Chimica organica - Appunti

b) quando sono presenti due o più gruppi alchilici diversi, che potrebbero in teoria

prendere il medesimo numero, si procede in ordine alfabetico:

CH CH CH CH CH CH

3 2 3 3 2 3

2

1

2 1 NON

3 4

4 3

1-etil-2-metilciclobutano 2-etil-1-metilciclobutano

ACIDI E BASI

DEFINIZIONE DI ARRHENIUS

In soluzione acquosa un acido è una sostanza che produce ioni idrogeno o protoni

mentre una base è una sostanza che produce ioni ossidrilici.

DEFINIZIONE DI LEWIS

Un acido è una qualsiasi specie chimica in grado di accettare una coppia di elettroni

mentre una base è una sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni.

DEFINIZIONE DI BRONSTED

Un acido è una qualsiasi specie che dona protoni mentre una base è una qualsiasi

sostanza in grado di accettare protoni. - +

A + H O

HA + H O 3

2 + -

O ] [A ]

[H

3

Keq = [HA] [H O]

2 + -

[H O ] ]

[A

3

Ka = Keq =

[H O]

2 [HA]

pKa = - log Ka

Un acido forte (fortemente dissociato in acqua) presenta un valore elevato della sua

K e conseguentemente un valore basso del pK .

a a

Un acido debole (debolmente dissociato in acqua) presenta un valore piccolo della

sua K e conseguentemente un valore alto del pK .

a a

REAZIONI ACIDO-BASE

acido coniugato

base - +

HA + B A + BH

base coniugata

acido

L’ equilibrio in una reazione acido-base è SEMPRE spostato verso l’acido e la base

più debole.

Questo significa che una reazione acido-base avverrà solamente se un acido donerà

un protone alla base coniugata di ogni acido che ha un valore più alto di pK .

a

Per esempio nella reazione:

O O

- -

HCOH + CH O HCO + CH OH

3

3

l’equilibrio è spostato verso destra (la reazione acido-base avverrà) perché il pK del

a

metanolo, di valore 15.5, è maggiore di quello dell’acido formico (pK = 3.7).

a

Se si considera invece la reazione

- 2-

NH + HC

C

NH + HC CH

3

l’equilibrio è spostato verso sinistra (la reazione acido-base non avverrà) perché il

pK dell’acetilene, di valore 26, è più piccolo di quello dell’ammoniaca (pK = 36).

a a

La forza di un acido è strettamente dipendente dalla stabilità della sua base coniugata:

tanto più essa è stabile tanto più l’acido è forte.

La stabilità di una base coniugata dipende da quanto è delocalizzata la sua carica

negativa: tanto più la carica è delocalizzata sulla molecola tanto più la base coniugata

è stabile e quindi il suo acido è forte.

QUALI FATTORI STABILIZZANO UNA BASE CONIUGATA RISPETTO

AL PROPRIO ACIDO?

EFFETTO DI RISONANZA (MESOMERO O CONIUGATIVO)

1) si ha risonanza quando una molecola può essere rappresentata da due o più

strutture, che si differenziano tra di loro soltanto per la distribuzione degli elettroni,

ma che hanno la stessa disposizione di atomi. La molecola è un IBRIDO di tutte

queste strutture e non è rappresentata in maniera soddisfacente da nessuna di esse:

ognuna di queste strutture contribuisce all’IBRIDO.

L’esempio classico in chimica organica è rappresentato dal benzene:

2) la risonanza è importante quando le strutture che contribuiscono all’ibrido hanno

all’incirca la stessa stabilità (cioè hanno un contenuto energetico dello stesso ordine

di grandezza).

Il contributo di ogni struttura all’ibrido di risonanza dipende dalla stabilità di una

struttura rispetto alle altre: la struttura più stabile porta il maggior contributo.

O O

H C H C

O O

O

H C O

O O O O O

O

3) l’ibrido di risonanza è più stabile di ognuna delle strutture che ad esso

contribuiscono. L’aumento di stabilità si chiama ENERGIA DI RISONANZA ed è

tanto maggiore quanto più le diverse strutture contribuenti hanno stabilità simili.

EFFETTO INDUTTIVO

In un singolo legame covalente tra atomi diversi la coppia di elettroni che forma il

legame σ non è mai condivisa in maniera ASSOLUTAMENTE uguale tra i due

atomi:essa tende ad essere attratta di più verso l’atomo più elettronegativo fra i due.

La maggior parte degli atomi e dei gruppi legati all’atomo di C (F, Cl, Br, I, OCH ,

3

+

N , NO ) esercita su di esso un effetto induttivo elettron-attrattore

OH, CO, CN, R 3 2

perché sono più elettronegativi del C.

C F C Cl C Br C I

O

C NO C C

2

La più importante eccezione è rappresentata dai gruppi alchilici, che sono elettron-

donatori. CH CH

3 3

CH C CH CH C CH C C C

CH

3 3 2 3

CH CH

3 3

Gli atomi dei metalli, per esempio nei litio alchili e nei reagenti di Grignard che sono

entrambi composti largamente covalenti, sono pure elettron-donatori e conducono ad

atomi di C polarizzati negativamente in entrambi i casi.

-

- + δ

δ δ

+

δ BrMg C

Li C ACIDI ALIFATICI

L’introduzione di un gruppo alchilico al posto dell’atomo di idrogeno non acido

dell’acido formico rende il corrispondente acido più debole: l’EFFETTO

INDUTTIVO elettron-donatore del gruppo alchilico aumenterà l’affinità del gruppo

carbossilato verso il protone, riducendo così la forza dell’acido.

O O

H C C

CH

3

O O

HCOOH CH COOH CH CH COOH (CH ) CHCOOH (CH ) CCOOH

3 3 2 3 2 3 3

pKa = 3,77 pKa = 4,76 pKa = 4,88 pKa = 4,86 pKa = 5,05

L’introduzione di un gruppo ad attrazione elettronica al posto dell’atomo di idrogeno

non acido dell’acido formico rende, al contrario, il corrispondente acido più forte:

l’EFFETTO INDUTTIVO elettron-attrattore, favorendo la DELOCALIZZAZIONE

DELLA CARICA NEGATIVA, diminuirà l’affinità del gruppo carbossilato verso il

protone, aumentando così la forza dell’acido. O

O C

F CH

C 2

CH

3 O

O

CH COOH FCH COOH ClCH COOH BrCH COOH ICHCOOH

3 2 2 2

pKa = 4,76 pKa = 2,66 pKa = 2,86 pKa = 2,90 pKa = 3,16

CH COOH O NCH COOH (CH ) NCH COOH NCCH COOH H COCH COOH

3 2 2 3 3 2 2 3 2

pKa = 4,76 pKa = 1,68 pKa = 1,83 pKa = 2,47 pKa = 3,53

ACIDI CARBOSSILICI AROMATICI E FENOLI

La presenza di gruppi ad attrazione ed a rilascio elettronico influenza anche l’acidità

degli acidi carbossilici aromatici e dei fenoli.

Il loro effetto si manifesta maggiormente quando sono situati in posizione e

orto para

rispetto al centro acido.

E’importante sottolineare che sostituenti come gli alogeni, il gruppo metossilico ed il

gruppo ossidrilico in sistemi aromatici NON esercitano un effetto induttivo elettron-

attrattore ma esercitano un EFFETTO MESOMERO elettron-donatore.

O

O O

N N CH

O

O 3

O O

C H OH : pKa = 9,9 C H OH : pKa = 9,9

6 5 6 5

-NO C H OH: pKa = 7,2 -CH C H OH: pKa = 10,28

o o

2 6 4 3 6 4

-NO C H OH: pKa = 8,4 -CH C H OH: pKa = 10,08

m m

2 6 4 3 6 4

-NO C H OH: pKa = 7,1 -CH C H OH: pKa = 10,19

p p

2 6 4 3 6 4

O O O O

C C

O

N O CH

O 3

C H COOH : pKa = 4,2 C H COOH : pKa = 4,2

6 5 6 5

-NO C H COOH: pKa = 2,17 -OCH C H COOH: pKa = 4,1

o o

2 6 4 3 6 4

-NO C H COOH: pKa = 3,45 -OCH C H COOH: pKa = 4,1

m m

2 6 4 3 6 4

-NO C H COOH: pKa = 3,43 -OCH C H COOH: pKa = 4,47

p p

2 6 4 3 6 4

BASI - +

+ NR H

OH

NR + H O 3

3 2 + -

[NR H ] ]

[OH

3

Keq = [H O]

]

[NR 2

3 + -

[NR H ][OH ]

3

Kb = Keq [H O] =

2 [NR ]

3

pK = - log K

b b

Una base forte presenta un valore elevato della sua K e conseguentemente un valore

b

basso del pK .

b

Una base debole presenta un valore piccolo della sua K e conseguentemente un

b

valore alto del pK .

b

QUALI FATTORI INFLUENZANO LA FORZA DI UNA BASE?

La forza di una base azotata è correlata alla facilità con cui essa è in grado di

assumere un protone e, perciò, alla disponibilità del doppietto elettronico spaiato

sull’atomo di azoto.

L’effetto dei sostituenti sulla basicità è totalmente opposto a quello visto in

precedenza con gli acidi: tutti i gruppi ad attrazione elettronica diminuiscono la

disponibilità del doppietto sull’azoto a legare un protone (rendendo la base più

debole); tutti i gruppi a rilascio elettronico aumentano la disponibilità del doppietto

sull’azoto, aumentando così la forza della base.

L’introduzione di gruppi alchilici sull’atomo di azoto aumenta la disponibilità del

doppietto elettronico aumentando quindi la forza della base corrispondente.

Questo significa che le ammine secondarie sono basi più forti di quelle primarie che a

loro volta sono più forti dell’ammoniaca. CH

CH 3

3 N

NH CH NH NH CH

3 3 2 3

CH

CH 3

3

= 4,75 pK = 3,36 pK = 3,23 pK = 4,20

pK

b b b b

Le ammine terziarie sono invece più forti dell’ammoniaca ma meno delle ammine

secondarie: la presenza di tre gruppi alchilici rende difficoltosa la solvatazione e

quindi la stabilizzazione dello ione trialchilammonico corrispondente.

H H

O

H

R N R N H

2 3

H O H

O H

H

H

L’introduzione di gruppi elettro-attrattori in prossimità del centro basico provoca la

diminuzione della basicità.

Tale effetto è molto marcato quando in posizione adiacente al centro basico è

presente un gruppo carbonilico (CO): le ammidi, in conseguenza dell’effetto

mesomero elettron-attrattore del carbonile, sono basi molto deboli:

O O

CH C NH CH C NH

3 2 3 2

BASI AROMATICHE E BASI ETEROCICLICHE

Le basi aromatiche sono basi più deboli di quelle alifatiche.

La base aromatica più importante è l’anilina: il suo valore di pK (9,38) è dovuto

b

all’interazione del doppietto di non legame dell’atomo di azoto con il sistema π

aromatico dell’anello benzenico: NH

NH NH

NH NH 2

2 2

2 2

La presenza di gruppi ad attrazione ed a rilascio elettronico influenza anche la

basicità dell’anilina.

Il loro effetto si manifesta maggiormente quando sono situati in posizione e

orto para

rispetto al centro basico.

NH NH

NH

2 2

2

N N O

O

O O O CH

3

C H NH : pK = 9,38

b

6 5 2

C H NH : pK = 9,38

b

6 5 2 C H NH : pK = 9,51

b

o-OCH

3 6 4 2

C H NH : pK = 14,28

b

o-NO 2 6 4 2 C H NH : pK = 9,80

b

m-OCH

3 6 4 2

C H NH : pK = 11,55

b

m-NO 2 6 4 2 C H NH : pK = 8,71

b

p-OCH

3 6 4 2

C H NH : pK = 13,02

b

p-NO 2 6 4 2

La piridina è una base più debole delle ammine alifatiche terziarie.

N

pK = 8,96

b

Nella piridina l’atomo di azoto ha un’ibridazione di tipo e ciò comporta che il suo

sp

2

doppietto elettronico di non legame è alloggiato in un orbitale che ha un carattere s

spiccato: gli elettroni sono così attratti maggiormente dal nucleo rispetto a quanto

avviene nelle ammine in cui l’ibridazione dell’azoto è .

sp 3

STEREOCHIMICA

Il sistema per l’assegnazione della geometria degli alcheni e della

cis-trans

configurazione assoluta di un centro stereogenico (chirale) nella molecole che

presentano attività ottica si avvale delle regole di sequenza, chiamate regole di

Cahn-Ingold-Prelog:

1) la priorità dei sostituenti legati direttamente agli di C impegnati nel doppio legame

o al C stereogenico si determina in base alla loro massa atomica:

I > Br> Cl > S > F> O > N > C > H alta priorità

alta priorità

bassa priorità alta priorità Cl

H C

Cl

H 3 C C

C C H CH

H C CH 3

3 3 bassa priorità

alta priorità bassa priorità

bassa priorità (Z)-2-cloro-2-butene

(E)-2-cloro-2-butene

2) se non si può assegnare la priorità dall’esame dei primi atomi dei sostituenti, si

passa all’esame degli atomi collocati nella seconda, terza o quarta posizione rispetto

agli atomi di C impegnati nel doppio legame o al C stereogenico finchè non si rileva

la prima differenza. bassa priorità

bassa priorità H

H C OH

CH

2

C C CH

3

H C CH

3 2

H C H

alta priorità Cl alta priorità

(Z)-4-(2-cloroetil)-4-esen-2-olo

3) gli atomi legati con legami multipli sono equivalenti allo stesso numero di atomi

legati attraverso legami singoli C C

R C C R 1 equivale a R C C R 1

ognuno dei due atomi di carbonio C C

è legato a tre atomi di C C

O

O R C H

equivale a

R C H O

l'atomo di carbonio è legato ad un gruppo R,

due atomi di O ed un H; l'atomo di O è legato

a due atomi di C

CONFIGURAZIONE R (RECTUS) E S (SINISTER)

Per la determinazione della configurazione di un centro stereogenico si utilizzano le

regole di Cahn-Ingold-Prelog.

Una volta assegnate le priorità ai gruppi legati direttamente al C chirale si orienta la

molecola in maniera tale che il gruppo a minore priorità sia rivolto lontano

dall’osservatore.

Si osservano gli altri tre sostituenti e si traccia una freccia ricurva da quello a

maggiore priorità (1) a quello a minore (3): se tale freccia è disegnata in senso orario

la configurazione del centro stereogenico è R, se è disegnata in senso antiorario sarà

S. OH

C

H CH OH

2

OHC

(S)-gliceraldeide

H CH

3

N C

H C

H

2 H

CO CO H

2 2

C

H N

H

3 2

(S)-alanina

CLASSIFICAZIONE DEI REAGENTI

Tutte le reazioni organiche si basano sull’interazione tra un centro che possiede un

doppietto elettronico non condiviso ed un centro carente di elettroni in grado di

accettare questo doppietto.

I reagenti che sono in grado di mettere a disposizione il loro doppietto elettronico

sono chiamati mentre i reagenti che presentano una lacuna elettronica e

nucleofili

sono quindi in grado di accettarlo sono chiamati elettrofili.

Questa differenziazione tra elettrofilo e nucleofilo può essere considerata come un

caso speciale del concetto acido/base.

Bronsted definì un acido una qualsiasi specie che dona protoni mentre una base è una

qualsiasi sostanza in grado di accettare protoni.

Lewis ha reso questa definizione più generale considerando acido una qualsiasi

specie chimica in grado di accettare una coppia di elettroni e base una sostanza in

grado di cedere una coppia di elettroni.

E’fondamentale sottolineare come il concetto di basicità e nucleofilia sia tuttavia

notevolmente diverso: la forza di una base (e quindi la sua basicità) è dipendente

dalla velocità che essa manifesta per legare a se uno ione idronio mentre la forza di

un nucleofilo deriva dalla velocità con cui esso è in grado di reagire con un centro

elettron-deficiente di un'altra molecola (quasi sempre un atomo di carbonio).

REAGENTI ELETTROFILI

All’interno della classe degli elettrofili si trovano tutte le molecole che hanno al loro

interno dei centri che presentano:

• una lacuna di elettroni;

• una carica positiva;

• una parziale carica positiva;

• un legame multiplo polarizzato. + +

+ +

H O , HNO , H SO , HNO (cioè rispettivamente NO , SO , NO ), C H N

3 3 2 4 2 2 3 6 5 2

BF , AlCl , ZnCl , FeCl , Cl , Br , I , I-Cl, NO-Cl, CN-Cl

3 3 2 3 2 2 2

O O O O

R-C-R, R-C-Cl, R-C-O-C-R, CO 2

REAGENTI NUCLEOFILI

All’interno della classe dei nucleofili si trovano tutte le molecole che hanno al loro

interno dei centri che presentano:

• una carica negativa;

• una parziale carica negativa;

• un doppietto elettronico non condiviso (doppietto di non-legame)

- - - - - - - -

HO , RO , HS , RS , Alog. , CN , R-C C , CH(CO Et)

2 2

S N

O -

RMgBr, RLi, LiAlH , C H O

4 6 5

La nucleofilia di diverse basi di Lewis è stata determinata misurando la velocità delle

reazioni di sostituzione sul bromometano in acqua.

- - - - 3- - 2- - - 3-

SH > CN > I > OH > N > Br > CH CO > Cl > F > NO > H O

3 2

Questa scala di nucleofilia consente di fare alcune importanti considerazioni:

1. per i nucleofili appartenenti allo stesso periodo del sistema periodico, la

nucleofilia tende a diminuire con l’aumentare della elettronegatività.

Lo ione idrossido è più nucleofilo dello ione fluoruro: l’ossigeno, essendo

meno elettronegativo del fluoro, trattiene meno fortemente gli elettroni attorno

a sé ed ha quindi una maggiore tendenza a donare i suoi elettroni non

condivisi.

2. gli anioni sono più nucleofili dei loro acidi coniugati: per esempio lo ione

idrossido è più nucleofilo dell’acqua.

Gli elettroni su un atomo che porta una carica negativa sono trattenuti meno

saldamente e perciò sono ceduti più facilmente degli elettroni presenti in una

molecola neutra.

3. per gli elementi appartenenti ad una dato gruppo del sistema periodico, la

nucleofilia aumenta dall’alto verso il basso: per esempio l’anione tiofenato è

più nucleofilo del fenato.

Questo andamento è dovuto alla crescenti dimensioni dell’elemento e quindi

ad una minore interazione tra i suoi elettroni di non legame ed il nucleo.

Ciò significa che quando il tiofenato è vicino ad un centro elettrofilo i suoi

orbitali contenenti gli elettroni non condivisi si distorcono più facilmente,

rispetto a quelli del fenato, in direzione del centro elettron-povero rendendo

più facile l’avvio del processo di formazione del legame.

La facilità con cui la nuvola elettronica di un atomo si può distorcere

rappresenta la POLARIZZABILITA’dell’atomo.

EFFETTO DEL SOLVENTE

La nucleofilia di una specie è relativa e non assoluta dal momento che dipende da

diversi fattori quali gli altri ioni presenti in soluzione, il solvente ed il grado di

solvatazione degli ioni.

In generale quanto più l’anione (il nucleofilo) è piccolo tanto più esso è solvatato da

solventi polari protici (acqua e alcoli) attraverso legami ad idrogeno.

La presenza di legami-idrogeno rende meno disponibili gli elettroni di non-legame e

diminuisce quindi la nucleofilia della specie.

Questo spiega perché in acqua l’anione cloruro è un nucleofilo più debole dello ione

bromuro.

Esistono tuttavia solventi polari aprotici incapaci di dare vita a legami ad idrogeno:

O

O O

O (CH ) N P N(CH )

3 2 3 2

CH CCH CH SCH

CH C N HCN(CH )

3 3 3 3

3 3 2 N(CH )

3 2

acetone acetonitrile N,N-dimetilformammide dimetilsolfossido esametilfosforoammide

Tali solventi hanno elevate costanti dielettriche ed elevato momenti dipolari per cui

sono adeguati per le reazioni organiche che richiedono l’uso di reagenti ionici o

procedono attraverso la formazione di intermedi ionici.

I composti ionici sono solubili in questi solventi ma gli anioni non sono solvatati

così fortemente come nei solventi ossidrilati (acqua e alcoli) per cui presentano una

nucleofilia più spiccata che consente loro di partecipare alle reazioni di sostituzione

nucleofila.

Appunti generici con esercizi di Chimica organica del professor Romeo con analisi dei seguenti argomenti: la nomenclatura e le regole di IUPAC, gli alcani, i cicloalcani, acidi e basi, effetto di risonanza, effetto induttivo, acidi carbossilici, basi aromatiche, la stereochimica, classificazione dei reagenti, effetto del solvente, sostituzione nucleofila.