Aciditeti dhe bazueshmëria janë konceptet më të rëndësishme që përcaktojnë shumë veti themelore fiziko-kimike dhe aktivitetin biologjik të përbërjeve organike. Ekzistojnë disa koncepte të acideve dhe bazave në kiminë organike. Teoria protolitike e Brønsted-Lowry (1923) është përgjithësisht e pranuar. Pothuajse në të njëjtën kohë, G. Lewis propozoi një koncept më të përgjithshëm të acideve dhe bazave, në bazë të të cilit R. Pearson (1963) më vonë zhvilloi parimin e acideve dhe bazave të forta dhe të buta.

Aciditeti dhe baziciteti sipas Bronsted-Lowry. Në përputhje me teorinë Bronsted-Lowry, aciditeti dhe bazueshmëria e komponimeve shoqërohen me transferimin e protonit H +.

acidet- substanca të afta për të dhuruar një proton (dhurues të drejtuar); bazat - substanca të afta të pranojnë një proton (akceptorët e protoneve). Një acid dhe një bazë formojnë një çift acid-bazë të konjuguar. Vetitë acidike manifestohen në prani të një baze, bazike - në prani të një acidi.

Në përgjithësi, ndërveprimi acid-bazë përshkruhet nga ekuacioni

Në parim, shumica e përbërjeve organike mund të konsiderohen si acide të mundshme, pasi ato përmbajnë atome hidrogjeni të lidhur me elementë të ndryshëm (O, S, N, C). Një element dhe atomi i hidrogjenit të lidhur me të quhen qendër acidi . Acidet organike klasifikohen përkatësisht sipas qendrës së tyre acidike si acide OH-, SH-, NH- dhe CH. Acidet mund të jenë jo vetëm molekula neutrale, por edhe jone të ngarkuar pozitivisht, si dhe jone dipolare. Bazat organike për formimin e një lidhjeje kovalente me protonin acid duhet të kenë ose një palë elektronesh të vetme në heteroatom (molekula neutrale) ose të jenë anione. Në përgjithësi, bazat që kanë një heteroatom në molekula quhen n-baza . Ekziston një grup tjetër bazash - bazat π , në të cilën qendra e bazueshmërisë janë elektronet e një lidhjeje π të lokalizuar ose një re π-elektroni të një sistemi të konjuguar. Bazat π nuk formojnë lidhje kovalente me protonin, por p-komplekse jetëshkurtër.

Aciditeti dhe baziciteti i substancave sipas Brönsted-Lowry karakterizohet në mënyrë sasiore. Duke zbatuar ligjin e veprimit të masës, mund të shprehen vetitë acidike të acidit A-H në terma të konstanta e ekuilibrit K p , paraqitur më sipër reaksioni i ndërveprimit të kthyeshëm acid-bazë:

Natyrisht, konstanta e ekuilibrit të reaksionit të jonizimit të acidit ka një vlerë konstante vetëm për një sistem të caktuar, dhe secila bazë ka shkallën e vet të konstanteve të aciditetit. Rasti më i rëndësishëm është jonizimi i acideve në një tretësirë ​​ujore (uji luan rolin e një baze):

Meqenëse uji është i pranishëm në tepricë të madhe, përqendrimi i tij mbetet pothuajse konstant, i barabartë me 55,5 mol/l. Kjo vlerë përfshihet në konstantën e ekuilibrit dhe fitohet një karakteristikë, e quajtur konstante aciditeti K a :

Sa më shumë K,aq më i fortë është acidi . Megjithatë, edhe një acid relativisht i fortë sipas standardeve të përbërjeve organike si acidi acetik ka K a = 1.75 10 -5. Për shumicën e përbërjeve organike, K a kanë vlera edhe më të vogla. Prandaj, për të vlerësuar forcën e acideve organike, është shumë më e përshtatshme të përdoren vlerat R K a që përfaqëson logaritmin negativ të konstanteve të aciditetit: RK a = -lg K a. Ku pK e poshtme a ,aq më i fortë është acidi . Acidet me pKa > 7 nuk e ndryshojnë ngjyrën e letrës treguese neutrale; acidet me pKa >10 nuk kanë shije të thartë.

Baza e komponimeve në një tretësirë ​​ujore mund të karakterizohet nga vlera pK b, e cila lidhet me pK a përmes produktit jonik të ujit: RK b \u003d 14 - pK a. Megjithatë, aktualisht, për të karakterizuar bazën, përdoret më shpesh vlera pKa e bazës së konjuguar B të acidit BH +, e shënuar si рK BH + . Kjo qasje lejon që të përdoret një shkallë e njëjtë për të karakterizuar jonizimin e acideve dhe bazave. Në këtë rast sa më shumë pK BH + , aq më e fortë është baza .

Acidet dhe bazat e dobëta në sistemet biologjike. Shumica e komponimeve organike biologjikisht aktive, në veçanti substancat medicinale, janë acide ose baza të dobëta. Shkalla e jonizimit të komponimeve të tilla në një mjedis të caktuar është e rëndësishme për shfaqjen e veprimit biologjik. Njihen shumë substanca medicinale, aktiviteti terapeutik i të cilave përcaktohet nga proporcioni i molekulave jojonizuese të pranishme, megjithëse ka shembuj të tjerë kur, përkundrazi, pjesa e jonizuar e substancës shkakton një efekt biologjik për shkak të ndërveprimit me kationin. ose qendrat anionike të receptorëve. Dallimet në shkallën e jonizimit sigurojnë selektivitetin e veprimit dhe kjo është për shkak të faktorëve të tillë si, për shembull, depërtimi përmes membranave në plazmën ose qelizën e gjakut, adsorbimi në sipërfaqet e enzimës, jonizimi i mundshëm i qendrave të receptorit në varësi të pH, etj.

Shkalla e jonizimit të acideve organike dhe bazave në një tretësirë ​​përcaktohet nga vlerat e dy parametrave: pH e tretësirës dhe pK a e acidit (ose pK BH + bazë). Nëse dihen vlerat e pK a (ose pK BH +) të substancës dhe pH e tretësirës, ​​atëherë shkalla e jonizimit mund të llogaritet si më poshtë:

Shkalla e jonizimit është e rëndësishme për proceset e depërtimit të substancave përmes membranave të ndryshme në trup, për shembull, gjatë përthithjes (përthithjes) të barnave nga trakti gastrointestinal. Membranat e epitelit të traktit tretës mund të konsiderohen si një shtresë e dyfishtë lipidike në të cilën janë të ngulitura molekulat e proteinave. Rajonet hidrofobike të proteinave të membranës janë zhytur në zgavrën e brendshme të membranës, ndërsa rajonet e jonizuara përballen me fazën ujore brenda dhe jashtë. Sipas teorisë klasike, membranat e këtij lloji pengojnë kalimin e joneve, pasi, së pari, jonet për shkak të hidratimit kanë një madhësi relativisht të madhe dhe, së dyti, nëse ngarkesa e jonit dhe ngarkesa e sipërfaqes së proteinës së cilës i afrohet. janë të ngjashme në shenjë, pastaj zmbrapsje, dhe nëse janë të kundërta, atëherë joni absorbohet në sipërfaqen e membranës. Vetëm ato jone për të cilat ekzistojnë sisteme transporti ose bartës të veçantë depërtojnë përmes membranave natyrore. Molekulat neutrale të tretshme në lipide depërtojnë në membrana dhe sa më shpejt, aq më të larta janë vetitë e tyre lipofile. Kështu, thithja e molekulave jo-jonizuese të substancave medicinale ndodh në traktin gastrointestinal.

Ilaçet acidike do të përthithen më mirë nga stomaku (pH 1-3), dhe përthithja e barnave bazë do të ndodhë vetëm pasi të kalojnë nga stomaku në zorrë (përmbajtja e zorrës së hollë ka një pH 7-8). Brenda një ore, pothuajse 60% e acidit acetilsalicilik dhe vetëm 6% e anilinës nga doza e administruar absorbohen nga stomaku i minjve. Tashmë 56% e dozës së administruar të anilinës absorbohet në zorrët e minjve. Vlen të përmendet se një bazë kaq e dobët si kafeina (pK B H + 0,8) absorbohet në të njëjtën kohë në një masë shumë më të madhe (36%), pasi edhe në mjedisin shumë acid të stomakut, kafeina është kryesisht në një jo- gjendje e jonizuar.

Efektiviteti i veprimit të barnave përcaktohet nga aftësia e depërtimit të tyre në receptor. Për substancat që mund të jonizohen, aktiviteti biologjik mund të përcaktohet nga proporcioni i molekulave jo-jonizuese ose, anasjelltas, nga pjesa e jonizuar e substancës. Ka shumë shembuj të të dyja opsioneve. Pra, si fenoli ashtu edhe acidi acetik ndalojnë rritjen e mykut të ndryshëm; efekti i tyre biologjik është për shkak të molekulave jo-jonizuese, dhe për këtë arsye acidi acetik është më efektiv në pH nën 4, dhe për fenolin në çdo vlerë pH nën 9, pasi në këto vargje pH si fenoli ashtu edhe acidi acetik janë në gjendje jojonizuese. . Gjithashtu, vetëm teofilina jo e jonizuar, ndryshe nga anioni i saj, stimulon aktivitetin e zemrës së breshkës. Në shembullin e një numri përgatitjesh sulfanilamide, përkundrazi, u zbulua se aktiviteti i tyre antibakterial është për shkak të anioneve. Vlera e pKa e sulfonamideve, e cila është optimale për manifestimin e aktivitetit, është në intervalin 6-8. Molekulat jo-jonizuese hyjnë në qelizë përmes membranës, por në vlerat fiziologjike të pH, jonet formohen përsëri derisa të vendoset një shkallë e barabartë jonizimi në të dy anët e membranës:

Aktiviteti antibakterial i sulfonamideve është proporcional me shkallën e jonizimit, por varet edhe nga lipofiliteti i molekulave.

Dhe një shembull tjetër, kur aktiviteti biologjik është për shkak të formës jonizuese të substancës: efekti antibakterial (bakteriostatik) i aminoakridinave manifestohet vetëm në formën kationike të këtyre përbërjeve dhe rritet me një rritje të shkallës së jonizimit të tyre kationik. Ndryshimi në shkallën e jonizimit në varësi të pH-së së mediumit përdoret gjerësisht për të izoluar ilaçet nga lëngjet biologjike (gjaku, urina) me qëllim të analizës së tyre të mëvonshme, për shembull, gjatë kryerjes së studimeve farmakokinetike.

Acidet dhe bazat e Lewis. Sipas teorisë së Lewis, vetitë acid-bazë të përbërjeve përcaktohen nga aftësia e tyre për të pranuar ose dhuruar një palë elektrone për të formuar një lidhje të re. Acidet Lewis - pranuesit e çifteve elektronike. Themelet Lewis donatorë të çifteve elektronike.

Bazat Brönsted dhe bazat Lewis janë dhurues të një çifti elektronesh - ose të pandarë ose të vendosura në orbitalin p, d.m.th. konceptet janë identike në të dyja teoritë. Aciditeti i Lewis ka një kuptim të ri dhe më të gjerë. Një acid është çdo grimcë me një orbital të zbrazët që mund të shtojë një palë elektrone në shtresën e saj elektronike. Sipas Bronsted, një acid është një dhurues i protonit, dhe sipas Lewis, vetë protoni H + është një acid, pasi ka një orbital të zbrazët.

Acidet Lewis janë halogjene të elementeve të grupit të dytë dhe të tretë të sistemit periodik (BF 3 , A1C1 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , ZnCl 2 dhe të tjerë). Acidet Lewis përfshijnë gjithashtu halide të elementeve të tjerë me orbitale vakante - SnX 4 , SbX 5 , AsX 5 dhe madje edhe oksid squfuri (VI) SO 3 . Halidet e borit dhe aluminit kanë gjashtë elektrone në shtresën e jashtme dhe janë të afta të pranojnë një palë elektrone për të formuar një lidhje kovalente. Tetrakloridi i kallajit, për shembull, ka 8 elektrone në shtresën e jashtme, por si një element me orbitale të zbrazëta, ai është në gjendje të pranojë disa elektrone të tjera. Acidet Lewis përfshijnë gjithashtu kationet metalike (Na +, Mg 2+, Ag +), karbokacionet R 3 C +, kation nitroil NO 2 +, etj. Acidet Lewis marrin pjesë në reaksionet heterolitike si reagentë elektrofilë. Më poshtë janë disa shembuj të ndërveprimeve midis acideve dhe bazave Lewis:

Shumë reaksione të zakonshme organike referohen si ndërveprime acid-bazë brenda kornizës së teorisë Lewis. Megjithatë, në këtë teori është shumë më e vështirë të përcaktohen sasia e aciditetit dhe bazicitetit, dhe një vlerësim i tillë mund të jetë vetëm relativ. Për ta bërë këtë, përcaktoni energjitë e ndërveprimit të komponimeve të ndryshme në kushte të përcaktuara rreptësisht (tretës, temperaturë) me të njëjtin standard, që është, përkatësisht, një acid Lewis ose një bazë Lewis. Prandaj, shumë më pak matje sasiore janë bërë për acidet dhe bazat Lewis sesa për acidet dhe bazat Bronsted.

Acidet dhe bazat e forta dhe të buta. Zhvillimi i teorisë Lewis çoi në krijimin e parimit të acideve dhe bazave të forta dhe të buta (parimi i HICA, parimi Pearson). Sipas parimit të Pearson, acidet dhe bazat ndahen në të forta dhe të buta.

Acidet e forta janë acide Lewis në të cilat atomet pranuese janë me përmasa të vogla, kanë një ngarkesë të madhe pozitive, elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Acidet e buta Lewis përmbajnë atome të mëdha pranuese me ngarkesë të vogël pozitive, elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë.

Orbitalja molekulare e lirë më e ulët (LUMO), e cila është e përfshirë në lidhjen me orbitalin dhurues të çiftit elektronik, ka një energji të ulët në acidet e forta. Acidi më i fortë është protoni. LUMO e acideve të buta ka një energji të lartë. Acidet e buta përmbajnë orbitale të zbrazëta lehtësisht të polarizueshme. Ngarkesa pozitive e një atomi - një pranues i një çifti elektronesh është i vogël për shkak të delokalizimit ose mungon plotësisht (për shembull, një molekulë jodi është një acid i butë).

Bazat e ngurta janë grimca dhuruese me elektronegativitet të lartë, polarizueshmëri të ulët dhe janë të vështira për t'u oksiduar. Bazat e buta, nga ana tjetër, janë grimca dhuruese me elektronegativitet të ulët, polarizueshmëri të lartë dhe mjaft lehtësisht të oksiduara. Termi "bazë e ngurtë" thekson se përbërësi dhurues i çiftit elektronik i mban fort elektronet e tij. Për bazat e ngurtë, orbitalja molekulare e zënë më e lartë (HOMO), e cila është e përfshirë në lidhjen me orbitalin pranues të çiftit elektronik, ka një energji të ulët (e vendosur afër bërthamës atomike). Atomet dhuruese në bazat e forta janë azoti, oksigjeni, fluori dhe klori. Bazat e buta ruajnë dobët elektronet e tyre të valencës, HOMO e dhuruesit ka një energji të lartë. Dhuruesit e një çifti elektronesh janë atomet e karbonit, squfurit, fosforit, jodit.

Duhet të theksohet se konceptet e acideve dhe bazave "të forta" dhe "të buta" nuk janë ekuivalente me konceptet e acideve dhe bazave "të forta" dhe "të dobëta". Këto janë dy karakteristika të pavarura të acideve dhe bazave. Parimi i GIMC përdoret për një përshkrim cilësor të efikasitetit të ndërveprimit acid-bazë: (!) acidet e forta koordinohen më mirë me bazat e forta, acidet e buta - me bazat e buta. Koncepti i Pearson-it bazohet në faktin se ndërveprimi ndërmjet orbitaleve me energji të ngjashme është më efikas sesa ndërmjet orbitaleve me energji të ndryshme.

Funksionimi i parimit GICL mund të ilustrohet me shembullin e mëposhtëm. Kur haloalkanet ndërveprojnë me nukleofile (të cilat janë gjithashtu baza), mund të ndodhin reaksione konkurruese - zëvendësimi ose eliminimi nukleofilik. Reaksioni i zëvendësimit nukleofilik kryhet nga bashkëveprimi i nukleofilit me atomin e karbonit të lidhur me halogjenin. Në reaksionin e eliminimit, një proton ndahet gjithashtu nga një atom karboni fqinj nën ndikimin e një baze.

Kur 1,2-dikloroetani ndërvepron me një bazë të fortë (jon metoksid), për shkak të sulmit të reagentit në një acid të fortë - një proton, ndodh kryesisht një reaksion eliminimi. Një bazë e butë - jon oksid tiofeni - reagon preferencialisht me një acid më të butë - një atom karboni, duke rezultuar në formimin e një produkti të reaksionit të zëvendësimit nukleofilik:

Teoritë e acideve dhe bazave

Teoritë e acideve dhe bazave- një grup konceptesh fiziko-kimike themelore që përshkruajnë natyrën dhe vetitë e acideve dhe bazave. Të gjithë ata prezantojnë përkufizimet e acideve dhe bazave - dy klasa substancash që reagojnë me njëra-tjetrën. Detyra e teorisë është të parashikojë produktet e reaksionit midis acidit dhe bazës dhe mundësinë e shfaqjes së tij, për të cilat përdoren karakteristikat sasiore të forcës së acidit dhe bazës. Dallimet midis teorive qëndrojnë në përkufizimet e acideve dhe bazave, karakteristikat e forcës së tyre dhe, si rezultat, në rregullat për parashikimin e produkteve të reaksionit midis tyre. Të gjithë kanë zonën e tyre të zbatueshmërisë, të cilat zona kryqëzohen pjesërisht.

Ndërveprimet acid-bazë janë jashtëzakonisht të zakonshme në natyrë dhe përdoren gjerësisht në praktikën shkencore dhe industriale. Idetë teorike për acidet dhe bazat janë të rëndësishme në formimin e të gjitha sistemeve konceptuale të kimisë dhe kanë një ndikim të gjithanshëm në zhvillimin e shumë koncepteve teorike në të gjitha disiplinat kryesore kimike.

Bazuar në teorinë moderne të acideve dhe bazave, seksione të tilla të shkencave kimike si kimia e solucioneve të elektroliteve ujore dhe jo ujore, pH-metria në mjediset jo ujore, kataliza homo- dhe heterogjene acid-bazë, teoria e funksioneve të aciditetit , dhe shumë të tjera janë zhvilluar.

Evolucioni i ideve për ndërveprimet acid-bazë

Idetë shkencore për natyrën e acideve dhe bazave filluan të marrin formë në fund të shekullit të 18-të. Në veprat e A. Lavoisier, vetitë acidike shoqëroheshin me praninë e atomeve të oksigjenit në përbërjen e substancës. Acidet minerale dhe organike të njohura në atë kohë përmbanin vërtet oksigjen. Kjo hipotezë u dëshmua shpejt e paqëndrueshme kur, falë punës së G. Davy dhe J. Gay-Lussac, një numër acidesh pa oksigjen (për shembull, halogjenet e hidrogjenit, acidet hidrocianike) u bënë të njohura, ndërsa shumë përbërës që përmbajnë oksigjen nuk shfaqin veti acidike.

Nga fillimi i shekullit të 19-të, substancat e afta për të bashkëvepruar me metalet me çlirimin e hidrogjenit filluan të konsiderohen acide (Yu. Liebig, 1839). Në të njëjtën kohë, J. Berzelius parashtroi një ide që shpjegon vetitë acid-bazike të substancave me natyrën e tyre elektrike "dualiste". Pra, ai ia atribuoi acideve oksidet elektronegative të jometaleve dhe disa metaleve (për shembull, kromin, manganin, etj.) dhe i konsideroi oksidet elektropozitive të metaleve si baza. Kështu, aciditeti ose baziciteti konsiderohet nga Berzelius si një veti funksionale dhe jo absolute e një përbërjeje. Berzelius fillimisht u përpoq të përcaktojë sasinë dhe të parashikojë forcën e acideve dhe bazave.

Me ardhjen e teorisë së disociimit elektrolitik nga S. Arrhenius (1887), u bë i mundur përshkrimi i vetive acido-bazike bazuar në produktet e jonizimit të elektrolitit. Falë punës së W. Ostwald, teoria u zhvillua për elektrolitet e dobëta.

Në fillim të shekullit XX. Kimistët amerikanë G. Cady, E. Franklin dhe C. Kraus krijuan teorinë e solvosistemeve, e cila zgjeroi dispozitat e teorisë Arrhenius-Oswald për të gjithë tretësit që janë të aftë për t'u vetëshpërbërë.

Teoritë moderne të acideve dhe bazave bazohen në idetë e J. Bronsted dhe G. Lewis. Ka përpjekje mjaft të suksesshme për të krijuar teori të përgjithësuara (M. Usanovich, 1939), por ato nuk gjejnë zbatim të gjerë.

Teoria e hidrogjenit të Liebig

Përkufizimet. Një acid është një substancë që mund të reagojë me një metal për të lëshuar hidrogjen. Koncepti i "themelit" në këtë teori mungon.
produktet e reagimit. Kur një acid reagon me një metal, formohet një kripë dhe hidrogjen.
Shembuj. Acidi - HCl.
Reaksioni 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Kriteret për ecurinë e reaksionit. Metalet që janë në të majtë të hidrogjenit në serinë e aktivitetit reagojnë me acide të forta. Sa më i dobët të jetë acidi, aq më shumë metal aktiv nevojitet për reaksionin midis tyre. Karakteristikat sasiore. Meqenëse teoria përdoret rrallë, karakteristikat sasiore të forcës së acidit (dhe rrjedhimisht parashikimi i drejtimit të reaksionit) nuk janë zhvilluar brenda kornizës së kësaj teorie.
Fusha e zbatueshmërisë. Parashikimi i ndërveprimit të substancave që përmbajnë hidrogjen me metalet në çdo tretës.
veçori specifike. Në përputhje me këtë teori, alkooli etilik dhe amoniaku janë acide të dobëta, pasi ato janë në gjendje të reagojnë me metalet alkali:

2C 2 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na \u003d 2NaNH 2 + H 2

Teoria Arrhenius-Ostwald e disociimit elektrolitik

Artikulli kryesor: Teoria e disociimit elektrolitik

Për acidin HA K = ·/
Për bazën MSH K = ·/

Që të zhvillohet një reaksion midis një acidi dhe një baze, produkti i konstantave të disociimit të tyre duhet të jetë më i madh se 10 -14 (produkti jonik i ujit).
Fusha e zbatueshmërisë. Ai përshkruan në mënyrë mjaft të kënaqshme reaksionet e acideve dhe bazave mjaft të forta me njëri-tjetrin dhe vetitë e tretësirave të tyre ujore. Në bazë të ideve për shkallën dhe konstanten e disociimit, u fiksua ndarja e elektroliteve në të fortë dhe të dobët, u prezantua koncepti i indeksit të hidrogjenit, shtrirja e të cilit në mediat alkaline kërkon, megjithatë, supozime shtesë (futja e produkt jonik i ujit).
Teoria mund të përdoret për të përshkruar hidrolizën e kripërave dhe reagimin e acideve dhe bazave me kripërat, por kjo kërkon një aparat shumë të rëndë - teoria e protonit (shih më poshtë) është shumë më e përshtatshme.
Zbatueshmëria e teorisë Arrhenius-Ostwald është e kufizuar në tretësirat ujore. përveç kësaj, nuk lejon shpjegimin e pranisë së vetive kryesore të amoniakut, fosfinës dhe komponimeve të tjera që nuk përmbajnë grupe hidrokso.

Teoria Proton Brønsted-Lauri

Artikulli kryesor: Teoria protolitike e acideve dhe bazave

Krahasimi i modeleve
ndërveprimi acid-bazë
sipas Lewis dhe Bronsted

Teoria protolitike (protonike) e acideve dhe bazave u propozua në vitin 1923 në mënyrë të pavarur nga shkencëtari danez J. Bronsted dhe shkencëtari anglez T. Lauri. Në të, koncepti i acideve dhe bazave u kombinua në një tërësi të vetme, e manifestuar në ndërveprimin acid-bazë: A B + H + (A - acid, B - bazë). Sipas kësaj teorie, acidet janë molekula ose jone që mund të jenë dhurues të protoneve në këtë reaksion, dhe bazat janë molekula ose jone që shtojnë protone (pranues). Acidet dhe bazat njihen kolektivisht si protolite.

Thelbi i ndërveprimit acid-bazë është transferimi i një protoni nga një acid në një bazë. Në këtë rast, acidi, pasi ka transferuar një proton në bazë, bëhet vetë një bazë, pasi mund të bashkojë përsëri një proton, dhe baza, duke formuar një grimcë të protonuar, bëhet acid. Kështu, në çdo ndërveprim acid-bazë, përfshihen dy palë acide dhe baza, të quajtura Brönsted të konjuguara: A1 + B2 A2 + B1.

E njëjta substancë, në varësi të kushteve të ndërveprimit, mund të jetë edhe acid edhe bazë (amfoterike). Për shembull, kur ndërvepron me acide të forta, uji është një bazë: H 2 O + H + H 3 O +, dhe kur reagon me amoniak, ai bëhet acid: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -.

Teoria e solvosistemit

Artikulli kryesor: Teoria e solvosistemit

Teoria e solvosistemeve është një shtrirje e teorisë Arrhenius-Ostwald në tretës të tjerë jonikë (në veçanti, protikë). Propozuar nga kimistët amerikanë G. Cady, E. Franklin dhe C. Kraus
Përkufizimet. Një tretës jonik është një tretës që vetëshpërndahet në një kation dhe një anion. Kationi quhet joni i lioniumit dhe anioni quhet joni liat. Tretës protik - një tretës i aftë për autoprotolizë, domethënë transferimin e një joni H + nga një molekulë në tjetrën:

2HL ↔ H 2 L + + L -

Këta janë tretës që përmbajnë një lidhje mjaftueshëm polare që përfshin hidrogjen dhe një çift elektronik të pandarë në disa jometalë të tjerë (më shpesh azot, oksigjen ose fluor).
Shënim: në këtë përkufizim, teoria e protonit është "e mbrojtur", sepse autoprotoliza është një reaksion acid-bazë sipas Breasted-Lowry. Ai gjithashtu "hardwired" teorinë Lewis, pasi ajo shpjegon arsyet e formimit të joneve lionium.
Joni H 2 L + quhet joni i lioniumit, dhe L - është joni lyate.
Acidet janë substanca që formojnë një jon lioniumi në një tretës të caktuar.
Bazat janë substanca që formojnë një jon liat në një tretës të caktuar.
Kripërat janë substanca që shpërndahen në një tretës të caktuar për të formuar një kation dhe një anion që nuk janë lionium dhe liat.
produktet e reagimit. Në reagimin e një acidi me një bazë (reaksioni i neutralizimit, formohet një kripë dhe një tretës.
Shembuj.

Karakteristikat sasiore dhe kriteret për reaksionin Fortësitë e acideve dhe bazave karakterizohen nga konstanta e disociimit të tyre.
Konstantat e disociimit varen nga tretësi. Tretësit protikë me konstante të autodissociimit të lartë ("tretës acidikë", si HF) diferencojnë acidet (në të cilat acidet bëhen të dobëta dhe ndryshojnë në forcë) por bazat e nivelit (të gjitha bazat bëhen të forta, duke u kthyer në një jon lyate). Tretësit protikë me konstante të ulët auto-dissociimi ("tretës bazë, p.sh. NH3") diferencojnë bazat, por neutralizojnë acidet (të cilat bëhen të forta kur shndërrohen në lionium).
Reagimi vazhdon nga acidet e forta në acide të dobëta.
Fusha e zbatueshmërisë. Ju lejon të parashikoni reaksionet acid-bazë në çdo tretës. Menaxhimi i proceseve acido-bazike duke përdorur një tretës. Zgjeron në tretësirat jo ujore konceptin e pH (pH) si përqendrim i joneve të lioniumit. Përshkruan vetitë themelore të substancave që nuk përmbajnë grupe OH.
Megjithatë, për shumë probleme teoria është shumë e rëndë.
Karakteristikat specifike Disa reaksione acido-bazike në këtë teori mund të kthehen përmbys, për shembull

KOH (acid) + HCl (bazë) = KCl (tretës) + H 2 O (kripë)

Teoria elektronike e Lewis

Artikulli kryesor: Teoria e Lewis

Në teorinë e Lewis (1923), në bazë të paraqitjeve elektronike, koncepti i acidit dhe bazës u zgjerua më tej. Acidi Lewis - një molekulë ose jon që ka orbitale elektronike vakante, si rezultat i së cilës ata janë në gjendje të pranojnë çifte elektronike. Këto janë, për shembull, jonet e hidrogjenit - protonet, jonet metalike (Ag +, Fe 3+), oksidet e disa jometaleve (për shembull, SO 3, SiO 2), një numër kripërash (AlCl 3), si dhe si substanca të tilla si BF 3, Al 2 O 3 . Acidet Lewis që nuk përmbajnë jone hidrogjeni quhen aprotike. Acidet protike konsiderohen si një rast i veçantë i klasës së acideve. Një bazë Lewis është një molekulë ose jon i aftë për të qenë një dhurues i çiftit elektronik: të gjitha anionet, amoniaku dhe aminat, uji, alkoolet, halogjenet. Shembuj të reaksioneve kimike midis acideve dhe bazave Lewis:

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

Teoria e përgjithshme e Usanovich

Teoria më e përgjithshme e acideve dhe bazave u formulua nga M. Usanovich në 1939. Teoria bazohet në idenë se çdo ndërveprim acid-bazë është një reaksion i formimit të kripës. Sipas kësaj teorie, një acid është një grimcë që mund të heqë kationet, duke përfshirë një proton, ose të shtojë anione, duke përfshirë një elektron. Një bazë është një grimcë që mund të pranojë një proton dhe katione të tjera ose të dhurojë një elektron dhe anione të tjera.(Formulimi 1964). Ndryshe nga Lewis Usanovich, konceptet e "acidit" dhe "bazës" bazohen në shenjën e ngarkesës së grimcës, dhe jo në strukturën e shtresës elektronike.

Teoria e Usanovich në fakt anulon një nga parimet themelore të kimisë klasike - nocionin e klasave të acideve dhe bazave: " acidet dhe bazat nuk janë klasa e komponimeve; aciditeti dhe baziciteti janë funksione të një substance. Nëse një substancë është një acid apo një bazë varet nga partneri.» .

Disavantazhet e teorisë së Usanovich përfshijnë natyrën e saj shumë të përgjithshme dhe përkufizimin e pamjaftueshëm të qartë të formulimit të koncepteve të "acidit" dhe "bazës". Disavantazhet përfshijnë gjithashtu faktin se ai nuk përshkruan transformimet acid-bazë jojonike. Së fundi, ai nuk lejon parashikime sasiore.

Acidi Lewis - një molekulë ose jon që ka orbitale elektronike vakante, si rezultat i së cilës ata janë në gjendje të pranojnë çifte elektronike. Për shembull, jonet e hidrogjenit janë protonet, jonet metalike (Ag +, Fe 3+), oksidet e disa jometaleve (SO 3, SiO 2), një numër kripërash (AlCl 3), substanca si BF 3, Al 2 O 3. Acidet Lewis që nuk përmbajnë jone hidrogjeni quhen aprotike. Acidet protike konsiderohen si një rast i veçantë i klasës së acideve.

Një bazë Lewis është një molekulë ose jon i aftë për të qenë një dhurues i çiftit elektronik: të gjitha anionet, amoniaku dhe aminat, uji, alkoolet, halogjenet.

Shembuj të reaksioneve kimike midis acideve dhe bazave Lewis:

AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -

BF 3 + F - → BF 4 -

PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

Potenciali jonik është raporti i ngarkesës elektronike të një joni me të rreze efektive.

Shprehur me raportin Z/r, ku Z është ngarkesa, r - rreze jonike. Përdoret për të karakterizuar bashkëveprimin e një joni në një rrjetë kristalore ose në tretësirë

Bazat e ngurta përfshijnë grimcat dhuruese me elektronegativitet të lartë, polarizueshmëri të ulët dhe të vështira për t'u oksiduar. Komponimi i mban fort elektronet e tij, orbitali i tij molekular, çifti i elektroneve të të cilit transferohet në pranues, ka një nivel të ulët energjie.Bazat e buta. Këto përfshijnë grimcat dhuruese me elektronegativitet të ulët, polarizueshmëri të lartë dhe që oksidohen lehtësisht. Ata ruajnë dobët elektronet e tyre të valencës, orbitalet e tyre molekulare, kanë një nivel të lartë energjie (elektronet hiqen nga bërthama e një atomi).
Acidet e forta. përfshin acidet Lewis, në të cilat atomet pranuese janë me përmasa të vogla, kanë një ngarkesë të madhe pozitive, elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Orbitalja molekulare ka një nivel të ulët energjie. Acidet e buta. përfshin acide Lewis që përmbajnë atome pranuese të përmasave të mëdha me një ngarkesë të vogël pozitive, me elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë. Orbitalja molekulare ka një nivel të lartë energjie. Thelbi i parimit të HICA është se acidet e forta reagojnë preferencialisht me bazat e forta, dhe acidet e buta me bazat e buta. shkalla e lartë e reagimit, formimi i komponimeve më të qëndrueshme

Numri i biletës 2 1. Halogjenet. Shkallët e oksidimit. Disproporcioni i halogjeneve. Krahasimi i fuqisë oksiduese. Halidet e hidrogjenit dhe acidet hidrohalike. Karakteristikat e HF. Halidet e metaleve dhe jometaleve, ndërveprimi i tyre me ujin. Oksidet halogjene.

Në gjendjen bazë, atomet halogjene kanë konfigurimin elektronik nsnp5. fluori në një rreze më të vogël, vlera të mëdha të energjisë jonizuese dhe elektronegativitetit. Afiniteti elektronik i fluorit është më i vogël se ai i klorit. Gjendjet e oksidimit të fluorit -1, 0.

Komponimet halogjene në gjendje pozitive të oksidimit shfaqin veti oksiduese.

Halogjenet janë jometalet më aktive. Fluori ndërvepron me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta, me përjashtim të gazeve të lehta inerte. Nga fluori në jod, aftësia oksiduese zvogëlohet, ndërsa aftësia reduktuese rritet. Klori reagon me oksidet e disa metaleve: magnez, alumin, hekur.

2MgO + 2С12 = 2MgCl2 + 02

Bromi është një agjent i fortë oksidues. Në mjedisin ujor, ai oksidon squfurin në acid sulfurik:

ZBr2 + S + 4H20 = bHBr + H2SO4

manganat kaliumi - në permanganat:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

Vetitë oksiduese të jodit janë më pak të theksuara se halogjenët e tjerë. Jodi nuk është në gjendje të oksidojë jo vetëm oksigjenin, por edhe squfurin. Jodidet kanë veti reduktuese. Nën veprimin e klorit, bromit, peroksidit të hidrogjenit dhe acidit nitrik, ai oksidohet në një mjedis ujor në acid jodik HNiu3:

3I2 (i ngurtë) + 10HNO3(100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20

Në kushte standarde, halogjenët e hidrogjenit janë gazra pa ngjyrë me erë të fortë. për HF, pikat e shkrirjes dhe të vlimit.Pika e shkrirjes dhe vlimit anormalisht e lartë e fluorit të hidrogjenit shpjegohen me rritjen e ndërveprimit ndërmolekular për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore ndërmjet molekulave të HF. Fluori i ngurtë i hidrogjenit përbëhet nga

zinxhirë polimer zigzag. Për HCl, HBr, HI, formimi i lidhjeve hidrogjenore nuk është tipik për shkak të elektronegativitetit më të ulët të atomit të halogjenit. Tretësirat ujore të HC1, HBr dhe HI sillen si acide të forta. HF hidrofluorike dhe acidet klorhidrike HC1 nuk ndërveprojnë me acidin sulfurik të përqendruar, por HBr dhe HI oksidohen prej tij:

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

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

Halidet e metaleve alkaline dhe tokësore alkaline janë substanca jonike. Ato janë të tretshme në ujë dhe kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi.

Acidet hipohalogjenitike HCO njihen vetëm në tretësirat ujore të holluara.

Acidet hipohalogjenike janë të dobëta. vetitë acidike në serinë HSiu-HBrO-Niu dobësohen, ndërsa ato bazike rriten. Acidi jod është tashmë një përbërje amfoterike.

Tretësirat e hipohaliteve kanë një reaksion të fortë alkalik, dhe kalimi i CO2 përmes tyre çon në formimin e acidit:

NaCIO + H20 + C02 = NaHC03 + NSO

Acidet hipohalogjenike dhe kripërat e tyre janë agjentë të fortë oksidues:

Nga okso acidet HXO2 njihet acidi klorhidrik HClO2.

HClO2 është një acid me forcë mesatare.

Oksoacidet HXO3 janë më të qëndrueshme se acidet hipohalogjenike. HClO3 klorik dhe acidet bromike HBIO3 u përftuan në tretësirë ​​me përqendrime nën 50%, ndërsa HClO3 jodike u izolua si një substancë individuale. Tretësirat e HclO3 dhe HBrO3 përftohen nga veprimi i H2SO4 të holluar në tretësirat e kripërave përkatëse, për shembull:

Ba(СlO3)2 + H2SO4 = 2НСО3 + BaSO4

Acidi i jodit prodhohet nga oksidimi i jodit me acid nitrik të tymosur.

acid, tretësirë ​​peroksid hidrogjeni:

I2 + 5H202 = 2HI3 + 4H20.

HXO3 janë acide të forta. Në serinë HClO3-HBrO3-HI3, ka një rënie të lehtë të forcës së acideve.

Acidi perklorik HC104. çlirohet në formë hidratesh HC104*H20. Acidi bromik HBrO4 njihet vetëm në tretësirë.

HF e lëngët përbëhet nga zinxhirë polimer HF.

Lidhja halogjen-oksigjen është e brishtë, e cila shkaktohet nga zmbrapsja e fortë reciproke e atomeve me një

Elektronegativiteti. Oksidet halogjene janë të paqëndrueshme. Mund të merret difluoridi i oksigjenit OF2

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

Difluoridi i oksigjenit është një agjent i fortë oksidues-fluorinues.

Kur një shkarkesë elektrike kalon përmes një përzierjeje të ftohur të fluorit dhe oksigjenit, mund të merret një tjetër fluor, 02F2.

Oksidi i klorit (I) C120 Përftohet

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

Lidhja është jashtëzakonisht e paqëndrueshme.

2. Titani, zirkon, hafnium. Krahasimi i vetive redoks. Ndërveprimi i metaleve me tretësirat e acideve dhe alkaleve. Dallimi i komponimeve Ti nga Zr dhe Hf. Reaksionet e komponimeve Ti 2+ dhe Ti 3+. E 4+ Komponimet: oksidet, a- dhe b-format e acideve. Halidet, hidroliza e tyre. Kripërat e oksokacioneve. komplekset halide.

Jonizimi në kalimin nga titani në zirkon është reduktuar ndjeshëm.

Vetëm elementi i parë i grupit, titani, shfaq aktivitet të lartë kimik. Hafniumi ka tkurrje të lantanidit. Gjendja e oksidimit +4 është karakteristike, shumica e përbërjeve janë kovalente. Në serinë Ti - Zr-Hf rritet qëndrueshmëria e përbërjeve me gjendjen më të lartë të oksidimit. Pra, oksidet e TiO, Ti203, Ti02 dhe fluoridet TiF2, TiF3, TiF4 janë të qëndrueshme për titanin, dhe vetëm dioksidet Zr02, Hf02 dhe tetrafluoridet ZrF4, HfF4 janë të qëndrueshme për zirkonin dhe hafniumin. Titani është më i prirur ndaj gjendjeve të ulëta të oksidimit +2, +3 sesa analogët e tij të rëndë.Përbërjet e zirkoniumit (III) dhe hafniumit (III) nuk ekzistojnë në tretësirat ujore. gjendjet e oksidimit, përmirësohen vetitë bazë dhe reduktuese

Për titan, numri i koordinimit është zakonisht 6 dhe, më rrallë, 4; zirkonium dhe hafnium 7 dhe 8.

Reaksioni me halogjenet fillon me ngrohje të ulët, duke formuar gjithmonë tetrahalide MX4.

Ndryshe nga zirkoniumi dhe hafniumi, titani reagon me acidet klorhidrike dhe të holluara sulfurik kur nxehet.

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + 3H2T

Titani gjithashtu shpërndahet në acid hidrofluorik të përqendruar për të formuar tretësirë ​​të gjelbër.

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

Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20

Jashtëzakonisht ngadalë, titani shpërndahet në acid nitrik të holluar dhe të koncentruar, si dhe në aqua regia - reagimi parandalohet nga formimi i një shtrese.

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

Kur nxehet, pluhuri i titanit shpërndahet ngadalë në solucione të koncentruara dhe alkali shkrihet:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

Zirkoni dhe veçanërisht hafniumi janë më rezistent ndaj oksidimit acid. nuk reagojnë me asnjë nga acidet e holluar përveç hidrofluorit. zirkoniumi dhe hafniumi reagojnë fuqishëm vetëm me një përzierje të acideve nitrik dhe hidrofluorik:

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

Ndërveprimi i zirkonit dhe hafniumit me acidin hidrofluorik dhe acidin sulfurik të koncentruar vazhdon më ngadalë:

M + 7HF = H3 + 2H2T

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

HN03 i koncentruar përmirëson rezistencën ndaj korrozionit të metaleve. Zirkoni dhe hafniumi nuk reagojnë me alkalet.

Përfaqësimi i mekanizmave të reaksionit. Thyerja e lidhjeve homo- dhe heterolitike. Ideja e grimcave të ndërmjetme: radikalët, karbokacionet, karbanionet. Klasifikimi i reagentëve: radikale, nukleofile, elektrofile.

Mekanizmi i reagimit është një përshkrim i detajuar i procesit të shndërrimit të reaktantëve në produkte, duke përfshirë përshkrimin më të plotë të përbërjes, strukturës, gjeometrisë, energjisë dhe ndërmjetësve të tjerë të ngurtë në dritë, gjendjeve të tranzicionit dhe produkteve.

Thyerja e lidhjes homolitike - një ndërprerje kur çdo atom lë një elektron. Është karakteristikë e mekanizmit të shkëmbimit për formimin e një lidhje kovalente.

Thyerja e lidhjes heterolitike - një këputje kur si rezultat formohen grimca të ngarkuara pozitivisht dhe negativisht, tk. të dy elektronet nga një çift elektronik i përbashkët mbeten në një nga atomet. Është karakteristikë e mekanizmit dhurues-pranues për formimin e një lidhjeje kovalente.

Carbocation - një grimcë, në një mace. një ngarkesë pozitive është e përqendruar në atomin e karbonit, atomi i karbonit ka një orbitale p të zbrazët. Karbokacioni - një acid i fortë Lewis, ka aktivitet elektrofilik. Kimike shenjtorët:

· Ndërveprimi me nukleofile.

· Aftësia e β-eliminimit - eliminimi i një protoni me formimin e një lidhjeje të shumëfishtë.

· Rirregullimi në një karbokacion më të qëndrueshëm - izomerizimi i primarit në një karbokacion sekondar ose terciar më të qëndrueshëm.

Një karbanion është një anion që ka një numër çift elektronesh me një çift elektronik të lirë në një atom karboni katërvalent. Karbanionet përfshijnë të dy anionet me një ngarkesë negative të lokalizuar në atomin e karbonit dhe anionet me një ngarkesë negative të delokalizuar, në të cilat të paktën një nga strukturat kanonike ka një ngarkesë të lokalizuar në atomin e karbonit. Kimik. shenjtorët:

Ndërveprimi me elektrofilet.

· Oksidimi ndaj radikalëve.

Radikalet e lira - grimcat (zakonisht të paqëndrueshme), sod-e një ose më shumë. elektronet e paçiftuara me elektronin e jashtëm. guaskë. Një radikal mund të formohet si rezultat i humbjes së një elektroni nga një molekulë jo radikale ose pas marrjes së një elektroni nga një molekulë jo radikale.

Acidet dhe bazat (Brönsted, Lewis)

Teoria protolitike (protonike) e acideve dhe bazave nga Bronsted - Lowry (1923). Sipas kësaj teorie, acidet janë molekula ose jone që mund të jenë dhurues të protoneve në një reaksion të caktuar, dhe bazat janë molekula ose jone që pranojnë protone (pranues). Acidet dhe bazat njihen kolektivisht si protolite.

Thelbi i ndërveprimit acid-bazë I yavl. transferimi i një protoni nga një acid në një bazë. Në këtë rast, acidi, pasi ka transferuar një proton në bazë, bëhet vetë një bazë, sepse. mund të bashkojë përsëri një proton, dhe baza, duke formuar një grimcë të protonuar, bëhet një acid. Kështu, në çdo ndërveprim acid-bazë, përfshihen dy palë acide dhe baza, të quajtura të konjuguara nga Brönsted.

Teoria elektronike e Lewis. Në teorinë e Lewis (1923), në bazë të paraqitjeve elektronike, koncepti i acidit dhe bazës u zgjerua më tej. Acidi Lewis - një molekulë ose jon që ka orbitale elektronike vakante, si rezultat i së cilës ata janë në gjendje të pranojnë çifte elektronike. Këto janë, për shembull, jonet H - protonet, jonet metalike (Ag +, Fe3 +), oksidet e disa jometaleve (për shembull, SO3, SiO2), një numër kripërash (AlCl3), si dhe gjëra të tilla si. BF3, Al2O3. Acidet Lewis që nuk përmbajnë jone hidrogjeni quhen aprotike. Acidet protike konsiderohen si një rast i veçantë i klasës së acideve. Një bazë Lewis është një molekulë ose jon i aftë për të qenë një dhurues i çiftit elektronik: të gjitha anionet, amoniaku dhe aminat, uji, alkoolet, halogjenet.

Mënyrat e përdorimit të alkaneve

Alkanet përdoren gjerësisht në shumë fusha të veprimtarisë njerëzore. Askush nga ne nuk mund ta imagjinojë jetën pa gazin natyror, bazën e maces. është metani. Përdoret gjithashtu për prodhimin e karbonit të zi (blozë), mace. përdoret në prodhimin e gomave, bojë printimi. Përbërjet e alkaneve përdoren si ftohës në frigoriferët e shtëpisë. Acetilen, mace. e përftuar nga metani, që përdoret për saldimin dhe prerjen e metaleve. Ndër përbërjet e alkaneve dallohen derivatet e halogjenit, si kloroformi, tetrakloruri i karbonit, të cilët janë ndër tretësit më të mirë. Alkanet mund të përdoren si lëndë djegëse motorike (metan, propan, butan), mace. pak ndotje mjedisore. Vazelina (përzierje e hidrokarbureve të lëngshme me deri në 15 atome karboni) është një lëng i pastër, pa erë dhe pa shije që përdoret në mjekësi, parfumeri dhe kozmetikë. Përdoret vazelina (përzierje e hidrokarbureve të ngopura të lëngshme dhe të ngurta me deri në 25 atome karboni). për përgatitjen e pomadave të përdorura në mjekësi Parafina (përzierje e alkaneve të ngurta C19-C35) - një masë e bardhë e ngurtë, pa erë dhe pa shije (shkrirë = 50-70 ° C) - përdoret për të bërë qirinj, ngopje të shkrepseve dhe letër ambalazhimi, për termo. procedurat në mjekësi etj.

Hibridizimi Sp

Ndodh kur përzihen një orbitale s dhe një p. Formohen dy orbitale ekuivalente sp-atomike, të vendosura në mënyrë lineare në një kënd prej 180 gradë dhe të drejtuara në drejtime të ndryshme nga bërthama e atomit qendror. Dy orbitalet p jo-hibride të mbetura janë të vendosura në plane reciproke pingule dhe marrin pjesë në formimin e lidhjeve π, ose janë të zëna nga çifte të vetme elektronesh.

Hibridizimi Sp2

Ndodh kur përzihen një orbitale s dhe dy p. Tre orbitale hibride formohen me boshte të vendosura në të njëjtin rrafsh dhe të drejtuara në kulmet e trekëndëshit në një kënd prej 120 gradë. Orbitalja p-atomike johibride është pingul me rrafshin dhe, si rregull, merr pjesë në formimin e lidhjeve π.

26. Alkinet. Reduktimi i një lidhjeje të trefishtë në një lidhje të dyfishtë: hidrogjenizimi katalitik dhe reduktimi me natrium në amoniak të lëngshëm, përdorimi në sintezë ( Z) - dhe ( E) - alkenet.

lidhje e trefishtë përfaqëson një lidhje s-C-C dhe dy lidhje p. Kur lëvizni nga një lidhje e dyfishtë në një lidhje të trefishtë, energjia mesatare e lidhjes p zvogëlohet. Kjo do të thotë se lidhja e trefishtë është më pak e qëndrueshme se lidhja e dyfishtë. Vetë acetileni është një përbërës i paqëndrueshëm dhe është i aftë të zbërthehet spontanisht shpërthyes në elementë. Molekula e acetilenit ka një strukturë lineare, e cila është për shkak të gjendjes sp të atomeve të karbonit. Lidhja e trefishtë në alkinet karakterizohet nga një polarizueshmëri më e lartë se në alkenet R Cº C = 5.96; RC=C=4,17.

Metoda e hidrogjenizimit katalitik , së bashku me procese të tjera të rëndësishme në kiminë organike, është aktualisht në përdorim të gjerë. Futja e hidrogjenizimit në teknologji ishte një stimul për zhvillimin e gjerë të proceseve të përmirësimit të karburantit, sintezat nga oksidet e karbonit dhe reaksionet e shumta të reduktimit. Hidrogjenizimi i alkineve ndodh afërsisht në të njëjtat kushte dhe në prani të të njëjtëve katalizatorë si hidrogjenizimi i alkeneve. Hapi i parë në hidrogjenizimin e acetilenit në etilen është më ekzotermik se hapi i dytë, ku etilen shndërrohet në etan:

Nga këto të dhëna rezulton se hidrogjenizimi i alkineve, në parim, mund të ndalet në fazën e formimit të alkeneve. Megjithatë, me shumicën e katalizatorëve, alkinet hidrogjenohen drejtpërdrejt në alkane:

Reduktimi i alkineve me natrium ose litium në amoniak të lëngshëm ose në amine jep ekstazë-alkenet:

Alkenet (olefinat, hidrokarburet e etilenit) - hidrokarbure aciklike të pangopura që përmbajnë një lidhje të dyfishtë midis atomeve të karbonit, duke formuar një seri homologe me formulën e përgjithshme C n H 2n. Atomet e karbonit në lidhjen e dyfishtë janë në një gjendje hibridizimi sp² dhe kanë një kënd lidhjeje prej 120 °C. Alkeni më i thjeshtë është etilen (C 2 H 4). Sipas nomenklaturës, emrat e alkeneve formohen nga emrat e alkaneve përkatëse duke zëvendësuar prapashtesën "-an" me "-en"; pozicioni i lidhjes së dyfishtë tregohet me një numër arab. E-izomerë janë ato izomere gjeometrike në të cilat zëvendësuesit kryesorë në atomet e karbonit të lidhjes dyfishe janë në anët e kundërta të lidhjes dyfishe. Z-izomeret janë ato izomere gjeometrike në të cilat zëvendësuesit kryesorë në atomet e karbonit të lidhjes dyfishe janë në të njëjtën anë të lidhjes dyfishe (nga fjala gjermane "zusamen" - së bashku). Emërtimi E- dhe Z- vendosen përpara emrit të përbërjes sipas nomenklaturës IUPAC dhe mbyllen në kllapa (përcaktimi cis- dhe ekstazë - jo i mbyllur në kllapa). Për shembull:

Nomenklatura e arenës

Hidrokarburi më i thjeshtë aromatik i përbërjes C6HbC6Hb ka një emër të parëndësishëm benzenit. Të gjitha hidrokarburet e tjera të kësaj serie mund të emërtohen si derivate të zëvendësuar të benzenit, ose të kenë emrat e tyre të parëndësishëm. Në të njëjtën kohë, sipas traditës së vendosur në gjuhën ruse, pothuajse të gjithë emrat e parëndësishëm të homologëve të benzenit kanë gjithashtu fundin -ol. Për shembull: C6H5CH3C6H5CH3 - metilbenzen, ose toluen; C6H4 (CH3) 2C6H4 (CH3) 2 - dimetilbenzen, ose ksilen; C6H5CH(CH3)2C6H5CH(CH3)2 - izopropilbenzen, ose cimen. Si përjashtim, C6H3(CH3)3C6H3(CH3)3 ose 1, 3, 5-trimetilbenzen quhet mezitileni. Sipas rregullave të IUPAC, të gjithë emrat e hidrokarbureve aromatike karakterizohen nga fundi -en. Në përputhje me rrethanat: benzeni, tolueni, ksileni, cimeni, stiren, etj.

Në praktikë, për të formuar emrin e dy- ose më shumë zëvendësuar arena me një bërthamë opsionet e mëposhtme përdoren më shpesh:

1. Emri bazohet në emrin e parëndësishëm të arenës (toluen, stiren, etj.), shkronjat ruse (o-, m-, p-) ose shkronjat latine (o-, m-, p-) përdoren për të tregoni vendndodhjen e zinxhirëve anësore , që do të thotë pozicionet orto, meta ose para të unazës së benzenit. Radikalët alkil ose grupet funksionale emërtohen sipas nomenklaturës IUPAC: metil-, etil-, izopropil-, amino-, hidrokso-, nitro-, etj. Shpesh rregulla të tilla përdoren për të formuar emrat e përbërjeve aromatike të klasave të tjera - aminobenzene, fenole, etj., Që përmbajnë zëvendësues të ndryshëm.

2. Më pak të përdorur janë emrat e bazuar në fjalën "benzen", dhe vendndodhja e radikalëve zëvendësues tregohet me numra. Gjatë emërtimit të derivateve më komplekse të benzenit, si në rastin e përbërjeve aliciklike, zgjidhet njëri nga rendet e mundshme në të cilat shuma e shifrave të numrave të zëvendësuesve është më e vogla. Në këtë rast, nuk ka rregulla të pranuara përgjithësisht për rendin e numërimit të atomeve të unazës së benzenit. Sipas nomenklaturës së Gjenevës, numri 1 i caktohet atij atomi zëvendësues me të cilin është i lidhur drejtpërdrejt atomi zëvendësues me peshën atomike më të vogël (për shembull, nëse ka -Cl dhe -OH në bërthamë, numri 1 merr atomin që mbart - OH, por në prani të -NO2NO2 dhe -OH - atomeve që mbajnë -NO2, në derivatet e zëvendësuara të homologëve të benzenit, fillimi i numërimit përcaktohet nga zinxhiri anësor më i thjeshtë. arena me shumë bërthama Rregullat e nomenklaturës IUPAC përcaktojnë një listë emrash që formojnë bazën e nomenklaturës së sistemeve karbociklike polinukleare të shkrira, rregullat për orientimin e formulave të tyre dhe rendin në të cilin numërohen atomet. Nomenklatura përdor emra të parëndësishëm (naftalinë, fenantren, antracen) që tregojnë vendndodhjen e zëvendësuesve. Për shembull, për derivatet e naftalinës, mund të përdoren gjithashtu të dy rregullat e përshkruara më sipër për arenat me një bërthamë:

Natyra e lidhjeve në molekulën e benzenit Molekula e benzenit përmban një sistem lidhjesh të konjuguara. Të gjashtë atomet e karbonit të molekulës ciklike të benzenit C6H6 shtrihen në të njëjtin rrafsh. σ-lidhjet veprojnë ndërmjet atomeve të karbonit në rrafshin e unazës; të njëjtat lidhje ekzistojnë për çdo atom karboni me atomet e hidrogjenit. Çdo atom karboni shpenzon tre elektrone për të krijuar këto lidhje. Retë e elektroneve të valencës së katërt të atomeve të karbonit, që kanë formën e tetëve, janë të vendosura pingul me rrafshin e molekulës së benzenit. Çdo re e tillë mbivendoset në mënyrë të barabartë me retë elektronike të atomeve fqinje të karbonit. Në molekulën e benzenit, nuk formohen tre lidhje π të veçanta, por një sistem i vetëm π-elektronish prej gjashtë elektronesh, i përbashkët për të gjithë atomet e karbonit. Lidhjet midis atomeve të karbonit në molekulën e benzenit janë saktësisht të njëjta. Të gjitha lidhjet ndërmjet atomeve të karbonit në benzen janë ekuivalente, gjë që përcakton vetitë karakteristike të bërthamës së benzenit. Kjo pasqyrohet më saktë nga formula strukturore e benzenit në formën e një gjashtëkëndëshi të rregullt me ​​një rreth brenda. (Rrethi simbolizon ekuivalencën e lidhjeve midis atomeve të karbonit.) Megjithatë, formula Kekule përdoret shpesh, duke treguar lidhje të dyfishta.

Vetitë acido-bazike të alkooleve. Alkoolatet e metaleve, vetitë e tyre themelore dhe nukleofile. Reaksionet e zëvendësimit nukleofilik që përfshijnë alkoolet. Shembuj të reaksioneve biologjikisht të rëndësishme të zëvendësimit nukleofilik që përfshijnë estere fosfate.

alkoolet janë acide OH të dobëta sipas Brönsted dhe acide të forta sipas Pearson. Alkoolet janë të ngjashme në aciditet me ujin. Vetitë acidike të alkooleve përcaktohen nga aftësia për të protonizuar atomin e hidrogjenit të grupit hidroksil. Kjo e fundit përcaktohet jo vetëm nga ndryshimi në elektronegativitetin midis atomeve të oksigjenit (3.5) dhe hidrogjenit (2.1), por edhe nga natyra e radikalit. Metanoli (pK a = 15,5) është një acid pak më i fortë se uji (pK a = 15,7), por shumica e alkooleve janë acide më të dobëta se uji. Arsyeja për këtë janë pengesat sterike që pengojnë tretjen e anionit alkooksid që rezulton në alkoolet e degëzuara. Tretësira stabilizon anionin e alkooksidit dhe kështu rrit vetitë acidike. Reaksionet që përfshijnë një qendër nukleofile. Elektronegativiteti i lartë i atomit të oksigjenit (3.5 në shkallën Pauling), i cili është qendra kryesore, na lejon t'i konsiderojmë alkoolet si n-baza të dobëta të Brönsted dhe baza të forta sipas Pearson. Alkoolet janë në gjendje të formojnë kripëra oksonium vetëm me protonikë të fortë acidet dhe acidet e forta sipas Pearson (fluori bor, klorur zinku, etj. Kështu, alkoolet kanë veti të dobëta acidike dhe të dobëta bazë, d.m.th. amfiprotike komponimet.Në një temperaturë mjaft të lartë dhe në mungesë të një nukleofili të mirë, alkoolet e protonuara janë të afta për reaksion, d.m.th. ndaj reaksionit të dehidrimit.Duke qenë baza të ngurta, për shkak të polarizimit të ulët dhe elektronegativitetit të lartë të atomit të oksigjenit, alkoolet janë nukleofile të dobëta. Acidet e bronsted protonojnë atomin e oksigjenit të grupit hidroksil.

42. Dehidratimi intra dhe ndërmolekular i alkooleve .: Dehidratimi i alkooleve mund të kryhet në dy drejtime: intramolekular dhe ndërmolekular. Drejtimi i dehidrimit varet nga natyra e alkoolit dhe kushtet e reaksionit.Gjatë dehidrimit intramolekular të alkoolit formohet një hidrokarbur etilen i pangopur dhe si rezultat i dehidrimit ndërmolekular formohet një eter. Pra, kur alkoolet nxehen me substanca të tilla larguese të ujit si H 2 SO 4, H 3 PO 4, acid oksalik anhidrik, oksid alumini etj., formohen komponime etilenike të pangopura. Reaktiviteti i alkooleve ndaj dehidrimit, d.m.th. për formimin e këtyre, komponimeve të etilenit, ndryshon në këtë renditje: alkoolet terciare > alkoolet dytësore > alkoolet primare Disa alkoole terciare dehidratohen aq lehtë sa mund të distilohen vetëm nëse parandalohet edhe ajri i laboratorit, i cili përmban sasi të vogla të avullit acid. nga hyrja në to.. Dehidratimi i alkooleve në prani të H 2 SO 4 të koncentruar në varësi të temperaturës, raporti i vëllimeve të alkoolit dhe acidit mund të kryhet me formimin e produkteve të ndryshme. Për shembull, alkooli etilik në 105 ° C formon një ester acid me acid sulfurik - acid etilik sulfurik (reagimi 1). Me një tepricë të alkoolit dhe një temperaturë më të lartë (130-140 o C), ndodh dehidratimi ndërmolekular, produkti kryesor i të cilit është eteri dietil (eteri; reagimi 2). Në temperatura mbi 160 ° C, acidi etilik sulfurik dekompozohet për të formuar etilen (reagimi 3):

43. Oksidimi i alkooleve primare dhe sekondare. Alkoolet në 300-400 o C dhe në prani të bakrit dhe katalizatorëve të tjerë oksidohen nga oksigjeni atmosferik. Agjentët oksidues si KMnO 4, përzierja e kromit, oksidojnë alkoolet tashmë në temperaturën e dhomës. Në varësi të faktit nëse alkooli është primar, sekondar apo terciar, gjatë oksidimit formohen produkte të ndryshme.

Alkoolet primare, kur oksidohen, japin aldehide me të njëjtin numër atomesh karboni si në molekulën origjinale të alkoolit. Aldehidet në këto kushte mund të oksidohen në acide karboksilike. Për të shmangur oksidimin e mëtejshëm, aldehidet duhet të hiqen shpejt nga përzierja e reaksionit.

Alkoolet primare gjithashtu mund të oksidohen në aldehide me bakër të ndarë imët. Nxehet në 280-300 o C. Në këto kushte, dy atome hidrogjeni shkëputen nga një molekulë alkooli dhe në molekulën e lëndës organike, e cila formohet në këtë rast, shfaqet një lidhje dyfishe karbon-oksigjen (>C=O). Ky transformim i alkooleve quhet dehidrogjenim:

Alkoolet dytësore gjatë oksidimit, si dhe gjatë dehidrogjenizimit, kthehen në ketone:

Alkoolet terciare oksidohen mjaft vështirë me thyerjen e njëkohshme të zinxhirit të karbonit të molekulave të tyre dhe formimin e një përzierjeje të acideve karboksilike dhe ketoneve. Një oksidim i tillë i këtyre alkooleve është për faktin se në kushtet e reaksionit të oksidimit ato dehidratohen dhe shndërrohen në hidrokarbure etilen, të cilët, në prani të një agjenti të fortë oksidues, oksidohen me ndarjen e molekulës në vendin e lidhje e dyfishtë C=C

Sulfonimi

Sulfonimi i fenolit kryhet me ngrohje me acid sulfurik të koncentruar. Temperatura e reaksionit përcakton në mënyrë vendimtare strukturën e acideve hidroksibenzensulfonike që rezultojnë. orto-Izomeri, shkalla e formimit të të cilit është më e lartë se çift-izomeri, është produkti dominues nëse temperatura e reaksionit nuk kalon 100 °C. Quhet produkt kinetik. Në të kundërt, në temperatura më të larta produkti kryesor është çift-izomer, shpejtësia e formimit të të cilit është më e ulët, por ka një qëndrueshmëri të lartë termodinamike. Reagimi i sulfonimit aromatik elektrofilik është gjithashtu i kthyeshëm kur nxehet. orto-acidet oksibenzensulfonike, me acid sulfurik mbi 100 ° C, marrin çift-izomeri është produkt i kontrollit termodinamik të reaksionit. Alkilimi Ndryshe nga alkilimi i fenolit në grupin hidroksi, i cili ndodh në një mjedis alkalik, futja e zëvendësuesve alkil në unazën aromatike të fenolit ndodh nën veprimin e haloalkaneve, alkooleve ose alkeneve në prani të katalizatorëve - acideve minerale ose Acidet Lewis (reaksioni Friedel-Crafts). Acidi pikrik. Prania e tre grupeve nitro në bërthamë rrit ndjeshëm aciditetin e grupit të fenolit. Acidi pikrik, ndryshe nga fenoli, tashmë është një acid mjaft i fortë. Prania e tre grupeve nitro e bën acidin pikrik shpërthyes, përdoret për përgatitjen e melinitit. Për të marrë mononitrofenolet, është e nevojshme të përdoret acidi nitrik i holluar dhe të kryhet reaksioni në temperatura të ulëta: Përftohet një përzierje e o- dhe p-nitrofenoleve me një mbizotërim të o-izomerit. Kjo përzierje ndahet lehtësisht për faktin se vetëm o-izomeri është i paqëndrueshëm me avujt e ujit. Paqëndrueshmëria e lartë e o-nitrofenolit shpjegohet me formimin e një lidhje hidrogjenore intramolekulare, ndërsa në rastin e p-nitrofenolit ndodh një lidhje hidrogjenore ndërmolekulare.

47. Karboksilimi i fenolateve të metaleve alkali. Acidi salicilik. Acidet fenolike përftohen duke reaguar fenolatet e metaleve alkaline me oksidin e karbonit (IV) Acidi salicilik (o-hidroksibenzoik) është një nga acidet fenolike më të rëndësishme. Përdoret për marrjen e barnave (salicilat natriumi, acid acetilsalicilik, fenil salicilat, metil salicilat), në sintezën e ngjyrave, në prodhimin e substancave aromatike (estere), për marrjen e kumarinës etj. Fazat e prodhimit të acidit salicilik: 1 ) marrja e fenolatit të natriumit anhidrik:

2) karboksilimi i oksidit të karbonit (IV) fenolat natriumi:

Fenoli si nënprodukt distilohet; 3) dekompozimi i salicilatit të natriumit të papërpunuar:

Precipiton acid salicilik pak i tretshëm;

4) ndarja dhe pastrimi i acidit salicilik.Acidi salicilik teknik që rezulton përmban deri në 99% produkt të pastër. Acidi salicilik i destinuar për përgatitjen e substancave medicinale duhet të pastrohet me sublimim.

48. Oksidimi i fenoleve. Rritja e densitetit të elektroneve në bërthamën e fenolit e bën atë të ndjeshëm ndaj efekteve të agjentëve oksidues.Në varësi të natyrës së agjentit oksidues dhe kushteve të reaksionit formohen produkte të ndryshme të oksidimit të fenolit 1) Kur fenoli oksidohet me peroksid hidrogjeni në prani e

Në mungesë të një katalizatori hekuri, orto-benzokinoni përftohet përmes formimit të ndërmjetëm të pirokatekolës:

2) Agjentët e fortë oksidues si përzierja e kromit (K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4), bromatet ( KBrO 3 , H 2 SO 4 ) oksidojnë fenolin në para-benzokinon përmes formimit të ndërmjetëm të hidrokinonit:

3) Me një veprim më të fuqishëm të agjentëve oksidues, unaza e benzenit shkatërrohet.Për shkak të tendencës për oksidim, fenolet mund të ngjyrosen kur ruhen në ajër.

49. Kinonet dhe roli i tyre biologjik. Kinonet janë diketone ciklike gjashtë-anëtarëshe me dy lidhje dyfishe.Nga këto rëndësi më të madhe praktike ka parakinoni i përftuar nga oksidimi i hidrokinonit ose anilinës. Parakinoni është produkti fillestar në sintezën e hidrokinonit. Rregullimi i lidhjeve të dyfishta karakteristike për kinonin përcakton ngjyrën e një numri komponimesh.Naftokinonet janë derivate të naftalinës që përmbajnë një bërthamë kinoide. Më i rëndësishmi është 1,4-naftokinoni, i cili mund të përftohet nga oksidimi i naftalinës.Në një sërë vetive të tij, 1,4-naftokinoni është i ngjashëm me p-benzokinonin. Kristalizohet në formën e gjilpërave të verdha, është i paqëndrueshëm dhe ka një erë të mprehtë, irrituese.Bërthama e 1,4-naftokinonit është baza e vitaminës K, ose vitaminës antihemorragjike (që parandalon hemorragjitë). Vitamina K është 2-metil-3-fitil-1,4-naftokinon. Vitamina K gjendet në barishtet e gjelbra, gjethet dhe perimet. përfaqësojnë. një vaj i verdhë, i patretshëm. në ujë; distiluar në vakum të lartë. Disa derivate të kinonit luajnë një rol të rëndësishëm në proceset e ndërmjetme të oksidimit biologjik.Antrakinonet janë derivate të antracenit që përmbajnë një bërthamë kinoidale. Antrakinoni mund të merret lehtësisht duke oksiduar antracenin me acid nitrik ose një përzierje kromi. Në këtë rast, dy grupe keto formohen në molekulë, dhe unaza e mesme fiton strukturën e një kinoni. Antrakinoni është një substancë kristalore e verdhë, ndryshe nga kinonet konvencionale, është mjaft rezistente ndaj një sërë ndikimesh kimike, veçanërisht ndaj oksidimit. Antrahidrokinoni është një ndërmjetës në reduktimin e antrakinonit në antracen. Antrahidrokinoni në formë të lirë është kristal kafe. Duke pasur dy hidroksile fenolike, antrahidrokinoni shpërndahet në alkale; substanca e tipit fenolate që rezulton ka një ngjyrë të kuqe të ndezur. Antrakinoni është në gjendje të brominohet, nitratohet dhe sulfonohet.Alizarina është një 1,2-dioksantrakinon.Emodins. Në praktikën mjekësore, shpesh përdoren si laksativë preparate (tinktura, zierje, etj.) nga gjethet e aloes, ravenës, gjelberit, senës, etj. Substancat aktive të këtyre bimëve, siç doli, janë derivate të antrakinonit, përkatësisht të zëvendësuara. di- dhe trihidroksi-antrakinonet, të përfshira në bimë pjesërisht në formë të lirë, pjesërisht në formën e estereve dhe glikozideve. Këto derivate të di- dhe trihidroksantrakinoneve shpesh kombinohen në grupin e emodinave. Një shembull i emodinave është franguloemodina, e cila është 3-metil-1,6,8-trihidroksiantrakinon. Franguloemodina gjendet në buckthorn

50. Ideja e antioksidantëve fenolik. Komponimet fenolike në natyrë. Vitamina E. Flavonoidet. Antioksidantët (AO) ose antioksidantë zakonisht quhen komponime me natyrë të ndryshme kimike, të afta të pengojnë ose eliminojnë oksidimin e substancave organike nga radikalet e lira nga oksigjeni molekular. Për shumë vite, antioksidantët janë përdorur gjerësisht për të zgjatur jetën e shërbimit dhe për të përmirësuar performancën e materialeve polimerike dhe lëndë djegëse dhe lubrifikante, për të parandaluar përkeqësimin oksidativ të produkteve ushqimore, vitaminave të tretshme në yndyrë, ushqimit dhe kozmetikës. Përdorimi i AO në këto zona jep një efekt të madh ekonomik dhe ju lejon të kurseni lëndë të para të konsiderueshme. Midis AO-ve sintetike, fenolet e alkiluara përdoren gjerësisht, gjë që është për shkak të thjeshtësisë relative të prodhimit të tyre dhe një sërë vetive të vlefshme: efikasitet të lartë, toksicitet të ulët, universalitet të veprimit dhe aftësi për të ndryshuar vetitë e tyre në një gamë të gjerë. zëvendësues të ndryshëm. Antioksidantë fenolik (PAO) kuptohen se nënkuptojnë çdo përbërje të llojit Ar(OH)n, në të cilën një ose më shumë grupe hidroksil janë të lidhur me një bërthamë aromatike dhe molekula AO mund të përmbajë disa fragmente Ar(OH)n. Komponimet fenolike janë të afta të ndikojnë në shumë procese fiziologjike në trupin e njeriut. Për shembull, në përbërjen e preparateve bimore, këto substanca (të tilla si kumarina, vetitë e së cilës janë ende pak të studiuara, rutina, flavonoidet) stimulojnë aktivitetin e korteksit të veshkave, për shkak të të cilit gjëndrat mbiveshkore fillojnë të sekretojnë më aktivisht hormonet e grupi glukokortikoid (një lloj hormoni i sekretuar nga gjëndrat mbiveshkore). Ata kanë një shumëllojshmëri të gjerë të vetive biologjike. Për shembull, përbërjet fenolike të gjetheve të manaferrës, dardhës, manaferrës veprojnë si antiseptikë.

Acidet fenolike janë derivate të hidrokarbureve aromatike, në molekulën e të cilave atomet H të unazës së benzenit zëvendësohen me karbo (-COOH) ose grupe hidroksil (-OH). Përbërjet fenolike janë përdorur prej kohësh në mjekësi, ato përdoren në trajtimi i neurozës dhe insuficiencës koronare. Komponimet fenolike kanë efekte diuretike, qetësuese, koleretike dhe hemostatike. Flavonoidet, bioflavonoidet janë fenole, këto janë pigmente bimore të verdhë-kuqe. Ka shumë prej tyre në ushqim dhe bimë mjekësore. Bioflavonoidet forcojnë kapilarët, veprojnë si onkoprotektorë, marrin pjesë në largimin e kripërave të metaleve të rënda dhe radionuklideve nga trupi. Grupi i bioflavonoideve përfshin substanca të veçanta që shfaqin gjithashtu aktivitet të vitaminës P dhe veti të tjera të bioflavonoideve, të cilat quhen anthocyanine. Sipas strukturës kimike, antocianinet janë glikozide flavone, Taninet janë përbërje fenolike polimerike. Në mjekësi përdoren si agjentë astringent, anti-inflamator gastrointestinal. Tanina më e famshme është tanina. Nuk duhet të merret nga goja: do të shkaktojë dispepsi. Katekinat (të referuara edhe si bioflavonoidë) janë derivate të flavonoleve dhe antocianineve. Kumarinat janë substanca aromatike me erë sanë të freskët. Kumarinat janë antikoagulantë, domethënë parandalojnë mpiksjen e shpejtë të gjakut, siç është derivati ​​i kumarinës dikumarol. Është një antivitaminë K dhe përdoret për parandalimin dhe trajtimin e trombozës dhe tromboflebitit.

51. Eteret. Nomenklatura, klasifikimi. Zbërthimi sipas acideve. Eteret- substanca organike në të cilat molekulat përmbajnë radikale hidrokarbure të lidhura nga një atom oksigjeni. Kjo mund të shkruhet si më poshtë: R - O - R ', ku R dhe R "janë radikale të njëjta ose të ndryshme. Eteret konsiderohen si derivate të alkooleve. Këto përbërje kanë emra të përbërë. Në këtë rast, emri i radikaleve është përdoret (në rend të rritjes së peshës molekulare) dhe, në fakt, fjala "eter" (CH3OCH3 dimetil eter, C2H5OCH3 metil etil eter, e kështu me radhë)

Nomenklatura eterike Sipas nomenklaturës së parëndësishme, eteret emërtohen sipas radikalëve që lidhen me atomin e oksigjenit, duke shtuar fjalën "eter".

Sipas nomenklaturës IUPAC, eteret konsiderohen si alkoksialkane. Fjala rrënjë përcaktohet nga grupi më i gjatë alkil.

Eteret janë ndër substancat me reaktivitet të ulët dhe janë të qëndrueshëm në lidhje me shumë reagjentë, por ato janë të ndjeshme ndaj oksigjenit dhe formojnë lehtësisht hidroperokside shpërthyese, të cilat shkaktojnë shpërthime nëse trajtohen pa kujdes.

1 . Ndarja acide e etereve

Eteret ndahen kur nxehen ne 120-150 rreth me koncentrat. ujore 48% HBr ose HI. Në kushte po aq të vështira, eteret e fenoleve ndahen.

Megjithatë, esteret që përmbajnë një grup alkil terciar shpërbëhen shumë lehtë.

Ndarja acide e etereve duhet të konsiderohet si një reaksion zëvendësimi nukleofilik në një atom karboni të ngopur. Në varësi të natyrës së grupeve alkile të lidhura me oksigjenin, realizohen mekanizmat S N 1 ose S N 2. Nëse esteri përmban grupe alkile parësore ose sekondare, ndodh mekanizmi SN 2 në të cilin joni i bromit ose jodidit sulmon formën e protonizuar të eterit në atomin e karbonit më pak të zëvendësuar. Në këtë rast, ndarja është shumë regioselektive dhe, si rregull, formohet vetëm një nga dy alkoolet e mundshme (dytësore) dhe një alkil halid primar.

Jonet e klorurit dhe fluorit në ujë treten fort nga lidhjet hidrogjenore dhe kanë nukleofili të pamjaftueshme për ndarjen acide të etereve nga mekanizmi S N 2.

Eteret me grupe terciare alkil, benzil ose alile reagojnë me mekanizmin S N 1 për të formuar një karbokacion si një ndërmjetës. Këto reaksione zhvillohen në kushte të buta dhe acidi trifluoroacetik mund të përdoret si agjent acid.

Në mënyrë përgatitore, BCl 3 ose BBr 3 janë reagentë shumë më të përshtatshëm për ndarjen e esterit. Në këto raste, ndarja bëhet tashmë në -20 rreth C. Kjo është veçanërisht e nevojshme në prani të grupeve të tjera funksionale ose kur është i mundur izomerizimi i skeletit të karbonit.

Formimi i hidroperoksideve, zbulimi dhe zbërthimi i tyre.

Hidroperoksidet janë produktet e para molekulare të oksidimit të hidrokarbureve. Lidhja e zinxhirit gjatë formimit të tyre ka formën:

Ndërveprimi i një radikal peroksidi me një hidrokarbur përcakton strukturën e hidroperoksidit që rezulton dhe produkteve të oksidimit pasues. Në këtë rast, vërehet rendi i ndryshimit të reaktivitetit të atomeve të hidrogjenit, i cili është i zakonshëm për reaksionet radikale, i përcaktuar nga qëndrueshmëria relative e radikalit të ndërmjetëm. Si rezultat, pozicioni  i zinxhirit anësor në lidhje me bërthamën aromatike bëhet vendi mbizotërues i sulmit të molekulës gjatë oksidimit të alkaneve, dhe pozicioni alkil për olefinat. Përveç kësaj, për hidrokarburet e të gjitha klasave, një sekuencë e njohur është e vlefshme në ndryshimin e aftësisë për të zëvendësuar atomet e hidrogjenit të vendosura në atome të ndryshme të karbonit (terciar  sekondar  primar).

Hidroperoksidet janë ndër komponimet mjaft të paqëndrueshme që shndërrohen në produkte të tjera gjatë oksidimit. Hidroperoksidet, kur zbërthehen nën veprimin e temperaturës së ngritur ose katalizatorëve të oksidimit, japin alkoole dhe komponime karbonil. Ky dekompozim mund të ketë një mekanizëm molekular, megjithatë, në procesin e zhvilluar të oksidimit, produktet formohen kryesisht në mënyrë zinxhirore. Kur merrni alkoole, lidhja e zinxhirit është si më poshtë:

Ketonet formohen nga hidroperoksidet dytësore nëpërmjet hapit radikal-hidroperoksid:

Hidroperoksidet terciare gjatë transformimit të zinxhirit japin, përveç alkoolit me të njëjtin numër atomesh karboni, edhe alkool dhe keton me një numër më të vogël atomesh karboni për shkak të shkatërrimit të lidhjes karbon-karbon:

Karakteristikat e vetive të arilamineve. Reaksionet e zëvendësimit elektrofilik në bërthamën e benzenit të arilaminave dhe derivateve të tyre. Reaksionet e diazotizimit, kripërat e arildiazoniumit. Reaksionet e kripërave të arildiazoniumit me dhe pa evolucionin e azotit.

Arilaminot karakterizohen nga reaksione që përfshijnë atomin e azotit dhe reaksione që përfshijnë atomet e karbonit të bërthamës aromatike. Bazikshmëria. Aminat aromatike kanë një karakter bazë. Megjithatë, ato janë më të dobëta se aminat yndyrore dhe madje më të dobëta se amoniaku. Rënia e bazueshmërisë është për shkak të konjugimit të çiftit të vetëm të elektroneve të atomit të azotit me sistemin n:-elektroni të bërthamës aromatike. Anilina nuk formon kripëra me H2COg.Zëvendësuesit në unazën e benzenit kanë një efekt të rëndësishëm në bazicitetin e arilamineve. Zëvendësuesit elektron-dhurues e rrisin bazueshmërinë, ndërsa zëvendësuesit që tërheqin elektron e zvogëlojnë atë. Me kalimin nga primar në terciar, bazueshmëria e amineve aromatike zvogëlohet.

Zëvendësimi elektrofilik në unazën e benzenit.

Në reaksionet e zëvendësimit elektrofilik në unazën e benzenit, një atom hidrogjeni zëvendësohet nga një reagent elektrofilik, duke ruajtur karakterin aromatik të përbërjes fillestare.

Kripërat e arenediazoniumit formohen nga ndërveprimi i amineve aromatike primare me acidin azotik. Në industri, kripërat arendiazonium përdoren gjerësisht për të marrë një shumëllojshmëri ngjyrash azo të të gjitha ngjyrave dhe nuancave. Për këtë arsye, diazotizimi është një nga reaksionet më të rëndësishme dhe më të studiuara në kiminë organike.

Diazotizimi i amineve aromatike primare përshkruhet nga ekuacioni i përgjithshëm vijues:

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

Reaksionet me çlirimin e azotit. Kur zihen tretësirat acidike të kripërave të diazoniumit, lirohet azoti dhe fitohen fenole. Shndërrimi i kripërave të diazoniumit pa çlirim të azotit. Reaksionet e këtij grupi bëjnë të mundur kalimin nga komponimet diazo në azokomponimet (derivatet e azobenzenit) Substancat organike të kësaj klase përbëjnë bazën e një prej sektorëve të industrisë që prodhon ngjyra sintetike nga produktet e nxjerra nga katrani i qymyrit. Të gjitha ngjyrat azo përftohen nga i ashtuquajturi reaksion i bashkimit të kripërave të diazoniumit.

59. Komponimet karbonil. Klasifikimi, nomenklatura dhe izomeria e komponimeve karbonil. Përbërjet organike në molekulën e të cilave ekziston një grup karbonil\u003e C \u003d O quhen komponime karbonil, ose përbërje okso. Komponimet karbonil ndahen në dy grupe të mëdha - aldehide dhe ketone.

autor i panjohur

Sipas Lewis-it, vetitë acidike dhe bazike të përbërjeve organike maten nga aftësia për të pranuar ose dhuruar një çift elektronik, e ndjekur nga formimi i një lidhjeje. Një atom që pranon një çift elektronik është një pranues elektroni, dhe një përbërje që përmban një atom të tillë duhet të klasifikohet si një acid. Një atom që siguron një çift elektronik është një dhurues elektroni, dhe një përbërës që përmban një atom të tillë është një bazë.

Krahasuar me teorinë e protoneve Bronsted, teoria e Lewis është më e përgjithshme dhe mbulon një gamë më të gjerë të komponimeve. Duke marrë parasysh karakteristikat energjetike të orbitaleve të përfshira në ndërveprimet acid-bazë, një acid Lewis është një molekulë me një orbital molekular të lirë me energji të ulët dhe një bazë Lewis është një molekulë që siguron një orbitale molekulare të mbushur me energji të lartë për ndërveprim ndërmolekular. . Në mënyrë të veçantë, acidet Lewis mund të jenë një atom, molekulë ose kation: proton, halidet e elementeve të grupit të dytë dhe të tretë të sistemit periodik, halidet e metaleve kalimtare - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5, metal katione, anhidrid sulfurik - SO3, karbokacion. Bazat e Lewis përfshijnë aminet (RNH2, R2NH, R3N), alkoolet ROH, eteret ROR, tiolet RSH, tioeteret RSR, anionet, komponimet që përmbajnë lidhje p (përfshirë komponimet aromatike dhe heterociklike), veçanërisht nëse aftësia e tyre dhuruese është e rritur substitu e dhuruesit të elektroneve.

Tani le të përpiqemi të krahasojmë dy qasje (Brönsted dhe Lewis) për përkufizimin e acideve dhe bazave. Siç mund të shihet nga përkufizimet, bazat Lewis janë identike me bazat Bronsted: të dyja janë dhurues të një çifti elektronesh. I vetmi ndryshim është se ku shpenzohet ky çift elektronik. Bazat e bronsted sigurojnë që ajo të lidhet me protonin dhe për këtë arsye janë një rast i veçantë i bazave Lewis, të cilat sigurojnë një çift elektronik për çdo grimcë me një orbital të zbrazët. Ndryshime më të rëndësishme vërehen në interpretimin e acideve. Teoria e Brönsted mbulon vetëm acidet protike, ndërsa acidet Lewis janë çdo përbërje me një orbital të lirë. Acidet protike konsiderohen në teorinë e Lewis jo si acide, por si produkte të neutralizimit të një protoni nga bazat. Për shembull, acidi sulfurik është produkt i neutralizimit të acidit me bazën H+, acidi klorhidrik është produkt i neutralizimit të H+ me bazën Cl-.

Kur acidet dhe bazat Lewis ndërveprojnë, formohen komplekse dhurues-pranues (acid-bazë) të një natyre shumë të ndryshme. Më poshtë janë shembuj të ndërveprimeve të tilla.

Kimia organike është e pasur me shembuj të ndërveprimeve të tilla, në të cilat një lidhje kovalente formohet si rezultat i bashkëveprimit të një grimce me një orbitale të mbushur me një grimcë me një orbitale të zbrazët. Këto procese mund të konsiderohen si reaksione acido-bazike të Lewis. Mbulimi më i gjerë i objekteve specifike, karakteristikë e teorisë Lewis, dallimet më domethënëse në natyrën e komponimeve çojnë në faktin se seria e fuqive relative të acideve dhe bazave Lewis nuk është aq universale sa për acidet dhe bazat Bronsted. Për acidet Lewis, është e pamundur të përpilohet një tabelë me karakteristika strikte sasiore të aciditetit, siç bëhet për acidet Bronsted (shih Tabelën 1). Për ta, ekziston vetëm një sekuencë cilësore e përafërt e aciditetit. Pra, për acidet Lewis të llojit të halogjeneve të metaleve, aciditeti zvogëlohet në seri: BX3 > AlX3 > FeX3 > SbX5 > > SnX4 > ZnX2.

Duke përmbledhur sa më sipër, vërejmë se aktualisht ekzistojnë dy teori në vlerësimin e vetive acido-bazike të përbërjeve organike. A mund të thuhet se njëri prej tyre ka avantazhe të konsiderueshme mbi tjetrin. Nuk mund të ketë një përgjigje të vetme për një pyetje të tillë. Po, teoria e Lewis është më e përgjithshme dhe mbulon një gamë më të gjerë objektesh specifike. Teoria Bronsted-Lowry karakterizohet nga një shqyrtim më rigoroz i karakteristikave sasiore të aciditetit dhe bazicitetit. Preferenca për njërën ose tjetrën teori mund të jepet vetëm duke marrë parasysh përmbajtjen specifike të çështjes në diskutim. Nëse diskutohen procese që përfshijnë substanca që përmbajnë hidrogjen, në të cilat reaksionet e transferimit të protoneve luajnë një rol të rëndësishëm dhe lidhjet hidrogjenore ushtrojnë një ndikim të rëndësishëm, duket se në këto raste duhet t'i jepet përparësi teorisë Brønsted-Lowry. Një avantazh i rëndësishëm i teorisë Lewis është se çdo përbërje organike mund të përfaqësohet si një kompleks acid-bazë. Kur diskutohen reaksionet heterolitike në të cilat acidet Lewis marrin pjesë si reagentë elektrofilë dhe bazat Lewis si nukleofile, përparësi duhet t'i jepet teorisë së Lewis. Kimistët kanë mësuar të përdorin me mjeshtëri meritat e secilës prej këtyre teorive.