43

2. Гомогенный кислотно-основный катализ

1. Теоретические основы кислотно-основного катализа

Множество реакций органической химии, в том числе и каталитических, может быть рассмотрена с позиции кислотно-основных взаимодействий. Трактовка механизмов кослотно-основного катализа (как гомогенного, так и гетерогенного) базируется на фундаментальных положениях теории кислот и оснований.

1. Определение кислот и оснований

Кислотами или основаниями считаются вещества, проявляющие кислотные или основные свойства. Проявление кислотных или основных свойств зависит от условий среды, в которой находятся эти вещества.

Первый научный подход к определению кислот и оснований был сделан Оствальдом и Аррениусом в 1890 г. после создания последним теории электролитической диссоциации. Это была ионная теория, согласно которой кислота - это водородсодержащее соединение, способное генерировать протон (Н⁺), а основание - это вещество, генерирующее гидроксил (ОН^-).

Концепции Бренстеда и Льюиса

Чаще всего используются следующие два подхода к определению веществ как кислот или оснований. Соответствующие протонная (Бренстед) и электронная (Льюис) теории кислот и оснований появились одновременно в 1923 году.

1. Определение Бренстеда: кислота является донором протона, основание – акцептором протона. Кислотами и основаниями могут быть как нейтральные молекулы так и ионы (Рис. 2.1).

Кислоты и основания Бренстеда связаны между собой протолитическим равновесием (2.1.). Кислота АН образует сопряженное себе основание А^-, отдавая по равновесию протон основанию В^-, которое, присоединяя этот протон, дает сопряженную себе кислоту ВН:

^(2.1)

Дугами в данном уравнении соединены (HB и B^-), (AH и A^-) - сопряженные пары кислот и оснований.

2. Определение Льюиса: кислота является акцептором электронной пары, основание – донор электронной пары (Рис. 2.1).

Кислоты Бренстеда еще называют протонными кислотами, а кислоты Льюиса - апротонными.

Различия этих двух подходов заключается в том, что по Бренстеду главным является наличие диссоциируемого протона, а по Льюису - донорно-акцепторные свойства. Тем не менее, эти два подхода связанны между собой тем, что протон Н⁺, обеспечивающий Бренстедовскую кислотность, сам по себе является кислотой Льюиса, так как является сильным акцептором электронной пары.

Проявление кислотно-основных свойств сильно зависит от свойств среды. Так например спирты в щелочном растворе проявляют кислотные свойства:

ROH + OH^-  RO^- + H₂O (щелочной раствор)

а в среде уксусной кислоты - основные:

ROH + CH₃COOH  RO⁺H₂ + CH₃COO^- (уксуснокислый раствор)

Еще один пример - протолитическое взаимодействие соляной и уксусной кислоты:

HCl + CH₃COOH  CH₃COOH₂⁺ + Cl^-

В данном случае уксусная кислота выступает как основание по отношению к соляной. Приведенные примеры показывают, что не существует абсолютного деления веществ на кислоты и основания. Вещества, потенциально способные проявлять кислотные свойства, становятся кислотами только в присутствии оснований, и наоборот.

Кислоты Бренстеда:

Основания Бренстеда:

Кислоты Льюиса: Протон: Апротонные кислоты: Катионы металлов: Прочие молекулы и частицы:

Основания Льюиса: Анионы: Молекулы со свободными эл. парами:

Рис. 2-1. Кислоты и основания Бренстеда и Льюиса.