Основания

Кислоты

Структура социальной психологии

• социальная психология личности —изучаются проблемы социализации личности, социально-психологической регуляции ее поведения, социальных ус шпонок личности и т.д.;

• психология межличностного взаимодействия (общения и отношении) —изучаются структуры и функции общения, проблемы межличностного познания, невербальною общения, динамики развития межличностных отношении, психологического воздействия, влияния межличностных отношений на процесс общения и результативность группы и т. д.;

• психология малых групп —изучаются процессы групповой динамики, социально-психологические проблемы референтности, лидерства, групповой сплоченности, взаимодействия индивида и малой группы, внутригрупповых конфликтов и т. п.;

• психология межгруппового взаимодействия — изучаются процессы межгрупповой дифференциации и интеграции, факторы детерминации межгрупповых отношений, проблемы межгрупповых конфликтов и т. д.;

• психология больших социальных групп и массовых явлений — в изучаются факторы психологической общности групп, динамика развития больших социальных групп, специфика внутригруппового и межгруппового общения, проблемы внутри- и межгрупповых конфликтов, психология слухов, психология толпы и т. п.

• социальная психология труда — отрасль социальной психологии, изучающая социально-психологические проблемы трудовой деятельности, в частности социально-психологический климат в трудовом коллективе, личностный фактор совместной деятельности, особенности общения в автономных производственных коллективах, социально-психологические механизмы адаптации к профессиональной деятельности и другие проблемы

Кислотами в принципе являются большинство органических соединений, т.к. они содержат Н-атомы.

Атом, с которым связан Н, – центр кислотности. Это могут быть атомы

C, O, N, S. Соответственно – CH-, OH-, NH- и SH-кислоты.

Центрами основности являются атомы, имеющие неподеленную пару электронов (n-электроны): N, O, S.

Соответственно различаются аммониевые, оксониевые и тиониевые основания (n-основания). Это могут быть нейтральные молекулы или анионы.

Существуют также π-основания – соединения с кратными связями или сопряженной системой π-связей. Они присоединяют протон, образуя сопряженные кислоты – π-комплексы.

Количественная оценка кислотности

Сила кислоты – это степень сдвига вправо следующего равновесия:

К_а – константа кислотности К_а ↑ - сила кислоты ↑

рК_а = -lgK_a – показатель кислотности; р К_а ↑ - сила кислоты ↓

Количественная оценка основности

Сила основания – это степень сдвига вправо следующего равновесия:

рКвн⁺ - мера силы основания В: рКвн⁺ ↑ - сила основания В ↑

Качественная оценка кислотности и основности

Кислоты

(!) Сила кислоты определяется устойчивостью сопряженного основания (аниона). Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота.

Устойчивость аниона, в свою очередь, зависит от следующих факторов:

- ЭО и поляризуемость атома в центре кислотности;

- степень делокализации (-)-заряда в анионе;

- способность аниона к сольватации.

Природа атома в центре кислотности

Ряд увеличения кислотности:

CH < NH < OH < SH

C, N, O – по возрастанию ЭО;

S-Н – высокая поляризуемость связи (из-за большого радиуса S) и её пониженная прочность; большая делокализация заряда в анионе.

SH-кислоты – самые сильные, только они способны образовывать устойчивые соли с металлами. Они образуют очень прочные комплексы с тяжелыми металлами и применяются для их детоксикации и выведения из организма.

Сопряжение

Делокализация заряда по сопряженной системе увеличивает стабильность аниона и соответственно увеличивает кислотность.

(Объяснить на примере "этанол – фенол – уксусная кислота")

Влияние заместителей

Электроакцепторы усиливают кислотность;

электронодоноры её уменьшают

Эффект сольватации

Сольватация образующего аниона способствует его устойчивости и увеличивает кислотность.

(!) Чем меньше размер иона и чем больше в нем локализован заряд, тем легче он

сольватируется.

Основания

Наиболее сильные основания – анионы: НО^-, RO^-, NH₂^-, HS^-.

В реакциях с кислотами нейтральные молекулы образуют ониевые соли:

Выделяются три типа органических оснований:

Сила основания определяется стабильностью образующегося катиона, а также доступностью неподеленной пары электронов для присоединения протона.

На силу основания влияют те же факторы, что и на силу кислоты, но направление их действия противоположно.

Ряд уменьшения основности:

R-NH-R > R-O-R > R-S-R > π-основания

- основность оксониевых оснований уменьшается за счет большей ЭО кислорода;

- тиониевые основания более слабые, чем оксониевые потому, что больший

радиус серы увеличивает длину связи S-H в катионе, делает её менее прочной

и тем самым снижает устойчивость катиона.

Амины – наиболее сильные основания. Они образуют с кислотами устойчивые соли растворимые в воде. Это свойство аминов широко применяется для их выделения и очистки, а также для получения растворимых лекарственных форм.

На силу оснований большое влияние оказывают заместители у центра основности:

а) электроноакцепторы

Электроноакцепторы увеличивают (+)-заряд на катионе, уменьшают его устойчивость и, следовательно, уменьшают основность.

б) электронодоноры

Электронодоноры уменьшают (+)-заряд на катионе, увеличивают его устойчивость и, следовательно, увеличивают основность.

Включение неподеленной электронной пары в сопряженную систему понижает её доступность для присоединения протона и снижает основность:

Амиды: основность по сравнению с аминами резко снижена, в водных растворах не протонируются (основность ниже, чем у воды):

Теория кислот и оснований Льюиса

Кислота – акцептор электронов;

Основание – донор электронов

При взаимодействии кислот и оснований образуются донорно-акцепторные комплексы:

ИЗМЕНЕНИЕ КИСЛОТНОСТИ И ОСНОВНОСТИ

ПРИ ДЕЙСТВИИ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ

Воздействующие факторы	Кислотность	Основность
Электроотрицательность центрального атома	↑	↑	↓
↓	↓	↑
Сопряжение центрального атома	↑	↓
Заместители - электроноакцепторы	↑	↓
Заместители - электронодоноры	↓	↑
Сольватация образующегося аниона	↑

ЛИТЕРАТУРА:

Основная

1. Белобородов В.Л., Зурабян С.Э., Лузин А.П., Тюкавкина Н.А. – Органическая химия (основной курс) – Дрофа, М., 2003 г., с. 138 – 157.

Дополнительная

1.Н.А.Тюкавкина, Ю.И.Бауков – Биоорганическая химия – ДРОФА, М.,

2007 г., с.100-111.

11.08.09

Дата добавления: 2014-01-20