e aciditetit është konstanta e lidhjes me çdo bazë të zgjedhur si standard. Për shembull, konstanta e lidhjes së acidit benzoik dhe difenilguanidinës në benzen është

Fuqia protonizuese e një acidi shprehet edhe nëpërmjet funksionit të aciditetit, i cili karakterizon gjendjen e ekuilibrit gjatë formimit kompleks të acideve dhe bazave në tretësit organikë. Më shpesh si bazë përdoren tregues që ndryshojnë ngjyrën në varësi të forcës së acidit, gjë që bën të mundur studimin e sistemit me metoda spektroskopike. Në këtë rast, është e rëndësishme që brezat e bazave të lira të lidhura të identifikohen në spektër.

Pra, në një mjedis hyrës, acidet dhe bazat formojnë jone të tretur, në një mjedis organik - çifte jonesh dhe shoqëruesit e tyre.

I afërt në kuptim me konceptin e lidhjes është koncepti i kompleksitetit: për shkak të ndërveprimeve dhurues-pranues dhe dativ, komplekset elektron-donator-pranues, të quajtur edhe komplekse të transferimit të ngarkesës, mund të formohen nga jonet dhe molekulat.

Llojet e dhuruesve të elektroneve: I) përbërjet me heteroatome. që përmbajnë çifte të vetme të elektroneve, etereve, amineve, sulfideve, jodeve, etj. Për shembull: dietil eter nga llamba. ldmetil sulfid trifenilfosfine propil jodur

2) komponimet që përmbajnë - lidhje, etilen, acetilene, benzen dhe derivatet e tij dhe sisteme të tjera aromatike;

3) komponimet e afta për të transferuar elektrone - alkane, cikloalkane:

Llojet e pranuesve të elektroneve: 1) komponimet metalike që përmbajnë një orbital të zbrazët (K-orbital): halide, etj., Jone metalike

2) komponime të afta të pranojnë një palë elektrone për halogjen antilidhja vakante, halogjene të përziera

3) komponimet me lidhje me zëvendësues të fortë elektronegativë, që marrin pjesë në formimin e kompleksit për shkak të tetracianetilenit trinitrobenzenit antilidhës

Kështu, ose dhuruesi mund të ndërveprojë me pranuesin vakant, duke formuar një MO të re me një ulje të energjisë së sistemit:

Në kiminë organike, -komplekset kanë rëndësinë më të madhe dhe -komplekset karakterizohen nga konstante të paqëndrueshmërisë, të cilat në thelb janë konstantet e disociimit të tyre.

Konstantat e disociimit dhe asociimit të acideve dhe bazave ende nuk i përshkruajnë plotësisht vetitë e tyre. Një rol të rëndësishëm në kuptimin e shumë proceseve kimike, dhe në veçanti fenomenit të katalizës, ka luajtur koncepti i acideve dhe bazave të forta dhe të buta (parimi

ZHMKO). Në përputhje me këtë koncept, acidet dhe bazat e lidhura ndërveprojnë në mënyrë më efektive: një acid i butë me një bazë të butë, një i fortë me një të fortë.

Shenjat e acideve dhe bazave të forta (Tabela 8): 1) madhësia e vogël e jonit ose molekulës; 2) elektronegativitet i lartë; 3) tarifë e lokalizuar; 4) polarizueshmëri e ulët; 5) orbitalet më të ulëta vakante (LVO) të acideve kanë energji të lartë; 6) orbitalet më të mbushura (HFO) të bazave kanë energji të ulët.

Sipas Lewis, vetitë acidike dhe bazike të përbërjeve organike vlerësohen nga aftësia e tyre për të pranuar ose siguruar një çift elektronik dhe më pas për të formuar një lidhje. Një atom që pranon një çift elektronik është një pranues elektroni, dhe një përbërje që përmban një atom të tillë duhet të klasifikohet si një acid. Atomi që siguron një çift elektronik është një dhurues elektroni, dhe komponimi që përmban një atom të tillë është një bazë.

Në mënyrë të veçantë, acidet Lewis mund të jenë një atom, molekulë ose kation: një proton, halidet e elementeve të grupit të dytë dhe të tretë të Tabelës Periodike, halidet e metaleve kalimtare - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, kationet metalike, anhidridi sulfurik - SO3, karbokacioni. Bazat Lewis përfshijnë aminet (RNH2, R2NH, R3N), alkoolet ROH, eteret ROR

Sipas Brønsted-Lowry, acidet janë substanca që mund të dhurojnë një proton, dhe bazat janë substanca që mund të pranojnë një proton.

Acidi dhe baza e konjuguar:

HCN (acid) dhe CN- (bazë)

NH3 (bazë) dhe NH4+ (acid)

Ekuilibri acid-bazë (ose protolitik) është një ekuilibër në të cilin përfshihet një proton (H+).

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

acid2 bazë1

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

acid1 bazë2 konjuguar

acid2 bazë1

7. Llojet e izomerizmit në kiminë organike. Izomerizmi strukturor, hapësinor dhe optik. Kiraliteti. Paraqitja dhe konfigurimi. R, S, Z, E – nomenklaturat.

Ekzistojnë dy lloje të izomerizmit: strukturor dhe hapësinor (stereoizomerizëm). Izomerët strukturorë ndryshojnë nga njëri-tjetri nga rendi i lidhjeve të atomeve në molekulë, stereo-izomeret - nga rregullimi i atomeve në hapësirë me të njëjtin rend të lidhjeve midis tyre.

Izomerizmi strukturor: izomeria e skeletit të karbonit, izomeria pozicionale, izomeria e klasave të ndryshme të përbërjeve organike (izomeria ndërklasore).

Izomerizmi strukturor

Izomerizmi i skeletit të karbonit

Izomerizmi i pozicionit është për shkak të pozicioneve të ndryshme të lidhjes së shumëfishtë, zëvendësuesit dhe grupit funksional me të njëjtin skelet karboni të molekulës:

Izomerizmi hapësinor

Izomerizmi hapësinor ndahet në dy lloje: gjeometrik dhe optik.

Izomerizmi gjeometrik është karakteristik për përbërjet që përmbajnë lidhje dyfishe dhe komponime ciklike. Meqenëse rrotullimi i lirë i atomeve rreth një lidhje dyfishe ose në një unazë është i pamundur, zëvendësuesit mund të vendosen ose në të njëjtën anë të rrafshit të lidhjes ose unazës dyfishe (pozicioni cis) ose në anët e kundërta (pozicioni trans).

Izomerizmi optik ndodh kur një molekulë është e papajtueshme me imazhin e saj në një pasqyrë. Kjo është e mundur kur atomi i karbonit në molekulë ka katër zëvendësues të ndryshëm. Ky atom quhet asimetrik.

KIRALITETI, vetia e një objekti të jetë e papajtueshme me imazhin e tij në një pasqyrë ideale të rrafshët.

Strukturat e ndryshme hapësinore që lindin për shkak të rrotullimit rreth lidhjeve të thjeshta pa cenuar integritetin e molekulës (pa thyer lidhjet kimike) quhen KONFORMACIONE.

Struktura e alkaneve. Sp3 është gjendja e karbonit. Karakteristikat e lidhjeve C-C dhe C-H. Parimi i rrotullimit të lirë. Konformacioni. Metodat e përfaqësimit dhe nomenklatura. Vetitë fizike të alkaneve.

Të gjithë atomet e karbonit në molekulat e alkanit janë në gjendje sp 3 -hibridizimi, kendi ndermjet lidhjeve C-C eshte 109°28", prandaj molekulat e alkaneve normale me numer te madh atomesh karboni kane strukture zigzage (zigzag).Gjatesia e lidhjes C-C ne hidrokarburet e ngopura eshte 0,154 nm.

Lidhja C-C është kovalente jopolare. Lidhja C-H është kovalente dhe pak polare, pasi C dhe H janë të afërta në elektronegativitet.

Vetitë fizike

Në kushte normale, katër anëtarët e parë të serisë homologe të alkaneve janë gaze, C 5 -C 17 janë të lëngshme dhe duke filluar nga C 18 janë të ngurta. Pikat e shkrirjes dhe të vlimit të alkaneve të densitetit të tyre rriten me rritjen e peshës molekulare. Të gjithë alkanet janë më të lehta se uji dhe janë të patretshëm në të, por ato janë të tretshme në tretës jopolarë (për shembull, benzeni) dhe janë vetë tretës të mirë.

· Pikat e shkrirjes dhe të vlimit ulen nga më pak të degëzuara në më të degëzuara.

· Alkanet e gaztë digjen me një flakë të pangjyrë ose blu të zbehtë dhe lëshojnë sasi të mëdha nxehtësie.

Rrotullimi i atomeve rreth lidhjes s nuk do të çojë në thyerjen e saj. Si rezultat i rrotullimit intramolekular përgjatë lidhjeve C–C s, molekulat e alkanit, duke filluar me etanin C 2 H 6, mund të marrin forma të ndryshme gjeometrike.
Forma të ndryshme hapësinore të një molekule që shndërrohen në njëra-tjetrën duke u rrotulluar rreth lidhjeve s C-C quhen konformacione ose izomerët rrotullues(konformuesit).
Izomerët rrotullues të një molekule janë gjendjet e saj energjetike të pabarabarta. Ndërkëmbimi i tyre ndodh shpejt dhe vazhdimisht si rezultat i lëvizjes termike. Prandaj, izomerët rrotullues nuk mund të izolohen në formë individuale, por ekzistenca e tyre është vërtetuar me metoda fizike.

alkanet .
metani, etani, propani, butani – një

9. Hidrokarburet. Klasifikimi. Hidrokarburet e ngopura të serisë së metanit. Seri homologe. Nomenklatura. Izomerizmi. Radikalët. Burimet natyrore. Sinteza Fischer-Tropsch. Metodat e përgatitjes (nga alkenet, acidet karboksilike, derivatet e halogjenit, nga reaksioni Wurtz)

Emri i përgjithshëm (gjenerik) i hidrokarbureve të ngopura është alkanet .
Emrat e katër anëtarëve të parë të serisë homologe të metanit janë të parëndësishëm: metani, etani, propani, butani . Duke u nisur nga i pesti, emrat rrjedhin nga numrat grekë me shtimin e një prapashtese – një

Radikalët (radikalët e hidrokarbureve) gjithashtu kanë nomenklaturën e tyre. Radikalet monovalente quhen alkilet dhe shënohet me shkronjën R ose Alk.
Formula e tyre e përgjithshme është C n H 2n+ 1 .
Emrat e radikalëve përbëhen nga emrat e hidrokarbureve përkatëse duke zëvendësuar prapashtesën -an tek prapashtesa -il(metan - metil, etani - etil, propan - propil, etj.).
Radikalët dyvalent emërtohen duke zëvendësuar prapashtesën -an në -iliden(përjashtim bën radikali metilen = CH 2).
Radikalët trevalent kanë prapashtesën -ilidin

Izomerizmi. Alkanet karakterizohen nga izomeria strukturore. Nëse një molekulë alkani përmban më shumë se tre atome karboni, atëherë rendi i lidhjes së tyre mund të jetë i ndryshëm. Një nga izomerët e butanit ( n-butan) përmban një zinxhir karboni të padegëzuar, dhe tjetri, izobutani, përmban një të degëzuar (izostrukturë).

Burimi më i rëndësishëm i alkaneve në natyrë është gazi natyror, lëndët e para hidrokarbure minerale - nafta dhe gazrat e naftës shoqëruese.

Alkanet mund të përgatiten nga reaksioni Wurtz, i cili përfshin veprimin e natriumit metalik mbi derivatet monohalogjene të hidrokarbureve.
2CH 3 –CH 2 Br (etili bromid) + 2Na ––> CH 3 –CH 2 –CH 2 –CH 3 (butan) + 2NaBr

· Nga alkenet

C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2

Sinteza Fischer-Tropsch

nCO + (2n+1)H 2 → C n H 2n+2 + nH 2 O

Tabela tregon se këto hidrokarbure ndryshojnë nga njëri-tjetri në numrin e grupeve - CH2-.Një seri e tillë strukturash të ngjashme, që kanë veti kimike të ngjashme dhe që ndryshojnë nga njëra-tjetra për nga numri i këtyre grupeve quhet seri homologe. Dhe substancat që e përbëjnë quhen homologe.

Formula	Emri
CH 4	metani
C2H6	etanit
C 3 H 8	propan
C4H10	butan
C4H10	izobutani
C5H12	pentani
C5H12	izopentani
C5H12	neopentani
C6H14	heksani
C 7 H 16	heptani
C 10 H 22	dekani

10. Hidrokarburet e ngopura (alkanet). Vetitë kimike dhe fizike: reaksionet e zëvendësimit radikal. Halogjenimi, nitridimi, sulfoklorinimi, sulfoksidimi. Koncepti i reaksioneve zinxhir.

Vetitë fizike

Sipas Brønsted-Lowry, acidet janë substanca që mund të dhurojnë një proton, dhe bazat janë substanca që mund të pranojnë një proton.

Acidi dhe baza e konjuguar:

HCN (acid) dhe CN- (bazë)

NH3 (bazë) dhe NH4+ (acid)

Ekuilibri acid-bazë (ose protolitik) është një ekuilibër në të cilin përfshihet një proton (H+).

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

acid2 bazë1

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

acid1 bazë2 konjuguar

acid2 bazë1

7. Llojet e izomerizmit në kiminë organike. Izomerizmi strukturor, hapësinor dhe optik. Kiraliteti. Paraqitja dhe konfigurimi. R, S, Z, E – nomenklaturat.

Izomerizmi strukturor: izomeria e skeletit të karbonit, izomeria pozicionale, izomeria e klasave të ndryshme të përbërjeve organike (izomeria ndërklasore).

Izomerizmi strukturor

Izomerizmi i skeletit të karbonit

Izomerizmi i pozicionit është për shkak të pozicioneve të ndryshme të lidhjes së shumëfishtë, zëvendësuesit dhe grupit funksional me të njëjtin skelet karboni të molekulës:

Izomerizmi hapësinor

Izomerizmi hapësinor ndahet në dy lloje: gjeometrik dhe optik.

KIRALITETI, vetia e një objekti të jetë e papajtueshme me imazhin e tij në një pasqyrë ideale të rrafshët.

Strukturat e ndryshme hapësinore që lindin për shkak të rrotullimit rreth lidhjeve të thjeshta pa cenuar integritetin e molekulës (pa thyer lidhjet kimike) quhen KONFORMACIONE.