Типы органических кислот. Факторы, определяющие кислотность. Примеры

 

Способность органических соединений к ионизации изменяется в широ­ких пределах. В водном растворе экспериментально возможно определить рК_а лишь до значений -15 (рК_а воды 15,7). Для более слабых кислот определение рК_а проводят в других растворителях. Например, в жидком аммиаке можно определять рК_а до значения 33. Соотнести кислотность в воде и аммиаке можно, определив рК_а для какого-либо соединения параллельно в этих двух средах, что позволяет осуществлять переход от одной шкалы к другой. Подход к оценке кислотности очень слабых СН-кислот - предложили полярографическую шкалу кислотности. Эта шкала охва­тывает кислоты, у которых кислотность изменяется в пределах 50 порядков. И все же полученные значения рК_а для слабых СН-кислот являются весьма приблизительными.

Ввиду необъятно большого числа органических соединений невозможно для каждого из них иметь количественную оценку кислотных свойств. Дей­ствительно, константы рК_а в различных растворителях установлены для отно­сительно небольшого числа соединений и неизвестны для многих даже важ­ных биологически активных веществ. Поэтому большое значение приобретает качественный подход к оценке кислотных свойств разных кислотных центров, который базируется на оценке стабильности сопряженного основания: (!) сила кислоты определяется стабильностью сопряженного основания (аниона), образующегося из этой кислоты. Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота.

Другими словами, кислотность зависит от совокупности ряда факторов, обусловливающих стабильность аниона А^-:

• электроотрицательности и поляризуемости элемента, отдающего протон;

• степени делокализации отрицательного заряда в анионе;

• способности аниона к сольватации, т. е. взаимодействию с молекулами растворителя.

Обычно на кислотность большинства веществ в растворе оказывают влия­ние одновременно несколько факторов, но в каждом конкретном случае один или несколько из них будут преобладающими. Ниже будет рассмотрена роль этих факторов в определении стабильности анионов (вначале без учета влияния среды). В отсутствие эффектов сольватации проявляется истинная (собствен­ная) кислотность данного соединения. Собственная кислотность проявляется в газовой фазе, и в этом случае она определяется исключительно структурой соединения.

Природа атома в кислотном центре. Роль электроотрицательности и по­ляризуемости элемента в кислотном центре может быть наглядно продемонст­рирована на примере кислот Брёнстеда с различными кислотными центрами, но с одинаковыми заместителями, в данном случае этильными радикалами:

По возрастанию кислотности кислоты Брёнстеда:

В таком же порядке возрастает стабильность соответствующих анионов. Чем более электроотрицательным является элемент в кислотном центре, тем он более способен нести отрицательный заряд и соответственно тем стабиль­нее будет образующийся анион.

Поскольку электроотрицательность атома кислорода (3,5) больше, чем атома азота (3,0) и атома углерода (2,5), то в таком же порядке будет уменьшаться стабильность соответствующих анионов. Срав­ниваемые элементы находятся в одном периоде, и их поляризуемость практи­чески одинакова. Для элементов третьего и последующего периодов периоди­ческой системы основное влияние на стабильность аниона оказывает фактор поляризуемости. В приведенной выше группе кислот Брёнстеда в случае этан­тиол а атом серы больше по размеру и легче поляризуется, чем элементы вто­рого периода (О, N, С) у других кислот. Отрицательный заряд на атоме серы делокализован в большей степени. Поэтому алкантиолят-ион стабильнее, чем соответствующий алкоксид-ион и т. д. В целом же SH-кислота будет сильнее ОН-, NH- и СН-кислот. Для представленной выборки соединений кислот­ность в газовой фазе и в растворе будет одинаковой в связи с тем, что сольвата­ция близких по размеру анионов будет нивелирована. Тиолы, как более сильные кислоты, реагируют со щелочами, а также с ок­сидами, гидроксидами и солями тяжелых металлов. Со щелочными металлами тиолы образуют растворимые в воде соли, с тяжелыми металлами — нераство­римые:

Способность тиолов связывать ионы тяжелых металлов обусловила ис­пользование их в качестве противоядия при отравлениях соединениями мышьяка, ртути, хрома, висмута и других металлов, относящихся к тиоловым ядам.

Спирты, как слабые кислоты, практически не реагируют с гидроксидами металлов; значения рК_а спиртов близки рК_а воды, равной 15,7. При взаимо­действии этанола со щелочью равновесие сдвинуто в сторону исходного спир­та и содержание этоксида натрия в реакционной смеси будет невелико. Однако спирты способны реагировать со щелочными металлами и силь­ными основаниями, такими, как гидриды или амиды металлов, литий- и магнийорганические реагенты:

Этиламин и пропан не проявляют заметных кислотных свойств. Тем не менее в других NH- и СН- кислотные свойства выражены гораздо сильнее, что обусловлено электроноакцепторным влиянием заместителей, связанных с кислотным центром.

Стабилизация аниона за счет сопряжения. При сравнительной оценке кислотности соединений, имеющих одинаковый элемент в кислотном центре, основным фактором, определяющим собственную кислотность, становится делокализация отрицательного заряда в анионе. Стабильность аниона значи­тельно повышается, если имеется возможность делокализации отрицательного заряда по системе сопряженных связей. Характерным примером проявления действия этого фактора в группе ОН-кислот является повышение кислотности при переходе от спиртов к фенолам и к карбоновым кислотам.

Увеличение кислотности фенолов по сравнению с алифатическими спир­тами объясняется большей стабильностью феноксид-иона, в котором отрица­тельный заряд делокализуется с участием атомов углерода бензольного кольца:

Повышенная по сравнению с фенолами кислотность карбоновых кислот обусловлена стабилизацией ацилат-ионов, в которых отрицательный заряд за счет р,π-сопряжения распределен поровну между двумя атомами кислорода:

Делокализация отрицательного заряда по системе сопряженных связей, приводящая к стабилизации аниона, приводит к увеличению кислотности и других типов кислот.

Влияние электронных эффектов заместителей, связанных с кислотным центром. Независимо от механизма передачи электронного влияния замести­теля (индуктивного или мезомерного) в общем случае выполняется нижепри­веденное правило: (!) Электроноакцепторные заместители способствуют делокализации отрицательного заряда, стабилизируют анион и тем самым увеличивают кислотность. Электронодонорные заместители, наоборот, понижают ее. Влияние на кислотность электроноакцепторных атомов галогенов нагляд­но иллюстрируется значениями рК_а моно- и тригалогенозамещенных уксус­ных кислот. Наиболее сильный эффект оказывает самый элек­троотрицательный элемент фтор:

Влияние заместителей особенно ярко проявляется в ряду замещенных фе­нолов. Электроноакцепторная нитрогруппа, например, дополнительно стаби­лизирует образующийся анион, что приводит к увеличению кислотности n-нитрофенола (рК_а 7,1) по сравнению с незамещенным фенолом (рК_а 10). На­личие в бензольном кольце трех нитрогрупп приводит к тому, что 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота) становится уже очень сильной кислотой (рК_а 0,8), сравнимой с минеральными кислотами. Электронодонорные ме­тальная и аминогруппы дестабилизируют феноксид-ионы и уменьшают кис­лотность n-метилфенола (рК_а 10,1) и n-аминофенола (рК_а 10,5):

В ароматических кислотах влияние заместителей, находящихся в мета­- и пара-положениях бензольного кольца, подчиняется общему правилу: элект­роноакцепторные — увеличивают кислотность, электронодонорные — умень­шают. Поведение орто-замещенных кислот часто бывает аномальным. Как правило, орто-замещенные бензойные кислоты сильнее соответствующих пара-изомеров, независимо от того, является ли заместитель донором или акцептором. Такое влияние заместителя называют орто-эффектом. Иногда орто-эффект имеет вполне очевидное объяснение. Например, n-гидроксибензойная кислота (рK_a 4,58) слабее бензойной (рK_a 4,19), как и ожидалось исходя из влияния на кислотность электронодонорной ОН-группы. Однако салициловая (о-гидроксибензойная) кислота гораздо сильнее (рК_а 2,98), поскольку в стабилизацию образующегося из этой кислоты салицилат-иона вносит вклад внутримолекулярная водородная связь, что и приводит к увеличению кислотности именно этого изомера:

Эффект сольватации. Влияние сольватации может быть очень значительным. Почти во всех случаях кислотно-основных взаимодействий можно считать, что исходные нейтральные молекулы и обра­зующиеся ионы сольватируются по-разному. Стабильность аниона существен­но зависит от его сольватации в растворе. Взаимодействие между растворите­лем и ионом может быть различным по своей природе — электростатическим, координационным (в том числе и за счет водородных связей), гидрофобным. При сольватации иона происходит перераспределение заряда с участием окружающих его молекул растворителя. Как правило, сольватация ионов в полярных растворителях тем сильнее, чем более полярен раствори­тель. Поскольку всю совокупность взаимодействий между ионом и окружаю­щей его средой учесть чрезвычайно трудно, то обычно пользуются эмпириче­ским правилом: (!) чем меньше размер иона и чем больше локализован в нем заряд, тем он лучше сольватируется.

Трудным для интерпретации является вопрос о соотношении между кислот­ностью соединений в водной среде и газовой фазе. Развитие методов ионного циклотронного резонанса и масс-спектрометрии высокого давления обеспе­чило возможность достаточно точных определений термодинамических равно­весий в газовой фазе. Так, было установлено, что по силе кислотности уксусная кислота и фенол в газовой фазе близки, тогда как в воде рК_а этих соединений за счет эффекта гидратации анионов различаются на пять порядков. Полагают, что делокализация отрицательного заряда по бензольному кольцу в фено­лят-ионе снижает его способность к образованию водородных связей с водой. Собственная кислотность алифатических спиртов в газовой фазе возрас­тает с увеличением длины и разветвленности алкильного радикала:

Алкильные группы могут участвовать в делокализации отрицательного за­ряда, потому что атом кислорода, несущий отрицательный заряд, является электронодонором по отношению к алкильным группам. В водном растворе приведенный выше порядок увеличения кислотных свойств данных спиртов меняется на противоположный. Такое обращение ряда кислотных свойств в воде по сравнению с газовой фазой объясняется лучшей гидратацией неболь­шого по размеру этоксид-иона и более слабой гидратацией объемного трет-бутоксид-иона. В газовой фазе спирты — более сильные кислоты, чем вода; в водном растворе — более слабые кислоты, чем вода:

Таким образом, эффект сольватации может оказать более сильное воздействие, чем электронные эффекты заместителей. При прогнозировании преобладающего влияния можно руководствоваться в ос­новном предельными случаями:

• в молекулах с резко различающимися по размеру углеводородными ра­дикалами энергетический вклад сольватации больше, чем электронных эф­фектов. В растворе по сравнению с газовой фазой идет обращение ряда кислотности;

• в молекулах, имеющих близкие по размерам углеводородные радикалы (фенолы, ароматические кислоты и т. д.), энергетический вклад эффекта соль­ватации меньше, чем электронных эффектов. Порядок изменения кислотнос­ти в газовой фазе и водной среде совпадает.