Кислоты и основания Брёнстеда Согласно протолитической теории Брёнстеда-Лоури, кислотность и основность веществ определяется переносом протона H⁺.

Кислоты – соединения, способные отдавать протон (доноры H⁺).
Основания – cоединения, способные присоединять протон (акцепторы H⁺).

Кислота и основание образуют сопряженную кислотно-оснóвную пару. Кислотные свойства проявляются в присутствии основания, оснóвные – в присутствии кислоты.
Кислотно-оснóвное равновесие отражается схемой:
Кислотами и основаниями могут быть как нейтральные молекулы различных классов органических соединений, так и ионы.

Кислоты – доноры H+		Основания – акцепторы H+
Класс соединений	Формула	Класс соединений	Формула
Нейтральные молекулы		Нейтральные молекулы
Спирты Фенолы Карбоновые кислоты Cульфоновые кислоты Тиолы Амины Амиды Алкины-1		Спирты Простые эфиры Альдегиды Кетоны Тиолы, тиоэфиры Амины Алкены, алкины Арены
Катионы		Анионы
Алкилоксоний Алкиламмоний σ-Комплекс Карбокатион	R–OH2+ R–NH3+ R2C+–CH3	Гидроксид-ион Алкоксид-ион Алкилсульфид-ион Амид-ион Ацилат-ион Карбанион Гидрид-ион	OH¯ RO¯ RS¯ H2N¯ RCOO¯ R3C¯ H¯

• Носителем протона является кислотный центр молекулы кислоты – атом водорода, связанный с электроотрицательным элементом (O, S, N, реже С), т.е. полярная связь: элемент^δ-←Н^δ+.
• Акцептором протона служит оснóвный центр молекулы основания – атом с неподелённой парой электронов (n-основание), либо π-электроны локализованной или делокализованной кратной связи (π-основание).

По типу кислотного центра органические кислоты классифицируют как OH-, SH-, NH- и СН-кислоты. По характеру оснóвного центра n-основания подразделяются на N-, O- и S-основания. К π-основаниям относятся алкены, алкины и арены, которые за счёт π-электронной пары образуют с протоном не ковалентные связи, а короткоживущие π-комплексы (интермедиаты). Например:

Кислоты Брёнстеда Название Формула pKa Сопряженное основание ОН-кислоты Муравьиная Уксусная Бензойная Фенол Метанол Этанол HCOOH CH3COOH C6H5COOH C6H5OH CH3OH C2H5OH 3,75 4,76 4,19 10,0 15,5 16,0 HCOO¯ CH3COO¯ C6H5COO¯ C6H5O¯ CH3O¯ CH3CH2O¯ SН-кислоты Этантиол Тиофенол CH3SH C6H5SH 10,5 6,5 CH3S¯ C6H5S¯ NН-кислоты Аммиак Ацетамид Диацетиламид NH3 CH3CONH2 (CH3CO)2NH 33 15,1 NH2¯ CH3CONH¯ (CH3CO)2N¯ СН-кислоты Ацетилен Хлороформ Нитрометан Диметилмалонат Дицианометан HC≡CH CHCl3 CH3NO2 CH2(COOCH3)2 (CN2)2CH2 25 15,7 10,6 15,7 11,1 HC≡C:¯ ¯:CCl3 ¯:CH2NO2 ¯:CH(COOCH3)2 ¯:CH(CN)2

Основания Брёнстеда Название Формула Сопряженная кислота pKBH+ N-основания Аммиак Метиламин Этиламин Диэтиламин Триметиламин Анилин NH3 CH3NH2 C2H5NH2 (C2H5)2NH (CH3)3N C6H5NH2 NH4+ CH3NH3+ C2H5NH3+ (C2H5)2NH2+ (CH3)3NH+ C6H5NH3+ 9,25 10,6 10,7 10,9 9,8 4,6 O-основания Вода Метанол Фенол Диэтил. эфир Ацетон Мочевина H2O CH3OH C6H5OH (C2H5)2O (CH3)2С=O (NH2)2С=O H3O+ CH3OH2+ C6H5OH2+ (C2H5)2OH+ (CH3)2С=OH+ (NH2)2С=OH+ -1,7 -2 -6 -5 -7 0,1 S-основания Этантиол Диэтилсульфид C2H5SH (C2H5)2S C2H5SH2+ (C2H5)2SH+ -7 π-основания Этилен H2C=CH2

Кислотно-оснóвные свойства соединений зависят от их строения.

• Сила кислоты определяется стабильностью сопряженного основания (аниона), образующегося при отщеплении протона. Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота.
• Сила основания зависит как от доступности пары электронов в оснóвном центре, так и от стабильности образующегося катиона (сопряженной кислоты). Более стабильному катиону соответствует более сильное основание.
• Между кислотой и основанием сопряженной пары существует взаимосвязь: чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное основание и, наоборот – сильному основанию соответствует слабая сопряженная кислота.

В целом кислотность и основность определяется совокупностью ряда факторов:

- электроотрицательность и поляризуемость атомов,
- степень делокализации зарядов в ионах,
- способность ионов к сольватации, т.е. взаимодействию с молекулами растворителя.

Сила кислот Брёнстеда возрастает c увеличением электроотрицательности атомов, связанных с атомом водорода:

CH-кислота < NH-кислота < OH-кислота < SH-кислота.

В той же последовательности увеличивается стабильность соответствующих анионов, образующихся при отщеплении протона. Электроноакцепторные заместители повышают устойчивость анионов за счёт делокализации отрицательного заряда, а электронодонорные заместители, напротив, уменьшают её.

Основность (способность присоединять протон) n-оснований с одинаковыми заместителями при гетероатоме снижается в ряду:

R-NH₂ > R-OH > R-SH       ("правило" NOS) Этот порядок определяется электроотрицательностью и поляризуемостью гетероатома в центре основности. Среди элементов второго периода (O и N) более электроотрицательный кислород прочнее удерживает неподелённую электронную пару по сравнению с азотом (т.е. амины более сильные основания, чем спирты). В случае серы (элемент третьего периода), обладающей более высокой поляризуемостью, электронная плотность неподелённой пары электронов рассредоточена в бóльшем объёме. Поэтому атом серы слабее связывает протон. Следовательно, тиолы наиболее слабые основания. Стабильность ониевых катионов (аммониевых, оксониевых, сульфониевых) уменьшается в том же порядке (см. значения pK_BH⁺ сопряженных кислот). При этом электронодонорные заместители стабилизируют катионы, а электроноакцепторные – дестабилизируют.