La acidez y la basicidad son los conceptos más importantes que determinan muchas propiedades fisicoquímicas fundamentales y la actividad biológica de los compuestos orgánicos. Hay varios conceptos de ácidos y bases en química orgánica. La teoría protolítica de Brønsted-Lowry (1923) es generalmente aceptada. Casi simultáneamente, G. Lewis propuso un concepto más general de ácidos y bases, a partir del cual R. Pearson (1963) desarrolló más tarde el principio de ácidos y bases duros y blandos.

Acidez y basicidad según Bronsted-Lowry. De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry, la acidez y la basicidad de los compuestos están asociadas con la transferencia del protón H+.

ácidos- sustancias capaces de donar un protón (donadores de carrera); jardines - sustancias capaces de aceptar un protón (aceptores de protones). Un ácido y una base forman un par ácido-base conjugado. Las propiedades ácidas se manifiestan en presencia de una base, básicas, en presencia de un ácido.

En general, la interacción ácido-base se describe mediante la ecuación

En principio, la mayoría de los compuestos orgánicos pueden considerarse ácidos potenciales, ya que contienen átomos de hidrógeno asociados a diferentes elementos (O, S, N, C). Un elemento y su átomo de hidrógeno asociado se llaman centro ácido . Los ácidos orgánicos se clasifican respectivamente según su centro ácido como ácidos OH-, SH-, NH- y CH-. Los ácidos pueden ser no solo moléculas neutras, sino también iones cargados positivamente, así como iones dipolares. Las bases orgánicas para la formación de un enlace covalente con el protón ácido deben tener un par solitario de electrones en el heteroátomo (moléculas neutras) o ser aniones. En general, las bases que tienen un heteroátomo en las moléculas se denominan n-bases . Hay otro grupo de bases - bases π , en el que el centro de basicidad son los electrones de un enlace π localizado o una nube de electrones π de un sistema conjugado. Las bases π no forman enlaces covalentes con el protón, sino complejos π de corta duración.

La acidez y basicidad de las sustancias según Brönsted-Lowry se caracteriza cuantitativamente. Aplicando la ley de acción de masas, se pueden expresar las propiedades ácidas del ácido A-H en términos de constante de equilibrio K p , presentado arriba de la reacción de interacción ácido-base reversible:

Obviamente, la constante de equilibrio de la reacción de ionización ácida tiene un valor constante solo para un sistema dado, y cada base tiene su propia escala de constantes de acidez. El caso más importante es la ionización de ácidos en una solución acuosa (el agua juega el papel de una base):

Dado que el agua está presente en gran exceso, su concentración permanece casi constante, igual a 55,5 mol/l. Este valor se incluye en la constante de equilibrio y se obtiene una característica, denominada constante de acidez K a :

Cuanto más K,Cuanto más fuerte es el ácido . Sin embargo, incluso un ácido relativamente fuerte según los estándares de los compuestos orgánicos como el ácido acético tiene Ka = 1.75 10 -5 . Para la mayoría de los compuestos orgánicos, K a tiene valores aún más pequeños. Por lo tanto, para evaluar la fuerza de los ácidos orgánicos, es mucho más conveniente utilizar los valores R K a que representa el logaritmo negativo de las constantes de acidez: rk un = -lg K a. Donde el menor pK a ,Cuanto más fuerte es el ácido . Los ácidos con pKa > 7 no modifican el color del papel indicador neutro; los ácidos con pKa >10 no saben agrio.

La basicidad de los compuestos en una solución acuosa se puede caracterizar por el valor de pK b, que se relaciona con pK a a través del producto iónico del agua: RK b \u003d 14 - pK a. Sin embargo, en la actualidad, para caracterizar la basicidad, se utiliza con más frecuencia el valor pKa de la base conjugada B del ácido BH+, denotado como ðK BH + . Este enfoque permite utilizar una misma escala para caracterizar la ionización de ácidos y bases. En este caso cuanto más pK BH + , más fuerte es la base .

Ácidos y bases débiles en los sistemas biológicos. La mayoría de los compuestos orgánicos biológicamente activos, en particular las sustancias medicinales, son ácidos o bases débiles. El grado de ionización de tales compuestos en un medio particular es importante para la manifestación de la acción biológica. Se conocen muchas sustancias medicinales cuya actividad terapéutica viene determinada por la proporción de moléculas no ionizadas presentes, aunque existen otros ejemplos en los que, por el contrario, la parte ionizada de la sustancia provoca un efecto biológico por interacción con la catiónica. o centros aniónicos de los receptores. Las diferencias en el grado de ionización aseguran la selectividad de la acción, y esto se debe a factores tales como, por ejemplo, la penetración a través de las membranas en el plasma sanguíneo o las células, la adsorción en las superficies de las enzimas, la posible ionización de los centros receptores dependiendo del pH, etc.

El grado de ionización de los ácidos y bases orgánicos en una solución está determinado por los valores de dos parámetros: el pH de la solución y el pK a del ácido (o pK BH + base). Si se conocen los valores de pK a (o pK BH +) de la sustancia y el pH de la solución, entonces el grado de ionización se puede calcular de la siguiente manera:

El grado de ionización es importante para los procesos de penetración de sustancias a través de varias membranas en el cuerpo, por ejemplo, durante la absorción (absorción) de medicamentos del tracto gastrointestinal. Las membranas del epitelio del tracto digestivo pueden considerarse como una bicapa lipídica en la que se encuentran incrustadas moléculas de proteína. Las regiones hidrofóbicas de las proteínas de membrana están inmersas en la cavidad interna de la membrana, mientras que las regiones ionizadas se enfrentan a la fase acuosa por dentro y por fuera. Según la teoría clásica, las membranas de este tipo impiden el paso de iones, ya que, por un lado, los iones debido a la hidratación tienen un tamaño relativamente grande y, por otro lado, si la carga del ion y la carga de la superficie de la proteína a la que se acerca son similares en signo, entonces repulsión, y si son opuestos, entonces el ion se adsorbe en la superficie de la membrana. Solo aquellos iones para los que existen sistemas de transporte o transportadores específicos penetran a través de las membranas naturales. Las moléculas liposolubles neutras penetran en las membranas y cuanto más rápido, mayores son sus propiedades lipofílicas. Por lo tanto, la absorción de moléculas no ionizadas de sustancias medicinales se produce en el tracto gastrointestinal.

Los medicamentos ácidos se absorberán mejor en el estómago (pH 1-3), y la absorción de los medicamentos básicos ocurrirá solo después de que pasen del estómago a los intestinos (el contenido del intestino delgado tiene un pH de 7-8). En una hora, casi el 60% del ácido acetilsalicílico y solo el 6% de la anilina de la dosis administrada se absorben en el estómago de las ratas. Ya el 56% de la dosis administrada de anilina se absorbe en los intestinos de las ratas. Es de destacar que una base tan débil como la cafeína (pK В H + 0.8) se absorbe al mismo tiempo en una medida mucho mayor (36%), ya que incluso en el ambiente fuertemente ácido del estómago, la cafeína se encuentra en gran medida en un no -estado ionizado.

La efectividad de la acción de las drogas está determinada por la capacidad de su penetración en el receptor. Para las sustancias capaces de ionizarse, la actividad biológica puede determinarse por la proporción de moléculas no ionizadas o, por el contrario, por la parte ionizada de la sustancia. Existen numerosos ejemplos de ambas opciones. Entonces, tanto el fenol como el ácido acético detienen el crecimiento de varios mohos; su efecto biológico se debe a moléculas no ionizadas y, por lo tanto, el ácido acético es más efectivo a pH por debajo de 4, y para el fenol a cualquier pH por debajo de 9, ya que en estos rangos de pH tanto el fenol como el ácido acético están en un estado no ionizado. Además, solo la teofilina no ionizada, a diferencia de su anión, estimula la actividad del corazón de la tortuga. En el ejemplo de una serie de preparaciones de sulfanilamida, por el contrario, se encontró que su actividad antibacteriana se debe a los aniones. El valor de pKa de las sulfonamidas, que es óptimo para la manifestación de actividad, está en el rango de 6-8. Las moléculas no ionizadas ingresan a la célula a través de la membrana, pero a valores de pH fisiológicos, se vuelven a formar iones hasta que se establece el mismo grado de ionización en ambos lados de la membrana:

La actividad antibacteriana de las sulfonamidas es proporcional al grado de ionización, pero también depende de la lipofilia de las moléculas.

Y un ejemplo más, cuando la actividad biológica se debe a la forma ionizada de la sustancia: el efecto antibacteriano (bacteriostático) de las aminoacridinas se manifiesta solo en la forma catiónica de estos compuestos y aumenta con el aumento del grado de su ionización catiónica. El cambio del grado de ionización en función del pH del medio es muy utilizado para aislar fármacos de fluidos biológicos (sangre, orina) con el fin de su posterior análisis, por ejemplo, al realizar estudios de farmacocinética.

Ácidos y bases de Lewis. Según la teoría de Lewis, las propiedades ácido-base de los compuestos están determinadas por su capacidad para aceptar o donar un par de electrones para formar un nuevo enlace. Ácidos de Lewis - aceptores de pares de electrones. fundaciones de lewis donantes de pares de electrones.

Las bases de Brönsted y las bases de Lewis son donantes de un par de electrones, ya sea no compartidos o ubicados en el orbital p, es decir, los conceptos son idénticos en ambas teorías. La acidez de Lewis tiene un significado nuevo y más amplio. Un ácido es cualquier partícula con un orbital vacante que puede agregar un par de electrones a su capa de electrones. Según Bronsted, un ácido es un donador de protones, y según Lewis, el protón H+ en sí mismo es un ácido, ya que tiene un orbital vacante.

Los ácidos de Lewis son haluros de elementos del segundo y tercer grupo del sistema periódico (BF 3 , A1C1 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , ZnCl 2 y otros). Los ácidos de Lewis también incluyen haluros de otros elementos con orbitales vacíos: SnX 4 , SbX 5 , AsX 5 e incluso óxido de azufre (VI) SO 3 . Los haluros de boro y aluminio tienen seis electrones en la capa exterior y son capaces de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente. El tetracloruro de estaño, por ejemplo, tiene 8 electrones en su capa exterior, pero como elemento con orbitales vacíos, puede aceptar un par de electrones más. Los ácidos de Lewis también incluyen cationes metálicos (Na +, Mg 2+, Ag +), carbocationes R 3 C +, catión nitroilo NO 2 +, etc. Los ácidos de Lewis participan en reacciones heterolíticas como reactivos electrofílicos. Los siguientes son algunos ejemplos de interacciones entre ácidos y bases de Lewis:

Muchas reacciones orgánicas comunes se conocen como interacciones ácido-base dentro del marco de la teoría de Lewis. Sin embargo, en esta teoría es mucho más difícil cuantificar la acidez y la basicidad, y tal evaluación solo puede ser relativa. Para ello, se determinan las energías de interacción de varios compuestos en condiciones estrictamente definidas (disolvente, temperatura) con el mismo patrón, que es, respectivamente, un ácido de Lewis o una base de Lewis. Por lo tanto, se han realizado muchas menos mediciones cuantitativas para los ácidos y bases de Lewis que para los ácidos y bases de Bronsted.

Ácidos y bases duros y blandos. El desarrollo de la teoría de Lewis condujo a la creación del principio de ácidos y bases duros y blandos (el principio de HICA, el principio de Pearson). Según el principio de Pearson, los ácidos y las bases se dividen en duros y blandos.

Los ácidos duros son ácidos de Lewis en los que los átomos aceptores son de tamaño pequeño, tienen una gran carga positiva, alta electronegatividad y baja polarizabilidad. Los ácidos suaves de Lewis contienen átomos aceptores grandes con poca carga positiva, baja electronegatividad y alta polarizabilidad.

El orbital molecular libre más bajo (LUMO), que participa en la unión al orbital donante del par de electrones, tiene una energía baja en ácidos duros. El ácido más duro es el protón. LUMO de ácidos blandos tiene una alta energía. Los ácidos blandos contienen orbitales vacantes fácilmente polarizables. La carga positiva de un átomo: un aceptor de un par de electrones es pequeño debido a la deslocalización o está completamente ausente (por ejemplo, una molécula de yodo es un ácido blando).

Las bases rígidas son partículas donantes con alta electronegatividad, baja polarizabilidad y son difíciles de oxidar. Las bases blandas, por otro lado, son partículas donantes con baja electronegatividad, alta polarizabilidad y bastante fácil de oxidar. El término "base rígida" enfatiza que el compuesto donador de pares de electrones mantiene sus electrones firmemente. Para las bases rígidas, el orbital molecular ocupado más alto (HOMO), que participa en la unión al orbital aceptor del par de electrones, tiene una energía baja (ubicado cerca del núcleo atómico). Los átomos donantes en bases duras son nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro. Las bases blandas retienen débilmente sus electrones de valencia, el HOMO del donante tiene una energía alta. Los donantes de un par de electrones son átomos de carbono, azufre, fósforo, yodo.

Cabe señalar que los conceptos de ácidos y bases "duros" y "blandos" no son equivalentes a los conceptos de ácidos y bases "fuertes" y "débiles". Estas son dos características independientes de ácidos y bases. Principio de GIMC se utiliza para una descripción cualitativa de la eficiencia de la interacción ácido-base: (!) Los ácidos duros se coordinan mejor con bases duras, los ácidos blandos con bases blandas. El concepto de Pearson se basa en que la interacción entre orbitales con energías similares es más eficiente que entre orbitales con energías diferentes.

El funcionamiento del principio GICL puede ilustrarse con el siguiente ejemplo. Cuando los haloalcanos interactúan con los nucleófilos (que también son bases), pueden ocurrir reacciones competitivas: sustitución o eliminación nucleófila. La reacción de sustitución nucleófila se lleva a cabo por la interacción del nucleófilo con el átomo de carbono unido al halógeno. En la reacción de eliminación, un protón también se separa de un átomo de carbono vecino bajo la influencia de una base.

Cuando el 1,2-dicloroetano interactúa con una base dura (ion metóxido), debido al ataque del reactivo sobre un ácido duro, un protón, se produce predominantemente una reacción de eliminación. Una base blanda, el ion de óxido de tiofeno, reacciona preferentemente con un ácido más blando, un átomo de carbono, lo que da como resultado la formación de un producto de reacción de sustitución nucleofílica:

Teorías de ácidos y bases.

Teorías de ácidos y bases.- un conjunto de conceptos fisicoquímicos fundamentales que describen la naturaleza y las propiedades de los ácidos y las bases. Todos ellos introducen definiciones de ácidos y bases, dos clases de sustancias que reaccionan entre sí. La tarea de la teoría es predecir los productos de la reacción entre el ácido y la base y la posibilidad de que ocurra, para lo cual se utilizan las características cuantitativas de la fuerza del ácido y la base. Las diferencias entre las teorías radican en las definiciones de ácidos y bases, las características de su fuerza y, como resultado, en las reglas para predecir los productos de reacción entre ellos. Todos ellos tienen su propia área de aplicación, cuyas áreas se cruzan parcialmente.

Las interacciones ácido-base son extremadamente comunes en la naturaleza y se utilizan ampliamente en la práctica científica e industrial. Las ideas teóricas sobre ácidos y bases son importantes en la formación de todos los sistemas conceptuales de la química y tienen una influencia versátil en el desarrollo de muchos conceptos teóricos en las principales disciplinas químicas.

Basado en la teoría moderna de ácidos y bases, secciones de ciencias químicas como la química de soluciones electrolíticas acuosas y no acuosas, pH-metría en medios no acuosos, catálisis ácido-base homo y heterogénea, la teoría de funciones de acidez , y muchos otros han sido desarrollados.

Evolución de las ideas sobre las interacciones ácido-base

Las ideas científicas sobre la naturaleza de los ácidos y las bases comenzaron a tomar forma a finales del siglo XVIII. En los trabajos de A. Lavoisier, las propiedades ácidas se asociaron con la presencia de átomos de oxígeno en la composición de la sustancia. Los ácidos minerales y orgánicos entonces conocidos contenían efectivamente oxígeno. Esta hipótesis rápidamente demostró ser insostenible cuando, gracias al trabajo de G. Davy y J. Gay-Lussac, se conocieron una serie de ácidos libres de oxígeno (por ejemplo, haluros de hidrógeno, ácidos cianhídricos), mientras que muchos compuestos que contienen oxígeno no exhiben propiedades ácidas.

Desde principios del siglo XIX, las sustancias capaces de interactuar con los metales con liberación de hidrógeno comenzaron a ser consideradas ácidos (Yu. Liebig, 1839). Casi al mismo tiempo, J. Berzelius propuso una idea que explica las propiedades ácido-base de las sustancias por su naturaleza eléctrica "dualista". Así, atribuyó los óxidos electronegativos de los no metales y algunos metales (por ejemplo, cromo, manganeso, etc.) a los ácidos, y consideró bases a los óxidos electropositivos de los metales. Por lo tanto, Berzelius considera que la acidez o la basicidad son una propiedad funcional más que absoluta de un compuesto. Berzelius primero intentó cuantificar y predecir la fuerza de ácidos y bases.

Con el advenimiento de la teoría de la disociación electrolítica de S. Arrhenius (1887), fue posible describir las propiedades ácido-base basadas en los productos de la ionización de electrolitos. Gracias al trabajo de W. Ostwald, se desarrolló la teoría para electrolitos débiles.

A principios del siglo XX. Los químicos estadounidenses G. Cady, E. Franklin y C. Kraus crearon la teoría de los solvosistemas, que extendía las disposiciones de la teoría de Arrhenius-Oswald a todos los disolventes capaces de autodisociarse.

Las teorías modernas de ácidos y bases se basan en las ideas de J. Bronsted y G. Lewis. Hay intentos bastante exitosos de crear teorías generalizadas (M. Usanovich, 1939), pero no encuentran una amplia aplicación.

Teoría del hidrógeno de Liebig

Definiciones. Un ácido es una sustancia que puede reaccionar con un metal para liberar hidrógeno. El concepto de "fundamento" en esta teoría está ausente.
productos de reacción Cuando un ácido reacciona con un metal, se forman una sal e hidrógeno.
Ejemplos.Ácido - HCl.
Reacción 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Criterios para el progreso de la reacción. Los metales que están a la izquierda del hidrógeno en la serie de actividad reaccionan con ácidos fuertes. Cuanto más débil es el ácido, más metal activo se necesita para la reacción entre ellos. Características cuantitativas. Dado que la teoría rara vez se usa, las características cuantitativas de la fuerza del ácido (y, por lo tanto, la predicción de la dirección de la reacción) no se han desarrollado dentro del marco de esta teoría.
Ámbito de aplicación. Predicción de la interacción de sustancias que contienen hidrógeno con metales en cualquier solvente.
características específicas. De acuerdo con esta teoría, el alcohol etílico y el amoníaco son ácidos débiles, ya que pueden reaccionar con los metales alcalinos:

2C 2 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH3 + 2Na \u003d 2NaNH2 + H2

Teoría de Arrhenius-Ostwald de la disociación electrolítica

Articulo principal: Teoría de la disociación electrolítica

Para ácido HA k = ·/
Para MOH base k = ·/

Para que se produzca una reacción entre un ácido y una base, el producto de sus constantes de disociación debe ser mayor que 10 -14 (el producto iónico del agua).
Ámbito de aplicación. Describe bastante satisfactoriamente las reacciones de ácidos y bases suficientemente fuertes entre sí y las propiedades de sus soluciones acuosas. Sobre la base de ideas sobre el grado y la constante de disociación, se fijó la división de electrolitos en fuertes y débiles, se introdujo el concepto de índice de hidrógeno, cuya extensión a medios alcalinos requiere, sin embargo, suposiciones adicionales (la introducción del producto iónico del agua).
La teoría se puede usar para describir la hidrólisis de sales y la reacción de ácidos y bases con sales, pero esto requiere un aparato muy engorroso; la teoría del protón (ver más abajo) es mucho más conveniente.
La aplicabilidad de la teoría de Arrhenius-Ostwald se limita a soluciones acuosas. además, no permite explicar la presencia de las principales propiedades del amoníaco, la fosfina y otros compuestos que no contienen grupos hidroxi.

Protón Teoría de Brønsted-Lauri

Articulo principal: Teoría protolítica de ácidos y bases.

Comparación de modelos
interacción ácido-base
según Lewis y Bronsted

Teoría protolítica (protón) de ácidos y bases fue propuesta en 1923 de forma independiente por el científico danés J. Bronsted y el científico inglés T. Lauri. En él, el concepto de ácidos y bases se combinó en un todo único, manifestado en la interacción ácido-base: A B + H + (A - ácido, B - base). Según esta teoría, los ácidos son moléculas o iones que pueden ser donantes de protones en esta reacción, y las bases son moléculas o iones que aportan protones (aceptores). Los ácidos y las bases se conocen colectivamente como protolitos.

La esencia de la interacción ácido-base es la transferencia de un protón de un ácido a una base. En este caso, el ácido, después de haber transferido un protón a la base, se convierte él mismo en una base, ya que puede unir nuevamente un protón, y la base, formando una partícula protonada, se convierte en un ácido. Así, en cualquier interacción ácido-base, están involucrados dos pares de ácidos y bases, llamados Brönsted conjugado: A1 + B2 A2 + B1.

La misma sustancia, dependiendo de las condiciones de interacción, puede ser tanto un ácido como una base (anfótero). Por ejemplo, cuando interactúa con ácidos fuertes, el agua es una base: H 2 O + H + H 3 O +, y cuando reacciona con amoníaco, se convierte en un ácido: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -.

Teoría del solvosistema

Articulo principal: Teoría del solvosistema

La teoría de los solvosistemas es una extensión de la teoría de Arrhenius-Ostwald a otros disolventes iónicos (en particular, próticos). Propuesto por los químicos estadounidenses G. Cady, E. Franklin y C. Kraus
Definiciones. Un solvente iónico es un solvente que se autodisocia en un catión y un anión. El catión se llama ion lyonio y el anión se llama ion liato. Disolvente prótico: un disolvente capaz de autoprotólisis, es decir, la transferencia de un ion H + de una molécula a otra:

2HL ↔ H 2 L + + L -

Estos son solventes que contienen un enlace suficientemente polar que involucra hidrógeno y un par de electrones no compartido en algún otro no metal (más a menudo nitrógeno, oxígeno o flúor).
Nota: en esta definición, la teoría del protón está "protegida", porque la autoprotólisis es una reacción ácido-base según Breasted-Lowry. También "conectó" la teoría de Lewis, ya que explica las razones de la formación de iones de lionio.
El ion H 2 L + se denomina ion lyonio y L - es el ion liato.
Los ácidos son sustancias que forman un ion lionio en un disolvente dado.
Las bases son sustancias que forman un ion liato en un disolvente dado.
Las sales son sustancias que se disocian en un disolvente dado para formar un catión y un anión que no son lionio ni liato.
productos de reacción En la reacción de un ácido con una base (reacción de neutralización) se forman una sal y un disolvente.
Ejemplos.

Características cuantitativas y criterios para la reacción. Las fuerzas de los ácidos y las bases se caracterizan por su constante de disociación.
Las constantes de disociación dependen del disolvente. Los disolventes próticos con constantes de autodisociación elevadas ("disolventes ácidos", como el HF) diferencian los ácidos (en los que los ácidos se vuelven débiles y difieren en fuerza) pero nivelan las bases (todas las bases se vuelven fuertes y se convierten en un ion liato). Los disolventes próticos con constantes de autodisociación bajas ("disolventes básicos, por ejemplo, NH3") diferencian las bases pero neutralizan los ácidos (que se vuelven fuertes cuando se convierten en lionio).
La reacción procede de ácidos fuertes a ácidos débiles.
Ámbito de aplicación. Le permite predecir reacciones ácido-base en cualquier solvente. Gestión de procesos ácido-base utilizando un disolvente. Extiende a soluciones no acuosas el concepto de pH (pH) como la concentración de iones de lionio. Describe las propiedades básicas de las sustancias que no contienen grupos OH.
Sin embargo, para muchos problemas la teoría es demasiado engorrosa.
Características específicas Algunas reacciones ácido-base en esta teoría se pueden invertir, por ejemplo

KOH (ácido) + HCl (base) = KCl (disolvente) + H 2 O (sal)

Teoría electrónica de Lewis

Articulo principal: teoría de lewis

En la teoría de Lewis (1923), sobre la base de representaciones electrónicas, se amplió aún más el concepto de ácido y base. Ácido de Lewis: una molécula o ion que tiene orbitales de electrones vacantes, como resultado de lo cual pueden aceptar pares de electrones. Estos son, por ejemplo, iones de hidrógeno: protones, iones metálicos (Ag +, Fe 3+), óxidos de algunos no metales (por ejemplo, SO 3, SiO 2), varias sales (AlCl 3), así como como sustancias tales como BF 3, Al 2 O 3 . Los ácidos de Lewis que no contienen iones de hidrógeno se llaman apróticos. Los ácidos próticos se consideran como un caso especial de la clase de ácidos. Una base de Lewis es una molécula o ion capaz de ser donante de un par de electrones: todos los aniones, amoníaco y aminas, agua, alcoholes, halógenos. Ejemplos de reacciones químicas entre ácidos y bases de Lewis:

• AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -
• BF 3 + F - → BF 4 -
• PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

Teoría general de Usanovich

La teoría más general de ácidos y bases fue formulada por M. Usanovich en 1939. La teoría se basa en la idea de que cualquier interacción ácido-base es una reacción de formación de sal. Según esta teoría, un ácido es una partícula que puede eliminar cationes, incluido un protón, o agregar aniones, incluido un electrón. Una base es una partícula que puede aceptar un protón y otros cationes o donar un electrón y otros aniones.(formulación 1964). A diferencia de Lewis Usanovich, los conceptos de "ácido" y "base" se basan en el signo de la carga de la partícula y no en la estructura de la capa de electrones.

La teoría de Usanovich en realidad cancela uno de los principios fundamentales de la química clásica: la noción de clases de ácidos y bases: " los ácidos y las bases no son clases de compuestos; acidez y basicidad son funciones de una sustancia. Que una sustancia sea un ácido o una base depende de la pareja.» .

Las desventajas de la teoría de Usanovich incluyen su naturaleza demasiado general y una definición insuficientemente clara de la redacción de los conceptos de "ácido" y "base". Las desventajas también incluyen el hecho de que no describe transformaciones ácido-base no iónicas. Finalmente, no permite predicciones cuantitativas.

Ácido de Lewis: una molécula o ion que tiene orbitales de electrones vacantes, como resultado de lo cual pueden aceptar pares de electrones. Por ejemplo, los iones de hidrógeno son protones, iones metálicos (Ag +, Fe 3+), óxidos de algunos no metales (SO 3, SiO 2), varias sales (AlCl 3), sustancias como BF 3, Al 2 O 3. Los ácidos de Lewis que no contienen iones de hidrógeno se llaman apróticos. Los ácidos próticos se consideran como un caso especial de la clase de ácidos.

Una base de Lewis es una molécula o ion capaz de ser donante de un par de electrones: todos los aniones, amoníaco y aminas, agua, alcoholes, halógenos.

Ejemplos de reacciones químicas entre ácidos y bases de Lewis:

AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -

BF 3 + F - → BF 4 -

PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

El potencial iónico es la relación entre la carga electrónica de un ion y su radio efectivo.

Expresado por la relación Z/r, donde Z es la carga, r - radio de iones. Se utiliza para caracterizar la interacción de un ion en una red cristalina o en solución

Las bases rígidas incluyen partículas donantes con alta electronegatividad, baja polarizabilidad y difíciles de oxidar. El compuesto retiene firmemente sus electrones, su orbital molecular, cuyo par de electrones se transfiere al aceptor, tiene un bajo nivel de energía Bases blandas. Estos incluyen partículas donantes con baja electronegatividad, alta polarizabilidad y bastante fácil de oxidar. Retienen débilmente sus electrones de valencia, sus orbitales moleculares, tienen un alto nivel de energía (se extraen electrones del núcleo de un átomo).
Ácidos duros. incluye ácidos de Lewis, en los que los átomos aceptores son de tamaño pequeño, tienen una gran carga positiva, alta electronegatividad y baja polarizabilidad. El orbital molecular tiene un bajo nivel de energía. Ácidos suaves. incluye ácidos de Lewis que contienen átomos aceptores de gran tamaño con una pequeña carga positiva, con baja electronegatividad y alta polarizabilidad. El orbital molecular tiene un alto nivel de energía. La esencia del principio de HICA es que los ácidos duros reaccionan preferentemente con bases duras y los ácidos blandos con bases blandas. altas velocidades de reacción, la formación de compuestos más estables

Billete número 2 1. Halógenos. Grados de oxidación. Desproporción de halógenos. Comparación de poder oxidante. Haluros de hidrógeno y ácidos hidrohálicos. Funciones de alta frecuencia. Haluros de metales y no metales, su interacción con el agua. Óxidos de halógeno.

En estado fundamental, los átomos de halógeno tienen la configuración electrónica nsnp5. flúor a un radio más pequeño, grandes valores de energía de ionización y electronegatividad. La afinidad electrónica del flúor es menor que la del cloro. estados de oxidación del flúor -1, 0.

Los compuestos de halógeno en estados de oxidación positivos exhiben propiedades oxidantes.

Los halógenos son los no metales más activos. El flúor interactúa con casi todas las sustancias simples, a excepción de los gases inertes ligeros. Del flúor al yodo, la capacidad oxidante disminuye, mientras que la capacidad reductora aumenta. El cloro reacciona con los óxidos de algunos metales: magnesio, aluminio, hierro.

2MgO + 2С12 = 2MgCl2 + 02

El bromo es un agente oxidante fuerte. En el medio acuático, oxida el azufre a ácido sulfúrico:

ZBr2 + S + 4H20 = bHBr + H2SO4

manganato de potasio - a permanganato:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

Las propiedades oxidantes del yodo son menos pronunciadas que las de otros halógenos. El yodo no puede oxidar no solo el oxígeno, sino también el azufre. Los yoduros tienen propiedades reductoras. Bajo la acción del cloro, bromo, peróxido de hidrógeno y ácido nítrico, se oxida en medio acuoso a ácido yódico HNiu3:

3I2 (sólido) + 10HNO3 (100%) = 6NIO3 + 10NO2 + 2N20

En condiciones estándar, los haluros de hidrógeno son gases incoloros con un olor acre. para HF, los valores de los puntos de fusión y ebullición Los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos del fluoruro de hidrógeno se explican por la mejora de la interacción intermolecular debido a la formación de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de HF. El fluoruro de hidrógeno sólido consiste en

cadenas poliméricas en zigzag. Para HCl, HBr, HI, la formación de enlaces de hidrógeno no es típica debido a la menor electronegatividad del átomo de halógeno. Las soluciones acuosas de HC1, HBr y HI se comportan como ácidos fuertes. Los ácidos fluorhídrico HF y clorhídrico HC1 no interactúan con el ácido sulfúrico concentrado, pero el HBr y el HI son oxidados por él:

2НВг + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20

8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20

Los haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos son sustancias iónicas. Son solubles en agua y tienen puntos de fusión y ebullición elevados.

Los ácidos hipohalogeníticos HCO solo se conocen en soluciones acuosas diluidas.

Los ácidos hipohalógenos son débiles. Las propiedades ácidas de la serie HSiu-HBrO-Niu se debilitan, mientras que las básicas aumentan. El ácido yodoso ya es un compuesto anfótero.

Las soluciones de hipohalitos tienen una reacción fuertemente alcalina y el paso de CO2 a través de ellos conduce a la formación de ácido:

NaCIO + H20 + C02 = NaHC03 + NSO

Los ácidos hipohalógenos y sus sales son agentes oxidantes fuertes:

De los oxoácidos HXO2, se conoce el ácido clorhídrico HClO2.

HClO2 es un ácido de fuerza media.

Los oxoácidos HXO3 son más estables que los ácidos hipohalógenos. Los ácidos clorhídrico HClO3 y brómico HBIO3 se obtuvieron en soluciones con concentraciones inferiores al 50%, mientras que el yodo HClO3 se aisló como sustancia individual. Las soluciones de HclO3 y HBrO3 se obtienen por la acción del H2SO4 diluido sobre las soluciones de las sales correspondientes, por ejemplo:

Ba(СlO3)2 + H2SO4 = 2НСО3 + BaSO4

El ácido de yodo se produce por la oxidación del yodo con ácido nítrico fumante.

ácido, solución de peróxido de hidrógeno:

I2 + 5H202 = 2HI3 + 4H20.

HXO3 son ácidos fuertes. En la serie HClO3-HBrO3-HI3, hay una ligera disminución en la fuerza de los ácidos.

Ácido perclórico HC104. se libera en forma de hidratos de HC104*H20. El ácido bromico HBrO4 solo se conoce en soluciones.

El HF líquido está compuesto por cadenas de polímeros de HF.

El enlace halógeno-oxígeno es frágil, lo que es causado por una fuerte repulsión mutua de átomos con un alto

Electronegatividad. los óxidos de halógeno son inestables. Se puede obtener difluoruro de oxígeno OF2

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H20

El difluoruro de oxígeno es un fuerte agente oxidante-fluorante.

Cuando una descarga eléctrica pasa a través de una mezcla enfriada de flúor y oxígeno, se puede obtener otro fluoruro, 02F2.

Óxido de cloro (I) C120 Se obtiene

3HgO + 2C1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O

La conexión es extremadamente inestable.

2. Titanio, circonio, hafnio. Comparación de propiedades redox. Interacción de metales con soluciones de ácidos y álcalis. Diferencia de compuestos de Ti de Zr y Hf. Reacciones de compuestos Ti 2+ y Ti 3+. Compuestos E 4+: óxidos, formas a y b de ácidos. Halogenuros, su hidrólisis. Sales de oxocationes. complejos de haluros.

La ionización en la transición de titanio a circonio se reduce notablemente.

Solo el primer elemento del grupo, el titanio, exhibe una alta actividad química. El hafnio tiene contracción de lantánidos. El estado de oxidación +4 es característico, la mayoría de los compuestos son covalentes. En la serie Ti - Zr-Hf, aumenta la estabilidad de los compuestos con el estado de oxidación más alto. Entonces, los óxidos de TiO, Ti2O3, TiO2 y los fluoruros TiF2, TiF3, TiF4 son estables para el titanio, y solo los dióxidos Zr02, Hf02 y los tetrafluoruros ZrF4, HfF4 son estables para el circonio y el hafnio. El titanio es más propenso a los estados de oxidación bajos +2, +3 que sus análogos pesados ​​Los compuestos de circonio (III) y hafnio (III) no existen en soluciones acuosas. estados de oxidación, se potencian las propiedades básicas y reductoras

Para el titanio, el número de coordinación suele ser 6 y, más raramente, 4; circonio y hafnio 7 y 8.

La reacción con los halógenos comienza a baja temperatura, siempre formando tetrahaluros MX4.

A diferencia del circonio y el hafnio, el titanio reacciona con los ácidos clorhídrico y sulfúrico diluido cuando se calienta.

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + 3H2T

El titanio también se disuelve en ácido fluorhídrico concentrado para formar soluciones verdes.

2Ti + 6HF = 2- + Ti2+ + ZN2T

Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20

Extremadamente lento, el titanio se disuelve en ácido nítrico diluido y concentrado, así como en agua regia; la reacción se evita mediante la formación de una capa.

Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04

Cuando se calienta, el polvo de titanio se disuelve lentamente en soluciones concentradas y el álcali se derrite:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

El circonio y especialmente el hafnio son más resistentes a la oxidación ácida. no reaccione con ninguno de los ácidos diluidos excepto el fluorhídrico. el circonio y el hafnio reaccionan vigorosamente solo con una mezcla de ácidos nítrico y fluorhídrico:

3M + 4HN03+ 21HX = 3H3[MX7] + 4NO + 8H20

La interacción de circonio y hafnio con ácido fluorhídrico y ácido sulfúrico concentrado procede más lentamente:

M + 7HF = H3 + 2H2T

M + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20

El HN03 concentrado mejora la resistencia a la corrosión de los metales. El circonio y el hafnio no reaccionan con los álcalis.

Representación de los mecanismos de reacción. Rotura de enlaces homo y heterolíticos. La idea de partículas intermedias: radicales, carbocationes, carbaniones. Clasificación de los reactivos: radicales, nucleófilos, electrófilos.

El mecanismo de reacción es una descripción detallada del proceso de conversión de reactivos en productos, incluida la descripción más completa posible de la composición, estructura, geometría, energía y otros productos, estados de transición y productos intermedios de St. TV.

Rotura de enlaces homolíticos: una ruptura cuando cada átomo deja un electrón. Es característico del mecanismo de intercambio para la formación de un enlace covalente.

Ruptura del enlace heterolítico: una ruptura cuando se forman partículas cargadas positiva y negativamente como resultado, tk. ambos electrones de un par de electrones común permanecen en uno de los átomos. Es característico del mecanismo donante-aceptor para la formación de un enlace covalente.

Carbocation - una partícula, en un gato. una carga positiva se concentra en el átomo de carbono, el átomo de carbono tiene un orbital p vacío. Carbocatión: un ácido de Lewis fuerte, tiene actividad electrofílica. Químico santos:

· Interacción con nucleófilos.

· Capacidad de β-eliminación - eliminación de un protón con la formación de un enlace múltiple.

· Reordenamiento en un carbocatión más estable: isomerización del primario en un carbocatión secundario o terciario más estable.

Un carbanión es un anión que tiene un número par de electrones con un par de electrones libres en un átomo de carbono tetravalente. Los carbaniones incluyen tanto aniones con carga negativa localizada en el átomo de carbono como aniones con carga negativa deslocalizada, en los que al menos una de las estructuras canónicas tiene una carga localizada en el átomo de carbono. química santos:

Interacción con electrófilos.

· Oxidación a radicales.

Radicales libres: partículas (generalmente inestables), sod-e una o más. electrones desapareados al electrón exterior. caparazón. Un radical puede formarse como resultado de la pérdida de un electrón por una molécula no radical o al recibir un electrón por una molécula no radical.

Ácidos y bases (Brönsted, Lewis)

Teoría protolítica (protón) de ácidos y bases de Bronsted - Lowry (1923). Según esta teoría, los ácidos son moléculas o iones que pueden ser donantes de protones en una determinada reacción, y las bases son moléculas o iones que aceptan protones (aceptores). Los ácidos y las bases se conocen colectivamente como protolitos.

La esencia de la interacción ácido-base I yavl. transferencia de un protón de un ácido a una base. En este caso, el ácido, habiendo transferido un protón a la base, se convierte en base, porque. puede unir nuevamente un protón, y la base, formando una partícula protonada, se convierte en un ácido. Así, en cualquier interacción ácido-base intervienen dos pares de ácidos y bases, llamados conjugados por Brönsted.

Teoría electrónica de Lewis. En la teoría de Lewis (1923), sobre la base de representaciones electrónicas, se amplió aún más el concepto de ácido y base. Ácido de Lewis: una molécula o ion que tiene orbitales de electrones vacantes, como resultado de lo cual pueden aceptar pares de electrones. Estos son, por ejemplo, iones H: protones, iones metálicos (Ag +, Fe3 +), óxidos de algunos no metales (por ejemplo, SO3, SiO2), varias sales (AlCl3), así como cosas como BF3, Al2O3. Los ácidos de Lewis que no contienen iones de hidrógeno se llaman apróticos. Los ácidos próticos se consideran como un caso especial de la clase de ácidos. Una base de Lewis es una molécula o ion capaz de ser donante de un par de electrones: todos los aniones, amoníaco y aminas, agua, alcoholes, halógenos.

Formas de utilizar los alcanos

Los alcanos se utilizan ampliamente en muchas áreas de la actividad humana. Ninguno de nosotros puede imaginar la vida sin gas natural, la base del gato. es metano. También se utiliza para producir negro de carbón (hollín), cat. utilizado en la producción de neumáticos, tinta de impresión. Los compuestos alcanos se utilizan como refrigerantes en los refrigeradores domésticos. Acetileno, gato. obtenido del metano, utilizado para soldar y cortar metales. Entre los compuestos de los alcanos, se pueden distinguir los derivados de los halógenos, como el cloroformo, el tetracloruro de carbono, que se encuentran entre los mejores solventes. Los alcanos se pueden utilizar como combustible de motor (metano, propano, butano), cat. Poca contaminación ambiental. El aceite de vaselina (mezcla de hidrocarburos líquidos con hasta 15 átomos de carbono) es un líquido transparente, inodoro e insípido utilizado en medicina, perfumería y cosmética.La vaselina (mezcla de hidrocarburos saturados líquidos y sólidos con hasta 25 átomos de carbono) se utiliza para preparar ungüentos utilizados en medicina Parafina (una mezcla de alcanos sólidos C19-C35) - una masa sólida blanca, inodora e insípida (fusión = 50-70 ° C) - utilizada para hacer velas, impregnar fósforos y papel de embalaje, para termo procedimientos en medicina, etc.

hibridación sp

Ocurre cuando se mezclan un orbital s y uno p. Se forman dos orbitales atómicos sp equivalentes, ubicados linealmente en un ángulo de 180 grados y dirigidos en diferentes direcciones desde el núcleo del átomo central. Los dos orbitales p no híbridos restantes están ubicados en planos mutuamente perpendiculares y participan en la formación de enlaces π, o están ocupados por pares de electrones solitarios.

hibridación sp2

Ocurre cuando se mezclan un orbital s y dos p. Se forman tres orbitales híbridos con ejes ubicados en el mismo plano y dirigidos a los vértices del triángulo en un ángulo de 120 grados. El orbital atómico p no híbrido es perpendicular al plano y, por regla general, participa en la formación de enlaces π

26. Alquinos. Reducción de un triple enlace a un doble enlace: hidrogenación catalítica y reducción con sodio en amoníaco líquido, uso en síntesis ( Z)- y ( mi) - alquenos.

enlace triple representa un enlace s C-C y dos enlaces p. Al pasar de un enlace doble a uno triple, la energía promedio del enlace p disminuye. Esto significa que el triple enlace es menos estable que el doble enlace. El acetileno en sí mismo es un compuesto inestable y es capaz de una descomposición explosiva espontánea en elementos. La molécula de acetileno tiene una estructura lineal, que se debe al estado sp de los átomos de carbono. El triple enlace en los alquinos se caracteriza por una mayor polarizabilidad que en los alquenos R Cº C = 5,96; RC=C=4,17.

Método de hidrogenación catalítica , junto con otros procesos importantes en química orgánica, se utiliza actualmente de forma generalizada. La introducción de la hidrogenación en la tecnología fue un estímulo para el amplio desarrollo de procesos de mejora de combustibles, síntesis de óxidos de carbono y numerosas reacciones de reducción. La hidrogenación de los alquinos se produce aproximadamente en las mismas condiciones y en presencia de los mismos catalizadores que la hidrogenación de los alquenos. El primer paso en la hidrogenación de acetileno a etileno es más exotérmico que el segundo paso, donde el etileno se convierte en etano:

De estos datos se deduce que la hidrogenación de alquinos puede, en principio, detenerse en la etapa de formación de alquenos. Sin embargo, con la mayoría de los catalizadores, los alquinos se hidrogenan directamente a alcanos:

Reducción de alquinos con sodio o litio en amoníaco líquido o en aminas da trance-alquenos:

alquenos (olefinas, hidrocarburos de etileno) - hidrocarburos insaturados acíclicos que contienen un doble enlace entre los átomos de carbono, formando una serie homóloga con la fórmula general C n H 2n. Los átomos de carbono en el doble enlace están en estado de hibridación sp² y tienen un ángulo de enlace de 120 °C. El alqueno más simple es el etileno (C 2 H 4). Según la nomenclatura, los nombres de los alquenos se forman a partir de los nombres de los alcanos correspondientes reemplazando el sufijo "-an" por "-en"; la posición del doble enlace se indica mediante un número arábigo. Los isómeros E son aquellos isómeros geométricos en los que los sustituyentes principales de los átomos de carbono del doble enlace están en lados opuestos del doble enlace. Los isómeros Z son aquellos isómeros geométricos en los que los sustituyentes principales de los átomos de carbono del doble enlace están en el mismo lado del doble enlace (de la palabra alemana "zusamen" - juntos). La designación E- y Z- se colocan antes del nombre del compuesto según la nomenclatura IUPAC y se encierran entre corchetes (designación cis- y trance- no encerrado entre paréntesis). Por ejemplo:

nomenclatura de la arena

El hidrocarburo aromático más simple de la composición C6HbC6Hb tiene un nombre trivial benceno. Todos los demás hidrocarburos de esta serie pueden nombrarse como derivados sustituidos del benceno o tener sus propios nombres triviales. Al mismo tiempo, según la tradición establecida en el idioma ruso, casi todos los nombres triviales de homólogos de benceno también tienen la terminación -ol. Por ejemplo: C6H5CH3C6H5CH3 - metilbenceno o tolueno; C6H4 (CH3) 2C6H4 (CH3) 2 - dimetilbenceno o xileno; C6H5CH(CH3)2C6H5CH(CH3)2 - isopropilbenceno o cimeno. Como excepción, el C6H3(CH3)3C6H3(CH3)3 o 1, 3, 5-trimetilbenceno se denomina mesitileno. De acuerdo con las reglas de la IUPAC, todos los nombres de hidrocarburos aromáticos se caracterizan por la terminación -es. En consecuencia: benceno, tolueno, xileno, cimeno, estireno, etc.

En la práctica, para formar el nombre de dos o más sustituidos arenas de un solo núcleo las siguientes opciones son las más utilizadas:

1. El nombre se basa en el nombre trivial de la arena (tolueno, estireno, etc.), se utilizan letras rusas (o-, m-, p-) o letras latinas (o-, m-, p-) para indique la ubicación de las cadenas laterales, lo que significa las posiciones orto, meta o para del anillo de benceno. Los radicales alquilo o grupos funcionales se denominan según la nomenclatura IUPAC: metilo, etilo, isopropilo, amino, hidroxi, nitro, etc. A menudo, estas reglas se utilizan para formar los nombres de compuestos aromáticos de otras clases: aminobencenos, fenoles, etc., que contienen varios sustituyentes.

2. Los nombres que se usan con menos frecuencia se basan en la palabra "benceno", y la ubicación de los radicales sustituyentes se indica mediante números. Cuando se nombran derivados del benceno más complejos, como en el caso de los compuestos alicíclicos, se elige uno de los posibles órdenes en los que la suma de los dígitos de los números de los sustituyentes es la más pequeña. En este caso, no existen reglas generalmente aceptadas para el orden de numeración de los átomos del anillo de benceno. De acuerdo con la nomenclatura de Ginebra, el número 1 se asigna al átomo sustituyente al que está directamente conectado el átomo sustituyente con el peso atómico más pequeño (por ejemplo, si hay -Cl y -OH en el núcleo, el número 1 obtiene el átomo que lleva - OH, pero en presencia de -NO2NO2 y -OH - átomo que lleva -NO2, en derivados sustituidos de homólogos de benceno, el comienzo de la numeración está determinado por la cadena lateral más simple. arenas multinúcleo Las reglas de nomenclatura de la IUPAC establecen una lista de nombres que subyacen a la nomenclatura de los sistemas carbocíclicos polinucleares fusionados, las reglas para orientar sus fórmulas y el orden de numeración atómica. La nomenclatura utiliza nombres triviales (naftaleno, fenantreno, antraceno) que indican la ubicación de los sustituyentes. Por ejemplo, para los derivados de naftaleno, también se pueden usar las dos reglas descritas anteriormente para arenos de un solo núcleo:

La naturaleza de los enlaces en la molécula de benceno. La molécula de benceno contiene un sistema de enlaces conjugados. Los seis átomos de carbono de la molécula de benceno cíclico C6H6 se encuentran en el mismo plano. Los enlaces σ actúan entre átomos de carbono en el plano del anillo; existen los mismos enlaces para cada átomo de carbono con átomos de hidrógeno. Cada átomo de carbono gasta tres electrones para formar estos enlaces. Las nubes de los cuartos electrones de valencia de los átomos de carbono, que tienen forma de ocho, se ubican perpendiculares al plano de la molécula de benceno. Cada una de esas nubes se superpone igualmente con las nubes de electrones de los átomos de carbono vecinos. En la molécula de benceno, no se forman tres enlaces π separados, sino un único sistema de seis electrones π, común a todos los átomos de carbono. Los enlaces entre los átomos de carbono en la molécula de benceno son exactamente los mismos. Todos los enlaces entre átomos de carbono en el benceno son equivalentes, lo que determina las propiedades características del núcleo de benceno. Esto se refleja con mayor precisión en la fórmula estructural del benceno en forma de hexágono regular con un círculo dentro. (El círculo simboliza la equivalencia de los enlaces entre los átomos de carbono). Sin embargo, a menudo se usa la fórmula de Kekulé, que indica enlaces dobles.

Propiedades ácido-base de los alcoholes. Alcoholatos metálicos, sus propiedades básicas y nucleófilas. Reacciones de sustitución nucleófila que involucran alcoholes. Ejemplos de reacciones de sustitución nucleófila biológicamente importantes que involucran ésteres de fosfato.

Los alcoholes son ácidos OH débiles según Brönsted y ácidos duros según Pearson. Los alcoholes son similares en acidez al agua. Las propiedades ácidas de los alcoholes están determinadas por la capacidad de protonizar el átomo de hidrógeno del grupo hidroxilo. Este último está determinado no sólo por la diferencia de electronegatividad entre los átomos de oxígeno (3,5) y de hidrógeno (2,1), sino también por la naturaleza del radical. El metanol (pK a = 15,5) es un ácido ligeramente más fuerte que el agua (pK a = 15,7), pero la mayoría de los alcoholes son ácidos más débiles que el agua. La razón de esto son los impedimentos estéricos que impiden la solvatación del anión alcóxido resultante en alcoholes ramificados. La solvatación estabiliza el anión alcóxido y, por lo tanto, mejora las propiedades ácidas. Reacciones que involucran un centro nucleófilo. La alta electronegatividad del átomo de oxígeno (3,5 en la escala de Pauling), que es el centro principal, nos permite considerar los alcoholes como bases n de Brönsted débiles y bases duras según Pearson. Los alcoholes pueden formar sales de oxonio solo con ácidos protónicos fuertes y ácidos duros según Pearson (fluoruro de boro, cloruro de zinc, etc.). Por lo tanto, los alcoholes tienen propiedades ácidas débiles y básicas débiles, es decir, son anfiprótico compuestos A una temperatura suficientemente alta y en ausencia de un buen nucleófilo, los alcoholes protonados son capaces de reaccionar, es decir, a la reacción de deshidratación Al ser bases rígidas, debido a la baja polarizabilidad y alta electronegatividad del átomo de oxígeno, los alcoholes son nucleófilos débiles. Los ácidos de Bronsted protonan el átomo de oxígeno del grupo hidroxilo.

42. Deshidratación intra e intermolecular de alcoholes. .: La deshidratación de alcoholes se puede llevar a cabo en dos direcciones: intramolecular e intermolecular. La dirección de la deshidratación depende de la naturaleza del alcohol y de las condiciones de reacción.Durante la deshidratación intramolecular del alcohol, se forma un hidrocarburo de etileno insaturado y, como resultado de la deshidratación intermolecular, se forma un éter. Entonces, cuando los alcoholes se calientan con sustancias que eliminan el agua como H 2 SO 4 concentrado, H 3 PO 4, ácido oxálico anhidro, óxido de aluminio, etc., se forman compuestos de etileno insaturados. La reactividad de los alcoholes a la deshidratación, es decir, a la formación de estos, compuestos de etileno, cambia en este orden: alcoholes terciarios > alcoholes secundarios > alcoholes primarios.Algunos alcoholes terciarios se deshidratan tan fácilmente que solo se pueden destilar si se evita incluso el aire del laboratorio, que contiene trazas de vapor ácido. de entrar en ellos.. Deshidratación de alcoholes en presencia de H 2 SO 4 concentrado dependiendo de la temperatura, la relación de los volúmenes de alcohol y ácido puede llevarse a cabo con la formación de diferentes productos. Por ejemplo, el alcohol etílico a 105 ° C forma un éster ácido con ácido sulfúrico: ácido etilsulfúrico (reacción 1). Con un exceso de alcohol y una temperatura más alta (130–140 o C), se produce una deshidratación intermolecular, cuyo producto principal es el éter dietílico (éter; reacción 2). A temperaturas superiores a 160 ° C, el ácido etilsulfúrico se descompone para formar etileno (reacción 3):

43. Oxidación de alcoholes primarios y secundarios. Los alcoholes a 300-400 o C y en presencia de cobre y otros catalizadores son oxidados por el oxígeno atmosférico. Los agentes oxidantes como KMnO 4 , mezcla de cromo, oxidan los alcoholes ya a temperatura ambiente. Dependiendo de si el alcohol es primario, secundario o terciario, durante la oxidación se forman diferentes productos.

Los alcoholes primarios, cuando se oxidan, dan aldehídos con el mismo número de átomos de carbono que en la molécula de alcohol original. Los aldehídos en estas condiciones pueden oxidarse a ácidos carboxílicos. Para evitar una mayor oxidación, los aldehídos deben eliminarse rápidamente de la mezcla de reacción.

Los alcoholes primarios también se pueden oxidar a aldehídos con cobre finamente dividido. Calentado a 280-300 o C. En estas condiciones, dos átomos de hidrógeno se desprenden de una molécula de alcohol y aparece un doble enlace carbono-oxígeno (>C=O) en la molécula de materia orgánica, que se forma en este caso. Esta transformación de los alcoholes se llama deshidrogenación:

Los alcoholes secundarios durante la oxidación, así como durante la deshidrogenación, se convierten en cetonas:

Los alcoholes terciarios se oxidan con bastante dificultad con la ruptura simultánea de la cadena carbonada de sus moléculas y la formación de una mezcla de ácidos carboxílicos y cetonas. Tal oxidación de estos alcoholes se debe a que en las condiciones de la reacción de oxidación se deshidratan y se convierten en hidrocarburos de etileno, los cuales, en presencia de un agente oxidante fuerte, se oxidan con ruptura de la molécula en el sitio de la doble enlace C=C

sulfonación

La sulfonación del fenol se lleva a cabo calentando con ácido sulfúrico concentrado. La temperatura de reacción determina decisivamente la estructura de los ácidos hidroxibencenosulfónicos resultantes. orto-Isómero, cuya velocidad de formación es mayor que par-isómero, es el producto dominante si la temperatura de reacción no supera los 100 °C. Se llama producto cinético. Por el contrario, a temperaturas más altas el producto principal es par-isómero, cuya velocidad de formación es menor, pero tiene una alta estabilidad termodinámica La reacción de sulfonación aromática electrófila también es reversible cuando se calienta orto-Ácidos oxibencenosulfónicos, con ácido sulfúrico por encima de 100 ° C, obtener par-isómero es un producto del control termodinámico de la reacción. alquilación.En contraste con la alquilación del fenol en el grupo hidroxi, que ocurre en un medio alcalino, la introducción de sustituyentes alquilo en el anillo aromático del fenol se produce bajo la acción de haloalcanos, alcoholes o alquenos en presencia de catalizadores - ácidos minerales o Ácidos de Lewis (reacción de Friedel-Crafts). Ácido pícrico. La presencia de tres grupos nitro en el núcleo aumenta considerablemente la acidez del grupo fenol. El ácido pícrico, a diferencia del fenol, ya es un ácido bastante fuerte. La presencia de tres grupos nitro hace que el ácido pícrico sea explosivo, se utiliza para preparar melinita. Para obtener mononitrofenoles es necesario utilizar ácido nítrico diluido y realizar la reacción a bajas temperaturas: Se obtiene una mezcla de o- y p-nitrofenoles con predominio del o-isómero. Esta mezcla se separa fácilmente debido al hecho de que solo el isómero o es volátil con el vapor de agua. La alta volatilidad del o-nitrofenol se explica por la formación de un enlace de hidrógeno intramolecular, mientras que en el caso del p-nitrofenol se produce un enlace de hidrógeno intermolecular.

47. Carboxilación de fenolatos de metales alcalinos. Ácido salicílico. Los ácidos fenólicos se obtienen haciendo reaccionar fenolatos de metales alcalinos con óxido de carbono (IV) El ácido salicílico (o-hidroxibenzoico) es uno de los ácidos fenólicos más importantes. Se utiliza en la obtención de fármacos (salicilato de sodio, ácido acetilsalicílico, salicilato de fenilo, salicilato de metilo), en la síntesis de colorantes, en la producción de sustancias aromáticas (ésteres), para la obtención de cumarina, etc. Etapas de producción del ácido salicílico: 1 ) obteniendo fenolato de sodio anhidro:

2) carboxilación de óxido de carbono (IV) de fenolato de sodio:

El fenol como subproducto se separa por destilación; 3) descomposición del salicilato de sodio crudo:

Precipitados de ácido salicílico escasamente solubles;

4) separación y purificación del ácido salicílico El ácido salicílico técnico resultante contiene hasta un 99% de producto puro. El ácido salicílico destinado a la preparación de sustancias medicinales debe purificarse por sublimación.

48. Oxidación de fenoles. El aumento de la densidad de electrones en el núcleo del fenol lo hace sensible a los efectos de los agentes oxidantes. Dependiendo de la naturaleza del agente oxidante y las condiciones de reacción, se forman varios productos de oxidación del fenol. 1) Cuando el fenol se oxida con peróxido de hidrógeno en presencia de

En ausencia de un catalizador de hierro, la ortobenzoquinona se obtiene mediante la formación intermedia de pirocatecol:

2) Los agentes oxidantes fuertes como la mezcla de cromo (K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4), los bromatos (KBrO 3 , H 2 SO 4) oxidan el fenol a parabenzoquinona a través de la formación intermedia de hidroquinona:

3) Con una acción más vigorosa de los agentes oxidantes, el anillo de benceno se destruye.Debido a la tendencia a oxidarse, los fenoles pueden colorearse cuando se almacenan en el aire.

49. Quinonas y su papel biológico. Las quinonas son dicetonas cíclicas de seis miembros con dos dobles enlaces, de las cuales la paraquinona, obtenida por oxidación de hidroquinona o anilina, es la de mayor importancia práctica. La paraquinona es el producto de partida en la síntesis de hidroquinona. La disposición de los dobles enlaces característicos de la quinona determina el color de varios compuestos Las naftoquinonas son derivados del naftaleno que contienen un núcleo quinoide. La más importante es la 1,4-naftoquinona, que se puede obtener por oxidación de naftaleno.En varias de sus propiedades, la 1,4-naftoquinona es similar a la p-benzoquinona. Cristaliza en forma de agujas amarillas, es volátil y tiene un olor fuerte e irritante.El núcleo de la 1,4-naftoquinona es la base de la vitamina K, o vitamina antihemorrágica (que previene las hemorragias). La vitamina K es 2-metil-3-mecha-1,4-naftoquinona. La vitamina K se encuentra en hierbas verdes, hojas y vegetales. Representar. un aceite amarillo, insoluble. en agua; destilado en alto vacío. Algunos derivados de quinonas juegan un papel importante en los procesos intermedios de oxidación biológica Las antraquinonas son derivados de antraceno que contienen un núcleo quinoide. La antraquinona se puede obtener fácilmente oxidando el antraceno con ácido nítrico o una mezcla de cromo. En este caso, se forman dos grupos ceto en la molécula y el anillo central adquiere la estructura de una quinona. La antraquinona es una sustancia cristalina amarilla que, a diferencia de las quinonas convencionales, es bastante resistente a una serie de influencias químicas, en particular a la oxidación. La antrahidroquinona es un intermediario en la reducción de antraquinona a antraceno. La antrahidroquinona en forma libre son cristales marrones. Al tener dos hidroxilos fenólicos, la antrahidroquinona se disuelve en álcalis; la sustancia de tipo fenolato resultante tiene un color rojo brillante. La antraquinona puede ser bromada, nitrada y sulfonada La alizarina es una 1,2-dioxiantraquinona Emodinas. En la práctica médica, las preparaciones (tinturas, decocciones, etc.) de aloe, ruibarbo, espino cerval, hojas de sen, etc. di- y trihidroxi-antraquinonas, contenidas en plantas en parte en forma libre, en parte en forma de ésteres y glucósidos. Estos derivados de di y trihidroxiantraquinonas a menudo se combinan en el grupo de las emodinas. Un ejemplo de emodinas es la franguloemodina, que es 3-metil-1,6,8-trihidroxiantraquinona. La franguloemodina se encuentra en el espino cerval

50. La idea de los antioxidantes fenólicos. Compuestos fenólicos en la naturaleza. Vitamina E. Flavonoides. Los antioxidantes (AO) o antioxidantes suelen denominarse compuestos de diversa naturaleza química, capaces de inhibir o eliminar la oxidación por radicales libres de sustancias orgánicas por el oxígeno molecular. Durante muchos años, los antioxidantes se han utilizado ampliamente para prolongar la vida útil y mejorar el rendimiento de materiales poliméricos y combustibles y lubricantes, para evitar el deterioro oxidativo de productos alimenticios, vitaminas liposolubles, piensos y cosméticos. El uso de AO en estas áreas da un gran efecto económico y le permite ahorrar materias primas significativas. Entre los AO sintéticos, los fenoles alquilados son ampliamente utilizados, lo que se debe tanto a la relativa simplicidad de su producción como a un conjunto de propiedades valiosas: alta eficiencia, baja toxicidad, universalidad de acción y la capacidad de cambiar sus propiedades en un amplio rango por sustituyentes variables. Por antioxidantes fenólicos (PAO) se entienden todos los compuestos del tipo Ar(OH)n, en los que uno o más grupos hidroxilo están unidos a un núcleo aromático, y la molécula de AO puede contener varios fragmentos de Ar(OH)n. Los compuestos fenólicos son capaces de influir en muchos procesos fisiológicos del cuerpo humano. Por ejemplo, en la composición de las preparaciones a base de hierbas, estas sustancias (como la cumarina, cuyas propiedades aún no se conocen bien, la rutina, los flavonoides) estimulan la actividad de la corteza suprarrenal, por lo que las glándulas suprarrenales comienzan a secretar hormonas de manera más activa. del grupo de los glucocorticoides (un tipo de hormona secretada por las glándulas suprarrenales). Tienen una amplia variedad de propiedades biológicas. Por ejemplo, los compuestos fenólicos de las hojas de gayuba, pera, arándano rojo actúan como antisépticos.

Los ácidos fenólicos son derivados de hidrocarburos aromáticos, en cuya molécula los átomos de H del anillo de benceno se reemplazan por carbo (-COOH) o grupos hidroxilo (-OH).Los compuestos fenólicos se han utilizado durante mucho tiempo en medicina, se utilizan en la tratamiento de la neurosis y la insuficiencia coronaria. Los compuestos fenólicos tienen efectos diuréticos, sedantes, coleréticos y hemostáticos. Los flavonoides, los bioflavonoides son fenoles, estos son pigmentos vegetales de color amarillo-rojo. Hay muchos de ellos en alimentos y plantas medicinales. Los bioflavonoides fortalecen los capilares, actúan como oncoprotectores, participan en la eliminación de sales de metales pesados ​​y radionúclidos del cuerpo. El grupo de bioflavonoides incluye sustancias especiales que también presentan actividad de vitamina P y otras propiedades de los bioflavonoides, que se denominan antocianinas. Según la estructura química, las antocianinas son glucósidos de flavona y los taninos son compuestos fenólicos poliméricos. En medicina, se utilizan como agentes gastrointestinales astringentes y antiinflamatorios. El tanino más famoso es el tanino. No debe tomarse por vía oral: causará indigestión. Las catequinas (también denominadas bioflavonoides) son derivados de los flavonoles y las antocianinas. . Las cumarinas son sustancias aromáticas con olor a heno fresco. Las cumarinas son anticoagulantes, es decir, evitan la coagulación sanguínea rápida, como el dicumarol, derivado de la cumarina. Es un antivitamina K y se utiliza para la prevención y el tratamiento de la trombosis y la tromboflebitis.

51. Éteres. Nomenclatura, clasificación. Descomposición por ácidos. Éteres- sustancias orgánicas en las que las moléculas contienen radicales hidrocarbonados conectados por un átomo de oxígeno. Esto se puede escribir de la siguiente manera: R - O - R ', donde R y R "son radicales iguales o diferentes. Los éteres se consideran como derivados de los alcoholes. Estos compuestos tienen nombres compuestos. En este caso, el nombre de los radicales es utilizado (en orden creciente de peso molecular) y, de hecho, la palabra "éter" (CH3OCH3 dimetil éter, C2H5OCH3 metil etil éter, etc.)

nomenclatura de éter Según la nomenclatura trivial, los éteres reciben su nombre de los radicales asociados al átomo de oxígeno, añadiendo la palabra "éter".

Según la nomenclatura de la IUPAC, los éteres se consideran alcoxialcanos. La raíz de la palabra está determinada por el grupo alquilo más largo.

Los éteres se encuentran entre las sustancias ligeramente reactivas y son estables con respecto a muchos reactivos, pero son sensibles al oxígeno y forman fácilmente hidroperóxidos explosivos, que provocan explosiones si se manipulan sin cuidado.

1 . Desdoblamiento ácido de éteres

Los éteres se dividen cuando se calientan a 120-150 aproximadamente con concentración. acuoso 48% HBr o HI. En condiciones igualmente duras, los éteres de fenoles se escinden.

Sin embargo, los ésteres que contienen un grupo alquilo terciario se descomponen muy fácilmente.

La escisión ácida de los éteres debe considerarse como una reacción de sustitución nucleófila en un átomo de carbono saturado. Dependiendo de la naturaleza de los grupos alquilo asociados con el oxígeno, se realizan mecanismos S N 1 o S N 2 . Si el éster contiene grupos alquilo primarios o secundarios, se produce un mecanismo S N 2 en el que el ion bromuro o yoduro ataca la forma protonada del éter en el átomo de carbono menos sustituido. En este caso, la escisión es altamente regioselectiva y, por regla general, solo se forma uno de los dos alcoholes posibles (secundario) y un haluro de alquilo primario.

Los iones de cloruro y fluoruro en el agua están fuertemente solvatados por enlaces de hidrógeno y tienen una nucleofilia insuficiente para la escisión ácida de los éteres por el mecanismo S N 2 .

Los éteres con grupos alquilo terciario, bencilo o alilo reaccionan mediante el mecanismo S N 1 para formar un carbocatión como intermediario. Estas reacciones transcurren en condiciones suaves y se puede usar ácido trifluoroacético como agente ácido.

Preparativamente, BCl 3 o BBr 3 son reactivos de escisión de éster mucho más convenientes. En estos casos, el desdoblamiento tiene lugar ya a -20ºC aproximadamente. Esto es especialmente necesario en presencia de otros grupos funcionales o cuando es posible la isomerización del esqueleto de carbono.

Formación de hidroperóxidos, su detección y descomposición.

Los hidroperóxidos son los primeros productos moleculares de la oxidación de hidrocarburos. El eslabón de la cadena durante su formación tiene la forma:

La interacción de un radical peróxido con un hidrocarburo determina la estructura del hidroperóxido resultante y los subsiguientes productos de oxidación. En este caso, se observa el orden de cambio en la reactividad de los átomos de hidrógeno, que es habitual en las reacciones radicalarias, determinado por la estabilidad relativa del radical intermedio. Como resultado, la posición  de la cadena lateral con respecto al núcleo aromático se convierte en el sitio predominante de ataque de la molécula durante la oxidación de los alcanos, y la posición alquilo para las olefinas. Además, para los hidrocarburos de todas las clases, una secuencia bien conocida es válida para cambiar la capacidad de reemplazar átomos de hidrógeno ubicados en diferentes átomos de carbono (terciario  secundario  primario).

Los hidroperóxidos se encuentran entre los compuestos bastante inestables que se convierten en otros productos durante la oxidación. Los hidroperóxidos, cuando se descomponen bajo la acción de catalizadores de oxidación o temperatura elevada, dan alcoholes y compuestos carbonílicos. Esta descomposición puede tener un mecanismo molecular, sin embargo, en el proceso de oxidación desarrollado, los productos se forman principalmente en forma de cadena. A la hora de obtener alcoholes, el eslabón de la cadena es el siguiente:

Las cetonas se forman a partir de hidroperóxidos secundarios a través del paso radical-hidroperóxido:

Los hidroperóxidos terciarios durante la transformación de cadena dan, además de alcohol con el mismo número de átomos de carbono, también alcohol y cetona con menor número de átomos de carbono debido a la destrucción del enlace carbono-carbono:

Características de las propiedades de las arilaminas. Reacciones de sustitución electrofílica en el núcleo bencénico de arilaminas y sus derivados. Reacciones de diazotización, sales de arildiazonio. Reacciones de sales de arildiazonio con y sin evolución de nitrógeno.

Los arilaminos se caracterizan por reacciones en las que interviene el átomo de nitrógeno y reacciones en las que intervienen los átomos de carbono del núcleo aromático. Basicidad. Las aminas aromáticas tienen un carácter básico. Sin embargo, son más débiles que las aminas grasas e incluso más débiles que el amoníaco. La disminución de la basicidad se debe a la conjugación del par solitario de electrones del átomo de nitrógeno con el sistema de electrones n: del núcleo aromático. La anilina no forma sales con H2COg Los sustituyentes en el anillo de benceno tienen un efecto significativo en la basicidad de las arilaminas. Los sustituyentes donadores de electrones aumentan la basicidad, mientras que los sustractores de electrones la disminuyen. En la transición de primaria a terciaria, la basicidad de las aminas aromáticas disminuye.

Sustitución electrófila en el anillo de benceno.

En las reacciones de sustitución electrofílica en el anillo de benceno, un átomo de hidrógeno se reemplaza por un reactivo electrofílico mientras se mantiene la naturaleza aromática del compuesto de partida.

Las sales de arenodiazonio se forman por la interacción de aminas aromáticas primarias con ácido nitroso. En la industria, las sales de arendiazonio se utilizan ampliamente para obtener una variedad de colorantes azoicos de todos los colores y tonalidades. Por esta razón, la diazotización es una de las reacciones más importantes y mejor estudiadas en química orgánica.

La diazotización de aminas aromáticas primarias se describe mediante la siguiente ecuación general:

ArNH 2 + NaNO 2 + 2 HClArN + \u003d N Cl - + NaCl + 2 H 2 O

Reacciones con liberación de nitrógeno. Cuando se hierven soluciones ácidas de sales de diazonio, se libera nitrógeno y se obtienen fenoles. Conversión de sales de diazonio sin liberación de nitrógeno. Las reacciones de este grupo hacen posible la transición de compuestos diazoicos a compuestos azoicos (derivados del azobenceno).Las sustancias orgánicas de esta clase forman la base de uno de los sectores de la industria que produce colorantes sintéticos a partir de productos extraídos del alquitrán de hulla. Todos los colorantes azoicos se obtienen mediante la denominada reacción de acoplamiento de las sales de diazonio.

59. Compuestos de carbonilo. Clasificación, nomenclatura e isomería de compuestos carbonílicos. Los compuestos orgánicos en cuya molécula hay un grupo carbonilo\u003e C \u003d O se denominan compuestos carbonílicos u oxocompuestos. Los compuestos de carbonilo se dividen en dos grandes grupos: aldehídos y cetonas.

autor desconocido

Según Lewis, las propiedades ácidas y básicas de los compuestos orgánicos se miden por la capacidad de aceptar o donar un par de electrones, seguido de la formación de un enlace. Un átomo que acepta un par de electrones es un aceptor de electrones, y un compuesto que contiene tal átomo debe clasificarse como un ácido. Un átomo que proporciona un par de electrones es un donador de electrones, y un compuesto que contiene tal átomo es una base.

En comparación con la teoría del protón de Bronsted, la teoría de Lewis es más general y cubre una gama más amplia de compuestos. Teniendo en cuenta las características energéticas de los orbitales involucrados en las interacciones ácido-base, un ácido de Lewis es una molécula con un orbital molecular libre de baja energía, y una base de Lewis es una molécula que proporciona un orbital molecular lleno de alta energía para la interacción intermolecular. . Específicamente, los ácidos de Lewis pueden ser un átomo, molécula o catión: protón, haluros de elementos del segundo y tercer grupo del sistema periódico, haluros de metales de transición - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, metal cationes, anhídrido sulfúrico - SO3, carbocatión. Las bases de Lewis incluyen aminas (RNH2, R2NH, R3N), alcoholes ROH, éteres ROR, tioles RSH, tioéteres RSR, aniones, compuestos que contienen enlaces p (incluidos compuestos aromáticos y heterocíclicos), especialmente si su capacidad donante es sustituyentes donantes de electrones mejorados.

Ahora intentemos comparar dos enfoques (Brönsted y Lewis) para la definición de ácidos y bases. Como puede verse en las definiciones, las bases de Lewis son idénticas a las bases de Bronsted: ambas son donantes de un par de electrones. La única diferencia es dónde se gasta este par de electrones. Las bases de Bronsted facilitan que se enlace con un protón y, por lo tanto, son un caso especial de las bases de Lewis, que proporcionan un par de electrones a cualquier partícula con un orbital vacante. Se notan diferencias más significativas en la interpretación de los ácidos. La teoría de Brönsted cubre solo los ácidos próticos, mientras que los ácidos de Lewis son cualquier compuesto con un orbital libre. Los ácidos próticos se consideran en la teoría de Lewis no como ácidos, sino como productos de neutralización de un protón por bases. Por ejemplo, el ácido sulfúrico es el producto de la neutralización ácida con base H+, el ácido clorhídrico es el producto de la neutralización H+ con base Cl-.

Cuando los ácidos y las bases de Lewis interactúan, se forman complejos donador-aceptor (ácido-base) de naturaleza muy diferente. Los siguientes son ejemplos de tales interacciones.

La química orgánica es rica en ejemplos de tales interacciones, en las que se forma un enlace covalente como resultado de la interacción de una partícula con un orbital lleno con una partícula con un orbital vacío. Estos procesos pueden considerarse como reacciones ácido-base de Lewis. La cobertura más amplia de objetos específicos, característica de la teoría de Lewis, las diferencias más significativas en la naturaleza de los compuestos conducen al hecho de que la serie de fuerzas relativas de los ácidos y bases de Lewis no es tan universal como para los ácidos y bases de Bronsted. Para los ácidos de Lewis, es imposible compilar una tabla con características cuantitativas estrictas de acidez, como se hace para los ácidos de Bronsted (ver Tabla 1). Para ellos, solo hay una secuencia cualitativa aproximada de acidez. Así, para los ácidos de Lewis del tipo de los haluros metálicos, la acidez decrece en la serie: BX3 > AlX3 > FeX3 > SbX5 > > SnX4 > ZnX2.

Resumiendo lo anterior, observamos que en la actualidad existen dos teorías para evaluar las propiedades ácido-base de los compuestos orgánicos. ¿Es posible decir que uno de ellos tiene ventajas significativas sobre el otro? No puede haber una respuesta única a tal pregunta. Sí, la teoría de Lewis es más general y cubre una gama más amplia de objetos específicos. La teoría de Bronsted-Lowry se caracteriza por una consideración más rigurosa de las características cuantitativas de acidez y basicidad. Sólo se puede dar preferencia a una u otra teoría teniendo en cuenta el contenido específico del tema en discusión. Si se discuten procesos que involucran sustancias que contienen hidrógeno, en los que las reacciones de transferencia de protones juegan un papel importante y los enlaces de hidrógeno tienen una influencia significativa, parece que en estos casos se debe dar preferencia a la teoría de Brønsted-Lowry. Una ventaja importante de la teoría de Lewis es que cualquier compuesto orgánico puede representarse como un complejo ácido-base. Cuando se discuten reacciones heterolíticas en las que participan ácidos de Lewis como reactivos electrofílicos y bases de Lewis como nucleófilos, se debe dar preferencia a la teoría de Lewis. Los químicos han aprendido a utilizar hábilmente los méritos de cada una de estas teorías.