Кислот и оснований сила протонных

По определению каждый карбанион имеет неподеленную пару электронов и потому является основанием. Принимая протон, карбанион превращается в сопряженную кислоту (см. гл. 8). Устойчивость карбаниона прямо связана с силой сопряженной кислоты. Чем слабее кислота, тем больше сила основания и тем меньше устойчивость карбаниона [66]. Здесь под устойчивостью подразумевается устойчивость по отношению к донору протонов чем ниже устойчивость, тем легче карбанион принимает протон от любого доступного источника и прекращает свое существование как таковой. Таким образом, определение порядка устойчивости в ряду карбанионов эквивалентно определению порядка силы сопряженных кислот, так что информацию об относительной устойчивости карбанионов можно получить из таблиц силы кислот, подобных табл. 8.1 в гл. 8. [c.227]

Рис. 15.4. Относительная сила ряда распространенных сопряженных пар кислота-основание, расположенных друг против друга в противоположных колонках. Сильным кислотам соответствуют слабые сопряженные основания, а слабым кислотам - сильные сопряженные основания. Самой сильной кислотой в воде является гидратированный протон

В дифференцирующих растворителях проявляются значительные различия в силе кислот, оснований и других электролитов. Многие кислоты и основания, полностью диссоциированные в водном растворе, существенно различаются по силе в дифференцирующих растворителях. Например, дифференцирующим эффектом по отношению к сильным кислотам обладает безводная уксусная кислота и другие слабые акцепторы протонов. Понятие о дифференцирующем растворителе не является абсолютным, так как для одной группы веществ растворитель может быть дифференцирующим, а для другой — нивелирующим. Например, жидкий аммиак является дифференцирующим растворителем по отношению к сильным основаниям, но нивелирующим по отношению к кислотам. Более универсальным дифференцирующим эффектом обладают диполярные апротонные растворители, под влиянием которых изменяется сила и кислот, и оснований. [c.36]

Выведенные уравнения в соответствии с экспериментальными данными показывают, что влияние растворителей на силу кислот, оснований и солей подчиняется одним и тем же закономерностям. Диссоциация любых электролитов кислот, оснований и солей зависит от индивидуальных свойств электролитов (от энергии кристаллической решетки, энергии сублимации, а в случае кислот и оснований — еще и от сродства к протону молекул основания и аниона кислоты) и от химических свойств растворителя (химической энергии сольватации ионов, энергии сольватации молекул, а в случае кислот и оснований — еще и от протонного сродства молекулы растворителя и его аниона). Этим объясняется многообразный характер влияния растворителей на силу электролитов. [c.359]

Кроме такой классификации возможна классификация растворителей по признаку их влияния на относительную силу кислот и солей, по их способности изменять соотношение в силе электролитов. По этому признаку растворители можно подразделить на нивелирующие и дифференцирующие. К нивелирующим относят те растворители, в которых кислоты, основания и соли уравниваются по своей силе, или, более осторожно, — растворители, в которых соотношения в силе электролитов, свойственные их водным растворам, сохраняются. К ним относятся прежде всего все растворители, содержащие гидроксильную группу — спирты, фенолы. В дифференцирующих растворителях проявляется значительное различие в силе электролитов, и в частности в силе кислот и оснований. К ним относятся прежде всего растворители, не содержащие гидроксильных групп альдегиды, кетоны, нитрилы и т. д. В этих растворителях соотношение в силе электролитов иное, чем в воде. Обычно такие растворители не являются донорами протонов, но и пе являются хорошими их акцепторами. Дифференцирующим действием могут обладать в той или иной степени все неводные растворители. [c.274]

Таким образом, нельзя ожидать прямой пропорциональности между растворимостью и силой электролита даже у солей. Еш е сложнее эти соотношения у кислот и оснований, сила которых зависит еш е и от энергии реакции обмена протона. [c.319]

Относительная сила кислот и оснований по протонной теории может быть определена почти так же, как и по теории Аррениуса, хотя имеет несколько иное значение. Если выразить в общем виде кислотно-основную реакцию [c.330]

Вода, акцептируя протон сильно кислоты, проявляет свойства основания. Сила растворенной в воде кислоты определяется ее действием н,а воду, обусловленным состоянием приведенного выше равновесия. Например, карбоновые кислоты оказывают слабое влияние на состояние этого протолитического равновесия, т. е. являются слабыми кислотами. [c.416]

Вторую кислотно-основную систему составляет растворитель. Возможность и направление протолитического процесса определяется сродством к протону как растворенной кислоты, так и растворителя. Эти факторы обуславливают силу кислоты в данном растворителе. Таким образом, взаимодействие кислоты (основания) с растворителем приводит к переходу иона Н+ от одной сопряженной пары кислота —основание к другой. Процессы, которые сопровождаются переходом протона, получили название протолитических. [c.589]

Шкала кислотности по отношению к воде установлена для сравнения силы, с которой кислоты НА переносят протон на молекулу воды, играющую роль основания, согласно уравнению реакции (направление 1) [c.199]

В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда и Льюиса. По протонной теории кислот и оснований Бренстеда, кислота является донором протона, а основание — акцептором протона. Сила кислоты НА определяется константой кислотности, соответствующей равновесию НА Н + А. - [c.158]

Изложенные соображения позволяют установить шкалу относительной силы кислот и оснований. Относительная сила кислот для доноров протонов измеряется степенью завершенности их реакций с каким-либо общим основанием в состоянии равновесия. Аналогичным образом определяется относительная сила оснований для акцепторов протонов. В табл. 14.2 приведены некоторые часто встречающиеся вещества, которые расположены в порядке убывания силы кислотности. Поскольку со слабой кислотой сопряжено сильное основание и, наоборот, образующиеся в указанных реакциях основания располагаются в обратном порядке по силе основности. [c.248]

Сближению физической и химической теорий растворов способствовало также интенсивное развитие теорий кислот и оснований. Важную роль здесь сыграла протолитическая теория Брен-стеда (библиографию см. в [614]), где вскрывается и обосновывается связь силы протонных (Н—) кислот с диэлектрической проницаемостью растворителя. [c.6]

Как известно, сила протонных кислот, т. е. их способность про-тонировать основания (в данном случае олефины) растет с увеличением концентрации кислот. В разбавленных растворах кислот [в случае Н,80 - ниже 80 % (мае.)] протонирующим агентом является ион Н О или другие гидраты протона, например ЩО,. [c.401]

Различия в силе кислот и оснований определяются равновесием диссоциации. Опре.а,еление по Бренстеду. Кислота — донор протонов, который путем отдачи протона может перейти в сопряженное кислоте основание (например, НВг H+-f Br ) основание — акцептор протонов, который путем присоединения протона переходит в сопряженную основанию кислоту (например, 0Н-- -№ НаО). [c.461]

Теория протолитического кислотна-основного равновесия позволяет подойти количественно к сравнению относительной силы кислот и оснований. Сила кислоты зависит от того, насколько прочно водород связан в молекуле (ионе) кислоты, а критерием силы основания является его сродство к протону. С теорией согласуются методы установления практической нн<алы кислотности, единой для разных растворителей индикаторный метод и метод стандартного иона . [c.259]

Сила кислоты (основания), обусловленная собственной кислотностью (основностью) вещества — способностью отдавать или присоединять протон, т. е. сродством к протону ионов или молекул вещества в вакууме — это сила электролита независимо от растворителя. [c.31]

Очень часто, как было указано в гл. 2, неводные растворители по их влиянию на относительную силу кислот, оснований и солей и по их способности изменять силу электролитов делят на два класса диференцирующие и нивелирующие [13, 550]. Понятия и представления о дифференцирующих и нивелирующих растворителях оставались до самого последнего времени недостаточно четкими и часто смешивались с классификацией растворителей по их протонно-донорно-акцепторным свойствам. В данной книге эти понятия четко разграничены. [c.168]

КИСЛОТ — их катализирующая способность в отношении различных реакций не является простой монотонной функцией их кислотной силы, несмотря на то что здесь сила кислот и оснований имеет сравнительно простой физический смысл сила кислоты в основном определяется прочностью связи водорода в молекуле кислоты, а сила основания— сродством последнего к протону. [c.123]

В принципе каждый гетероцикл может выступать в качестве основания, присоединяя протон или вступая в соединение по гетероатому с кислотой Льюиса. Пиридин обладает слабыми основными свойствами и с сильными кислотами образует соли. Тиофен практически лишен основных свойств и совершенно не проявляет тенденции к образованию солей в то же время сила пиррола и фурана как оснований не может быть определена точно, поскольку они по- [c.384]

Кислоты и сила кислот. По Льюису, кислота — акцептор, а основание-донор электронной пары. Кислотами, по Льюису, являются AI I3, ВРз, Н+ и т. д. Согласно определению Бренстеда, кислота является донором, а основание — акцептором протона. Каждая кислота Бренстеда сопряжена с основанием [c.158]

Шатенщтейн теоретически обосновал возможности значительного расширения класса кислот и оснований. Известно протонное сродство многих веществ. Протонное сродство иона NH равно 1754-Юз Дж/моль (419 ккал/моль), иона ОН" 1603 10 Дж/моль (383 ккал/моль), молекул NHз — 895-103 Дж/моль (214 ккал/моль) Н2О — 778-10 Дж/моль (186 ккал/моль), С2Н4 — 728-10 Дж/моль (174 ккал/моль). Таким образом, диапазон в энергии сродства к протону составляет 1046-10 Дж/моль (250 ккал/моль). Этим основаниям 1 орреспондируют кислоты, сила которых изменяется в этом же интервале сродства. Нет никаких доводов в пользу того, чтобы считать, что именно этот диапазон сродства ограничивает кислоты и основания [c.290]

Сила кислоты или основания измеряется их константамп диссоциации. Сильные кислоты — сильные доноры протонов, и их К велпкп сильные основания — сильные акцепторы протонов, и их Кь велики. Папример, в водном растворе Нг504 пмеет /Саг = 1,2Х ХЮ а ЫНз имеет 7Сь= 1,77-10 . Слабые кислоты п основания [c.406]

Второе правило можно понять на основании следующих рассуждений. Сила притяжения Н+ к иону СЮ- при образовании СЮН (хлорноватистой кислоты) равна силе валентной связи О—Н. Однако сила , действующая между Н+ и любым из двух атомов кислорода иона СЮг при образовании С100Н (хлористой кислоты), может быть меньще, чем сила валентной связи О—Н, поскольку общая сила притяжения протона разделяется между двумя атомами кислорода, и, следовательно, эта кислота (второго класса) будет, как и следует предполагать, легче диссоциировать, чем хлорноватистая кислота. Кислота третьего класса будет диссоциировать еще сильнее, поскольку общее притяжение протона разделится между тремя атомами кислорода. [c.348]

Несмотря на малую степень диссоциации кислот в такой сильно протоногенной среде, как уксусная кислота, активность образующихся ионов водорода очень велика. Это можно объяснить сильным стремлением иона СНдСОзН к потере протона, так что этот ион ведет себя как кислота исключительной силы. Высокая степень кислотности этих растворов, которая может быть обнаружена с помощью водородного электрода, а также на основании их каталитической активности и других данных, является причиной того, что такие растворы называют сверхкислотными, [5]. [c.417]

Вместе с тем в пределах каждой группы периодической системы преобладающим фактором, который определяет силу кислот, образуемых гидридами неметаллических элементов, является заметно изменяющийся ковалентный радиус этих элементов. В VII группе степень ионности связи Н — А убывает при переходе от HF к HI, однако большой ковалентный радиус иода (приблизительно вдвое больший, чем у фтора) настолько уменьшает энергию связи HI, что это соединение оказывается лучшим донором протонов, чем HF. По этой причине относительная сила кислот для водных растворов гидридов простых анионов неметаллических элементов VII группы возрастает в ряду HF < НС1 < НВг < HI. По той же причине сила кислот для гидридов элементов VI группы возрастает в ряду HjO < < H2S < HjSe < Н2Те. Водные растворы гидридов NH3, РНз, СН4 и т.д. обнаруживают различные свойства. Аммиак является чрезвычайно слабой кислотой, но в конкуренции с водой ведет себя как основание (акцептирует протоны). Метан практически инертен в водных растворах, что указывает на большую прочность связей в этом [c.330]

Для протокислот, в отличие от протонных кислот, Льюис установил, что их относительная сила зависит не только от выбранного растворителя, но и от того основания, которое взято для сравнения. Необходимость выделения отдельной группы протонных кислот следует отсюда с еще большей ясностью. Определение относительной силы протонных кислот возможно потому, что их относительная сила сравнивается с одной и той же протокислотой —- протоном. [c.518]

Два вывода вытекают из предшествующего обсуждения. Первый — семейство кислот по Бренстеду — Лоури состоит из катионов (МН4), анионов (Н5-) и незаряженных (СН3СООН) частиц. Второй —сила растворимой кислоты (НВ) в основном определяется конкуренцией за протоны между растворителем и сопряженным с растворимой кислотой основанием (В ), что в общем виде описывается равновесием [c.103]

Впервые вывод о существовании такой зависимости сделали Горди и Стенфорд [58—60]. Они систематически измерили положение полосы ОВ-связи в инфракрасном спектре тяжелого метанола (СНдОВ) и тяжелой воды при растворении в них веществ электронодонорного типа. Было обследовано около 80 соединений, относящихся к классу аминов, амидов, кетокси-мов, нитрилов, нитросоединений, кетонов, альдегидов, глико-лей, простых эфиров и сложных эфиров органических и минеральных кислот. В присутствии этих веществ изменяется положение колебательной полосы ОВ-связи. Это смещение является мерой ослабления связи атома водорода и кислорода в гидроксильной группе поэтому оно может служить для оценки способности основания оттягивать протон из молекулы вещества, т. е. дает представление об относительной силе оснований. Таким образом, применение инфракрасной спектроскопии открыло новые возможности для сравнения силы слабых оснований. За несколькими исключениями, в работе Горди установлена линейная зависимость между логарифмом константы веществ в водном растворе и величиной вызванного ими смещения полосы ОВ-связи в инфракрасном спектре тяжелого метанола или тяжелой воды. [c.278]

Растворители, в среде которых проявляются значительные различия в силе кислот, оснований и солей, называют дифференцирующими растворителями. Например, жидкий аммиак, отличающийся относительно высоким сродством к протону, является нивелирующим растворителем в отношении сильных и слабых кислот, а безводная СНзСООН — слабый акцептор протонов — является дифференцирующим растворителем в отношении сильных кислот H IO4, НС1, H3 6H4SO3H, H2SO4 и др. Хлорная кислота является наиболее сильной и поэтому практически полностью реагирует с СНзСООН согласно уравнению [c.27]

Сила кислоты (основания), обусловленная способностью отдавать протон растворителю или принимать протон от растворителя в таком понимании сила кислоты (основания) зависит от лрироды и физико-химических свойств растворителя. Так, безводная уксусная кислота принимает протон от жидкого фтористого водорода, который по сравнению с ней проявляет более сильные кислотные свойства в свою очередь фтористый водород принимает протон от более сильной хлорной кислоты [c.32]

Влияние растворителей на силу кислот, оснований и солей зависит от физико-химических свойств электролитов (от сродства к протону молекул и анионов, энергии кристаллической решетки, энергии сублимации), а также от химических свойств растворителя (от протонного сродства его молекул, энергии сольватации ионов и молекул) и его физических свойств (диэлектрической проницаемости, вязкости, дйпольного момента). [c.168]