Здатність органічних сполук до іонізації змінюється в широ-ких межах. У водному розчині експериментально можливо визначити рКа лише до значень -15 (рКа води 15,7). Для більш слабких кислот визначення рКа проводять в інших розчинниках. Наприклад, в рідкому аміаку можна визначати рКа до значення 33. Співвіднести кислотність в воді і аміаку можна, визначивши рКа для будь-якого з'єднання паралельно в цих двох середовищах, що дозволяє здійснювати перехід від однієї шкали до іншої. Підхід до оцінки кислотності дуже слабких СН-кислот - запропонували полярографическую шкалу кислотності. Ця шкала охва-ють кислоти, у яких кислотність змінюється в межах 50 порядків. І все ж отримані значення рКа для слабких СН-кислот є досить приблизними.
З огляду на неосяжно великої кількості органічних сполук неможливо для кожного з них мати кількісну оцінку кислотних властивостей. Дей-ствительно, константи рКа в різних розчинниках встановлені для відно-сительно невеликого числа з'єднань і невідомі для багатьох навіть важ-них біологічно активних речовин. Тому велике значення набуває якісний підхід до оцінки кислотних властивостей різних кислотних центрів, який базується на оцінці стабільності сполученого підстави. (!) Сила кислоти визначається стабільністю сполученого підстави (аніона), що утворюється з цієї кислоти. Чим стабільніша аніон, тим сильніше кислота.
Іншими словами, кислотність залежить від сукупності ряду чинників, що обумовлюють стабільність аніона А -:
• електронегативності і поляризуемости елемента, що віддає протон;
• ступеня делокалізації негативного заряду в аніоні;
• здатності аніону до сольватації, т. Е. Взаємодії з молекулами розчинника.
Зазвичай на кислотність більшості речовин в розчині надають впливав-ня одночасно кілька чинників, але в кожному конкретному випадку один або декілька з них будуть переважати. Нижче буде розглянута роль цих факторів у визначенні стабільності аніонів (спочатку без врахування впливу середовища). За відсутності ефектів сольватації проявляється справжня (влас-ва) кислотність даного з'єднання. Власна кислотність проявляється в газовій фазі, і в цьому випадку вона визначається виключно структурою сполуки.
Природа атома в кислотному центрі. Роль електронегативності і по-лярізуемості елемента в кислотному центрі може бути наочно продемонст-рировать на прикладі кислот Бренстеда з різними кислотними центрами, але з однаковими заступниками, в даному випадку етільний радикалами:
За зростанням кислотності кислоти Бренстеда:
У такому ж порядку зростає стабільність відповідних аніонів. Чим більш електронегативний є елемент в кислотному центрі, тим він більш здатний нести негативний заряд і відповідно тим стабільність-неї буде утворений аніон.
Оскільки електронний торгівельний атома кисню (3,5) більше, ніж атома азоту (3,0) і атома вуглецю (2,5), то в такому ж порядку буде зменшуватися стабільність відповідних аніонів. Срав-Нива елементи знаходяться в одному періоді, і їх здатність до поляризації практи-но однакова. Для елементів третього і наступного періодів періоді-чеський системи основний вплив на стабільність аніона надає фактор поляризуемости. У наведеній вище групі кислот Бренстеда в разі етан-тіол а атом сірки більше за розміром і легше поляризується, ніж елементи вто-якого періоду (О, N, С) у інших кислот. Негативний заряд на атомі сірки делокалізованних більшою мірою. Тому алкантіолят-іон стабільніше, ніж відповідний алкоксид-іон і т. Д. У цілому ж SH-кислота буде сильніше ОН, NH- і СН-кислот. Для представленої вибірки з'єднань кислот-ність в газовій фазі і в розчині буде однаковою в зв'язку з тим, що сольвату-ція близьких за розміром аніонів буде знівельована. Меркаптани, як більш сильні кислоти, реагують з лугами, а також з ок-сидами, гидроксидами і солями важких металів. З лужними металами Меркаптани утворюють розчинні у воді солі, з важкими металами - нерозч-рімие:
Здатність тиолов зв'язувати іони важких металів зумовила ис-користування їх в якості протиотрути при отруєннях сполуками миш'яку, ртуті, хрому, вісмуту і інших металів, що відносяться до тіолових отрут.
Етиламін і пропан не виявляють помітних кислотних властивостей. Проте в інших NH- і СН кислотні властивості виражені набагато сильніше, що обумовлено електроноакцепторні впливом заступників, пов'язаних з кислотним центром.
Стабілізація аниона за рахунок сполучення. При порівняльній оцінці кислотності сполук, що мають однаковий елемент в кислотному центрі, основним фактором, що визначає власну кислотність, стає делокализация негативного заряду в аніоні. Стабільність аниона значи-тельно підвищується, якщо є можливість делокалізації негативного заряду по системі сполучених зв'язків. Характерним прикладом прояву дії цього фактора в групі ОН-кислот є підвищення кислотності при переході від спиртів до фенолу і до карбонових кислот.
Збільшення кислотності фенолів в порівнянні з аліфатичними спір-тами пояснюється більшою стабільністю феноксид-іона, в якому негативні-вальний заряд делокалізуется за участю атомів вуглецю бензольного кільця:
Підвищена в порівнянні з фенолами кислотність карбонових кислот обумовлена стабілізацією ацілат-іонів, в яких негативний заряд за рахунок р, π-спряження розподілений порівну між двома атомами кисню:
Делокалізація негативного заряду по системі сполучених зв'язків, що призводить до стабілізації аниона, призводить до збільшення кислотності та інших типів кислот.
Вплив електронних ефектів замісників, пов'язаних з кислотним центром. Незалежно від механізму передачі електронного впливу замести-теля (індуктивного або мезомерного) в загальному випадку виконується ніжепрі-ведення правило: (!) Електроноакцепторні заступники сприяють делокализации негативного заряду, стабілізують аніон і тим самим збільшують кислотність. Електронодонорні заступники, навпаки, знижують її. Вплив на кислотність електроноакцепторних атомів галогенів нагляд-но ілюструється значеннями рКа моно- і трігалогенозамещенних оцет-них кислот. Найбільш сильний ефект надає самий елек-троотріцательний елемент фтор:
Вплив замісників особливо яскраво проявляється в ряду заміщених фе-нолов. Електроноакцепторні нітрогрупа, наприклад, додатково стаб-лизирует утворюється аніон, що призводить до збільшення кислотності n-нітрофенолу (рКа 7,1) в порівнянні з незаміщених фенолом (рКа 10). На-відмінність в бензольному кільці трьох нітрогрупп призводить до того, що 2,4,6-тринітрофенол (пікринової кислота) стає вже дуже сильною кислотою (рКа 0,8), яку можна порівняти з мінеральними кислотами. Електронодонорні ме-тальна і аміногрупи дестабілізують феноксид-іони і зменшують киць-лотность n-метілфенол (рКа 10,1) і n-амінофенола (рКа 10,5):
В ароматичних кислотах вплив заступників, які перебувають в мета-- і пара-положеннях бензольного кільця, підпорядковується загальним правилом: елект-роноакцепторние - збільшують кислотність, електронодонорні - умень-шают. Поведінка орто-заміщених кислот часто буває аномальним. Як правило, орто-заміщені бензойні кислоти сильніше відповідних пара-ізомерів, незалежно від того, чи є заступник донором або акцептором. Такий вплив заступника називають орто-ефектом. Іноді орто-ефект має цілком очевидне пояснення. Наприклад, n-гідроксибензойна кислота (рKa 4,58) слабкіше бензойної (рKa 4,19), як і очікувалося виходячи з впливу на кислотність електронодонорної ОН-групи. Однак саліцилова (о-гідроксибензойна) кислота набагато сильніше (рКа 2,98), оскільки в стабілізацію утворюється з цієї кислоти саліцилат-іона вносить вклад внутримолекулярная воднева зв'язок, що і призводить до збільшення кислотності саме цього ізомеру:
Ефект сольватації. Вплив сольватації може бути дуже значним. Майже у всіх випадках кислотно-основних взаємодій можна вважати, що вихідні нейтральні молекули і обра-зующей іони сольватіруются по-різному. Стабільність аниона істотний але залежить від його сольватації в розчині. Взаємодія між розчиніть-лем і іоном може бути різним за своєю природою - електростатичним, координаційним (в тому числі і за рахунок водневих зв'язків), гідрофобним. При сольватации іона відбувається перерозподіл заряду за участю оточуючих його молекул розчинника. Як правило, сольватация іонів в полярних розчинниках тим сильніше, чим більше полярен розчини-тель. Оскільки всю сукупність взаємодій між іоном і навколишнього-щей його середовищем врахувати надзвичайно важко, то зазвичай користуються емпіріч-ським правилом. (!) Чим менше розмір іона і чим більше локалізована в ньому заряд, тим він краще сольватується.
Важким для інтерпретації є питання про співвідношення між кислот-ністю сполук у водному середовищі і газовій фазі. Розвиток методів іонного циклотронного резонансу і мас-спектрометрії високого тиску забезпе-чило можливість досить точних визначень термодинамічних одно-весій в газовій фазі. Так, було встановлено, що за силою кислотності оцтова кислота і фенол в газовій фазі близькі, тоді як в воді рКа цих сполук за рахунок ефекту гідратації аніонів розрізняються на п'ять порядків. Вважають, що делокализация негативного заряду по бензольному кільцю в фено-лять-йоні знижує його здатність до утворення водневих зв'язків з водою. Власна кислотність аліфатичних спиртів у газовій фазі возрас-тане зі збільшенням довжини і розгалуженості алкільного радикала:
Алкіли можуть брати участь в делокалізації негативного за-ряду, тому що атом кисню, що несе негативний заряд, є електронодонором по відношенню до алкільним групам. У водному розчині наведений вище порядок збільшення кислотних властивостей даних спиртів змінюється на протилежний. Таке звернення ряду кислотних властивостей у воді в порівнянні з газовою фазою пояснюється кращою гидратацией невеликі-шого за розміром етоксид-іона і більш слабкою гидратацией об'ємного трет-бутоксид-іона. У газовій фазі спирти - сильніші кислоти, ніж вода; у водному розчині - більш слабкі кислоти, ніж вода:
Таким чином, ефект сольватації може надати більш сильний вплив, ніж електронні ефекти заступників. При прогнозуванні переважаючого впливу можна керуватися в ос-новному граничними випадками:
• в молекулах з різко відрізняються за розміром вуглеводневими ра-Дікалу енергетичний внесок сольватации більше, ніж електронних еф-тів. У розчині в порівнянні з газовою фазою йде звернення ряду кислотності;
• в молекулах, що мають близькі за розмірами вуглеводневі радикали (феноли, ароматичні кислоти і т. Д.), Енергетичний внесок ефекту сіль-Ватаца менше, ніж електронних ефектів. Порядок зміни кіслотнос-ти в газовій фазі і водному середовищі збігається.