Udtrykkene "syre" og "base" bruges til at henvise til to grupper af forbindelser, der har et sæt diametralt modsatte egenskaber. I 1923 foreslog I. Brønsted og T. Lowry en generel protolytisk teori om syrer og baser. Ifølge denne teori svarer følgende definitioner til begreberne syre og base.
En syre er et molekyle eller en ion, der er i stand til at donere en brintkation (proton). Syre er en protondonor.
En base er et molekyle eller ion, der er i stand til at binde en hydrogenkation (proton). Basen er en protonacceptor.
En syre, der afgiver en proton, bliver til en partikel, der har en tendens til at acceptere den, hvilket kaldes konjugeret base:
Basen, der tilføjer en proton, bliver til en partikel, der har en tendens til at give den væk, hvilket kaldes konjugeret syre:
Kombinationen af en syre og dens konjugerede base eller en base og dens konjugerede syre kaldes konjugerede syre-base-par.
Styrken af en syre bestemmes af dens evne til at donere en proton, dvs. en stærk syre er en aktiv protondonor. Styrken af syrer i vandige opløsninger falder i følgende rækkefølge:
Styrken af en base bestemmes af dens evne til at acceptere en proton, dvs. en stærk base er en aktiv protonacceptor. Styrken af baser i vandige opløsninger, dvs. deres affinitet til protoner, falder i serien:
Stærke syrer, der let donerer en proton, omdannes til konjugerede baser, som ikke let accepterer en proton. Derfor er dissociationen af disse syrer næsten irreversibel:
Svage syrer, der har svært ved at opgive en proton, omdannes til konjugerede baser, der aktivt accepterer en proton, hvilket gør dissocieringen af svage syrer til en reversibel proces, og ligevægten forskydes mod den udissocierede form:
Stærke og svage baser opfører sig på samme måde og omdannes som et resultat af reaktionen til de tilsvarende konjugerede syrer, dvs. i disse tilfælde er der også konjugerede syre-base-par:
Nogle stoffer er i stand til at virke i nogle reaktioner som en protondonor, donere den til forbindelser, der har en højere affinitet for protonen, og i andre - som en protonacceptor, fjerne den fra forbindelser med lavere affinitet for protonen. Sådanne stoffer kaldes amfolytter.
Amfolytter er molekyler eller ioner, der både kan donere og acceptere en proton, og derfor indgår i reaktioner, der er karakteristiske for både syrer og baser. Amfolyt udviser egenskaberne af en syre eller en base afhængigt af hvilke stoffer den interagerer med. En typisk amfolyt er vand, da der som følge af dens elektrolytiske dissociation dannes både en stærk syre og en stærk base:
Derudover interagerer vand med syrer, fungerer som en base, og med baser, der udviser egenskaberne af en syre:
Amfolytter er hydroxider af nogle metaller (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):
Amfolytter er hydroanioner af polybasiske syrer, for eksempel HCO3-, HP042- og H2PO4-.
Amfolytter er også forbindelser, hvis molekyler indeholder to forskellige syre-base-grupper, for eksempel biologisk vigtige a-aminosyrer. Som et resultat af overførslen af en proton fra carboxylgruppen til aminogruppen omdannes α-aminosyremolekylet fra en tautomer*, der ikke indeholder ladede grupper, til en tautomer med en bipolær-ionisk (zwitterionisk) struktur. Således er a-aminosyrer karakteriseret ved prototrop tautomerisme(Afsnit 21.2.1).
I den krystallinske tilstand og i vandige opløsninger er denne ligevægt for α-aminosyrer næsten fuldstændig forskudt mod tautomeren med en bipolær struktur. For glycin i en vandig opløsning er indholdet af en tautomer med en bipolær ionstruktur således 223.000 gange større end for en anden tautomer.
På grund af denne strukturelle egenskab udviser α-aminosyremolekyler sure egenskaber på grund af ammoniumgruppen (NH 3 +), og basiske på grund af den ioniserede carboxylgruppe (-COO-), der fungerer som amfolytter:
Som alle amfolytter er α-aminosyrer svage elektrolytter.
Ifølge den protolytiske teori er syrer, baser og amfolytter protolitter, og processen med overførsel af en proton fra en syre til en base kaldes protolyse og forklares ved, at disse to stoffer har forskellig affinitet til protoner. En syre-base-interaktion involverer altid to konjugerede syre-base-par, og protonoverførsel sker altid mod dannelsen af svagere syrer, herunder konjugerede. Hvis tilbøjeligheden af reaktanterne til at interagere med en proton er tilsvarende, så protolytisk ligevægt.
Protolytisk eller syre-base balance etableret som et resultat af konkurrence om en proton(H+) mellem baser af interagerende konjugerede syre-base-par(NA, A- Og VN+, V). Den protolytiske ligevægt skifter altid mod dannelsen af en svagere syre:
Den protolytiske ligevægt kan ske skematisk repræsenteret ved følgende diagram:
Protonoverførsel sker altid fra en stærk syre Til til anionen af en svag syre, som er ledsaget af fortrængning af en svag syre fra dens salt under påvirkning af en stærkere syre.
Protolytisk ligevægt observeres under ionisering af svage elektrolytter i vand (afsnit 7.2). Således er ioniseringen af en svag syre i vandige opløsninger en konsekvens af konkurrence om en proton mellem anionen af den svage syre og vand, der fungerer som en base, dvs. en protonacceptor. Denne proces er reversibel og er karakteriseret ved en ligevægtskonstant K a:
Når en svag base interagerer med vand, fremmer sidstnævnte, der fungerer som en protondonor, ioniseringen af denne base, som er af ligevægtskarakter:
for svage elektrolytsyrer og baser er karakteriseret ved værdierne af surhedskonstanter K a og basicitet K b i overensstemmelse hermed (afsnit 7.2). Hvis disse konstanter karakteriserer den protolytiske interaktion af vand med en syre eller base af et konjugatpar HA, A eller BH+, B, så er produktet af surhedskonstanterne K a i grundlæggende Kb, komponenter i et givet par er altid lig med det ioniske produkt af vand Kn 2 o = 1 * 10 -14 (ved 22 °C):
Disse udtryk giver os mulighed for at erstatte basicitetskonstanten i tilfælde af vandige opløsninger Q eller basicitetsindikator pKb svag base til surhedsgrad konstant K a eller surhedsgrad pK a konjugeret syre af denne base. I praksis bruges værdien normalt for at karakterisere de protolytiske egenskaber af en forbindelse rK a. Således styrken af ammoniak i vand som en base (pKb, = 4,76) kan karakteriseres ved surhedsindekset for ammoniumionen NH4+, dvs. den konjugerede syre: pKa (NH4+) = 14 - 4,76 - 9,24. Derfor er der i tilfælde af vandige opløsninger ikke behov for en speciel tabel med konstanter eller indikatorer! basicitet, er en enkelt surhedsskala vist i tabellen tilstrækkelig. 8.1, hvor basernes egenskaber er karakteriseret ved konstanten K a eller surhedsindikator pK a deres konjugerede syrer. Den stærkeste syre i vandige opløsninger er hydrogenkationen H+ (mere præcist H3O+), og den stærkeste base er OH- anionen. Størrelse pK a karakteriserer kvantitativt styrken af svage elektrolytter i vandige opløsninger.
En svag syre er svagere, jo højere dens pKa-værdi. En svag base er svagere, jo lavere pK-værdien af dens konjugerede syre er.
Betyder pK a er lig med pH-værdien af en vandig opløsning, hvori en given svag elektrolyt er ioniseret med 50 %: da i dette tilfælde [A - ] = [HA], så K a= [H+] og pK a= pH. For eddikesyre i dens vandige opløsning med pH = pK a (CH 3 COOH) = = 4,76 finder ligheden [CH 3 COO-] = [CH 3 COOH] sted, og for en vandig opløsning af ammoniak er ligheden = vil blive observeret i en opløsning med pH = pK og (NH4+) = 9,24.
Hertil kommer værdien pK a giver dig mulighed for at bestemme pH-værdien af vandige opløsninger, hvor en given svag syre-HA overvejende findes (99% eller mere) i form af en anion (A") - dette vil være i opløsninger med en pH > pKa+ 2; eller i form af molekyler (NA) - i opløsninger med pH< pKa - 2. I intervallet ArH = pKa ± 2 en svag elektrolyt i vandige opløsninger findes i både ioniseret og ikke-ioniseret form i forholdet [A-]/[HA] fra 100:1 til 1: 100 henholdsvis.
De givne relationer tillader, at kende værdien pK a biosubstrat, bestemme hvilken form det vil være i ved en bestemt pH-værdi i kroppens vandige systemer. Derudover viden om størrelsen pK a af en svag elektrolyt giver dig mulighed for at beregne pH-værdien af vandige opløsninger af denne elektrolyt, hvis dens koncentration er kendt.
I 1778 fremsatte den franske videnskabsmand Lavoisier " oxygenteori om syrer ", ifølge hvilken de generelle egenskaber af syrer skyldes den obligatoriske tilstedeværelse af iltatomer i dem. Denne teori stødte dog straks på vanskeligheder.
Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794).
Antoine Laurent Lavoisier, en fremragende fransk videnskabsmand, blev født den 26. august 1743 i Paris. Ligesom Lomonosov anvendte han konsekvent de teoretiske begreber og metoder i fysik fra sin tid til at løse kemiens hovedproblemer, hvilket gjorde det muligt at opnå vigtige videnskabelige resultater.
Lavoisiers store fortjeneste er at bringe det enorme faktuelle materiale, som kemien har ophobet, ind i systemet. Han udviklede (sammen med tre andre franske kemikere) en rationel kemisk nomenklatur og lavede en nøjagtig klassificering af alle stoffer (grundstoffer og kemiske forbindelser) kendt på det tidspunkt.
En række forbindelser (saltsyre HCl, blåsyre HCN osv.), der har udtalte sure egenskaber, har dog ikke iltatomer i deres sammensætning. Samtidig har metaloxider, ligesom nogle ikke-metaloxider, der indeholder oxygen, ikke sure egenskaber.
I begyndelsen af det 19. århundrede foreslog den tyske videnskabsmand Justus Liebig " hydrogenteori om syrer ", ifølge hvilken en syre er en hydrogenforbindelse, der er i stand til at erstatte hydrogenatomer med et metal. Men denne definition afspejlede ikke den mest essentielle egenskab ved syrer, på grund af hvilken disse stoffer blev isoleret i en særlig klasse af forbindelser - evnen til at indgå i en neutraliseringsreaktion med baser.
I slutningen af det 19. århundrede foreslog den tyske videnskabsmand Wilhelm Ostwald og den svenske videnskabsmand Svante Arrhenius, baseret på teorien om elektrolytisk dissociation, nye definitioner af syrer og baser.
Ifølge Arrhenius-Ostwald teorien, syre er et elektrisk neutralt stof, der, når det opløses i vand, dissocierer og danner H + ioner, og basis – et elektrisk neutralt stof, der dissocierer og danner OH – ioner.
Alle de generelle egenskaber af syrer - sur smag, effekt på metaller, indikatorer osv. – er egenskaber for H + ioner. Til gengæld er alle generelle egenskaber ved baser egenskaber for OH - ioner.
Neutraliseringsreaktionen mellem en syre og en base er således drevet af interaktionen mellem hydrogen og hydroxylioner, hvilket fører til dannelsen af udissocierede vandmolekyler:
H + + OH – = H2O
Men ideer om syrer og baser er ifølge Arrhenius-Ostwald-teorien heller ikke dækkende og opfylder i mange tilfælde ikke de observerede eksperimentelle fakta, især hvis de vedrører ikke-vandige opløsninger.
For eksempel kan syrer og baser interagere med hinanden uden at blive dissocieret til ioner. Især hydrogenchloridgas reagerer med en fast alkali:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Det samme hydrogenchlorid, når det opløses i benzen, desintegrerer slet ikke til ioner, men ændrer farven på indikatoren og interagerer med metaller og frigiver gasformig H2.
Der er mange reaktioner af saltdannelse, svarende til neutraliseringsreaktionen, der forekommer i både vandige og vandfrie miljøer, men uden deltagelse af H + ioner og OH - ioner:
NH3 (gas.) + HCl (gas.) = NH4Cl (fast.)
Således er Arrhenius-Ostwald-teorien om syrer og baser kun fuldt anvendelig på vandige opløsninger af stoffer. Processer, der forekommer uden deltagelse af et opløsningsmiddel, såvel som i ikke-vandige flydende medier, kræver betydelige tilføjelser og generalisering af denne teori.
Denne mere generelle teori om syrer og baser var protolytisk teori, foreslået i 1923 selvstændigt af en dansk videnskabsmand Brønsted og engelske videnskabsmænd Lowry.
Johannes Nikolaus Brønsted (1879 – 1947)- Dansk fysisk kemiker. Thomas Martin Lowry (1875 – 1936)- Engelsk kemiker. Uafhængigt af hinanden blev de grundlæggende principper for den protolytiske teori om syrer og baser formuleret næsten samtidigt. Brønsted, hvis hovedværker handlede om opløsningers termodynamik og syre-base katalyse, udviklede detaljerne og den kvantitative beskrivelse af den protolytiske teori. Lowrys hovedområde af videnskabelig interesse var optisk aktive organiske forbindelser.
Ifølge denne teori, syre Enhver partikel (molekyle eller ion), der er i stand til at donere en proton, kaldes. Grundlaget er en partikel (molekyle eller ion), der er i stand til at binde en proton.
Desuden sker frigivelsen af en hydrogenion af en syre altid i nærværelse af en base, der skal binde den. Når en syre dissocierer i en opløsning, fungerer opløsningsmiddelmolekylerne som baser:
Partikel A dannet efter adskillelse af en hydrogenion kaldes konjugeret base af syren, fordi den er i stand til at genhæfte H + ionen til sig selv.
Følgelig kaldes partikelen opnået efter tilføjelse af en H + ion til basen konjugeret syre af en given base, fordi i stand til at give det tilbage:
Syren og basen i et syre-base-par er relateret til hinanden. Jo stærkere (svagere) syren er, jo svagere (stærkere) er basen konjugat med den (tabel 13). For eksempel i en vandig opløsning er saltsyre HCl stærkere end eddikesyre CH 3 COOH, så acetationen CH 3 COO - vil være en stærkere base end chloridionen
Cl – .
Fortolkningen af begrebet "syre" i Brønsted-Lowrys protolytiske teori falder sammen med Arrhenius-Ostwald-teorien og udvider den kun til ikke-vandige opløsninger.
I tilfælde af fortolkning af begrebet "fundament", er tilgangen en helt anden. For eksempel betragtes natriumhydroxid NaOH som en base, ikke fordi den dissocierer ved at fjerne hydroxidionen OH – men fordi denne ion kan binde en H + ion til at danne et vandmolekyle. Og det er netop dette, der skal betragtes som grundlaget i denne sag. Desuden udviser OH - ionen sine vigtigste egenskaber i nærvær af en syre, der kan give den H +. Når en base er opløst, fungerer opløsningsmiddelmolekyler igen som en sådan syre:
Tabel 13. pK a og pK værdier for konjugerede syrer og baser i fortyndede vandige opløsninger
Ifølge den protolytiske teori kan syrer og baser være af tre typer: neutral, anionisk og kationisk.
De første er neutrale molekyler i stand til at donere eller binde H+-ionen, for eksempel: HCI, H2S04, HNO3 (syrer); NH 3, CH 3 –O-CH 3 (baser).
Anioniske baser og syrer er negativt ladede ioner, for eksempel: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (syrer); OH – , Cl – , NO 3 – (baser).
I rollen kationiske baser og syrer positivt ladede ioner optræder, for eksempel: NH4+, H3O+ (syrer); H2N-NH3+, H2N-(CH2)2-NH3+ (baser).
Mange partikler (både molekyler og ioner) har amfotere egenskaber, dvs. afhængig af forholdene kan de virke både som en syre og som en base, f.eks.: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + osv. Disse forbindelser kaldes amfiprotisk eller amfolytter.
I nogle tilfælde kan det være svært at trække en skarp grænse mellem deres sure og basiske egenskaber og afgøre, hvilken af disse egenskaber der er mere udtalt.
De sure egenskaber af en forbindelse i opløsning bestemmes i forhold til opløsningsmidlet som base. De kvantificeres ved ligevægtskonstanten (K) for en reaktion, der involverer overførsel af en proton fra en syre til en base (protolytisk reaktion). Lad os demonstrere dette ved at bruge eksemplet på dissociationen af myresyre i en vandig opløsning:
Ligevægtskonstanten for denne reaktion er lig med
Denne konstant adskiller sig fra det sædvanlige udtryk for syredissociationskonstanten (K diss.), givet tidligere, ved faktoren 
. Når man overvejer dissociationen af forskellige syrer i det samme opløsningsmiddel, forbliver denne faktor den samme, så den indgår normalt i ligevægtskonstanten som et produkt 
og betegne Ka (surhedskonstant):
Jo større K a-værdien er, jo stærkere er syren, dvs. jo lettere afgiver den H+ ioner til basen (opløsningsmiddelmolekyler). For at estimere styrken af svage syrer er det ofte ikke K-værdien, der bruges, men dens decimallogaritme, taget med det modsatte fortegn:
–log K a = pK a
Jo højere pK a-værdi, jo svagere er syren.
For kvantitativt at karakterisere basiciteten af en forbindelse i en vandig opløsning, bruges ligevægtskonstanten K for reaktionen:
Overvejer det 
(basicitetskonstant), kan vi skrive:
For at vurdere styrken af svage baser, som i tilfælde af svage syrer, er det også mere bekvemt at bruge ikke K-værdien, men dens negative decimallogaritme:
pK in = –log K ind
I praksis, for at vurdere de grundlæggende egenskaber af en forbindelse, i stedet for K in (pK in), bruges værdien af Ka (pK a) af konjugatsyren BH + af en given base ofte:
For eksempel er et mål for basiciteten af NH 3 K a-værdien af ammoniumionen NH 4 + (konjugatsyren af ammoniak):
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Jo lavere værdi 
, jo stærkere basen.
For en syre og dens konjugerede base i en fortyndet vandig opløsning er ligheden sand:
K w = K a · K in
hvor K w er det ioniske produkt af vand.
De sure egenskaber af et stof i opløsning afhænger ikke kun af dets evne til at donere H+-ionen, men også af opløsningsmiddelmolekylernes evne til at acceptere det. Således opløses hydrogenchlorid, når det opløses i vand, næsten fuldstændigt til ioner, og dets opløsninger i benzen indeholder tværtimod ikke ioner og leder ikke elektrisk strøm.
Jo større affinitet et opløsningsmiddel har til en proton, jo lettere dissocierer syren i den. Opløsningsmidler med en udtalt affinitet for H + ioner kaldes protofil.
I sådanne opløsningsmidler (flydende NH 3, hydrazin) er selv meget svage syrer i vandige opløsninger - HCN, H 2 S - stærke.
Opløsningsmidler, der har en meget større evne til at donere en proton end at tilføje en, kaldes protogene. Disse omfatter: iseddikesyre, koncentreret (100%) H 2 SO 4 osv. I deres miljø er dissociationen af syrer vanskelig, men ioniseringen af baser lettes.
Opløsningsmidler med sammenlignelig evne til at tilføje eller frigive H+ ioner,hedder amfiprotisk . Disse omfatter H 2 O, mættede monovalente alkoholer (CH 3 OH, C 2 H 5 OH), etc.).
Der er også aprotisk eller inert opløsningsmidler: benzen, toluen, CCl 4, dichlorethan osv. Deres evne til at vedhæfte eller løsne H+-ionen er ekstremt svag. I deres miljø adskilles syrer og baser praktisk talt ikke.
I Brønsted-Lowry-teorien om syrer og baser refererer begreberne syre og base således kun til den funktion, som den pågældende forbindelse udfører i en bestemt proces. Det samme stof kan fungere som en syre under nogle forhold og som en base under andre. For eksempel, i vandige opløsninger opfører CH 3 COOH sig som en syre:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO – + H 3 O +
og i 100% H2SO4 - som en base
CH 3 COOH + H 2 SO 4 ↔ HSO 4 – + CH 3 COOH 2 +
I et system af to stoffer, der er i stand til at interagere med en proton, er basen således altid den, der binder den mere fast, dvs. karakteriseret ved høj protonaffinitet.
Alle reaktioner af syre-base-vekselvirkning (ionisering, neutralisering, hydrolyse) består ifølge Brønsted-Lowry-teorien af en reversibel overførsel af en proton fra en syre til en base, som følge heraf de ofte kaldes protolytisk. Som et resultat af denne interaktion dannes et par nye partikler, hvoraf den ene igen er i stand til at donere en proton (konjugeret syre), og den anden er i stand til at acceptere den (konjugeret base). Således er syren i ligevægt med sin konjugerede base, og basen er i ligevægt med sin konjugerede syre:
Denne proces kaldes syre-base ligevægt. Før ligevægt indtræder, strømmer den overvejende mod dannelsen af en svagere syre og base.
Lad os se på eksempler på nogle protolytiske reaktioner.
1. Ioniseringsreaktion:
Reaktionen, der forekommer i fremadrettet retning, er ioniseringsreaktionen af eddikesyre, og i den modsatte retning er neutraliseringsreaktionen af basen (acetat-ion) med syren.
Ligevægten i denne reversible proces er stort set forskudt til venstre, fordi CH 3 COOH og H 2 O er svagere syrer og baser end H 3 O + og CH 3 COO – (tabel 13).
2. Hydrolysereaktion:
Denne direkte reaktion er acetationens hydrolysereaktion, og den omvendte reaktion er neutraliseringsreaktionen af eddikesyre med den stærke base OH –.
De svagere syrer og baser er H 2 O og CH 3 COO – (Tabel 13), og derfor råder den omvendte reaktion i denne reversible proces frem for den direkte.
Brønsted-Lowry-teorien har, selvom den er mere avanceret end Arrhenius-teorien, også visse mangler og er ikke dækkende. Den er således ikke anvendelig for mange stoffer, der udviser en syres funktion, men som ikke indeholder H + ioner, for eksempel: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 osv.
I 1923 blev G.N. Lewis blev nomineret elektronisk teori om syrer og baser, hvor forbindelsens sure egenskaber slet ikke er forbundet med tilstedeværelsen af hydrogenioner i den.
Gilbert Nilton Lewis (1875 – 1946). amerikansk fysisk kemiker. Hans arbejde er relateret til kemisk termodynamik og teorien om stoffets struktur. Han introducerede begrebet aktivitet i termodynamik og udviklede teorien om generaliserede elektronpar i modeller af kovalente bindinger (Lewis-strukturer). I 1926 foreslog han næsten samtidig med Brønsted og Lowry et nyt begreb om syrer og baser, hvor grundlaget er overførsel af et elektronpar: Lewis-syrer er acceptorer, og Lewis-baser er donorer af et elektronpar. I 1930'erne Lewis udviklede en metode til fremstilling af tungt vand.
Lewis-syre er en partikel (molekyle eller ion), der er i stand til at vedhæfte et elektronpar (elektronparacceptor). Det skal indeholde et atom med en ydre elektronskal ufyldt til oktetten: BF 3, AlCl 3, BeCl 2, H +, Cu 2+ osv.
Grundlaget er en partikel (molekyle eller ion), der er i stand til at tilvejebringe et elektronpar (elektronpardonor) til at danne en binding. En Lewis-base skal indeholde et atom med et ensomt elektronpar på det ydre lag: :NH 3 , :NH 2 –NH 2 , :OH – , :Cl – .
Ifølge Lewis' teori interagerer en syre og en base med hinanden for at danne en kovalent binding via en donor-acceptor-mekanisme:
Lewis' teori modsiger ikke Brønsted-Lowry-teorien. Begrebet en base i begge disse teorier er praktisk talt det samme, dog er begrebet en syre i Lewis-konceptet meget bredere og dækker, udover H+-ionen, mange andre elektronacceptorpartikler, herunder metalkationer Mænd +. Følgelig stiger antallet af reaktioner, der er syre-base-interaktioner i naturen, betydeligt. For eksempel, ifølge Lewis-teorien, er adskillige kompleksdannelsesreaktioner syre-base:
Lewis teori er meget brugt til at forklare reaktiviteten af organiske forbindelser og er meget praktisk til at beskrive mekanismen for kemiske reaktioner, der opstår med deres deltagelse.
Surhed og basicitet er de vigtigste begreber, der bestemmer mange grundlæggende fysisk-kemiske egenskaber og biologisk aktivitet af organiske forbindelser.
Teorier om syrer og baser:
– teori om elektrolytisk dissociation (Arrhenius);
– protolytisk teori (Brønsted-Lowry, 1923);
– Lewis teori (1925).
Brønsteds protolytiske teori
En syre er et stof, der kan donere en proton. En base er et stof, der kan acceptere en proton. Syre + base = konjugat par
Syrer
Atomet som protonen er bundet til er center for surhed. Surhedscentre kan være atomerne C, O, N, S: Følgelig – CH-,Åh-,NH- ogSH-syrer.
Grunde
Basicitetscentrene er atomer, der har et ensomt par elektroner (n-elektroner): N, O, S. Ammonium, oxonium og thioniske baser (n-baser) skelnes i overensstemmelse hermed. Disse kan være neutrale molekyler eller anioner.
Der er også π-baser - forbindelser med multiple bindinger eller et konjugeret system af π-bindinger. De tilføjer en proton og danner konjugerede syrer - π-komplekser.
Kvantificering af surhedsgrad
Syrestyrken er graden af forskydning til højre for følgende ligevægt:
Kvantitative mål for surhedsgrad er:
Ka – surhedskonstant
pKa = -lgKa – surhedsindikator
syrestyrke → Ka → pKa↓
Kvantificere basicitet
Fundamentkraften er graden af forskydning til højre for følgende ligevægt:
Af disse forhold følger det, at for et konjugatpar kan målet for base B's basicitet være surhedsgraden af den konjugerede syre BH+: рКВ = 14 – рКВН+
Fundamentstyrke → KV → rKV↓ → rKVN+
Kvalitativ surhedsvurdering
Syrens styrke bestemmes af stabiliteten af den konjugatbase (anion).
Jo mere stabil anion, jo stærkere syre.
Anionens stabilitet afhænger til gengæld af følgende faktorer:
– egenskaber ved atomet i surhedscentret – dets elektronegativitet og polariserbarhed
– grad af delokalisering af (-) ladningen i anionen som følge af konjugation;
– virkning af omgivende substituenter;
– Anionens evne til opløsning.
Faktorer, der bestemmer surhedsgraden
1. Atomets egenskaber ved surhedscentret
a) elektronegativitet
Med en stigning i X-atomets elektronegativitet øges polariteten af X-H-bindingen, dens styrke falder, og fjernelsen af en proton bliver lettere. Som et resultat stiger surhedsgraden. EO → Surhedsgrad
b) polariserbarhed
Efterhånden som X-atomets radius øges, øges bindingslængden og dens polariserbarhed, bindingen brydes lettere, og surhedsgraden øges: Atomradius → Surhed
Surhedsgrad: CH< NH < OH < SH
2. Delokalisering af ladning langs det konjugerede system
Delokalisering af ladningen langs det konjugerede system øger anionens stabilitet og øger følgelig surhedsgraden.
2. Indflydelse af substituenter
a) elektronacceptorer
Elektronacceptorer fremmer delokalisering af ladning i anionen, øger dens stabilitet og øger følgelig surhedsgraden.
b) elektrondonorer
Elektrondonorer forhindrer ladningsdelokalisering i anionen, reducerer dens stabilitet og reducerer følgelig surhedsgraden.
3. Løsningseffekt
Solvatisering af den dannende anion fremmer dens stabilitet og øger surhedsgraden. (!)
Jo mindre ionstørrelsen er og jo mere lokaliseret ladningen er, jo lettere er den at opløse.
Kvalitativ vurdering af basicitet
De stærkeste baser er anioner: HO – , RO – , NH – 2 , SH –
Neutrale molekyler reagerer med syrer og danner oniumsalte:
Der er tre typer organiske baser:
Styrken af basen bestemmes af stabiliteten af den resulterende kation, såvel som tilgængeligheden
et enkelt elektronpar til at fastgøre en proton. Styrken af en base er påvirket af de samme faktorer som styrken af en syre, men deres virkning er i den modsatte retning.
Aminer er de stærkeste baser. De danner stabile salte med syrer, der er opløselige i vand. Denne egenskab af aminer anvendes i vid udstrækning til deres isolering og oprensning, såvel som til fremstilling af opløselige doseringsformer.
Serie af aftagende basicitet:R-NH-R>R-O-R>R-S-R
– oxoniumbasernes basicitet falder på grund af den højere EO af oxygen;
– thioniumbaser er svagere end oxoniumbaser, fordi den større radius af svovl øger længden af S-H-bindingen i kationen, hvilket gør den mindre stærk og derved reducerer kationens stabilitet.
Styrken af baser er stærkt påvirket af substituenter i centrum af basiciteten:
a) elektronacceptorer
Elektronacceptorer øger (+) ladningen på kationen, reducerer dens stabilitet og reducerer derfor basiciteten.
b) elektrondonorer
Elektrondonorer reducerer (+) ladningen på kationen, øger dens stabilitet og øger derfor basiciteten.
Inkluderingen af et ensomt elektronpar i et konjugeret system reducerer dets tilgængelighed for tilføjelse af en proton og reducerer dets basicitet:
På grund af denne konjugation er basisiteten af amider kraftigt reduceret sammenlignet med aminer; i vandige opløsninger protoneres amider ikke (deres basicitet er lavere end vands):
Lewis teori om syrer og baser
Syre er en elektronacceptor; Basen er en elektrondonor
Når syrer og baser interagerer, dannes donor-acceptor-komplekser.
Ifølge Lewis vurderes organiske forbindelsers sure og basiske egenskaber ved deres evne til at acceptere eller give et elektronpar og efterfølgende danne en binding. Et atom, der accepterer et elektronpar, er en elektronacceptor, og en forbindelse, der indeholder et sådant atom, bør klassificeres som en syre. Atomet, der giver et elektronpar, er en elektrondonor, og forbindelsen, der indeholder et sådant atom, er en base.
Specifikt kan Lewis-syrer være et atom, molekyle eller kation: en proton, halogenider af grundstoffer fra den anden og tredje gruppe i det periodiske system, overgangsmetalhalogenider - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, metalkationer, svovlsyreanhydrid - SO3, carbocation. Lewis-baser inkluderer aminer (RNH2, R2NH, R3N), alkoholer ROH, ethere ROR
Ifølge Brønsted-Lowry er syrer stoffer, der kan donere en proton, og baser er stoffer, der kan acceptere en proton.
Konjugeret syre og base:
HCN (sur) og CN- (base)
NH3 (base) og NH4+ (syre)
Syre-base (eller protolytisk) ligevægt er en ligevægt, hvor en proton (H+) er involveret.
HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -
syre2 base1
H2O + NH3D NH4+ + OH-.
syre1 base2 konjugat konjugat
syre2 base1
7. Typer af isomeri i organisk kemi. Strukturel, rumlig og optisk isomeri. Kiralitet. Layout og konfiguration. R, S, Z, E – nomenklaturer.
Der er to typer af isomerisme: strukturel og rumlig (stereoisomerisme). Strukturelle isomerer adskiller sig fra hinanden ved rækkefølgen af bindinger af atomer i molekylet, stereo-isomerer - ved arrangementet af atomer i rummet med samme rækkefølge af bindinger mellem dem.
Strukturel isomerisme: kulstofskelet-isomerisme, positionel isomerisme, isomerisme af forskellige klasser af organiske forbindelser (interklasse-isomerisme).
Strukturel isomeri
Isomerisme af kulstofskelettet
Positionel isomerisme skyldes forskellige positioner af multipelbindingen, substituenten og den funktionelle gruppe med det samme kulstofskelet af molekylet:
Rumlig isomerisme
Rumlig isomerisme er opdelt i to typer: geometrisk og optisk.
Geometrisk isomeri er karakteristisk for forbindelser, der indeholder dobbeltbindinger og cykliske forbindelser. Da fri rotation af atomer omkring en dobbeltbinding eller i en ring er umulig, kan substituenterne være placeret enten på samme side af dobbeltbindingens eller ringens plan (cis-position) eller på modsatte sider (trans-position).
Optisk isomeri opstår, når et molekyle er uforeneligt med sit billede i et spejl. Dette er muligt, når carbonatomet i molekylet har fire forskellige substituenter. Dette atom kaldes asymmetrisk.
KIRALITET, en genstands egenskab til at være uforenelig med dets billede i et ideelt plant spejl.
Forskellige rumlige strukturer, der opstår på grund af rotation omkring simple bindinger uden at krænke molekylets integritet (uden at bryde kemiske bindinger) kaldes KONFORMATIONER.
Struktur af alkaner. Sp3 er kulstoftilstanden. Karakteristika for C-C og CH-bindinger. Princippet om fri rotation. Konfirmation. Repræsentationsmetoder og nomenklatur. Fysiske egenskaber af alkaner.
Ifølge Lewis vurderes organiske forbindelsers sure og basiske egenskaber ved deres evne til at acceptere eller give et elektronpar og efterfølgende danne en binding. Et atom, der accepterer et elektronpar, er en elektronacceptor, og en forbindelse, der indeholder et sådant atom, bør klassificeres som en syre. Atomet, der giver et elektronpar, er en elektrondonor, og forbindelsen, der indeholder et sådant atom, er en base.
Specifikt kan Lewis-syrer være et atom, molekyle eller kation: en proton, halogenider af grundstoffer fra den anden og tredje gruppe i det periodiske system, overgangsmetalhalogenider - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, metalkationer, svovlsyreanhydrid - SO3, carbocation. Lewis-baser inkluderer aminer (RNH2, R2NH, R3N), alkoholer ROH, ethere ROR
Ifølge Brønsted-Lowry er syrer stoffer, der kan donere en proton, og baser er stoffer, der kan acceptere en proton.
Konjugeret syre og base:
HCN (sur) og CN- (base)
NH3 (base) og NH4+ (syre)
Syre-base (eller protolytisk) ligevægt er en ligevægt, hvor en proton (H+) er involveret.
HCOOH + H 2 O D H 3 O + + HCOO -
syre2 base1
H2O + NH3D NH4+ + OH-.
syre1 base2 konjugat konjugat
syre2 base1
7. Typer af isomeri i organisk kemi. Strukturel, rumlig og optisk isomeri. Kiralitet. Layout og konfiguration. R, S, Z, E – nomenklaturer.
Der er to typer af isomerisme: strukturel og rumlig (stereoisomerisme). Strukturelle isomerer adskiller sig fra hinanden ved rækkefølgen af bindinger af atomer i molekylet, stereo-isomerer - ved arrangementet af atomer i rummet med samme rækkefølge af bindinger mellem dem.
Strukturel isomerisme: kulstofskelet-isomerisme, positionel isomerisme, isomerisme af forskellige klasser af organiske forbindelser (interklasse-isomerisme).
Strukturel isomeri
Isomerisme af kulstofskelettet
Positionel isomerisme skyldes forskellige positioner af multipelbindingen, substituenten og den funktionelle gruppe med det samme kulstofskelet af molekylet:
Rumlig isomerisme
Rumlig isomerisme er opdelt i to typer: geometrisk og optisk.
Geometrisk isomeri er karakteristisk for forbindelser, der indeholder dobbeltbindinger og cykliske forbindelser. Da fri rotation af atomer omkring en dobbeltbinding eller i en ring er umulig, kan substituenterne være placeret enten på samme side af dobbeltbindingens eller ringens plan (cis-position) eller på modsatte sider (trans-position).
Optisk isomeri opstår, når et molekyle er uforeneligt med sit billede i et spejl. Dette er muligt, når carbonatomet i molekylet har fire forskellige substituenter. Dette atom kaldes asymmetrisk.
KIRALITET, en genstands egenskab til at være uforenelig med dets billede i et ideelt plant spejl.
Forskellige rumlige strukturer, der opstår på grund af rotation omkring simple bindinger uden at krænke molekylets integritet (uden at bryde kemiske bindinger) kaldes KONFORMATIONER.
Struktur af alkaner. Sp3 er kulstoftilstanden. Karakteristika for C-C og CH-bindinger. Princippet om fri rotation. Konfirmation. Repræsentationsmetoder og nomenklatur. Fysiske egenskaber af alkaner.
Alle kulstofatomer i alkanmolekyler er i tilstanden sp 3 -hybridisering, vinklen mellem C-C-bindingerne er 109°28", derfor har molekylerne af normale alkaner med et stort antal carbonatomer en zigzag-struktur (zigzag). Længden af C-C-bindingen i mættede kulbrinter er 0,154 nm
C-C-bindingen er kovalent ikke-polær. C-H-bindingen er kovalent og svagt polær, da C og H er tæt på elektronegativitet.
Fysiske egenskaber
Under normale forhold er de første fire medlemmer af den homologe serie af alkaner gasser, C5-C17 er væsker, og startende fra C18 er faste stoffer. Smelte- og kogepunkterne for alkaner af deres massefylde stiger med stigende molekylvægt. Alle alkaner er lettere end vand og er uopløselige i det, men de er opløselige i ikke-polære opløsningsmidler (for eksempel benzen) og er i sig selv gode opløsningsmidler.
· Smelte- og kogepunkter falder fra mindre forgrenet til mere forgrenet.
· Gasformige alkaner brænder med en farveløs eller lyseblå flamme og afgiver store mængder varme.
Rotation af atomer omkring s-bindingen vil ikke føre til, at den brydes. Som et resultat af intramolekylær rotation langs C-C s-bindinger kan alkanmolekyler, startende med ethan C 2 H 6, antage forskellige geometriske former.
Forskellige rumlige former af et molekyle, der omdannes til hinanden ved at rotere omkring C–C s-bindinger, kaldes konformationer eller roterende isomerer(konformere).
Rotationsisomerer af et molekyle er dets energetisk ulige tilstande. Deres indbyrdes omdannelse sker hurtigt og konstant som følge af termisk bevægelse. Derfor kan roterende isomerer ikke isoleres i individuel form, men deres eksistens er blevet bevist ved fysiske metoder.
alkaner
.
metan, ethan, propan, butan
-en
9. Kulbrinter. Klassifikation. Mættede kulbrinter af metanserien. Homolog serie. Nomenklatur. Isomerisme. Radikale. Naturlige kilder. Fischer-Tropsch syntese. Fremstillingsmetoder (fra alkener, carboxylsyrer, halogenderivater, ved Wurtz-reaktionen)
Det generelle (generiske) navn på mættede kulbrinter er alkaner
.
Navnene på de første fire medlemmer af den methan-homologe serie er trivielle: metan, ethan, propan, butan
. Startende fra den femte er navnene afledt af græske tal med tilføjelse af et suffiks -en
Radikaler (kulbrinteradikaler) har også deres egen nomenklatur. Monovalente radikaler kaldes alkyler
og er betegnet med bogstavet R eller Alk.
Deres generelle formel er C n H 2n+ 1 .
Navnene på radikalerne er opbygget af navnene på de tilsvarende kulbrinter ved at erstatte suffikset -en at suffikse -il(methan - methyl, ethan - ethyl, propan - propyl osv.).
Divalente radikaler navngives ved at erstatte suffikset -en på -iliden(undtagelse er methylengruppen = CH 2).
Trivalente radikaler har suffikset -ilidin
Isomerisme. Alkaner er karakteriseret ved strukturel isomerisme. Hvis et alkanmolekyle indeholder mere end tre carbonatomer, kan rækkefølgen af deres forbindelse være anderledes. En af isomererne af butan ( n-butan) indeholder en uforgrenet carbonkæde, og den anden, isobutan, indeholder en forgrenet (isostruktur).
Den vigtigste kilde til alkaner i naturen er naturgas, mineralske kulbrinteråmaterialer - olie og tilhørende petroleumsgasser.
Alkaner kan fremstilles ved Wurtz-reaktionen, som involverer virkningen af metallisk natrium på monohalogenderivater af carbonhydrider.
2CH 3 –CH 2 Br (ethylbromid) + 2Na ––> CH 3 –CH 2 –CH 2 –CH 3 (butan) + 2NaBr
· Fra alkener
CnH2n + H2 → CnH2n+2
Fischer-Tropsch syntese
nCO+ (2n+1)H2 → CnH2n+2 + nH2O
Tabellen viser, at disse kulbrinter adskiller sig fra hinanden i antallet af grupper - CH2- En sådan række af lignende strukturer, der har lignende kemiske egenskaber og adskiller sig fra hinanden i antallet af disse grupper, kaldes en homolog serie. Og de stoffer, der udgør det, kaldes homologer.
| Formel | Navn |
| CH 4 | metan |
| C2H6 | ethan |
| C3H8 | propan |
| C4H10 | butan |
| C4H10 | isobutan |
| C5H12 | pentan |
| C5H12 | isopentan |
| C5H12 | neopentan |
| C6H14 | hexan |
| C7H 16 | heptan |
| C10H 22 | dekan |
10. Mættede kulbrinter (alkaner). Kemiske og fysiske egenskaber: radikale substitutionsreaktioner. Halogenering, nitridering, sulfochlorering, sulfoxidation. Begrebet kædereaktioner.
Fysiske egenskaber
Under normale forhold er de første fire medlemmer af den homologe serie af alkaner gasser, C5-C17 er væsker, og startende fra C18 er faste stoffer. Smelte- og kogepunkterne for alkaner af deres massefylde stiger med stigende molekylvægt. Alle alkaner er lettere end vand og er uopløselige i det, men de er opløselige i ikke-polære opløsningsmidler (f.eks. benzen) og er i sig selv gode opløsningsmidler.