Принцип жмко.

Кислота – вещество, диссоциирующее с образованием протона (Н⁺), а основание – вещество, связывающее протон в малодиссоциирующую молекулу (по теории Бренстеда-Лоури).

Кислота Н⁺ + сопряженное основание

HCOOH H⁺ + HCOO^-

CH₃OH H⁺ + CH₃O^-

CH₃N⁺H₃ H⁺ + CH₃NH₂

Мерой кислотности слабых электролитов в разбавленных водных растворах является положение равновесия: НХ Н⁺ + Х^-

Равновесие описывается константой

К_а =

Чаще используют понятие рК_а = - lg K_a. Чем меньше рК_а, тем больше кислотность соединения по Бренстеду.

Примеры: CH₄ pK_a = 40

CH₃OH

H₂O

C₆H₅OH

CH₃COOH

HCl

Основность соединений оценивают по величине рК_а сопряженных с ним кислот, например, для метиламина:

K_a =

Чем больше рК_а сопряженной кислоты, тем больше основность соединения. Иногда используют и величину рК_в:

рК_в = рК(Н₂О) - рК_а , где рК(Н₂О) = 14

Так, для уксусной кислоты рК_а = 4.7, то рК_в – основность сопряженного основания (ацетат-иона) - равен

Многие соединения с этих позиций являются амфотерными:

Классификация кислот Х–Е-H:

1. О-Н-кислоты – (R-OH, C₆H₅–OH, R-COOH, HOH).

2. S-H-кислоты – (R-SH, R-CO-SH, H₂S).

3. N-H-кислоты – (R-NH₂, R-CO-NH₂, NH₃).

4. C-H-кислоты – (CH₄, CH₃–CO-R, CH₃-CHO, R-CH₂-COOR’).

Сила кислот Х–Е-H зависит от:

а) природы атома Е (при идентичных заместителях)

б) стабильности сопряженного основания:

в) радикала, связанного с атомом Е:

электроноакцепторные радикалы увеличивают полярность связи Е-Н и, следовательно, повышают кислотность.

Классификация оснований Х-Е:

1. Аммониевые (NH₃, R-NH₂, R-CONH₂ и т.д.)

2. Фосфониевые (PH₃, R₃P и т.д.)

3. Оксониевые (ROH, ROR, H₂O)

4. π-основания (алкены, ароматические соединения)

Сила оснований Х-Е зависит от:

а) природы атома Е:

б) радикала, связанного с атомом Е:

Электронодонорные заместители повышают электронную плотность на атоме Е и, следовательно, повышают основность.

По теории Льюиса основание – вещество, которое может предоставить свободную электронную пару для образования ковалентной связи, а кислота – вещество, которое может принять электронную пару с образованием ковалентной связи. Кислота является акцептором электронов, а основание – донором.

Кислоты Льюиса	Основания Льюиса
Атомы, молекулы, катионы, имеющие вакантную орбиталь	Атомы, молекулы, анионы, обладающие отрицательным зарядом или неподеленной электронной парой
BF3, AlCl3, FeCl3, FeBr3, ZnCl2, H+, CH3+	I-, HO-, RO-, RS-, R2C=CR2, C6H5R, RNH2, ROH, ROR, RSH, RSR’
Электрофилы	Нуклеофилы

Понятие «основность» у Бренстеда и Льюиса практически совпадают (связь с протоном – частный случай поставления электронной пары катиону), а понятие «кислота» у Льюиса намного шире. Кислота (по Льюису) – любое соединение с вакантной орбиталью.

Любое органическое соединение можно рассмотреть как кислотно-основной комплекс:

Кислоты Льюиса – потенциальные доноры электрофильных частиц, т.к. генерируют их, связывая нуклеофилы:

Основания Льюиса – доноры электронной пары.