TÍNH BAZƠ CỦA HỢP CHẤT HỮU CƠ




TIỂU LUẬN MÔN : HÓA HỮU CƠ
TÊN ĐỀ TÀI: 
 Giảng viên hướng dẫn: T.s Nguyễn Văn Bời
Sinh viên : Trần Anh Hải
Mã số sinh viên : 09212211
Lớp học phần : 210405002

 !"#$%& '()*#'+'
, /01121


34
1567


Giảng viên hướng dẫn: T.s Nguyễn Văn Bời
Sinh viên : Trần Anh Hải
Mã số sinh viên : 09212211
Lớp học phần : 210405002
2
 !"#$%& '()*#'+'
868
A. LỜI MỞ ĐẦU………………………….………………………………………………3
B. NỘI DUNG
1. Các thuyết axít bazơ………………………………………………………………… 4
1.1 Thuyết axít – bazơ theo Bronsted……………………………………………… 4
1.2 Thuyết axít – bazơ theo Lewis………………………………………………… .5
1.3 Thuyết axít – bazơ theo SvanteArhrnius…………………………………………5

2. Ảnh hưởng của các yếu tố đến tính bazơ của hợp chất hữu cơ…………………………6
2.1 Hiệu ứng cảm ứng……………………………………………………………… 6
2.2 Hiệu ứng cộng hưởng…………………………………………………………….7
2.3 Hiệu ứng không gian……………………………………………………….…….7
2.4 Phản ứng tạo phức……………………………………………………….……….8
3. So sánh tính bazơ của các hợp chất hữu cơ…………………………………………… 8
3.1 Nguyên tắc so sánh tính bazơ…………………………………………………….8
3.2 So Sánh tính bazơ của amin…………………………………………… ………9
4. Tính bazơ của các hợp chất hữu cơ tiêu biểu…… …… …………………………….11
4.1 Tính bazơ của amin……………………… ………………………………… 11
4.2 Tính bazơ của hợp chất dị vòng thơm thường gặp……………………………13
4.2.1 Tính bazơ của priđin……………………………… …………………….13
4.2.2 Tính bazơ của điazin………………………………………………………14
4.2.3 Tính bazơ của purin……………………………………………………….15
4.2.4 Tính bazơ của imiđazole………………………………………………… 16
4.2.5 Tinh bazơ của pirole………………………………………………………18
4.2.6 Tính bazơ của quinolin và isoquinolin……………………… ………….18
C. LỜI KẾT………………………………………………………………………………19
3
A. 6.19/:
; <=>%!?@=4
Hóa học nghiên cứu về tính chất của các nguyên tố và hợp chất, về các biến đổi có
thể có từ một chất này sang một chất khác, cung cấp phương pháp đo lường hay phân tích
để tìm các thành phần hóa học trong những mẫu thử nghiệm. Hóa học hữu cơ là ngành
hóa học nghiên cứu những hợp chất của cacbon, mặc dù các chất hóa hữu cơ chỉ chỉ hình
thành từ vài nguyên tố như Cacbon, Hidro, Nitrơ nhưng sự kết hợp và sắp xếp khác nhau
của các nguyên tố đã hình thành nên rất nhiều hợp chất khác nhau và những hợp chất này
có những tính chất hóa học khác nhau trong đó có tính axít, bazơ của các hợp chất hữu
cơ. Nghiên cứu tính axít, bazơ của hợp chất hữu cơ là một trong những đề tài nghiên cứu
được nhiều người quan tâm hiện nay. Nghiên cứu đề tài này sinh viên không những tìm

hiểu được nhiều nguồn tri thức mới mà còn hiểu sâu hơn, rõ hơn về tính bazơ của các hợp
chất hữu cơ, một khái niệm cơ bản của bộ môn hóa học và được biết đến ngay từ những
ngày đầu làm quen với bộ môn hóa học.
AB C&C DEF=4
Để thực hiện đề tài này, tôi đã dựa trên nền tảng nghiên cứu cũng như các tài liệu
có liên quan đến tính bazơ của các nhà hóa học đi trước công nhận và các kiến thức trong
các giáo trình, sách giáo khoa và các tài liệu có liên quan đến tính bazơ của các hợp chất
hữu cơ, ngoài ra còn có các tài liệu trên mạng internet…
GEHEI J> DEF=4
Các nhà khoa học đã nghiên cứu và đưa ra rất nhiều khái niệm về tính Bazơ nhưng
với đề tài này chúng ta chỉ giới hạn nó trong những khái niệm bazơ hữu cơ cơ bản và tìm
hiểu tính Bazơ của các hợp chất hữu cơ tiêu biểu, qua đó nghiên cứu sâu hơn về tính bazơ
của các hợp chất hữu cơ tiêu biểu, phổ biến.Qua những nghiên cứu đó nhằm cho chúng ta
hiểu rõ hơn về tính bazơ của các hợp chất trong hóa học hữu cơ từ đó chúng ta có thể
đánh giá được khách quan, sơ lược về hóa học hữu cơ cũng như vận dụng được những
kiến thức tìm hiểu được để từng bước đi sâu vào con đường hóa học.
4
31K
+LMNOP
Khái niệm về axít –bazơ có khá nhiều luận điểm khác nhau như thuyết Arrhenius,
thuyết Bronsted, thuyết Lewis…Trong hóa học hữu cơ, thuyết Bronsted và thuyết Lewis
được quan tâm nhiều nhất.
++="Q%>R%ST>UB%VWXWY%VZ
Theo thuyết axít bazơ theo Bronsted (Bronsted Lowry, 1923) thì acid là những
phân tử hoặc ion có khả năng cho proton H
+
, bazơ là những phân tử hoặc ion có khả năng
nhận proton H
+
. Khi cho proton ,acid tạo thành bazơ liên hợp với nó. Khi nhận proton

bazơ tạo. Thành acid liên hợp với nó.
axít + bazơ bazơ liên hợp + axít liên hợp.
VD: H-Cl + H
2
O H
3
O
+
+ Cl
-
R%T>UBR% T>UB
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ HO
-
R% >UB R T>UB
Bazơ liên hợp là phân tử hoặc ion còn lại sau khi axít đã nhường đi một proton, và
axít liên hợp là chất được tạo khi bazơ đã nhận proton. Phản ứng có thể xảy ra theo chiều
thuận hoặc nghịch; trong từng trường hợp axít nhường một proton cho bazơ.
Bronsted Lowry khi một cặp electron có thể nhường đến một proton. Có nghĩa là
thuyết Bronsted Lowry không chỉ giới hạn trong các dung dịch nước. Bất kỳ dung môi
nào, như S, có thể hoạt động như chất nhận proton.
AH + S: A
-
+ SH

+
Các dung môi nhường thường gặp trong hóa axít-bazơ, như dimethyl sulphoxide
hoặc dung dịch ammoniac có một nguyên tử ôxy hoặc nitơ còn một cặp electron chưa sử
dụng có thể liên kết với một proton.
5
+#="Q%>R%ST>UB%VW6V[Y
Trong năm 1923 G.N.Lewis đưa ra định nghĩa mới về axít và bazơ. Một axít là
những dạng nhận 1 cặp electron và bazơ là dạng mà cho 1 cặp electron. Tất cả những axít
mà cho proton phù hợp với định nghĩa của Lewis bởi vì tất cả axít mà cho proton thì mất
1 proton và proton nhận 1 cặp electron từ bazơ.
NH
3
: + H –OH NH
4
+
+ OH
-

\ZG: các anion (Cl
-
,OH
-
,I
-
,CO
3
2-
, NO
3
-

… ) các phân tử trung hòa hoặc Ion
trong thành phần có các nguyên tử còn cặp e chưa liên kết như : NH
3
, SO
3
, C
2
H
5
OH

]+#4^=%_WC`%aEb>
c
d
c

c
+c="Q%>R%ST>UB%VWd\>%VXX=Y
Một định nghĩa phổ biến Eb>T>UB theo Svante Arrhenius là một hợp chất hóa học
hoặc là cung cấp các ion hiđrôxít hoặc là hấp thụ các ion hiđrô khi hòa tan trong nước.
Các bazơ và các axít được nói đến như là các chất ngược nhau vì hiệu ứng của axít là tăng
nồng độ ion hidronic H
3
O
+

trong nước, còn bazơ thì làm giảm nồng độ của ion này.
Các bazơ theo Arrhenius là những chất hòa tan trong nước và có pH lớn hơn 7.
6
Độ pH của nước (không nguyên chất) được đo bởi độ axít của nó. Trong nước

nguyên chất, khoảng 1/10 000 000 các phân tử phân ly thành các ion hiđro (H
+
) hay (H
3
O
+
và
các ion hiddroxit (OH
-
), tuân theo phương trình sau:
Chính xác hơn thì là:
Nồng độ (tính theo mol/lít) của các ion được biểu diễn như là [H
+
] và [OH
−
]; tích
của chúng là hằng số điện li của nước và có giá trị 10
−14
mol
2
l
−2
. Độ pH được định nghĩa
như là −log [H
+
]; vì thế nước nguyên chất có pH bằng 7. (Các giá trị này đúng ở nhiệt độ
23 °C và sai khác một chút ở các nhiệt độ khác.
Bazơ nhận (loại bỏ) các ion hiđrôni (H
3
O

+
) từ dung dịch, hoặc là cung cấp các ion
hidroxit (OH
-
) trong dung dịch. Cả hai hoạt động này đều làm giảm nộng độ (H
+
) và vì thế
làm tăng pH.Ngược lại, một axít cung cấp thêm các ion (H
+
) cho dung dịch hay nhận các
ion (OH
-
), vì thế làm giảm pH.

#e-9LMNf/N
#+@=F Eg*F 4
Sự phân cực lan truyền dọc các liên kết σ được gây ra bởi sự phân phối không
đồng đều các cặp e liên kết σ ,do sự khác nhau về đô âm điện của nguyên tử hoặc nhóm
nguyên tử được gọi là sự phân cực hay hiệu ứng cảm ứng .Hiệu ứng cảm ứng ảnh hưởng
đến tính bazơ của hợp chất hữu cơ.
VD: tính bazơ tăng dần
C
6
H
5
-NH
2
< NH
3
< CH

3
NH
2
< (CH
3
)
2
NH
Pk
b
9.42 4.75 3.38 3.23
7
Nguyên nhân: Do tác dụng hút e giảm , tác dụng đậy e tăng dần từ gốc
C6H5
+
lớn hơn (CH3)
2
-
##@=F ?DhCEi Aj :
Là sự tác dụng tương hỗ giữa các nguyên tử hay nhóm nguyên tử trong hệ liên hợp
làm dịch chuyển các điện tử liên kết π gây ra sự phân cực phân tử.
Ví d ụ: Xét CH
2
= CH-Cl
Vì Cl là nhóm gây hiệu ứng liên hợp dương nên ta có chiều cho điện tử như sau:
(-) (+) (-) (+)
CH
2
= CH-Cl CH
2

- CH- Cl CH
2
-CH=Cl
Hiệu ứng này giảm dần từ Cl tới I nên mật độ điện tích dương tăng dần trên gốc
CH
2
= CH- dẫn đến tính axít tăng dần,tính bazơ giảm dần.
Kết luận: Hiệu ứng liên hợp yếu dần → tính bazơ giảm dần.
#c@=F kl  >4
Là hiệu ứng gây nên bởi nhóm có kích thước lớn và có tác dụng cản trở hoặc thúc
đẩy phản ứng
Nguyên nhân gây ra hiệu ứng không gian là do kích thước nhóm thế lớn ảnh hưởng
nhau . Kích thước các nhóm, ion lớn cồng kềnh cản trở các tác nhân tiếp cận nhau ,khó
tạo thành trạng thái chuyển tiếp trong phản ứng .
Độ mạnh tính base tăng theo dãy: 2- < 3- < 4-metyl anilin. Do sự cản trở của nhóm
CH
3
đến nhóm NH
2
giảm dần.
8

#S*V%"?S>? cS*V%"?S>? mS*V%"?S>?
]#c4&E*V%"?>?
#mgF %_WCFE4
Do catrion kim loại M
n+
còn AO trống (do mất e hóa trị ) nên có khả năng nhận
cặp e của các phần tử có tính bazơ Lewis tạo liên kêt cộng hóa trị
M

n+
+ L ↔ M
n+
←L
Ion trung tâm Phối tử Phức chất
Hằng số đặc trưng cho độ bền của phức chất . K càng lớn thì phức tạo thành càng
bề .Nếu Mn+ có thể phản ứng nhiều bậc để tạo phức với L→ MLmn+ thì ứng với từng
bậc phản ứng ta sẽ có hệ số bền từng bậc .
M
n+
+ mL ↔ ML
m
n+

Hằng số bền tổng βm = K1K2…Kn
Nếu Mn+ là axít càng mạnh và M là bazơ càng mạnh thì phức càng bền hay βm và
K càng lớn.
cddLL
c+ ="D%nEYWY&%T>UB
Một trong những loại bazơ hữu cơ thường gặp trong thực tế là các hợp chất amin
va dẫn xuất của chúng.Nguyên tử nitrogen trong amin còn một đôi điện tử tự do và có khả
9
năng nhận thêm proton,hay cũng có thể nói các amin có khả năng chuyển đổi điện tử tự
do đó.
Thực nghiệm cho thấy tính bazơ của các amin phụ thuộc vào cấu tạo của phân tử,
tức là phụ thuộc vào bản chất các nhóm thế liên kết với nguyên tử nitrogen. Thông
thường các nhóm thế đâỷ điện tử theo hiệu ứng +I sẽ làm tăng mật độ điện tử trên nguyên
tử nitrogen, do đó làm tăng tính bazơ của các amin tương ứng. Ngược lại các nhóm thế
hút điện tử theo hiệu ứng –I và –C sẽ làm giảm mật độ điện tử có mặt trên nguyên tử
nitrogen, do đó sẽ làm giảm tính bazơ của các amin tương ứng. Tuy nhiên, trong dung

dịch nước, tính bazơ của các amin còn phụ thuộc tính ổn định của các cation ammonium
hợp với amin, chứ không chỉ đơn thuần phụ thuộc vào mật độ điện tử trên nguyên tử
nitrogen. Vấn đề này sẽ được minh họa như sau.
Tính bazơ :
CH
3
CH
2
-
> H
2
C=CH
2
> H
2
N
-
> HO
-
> F
-
Cần lưu ý với các bazơ hữu cơ không phải là amin có thể so sánh tính bazơ của
chúng bằng cách sử dụng nguyên tắc axít cangd mạnh thì bazơ càng yếu. Trong ví dụ
trên đây, CH
3
CH
3
có tính axít yếu nhất (pK
a
= 50) và thực tế hợp chất không thể hiện tính

axít. Do đó bazơ liên hợp hình thành sau khi phân li một proton tương ứng là CH
3
CH
2
-
sẽ
có tính bazơ mạnh . Ngược lại HF có tính axít mạnh nhất (pK
a
= 3,2) do đó sẽ hình thành
bazơ liên hợp F
-
có tính bazơ yếu nhất.
c#dWY&%T>UBEb>E&E>*
CHCH
2
-NH
2
> CH
3
-NH
2
> CH
3
OCH
2
CH
2
-NH
2
> H-NH

2
pK
a
= 10,63 10,62 9,45 9,25
C
2
H
5
OCOCH
2
CH
2
-NH
2
> CH
3
-NH
2
> CHCO-NH
2
9,13 7,66 -0,5
Đối với các amin cùng bậc, tính bazơ chủ yếu thuộc vào mật độ điện tử có mặt trên
nguyên tử nitrogen. Kết quả thực nghiệm cho thấy các amin no mạch hở trong dung dịch
nước đều có tính bazơ mạnh hơn so với amin bậc một và bậc ba. Điều này được giải thích
dựa trên độ bền của cation ammonium liên hợp. Số lượng proton ở cation ammonium
10
càng nhiều thì khả năng solvat hóa của cation càng lớn, tức là càng bền hơn. Do đó cation
ammonium của amin bậc hai bền hơn cation mamonium của amin bậc ba.Sự liên hợp ảnh
hưởng của độ bền cation ammonium với khả năng đẩy điện tử của cấc nhóm ankyl làm
cho tính bazơ của các amin no mạch hở được sắp xếp như sau:

(CH
3
)
2
NH > CH
3
NH
2
> (CH
3
)
3
N > NH
3
R
R
H O
H
H
N
R
+
>

O
H
H
H
N
+

R
R
H O
H
H
Trong thực tế thường gặp nhiều amin thơm có nguyên tử nitrogen liên kết trực tiếp
với vòng benzen. Các amin thơm, điển hình là aniline, có tính bazơ yếu hơn NH
3
và các
amin no mạch hở bậc một khoảng 10
6
lần (6 đơn vị pK
a
). Nguyên nhân của điều này là do
đôi điện tử tự do trên nguyên tử nitrogen đã tham gia vào hệ liên hợp của vòng thơm. Mật
độ điện tử trên nguyên tử nitrogen do đó sẽ giảm đi đáng kể so với các amin no mạch hở.
Đối với các amin bậc một là dẫn xuất của anilin chứa các nhóm thế có tính chất điện tử
khác nhau, bản chất và vị trí các nhóm thế trong vòng benzen có ảnh hưởng đến mật độ
điện tử trên nguyên tử nitrogen của amin thơm. Thông thường các nhóm thế hút điện tử
làm giảm tính bazơ của các nhóm thế đẩy điện tử.Trừ trường hợp các nhóm thế ở vị trí
ortho so với nhóm NH
2
.

>
> >
NH
2
OCH
3

NH
2
CH
3
NH
2
CH
3
NH
2
pKa= 5.29 5.12 4.69 4.6

NH
2
Cl
NH
2
Cl
NH
2
OCH
3
NH
2
OCOCH
3
>
>
>
>

11
4.12 3.98 3.34 2.38

NH
2
NO
2
NH
2
CN
NH
2
NO
2
NH
2
NO
2
>
>
>
>
2.6 2.5 1.02 -0.29
Tương tự trượng hợp so sánh tính axít của các dẫn xuất từ benzoic axít, có thể sử
dụng hiệu ứng cộng hưởng để giải thích sự khác biệt về tính bazơ của các dẫn xuất tử
aniline chứa các nhóm thế khác nhau trong vòng benzen. Ví dụ xét trường hợp nhóm thế
hút điện tử là –NO
2
và một nhóm thế đẩy điện tử là –OCH
3

o vị trí pẩ so với nhóm NH
2
.
Đối với trường hợp nhóm thế là –NO
2
, có một công thức cộng hưởng với điện tích dương
phân bố trên nguyên tử carbon liên kết trực tiếp với nhóm NH
2
Do đó mật độ điện tử
trên nguyên tử nitrogen giảm xuống.

N
+
NH
2
N
+
NH
2
O
-
O
-
O
+
-
O
N
+
-

O
-
O
-
O
NH
2
NH
2
-
O
N
+
+
NH
2
N
+
+
-
O
-
O
mL1o15
m+T>UBEb>>*
Amin có tính bazơ yếu.Triphenylamin, (CH3)
3
N, là một amin bậc ba mạch hở, tuy
có 3 nhóm metyl, CH
3

-
, đẩyđiện tử về N, nhưng lại có tính bazơ yếu hơn amin bậc hai,
thậm chí yếu hơn cả amin bật một. Nguyên nhân của sự kiện này là do hiệu ứng lập thể,
tuy N được tập trung điện tích âm nhiều, nhưng do ba nhóm thế -CH3 chiếm vùng không
gian lớn, bao quanh N, khiến cho ion H
+
khó đến gần N hơn, nên amin bậc ba khó nhận
12
H+, vì thế nó có tính bazơ yếu. Điphenylamin, anilin không làm đổi màu quì tím, trong
khi amoniac, cũng như các aminmạch hở làm đổi màu quì tím hóa xanh.
Các phương trình phản ứng thể hiện tính bazơ của amin:
Amin tác dụng axít, tạo muối
R-NH
2
+ H
+
R-NH
3
+
Amin Axít
Do amin là bazơ yếu, nên khi cho muối của amin tác dụng với dung dịch bazơ
mạnh(hiđroxit kim loại kiềm, kiềm thổ) thì amin bị đẩy ra khỏi muối.
R-NH
3
+
+ OH
-
R-NH
2
+ H

2
O
Muối của amin Bazơ mạnh Amin Nước
Thí dụ:

CH3-NH2 + HCl → CH3-NH3Cl

CH3-NH3Cl + NaOH → CH3-NH2 + H2O + NaCl

2CH
3
-NH-CH
3
+ H
2
SO
4
→ [(CH
3
)
2
NH
2
]
2
SO
4
Nguyên nhân gây ra tính bazơ của các amin là do phân tử Amin có nguyên tử Nitơ
còn đôi electron chưa liên kết (tương tự như trong phân tử NH
3

co thể nhường proton
H
+.
Mọi yếu tố làm tăng độ linh động của cặp electron tự do trong nguyên tử nitơ sẽ
làm tăng tính bazơ của Amin và ngược lại.
Nếu R là gốc đẩy e sẽ làm tăng mật độ e trên nguyên tử Nitơ.Tính Bazơ tăng.
Nếu R là gốc hút e sẽ làm giảm mật độ e trên nguyên tử Nitơ.Tính Bazơ giảm.

Amin bậc ba khó kết hợp với proton H
+
là do sự án ngữ không gian của
nhiều nhóm R đã cản trở sự tấn công của H
+
vào nguyên tử Nitơ.

Nhóm Ankyl có ảnh hưởng làm tăng mật độ electron ở nguyên tử nitơ do đó
làm tăng lực bazơ; nhóm phenyl (C
6
H
5
-) làm giảm mật độ electron ở nguyên
tử nitơ do đó làm giảm lực bazơ.

Lực bazơ giảm dần theo thứ tự: C
n
H
2n+1
-NH
2
>H-NH

2
>C
6
H
5
NH
2
13

- Với các amin mạch hở, no, amin bậc 3 có tính bazơ yếu hơn amin bậc 2.

Nguyên tử H của NH
3
được coi là nhóm không đẩy e

Đối với các Ankylamin: Gốc R càng lớn (càng nhiều nguyên tử C) thì khả
năng đẩy e càng mạnh.Tính bazơ càng mạnh.
m#T>UBEb>hCE^%Zp\q %B*%Ar  sC
m#+T>UBEb>CXH
]m#+4&EEl %FEE^=%_WEb>CXH
Phân tử Piridin ở trạng thái liên hợp kín, các orbital p của các nguyên tử N và C
xen phủ bên với nhau. Từ đó, tính bazơ của Pyridin khá nhỏ (lớn hơn anilin nhưng không
đáng kể).
- Piriđin có tính bazơ vì còn cặp electron n trên dị tố N, nhưng là bazơ yếu vì
thành phần s cao của cặp electron n này. Độ bazơ của piriđin (K
b
= 2,3.10
-9
, pK
a

= 5,2 )
nhỏ hơn của amin, amoniac (K
b
4.10
-5
, pK
a
9 ) và lớn hơn của pirole ( K
b
= 2,5.10
-
14
, pK
a
= -4,4).
- Độ bazơ của piriđin thay đổi khi có các nhóm thế ở trong vòng. Nói chung, các
nhóm thế hút electron làm giảm độ bazơ của nhóm đẩy electron làm tăng độ bazơ. Do
nguyên tử Nitơ là nhóm hút electron nên phản ứng thế halogen vào nhân cũng khó thực
hiện và ưu tiên vị trí meta.
tZG4 pK
a
của 2-clopiriđin là 0,7
pK
a
của 2-metylpiriđin là 5,9,7
- Piriđin có thể tác dụng dễ dàng với nhiều tác nhân electrophin cho muối
piriđin do có cặp electron n trên nguyên tử N.
14

Piriđin N-metylpiriđini iođua

Piriđin N-benzoypiriđini clorua
- Piridin thường được biết đến trong hỗn hợp Piridin Cloro Cromic (PCC) gồm
Piridin, HCl, CrO
3
, là hợp chất có tính oxy hóa trung bình, chỉ oxy hóa ancol thành
anđehit và không oxy hóa được xeton.
- Piriđin có thể tạo muối kết tinh bền vững với đa số các axít protonic.

Piriđini bromua
Do đó piriđin thường được dùng làm dung môi có tính bazơ để trung hòa các axít
tạo ra trong phản ứng hoặc để ổn định các anion kém bền như BF
4
-
, BCl
4
-
…
m## T>UBEb>H>U4

D@%u 41,2-điazin 1,3-điazin 1,4-điazin
DXD : piriđazin pirimiđin pirazin
Điazin là một loại bazơ yếu, trong đó pirazin có độ bazơ nhỏ hơn cả:
15
/>U Piriđazin Pirimiđin Pirazin
C
>
2,3 1,3 0,6
Các điazin có thể tác dụng với các ankyl halogenua tạo muối N-ankyl điazini
halogenua:

3-metylpiriđazin 1,3-đimetyl-1-piriđazini iođua
4-amino-2-metylpirimiđin 4-amino-1,2-đimetyl-pirimiđini iođua
2-aminopirarin 2-amino-4-metyl-4-pirazini iođua
Ở các phản ứng trên, nhóm ankyl tấn công ưu tiên vào dị tố nitơ, ít bị án ngữ
không gian và được hoạt hóa bởi các nhóm thế có sẵn trong vòng.
16
m#cT>UBEb>C=X4
]m#c4=X
Sự tính toán mật độ electron cho thấy: trong phân tử purin thì vòng pirimiđin “thiếu
hụt” electron, còn vòng imiđazole “dư thừa” electron. Điều này quyết địnht tính chất
electrophin ở vòng imiđazole và tính chất nucleophin ở vòng pirimiđin.
Purin là một bazơ yếu, tác dụng với axít mạnh cho muối nhưng chưa rõ nguyên tử
N nào bị proton hóa (pK
a
= 2,5). Khi tác dụng với tác nhân electrophin mạnh như
điazometan trong rượu hay đimetyl sunfat trong kiềm, purin sẽ bị metyl hóa ở nguyên
tử N mang H số 9 hay số 7:
9-metylpurin
Khi tác dụng với các tác nhân nucleophin, nguyên tử halogen ở vị trí số 6 (tren
vòng pirimiđin) dễ bị thế hơn.
17
m#mT>UBEb>*H>UW?V4
imiđazole ( pK
a
= 7 )
Imiđazole là một bazơ mạnh trong số các azole. Nó có thể tạo muối kết tinh bền
vững với nhiều axít khác nhau do cation imiđazoli có tính đối xứng cao và tính ổn định
cộng hưởng:
Bên cạnh đó imiđizole còn có tính axít do ảnh hưởng lực hút electron của dị tố
nitơ thứ hai trong vòng. Vì vậy proton axít ( N-H ) dễ được thay thế bằng ion kim loại

tạo ra muối.
m#vT>UBEb>CXW?V4
Tính bazơ của pirole rất yếu ( K
b
= 10
-14
). Trong nước chúng tạo ra các ion kém
ổn định so với dạng phân tử.
Pirole proton hóa ( pK
a
= 0,4 )
18
Khi tác dụng với axít vô cơ mạnh, chúng sẽ bị polime hóa:
Pirole có tính axít rõ rệt so với các hợp chất dị vòng cùng loại. Pirole ( K
a
= 10
-15
)
là axít mạnh hơn nước ( K
a
= 10
-16
), NH
3
( K
a
= 10
-35
) và amin. Vì vậy pirole có thể
phản ứng với KOH và hợp chất cơ-magie.

Pirole-1-kali Pirole-1-magie bromua
m#wT>UBEb><=W?\!YW<=W?4

Quinolin isoquinolin
]m#wx=W?\!YW<=W?
- Nhìn chung, quinolin và isoquinolin thể hiện tính chất của một bazơ, nhưng là
những bazơ yếu tương đương với piriđin, pK
a
của quinolin là 4,82; của isoquinolin là
5,14, trong khi của piriđin là 5,2.
- Quinolin có thể tạo muối bậc 4 với ankyl halogenua gọi là muối N-ankylquinolini
halogenua. Muối này phản ứng đựơc với bạc oxit ẩm thành bazơ amoni, đó là một bazơ
19
giả (pseudobase) sau đó chuyển thành và N-ankyl-4-hidroxiđihidroquinolin và N-
ankyl-2-, rồi chuyển hóa tiếp dễ dàng thành N-ankyl-2 và N-ankyl-4-quinolin.
6.1N
y*%n%iZ= Hz%!4
Sau khi nghiên cứu về mọi tài liệu và kiến thức có liên quan tôi đã hoàn thành toàn
bộ đề tài với 21 trang và gồm 4 mục chính.
Qua đề tài tôi đã giới thiệu sơ lược về các thuyết bazơ của các nhà khoa học nổi
tiếng trên thế giới, sau đó tôi đã nêu lên những yếu tố ảnh hưởng đến tính bazơ của hợp
chất hữu cơ và khái quát tính bazơ của một số chất hữu cơ tiêu biểu.
Nói chung, đề tài là tập hợp những tìm hiểu, nghiên cứu và những vấn đề sơ bộ về
tính bazơ của các hợp chất hữu cơ trong hóa học.
X{\| \!A}  DEF=%QC4
Qua nghiên cứu và đánh giá, tôi cho rẳng đây là một đề tài nghiên cứu những kiến
thức cơ bản của nền hóa học nói chung và của hóa học hữu cơ nói riêng. Từ đề tài này
chúng ta có thể tìm hiểu thêm những đề tài hữu ích khác nhằm mục đích nghiên cứu sâu
hơn, cặn cẽ hơn vô vàng những kiến thức hóa học hữu ích có trong cuộc sống của chúng

ta. Từ đó chúng ta có thể khám phá được nhiều điều mới lạ trong cuộc sống
20
868
!?@=%>*kgW
+~Y&E4
1. Cơ sở lý thuyết Hóa Hữu Cơ ( tập 1 ) – Trần Quốc Sơn.
2. Hóa Đại Cương, tập 2, Ths nguyễn Vinh Lan, Trang 25 đến 31, Đại học Nông lâm
TPHCM, 2009.
3. Hóa Đại Cương, Nguyễn Đình Soa, trang 410, NXB Đại học QGTPHCM
4. Hóa học Hữu Cơ 3 – Đỗ Đình Rãng – Đặng Đình Bạch – Lê Thị Anh Đào –
Nguyễn Mạnh Hà – Nguyễn Thị Thanh Phong
5. Hóa hữu cơ, Trần Nguyễn Minh Ân, Trần Thị Hồng, Lê Thị Thanh Hương, Phạm
Thị Hồng Phượng, trang 23 đến trang 35, Đại học Công Nghiệp TPHCM, 2008
6. Hóa hữu cơ, Trần Thị Việt Hoa, Phan Thanh Sơn Nam, trang 98 đến trang 104,
Đại học Quốc Gia TPHCM,2010.
#~T&WH@%a4
1. www.
2. www. />3. www. />4. www . />5. www. />N
21
22