Электронные эффекты, кислотность и интермедиаты

Полярность связей и молекул

Связь между атомами с разной электроотрицательностью полярна: электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, и на нём возникает частичный отрицательный заряд \(\delta-\), на партнёре — \(\delta+\). Меру полярности даёт дипольный момент связи; для молекулы дипольные моменты связей складываются как векторы, поэтому симметричная молекула может быть неполярной при полярных связях: \(\ce{CCl4}\) и \(\ce{CO2}\) имеют \(\mu = 0\).

Дипольный момент — ключ в задачах на строение: если из двух изомеров один неполярен, это симметричный (транс-, пара-, тетраэдрический) изомер. Полярность связи говорит и о реакционной способности: атом с \(\delta+\) ждёт нуклеофила, атом с \(\delta-\) — электрофила или протона.

Индуктивный эффект

Смещение электронной плотности по цепи σ-связей под действием заместителя называют индуктивным эффектом (\(I\)). Заместитель, оттягивающий электроны на себя, проявляет \(-I\)-эффект; отдающий их в цепь — \(+I\)-эффект. Отсчёт ведут от водорода: его эффект принимают за нуль.

• \(-I\): галогены, \(\ce{-OH}\), \(\ce{-OR}\), \(\ce{-NH2}\), \(\ce{-NO2}\), \(\ce{-CN}\), \(\ce{-CHO}\), \(\ce{-COOH}\), \(\ce{-COOR}\), \(\ce{-NR3+}\) (самый сильный), \(sp^2\)- и \(sp\)-углерод (винил, фенил, этинил) — все более электроотрицательные, чем \(sp^3\)-углерод.
• \(+I\): алкильные группы (слабый эффект, растёт от метила к трет-бутилу), отрицательно заряженные группы \(\ce{-O^-}\), \(\ce{-COO^-}\), металлы (\(\ce{-MgBr}\), \(\ce{-Li}\)).

Главное свойство \(I\)-эффекта — быстрое затухание: через каждую σ-связь передаётся примерно треть, так что за три связи эффект почти исчезает. Отсюда прямое следствие для кислотности: хлор у \(\alpha\)-атома масляной кислоты снижает \(pK_a\) на две единицы, у \(\gamma\)-атома — на 0,3. Каждый следующий галоген у того же атома добавляет ещё порядок: хлоруксусная кислота 2,86, дихлоруксусная 1,3, трихлоруксусная 0,65, трифторуксусная 0,2 — почти минеральная кислота.

Практика: заряды и кислотность

Индуктивный эффект объясняет не только кислотность. Он определяет, какой атом в молекуле электрофильный: в хлорэтане это \(\alpha\)-углерод, в ацетоне — углерод карбонила, в ацетонитриле — углерод нитрильной группы. Он же объясняет ряд основности: электроноакцепторные заместители снижают электронную плотность на азоте и ослабляют основание (трифторэтиламин на три порядка слабее этиламина).

Сопряжение

Если две π-связи разделены ровно одной σ-связью, их p-орбитали перекрываются «боком» через промежуточный атом: возникает единая π-система из четырёх электронов на четырёх атомах. Такое расположение называют сопряжением (\(\pi\)–\(\pi\)-сопряжение); в бута-1,3-диене центральная связь короче обычной одинарной (147 пм против 154), а вращение вокруг неё затруднено.

p-Орбиталь с неподелённой парой, пустая p-орбиталь или одиночный электрон тоже могут сопрягаться с π-связью (\(p\)–\(\pi\)-сопряжение): хлорэтен, енолят-ион, аллильный катион, аллильный радикал. Сопряжение всегда понижает энергию системы — это видно по теплотам гидрирования:

Пятнадцать килоджоулей для диена — заметно, а полтораста для бензола — это уже особое качество, ароматичность (раздел 7).

Резонанс: правила и вклады

Одну структурную формулу для делокализованной системы написать нельзя: ни одна из них не показывает, что обе связи C–O в ацетат-ионе одинаковы. Поэтому пишут несколько резонансных структур и понимают, что реальная молекула — их «наложение», резонансный гибрид. Резонанс — это не колебание между структурами: ацетат-ион не «мигает».

Правила написания резонансных структур:

1. Двигаются только электроны (π-электроны и неподелённые пары); положения ядер и σ-связи не меняются.
2. Изогнутая стрелка идёт от источника электронов (пары или π-связи) к тому месту, где они окажутся (к атому или между атомами — новая связь).
3. Атомы второго периода не могут иметь больше восьми электронов; суммарный заряд сохраняется.
4. Число неспаренных электронов не меняется.

Вклад структур неодинаков. Больший вклад имеют структуры, у которых: больше ковалентных связей; полные октеты у всех атомов; отрицательный заряд на более электроотрицательном атоме, положительный — на менее; меньше разделение зарядов. Для карбонильной группы \(\ce{C=O}\) ↔ \(\ce{C+-O-}\) вторая структура даёт малый, но важный вклад — она объясняет, почему нуклеофилы атакуют углерод.

Мезомерный эффект

Смещение электронов по сопряжённой системе под действием заместителя называют мезомерным эффектом (\(M\)). Он передаётся по π-системе без затухания и обычно сильнее индуктивного.

• \(+M\) (доноры): заместители с неподелённой парой на атоме, соединённом с π-системой: \(\ce{-O^-}\), \(\ce{-NH2}\), \(\ce{-NR2}\), \(\ce{-OH}\), \(\ce{-OR}\), \(\ce{-NHCOR}\), галогены (слабо), а также алкильные группы — через гиперконъюгацию (урок 11).
• \(-M\) (акцепторы): заместители с кратной связью к электроотрицательному атому: \(\ce{-NO2}\), \(\ce{-CN}\), \(\ce{-CHO}\), \(\ce{-COR}\), \(\ce{-COOH}\), \(\ce{-COOR}\), \(\ce{-SO3H}\).

Часто знаки \(I\) и \(M\) противоположны, и нужно знать, какой эффект побеждает. У \(\ce{-OH}\), \(\ce{-OR}\), \(\ce{-NH2}\) побеждает \(+M\): они увеличивают электронную плотность в кольце (фенол и анилин реагируют с бромной водой без катализатора). У галогенов побеждает \(-I\): хлорбензол менее активен, чем бензол, но ориентация замещения всё равно определяется \(+M\) — в орто- и пара-положения.

Гиперконъюгация и ряд устойчивости

Метильная группа не имеет неподелённых пар, но всё же отдаёт электронную плотность соседней π-системе или пустой орбитали. Причина — гиперконъюгация: σ-связь \(\ce{C-H}\) соседнего атома перекрывается с пустой p-орбиталью карбокатиона (или с π-орбиталью). Электроны σ-связи частично «размазываются» на соседний атом, и заряд делокализуется. Чем больше алкильных групп у катионного центра, тем больше таких связей и тем устойчивее катион:

Разница между соседними членами ряда — порядка 60–80 кДж/моль в газовой фазе; в растворе она меньше, но остаётся решающей. Тот же ряд действует для радикалов (третичный радикал устойчивее первичного, хотя различия меньше: 400 против 421 кДж/моль по энергиям диссоциации), и по той же причине более замещённые алкены устойчивее менее замещённых — правило Зайцева в термодинамической форме.

Аллильные и бензильные системы

Если катионный центр, радикал или анион соседствует с π-связью, делокализация становится «настоящим» резонансом: аллильный катион \(\ce{CH2=CH-CH2+}\) — это две равноценные структуры, и заряд поделён между крайними атомами поровну. Бензильный катион \(\ce{C6H5CH2+}\) распределяет заряд по орто- и пара-положениям кольца. Поэтому аллильные и бензильные катионы по устойчивости сравнимы с третичными, а радикалы — заметно устойчивее любых алкильных.

Количественная мера — энергия диссоциации связи \(\ce{C-H}\) (\(D\), кДж/моль), то есть энергия образования радикала:

Обратите внимание на винильную и арильную связи: они прочнее всех, потому что образуются \(sp^2\)-орбиталями, а винильный катион и радикал не имеют делокализации. Отсюда правило: реакции по аллильному и бензильному положению идут легко (галогенирование NBS, окисление боковой цепи), а винильные и арильные галогениды инертны в замещении.

Делокализация заряда и кислотность

Если сопряжённое основание кислоты стабилизировано делокализацией, кислота сильнее. Карбоновые кислоты (\(pK_a \approx 4\)–5) сильнее спиртов (\(pK_a \approx 16\)) на 11 порядков потому, что карбоксилат-ион — резонансный гибрид двух равноценных структур, а алкоголят-ион локализован. Фенол (\(pK_a = 10\)) сильнее циклогексанола (\(pK_a = 18\)), потому что заряд фенолят-иона уходит в кольцо. Ацетон (\(pK_a \approx 19\)) — кислота, хотя в нём нет ни O–H, ни N–H: α-водород отрывается с образованием енолят-иона, у которого заряд делокализован между углеродом и кислородом. Два карбонила по бокам (\(\ce{CH3COCH2COCH3}\), \(pK_a = 9\)) делают C–H-кислоту сравнимой с фенолом.

Тот же принцип «в обратную сторону» действует на основания: делокализованная пара — плохое основание (анилин, амиды, пиррол), локализованная — хорошее (алкиламины).

Шкала pKa

Сила кислоты \(\ce{HA}\) в воде описывается константой \(K_a = [\ce{H+}][\ce{A-}]/[\ce{HA}]\) и её показателем \(pK_a = -\lg K_a\): чем меньше \(pK_a\), тем сильнее кислота. Шкала охватывает почти шестьдесят порядков — от серной кислоты до этана, и её опорные точки нужно знать наизусть.

Значения выше 16 в воде измерить нельзя — такие кислоты слабее самой воды, и их \(pK_a\) получают в других растворителях (ДМСО) с пересчётом; поэтому в справочниках они «плавают» на единицу-две. Для сравнений это не мешает.

От чего зависит сила кислоты

Кислота сильнее, если её сопряжённое основание устойчивее. Пять факторов, которые действуют на устойчивость аниона, стоит проверять в таком порядке.

1. Элемент. В периоде кислотность растёт с электроотрицательностью: \(\ce{CH4}\) (50) < \(\ce{NH3}\) (38) < \(\ce{H2O}\) (15,7) < \(\ce{HF}\) (3,2). В группе — с размером атома, потому что заряд на большом атоме «размазан»: \(\ce{HF}\) (3,2) < \(\ce{HCl}\) (\(-7\)); тиолы (10,6) сильнее спиртов (16).
2. Резонанс. Делокализованный анион устойчивее: кислоты (5) сильнее спиртов (16), фенол (10) сильнее циклогексанола (18).
3. Индуктивный эффект. Акцепторы рядом с центром усиливают кислоту (хлоруксусные кислоты), доноры ослабляют.
4. Гибридизация. Чем больше s-характер орбитали, несущей пару, тем ниже её энергия: этан (50) < этилен (44) < ацетилен (25).
5. Сольватация. Маленький анион лучше сольватируется водой: в воде метанол (15,5) сильнее трет-бутанола (18), а в газовой фазе — наоборот. Сольватация объясняет и «неправильный» порядок основности аминов (урок 13).

Эти же факторы объясняют, почему ацетон — кислота, а диэтиловый эфир — нет, почему нитрометан (\(pK_a\) 10,2) сравним с фенолом и почему для отрыва протона от алкина нужен амид натрия.

Положение равновесия и выбор основания

Реакция \(\ce{HA + B^- <=> A^- + HB}\) смещена в сторону более слабой кислоты, а константа равновесия равна \(K = 10^{\,pK_a(\ce{HB}) - pK_a(\ce{HA})}\). Разность в две единицы \(pK_a\) даёт \(K = 100\) — практически полное превращение; разность в одну единицу — 90 %. Отсюда правило выбора основания: сопряжённая кислота основания должна быть слабее субстрата минимум на 2–3 единицы.

Обратная задача — «что выделится при действии кислоты»: кислота вытесняет из соли более слабую кислоту. Уксусная кислота (\(pK_a\) 4,76) вытесняет угольную (6,4) из гидрокарбоната — идёт газ; фенол (10) — не вытесняет: фенол с \(\ce{NaHCO3}\) не реагирует. Это классический способ различить фенол и карбоновую кислоту.

Основность

Основность измеряют \(pK_a\) сопряжённой кислоты (\(pK_{aH}\)): чем он больше, тем сильнее основание. Алкиламины — самые сильные нейтральные основания органики (\(pK_{aH}\) 10–11), потому что неподелённая пара азота локализована и доступна.

Что определяет основность:

• \(+I\)-эффект алкилов повышает плотность на азоте — метиламин сильнее аммиака. Но триметиламин слабее диметиламина: чем меньше атомов водорода у аммониевого иона, тем хуже его сольватирует вода. В газовой фазе порядок «правильный»: \(\ce{(CH3)3N} > \ce{(CH3)2NH} > \ce{CH3NH2} > \ce{NH3}\).
• Сопряжение пары с π-системой резко снижает основность: анилин (4,6), ацетамид (\(-0{,}5\), протонируется по кислороду), пиррол (пара — часть ароматического секстета, протонирование разрушает ароматичность).
• Гибридизация: пара на \(sp^2\)-орбитали пиридина (5,2) удерживается прочнее, чем на \(sp^3\) у пиперидина (11,1); нитрилы (\(sp\)) почти не основания.
• Резонансная стабилизация катиона делает основание сильнее: гуанидиний-ион имеет три равноценные структуры — гуанидин почти так же силён, как щёлочь. Амидины (DBU) — на том же принципе.

Нуклеофильность

Нуклеофил — частица с парой электронов, атакующая атом с дефицитом электронов. Основность — термодинамическая величина (положение равновесия с протоном), нуклеофильность — кинетическая (скорость атаки на углерод). Они связаны, но не совпадают.

Закономерности:

1. Для одного и того же атома нуклеофильность растёт с основностью: \(\ce{CH3O-} > \ce{HO-} > \ce{CH3COO-} > \ce{CH3OH}\); заряженная частица всегда сильнее нейтральной.
2. В группе нуклеофильность растёт вниз (в протонном растворителе): \(\ce{I-} > \ce{Br-} > \ce{Cl-} > \ce{F-}\), \(\ce{RS-} > \ce{RO-}\), хотя основность падает. Причины — поляризуемость крупного атома и слабая сольватация: маленький \(\ce{F-}\) «закутан» в водородные связи. В апротонных растворителях (ДМСО, ДМФА, ацетон) сольватация снимается, и порядок галогенидов обращается.
3. Объёмные частицы — плохие нуклеофилы при высокой основности: трет-бутилат калия отрывает протон (элиминирование), но почти не замещает. На этом строится выбор основания для E2 против SN2.

Кислоты Льюиса и принцип ЖМКО

По Льюису кислота — акцептор электронной пары, основание — донор. Кислоты Льюиса органической химии: \(\ce{H+}\), карбокатионы, \(\ce{BF3}\), \(\ce{AlCl3}\), \(\ce{FeBr3}\), \(\ce{ZnCl2}\), \(\ce{TiCl4}\), атом углерода карбонильной группы. Основания Льюиса: амины, спирты, эфиры, карбанионы — и даже алкены (π-электроны). Кислоты Льюиса активируют электрофилы: \(\ce{AlCl3}\) вытягивает хлорид из хлоралкана, создавая карбокатион для реакции Фриделя–Крафтса.

Принцип жёстких и мягких кислот и оснований (ЖМКО, Пирсон, 1963) уточняет, кто с кем реагирует охотнее. Жёсткие частицы — маленькие, с высокой плотностью заряда, малополяризуемые: \(\ce{H+}\), \(\ce{Li+}\), \(\ce{Mg^2+}\), \(\ce{BF3}\), карбонильный углерод; \(\ce{F-}\), \(\ce{HO-}\), \(\ce{RO-}\), \(\ce{H2O}\), \(\ce{NH3}\). Мягкие — крупные, поляризуемые: \(\ce{Ag+}\), \(\ce{Hg^2+}\), \(\ce{Cu+}\), \(\ce{I2}\), \(\ce{Br2}\), \(sp^3\)-углерод галогеналкана; \(\ce{I-}\), \(\ce{RS-}\), \(\ce{CN-}\) (по углероду), \(\ce{CO}\), алкены, фосфины. Правило: жёсткое предпочитает жёсткое, мягкое — мягкое.

Применения, которые встречаются в задачах:

• цианид-ион амбидентен: с галогеналканами (мягкий \(sp^3\)-углерод) реагирует углеродом — нитрилы; с \(\ce{AgCN}\) (серебро «занимает» углерод) образуются изонитрилы;
• енолят-ион: жёсткие электрофилы (силилхлориды, протон) идут на кислород, мягкие (алкилиодиды) — на углерод;
• \(\ce{Hg^2+}\) и \(\ce{Ag+}\) активируют мягкие алкины и алкены (гидратация по Кучерову, оксимеркурирование);
• ртуть и свинец ядовиты, потому что связываются с мягкими тиольными группами ферментов.

Карбокатионы

Карбокатион — атом углерода с шестью электронами и положительным зарядом: \(sp^2\), плоский, пустая p-орбиталь перпендикулярна плоскости. Он образуется при протонировании алкенов, ионизации спиртов в кислоте, отщеплении уходящей группы от галогеналканов (SN1) и распаде солей диазония.

Ряд устойчивости объединяет всё, что вы знаете о делокализации:

Катион с гетероатомом рядом (\(\ce{CH3O-CH2+}\), оксокарбениевый ион) исключительно устойчив: пара кислорода даёт структуру \(\ce{CH3-O+=CH2}\) с полными октетами — это интермедиат гидролиза ацеталей и гликозидов. Ацилий-ион \(\ce{R-C#O+}\) устойчив по той же причине и участвует в ацилировании по Фриделю–Крафтсу.

Главное свойство карбокатионов — перегруппировки. Если рядом с катионным центром есть атом с водородом или алкильной группой, а их миграция даёт более устойчивый катион, она происходит быстрее любой другой реакции (1,2-гидридный или 1,2-алкильный сдвиг):

Карбанионы и радикалы

Карбанион — углерод с неподелённой парой и отрицательным зарядом: пирамидальный (\(sp^3\)), быстро инвертирующий, как аммиак. Алкильные группы его дестабилизируют (\(+I\)-эффект «давит» на заряд), поэтому ряд устойчивости обратен катионному: \(\ce{CH3-} >\) первичный \(>\) вторичный \(>\) третичный. Стабилизируют карбанион акцепторы с \(-M\)-эффектом (енолят, нитронат, бензильное и аллильное положения — они плоские, \(sp^2\)), s-характер (ацетиленид) и соседние атомы с высокой электроотрицательностью. Свободные алкильные карбанионы в растворе не живут; их роль играют металлоорганические соединения — реактивы Гриньяра и литийорганика, где связь \(\ce{C-Mg}\) поляризована так, что углерод ведёт себя как нуклеофил.

Радикал — атом с одним неспаренным электроном, почти плоский. Устойчивость растёт как у катионов: третичный > вторичный > первичный > метильный, а аллильный и бензильный — устойчивее всех алкильных (энергии диссоциации связей из урока 11). Радикалы возникают при гомолизе: свет (\(\ce{Cl2 ->[h\nu] 2Cl.}\)), нагрев пероксидов и азосоединений (перекись бензоила, AIBN), а живут они миллисекунды — кроме «персистентных» радикалов, защищённых стерически.

Карбены, нитрены, ион-радикалы

Карбен — нейтральный двухвалентный углерод с шестью электронами: \(\ce{:CH2}\), \(\ce{:CCl2}\). В синглетном карбене два «лишних» электрона спарены на \(sp^2\)-орбитали, а p-орбиталь пуста — он и нуклеофил, и электрофил сразу; в триплетном они не спарены. Дихлоркарбен получают действием сильного основания на хлороформ (α-элиминирование): \(\ce{CHCl3 + KOH -> :CCl2 + KCl + H2O}\); метилен — фотолизом диазометана \(\ce{CH2N2 ->[h\nu] :CH2 + N2}\). Карбены присоединяются к алкенам, давая циклопропаны, причём синглетные — стереоспецифично (цис-алкен даёт цис-циклопропан); внедряются в связи \(\ce{C-H}\); дихлоркарбен атакует фенолят в реакции Реймера–Тимана (раздел 10). Реагент Симмонса–Смита \(\ce{ICH2ZnI}\) — «карбеноид»: переносит \(\ce{CH2}\) на алкен без свободного карбена.

Нитрен \(\ce{R-N:}\) — азотный аналог карбена, образуется при распаде азидов \(\ce{R-N3 -> R-N: + N2}\); перегруппировки Гофмана и Курциуса формально идут через нитрены, хотя миграция происходит согласованно.

Ион-радикалы несут и заряд, и неспаренный электрон. Катион-радикал \(\ce{M^{+.}}\) — молекулярный ион в масс-спектрометрии; анион-радикалы образуются при восстановлении аренов натрием в аммиаке (реакция Бёрча) и кетонов натрием (кетил бензофенона, синий, — индикатор сухости растворителя).

Классификация реакций и механизмов

Органические реакции классифицируют по трём признакам.

• По результату: замещение (S, substitution), присоединение (Ad), отщепление (E, elimination), перегруппировка, окисление–восстановление.
• По способу разрыва связи: гомолитический (образуются радикалы, реакции обозначают буквой R) и гетеролитический — ионный. Ионные реакции делят по природе атакующей частицы: нуклеофильные (N) и электрофильные (E).
• По молекулярности лимитирующей стадии: мономолекулярные (1) и бимолекулярные (2).

Отсюда обозначения, которые нужно читать без запинки: \(S_N1\) и \(S_N2\) — нуклеофильное замещение моно- и бимолекулярное, \(E1\) и \(E2\) — отщепление, \(E1cB\) — отщепление через сопряжённое основание (карбанион), \(Ad_E\) — электрофильное присоединение (к алкенам), \(Ad_N\) — нуклеофильное (к карбонилу), \(S_EAr\) — электрофильное ароматическое замещение, \(S_R\) — радикальное замещение.

Механизм записывают стрелками: каждая изогнутая стрелка — движение пары электронов от нуклеофила (пара, π-связь) к электрофилу (атом с \(\delta+\), пустая орбиталь). Промежуточные частицы — интермедиаты — существуют реально, хотя и недолго; переходные состояния — только максимумы на пути, их выделить нельзя.

Энергетический профиль и постулат Хэммонда

На энергетическом профиле по горизонтали откладывают координату реакции, по вертикали — энергию (точнее, свободную энергию Гиббса). Высота барьера \(E_a\) (или \(\Delta G^\ddagger\)) определяет скорость: по уравнению Аррениуса её рост на 6 кДж/моль замедляет реакцию примерно в 10 раз при комнатной температуре. Разность уровней продуктов и реагентов \(\Delta H\) (или \(\Delta G^\circ\)) определяет равновесие и не зависит от пути.

В многостадийной реакции скорость задаёт лимитирующая стадия — та, у которой самое высокое переходное состояние относительно исходных веществ. Катализатор открывает другой путь с меньшим барьером, но не меняет \(\Delta H\) и положение равновесия.

Постулат Хэммонда (1955) связывает строение переходного состояния с энергией: переходное состояние похоже на ту частицу, к которой оно ближе по энергии. В экзотермической стадии оно «раннее», похоже на реагенты; в эндотермической — «позднее», похоже на продукты. Следствие огромной важности: образование карбокатиона эндотермично, значит, его переходное состояние похоже на сам катион — и всё, что стабилизирует катион, ускоряет его образование. Так объясняется кинетическая сторона правила Марковникова и разница в селективности: бром (эндотермичный отрыв водорода, позднее переходное состояние) «выбирает» третичный водород в 1600 раз охотнее первичного, а хлор (экзотермичный отрыв, раннее переходное состояние) — лишь в 5 раз.

Кинетический и термодинамический контроль

Если из одних реагентов могут получиться два продукта, состав смеси зависит от того, обратима ли реакция. При низкой температуре, когда продукты обратно не превращаются, побеждает тот, что образуется быстрее, — через более низкий барьер: это кинетический контроль. При высокой температуре или длительном времени устанавливается равновесие, и накапливается более устойчивый продукт: термодинамический контроль.

Классический пример — присоединение \(\ce{HBr}\) к бута-1,3-диену. Аллильный катион захватывает бромид по двум положениям: при \(-80\,^\circ\)C преобладает 1,2-продукт (3-бромбут-1-ен, около 80 %), при \(+40\,^\circ\)C — 1,4-продукт (1-бромбут-2-ен, около 80 %) с более замещённой двойной связью. Если 1,2-продукт нагреть, он превращается в 1,4- — лучшее доказательство того, что при высокой температуре реакция обратима.

Другие примеры из курса: сульфирование нафталина (α-сульфокислота при \(80\,^\circ\)C, β — при \(160\,^\circ\)C), еноляты кетонов (кинетический — менее замещённый, с LDA при \(-78\,^\circ\)C; термодинамический — более замещённый, при равновесии), реакция Дильса–Альдера (эндо-продукт кинетический, экзо — термодинамический).

Кислоты и основания

Перед сравнением напишите сопряжённое основание каждой кислоты и найдите, что стабилизирует его заряд: элемент, резонанс, индуктивный эффект, гибридизация. Для оснований — наоборот: что делает пару доступной или недоступной.

Эффекты и резонанс

Задачи на эффекты решаются в два хода: определить знак и силу эффектов каждого заместителя, затем понять, что происходит с зарядом — стабилизируется или нет. Резонансные структуры пишите все, а потом вычёркивайте те, что нарушают правила.

Интермедиаты и профили

Ряды устойчивости и постулат Хэммонда позволяют предсказывать продукты, не зная «правил»: ищите самый устойчивый интермедиат — он образуется быстрее и определяет продукт при кинетическом контроле; при термодинамическом сравнивайте сами продукты.