Lewis-Säure und -Base. Lewis-Elektroniktheorie der Säuren und Basen

Heute sprechen wir über Säuren und Basen aus Sicht der organischen Chemie, also nach der Theorie von Brønsted und Lowry. Danach ist eine Säure ein Protonendonor und eine Base ein Protonenakzeptor. Ein Proton ist der Kern des häufigsten Wasserstoffisotops, dem ein Elektron fehlt. Das Wasserstoffatom hat nur 1 Elektron. Es sieht aus wie das. Aus diesem Grund ist das Wasserstoffatom im Allgemeinen neutral. Gegensätzliche Ladungen neutralisieren sich gegenseitig. Aber wenn man das Elektron irgendwie entfernt, bleibt nur das Proton übrig. Indem wir einem Atom seine negative Ladung entziehen, bleibt nur der positiv geladene Kern des Atoms übrig, der aus einem einzelnen Proton besteht. So sieht ein Proton aus Sicht der organischen Chemie aus. Stoffe tauschen Protonen aus, wir betrachten diese Mechanismen am Beispiel einer chemischen Reaktion. Beginnen wir mit der Elektronenpunktformel eines Wassermoleküls, das zwei freie Elektronenpaare hat. Nehmen wir an, Wasser reagiert mit Chlorwasserstoff, der die folgende Elektronenpunktformel hat. Die Bindung zwischen Wasserstoff und Chlor wird durch Elektronen gebildet, von denen eines ein Wasserstoffatom und das andere ein Chloratom abgibt. Nach der Brønsted-Lowry-Theorie ist Chlorwasserstoff eine Säure, weil das Molekül ein Proton abgibt. Und Wasser nimmt Protonen auf und wird nach dem Brønsted-Lowry-Konzept zu einer Base. Das einsame Elektronenpaar des Sauerstoffs wiederum bindet dieses Proton. Aber das Elektron dieser Bindung geht an das Chloratom. Der Übersichtlichkeit halber werde ich es blau hervorheben. Sie können sie an der Elektronenpunktformel erkennen. Schreiben wir hier die Produkte dieser Reaktion auf. Sauerstoff bindet mithilfe eines freien Elektronenpaars ein Proton und erhält so eine positive Ladung. Und er hat noch ein weiteres ungeteiltes Paar. Es wird angenommen, dass Sauerstoff dadurch eine formelle Ladung von +1 erhält. So. Das zweite Produkt ist das Chloridanion. Das Chloratom erhielt ein zusätzliches Elektron. Ich zeige es noch einmal in Blau. Dieses Elektron gehörte zum Wasserstoffatom und gehört nun zum Chloridanion. Nachdem das Chloratom ein zusätzliches Elektron erhalten hatte, erhielt es eine negative Ladung. Es kann auch als formelle Gebühr −1 betrachtet werden. Ein Proton wurde von Chlorwasserstoff unter Bildung von Hydronium- und Chlorid-Anionen auf Wasser übertragen. Theoretisch herrscht bei der Reaktion ein Gleichgewicht, aber Chlorwasserstoff ist eine starke Säure und das Gleichgewicht verschiebt sich stark nach rechts. Die Wahrscheinlichkeit eines Rückstoßes ist gering, und ich habe dies mit Pfeilen unterschiedlicher Größe gezeigt. Chlorwasserstoff dissoziiert in Wasser fast vollständig. Bei der Rückreaktion gibt Hydronium ein Proton ab und das Chloridanion fügt es hinzu. Hydronium fungiert als Säure und das Chloridanion fungiert als Base und fügt ein Proton hinzu. Es entstehen Wasser und Chlorwasserstoff. Das ist es, was tatsächlich passiert. Säure-Base-Reaktionen stehen im Gleichgewicht und sind an Säure-Base-Paaren beteiligt. Auf der linken Seite ist Chlorwasserstoff eine Brønsted-Säure und gibt ein Proton ab, um zu seiner konjugierten Base, dem Chloridanion, zu werden. Chlorwasserstoff und Chlorid sind ein Säure-Base-Paar. Sie unterscheiden sich nur im Proton voneinander. Es gibt ein zweites Säure-Base-Paar. Das Wasser auf der linken Seite ist eine Brønsted-Base und das Hydronium auf der rechten Seite ist eine konjugierte Säure. Auch hier handelt es sich um ein Säure-Base-Paar. Sie unterscheiden sich auch nur im Proton. Je stärker die Säure, desto schwächer die konjugierte Base. Chlorwasserstoff ist eigentlich eine starke Säure, daher ist das Chloridanion eine extrem schwache Base und nimmt ein Proton nur sehr schwach auf. Dies ist ein allgemeiner Grundsatz. Chlorwasserstoff ist eine sehr starke Säure, Chlorid eine schwache Base. In der organischen Chemie gibt es ein anderes Konzept von Säuren und Basen – die Lewis-Theorie. Die Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor, die Base ist ein Elektronenpaardonor. Es ist einfacher, sich die Anfangsbuchstaben der englischen Wörter zu merken: Säure und Akzeptor. Die Anfangsbuchstaben sind in beiden Fällen a. Ich denke, das ist klar. Im zweiten Fall sind auch die Anfangsbuchstaben b und d nicht schwierig. Ein kleines Mnemogramm zum besseren Auswendiglernen. Schauen wir uns ein Beispiel einer chemischen Reaktion an, die das Lewis-Konzept für Säuren und Basen verwendet. Sauerstoff hat 2 freie Elektronenpaare. Und hier ist die Formel für Boran. BH3. Hier ist seine Formel. Das Boratom hat kein Oktett an Elektronen, es gibt nur 6 davon. Bor hat kein Oktett an Elektronen. Aber laut Periodensystem ist ein Oktett möglich, Boran ist also sehr aktiv. Das Boratom befindet sich im Zustand der sp2-Hybridisierung, was das Vorhandensein eines freien p-Orbitals bedeutet. Dieses Orbital ist leer. Dies ist der Grund für die hohe Reaktivität des Boranmoleküls. Kehren wir zu unseren Reagenzien zurück. Hier sind sie. Das leere Orbital eines Boratoms kann ein Elektronenpaar von genau diesem Sauerstoffatom aufnehmen. Schauen wir uns das etwas genauer an. Das Orbital wird gefüllt und es entsteht eine Bindung. Stellen wir uns das vor. Als Ergebnis der Reaktion verbleibt im Sauerstoff ein freies Elektronenpaar. Der zweite bildet eine Bindung mit dem Boratom, das noch an Wasserstoff gebunden ist. Was ist mit den formalen Ladungen von Molekülen? Denken wir darüber nach. +1 für Sauerstoff und −1 für Bor. Dabei handelt es sich um eine Säure-Base-Reaktion, da das Oxolan ein Elektronenpaar abgibt und als Donor eine Lewis-Base fungiert. Oxolan spendet ein Elektronenpaar, wobei als Donor eine Lewis-Base fungiert. Boran nimmt ein Elektronenpaar auf und ist somit eine Säure. Lewis‘ Konzept der Säuren und Basen ist der Kern der organischen Chemie und es ist wichtig, es zu kennen. Die Brønsted-Lowry-Theorie wird häufig verwendet; man muss sie sehr gut kennen.

Laut Lewis werden die sauren und basischen Eigenschaften organischer Verbindungen anhand ihrer Fähigkeit beurteilt, ein Elektronenpaar aufzunehmen oder bereitzustellen und anschließend eine Bindung einzugehen. Ein Atom, das ein Elektronenpaar aufnimmt, ist ein Elektronenakzeptor, und eine Verbindung, die ein solches Atom enthält, sollte als Säure klassifiziert werden. Das Atom, das ein Elektronenpaar bereitstellt, ist ein Elektronendonor, und die Verbindung, die ein solches Atom enthält, ist eine Base.

Im Vergleich zur Protonentheorie von Brønsted ist die Theorie von Lewis allgemeiner und deckt ein breiteres Spektrum an Verbindungen ab. Unter Berücksichtigung der Energieeigenschaften der an Säure-Base-Wechselwirkungen beteiligten Orbitale ist eine Lewis-Säure ein Molekül mit einem freien Molekülorbital niedriger Energie und eine Lewis-Base ein Molekül, das ein energiereiches gefülltes Molekülorbital für intermolekulare Wechselwirkungen bereitstellt . Insbesondere können Lewis-Säuren ein Atom, ein Molekül oder ein Kation sein: ein Proton, Halogenide von Elementen der zweiten und dritten Gruppe des Periodensystems, Halogenide von Übergangsmetallen – BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5 , Metallkationen, Schwefelsäureanhydrid - SO3, Carbokation. Zu den Lewis-Basen gehören Amine (RNH2, R2NH, R3N), Alkohole ROH, Ether ROR, Thiole RSH, Thioether RSR, Anionen und Verbindungen mit p-Bindungen (einschließlich aromatischer und heterocyclischer Verbindungen), insbesondere wenn ihre Donorfähigkeit durch elektronendonierende Substituenten verstärkt wird .

Jetzt werden wir versuchen, zwei Ansätze (Brønsted und Lewis) zur Bestimmung von Säuren und Basen zu vergleichen. Wie aus den Definitionen hervorgeht, sind Lewis-Basen identisch mit Brønsted-Basen: Beide sind Donoren eines Elektronenpaares. Der einzige Unterschied besteht darin, wo dieses Elektronenpaar ausgegeben wird. Brønsted-Basen sorgen für die Bindung mit einem Proton und sind daher ein Sonderfall der Lewis-Basen, die jedem Teilchen mit einem freien Orbital ein Elektronenpaar zur Verfügung stellen. Größere Unterschiede werden bei der Interpretation von Säuren festgestellt. Brønsteds Theorie deckt nur Protonensäuren ab, während Lewis-Säuren alle Verbindungen mit einem freien Orbital sind. Protonensäuren werden in der Lewis-Theorie nicht als Säuren betrachtet, sondern als Produkte der Protonenneutralisierung durch Basen. Beispielsweise ist Schwefelsäure das Produkt der Neutralisation der Säure H+ mit einer Base, Salzsäure ist das Produkt der Neutralisation von H+ mit der Base Cl-.

Bei der Wechselwirkung von Lewis-Säuren und -Basen entstehen Donor-Akzeptor-Komplexe (Säure-Base) unterschiedlicher Natur. Nachfolgend finden Sie Beispiele für solche Interaktionen.

Die organische Chemie ist reich an Beispielen für solche Wechselwirkungen, bei denen eine kovalente Bindung durch die Wechselwirkung eines Teilchens mit gefülltem Orbital mit einem Teilchen mit leerem Orbital entsteht. Man kann sich diese Prozesse als Lewis-Säure-Base-Reaktionen vorstellen. Die breitere Abdeckung spezifischer Objekte, die für die Lewis-Theorie charakteristisch ist, und bedeutendere Unterschiede in der Natur der Verbindungen führen dazu, dass die Lewis-Reihe der relativen Stärken von Säuren und Basen nicht so universell ist wie für Bronsted-Säuren und -Basen. Für Lewis-Säuren ist es nicht möglich, eine Tabelle mit strengen quantitativen Eigenschaften des Säuregehalts zu erstellen, wie dies für Brönstedt-Säuren der Fall war (siehe Tabelle 1). Für sie gibt es nur eine qualitative ungefähre Reihenfolge des Säuregehalts. Bei Lewis-Säuren wie Metallhalogeniden nimmt die Acidität daher in der Reihenfolge ab: BX3 > AlX3 > FeX3 > SbX5 > SnX4 > ZnX2.

Zusammenfassend stellen wir fest, dass es derzeit zwei Theorien zur Beurteilung der Säure-Base-Eigenschaften organischer Verbindungen gibt. Können wir sagen, dass einer von ihnen erhebliche Vorteile gegenüber dem anderen hat? Auf eine solche Frage kann es keine eindeutige Antwort geben. Ja, Lewis‘ Theorie ist allgemeiner und deckt ein breiteres Spektrum spezifischer Objekte ab. Die Brønsted-Lowry-Theorie zeichnet sich durch eine strengere Darstellung der quantitativen Eigenschaften von Säure und Basizität aus. Die Bevorzugung der einen oder anderen Theorie kann nur unter Berücksichtigung des spezifischen Inhalts des zur Diskussion stehenden Themas erfolgen. Wenn Prozesse unter Beteiligung wasserstoffhaltiger Substanzen diskutiert werden, bei denen Protonentransferreaktionen eine wichtige Rolle spielen und Wasserstoffbrückenbindungen einen erheblichen Einfluss haben, sollte in diesen Fällen offenbar der Brønsted-Lowry-Theorie der Vorzug gegeben werden. Ein wichtiger Vorteil der Lewis-Theorie besteht darin, dass jede organische Verbindung als Säure-Base-Komplex dargestellt werden kann. Bei der Diskussion heterolytischer Reaktionen, an denen Lewis-Säuren als elektrophile Reagenzien und Lewis-Basen als Nukleophile beteiligt sind, sollte der Lewis-Theorie der Vorzug gegeben werden. Chemiker haben gelernt, die Vorteile jeder dieser Theorien geschickt zu nutzen.

J. Lewis schlug eine allgemeinere Theorie der Säuren und Basen vor.

Lewis-Basen sind Elektronenpaardonoren (Alkohole, Alkoholat-Anionen, Ether, Amine usw.)

Lewissäuren sind Elektronenpaarakzeptoren, d.h. Verbindungen mit einem leeren Orbital (Wasserstoffion und Metallkationen: H+, Ag+, Na+, Fe2+; Halogenide von Elementen der zweiten und dritten Periode BF3, AlCl3, FeCl3, ZnCl2; Halogene; Zinn- und Schwefelverbindungen: SnCl4, SO3).

Somit sind Bronsted- und Lewis-Base die gleichen Teilchen. Brønsted-Basizität ist jedoch die Fähigkeit, nur ein Proton zu binden, während Lewis-Basizität ein umfassenderes Konzept ist und die Fähigkeit bedeutet, mit jedem Teilchen zu interagieren, das ein tief liegendes leeres Orbital hat.

Eine Lewis-Säure-Base-Wechselwirkung ist eine Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, und jede heterolytische Reaktion kann als Lewis-Säure-Base-Wechselwirkung dargestellt werden:

Es gibt keine einheitliche Skala zum Vergleich der Stärke von Lewis-Säuren und -Basen, da ihre relative Stärke davon abhängt, welche Substanz als Standard verwendet wird (bei Bronsted-Säuren und -Basen ist Wasser der Standard). Um die Leichtigkeit von Säure-Base-Wechselwirkungen nach Lewis zu beurteilen, schlug R. Pearson eine qualitative Theorie „harter“ und „weicher“ Säuren und Basen vor.

Starre Basen haben eine hohe Elektronegativität und eine geringe Polarisierbarkeit. Sie sind schwer zu oxidieren. Ihre höchsten besetzten Molekülorbitale (HOMO) haben eine niedrige Energie.

Weiche Basen haben eine niedrige Elektronegativität und eine hohe Polarisierbarkeit. Sie oxidieren leicht. Ihre höchsten besetzten Molekülorbitale (HOMO) haben eine hohe Energie.

Harte Säuren haben eine hohe Elektronegativität und eine geringe Polarisierbarkeit. Es ist schwierig, sie wiederherzustellen. Ihre niedrigsten unbesetzten Molekülorbitale (LUMO) haben eine niedrige Energie.

Weiche Säuren haben eine niedrige Elektronegativität und eine hohe Polarisierbarkeit. Sie lassen sich leicht restaurieren. Ihre niedrigsten unbesetzten Molekülorbitale (LUMO) haben eine hohe Energie.

Die härteste Säure ist H+, die weichste ist CH3Hg+. Die härtesten Basen sind F- und OH-, die weichsten sind I- und H-.

Tabelle 5. Harte und weiche Säuren und Basen.

Pearson-Prinzip der harten und weichen Säuren und Basen (LMCO-Prinzip):

Harte Säuren reagieren bevorzugt mit harten Basen, weiche Säuren mit weichen Basen.

Dies äußert sich in höheren Reaktionsgeschwindigkeiten und in der Bildung stabilerer Verbindungen, da die Wechselwirkung zwischen energetisch nahe beieinander liegenden Orbitalen effektiver ist als die Wechselwirkung zwischen energetisch deutlich unterschiedlichen Orbitalen.

Das LMCO-Prinzip wird verwendet, um die Vorzugsrichtung konkurrierender Prozesse (Eliminierungs- und nukleophile Substitutionsreaktionen, Reaktionen mit ambidenten Nukleophilen) zu bestimmen; zur gezielten Herstellung von Entgiftungsmitteln und Medikamenten.

Säure und Basizität sind die wichtigsten Konzepte, die viele grundlegende physikalisch-chemische Eigenschaften und die biologische Aktivität organischer Verbindungen bestimmen. In der organischen Chemie gibt es verschiedene Konzepte für Säuren und Basen. Die protolytische Theorie von Brønsted-Lowry (1923) ist allgemein anerkannt. Fast gleichzeitig schlug G. Lewis ein allgemeineres Konzept von Säuren und Basen vor, auf dessen Grundlage später R. Pearson (1963) das Prinzip der harten und weichen Säuren und Basen entwickelte.

Säure und Basizität nach Brønsted-Lowry. Gemäß der Brønsted-Lowry-Theorie hängen die Azidität und Basizität von Verbindungen mit der Übertragung des H + -Protons zusammen.

Säuren- Substanzen, die ein Proton abgeben können (Run-Donatoren); Gründe - Stoffe, die ein Proton aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Eine Säure und eine Base bilden ein konjugiertes Säure-Base-Paar. Saure Eigenschaften treten in Gegenwart einer Base auf, basische Eigenschaften in Gegenwart einer Säure.

Im Allgemeinen wird die Säure-Base-Wechselwirkung durch die Gleichung beschrieben

Grundsätzlich können die meisten organischen Verbindungen als potentielle Säuren betrachtet werden, da sie Wasserstoffatome enthalten, die an verschiedene Elemente (O, S, N, C) gebunden sind. Ein Element und das zugehörige Wasserstoffatom werden aufgerufen Säurezentrum . Organische Säuren werden entsprechend ihrem Säurezentrum in OH-, SH-, NH- und CH-Säuren eingeteilt. Säuren können nicht nur neutrale Moleküle sein, sondern auch positiv geladene Ionen sowie dipolare Ionen. Um eine kovalente Bindung mit einem Säureproton zu bilden, müssen organische Basen entweder ein freies Elektronenpaar am Heteroatom haben (neutrale Moleküle) oder Anionen sein. Im Allgemeinen werden Basen genannt, die ein Heteroatom in ihren Molekülen enthalten n-Basen . Es gibt noch eine weitere Gruppe von Gründen - π-Basen , bei dem das Zentrum der Basizität die Elektronen einer lokalisierten π-Bindung oder π-Elektronenwolke eines konjugierten Systems sind. π-Basen bilden kurzlebige π-Komplexe mit Protonen statt kovalenten Bindungen.

Der Säuregehalt und die Basizität von Stoffen nach Brønsted-Lowry werden quantitativ charakterisiert. Unter Anwendung des Massenwirkungsgesetzes können wir die sauren Eigenschaften der Säure A-H durch ausdrücken Gleichgewichtskonstante K p , die oben dargestellte reversible Säure-Base-Reaktion:

Es ist offensichtlich, dass die Gleichgewichtskonstante der Säureionisierungsreaktion nur für ein bestimmtes System einen konstanten Wert hat und es in Bezug auf jede Base eine eigene Skala von Säurekonstanten gibt. Der wichtigste Fall ist die Ionisierung von Säuren in einer wässrigen Lösung (Wasser spielt die Rolle einer Base):

Da Wasser im großen Überschuss vorhanden ist, bleibt seine Konzentration nahezu konstant und beträgt 55,5 mol/l. Dieser Wert geht in die Gleichgewichtskonstante ein und wird als Kennlinie bezeichnet Säurekonstante K a :

Je mehr K a,desto stärker die Säure . Aber auch eine im Vergleich zu organischen Verbindungen relativ starke Säure wie Essigsäure hat K a = 1,75 · 10 -5. Für die meisten organischen Verbindungen hat K a sogar noch kleinere Werte. Daher ist es zur Beurteilung der Stärke organischer Säuren viel bequemer, die Werte zu verwenden R K und stellt den negativen Logarithmus der Säurekonstanten dar: pK a = -lg K a. Dabei desto weniger pK a ,desto stärker die Säure . Säuren mit einem pK a > 7 verändern die Farbe des neutralen Indikatorpapiers nicht; Säuren mit einem pKa >10 haben keinen säuerlichen Geschmack.

Die Basizität von Verbindungen in einer wässrigen Lösung kann durch den pK b-Wert charakterisiert werden, der über das ionische Produkt von Wasser mit pK a zusammenhängt: rK B = 14 - pK a. Zur Charakterisierung der Basizität wird derzeit jedoch häufiger der pK-Wert der konjugierten Base B-Säure BH + verwendet, der als bezeichnet wird pK BH + . Dieser Ansatz ermöglicht die Verwendung derselben Skala zur Charakterisierung der Ionisierung von Säuren und Basen. In diesem Fall je höher der pK BH + ist, desto stärker ist die Base .

Schwache Säuren und Basen in biologischen Systemen. Die meisten biologisch aktiven organischen Verbindungen, insbesondere Arzneimittel, sind schwache Säuren oder Basen. Der Ionisierungsgrad solcher Verbindungen in einer bestimmten Umgebung ist wichtig für die Manifestation biologischer Wirkungen. Es gibt viele bekannte Arzneimittel, deren therapeutische Wirksamkeit durch den Anteil der vorhandenen nichtionisierten Moleküle bestimmt wird. Es gibt jedoch auch andere Beispiele, bei denen im Gegenteil der ionisierte Teil der Substanz aufgrund der Wechselwirkung mit dem Kation oder Anion eine biologische Wirkung hervorruft Zentren der Rezeptoren. Unterschiede im Ionisierungsgrad sorgen für eine selektive Wirkung, und dies ist auf Faktoren wie beispielsweise das Eindringen durch Membranen in das Blutplasma oder die Zelle, die Adsorption an Enzymoberflächen, eine mögliche Ionisierung von Rezeptorzentren in Abhängigkeit vom pH-Wert usw. zurückzuführen.

Der Ionisierungsgrad organischer Säuren und Basen in einer Lösung wird durch die Werte zweier Parameter bestimmt: pH-Wert der Lösung und pK a der Säure (oder pK BH + Base). Wenn die pK a (oder pK BH +)-Werte der Substanz und der pH-Wert der Lösung bekannt sind, kann der Ionisationsgrad wie folgt berechnet werden:

Der Ionisationsgrad ist wichtig für das Eindringen von Stoffen durch verschiedene Membranen im Körper, beispielsweise bei der Aufnahme (Resorption) von Medikamenten aus dem Magen-Darm-Trakt. Die Epithelmembranen des Verdauungstrakts können als Lipiddoppelschicht betrachtet werden, in die Proteinmoleküle eingebettet sind. Die hydrophoben Bereiche der Membranproteine ​​sind in den inneren Hohlraum der Membran eingetaucht, und die ionisierten Bereiche sind innen und außen der wässrigen Phase zugewandt. Nach der klassischen Theorie verhindern Membranen dieses Typs den Durchgang von Ionen, da erstens die Ionen aufgrund der Hydratation relativ groß sind und zweitens die Ladung des Ions mit der Ladung der Proteinoberfläche, an der es befestigt ist, übereinstimmt Ansätze haben ein ähnliches Vorzeichen, dann eine Abstoßung, und wenn sie entgegengesetzt sind, wird das Ion an der Oberfläche der Membran adsorbiert. Durch natürliche Membranen dringen nur solche Ionen ein, für die es spezielle Transportsysteme oder Träger gibt. Neutrale lipidlösliche Moleküle dringen umso schneller in Membranen ein, je höher ihre lipophilen Eigenschaften sind. Somit erfolgt die Aufnahme nichtionisierter Arzneimittelmoleküle im Magen-Darm-Trakt.

Saure Arzneimittel werden besser vom Magen absorbiert (pH-Wert 1-3), und die Absorption basischer Arzneimittel erfolgt erst, nachdem sie vom Magen in den Darm gelangt sind (der Dünndarminhalt hat einen pH-Wert von 7-3). 8). Innerhalb einer Stunde werden fast 60 % der Acetylsalicylsäure und nur 6 % des Anilins der verabreichten Dosis aus dem Magen von Ratten resorbiert. Im Darm von Ratten werden bereits 56 % der verabreichten Dosis Anilin resorbiert. Bemerkenswert ist, dass eine so schwache Base wie Koffein (pK B H + 0,8) gleichzeitig in einem viel größeren Ausmaß (36 %) resorbiert wird, da Koffein auch im stark sauren Milieu des Magens größtenteils in einer nicht- ionisierter Zustand.

Die Wirksamkeit von Arzneimitteln wird durch ihre Fähigkeit bestimmt, in den Rezeptor einzudringen. Bei ionisationsfähigen Stoffen kann die biologische Aktivität durch den Anteil nichtionisierter Moleküle oder umgekehrt durch den ionisierten Anteil des Stoffes bestimmt werden. Für beide Möglichkeiten gibt es zahlreiche Beispiele. Somit stoppen sowohl Phenol als auch Essigsäure das Wachstum verschiedener Schimmelpilze; Ihre biologische Wirkung beruht auf nichtionisierten Molekülen, und daher ist die größte Wirksamkeit von Essigsäure bei einem pH-Wert unter 4 und für Phenol bei jedem pH-Wert unter 9 gegeben, da in diesen pH-Bereichen sowohl Phenol als auch Essigsäure in einer nicht-ionisierten Phase vorliegen. ionisierter Zustand. Außerdem stimuliert nur nichtionisiertes Theophyllin im Gegensatz zu seinem Anion die Aktivität des Schildkrötenherzens. Am Beispiel einer Reihe von Sulfonamid-Arzneimitteln wurde dagegen festgestellt, dass ihre antibakterielle Wirkung auf Anionen zurückzuführen ist. Der optimale pK a -Wert für Sulfonamide für die Aktivität liegt im Bereich von 6–8. Nichtionisierte Moleküle dringen durch die Membran in die Zelle ein, bei physiologischen pH-Werten werden jedoch erneut Ionen gebildet, bis sich auf beiden Seiten der Membran ein gleicher Ionisationsgrad einstellt:

Die antibakterielle Aktivität von Sulfonamiden ist proportional zum Ionisierungsgrad, hängt aber auch von der Lipophilie der Moleküle ab.

Und noch ein Beispiel, wenn die biologische Aktivität auf der ionisierten Form der Substanz beruht: Die antibakterielle (bakteriostatische) Wirkung von Aminoacridinen zeigt sich nur in der kationischen Form dieser Verbindungen und nimmt mit zunehmendem Grad ihrer kationischen Ionisierung zu. Die Änderung des Ionisationsgrads in Abhängigkeit vom pH-Wert der Umgebung wird häufig zur Isolierung von Arzneimitteln aus biologischen Flüssigkeiten (Blut, Urin) zum Zweck ihrer anschließenden Analyse, beispielsweise bei der Durchführung pharmakokinetischer Studien, eingesetzt.

Lewis-Säuren und -Basen. Nach der Theorie von Lewis werden die Säure-Base-Eigenschaften von Verbindungen durch ihre Fähigkeit bestimmt, ein Elektronenpaar aufzunehmen oder abzugeben, um eine neue Bindung zu bilden. Lewis-Säuren - Elektronenpaarakzeptoren. Lewis-Gründe Elektronenpaardonoren.

Brønsted-Basen und Lewis-Basen sind Donoren eines Elektronenpaares – entweder einzeln oder in einem p-Orbital lokalisiert, d. h. die Konzepte sind in beiden Theorien identisch. Lewis-Säure hat eine neue und umfassendere Bedeutung. Eine Säure ist jedes Teilchen mit einem freien Orbital, das in der Lage ist, seiner Elektronenhülle ein Elektronenpaar hinzuzufügen. Nach Brønsted ist eine Säure ein Protonendonor, und nach Lewis ist das H + -Proton selbst eine Säure, da es ein freies Orbital hat.

Lewissäuren sind Halogenide von Elementen der zweiten und dritten Gruppe des Periodensystems (BF 3, AlC1 3, FeCl 3, FeBr 3, ZnCl 2 usw.). Zu den Lewis-Säuren zählen auch Halogenide anderer Elemente mit freien Orbitalen – SnX 4, SbX 5, AsX 5 und sogar Schwefeloxid (VI) SO 3. Bor- und Aluminiumhalogenide haben sechs Elektronen in ihrer Außenhülle und sind in der Lage, ein Elektronenpaar aufzunehmen, um eine kovalente Bindung zu bilden. Zinntetrachlorid beispielsweise hat 8 Elektronen in seiner Außenhülle, ist aber als Element mit leeren Orbitalen in der Lage, noch ein paar Elektronen mehr aufzunehmen. Zu den Lewis-Säuren zählen auch Metallkationen (Na +, Mg 2+, Ag +), Carbokationen R 3 C +, Nitroylkationen NO 2 + usw. Lewis-Säuren nehmen als elektrophile Reagenzien an heterolytischen Reaktionen teil. Nachfolgend finden Sie einige Beispiele für Wechselwirkungen zwischen Lewis-Säuren und Basen:

Viele gängige organische Reaktionen sind Säure-Base-Wechselwirkungen im Sinne der Lewis-Theorie. Allerdings ist es in dieser Theorie viel schwieriger, Säure und Basizität zu quantifizieren, und eine solche Bewertung kann nur relativ sein. Dazu werden die Wechselwirkungsenergien verschiedener Verbindungen unter genau definierten Bedingungen (Lösungsmittel, Temperatur) mit demselben Standard, einer Säure bzw. einer Lewis-Base, bestimmt. Daher wurden für Lewis-Säuren und -Basen viel weniger quantitative Messungen durchgeführt als für Brønsted-Säuren und -Basen.

Harte und weiche Säuren und Basen. Die Entwicklung der Lewis-Theorie führte zur Schaffung des Prinzips der harten und weichen Säuren und Basen (LMCO-Prinzip, Pearson-Prinzip). Nach dem Pearson-Prinzip werden Säuren und Basen in hart und weich unterteilt.

Harte Säuren sind Lewis-Säuren, in denen die Akzeptoratome klein sind, eine große positive Ladung, eine hohe Elektronegativität und eine geringe Polarisierbarkeit aufweisen. Weiche Lewis-Säuren enthalten große Akzeptoratome mit geringer positiver Ladung, geringer Elektronegativität und hoher Polarisierbarkeit.

Das niedrigste unbesetzte Molekülorbital (LUMO), das an der Bindung mit dem Elektronenpaar-Donorbital beteiligt ist, hat in harten Säuren eine niedrige Energie. Die härteste Säure ist das Proton. LUMO weicher Säuren hat eine hohe Energie. Weiche Säuren enthalten leicht polarisierbare freie Orbitale. Die positive Ladung des Atoms, das ein Elektronenpaar aufnimmt, ist aufgrund der Delokalisierung gering oder fehlt vollständig (z. B. ist ein Jodmolekül eine weiche Säure).

Harte Basen sind Donorpartikel mit hoher Elektronegativität, geringer Polarisierbarkeit und schwerer Oxidation. Weiche Basen hingegen sind Donorpartikel mit geringer Elektronegativität, hoher Polarisierbarkeit und lassen sich recht leicht oxidieren. Der Begriff „starre Basis“ betont, dass die Verbindung – Donor eines Elektronenpaares – ihre Elektronen fest hält. Bei harten Basen hat das höchste besetzte Molekülorbital (HOMO), das an der Bindung mit dem Elektronenpaar-Akzeptororbital beteiligt ist, eine niedrige Energie (nahe am Atomkern gelegen). Donoratome in harten Basen sind Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und Chlor. Weiche Basen behalten ihre Valenzelektronen nur schwach; das Donor-HOMO hat eine hohe Energie. Donatoren eines Elektronenpaares sind Kohlenstoff-, Schwefel-, Phosphor- und Jodatome.

Es ist zu beachten, dass die Begriffe „harte“ und „weiche“ Säuren und Basen nicht mit den Begriffen „starke“ und „schwache“ Säuren und Basen gleichzusetzen sind. Dies sind zwei unabhängige Eigenschaften von Säuren und Basen. HMKO-Prinzip wird verwendet, um die Effizienz von Säure-Base-Wechselwirkungen qualitativ zu beschreiben: (!) Harte Säuren koordinieren besser mit harten Basen, weiche Säuren mit weichen Basen. Pearsons Konzept basiert auf der Tatsache, dass Wechselwirkungen zwischen Orbitalen mit ähnlichen Energien effizienter sind als zwischen Orbitalen mit unterschiedlichen Energien.

Die Funktionsweise des HMKO-Prinzips lässt sich anhand des folgenden Beispiels veranschaulichen. Wenn Haloalkane mit Nukleophilen (die auch Basen sind) interagieren, kann es zu Konkurrenzreaktionen kommen – nukleophiler Substitution oder Eliminierung. Eine nukleophile Substitutionsreaktion erfolgt durch die Wechselwirkung eines Nukleophils mit einem an ein Halogen gebundenen Kohlenstoffatom. Bei der Eliminierungsreaktion wird unter dem Einfluss einer Base ebenfalls ein Proton von einem benachbarten Kohlenstoffatom entfernt.

Wenn 1,2-Dichlorethan mit einer harten Base (Methoxidion) interagiert, kommt es aufgrund des Angriffs des Reagenzes auf die harte Säure – ein Proton – überwiegend zu einer Eliminierungsreaktion. Eine weiche Base – ein Thiophenoxidion – reagiert bevorzugt mit einer weicheren Säure – einem Kohlenstoffatom, was zur Bildung eines nukleophilen Substitutionsreaktionsprodukts führt:

J. Lewis schlug eine allgemeinere Theorie der Säuren und Basen vor.

Lewis-Basen – Dies sind Elektronenpaardonoren (Alkohole, Alkoholatanionen, Ether, Amine usw.)

Lewis-Säuren - Dies sind Elektronenpaarakzeptoren , diese. Verbindungen mit einem leeren Orbital (Wasserstoffion und Metallkationen: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; Halogenide von Elementen der zweiten und dritten Periode BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; Halogene; Zinn und Schwefelverbindungen: SnCl 4, SO 3).

Somit sind Bronsted- und Lewis-Base die gleichen Teilchen. Brønsted-Basizität ist jedoch die Fähigkeit, nur ein Proton zu binden, während Lewis-Basizität ein umfassenderes Konzept ist und die Fähigkeit bedeutet, mit jedem Teilchen zu interagieren, das ein tief liegendes unbesetztes Orbital hat.

Eine Lewis-Säure-Base-Wechselwirkung ist eine Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, und jede heterolytische Reaktion kann als Lewis-Säure-Base-Wechselwirkung dargestellt werden:

Es gibt keine einheitliche Skala zum Vergleich der Stärke von Lewis-Säuren und -Basen, da ihre relative Stärke davon abhängt, welche Substanz als Standard verwendet wird (bei Bronsted-Säuren und -Basen ist Wasser der Standard). Um die Leichtigkeit von Säure-Base-Wechselwirkungen nach Lewis zu beurteilen, schlug R. Pearson eine qualitative Theorie „harter“ und „weicher“ Säuren und Basen vor.

Starre Basen haben eine hohe Elektronegativität und eine geringe Polarisierbarkeit. Sie sind schwer zu oxidieren. Ihre höchsten besetzten Molekülorbitale (HOMO) haben eine niedrige Energie.

Weiche Basen haben eine niedrige Elektronegativität und eine hohe Polarisierbarkeit. Sie oxidieren leicht. Ihre höchsten besetzten Molekülorbitale (HOMO) haben eine hohe Energie.

Harte Säuren haben eine hohe Elektronegativität und eine geringe Polarisierbarkeit. Es ist schwierig, sie wiederherzustellen. Ihre niedrigsten unbesetzten Molekülorbitale (LUMO) haben eine niedrige Energie.

Weiche Säuren haben eine niedrige Elektronegativität und eine hohe Polarisierbarkeit. Sie lassen sich leicht restaurieren. Ihre niedrigsten unbesetzten Molekülorbitale (LUMO) haben eine hohe Energie.

Die härteste Säure ist H +, die weichste ist CH 3 Hg +. Die härtesten Basen sind F- und OH-, die weichsten sind I- und H-.

Tabelle 5. Harte und weiche Säuren und Basen.

Pearson-Prinzip der harten und weichen Säuren und Basen (LMCO-Prinzip):

Harte Säuren reagieren bevorzugt mit harten Basen, weiche Säuren mit weichen Basen.

Dies äußert sich in höheren Reaktionsgeschwindigkeiten und in der Bildung stabilerer Verbindungen, da die Wechselwirkung zwischen energetisch nahe beieinander liegenden Orbitalen effektiver ist als die Wechselwirkung zwischen energetisch deutlich unterschiedlichen Orbitalen.

Das LMCO-Prinzip wird verwendet, um die Vorzugsrichtung konkurrierender Prozesse (Eliminierungs- und nukleophile Substitutionsreaktionen, Reaktionen mit ambidenten Nukleophilen) zu bestimmen; zur gezielten Herstellung von Entgiftungsmitteln und Medikamenten.