Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

О—Н-Кислоты

В качестве О—Н-кислот могут выступать любые соединения типа R—О—Н Их диссоциация, без указания основания, к которому переходит протон, может быть представлена следующей схемой:

R—0—Н R—0:^- + Н⁺

R—О—Н является тем более сильной кислотой, чем больше электроотрицательность заместителя R и чем сильнее выражен его –М -характер. Наиболее простая О–Н-кислота, несомненно, вода. Известно, что вода относительно слабая кислота (рК_а = 15.74, исходя из рК_b = 14.00 и [Н₂О] = 55.5 для чистой воды). Поэтому вещества, кислотность которых соизмерима с кислотностью воды или меньше ее, в вод­ной среде практически не проявляют своих кислотных свойств. Очень слабые кислоты, для которых рК_а больше, чем ~ 16, в водной среде не проявляют себя как кислоты, поскольку концентрация H₃O⁺, которую они создают в воде, оказывается меньше, чем концентрация Н₃О⁺, создаваемая при автопротолизе самой воды:

H₂O+H₂O H₃O⁺+ ОН^‑

Вследствие этого относительные кислотности (рК_а) слабых кислот совсем не могут быть определены в воде. Если кислоты достаточно сильны (довольно низкие рК_а), они практически полностью ионизируются в воде и будут, по-видимому, иметь одинаковую силу, например НС1, HNO₃, НС1О₄ и т. д. Это явление называют выравниваю­щим эффектом воды.

Область сравнительного определения рК_а может быть расширена при ис­пользовании в качестве растворителя как более сильных, так и более слабых оснований, чем Н₂О. Проводя соответствующие измерения в ряде растворителей с увеличивающейся основностью (и используя в качестве эталона кислоту, чья кислотность находится почти у нижнего предела значений кислотности в одном растворителе и у почти верхнего предела — в другом растворителе), можно определить силу кислоты вплоть до таких слабых кислот, как метан (pK_a ~ 43). Для приобретения кислых свойств молекула О—Н-кис­лоты должна иметь достаточно электроотрицательный заместитель R. Наибольший эффект достигается, если этот заместитель обладает к тому же еще –М-характером. Рассмотрим теперь кислотность О–Н -кислот по конкретным классам соединений.

Спирты. В одноатомных насыщенных спиртах роль заместителей R игра­ют различные алкильные радикалы. Поскольку эти заместители менее электроотрицательны, чем водород, то наиболее типичные спирты не должны быть более сильными кислотами, чем вода. И действительно, их кислотные свойства в разбавленных водных растворах не проявляются, они не титруются щелочью и т. д. Тем не менее спирты представляют собой типичные кислоты и способны, например, к растворению щелочных и щелочноземельных металлов с выделением водорода

R—0—H + Na (K, Ca и т. д.) R—0:- +Na⁺ (К⁺, Са⁺ и т. д) + 0, 5Н₂

В результате образуются алкоголяты соответствующих металлов, которые можно рассматривать либо как соли спиртов, либо как аналоги щелочей алкоголятные анионы R—0:^– обладают сильными основными свойствами, поэтому могут существовать только в среде соответствующего безводного (абсолютного) спирта, так как добавление сколько-нибудь заметных количеств воды сдвигает вправо равновесие:

R–0:^- + Н₂О R–0–Н +:ОН^–

Следовательно, в растворе спирта вода является более сильной кислотой, чем спирт, а гидроксильный анион — более слабым основанием, чем алкоголят-анион. Введение в молекулу спирта электроотрицательных заместителей существенно увеличивает кислотность замещенных спиртов, что видно из следующих примеров:

Спирт рКа

Метанол СН₃ОН 15.5

2-Хлорэтанол ClCH₂CH₂OH 14.3

2, 2, 2-Трихлороэтанол Cl₃CCH₂OH 12.2

2, 2, 2-Трифтороэтанол F₃CCH₂OH 12.2

1, 1, 1, 3, 3, 3-Гексафторо-2-пропанол (СF₃)₂СНОН 9.3

Нанофторо-2-метил-2-пропанол (СF₃)₃СОН 5.4

Поскольку гидроксильная группа принадлежит к числу электроотрицательных заместителей, то многоатомные спирты – более сильные кислоты, чем од­ноатомные, причем их кислотность растет с увеличением атомности и уменьшением расстояний между гидроксильными группами. Относительно более сильными кислотами являются гидратные формы альдегидов и кетонов и ортокислоты, так как в них несколько гидроксильных групп связано с одним и тем же атомом углерода.

Енолы. Поскольку в енолах —С=С–O–Н с реакционным центром связана p-электронная система, то сопряженное основание — енолят-ион—существенно стабилизован за счет полярного резонанса:

Поэтому енолы существенно более сильные кислоты, чем насыщенные одноатомные спирты. Этому способствует также индукционное вли­яние ненасыщенного заместителя, обладающего электроотрицательным характером. Если двойная или тройная связь в ненасыщенном спирте изолирована от гидрок­сильной группы хотя бы одним атомом углерода, то резонансная стабилизация аниона отсутствует и остается только индукционное влияние электроотрицатель­ной двойной или тройной связи. Поскольку эффективная электроотрицатель­ность тройной связи больше, чем двойной связи, то пропаргиловый спирт (СНºС—СН₃ОН) обладает более кислыми свойствами, чем аллиловый спирт (СН₂=СН–СН₂ОН).

Фенолы. Сопряженные основания фенолов (фенолят-ионы) в су­щественной мере стабилизированы за счет полярного сопряжения отрицательно заряженного кислорода с ароматическим циклом:

Делокализация отрицательного заряда возможна и в недиссоци­ированной молекуле фенола, однако, учитывая разделение заряда, она менее эффективна, чем в анионе. Это ведет к некоторому снижению стремления аниона связываться с протоном. Поэтому фенолы – значительно более сильные кислоты (для самого фенола рК_а = 9, 95), чем насыщенные спирты, и проявляют свои кислотные свойства также и в водных растворах. Еще больше кислотность таких фенолов, у которых в ароматическое ядро введены электроотрицательные заместители, особенно –М-заместители в о- и п-положениях, способные к полярному сопряжению с реакционным центром в конечном состо­янии:

Одновременно следует учесть, что эффективная электроотрицатель­ность за­мещенного фенила или любого другого ароматического цикла зависит не толь­ко от индукционного влияния соединенных с ним заместителей, а также от полярного резонанса этих заместителей с ароматическим циклом. При этом для заместителей ОR и NR; где R — это алкил или Н, влияние + М -эффекта заместителя на п- и о-положения превышает их индукционное влияние, а для галогенов дело обстоит наоборот:

рК_а 10.00, 7.15

10.07 10.68

9.02 9.38

8.39 5.42

Карбоксильные кислоты. В карбоксильной группе –С(О)–О–Н с гидроксилом непосредственно соединена карбонильная группа, в достаточной мере электроотрицательная и обладающая сильным – М -характе­ром. Следовательно, как индукционное влияние ацильного радикала R—С(О)—, так и сильный полярный резонанс в карбоксилатном анионе, приводящий к выравниванию зарядов на обоих атомах кислорода (сильная делокализация заряда), обусловливают скачкообразное (более чем на 10 порядков) увеличение кислотности по сравнению с насыщенными спиртами:

Поэтому карбоксильные кислоты целесообразно рассматривать как особый класс кислот со строением X–СООН (результат замеще­нияR вR—ОН на X—C=О), принимая в качестве кислотного реа­к­ционного центра карбоксильную группу в целом и анализируя вли­яние на кислотность заместителя X. Ин­дукционное влияние эффективной электроотрицательности этого заместителя приводит к уве­личению кислотности, хотя это влияние и меньше, чем в случае непо­средственной связи электроотрицательного заместителя с гидрок­сильной группой. Следует иметь в виду, что –М-свойства карбоксилатной группы СО₂^– существенно слабее, чем у карбоксильной группы, из-за наличия у СО₂^– отри­цательного заряда, препятствующего проявлению акцепторных свойств. Поэтому, если заместитель R обладает +М-xaрактером, исходное состояние оказывается стабилизированным за счет полярного резонанса, отсутствующего в конечном состоянии:

Это приводит к существенному уменьшению силы кислоты, например кар­баминовой и угольной кислот, кислых эфиров угольной кислоты и N-замещен­ных карбаминовых кислот.

Аналогично, если карбоксильная группа непосредственно связана с электронной системой (a, b-ненасыщенные и ароматические карбоксильные кислоты), то полярное сопряжение карбоксильной группы с p-электронной системой выступает в качестве фактора, стабилизирующего исходное состояние, а следовательно, понижающего кислотность. Однако индукционное влияние электроотрицательных p-электронных систем оказывает противоположное действие, будучи при этом более интенсивным. Поэтому такие кислоты все же несколько более сильные, чем их насыщенные аналоги.

Как и следовало ожидать, замещение негидроксильного атома водорода в молекуле муравьиной кислоты на алкильную группу приводит к образованию более слабой уксусной кислоты, поскольку электронодонорный индуктивный эффект алкильной группы понижает остаточное сродство к электрону атома кислорода, связанного с протонизируемым водородом, и, следовательно, уменьшает силу кислоты. В алкилзамещенном анионе повышенная электронная плотность на атоме кислорода способствует дестабилизации аниона и его рекомбинации с протоном:

Действительно, для уксусной кислоты рК_а = 4.76, а для муравьиной кислоты рК_а = 3.77. Однако степень структурного изменения, проявляющегося в такой небольшой молекуле, как муравьиная кислота, при замене атома водорода на метильную группу, настолько велика, что приведенное выше простое объяснение может и не отражать основные причины наблюдаемого различия. Вполне возможно, что различная способность к сольватации в случае этих двух кислот объясняется заметным различием форм их молекул, а также различным распределением заряда. Следует напомнить, что константа кислотности рК_а связана с изменением стандартной свободной энергии ионизации DG° уравнением:

DG° = 2.303 RT ×lg K_a

ичтоDG° включаеткакэнтальпийный,такиэнтропийный члены:

DG°= DH °- Т DS°,

Для ионизации уксусной кислоты в воде при 25°С (рК_а =1.79×10^-5) = 27.2 кДж (6.5 ккал), DH °= –0.5 кДж (–0.13 ккал) и DS ° = –92 Дж/град (–22 кал/град) [т. е. TDS ^o = –27.6 кДж (–6.6 ккал)], тогда как для муравьиной кислоты (рК_а = 17.6×10^-5), DG° = 21 кДж (5.1 ккал), DH° = –0.3 кДж (–0.07 ккал), DS ° = –74 Дж/град (–18 кал/град) [т. е. TDS = –21.3 кДж 5.17 ккал)]. Столь малые значения DH ° почти полностью обусловлены тем фактом, что эне­р­гия, необходимая для диссоциации связи О—Н в недиссоциированных карбоновых кислотах, компенсируется энергией, выделяемой при сольватации образующихся ионов.

Таким образом, различие в значениях DG ° для муравьиной и уксусной кислот, обусловливающее различие их К_а, является результатом различия их энтропийных (DS ^o) членов. Поскольку в каждом равновесии участвуют по два типа частиц с одной и другой стороны, различия в энтропии перехода при диссоциации будут невелики. Однако по одну сторону равновесия обе частицы являются нейтральными молекулами, а по другую — ионами. Поэтому основной вклад в величину DS ° вносит, судя по всему, большая степень упорядоченности сольватных оболочек молекул воды, окружающих ионы RCO₂^– и Н₃О⁺ по сравнению со степенью упорядоченности этих молекул в самой воде. Увеличение упорядоченности, однако, совсем не так велико, как можно было бы ожидать, поскольку в самой воде упорядоченность уже достаточно велика. Таким образом, различие в силе метановой и этановой кислот в действительности надо связывать с различной сольватацией анионов этих кислот, как это и предполагалось выше.

Дальнейшее введение алкильных групп в уксусную кислоту оказывает гораздо меньший эффект. Этот эффект является по существу эффектом второго поряд­ка, и его влияние на силу кислоты не всегда можно предсказать, поскольку определенную роль могут играть стерические и другие факторы. Значения рК_а для ряда гомологов этановой кислоты приведены ниже:

Если рядом с карбоксильной группой находится атом углерода, имеющий двойную связь, сила кислоты возрастает. Так, для акриловой (пропеновой) кислоты, СН₂=СНСО₂Н, рК_а = 4.25, тогда как для ее насыщенного аналога — про­пановой кислоты — рК_а = 4.88. Это связано с тем, что у ненасыщенного a-ато­ма углерода, находящегося в sр²-гибридизованном состоянии, из-за относительно большего вклада s-орбиталей электроны оттянуты нес­колько ближе к ядру, чем у насыщенного атома углерода, находящегося в sр³-гибридизованном состоянии. Вследствие этого sр²-гибридизованные атомы углерода обладают меньшей способностью отдавать электроны, чем насыщенные sр³- гибридизованные атомы; именно поэтому пропеновая кислота, уступающая по силе метановой, все же несколько сильнее пропановой. Этот эффект еще больше выражен для sp-гибридизованного атома углерода тройной связи; так, значение рК_а пропиновой (пропиоловой) кислоты СНºССО₂Н равно 1.84. Аналогичная ситуация наблюдается и для атомов водорода в этене и этине; в этене атомы водорода имеют несколько более выраженные кислотные свойства, чем в этане, в то время как в этине атомы водорода являются настолько кислыми, что легко замещаются некоторыми металлами.

Еще более заметное влияние оказывает введение в молекулу али­фатических кислот электроноакцепторных заместителей. Так, введение галогена, индуктивный эффект которого действует в направлении, противоположном индуктивному эффекту алкильной группы, должно увеличивать силу галогензамещенной кислоты, что действительно и наблюдается, как это видно из приведенных ниже значений ряда кислот:

Относительное влияние различных галогенов соответствует ожидаемому: фтор является наиболее электроотрицательным (электроноакцепторным), и сила фторэтановой кислоты в 100 раз выше силы этановой кислоты. Индуктивный эффект атомов галогенов гораздо выше индуктивного эффекта, вызываемого (в противоположном направлении) введением алкильных групп, и дальнейшее введение атомов галогена в молекулу еще более усиливает кислотность; так, трихлорэтановая кислота — уже очень сильная кислота.

Важно напомнить, что К_а (а следовательно, и рК_а) связана с DG ° ионизации и что DG °включает как DH °, так и DS °. Было показано, что в ряду галогензаме­щенных этановых кислот DH °при переходе от одного соединения к другому из­меняется незначительно. Наблюдаемое в этом ряду изменение DG ° определяется главным образом различие в значениях DS °, которое в свою очередь обусловлено влиянием атома галогена на делокализацию отрицательного заряда во всем анионе:

В анионе галогензамещенной кислоты отрицательный заряд распределен более равномерно по сравнению с незамещенным этаноат-анионом, заряд которого сконцентрирован в основном на группе СО₂^–. Это приводит к тому, что введение атома галогена облегчает возможность окружения иона молекулами воды, т. е. его сольватацию. Таким образом, ионизация галогензамещенных этановых кислот сопровождается меньшим снижением энтропии по сравнению с самой этановой кислотой. Этот эффект особенно сильно проявляется в случае CF₃CO₂H (рК_а = 0.23), для которой DG ° = 1.3 кДж (0.3 ккал), тогда как для СН₃СО₂Н DG °= 27.2 кДж (6.5 ккал); в то же время значения DН ° для обеих кислот мало отличаются друг от друга.

Введение атома галогена в положение, более удаленное от карбоксильной группы, чем a-положение, оказывает гораздо меньшее влияние. Это объясняется тем, что индуктивный эффект быстро ослабевает при передаче вдоль насыщенной цепи, в результате чего отрицательный заряд становится все менее «ра­з­мы­тым», оставаясь концентрированным в карбоксилат-анионе. В этом слу­чае ки­слота все больше напоминает соответствующую незамещенную алифатичес­кую кислоту, как это можно видеть из приведенных в табл. 2 значений рК_а.

Другие электроноакцепторные группы, например NR₃, CN, NO₂, SO₂R, CO, CO₂R, увеличивают силу простых алифатических кислот. Аналогичное влияние оказывают гидроксильные и метоксильные группы. Неподеленные электроны атомов кислорода групп ОН и ОМе не способны проявлять мезомерный эффект в направлении, противоположном индуктивному эффекту, из-за наличия в молекуле насыщенного атома углерода. Значения рК_а соответствующих кислот приведены ниже:

Таблица 2

Значения рК_а ряда карбоновых кислот

Особого внимания заслуживает рассмотрение ароматических карбоновых кислот. Бензойная кислота (рК_а = 4.20) является более сильной кислотой, чем ее насыщенный аналог — циклогексанкарбоновая кислота (рК_а = 4.87). Это дает основание предположить, что фенильная группа, подобно двойной связи, является менее электронодонорной (по сравнению с насыщенной системой углеродных атомов) по отношению к карбоксильной группе из-за наличия sр²-ги­б­ридизованного атома углерода, присоединенного к карбоксильной группе. Вве­дениеэлектронодонорных алкильных групп в ароматическое кольцо очень сла­бо влияет на силу образующейся кислоты (ср. с влиянием таких групп в фено­лах), в то время как введение аминных групп заметно уменьшает кислотность:

рКа
С₆Н₅СО₂Н 4.20
м-МеС₆Н₄СО₂Н 4.24
п-МеС₆Н₄СО₂Н 4.34
м-Н₂NС₆Н₄СО₂Н 4.74
п-Н₂NС₆Н₄СО₂Н 4.85

В замещенных бензойных кислотах электроотрицательные заместители при­водят к увеличению кислотности в соответствии с комбинированным влиянием их индукционного эффекта и полярного сопряжения с ароматическим циклом. Так, при введении электроноакцепторных групп, например группы NO₂, в пара -положение кислотность увели­чивается.

Иначе обстоит дело в случае о-замещенных бензойных кислот, так как они оказываются более сильными кислотами, чем незамещенная бензойная кислота, независимо от природы заместителя:

рК_а 4.18 2.94

3.92 2.17

3.00

Такая «аномалия» характерна и для ряда других реакций произ­водных о-замещенных фенилов. Она получила название орто-эффект. Особенно заметное влияние NО₂-группы в орто -положе­нии обусловлено, по-видимому, тем, что на очень коротком расстоянии индуктивный эффект действует сильнее всего, но нельзя исклю­чать и прямое взаимодействие между соседними группами NO₂ и СО₂Н. В ряде случаев орто-эффект вызван дополнительным влиянием стерического фактора и внутримолекулярной водородной связью, но одними этими факторами невозможно удовлетворительно объяснить все случаи проявления орто-эффекта, в том числе и для о-заме­щенных бензойных кислот. Существует мнение, что важную роль играют здесь особые эффекты специфической сольватации.

Наличие таких групп, как ОН, ОМе или галоген, обладающих электроноакцепторным индуктивным эффектом, но электронодонор­ным мезомерным эффектом в орто- или пара-положениях, может привести к тому, что пара-заме­щенные кислоты окажутся слабее мета-замещенных, а иногда и даже слабее исходной незамещенной кислоты, как, например, в случае пара-гидроксибензой­ной кислоты:

рК_а ХС₆Н₅СО₂Нпри различных Х:

Следует отметить, что этот компенсирующий эффект становится более выраженным при переходе: С1» Вг ОН, т.е. при возра­стании способности атома, связанного с ароматическим кольцом, отделяться вместе со своей электронной парой. Важно подчеркнуть, что здесь, как и в приведенных выше случаях, возможно, сказывается влияние различного распределения заряда в ани­онах на их соль­ватацию, т. е. на значение TDS °, связанное со степенью упорядочен­ности молекул растворителя в сольватной оболочке, что может стать причиной наблюдаемых различий в значениях рК_а.

Поведение о-замещенных кислот, как отмечалось выше, часто аномально. Иногда они оказываются более сильными, чем можно было ожидать, исходя из предположения о прямом взаимодействии соседних групп. Так, внутримолекулярные водородные связи стабилизируют анион о-гидроксибензойной (салициловой) кислоты за счет делокализации его заряда, что нехарактерно ни для м- и п-изомеров, ни для о-метоксибензойной кислоты.

Внутримолекулярные водородные связи могут, конечно, действо­вать в молекуле недиссоциированной кислоты так же, как и в ее ани­оне, но, вероятно, в последнем случае более эффективно, чем в первом (с соответствующей относительной стабилизацией), так как отрицательный заряд на атоме кислорода в анионе способствует образованию более сильной водородной связи. Этот эффект даже более выражен, когда водородные связи образуются с гидроксильными группами в обоих орто-положениях; так, для 2,6-дигидроксибензой­ной кислоты рК_а = 1.30.

Дикарбоновые кислоты. Простую интерпретацию невозможно дать и константам диссоциации двухосновных карбоксильных кислот, диссоциирующих в две стадии

Значения величин К₂ кислот (HO₂C[CH₂]_nCO₂H) явно «аномальны»:

Значение n рК_а (2)

0 3.97

1 5.40

2 5.34

3 4.97

Для сравнения CH₃COOH 4.76

Повышенная кислотность двухосновных кислот объясняется элек­троноакцепторным характером второй карбоксильной группы. Однако ее влияние быстро уменьшается по мере того, как карбоксильные группы оказываются разделенными более чем одним насыщенным атомом углерода.

При сопоставлении кислотности двухосновных и одноосновных кислот для первых необходимо предварительно ввести так называемую статистическую поправку. Она учитывает наличие в недиссоциированной двухосновной кислоте двух центров кислотности, а в ее анионе - двух центров основности, вследствие чего значения К₁ в два раза больше, а значения К₂ — в два раза меньше, чем этого сле­довало бы ожидать при идентичном влиянии факторов строения, но при наличии только одного центра кислотности или основности. Бла­годаря этому для указанных кислот предельное значение К₁, достигаемое при увеличении n, на lg2 = 0.30 единиц рК_а меньше, а предельное значение рК₂ — на ту же величину больше, чем аналогич­ное предельное значение рК_а для кислот СНз(СН₂)nСООН:

Кислота рК₁ рК₂

HOOC(CH₂)₄COOH 4.42 5.28

HOOC(CH₂)₅COOH 4.51 5.31

CH₃(CH₂)₅COOH 4.84 —

С учетом статистической поправки значение рК₂ щавелевой кислоты (n=0) получается примерно на 0, 8 единицы меньше, а для малоновой кислоты (n=1) — на 0.6 единицы больше рКа пропионовой кислоты. Таким образом, создается впечатление, что при n=0 карбоксилатная группа —С00^– является более электроотрицательным заместителем, чем СН₃, а при п= 1 ее электроотрицательность существенно меньше, чем у метила. С точки зрения современных те­о­ретических представлений, этому трудно дать удовлетворительное объяснение.

В определенных случаях на кислотность многоосновных карбоксильных ки­слот заметное влияние оказывает наличие внутримолеку­лярной водородной свя­зи. Хорошей иллюстрацией являются значения рК₁ и рК₂ фумаровой (рК₁ = 3.02; рК₂ =4.38) и малеиновой (рК₁ = l.92; рК₂ =6.23) кислот. Эти кислоты диссоциируют по следующим схемам:

Наличие внутримолекулярной водородной связи в моноанионе малеиновой кислоты приводит к его дополнительной стабилизации. Так как этот моноанион является конечным состоянием для первой ступени диссоциации и исходным для второй ступени, то стабилизация приводит к соответствующему увеличению K₁ и уменьшению К₂. Это особенно заметно при сопоставлении K₁ и К₂ для фумаровой кислоты, в которой внутримолекулярная водородная связь невозможна в результате транс-положения карбоксильных групп. Щавелевая, малоновая и янтарная кислоты уступают по второй ступени диссоциации му­равьиной и пропановой кислотам соответственно. Это объясняется тем, что в случае дикарбоновых кислот второй протон приходится удалять из отрицательно заряженных частиц, содержащих электронодонорный заместитель, т. е. группу СО₂^–, которая, как можно ожидать, дестабилизирует анион по сравнению с недиссоции­рованной кислотой в большей степени — эффект, который отсутствует при диссоциации незамещенной кислоты:

Сульфиновые и сульфоновые кислоты, фосфоновые и фосфоновые кислоты. В указанных кислотах с гидроксильной группой связаны очень электроотрицательные заместители, обладающие одновременно – М -характе­ром. Благодаря этому как сульфиновые, так и сульфоновые кислоты относятся к числу сильных кислот. Из известных значений рК_а в качестве примеров можно привести следу­ю­щие: для бензенсульфиновой кислоты C₆H₅SOOH рК_а =1.5, а для бензенсульфоновой кислоты C₆H₅SO₂OH рК_а = 0.7. Ниже приводятся значения рК_а для некоторых фосфиновых и фосфоновых кислот.

Кислота рК_а

Фосфиновые кислоты

Диметилфосфиновая кислота 3.08

Бис(трет-бутил)-фосфиновая кислота 4.24

Дифенилфосфиновая кислота 2.10

Фосфоновые кислоты рК₁ рК₂

Метилфосфоновая кислота 2.38 7.74

Хлорметилфосфоновая кислота 1.40 6.30

Бензенфосфоновая кислота 1.82 7.07