Appunti Di Chimica Organica

a.a. 2006-2007

CHIMICA ORGANICA 1

Prof. Giuliana Pitacco [email protected] lab 337; tel. 040 558 3923

1

Testi consigliati • • • •

W. H. Brown & C. S. Foote, Chimica Organica, EdiSES J. McMurry, Chimica Organica, PICCIN S. N. Ege, Chimica Organica, Ed. Sorbona K. Peter, P. Vollhardt, N. E. Schore, Chimica Organica, Zanichelli. • P. Y. Bruice, Chimica Organica, EdiSES. • T. W. Graham Solomons, Organic Chemistry, J. Wiley&Sons.

3

CHIMICA ORGANICA

4

Definizioni • Vecchia: “derivata da organismi viventi” • Nuova: “la chimica dei composti del carbonio” • Da inorganico a organico, Wöhler, 1828

+

NH4 OCN ammonio cianato

-

calore

O H2N C NH2 urea

Friedrich Wöhler 1800 – 1882 5

La chimica organica oggi

H

C Li Be

B

C

N

O

F

Na Mg

Al

Si

P

S

Cl

K

la chimica dei composti del carbonio

Br I

…..combinato con pochi altri elementi 6

Unicità del carbonio • Il carbonio ha una chimica unica • Si lega ad ogni altro elemento • Si lega a sé stesso in lunghe catene – la chimica organica comporta una enorme varietà di composti, di strutture, di reazioni

7

Chimica organica La chimica organica è presente in ogni aspetto della nostra vita. • biomolecole: Biochimica – proteine – DNA

• • • •

cibo vestiti medicine ….

Chimica Industriale Chimica Farmaceutica

8

Chimica organica • La disciplina “chimica organica” organizza i composti organici sulla base della loro struttura. • Ne studia poi la reattività. • E correla struttura con reattività.

STRUTTURA

REATTIVITÀ 9

Obiettivi del corso 1. Assegnare struttura e nome ai composti organici. 2. Predire di una molecola: • •

La struttura tridimensionale L’effetto della struttura sulla reattività (velocità della reazione e posizione dell’equilibrio)

3. Comunicare tali conoscenze con opportuno linguaggio. 4. Disegnare percorsi sintetici semplici.

10

Obiettivi del corso • Sarà sufficiente: – Conoscere un numero limitato di reazioni permesse e regole semplici di analogia per poter estendere i concetti a un numero illimitato di trasformazioni chimiche. – Acquisire automatismi nel riconoscimento di strutture e nella loro trascrizione. – Risolvere esercizi per una autovalutazione.

11

Struttura Atomica • Nucleo carico positivamente molto denso e piccolo: protoni, neutroni (10-15 m) nucleo • Elettroni carichi negativamente in una nuvola intorno al nucleo (10-10 m) numero di massa A = 6 p + 6 n = 12 amu

12 6

C

14

6C

diametro: 2 × 10-10 m (200 pm)

isotopo

numero atomico Z Tutti gli atomi di un dato elemento hanno lo stesso numero atomico. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento che hanno numero di neutroni diverso e quindi differiscono nel numero di massa.

Orbitali • Quantomeccanica: descrive le energie degli elettroni e la loro posizione mediante una equazione d’onda – La funzione d’onda è la soluzione dell’equazione d’onda – Ogni funzione d’onda è un orbitale, ψ

• ψ 2 descrive la regione di spazio nel quale un elettrone ha maggiore probabilità di trovarsi • La nube elettronica non ha confini, ha solo aree più probabili. 13

Forme degli orbitali • Gli elettroni sono confinati in regioni di spazio = livelli energetici principali o gusci – ogni guscio può contenere 2n2 elettroni (n = 1, 2, 3, 4..)

• I gusci sono divisi in sottogusci chiamati orbitali, indicati con le lettere s, p, d,... – s (uno per guscio) – p (set di tre per il guscio 2 e superiori) – d (set of cinque per il guscio 3 e superiori) .....

14

Gusci e orbitali • Ogni orbitale può contenere 2 elettroni

Energia

3° guscio capacità: 18 elettroni

2p

2° guscio capacità: 8 elettroni 1° guscio capacità: 2 elettroni

1s

2s15

Riempimento Orbitali Atomici 1. Principio dello Aufbau: gli orbitali si riempiono dal basso in alto (energia crescente: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d ). 2. Principio di esclusione di Pauli: solo due elettroni per orbitale: spin su ↑ e spin giù ↓. 3. Regola di Hund: per un set di orbitali degeneri, aggiungere un elettrone in ciascuno, appaiati, prima di aggiungerne un secondo.

16

Configurazioni elettroniche degli elementi del primo e secondo periodo Elemento

Configurazione

Elettroni di valenza

H

1s1

1

He

1s2

2

Li

1s22s1 = [He]2s1

1

Be

1s22s2 = [He]2s2

2

B

1s22s22px1 = [He]2s22px1

3

C

1s22s22px12py1 = [He]2s22px12py1

4

N

1s22s22px12py12pz1 = [He]2s22px12py12pz1

5

O

1s22s22px22py12pz1 = [He]2s22px22py12pz1

6

F

1s22s22px22py22pz1 = [He]2s22px22py22pz1

7

Ne

1s22s22px22py22pz2

8 17

Elettroni di Valenza Gli elettroni si dividono in elettroni di core e elettroni di valenza. • Na 1s2 2s2 2p6 3s1 core = [Ne] valenza = 3s1 • Br [Ar] 3d10 4s2 4p5 core = [Ar] 3d10 valenza = 4s2 4p5

18

Teoria del Legame • Gli atomi si legano perché il composto che ne deriva è più stabile degli atomi separati. • Il legame è il risultato di un bilanciamento tra forze attrattive (elettroni e nuclei) e repulsive (elettronielettroni e nuclei-nuclei).

19

La regola dell’Ottetto • Gli atomi tendono a guadagnare, perdere, condividere elettroni in modo da essere circondati da otto elettroni di valenza (tranne l’idrogeno che ne ha due).

20

Polarità del legame • Differenza elettronegatività (∆X) degli atomi • Generalmente: – Quando ∆X < 0.5 Ÿ legame covalente – Quando ∆X = 0.5 – 1.9 Ÿ legame covalente polare – Quando ∆X > 1.9 Ÿ legame ionico

elettronegatività crescente

elettronegatività crescente

Scala di Pauling

21

Tipi di legami chimici • Legame ionico: trasferimento di elettroni da un atomo a un altro. • Legame covalente: la coppia di elettroni è condivisa da due atomi.

legame covalente non polare

legame covalente polare

legame ionico

22

Mappe di potenziale elettrostatico

LiH

HH

HF

rosso < arancio < giallo < verde < blu potenziale elettrostatico più negativo

potenziale elettrostatico più positivo 23

Strutture di Lewis • Elettroni di legame: i composti organici formano legami che derivano dalla compartecipazione di elettroni. • Elettroni di valenza non usati in legami sono chiamati elettroni di non legame o elettroni di lone-pair. densità elettronica bassa

Gilbert N. Lewis (1875 – 1946)

densità elettronica alta

H δ+ δ–

H–Cl

••

Cl •• ••

coppia di legame o condivisa

lone pair (LP) coppia di non legame o non condivisa 24

Strutture di Lewis Configurazione Elettronica C

[He]2s22p2

N

[He]2s22p3

O

[He]2s22p4

F

[He]2s22p5

Cl

[Ne]2s22p5

Simbolo di Lewis

Valenza

C

4 elettroni di valenza: 4 legami

N

5 elettroni di valenza: 3 legami, 1 lone pair

O

6 elettroni di valenza: 2 legami, 2 lone pair

F

7 elettroni di valenza: 1 legame, 3 lone pair

Cl

7 elettroni di valenza: 1 legame, 3 lone pair 25

Disegnare le strutture di Lewis Cl Cl

O

C Cl Cl

H C H

H C C H

CCl4

CH2O

C2H2

H H C

O H

H

CH3OH

H H H H C C C H

H

C

N

H

CH3CHCH2

HCN 26

Assegnare cariche formali 1. Dividere gli elettroni di ogni legame per due assegnando ciascun elettrone a un atomo. 2. Contare il numero di elettroni posseduto da ciascun atomo paragonandolo con la sua valenza. elettroni in eccesso Ÿ carica formale negativa elettroni in difetto Ÿ carica formale positiva

27

Esercizio • Disegnare le strutture di Lewis, determinare la carica formale su ogni atomo delle seguenti molecole o ioni. H3O+

CH3O–

CH3+

CO

N3–

28

Risposta H

H H

O

H

O: 6 – 5 = +1

H C O

O

C: 4 – 5 = – 1 O : 6 – 5 = +1

H C

H

H

C: 4 –4 = 0 O: 6 –7 = –1 1

C

H

2

3

N N N N1: 5 –5 = 0 N2: 5 –4 = +1 N3: 5 – 7 = –2

C: 4 –3 = +1 1

2

3

N N N N1: 5 –6 = –1 N2: 5 –4 = + 1 N3: 5 –6 = –1 29

2

Strutture di Lewis • Quando per una molecola o ione è possibile scrivere due o più strutture di Lewis non equivalenti, la migliore (= la più stabile) è quella che ha: ƒ ƒ ƒ ƒ

il maggior numero di ottetti il minor numero di cariche formali una carica – su un atomo più elettronegativo, una carica + su un atomo più elettropositivo minor separazione di carica possibile

In ordine decrescente di importanza

30

Teoria del legame di Valenza • I legami si formano per sovrapposizione di orbitali atomici occupati ciascuno da un elettrone. • Gli elettroni sono localizzati e condivisi e attratti da entrambi i nuclei. • Maggiore è la sovrapposizione tra gli orbitali, più forte è il legame.

x

x 1sB

1sA

x x

31

Energia del legame • La reazione 2 H· → H2 rilascia 436 kJ/mol. • Il prodotto ha un’energia minore dei due atomi di 436 kJ/mol: H–H ha una forza di legame di 436 kJ/mol. (1 kJ = 0.2390 kcal; 1 kcal = 4.184 kJ)

Energia

2H 436 kJ/mol

E rilasciata quando si forma il legame E assorbita quando i legami si rompono

H2 32

Lunghezza del legame

(troppo vicini)

Energia

• È la distanza tra i nuclei che porta al massimo della stabilità. • Se troppo vicini, si respingono perché entrambi carichi positivamente • Se troppo lontani, il legame è debole.

(troppo lontani)

distanza di legame

distanza internucleare 33

Teoria Orbitale Molecolare • Robert Mulliken (18961986) • Gli elettroni di valenza sono delocalizzati. • Gli elettroni di valenza sono in orbitali (chiamati orbitali molecolari) distribuiti sull’intera molecola.

34

Orbitali Molecolari • Descrivono regioni di spazio in una molecola – di forma, grandezza e energia specifici

• Sono formati combinando orbitali atomici – quelli che hanno energia minore degli orbitali atomici di partenza sono “di legame” – quelli che hanno energia maggiore sono di “antilegame”.

35

Energia

Orbitali Molecolari

OM antilegante H-H orbitale 1s H

orbitale 1s H OM legante H-H

36

Orbitali Molecolari • Terminologia – – – – – –

stato fondamentale = a più bassa energia stato eccitato = non a più bassa energia σ = OM sigma legante σ* = OM sigma antilegante π = OM pi legante π* = OM pi antilegante

37

Legami σ 2p

1s

simmetrico rispetto alla rotazione attorno all’asse internucleare

σ 1s-2p

2p

sovrapposizione coda-coda

2p

σ 2p-2p 38

Orbitali Molecolari σ1s

Energia

orbitale sigma antilegante (1 nodo)

orbitale sigma legante 1s

1s 39

Orbitali Molecolari σ2p

40

Legame π 2p

2p

sovrapposizione fianco a fianco

π 2p-2p non simmetrico rispetto alla rotazione attorno all’asse internucleare 41

Orbitali molecolari π

42

Forma delle molecole • Possiamo predire la forma delle molecole semplicemente combinando gli orbitali atomici disponibili su ciascun atomo? • No

43

Risultati Sperimentali H2O O H

= [He]2s22px22py12pz1 = 1s1

H 104.5o

O H

2 orbitali semivuoti a 90° l’effettivo angolo H-O-H (misurato con la diffrazione elettronica) è di 104.5o Non c’è accordo con il modello atomico! 44

Teoria VSEPR • Gli elettroni di valenza possono formare legami singoli, doppi, tripli o restare non condivisi. • In ogni caso le regioni di densità elettronica attorno al nucleo devono stare il più distanti possibili per minimizzare le repulsioni. • La necessità di minimizzare le repulsioni determina la geometria della molecola.

45

Geometria delle Molecole Geometria • 4 regioni di densità elettronica attorno all’atomo

TETRAEDRICA

• 3 regioni di densità elettronica attorno all’atomo

TRIGONALE PLANARE

• 2 regioni di densità elettronica attorno all’atomo

LINEARE

46

Geometria tetraedrica • 4 linee che si irradiano da un atomo centrale formando angoli uguali descrivono un tetraedro. • Gli angoli sono di 109°28' atomo centrale

109°28' 47

L’atomo centrale può essere C, N, O, etc.

C 109.5° C tetraedrico

N 107°

O 105°

• La repulsione tra coppia di legame e lone pair è maggiore della repulsione tra coppie di legame e quindi l’angolo aumenta. • La repulsione tra lone pairs è ancora maggiore. 48

Variazioni sul “tetraedrico” H

Tetraedrico

H

C

H H

.. Piramidale

H

N

H H

H

Angolare

O ..

H ..

In chimica generale si fanno delle distinzioni. Sebbene le molecole abbiano forme differenti, gli orbitali usano un arrangiamento tetraedrico (coppie incluse) 49

Repulsioni steriche

CH3 H C CH3 H

I gruppi CH3 sono più voluminosi degli H, si respingono allargando l’angolo

CH3

112o

H C CH3 106o H

50

Elementi del 3° periodo non hanno tendenza a diventare tetraedrici repulsioni maggiori

..

repulsioni minori: gli elettroni sono più diffusi e più lontani dal nucleo.

..

N .. P

.. H

2° PERIODO 3° PERIODO

H

N H

H 107o

P H

H 93o

La coppia non condivisa sul P occupa molto più spazio di quella dell’azoto

51

Geometria trigonale planare • 3 linee che si irradiano da un atomo centrale descrivono un triangolo equilatero, con angoli di 120°.

120° 52

Atomi trigonali planari

C

N

..

+

C

+

+

N

O

.. 53

Geometria lineare • 2 linee che si irradiano da un atomo formando angoli uguali, stanno su una retta, con angoli di 180°.

180°

C

N

..

C

54

In qual modo la molecola acquisisce la geometria osservata?

IBRIDAZIONE

55

Orbitali ibridi • Gli orbitali ibridi, che sono un’astrazione, consentono di prevedere correttamente la forma della molecola. • Tre sono i tipi di orbitali ibridi: ƒ ƒ ƒ

sp3 (1 orbitale s + 3 orbitali p) sp2 (1 orbitale s + 2 orbitali p) sp (1 orbitale s + 1 orbitale p)

56

Metano CH4 • Sperimentalmente: 4 legami σ C-H a 109° • Per formare 4 legami σ C-H a 109° bisogna usare 4 orbitali atomici del carbonio – s, px, py, e pz – e costruire 4 nuovi orbitali equivalenti che puntino nella corretta direzione. • I 4 orbitali ibridizzano a dare 4 orbitali atomici ibridi equivalenti sp3. 57

Ibridazione sp3 C

2p

2s

promozione elettrone

ibridazione

2p

2s

4 orbitali atomici

4 orbitali atomici ibridi sp3

H C

orbitali sp3

4H

C H

H C

sp3

tetraedrico

L’energia degli orbitali ibridi è intermedia fra le energie degli orbitali s e p di cui sono formati.

H

orbitali 1s

sovrapposizione orbitali sp3 e 1s

σ(sp3C + 1sH)

i legami C–H sono legami σ 58

Ibridazione sp3 2pz

4 sp3 2px

2py

4 orbitali atomici 2s, 2px,2py,2pz

4 orbitali ibridi sp3

tetraedro 59

3

Atomi diversi dal C

e– val 6C 2s

2p

promozione elettrone

2s

2p

ibridazione

4 orbitali atomici

7N 2s

8O 2s

2p

2p

4 orbitali atomici ibridi sp3 promozione elettrone

2s

promozione elettrone

2s

2p

ibridazione 4 orbitali atomici ibridi sp3

2p

ibridazione 4 orbitali atomici ibridi sp3 60

Confronto

C

N H

H H

C

H

C

H H

H

σ(sp3C+sp3C)

H

C

O

lone pairs 3 in OA s p H

N

H H

H

σ(sp3C+sp3N)

H

C

O

H

H

σ(sp3C+sp3O)

61

Struttura dell’etano CH3–CH3

C sp3

C sp3

legame σ sp3C+ sp3C

CH3–CH3

62

Disegnare un atomo tetraedrico linee continue nel piano

linea a cuneo tratteggiata dietro il piano del foglio

H C H H H linea a cuneo davanti il piano del foglio (verso l’osservatore)

63

Etilene CH2= CH2 • Sperimentalmente:

– tutti e 6 gli atomi in un piano – angoli di 120°

H

H C

H

C H

• Per formare 3 legami σ C-H a 120° bisogna usare 3 dei 4 OA del carbonio – s, px, py, e pz – e costruire 3 nuovi orbitali equivalenti • L’orbitale 2p non ibridizzato è perpendicolare al piano degli orbitali sp2

64

Ibridazione sp2 del carbonio

C

promozione elettrone

2p

2s

ibridazione

2p

2s

2p 3 orbitali atomici ibridi sp2 π

2p

H H

C

C

H H

sovrapposizione orbitali 2p

σ(sp2C + 1sH) σ(sp2C + sp2C)

H H

C

C

H

H H

tutti gli atomi coplanari sovrapposizione orbitali p

H C

= H

C H

doppio legame = 1σ + 1π 133 pm 65

Ibridazione sp2 del carbonio 90°

2pz

3 sp2 + 120°

1 2px

2py

4 orbitali atomici 2s, 2px,2py,2pz

3 orbitali ibridi sp2 1 orbitale atomico 2p

trigonale planare 66

Etilene legame π

orbitali 2p

legame σ

orbitali sp2 legame p

C sp2

C sp2

doppio legame C=C

67

Legame π

visto dall’alto

68

Ossigeno sp2 CH2O formaldeide O π

H H

C O

tutti gli atomi coplanari sovrapposizione orbitali p

H H

C

lone pairs in OA sp2

O

σ(sp2C + sp2O) + π

69

Acetilene C2H2 • Sperimentalmente: – La molecola è lineare – Gli angoli sono di 180°

H

C

C

H

• Per formare 2 legami σ C-H a 180° bisogna usare 2 dei 4 orbitali atomici del carbonio – s, px, py, e pz – e costruire 2 nuovi orbitali equivalenti. • Gli orbitali 2p non ibridizzati sono perpendicolari tra loro. 70

C sp C

2s

promozione elettrone

2p

2p

2s

2p 2 orbitali atomici ibridi sp

2p H

ibridazione

2 legami π

C

C

H σ (spC + 1sH)

σ (spC + spC)

H

C

C

H = H

C

C

H

triplo legame = 1 legame σ + 2 legami π 120 pm

71

Ibridazione sp 2pz

orbitali non ibridizzati 2py 2pz z

2

y

sp +

x

2pz 2py

orbitali ibridi sp

2px

2py

4 orbitali atomici 2s, 2px,2py,2pz

2 orbitali ibridi sp2 2 orbitali atomici 2p

lineare 72

Acetilene π py–py

π pz–pz

legame σsp-s

legame σsp-sp

73

Azoto sp H-C≡ ≡N N 2p H

2 legami π

C

N

H

C

C

= H

C

N

lone pair in OA sp

σ(spC + spN) + 2π 74

Gli orbitali ibridi: un ipotetico stadio intermedio nel processo di formazione dei legami orbitali atomici 2s, 2px,2py,2pz

orbitali atomici ibridi sp3, sp2, sp

orbitali molecolari σ, π, n

processo di formazione dei legami le sovrapposizioni tra gli orbitali ibridi degli atomi porta ai legami finali nella molecola che sono rappresentati dagli

orbitali molecolari 75

Perché si formano gli ibridi ? 1. Vengono minimizzate le repulsioni tra le coppie minore energia 2. Si formano legami più forti minore energia 3. Gli ibridi hanno migliore direzionalità per formare legami 4. Poiché di solito si verifica una promozione di almeno un elettrone, gli ibridi dispongono di un maggior numero di legami minore energia

76

UNITÀ DI LEGAME Gli atomi partecipano alla formazione delle molecole secondo pattern ben definiti

77

Unità di legame di Lewis per i più comuni elementi I

H

III

B Al

IV

V

VI

VII

C

N:

.. O ..

.. :F ..

C

.. N

C C monovalente trivalente tetravalente

N: P: trivalente

.. O .. .. S .. .. S ..

.. :Cl .. .. :Br .. .. :..I

bivalente monovalente78

Comuni unità di legame di Lewis con carica • Quando gli atomi hanno un numero di legami diverso dalla loro valenza avranno una carica C+

CATIONI

+ O:

+ N

+ O ..

N+ + N

B

C: -

ANIONI

.. O .. :

..N .. .. N ..

Il tipo di carica dipenderà dal confronto tra elettroni posseduti e elettroni di valenza dell’atomo. 79

Strutture con l’ottetto incompleto • Gli elementi del terzo gruppo possono formare strutture stabili con l’ottetto incompleto. • Il Boro ha 3 elettroni di valenza e quindi può formare solo 3 legami.

.. .B

BF3

F =

B F

F 120o

trigonale planare 80

Promozione Quando formano legami covalenti, tutti gli elementi dei gruppi 2A, 3A, 4A promuovono un elettrone al livello superiore in modo da poter formare un maggior numero di legami

GUSCI DI VALENZA 2A • • Be

• Be •

3A

4A

• • B•

• •C• •

•

•

• B•

• C• •

simboli di Lewis Be 4 B 5 C 6

1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2

[1s2]2s2 [1s2]2s22px1 [1s2]2s22px12py1

[He]2s12px1 [He]2s12px12py1 [He]2s12px12py12pz1

81

Strutture con l’ottetto incompleto H + H 120o C H carbocatione Non è una molecola stabile, è uno ione “intermedio” - reagisce velocemente 82

Strutture con l’ottetto espanso Sempre con lo scopo di formare il maggior numero possibile di legami elementi dei gruppi 5A e 6A possono espandere l’ottetto

• Il Fosforo può formare fino a 5 legami

Cl

P

PCl5

=

Cl

P Cl

Cl

GRUPPO 5A

Cl

• Lo Zolfo può formare fino a 6 legami

S S

15

SF6

[Ne]3s23px13py1

=

F F

F

S F

F F

[Ne]3s13px13py13pz13d13d1

GRUPPO 6A Sono disponibili gli orbitali 3d 83

Domanda. Quale è l’ibridazione degli atomi indicati?

CH3 OH C

HO

CH

17-etinilestradiolo (“La Pillola”) 84

Risposta sp3 sp3

CH3 OH C

CH sp

HO sp3 sp2

17-etinilestradiolo (“La Pillola”) 85

Appendice

86

Paragone degli orbitali ibridi spx maggiore coda

sp3

carattere “p”

sp2

carattere “s” Per evitare confusione il lobo posteriore è di solito omesso nelle rappresentazioni e il lobo anteriore viene elongato per mostrare la sua direzione

omesso

sp

maggiore densità elettronica nel lobo legante

87

Comuni Legami σ σ1s–1s σ2p–1s σ2p–2p

σsp 3–1s

σsp 3–sp3 88

Comuni Legami π

π 2p – 2p

sovrapposizione fianco-a-fianco

π 2p – 3d 89

Forza dei legami C-H legame C-H

tipo

Lunghezza Å

[CH2]

2p-1s

1.12

80

335

H–C–

sp3-1s

1.10

101

422

CH3CH3

H–C=

sp2-1s

1.08

106

444

CH2=CH2

H–C≡

sp-1s

1.06

121

506

HC≡CH

carattere s

più corto

Energia Kcal KJ

Molecola misurata

più “s” = più corto 90 = più forte

Forza dei legami singoli C–C legame C-C

tipo

Lunghezza Å

Energia Kcal KJ

Molecola misurata

–C–C–

sp3-sp3

1.54

83

347

CH3CH3

–C–C=

sp3-sp2

1.51

109

456

CH3CH=CH2

–C–C≡

sp3- sp

1.46

–

-

CH3C≡CH

carattere s

più corto

Legami σ tipici hanno energie di circa 8091 120 kcal/mole

Forza dei legami multipli C–C Energia Kcal KJ

Molecola misurata

legame

tipo

Lunghezza Å

C–C

sp3-sp3

1.54

83

347

CH3CH3

C=C

sp2-sp2

1.34

146

611

CH2=CH2

C≡C

sp - sp

1.20

200

837

HC≡CH

carattere s

più corto

Legami π tipici hanno energie di circa 50-60 kcal/mole 92

Energie medie di legame per legami singoli (Kcal/mole) H

C

N

O

F

Si

S

Cl

Br

I

104

99

93

111

135

76

83

103

87

71

H

83

73

86

116

72

65

81

68

52

C

39

53

65

-

-

46

-

-

N

47

45

108

-

52

48

56

O

37

135

-

-

-

-

F

53

-

91

74

56

Si

60

61

52

-

S

58

-

-

Cl

46

-

Br

36

I

93

RISONANZA

RISONANZA • Vi sono molecole le cui proprietà non sono ben spiegate da una singola struttura di Lewis che tenga conto cioé delle proprietà osservate (contenuto energetico, lunghezza dei legami, comportamento chimico, etc.) • Si è allora costretti a sostituire a una singola formula un insieme di formule di Lewis. • Questo processo mentale di mediazione tra più strutture si chiama RISONANZA.

RISONANZA • Le forme di risonanza o forme contributive si differenziano solo per la posizione degli elettroni. • Solo gli elettroni (lone pairs o π) possono muoversi. • I nuclei e gli angoli di legame restano gli stessi. • La risonanza genera una delocalizzazione di carica elettrica.

Dalla Chimica Generale • Ione nitrato, NO3– _

O

O

O

O

O

_

O

N

N O

_

N O

O

• La reale struttura è un ibrido di risonanza. • I legami hanno la stessa lunghezza. • Ogni ossigeno ha 1/3 di carica negativa.

Dalla Chimica Generale • Possiamo immaginare che gli elettroni si muovano in coppia per convertire una forma di risonanza in un’altra. _ O

O _

N+ _ O O

_

N+ O O

_ O N+ _ O O

– Il movimento di due elettroni viene indicato con frecce ricurve a doppia punta.

Molecole organiche Ione formiato HCO2

–

Simultaneamente due elettroni del legame π C=O si spostano sull’ossigeno in alto diventando un lone pair

H C

H C

O½ -

O

O O

O

= H C

O½-

ordine di legame 1/2 • nessuna struttura descrive accuratamente lo ione formiato • la specie reale è una media delle due La freccia ricurva rossa indica che un lone pair si muove dall’ossigeno in basso per diventare parte del doppio legame C=O

freccia unica a doppia punta

gli elettroni sono delocalizzati

Molecole organiche Nitrometano, CH3NO2 Questa struttura di risonanza ha lone pair qui…

La nuova struttura di risonanza ha un doppio legame qui…

ordine di legame 1/2

…e un doppio legame qui

…e un lone pair qui freccia unica a doppia punta

gli elettroni sono delocalizzati

Strutture contributive • Tutte le strutture contributive devono essere corrette strutture di Lewis. • Tutte le strutture contributive devono avere il medesimo numero di elettroni condivisi e non condivisi, solo diversamente distribuiti. • Gli atomi occupano lo stesso posto in entrambe le forme. • Le forme di risonanza individuali sono immaginarie.

Ibrido di risonanza • Una struttura con forme di risonanza non alterna tra le forme. • È un ibrido delle forme di risonanza, e la struttura reale è chiamata ibrido di risonanza. • L’ibrido di risonanza è più stabile di ogni singola forma di risonanza individuale. • Maggiore è il numero di forme di risonanza, più stabile è il composto.

Benzene • Ad esempio, il benzene (C6H6) ha due forme di risonanza – Nell’ibrido di risonanza, tutti i legami C-C sono equivalenti, a metà tra singoli e doppi.

Forme di risonanza più importanti • Quando per una molecola si possono scrivere più forme di risonanza disuguali, la forma che contribuisce maggiormente alla descrizione della molecola avrà: il maggior numero possibile di ottetti. il maggior numero possibile di legami. la carica negativa sull’atomo più elettronegativo. la minore separazione di carica possibile.

Esempi H CH2NH2

C H

+ H N H

maggiore

NCO–

.. – :N≡ ≡C–O: .. maggiore, la carica negativa sta sull’atomo più elettronegativo

H

+ C

H N

H

H

minore, il carbonio non ha l’ottetto

– :N=C=O: .. .. minore

Effetti della risonanza • Due sono gli effetti principali della delocalizzazione di elettroni, il primo interessa l’energia l’altro la geometria della molecola o ione: – L’energia della specie viene abbassata. – La parte di molecola interessata dalla risonanza è planare: i legami diventano di ordine intermedio.

Energia di risonanza ER • È la differenza tra l’energia della molecola reale (misurata) e quella della sua forma di risonanza più stabile (calcolata). E N E R G I A

..– :N=C=O: ..

..– :N≡ ≡C–O: .. ER REALE MOLECOLA

Energie stimate Le due strutture contributive hanno energia diversa La carica negativa su O meglio che su N la reale molecola ha energia più bassa di ciascuna delle forme contributive

Riconoscere la possibilità di esistenza di forme di risonanza

Perché? • È importante riconoscere la risonanza all’interno delle molecole e ioni perché: – Le strutture di risonanza ci informano sulla distribuzione degli elettroni o cariche all’interno della molecola. – Conoscere la distribuzione elettronica in una molecola consente di identificare i siti reattivi della molecola o dello ione.

Risonanza • La risonanza è possibile solo in sistemi nei quali c’è coniugazione: – tra legami π:

O

– tra legami π e lone pairs: O.. ..

– tra legami π e un orbitale vuoto:

N ..

+ C

Atomi che partecipano alla risonanza • Sono ibridizzati sp2, stanno sul medesimo piano, in modo che gli orbitali p siano paralleli e possano sovrapporsi. ..

H2C=CH-CH=CH-NH2 H

.

H

.

.

H

. H N H

sp3

H H

H H

..

H

.

H H

sp2

H

.

.

N H

.

Esempi 1. Atomi ricchi di elettroni, adiacenti a un legame π: a. Lone pair adiacente a un legame π b. Anione adiacente a un legame π

2. Atomi poveri di elettroni, adiacenti a un legame π: a. Radicale adiacente a un legame π b. Catione adiacente a un legame π

3. Legame π adiacente a un legame π

• Ogni gruppo di tre atomi con un legame multiplo ha due forme di risonanza: 0,1,2 elettroni

legame multiplo (doppio, triplo legame)

0,1,2 elettroni

legame multiplo

2 elettroni adiacenti a un legame π Atomo adiacente ricco di e.. 2 elettroni R N R

• Molecola neutra

H3C

(si crea una separazione di carica)

• Anione

C

+ R R N R

C

H3C

C

H C

R

H

O H3C

C

O

R

C

H3C

H

C

C H

–

Carbanione (allilico)

–

R

Esempio

Fenolo: OH

OH

OH

OH

. . O

Non tutte le 5 forme contributive sono uguali.

. .

.

.

H OH è elettron donatore: ogni Y elettron donatore aumenta la densità elettronica sull’anello: –OCH3, – NH2, –NHR, –NR2, –NHCOR, –OCOR, –R

OH

Y

2 elettroni adiacenti a un legame π legame π adiacente a un legame π H

H H

W

Y X

+

H

Z

H

H H H

molecola neutra forme di risonanza con separazione di carica

H H H

+

butadiene

H

1 elettrone adiacente a un legame π Atomo adiacente povero di e-

. 1 elettrone

• Radicale

.

. frecce ricurve a 1 punta indicano il movimento di un singolo e-

Radicale (allilico)

Esempio Radicale benzile: CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

Orbitale vuoto adiacente a un legame π Atomo adiacente povero di eorbitale vuoto

• Catione

+

Carbocatione (allilico)

+

Esempio Catione benzile: CH2

CH2

CH2

CH2

Stabilizzato per risonanza ~ stessa stabilità del catione allile

.

. .

. .

.

vuoto

stabilizzato per sovrapposizione con il sistema π dell’anello

CH2

Risonanza in legami polari • Per evidenziare la polarità di taluni legami polari, è consentita la separazione delle cariche, anche se lascia uno dei due atomi senza ottetto. δ+

C

δ-

O .. :

+

C

..– O .. :

– La carica negativa deve stare sull’atomo più elettronegativo, la carica positiva sull’atomo meno elettronegativo.

Esempio Benzaldeide H

C

O

H

C

O

H

C

O

H

C

O

H

C

O

δ–

H

C

O

H

C

O

δ+ Z

Y

Il gruppo C=O è elettron attrattore. Ogni gruppo Y=Z elettron attrattore diminuisce la densità elettronica sull’anello: –NO2, –CN, –COOH, –COOR, –CHO, –COR, –SO3H, – N+R3

Inibizione sterica alla risonanza .. – + :O .. : .. N O

.

.

. .

. :O ..

O

CH 3

.. – + :O .. : .. N O H 3C CH 3 :O ..

.

.

O CH3

. O N ..

.

.

. O CH3

CH 3

.

CH3

.

.

.N CH3

O

.

.. O

Esempi

ANISOLO OCH3 sostituente elettron-donatore orto

.. CH 3 :O

.. CH :O 3

orto

meta

forme di Kekulé

meta para

la densità elettronica viene aumentata nelle posizioni o-, p-

.. CH 3 +O

.. CH 3 +O

.. CH 3 +O –..

.. – .. –

NITROBENZENE ..

NO2 sostituente elettron-attrattore

.. :O + O .. :

.. - .. :O .. + O .. : N

N

.. - .. :O .. + O: cariche singole N

la densità elettronica nelle posizioni o-, pviene diminuita .. - .. :O .. + O .. : N

.. - .. :O .. + O .. : N +

+ +

cariche doppie

Scrivere le molecole

Scrittura Formula strutturale

Formula molecolare

O =

H–O–S–O–H =

H2SO4

O

Acido solforico

– – – –

H H H–C–C–H H H Etano

C2H6

Tipi di scrittura • Scrivere tutte le molecole secondo Lewis è spesso lungo e noioso. • I chimici hanno sviluppato alcuni tipi di scritture rapide: – Condensata – Lineare – Poligonale

Scrittura condensata • Sono possibili vari gradi di condensazione – Esempi: Alcani lineari e alcani ramificati

CH3 H3C–C–CH3 –

CH3CH2CH2CH2CH2CH3

HH C H H H

–

H H H H H H C C C H H C C C H H H H H H

H HH C H H H C C C H

CH3

Alcuni legami vengono mantenuti

CH3(CH2)4CH3 C(CH3)4

o (CH3)4C

Scrittura condensata • Sono possibili vari gradi di condensazione – Esempi: Alcheni H H H C H C C H C H H H

H CH3–C=C–CH3

CH3–CH=CH–CH3

H

– Alcoli –

CH3 .. H3C–CH–OH ..

(CH3)2CHOH

I lone pair di elettroni non si scrivono.

CH3CH=CHCH3

Scrittura condensata • Anche strutture complesse possono essere scritte su una sola riga, usando le parentesi per racchiudere un gruppo. CH3 CH3-CH-CH-CH2-CH3 CH2-CH3

Alcano ramificato

CH3CH(CH3)CH(CH2CH3)CH2CH3

Scrittura a scheletro • Minima informazione ma non ambigua • I carboni non sono mostrati, si assume che siano all’intersezione di due o più linee e al termine di ogni linea • Gli idrogeni non sono mostrati • Tutti gli atomi diversi da C e H sono mostrati

Scrittura a scheletro CH3 CH3CH2CH2CH2CH3

CH3

C

CH3

CH3 H CH3

C

C

CH3

CH3CH2CH CH2

H

H C

C

CH3

CH3

C

C

CH2CH3

Notazione per i poligoni CH2 CH2

CH2 CH2

CH2 CH2

Esempi:

H N O O

Nomi Generici

Nomi • Nome Generico – Identifica un intera classe con caratteristiche simili: • • • •

Mondo animale: felini, canidi, ……. Mondo vegetale: solanacee, agrumi,…. Farmacologia: antibiotici, antibatterici,… Chimica organica: alcoli, acidi, ammine…

• Nome Specifico – Identifica un singolo composto all’interno di una classe: • Lupo, arancia, aspirina, etanolo,……

-OH

Esempio

ALCOLI

Nome generico: NOME SPECIFICO

FORMULA SPECIFICA H H C OH H

metanolo

H H H C C OH H H

etanolo colesterolo HO

R-OH C 8H17

Formula generica

INTERA STRUTTURA determina: le proprietà fisiologiche

STRUTTURA DELLO SCHELETRO determina: • parte delle proprietà fisiche

R OH LEGAME

GRUPPO FUNZIONALE determina: • le principali proprietà chimiche • parte delle proprietà fisiche • il nome generico

tra il residuo e il gruppo funzionale determina: • dettagli di proprietà chimiche • parte delle proprietà fisiche

Concetto di Gruppo • GRUPPO è una struttura parziale completa, tranne che per un legame detto valenza libera o legame aperto: • Gruppi contenenti solo C e H si dicono alchili e vengono indicati con R- (R = residuo): H

H H

H C

H C C

H

H H

H H H H C C C H H

H H C H C C

H

H

R-

H

• Gruppi contenenti anche altri elementi diversi dal carbonio hanno simbolo X- o Y- o Z-: H H O

H

C H

H

O O

H C

H

N H

X- YZ-

Chimica dei Gruppi Funzionali 1. Imparare una serie di fatti sperimentali (REAZIONI CHIMICHE) e correlarli con la STRUTTURA della molecola. 2. Capire e imparare la spiegazione teorica di tale correlazione (quando possibile). 3. Mettere insieme fatti sperimentali e teoria per creare delle regole che servono a predire il comportamento di composti analoghi (con il medesimo gruppo funzionale).

Gruppi Funzionali

Gruppo Funzionale (GF) 1. Definisce una classe di composti –

Composti appartenenti ad una stessa classe hanno proprietà simili e simile reattività.

2. È il sito di reazione –

Determina la chimica della molecola, ossia la sua reattività

3. Fornisce una base per la nomenclatura –

Ad esempio, tutti i chetoni hanno nei loro nomi il suffisso –one: » acetone » ciclopropanone » cortisone

Composti senza gruppo funzionale • Esiste una classe di composti che contengono soltanto atomi di C e H legati in vario modo. • Sono al 100% scheletro e quasi privi di reattività. Sono gli Idrocarburi Alcani • Tuttavia sono importanti perché su di essi si basa la nomenclatura dei composti organici.

Gruppi Funzionali • Gli alcani sono formati da soli C e H: CH3CH2CH2CH2CH2CH3

• Se uno o più idrogeni vengono sostituiti da un atomo diverso dall’idrogeno o da un nuovo legame, si crea un Gruppo Funzionale. C H

C Cl

C H

C O

H

C C H H

C C

Comuni Gruppi Funzionali GF .. : X .. .. OH .. .. SH .. .. O ..

Classe Alogenuri (X = F, Cl, Br, I)

Alcoli Tioli Eteri Ammine

N .. H :O: :O:

Aldeidi Chetoni

GF

Classe

.. OH .. :O: .. O .. :O: .. O .. :O: :O:

Acidi carbossilici

N .. :O: .. X .. : :O:

Ammidi

C N:

Esteri carbossilici Anidridi

Acil alogenuri (X = Cl, Br)

Nitrili

GF :O: N .. O .. : .. .. N O .. .. .. N N

Classe Nitro composti Nitroso composti Azo composti

:O: .. Acidi S OH .. solfonici :O: C C

Alcheni

C C

Alchini Aromatici

Notare ! • Alcuni gruppi funzionali sono strutture parziali con una valenza libera che può essere saturata con un residuo R: .. OH ..

H :O:

.. R OH ..

C N:

R

H

:O:

R C N:

• Altri hanno più valenze libere: .. O ..

.. O .. :O:

N ..

.. 1 R O .. R

R

.. R1 O .. R1 N R .. R2 :O:

• Ciò comporta la presenza di più residui (R, R1, R2, etc.) e quindi di più scheletri.

Notare ! • Il doppio legame C=C, il triplo legame C≡C e l’anello aromatico sono considerati gruppi funzionali pur avendo solo carboni e idrogeni perché sono siti di reattività. • Una molecola può possedere un solo gruppo funzionale (molecola monofunzionale) o più di uno (molecola polifunzionale).

Molecole polifunzionali ammina N CH3

N

HO ammina

alcool

nicotina O

ammide

O

colesterolo

ammina

ammide

CH3

alchene

N

etere

CH3 N

N N CH3

CH3O

NH2 ammina

CH3O ammina

alchene

caffeina

aromatico

etere

OCH3 etere

mescalina

Scheletro (solo C e H) saturo

CH3-CH-CH3 C–C

LINEARE (ACICLICO)

insaturo

CH2=CH-CH2 C=C CŁC

saturo C–C

CICLICO

insaturo

A L I F A T I C I

C=C CŁC

aromatico

AROMATICI

Classificazione di C & H 3 1. Carbonio saturo sp • C primario (1°): Un carbonio legato a un solo altro carbonio – H 1°: un idrogeno legato a un C 1°

• C secondario (2°): Un carbonio legato a due altri carboni – H 2°: un idrogeno legato a un C 2°

• C terziario (3°): Un carbonio legato a tre altri carboni – H 3°: un idrogeno legato a un C 3°

• C quaternario (4°): Un carbonio legato a quattro altri carboni

Classificazione di C & H 3 1. Carbonio saturo sp H C C Y H

C C C Y H

C C C Y C

C C C C C

carbonio primario C 1°

carbonio secondario C 2°

carbonio terziario C 3°

carbonio quaternario C 4°

Quando Y = H, alogeno, OH, NO2, COOR, anche tali gruppi si definiscono 1°, 2°, 3°

• PERCHÉ QUESTA DISTINZIONE? Perché velocità di reazione e posizione d’equilibrio variano, per lo stesso GF Y, in funzione della natura del carbonio cui Y è legato.

Classificazione di C & H • • • •

primari (1o) secondari (2o) terziari (3o) quaternari (4o)

CH3

CH3 CH3 C CH2 CH CH3 CH3

Classificazione di C & H 2. Carbonio sp3 adiacente ad un carbonio sp2 • Un carbonio saturo (sp3) adiacente a un carbonio insaturo (sp2) si definisce – allilico, se il doppio legame è di un alchene – benzilico, se il doppio legame è parte di un anello aromatico H vinilici C vinilici

H

H C

C allilico H allilico

H

C C

H

C C C

H

H aromatico C aromatici H benzilico C benzilico

Classificazione di C 3. Gruppi funzionali insaturi • Gruppi funzionali insaturi (C=C, C=C, C=O, NO2, COOH, etc.) possono avere, rispetto ad un’altra insaturazione presente nello scheletro, tre posizioni relative. Possono essere: – Isolati

C C C C O

– Coniugati

C C C O

– Cumulati

C C O

Almeno 2 legami singoli fra i legami doppi Alternanza di legami singoli e doppi

Nessun legame singolo tra i legami doppi

Classificazione di C 4. Doppi e tripli legami • I doppi legami C=C si classificano in base al grado di sostituzione dei carboni: H

R

CH2 C R monosostituito R

H

H

H

R

C C

C C R1 H disostituito geminale R

R

R3

R1 C C

H R1 disostituito vicinale trans

H

H disostituito vicinale cis

C C

C C

R C C H terminale

R1 R2 trisostituito

R2 R1 tetrasostituito

R C C R1 interno

Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura IUPAC • È un sistema nel quale ogni composto ha un suo nome. • Seguendo le regole, chiunque assegna a un dato composto il medesimo nome. • Viceversa, dato il nome di un composto, ognuno è in grado di disegnare il composto.

STRUTTURA

IUPAC

NOME

Regole di nomenclatura 1. Identificare i GF. 2. Tra questi scegliere il gruppo principale sulla base della tabella di priorità dei gruppi. 3. Scegliere la nomenclatura degli alifatici o degli aromatici sulla base della posizione del gruppo principale. • il composto è aromatico se il gruppo principale è legato direttamente all’anello

Priorità

1

Gruppo

(C)

Nome del gruppo come sostituente (quando non è principale)

Classe

OH

R

acido alcanoico

O

2 3

O

R1

acido alcansolfonico alchil alcanoato

R–SO3H R

O

4

(C)

X

R

alcanoil alogenuro

alcossicarbonil

(C)

NH2

R

alcanammide

O

aloformil

C

NH2

carbamoil

O H

(C)

C

X

O

O

6

C

OR1

solfo

O

O

5

carbossi

O

–SO3H (C)

C

OH

R

alcanale

C

H

formil

O

il C tra parentesi deve portare nella numerazione della catena il numero 1

Priorità 7

Gruppo

(C) N

Nome del gruppo come sostituente (quando non è principale)

Classe alcanonitrile

R C N R

8

C

C

alcanone

ciano

R1

osso

O

O

9

–OH

alcanolo

R–OH

idrossi

10

–NH2

alchilammina

R–NH2

ammino

alchil alchil etere

R

11

O

12

(C) (C)

alchino

O

R1

R C C R1

C C

alchene

–X

15

–NO2

alogenoalcano nitroalcano

ene

C C R1

14

ino

R2

R

13

alcossi

R3

R–X R–NO2

alo nitro

Nomenclatura dei composti alifatici

Nomenclatura degli alifatici 1. Identificare la classe di appartenenza (gruppo principale) 2. Identificare la catena principale di atomi di carbonio contigui, seguendo le seguenti regole di priorità: –

la catena principale deve contenere: a. il gruppo principale b. il massimo numero possibile di legami C=C e C≡C c. il massimo numero possibile di atomi di C d. il massimo numero possibile di sostituenti

3. Assegnare il nome alla catena principale in base al numero di carboni da cui è formata.

4. Numerare la catena in modo tale che: – –

al gruppo principale spetti il numero più basso possibile ai gruppi secondari spetti il numero più basso possibile (C=C precede C≡C)

5. Nel nome indicare il numero che spetta al gruppo principale (tranne che per COOH, CHO, CN, etc. che hanno il n° 1). 6. Includere nel nome il gruppo C=C (ene) (o C≡C, ino). 7. Aggiungere il nome dei sostituenti davanti al nome in ordine alfabetico con la posizione relativa.

Procedura 1. Identificare la classe: alcanale, acido alcanoico, alchene… 2. Identificare la più lunga catena di atomi di carbonio 3. Assegnare il nome della catena in base al numero di atomi di C: CH4

C1 metano

CH3(CH2)5CH3

C7

eptano

n- C13H28

C13

tridecano

CH3CH3

C2 etano

CH3(CH2)6CH3

C8

ottano

n-C14H30

C14

tetradecano

CH3CH2CH3

C3 propano CH3(CH2)7CH3

C9

nonano

n-C20H42

C20

icosano

CH3(CH2)2CH3

C4 butano

CH3(CH2)8CH3

C10

decano

n-C30H62

C30

triacontano

CH3(CH2)3CH3

C5 pentano

CH3(CH2)9CH3

C11

undecano

n-C40H82

C40

tetracontano

CH3(CH2)4CH3

C6 esano

CH3(CH2)10CH3

C12

dodecano

etc.

–

Se le catene possibili sono due, scegliere quella con il maggior numero di sostituenti. H3C CH CH3 C

H3C CH2

CH 2

CH3

CH CH2

CH2

sostituenti alchilici (∈ solo C e H)

CH3

CH3

4. Numerare i carboni – –

Partire dal lato più vicino al primo sostituente. Se vi sono due sostituenti equidistanti cercare il sostituente successivo. 1

CH3

3

4

H3C CH CH CH2 2

CH2CH3

5

CH2

CH3 CH CH3 6

7

6. Includere nel nome il gruppo C=C e/o C≡C • Cambiare il suffisso da alcano in alchene o alchino • Assegnare al legame C=C e C≡C un numero di posizione (il più basso possibile) 1

2

3

4

5

CH3–CH=CH–CH–CH3 CH3 4-metil-2-pentene

1

2

3

4

5

6

CH3–C≡C–CH2CH2CH3 2-esino

Nella numerazione, il doppio legame ha la precedenza sui sostituenti

7. Nome dei sostituenti a. Sostituenti alchilici (alcano ĺ alchile) – C1: CH3–, metile – C2: CH3CH2–, etile – C3: CH3CH2CH2–, n-propile; –CH–CH3 , isopropile CH3 – C4: CH3CH2CH2CH2-, n-butile; –CH2–CH–CH3 , isobutile CH3 CH3 –CH–CH2–CH3 , sec-butile; –C–CH3 , tert-butile – CH3 – etc.

CH3

7. Nome dei sostituenti b. Sostituenti cicloalchilici ƒ

, ciclopropile;

, ciclobutile;

ƒ

, ciclopentile;

, cicloesile

c. Sostituenti Alchenilici Œ CH2=CH–, etenile o vinile; Œ CH2=CH-CH2–, 2-propenile o allile Œ

, fenile;

CH2– , benzile

7. Nome dei sostituenti d. Sostituenti diversi da alchili: vedi Tabella dei Gruppi Funzionali. Œ Œ Œ Œ Œ

–F, fluoro; –Cl, cloro; –Br, bromo; –I, iodo –NO2, nitro; –NH2, ammino; –CN, ciano; –SO3H, solfo; –CO–, oxo –OH, idrossi; –OR, alcossi; –COOH, carbossi etc.

Alfabetizzazione • I sostituenti vanno fatti precedere al nome in ordine alfabetico. • Il corsivo viene ignorato: sec-, tert• Se uno stesso sostituente è presente più volte, usare di-, tri-, tetra-, etc.. Tali prefissi vengono ignorati nella alfabetizzazione.

Sostituenti complessi 1. Assegnare il numero 1 al carbonio del sostituente legato alla catena principale. 2. Numerare la catena di atomi di carbonio verso l’esterno prendendo la catena più lunga. Dare il nome alla catena alchilica con suffisso –ile 3. (Se c’è un doppio legame alchile diventa alchenile) 4. Aggiungere i sostituenti con i loro numeri. CH3 2

1

CH3-CH-

(1-metiletil)

I gruppi complessi sono posti in parentesi.

2

1

Esempi

4

CH3-CH-CH2-CH2-CH3 (1-metilbutil)

CH3

CH3

CH3-CH-CH2-CH– 4

3

3

2

1

(1,3-dimetilbutil)

2

1

3

CH3-CH2-CH-CH2-CH3 (1-etilpropil)

CH3 2

3

4

CH3-C-CH-CH2-CH3 1

CH2-CH3

(2-etil-1,1-dimetilbutil)

1

2

3

4 5

–CH2-CH=CH-C-CH3 O (4-oxo-2-pentenil)

Composti ciclici sostituiti • Ci si può basare o sull’anello o sulla catena più lunga CH3 C CH3 CH3

CH

CH3

CH3

isopropilcicloesano

tert-butilciclopentano

2-cicloesilpropano

2-ciclopentil-2-metilpropano

Nomenclatura delle ammine R-NH2, ammina primaria

R1-NH-R2

R3 R1-N-R2

ammina secondaria

ammina terziaria

• Trovare la catena più lunga di atomi di C. • -o dell’alcano è sostituito con -ammina. • I sostituenti sull’azoto hanno N- come prefisso. Br NH2CH2CH2CHCH2CH3 3-bromo-1-pentanammina

N(CH3)2 CH3CH2CHCH2CH2CH3 N,N-dimetil-3-esanammina

Alternativa: considerare -NR1R2 come sostituente

Esempi CH3 CH3 CH3–CH–CH2–N–CH3 3

2

N,N-dimetil-2-(metilpropil)ammina

1

3-(N,N-dimetilammino)-4-metilesano N

Nomenclatura degli Eteri R1-O-R2 • IUPAC: Alcossi alcano CH3 CH3 –O– C– CH3

O

CH3

CH3 2-metil-2-metossipropano

Metossicicloesano

• Comune: R1 ≠ R2: alchil1 alchil2 etere R1 = R2: dialchil etere CH3

CH3CH2–O–CH2CH3

CH3 –O– C– CH3 CH3

dietil etere

t-butil metil etere

Esempi

OH

A. Gruppi funzionali: OH, CHO

O

B. Priorità: CHO 4

3

2

1

H

(Gruppo principale)

Classe: alcanale

C. Catena principale: C4 Nome parziale: butanale D. Numerazione catena principale: E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): non serve F. Includere nel nome il gruppo sussidiario: non c’è. G. Aggiungere i sostituenti col loro numero: 3-idrossi.

3-idrossibutanale

A. Gruppi funzionali: COOH, C=C, F

F 3C 5

4 3

2

COOH 1

B. Priorità: COOH (gruppo principale) Classe: acido alcanoico

C. Catena principale: C5 Nome parziale: acido pentanoico D. Numerazione catena principale E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): non serve F. Includere nel nome il gruppo sussidiario con il relativo numero: acido 2-pentenoico G. Aggiungere i sostituenti col loro numero: 5,5,5-trifluoro.

acido 5,5,5-trifluoro-2-pentenoico

A. Gruppi funzionali: OH, C-O-C, Cl

1

HO

O 2

1

2

Cl

B. Priorità: OH (gruppo principale) Classe: alcanolo

C. Catena principale: C2 Nome parziale: etanolo D. Numerazione catena principale E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): 1-etanolo F. Includere nel nome il gruppo sussidiario con il relativo numero: non c’è G. Aggiungere i sostituenti col loro numero: 2-(2-cloroetossi)

2-(2-cloroetossi)-1-etanolo

2 3

4

6 5

1

SO 3H

A. Gruppi funzionali: SO3H, C=C, CN

CN

B. Priorità: SO3H (gruppo principale) Classe: acido alcansolfonico

C. Catena principale: C6 Nome parziale: acido esansolfonico D. Numerazione catena principale E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): acido 3-esansolfonico F. Includere nel nome il gruppo sussidiario con il relativo numero: acido 1-esen-3-solfonico G. Aggiungere i sostituenti col loro numero: 6-ciano

acido 6-ciano-1-esen-3-solfonico

A. Gruppi funzionali: C=C, C≡ ≡C 2 10 11

9

8

4 7

6

3

5

B. Priorità: C≡C (gruppo principale) 1 Classe: alchino

C. Catena principale: C11 Nome parziale: undecino D. Numerazione catena principale E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): 3-undecino F. Includere nel nome il gruppo sussidiario con il relativo numero: 5-undecen-3-ino G. Aggiungere i sostituenti col loro numero: 2,6,10-trimetil

2,6,10-trimetil- 5-undecen-3-ino

O

3

Cl

1 2

4

A. Gruppi funzionali: C=C, Cl, COO

1

O

B. Priorità: COO 2 (gruppo principale) Classe: alchil alcanoato

C. Catena principale: C4. Catena secondaria: C2 Nome parziale: etil butanoato D. Numerazione catena principale (e secondaria): E. Assegnare il numero al gruppo principale (quando serve): non serve F. Includere nel nome il gruppo sussidiario con il relativo numero: etil 3-butenoato G. Aggiungere i sostituenti col loro numero in ordine alfabetico: 4-cloro- 2,2-dimetil

etil 4-cloro-2,2-dimetil-3-butenoato

Da ricordare… 1. Il nome base usa sempre la catena più lunga 2. Numerare dalla fine più vicina al primo sostituente 3. I gruppi si scrivono in ordine alfabetico: a,b,c….. 4. Nell’alfabetizzazione i multipli sono ignorati: dietil= e 5. Carboni disostituiti (due gruppi) sono più importanti dei monosostituiti (un gruppo) 6. I numeri sono separati dai numeri da virgole: 2,3 7. I numeri sono separati dalle parole da trattini: 3-etil 8. L’ultimo sostituente e la radice non sono separati … metilesano

Nomenclatura degli aromatici 1. Identificare il composto base (v. tabella) 2. Numerare l'anello a. Il carbonio cui il sostituente è legato porta il numero 1 b. Numerare gli altri carboni nella direzione che permetta il più basso set di numeri c. A parità di numeri, vince il sostituente con iniziale più bassa nell'ordine alfabetico

Priorità

Composto base

Nome base

Priorità

1

COOH

acido benzoico

2

COOR

alchil benzoato

3

S O3 H

acido benzen solfonico

11

4

COX

benzoil alogenuro

12

X = Cl, Br

9

Composto base CH3

10

5

NHCOCH3

acetanilide

13

6

CONH2

benzammide

14

7

CHO

benzaldeide

15

8

CN

benzonitrile

Nome base

OH

cresolo*

OH

fenolo

NH2

toluidina*

NH2

anilina

CH3

xilene*

CH3

toluene

CH3

CH3

benzene *o-, m-, p-

Esempio Cl 2

1 4 3 2

Cl

5 6 1

3

1. Gruppo principale: OH Fenolo 2. Numerazione anello: 3. Sostituente complesso:

OH gruppo principale

(2-cloro-1-etilpropil) 4. Assemblaggio:

2-cloro-4-(2-cloro-1-etilpropil)fenolo

Dal nome al composto da destra a sinistra 1. Identificare il gruppo principale - suffisso 2. Identificare la catena di atomi di carbonio 3. Identificare la posizione del gruppo principale 4. Identificare i sostituenti e la loro posizione sulla catena 5. Inserire gli idrogeni

Dal nome al composto 2-metilesano

5-etil-2-fenil-4-otten-3-one O

Isomeri costituzionali

Isomeria costituzionale o strutturale • Isomeri costituzionali sono molecole che hanno lo stesso tipo e numero di atomi (stessa formula) ma legati tra loro in modo diverso. Esempio C2H6O formula moleculare

.. .. CH3-O-CH H-O-CH 2-CH3 3 .. .. isomeri costituzionali - stessa formula molecolare - differente struttura

Isomeria costituzionale Formula Isomeri Molecolare Costituzionali CH 4 C 5H12 C 10H22 C 15H32 C 30H62

1 3 75 4 347 4 111 846 763

Numero di Insaturazione formula molecolare AxByCzDw A atomi tetravalenti; C, Si B atomi monovalenti: H, alogeni C atomi bivalenti: O, S D atomi trivalenti: N, P

N.I. = x – y/2 + 0z + w/2 + 1 INSATURAZIONI: doppi legami, cicli, tripli legami

Come trovare gli isomeri costituzionali

Isomeri di composti saturi che contengono solo carbonio e atomi monovalenti 1. Formare tutti gli scheletri possibili: i. Disegnare la catena lineare ii. Rimuovere 1 carbonio e legarlo in differentiposizioni della catena così accorciata iii. Rimuovere 2 carboni dalla catena originaria, e sistemarli sulla catena, sia individualmente sia insieme sullo stesso carbonio iv. Continuare così a rimuovere i carboni e legarli alla catena sia individualmente che in gruppi fino a che non è possibile creare nuovi isomeri.

2. Etichettare i carboni, se occorre 3. Aggiungere gli elementi monovalenti

Esempi C4H10

C4 + C0

C3 + C1 2 isomeri

C5H12

C5 + C0

C4+C1

C3+2(C1) 3 isomeri

C6H14

C6 + C0

C5+C1

C4+2(C1)

5 isomeri

Isomeri di composti saturi che contengono carbonio, atomi mono- e bi- o trivalenti 1. Dividere i C in 2 gruppi (se c’è O o S) in 3 gruppi (se c’è N o P) in tutti i modi possibili 2. Formare tutti gli scheletri possibili 3. Etichettare i carboni 4. Legare O (o S) a 2 catene di C Legare N (o P) a 3 catene di C 5. Aggiungere gli elementi monovalenti in tutti i modi possibili, eventualmente etichettando nuovamente lo scheletro

Esempi C3H8O

1 elemento bivalente

1. Tutti i possibili scheletri divisi in 2 gruppi

C3 + C0 a

C2 + C1

a b

2. Etichettare i carboni 3. Aggiungere l’ossigeno

O

4. Aggiungere gli idrogeni dove serve

OH

O

O

OH

3 isomeri

C3H7OF

1 elemento bivalente

1. Tutti i possibili scheletri divisi in 2 gruppi 2. Etichettare i carboni

C2 + C1

C3 + C0 a b

a

c

a a

O

b

a

b

b a

3. Aggiugere l’ossigeno

O c

O OH

4. Rietichettare i carboni

OH

F

O OH

5. Aggiungere il fluoro

F F

OH F

F HO F

8 isomeri

O

OH

6. Aggiungere gli idrogeni

OH

F

O

F

Isomeri di composti insaturi 1. Formare tutti gli scheletri possibili nel modo già visto. 2. Inserire l’insaturazione o come legame multiplo o come anello in tutti i modi possibili. 3. Procedere nel modo visto precedentemente.

Esempio NI = 3 – 3 + 1 = 1

C3H6O

1 elemento bivalente C3 + C0

1. Tutti i possibili scheletri divisi in 2 gruppi.

a

C2 + C1

a b

2. Etichettare.

O

3. Aggiungere l’ossigeno 4. Aggiungere l’insaturazione: doppio legame o anello 5. Aggiungere gli idrogeni

O

6. Eliminare i doppioni

OH

OH

OH

O

O

9

O

O

O

9

O

9

O

O

O

9 isomeri

O

O

9

9

Isomeri costituzionali • Sono molecole diverse. Hanno la stessa formula ma i loro atomi sono legati in modo diverso. • Non possono interconvertirsi se non rompendo e riformando legami • Tutte le proprietà fisiche degli isomeri costituzionali sono differenti: – punti di fusione, punti di ebollizione, densità, solubilità, etc.

Isomeri costituzionali negli aromatici

1. Benzene R

2. Benzene monosostituito R

R R1

3. Benzene disostituito

R1

orto o-

4. Benzene trisostituito in modo uguale

R

R1

meta mR

para pR

R

R

R R

R

R

R

5. Benzene polisostituito in modo diverso 1) Inserire il 1° sostituente 2) Etichettare 3) Inserire il 2° sostituente 4) Etichettare

a

R

b a

c b

b

a

R

b c

R1

d

a

R

c

R

b a

d

a

R1

b

R1

R2

3) Inserire il 3° sostituente

R R2

R

R

R

4) Etichettare

R1

2 R1 R

R1

R1 R2

…e così via

Teorie Acido-Base valutazione degli acidi

Teoria di Brønsted-Lowry • Acidi donano ioni H+ • Basi accettano ioni H+ CH3CO2H + H2O

CH3CO2– + H3O+

acido acetico

CH3NH2 + H2O

CH3NH3+ + OH–

metilammina

– La definizione di Brønsted significa che in acqua CH3CO2H è un acido – e l’acqua stessa è una base. – La definizione di Brønsted significa che in acqua CH3NH2 è una base– e l’acqua stessa è un acido.

Teoria di Brønsted-Lowry • CH3CO2H/CH3CO2– è una coppia acidobase coniugata • CH3NH2/CH3NH3+ è una coppia acido-base coniugata • Le coppie acido-base coniugati differiscono per un protone, H+. • Ogni acido ha la sua base coniugata e viceversa.

Teoria di Lewis • Base dona una coppia di elettroni (contiene un atomo che possiede un lone pair o un legame multiplo) • Acido accetta una coppia di elettroni (ha carenza elettronica) orbitale pieno

orbitale vuoto

+

Base di Lewis

Acido di Lewis

Basi organiche

metilammina

metanolo

acetone

Forza degli acidi pKa HA + H2O A– + H2O [H3O+][A–] Ka = [HA] Kb

es. CH3CO2H

(A–)

A– + H3O+ HA + OH– pKa = –log Ka

Kw [HA][OH–] = = Ka(HA) [A–]

Ka = 1.8 x 10–5 pKa = 4.7

HCN Ka = 7.9 x 10–10 pKa = 9.1

Kb = 5.6 x 10–10 CH3CO2– pKb = 9.3 Kb = 1.3 x 10–5 CN– pKb = 4.9

Acido più forte

Acido più debole

Acido

Formula

pKa

Base coniugata

Acido iodidrico

HI

–9

I–

Acido bromidrico

HBr

–8

Br–

Acido cloridrico

HCl

–7

Cl–

Acido solforico

H2SO4

– 5.2

HSO4–

Ione idrossonio

H3O+

– 1.74

H2O

Acido fosforico

H3PO4

2.1

H2PO4–

Acido benzoico

C6H5COOH

4.19

C6H5COO–

Acido acetico

CH3COOH

4.76

CH3COO–

Acido carbonico

H2CO3

6.36

HCO3–

Ione ammonio

NH4+

9.24

NH3

Fenolo

C6H5OH

9.95

C6H5O–

Ione bicarbonato

HCO3–

10.33

CO32–

Ione metilammonio

CH3NH3+

10.64

CH3NH2

Acqua

H2O

15.7

OH–

Etanolo

CH3CH2OH

15.9

CH3CH2O–

Ammoniaca

NH3

38

NH2–

Etano

CH3CH3

51

CH3CH2–

Base più debole

Base più forte

Valutazione qualitativa della forza degli acidi • In acqua, tutti gli acidi formano lo ione idrossonio, l’importante fattore di differenza è la base coniugata. HA + H2O

E

A– + H3O+

• La differenza tra un acido forte e un acido debole sta nelle diverse stabilità delle loro basi coniugate. ACIDO DEBOLE ha la base A AHA HA

ionizzazione più facile

coniugata forte (= maggiore energia, meno stabile) ACIDO FORTE ha la base coniugata debole (= minore energia, più stabile)

Fattori stabilizzanti la base • I fattori che stabilizzano la base coniugata aumentano l’acidità dell’acido. 1. Risonanza 2. Elettronegatività 3. Grandezza degli atomi 4. Ibridazione 5. Effetti induttivi 6. Solvatazione

1. Risonanza • Più numerose o più stabili sono le strutture di risonanza della base coniugata, più forte è l’acido. – Es: Confronto tra acidità di alcoli alifatici (pKa ~15), fenoli (pKa ~10), acidi carbossilici (pKa ~5) ROH + H2O

RO– + H3O+

C6H5OH + H2O

C6H5O– + H3O+

RCOOH + H2O

RCOO– + H3O+ Basi coniugate: RO–, C6H5–, RCOO–

Risonanza nelle 3 basi coniugate 1. R–O– non ha forme di risonanza 2. C6H5O– ha diverse forme di risonanza 3. R–COO– ha due forme di risonanza uguali ione fenato O

O

O

O

O

O

O– Strutture non equivalenti Carica sul carbonio e sull’ossigeno Più strutture, ma non migliori del carbossilato.

R–C

R–C O

O–

ione carbossilato Due strutture uguali.

2. Elettronegatività • Localizzare nella base coniugata la carica negativa sull’elemento più elettronegativo rende l’acido più forte. pKa

CH 4

NH 3

H 2O

HF

>45

34

16

3.5

–CH

EN

3

–NH

2.5

3.0

2

HO–

F–

3.5

4.0

3. Grandezza • Nella base coniugata, localizzare la carica negativa su un atomo più grande porta ad un acido più forte. pKa

H2O 16

H2S 7

R-COOH R-COSH 5 4

• S è più grande di O.

4. Ibridazione Alcani

Alcheni

Alchini

H

H H

H C H

H C C H

H C C H

ca. 50

35

25

H

H H

H

pKa

–

H C:

–

H C C:

–

H C C:

H

sp3

sp2

sp

Gli elettroni nell’orbitale sp hanno energia più bassa perché sono più vicini al nucleo.

5. Effetti induttivi • Gli effetti induttivi operano attraverso i legami σ. • Es: Alogenoacidi – L’alogeno stabilizza la base coniugata attirando densità di carica. L’effetto diminuisce con la distanza. δ– δ+ O Cl

‹

C – O

CH3CH2CHClCOOH CH3CHClCH2COOH ClCH2CH2CH2COOH pKa

2.9

4.0

4.5

5. Effetti induttivi • Alogenoacidi – La stabilizzazione è proporzionale alla elettronegatività dell’alogeno. pKa

I-CH2COOH

Br-CH2COOH

3.13

2.87

Cl-CH2COOH 2.81

F-CH2COOH 2.66

– La stabilizzazione è proporzionale al numero di atomi di alogeno. pKa

CH3COOH

ClCH2COOH

Cl2CHCOOH

Cl3CCOOH

4.75

2.81

1.29

0.65

6. Solvatazione • La solvatazione abbassa l’energia dello ione • L’acqua, solvente polare, solvata cationi e anioni. CH3

CH3COOH

CH3CH2COOH

CH3CH2CH2COOH

CH3–C–COOH CH3

4.75

4.81

4.87

5.02

– Il t-butile impedisce una buona solvatazione della base coniugata a causa dell’ingombro sterico, per cui la stabilizzazione è minore delle basi coniugate degli acidi lineari.

Reazioni acido-base • Predire la direzione di una reazione acidobase. Acido 1 + Base 2

Acido 2 + Base 1

Forte

Debole

• Le reazioni vanno sempre dalla coppia A/B forte alla coppia A/B debole

Predire le reazioni acido-base Per capire da quale parte sta l’equilibrio: 1. Identificare le due coppie coniugate acidobase • Identificare l’acido a sinistra e l’acido a destra dell’equazione. • L’equilibrio sta dalla parte opposta dell’acido più forte (col minore pKa) ossia dalla parte della base più deole.

Predire le reazioni acido-base • Affinché la reazione avvenga i prodotti devono essere più stabili dei reagenti. • I prodotti acido e base devono essere più deboli e meno reattivi dell’acido e della base di partenza. CH3COOH + OHpKa 4.76

CH3COO- + H2O pKa 15.8

• Un acido con pKa minore reagirà con la base coniugata di un acido con pKa maggiore.

Quanto spostato sarà l’equilibrio? • Acido 1 + Base 2 Keq =

[Base 1] [Acido 2] [Acido 1] [Base 2]

Acido 2 + Base 1 K a1 [H3O+] = + [H3O ] K a2

=

Ka reagente Ka prodotto

pKeq = pKa (reagente) – pKa (prodotto) Keq >> 1, l’equilibrio è spostato a destra Keq CH2CH3

Cl

H C C H3 C

CH2 CH3

H C C

CH2 CH3

(E)-3-cloro-2-pentene

H3 C

Cl

(Z)-3-cloro-2-pentene

Notazione E-Z per gli alcheni Regole di Priorità: 1. guardare al primo atomo legato al carbonio del doppio legame 2. maggior numero atomico = maggior priorità 3. se gli atomi sono identici, esaminare l’atomo successivo fino alla prima differenza. 4. i legami multipli vanno trattati come 2 o 3 legami singoli CH3 CH3 <

(H,H,H)

H

C

= H

CH3 <

(C,H,H)

H C

CH2

CH

CH3 <

CH3 (C,C,H)

C

CH3 (C,C,C)

C

C

CH3

O

C

C H >

C

C

H H (C,C,H; C,H,H)

CH3

H (C,C,H; H,H,H)

CH3 <

CH3 =

CH2 Cl

(Cl,H,H) O

C

C

CH3

O

Esempio 1 H 3C

H 2

2

C

1 2 Cl H

5

C

C CH 2 2 1

2Z

Cl 1 CH CH 3 C H 2 5E

Cl

Cl

(2Z,5E)-3,7-dicloro-2,5-ottadiene

Stereoisomeria geometrica negli anelli Anelli disostituiti R

R

R

entrambi i sostituenti dalla stessa parte del piano medio dell’anello: cis sostituenti da parti opposte del piano medio dell’anello: trans

R

Esempi CH 3

CH 3

CH 3

CH 3

cis CH 3

H3C

CH 3

H3C

CH 3

CH 3

trans

CH 3

CH 3

Risoluzione di Enantiomeri Enantiomeri: identiche proprietà fisiche; non possono essere separati. Diastereomeri: differenti proprietà fisiche, p.f., p.e., solubilità, etc.; possono essere separati per distillazione, ricristallizzazione, cromatografia, etc.

Risoluzione di Enantiomeri A miscela racema R+S

+

B (R) enantiomero puro (agente risolvente)

A B (R,R)

+ A B (S,R)

diastereomeri separazione

A B A B (S,R) (R,R) si rimuove B A A (R) (S)

Risoluzione di Enantiomeri O + H2N

OH Cl

(S)

racemo

O

O +

OH

O– H3N

H Cl

Cl

(R,S)

+

O

1) separazione 2) HCl

(R) O

+

OH

O– H3N

Cl H

Cl

(S,S)

(S)

Risoluzione di Enantiomeri

Presenza di molti stereocentri Enantiomeri? Diastereomeri? Meso? • Assegnare (R) o (S) a ciascuno stereocentro. • Gli enantiomeri hanno configurazione opposta in tutti gli stereocentri corrispondenti. • I diastereomeri hanno qualche stereocentro della stessa configurazione, qualche altro di configurazione opposta. • I composti meso hanno un piano di simmetria interno che riduce il numero di stereoisomeri. • Il numero massimo di stereoisomeri è 2n, con n = numero di stereocentri.

1

H

2

OH

HO

H

H

3

OH

HO

H

H

4

OH

HO

H

H

5

OH

HO

H

CHO

CHO

6

CH2 OH

ro alt CHO HO

2

H

ENANTIOMERI tutti gli stereocentri sono stati invertiti

CH2 OH

g

io s o luc CHO H

3

lo gu CHO

OH

H

OH

H

H

OH

H

OH

HO

H

OH

H

OH

HO

H

OH

H

OH

H

CH2 OH

E

S

O

S

I

o all

o nn 2CHO a m HO H HO

3

H

CH2 OH

ido 2 CHO H

H

OH

HO

H

OH

H

CH2 OH

H

HO

4

4

H OH

DIASTEREOMERI solo alcuni stereocentri sono stati invertiti

CH2 OH

to CHO t a gal H

o tal 2CHO

OH

HO

H

OH H

HO

3

H

HO

3

H

HO

4

H

HO

4

H

OH

H

CH2 OH

OH CH2 OH

H

OH CH2 OH

Convenzione di Fischer-Rosanoff • Prima del 1951, solo le configurazioni relative potevano essere conosciute. • Gli zuccheri e gli ammino acidi con la stessa configurazione relativa della (+)-gliceraldeide furono chiamati D e quelli con la stessa configurazione relativa della (–)-gliceraldeide furono chiamati L (con assegnazione arbitraria). • Grazie alla cristallografia a raggi X, ora si conoscono le configurazioni assolute della (+)- e della (–)gliceraldeide: D è (R) e L è (S). • Non c’è relazione con il segno della rotazione.

Assegnazioni D e L CHO

CHO H *

OH

OH a destra

HO

CH2 OH

H

OH a sinistra

CH2 OH

D-(+)-gliceraldeide (R)-(+)-gliceraldeide

L-(–)-gliceraldeide (S)-(–)-gliceraldeide CHO H OH

COOH H2N

H CH 2 CH 2 COOH

acido L-(+)-glutammico

carbonio stereocentro più vicino al C meno ossidato

HO H H

C più ossidato in alto

H OH OH CH 2 OH

D-(+)-glucosio

C meno ossidato in basso

Relazione struttura-proprietà

Momenti di dipolo dei legami • Sono dovuti a differenza di elettronegatività degli atomi. • Dipendono dalla quantità di carica e dalla distanza di separazione. • In debyes, µ = 4.8 x δ (carica dell’elettrone) x d (Å) H3C–CH3

H3C–NH2

H3C–OH

H3C–Cl

H3C–NH3+Cl–

etano

metilammina

metanolo

clorometano

metilammonio cloruro

non polare

aumento di polarità

ionico

Momenti di dipolo molecolari • Dipendono sia dalla polarità dei legami che dagli angoli di legame. • Sono la somma vettoriale dei momenti di dipolo dei legami. • I lone pairs di elettroni contribuiscono al momento di dipolo.

clorometano

cloroformio

carbonio tetracloruro

acetonitrile

Forze intermolecolari • La forza di attrazione tra le molecole influenzano il p.f., il p.e. e la solubilità. • La classificazione dipende dalla struttura. – Interazioni dipolo-dipolo – Dispersioni di London – Legame idrogeno

Interazioni dipolo-dipolo • Ha luogo tra molecole polari. • La parte terminale positiva di una molecola si allinea con la parte terminale negativa di un’altra. • Il guadagno energetico è maggiore delle repulsioni per cui la forza netta è di attrazione. • Dipoli più grandi determinano punti di ebollizione più alti e maggiori calori di vaporizzazione.

Dipolo-Dipolo Attrazione

Repulsione (poco frequente)

Dispersioni di London • • • •

Hanno luogo tra molecole non polari Sono interazioni tra dipoli temporanei. Atomi grandi sono più polarizzabili. La ramificazione abbassa il p.e. perché provoca la diminuzione della superficie di contatto tra le molecole. CH3

CH3 CH3

CH2

CH2

CH2

n-pentano, b.p. = 36°C

CH3

CH3 CH CH2 CH3 isopentano, b.p. = 28°C

H3C

C

CH3

CH3 neopentano, b.p. = 10°C

Dispersioni di London

dipoli temporanei casuali quando separati

dipoli temporanei correlati quando in contatto

Legame idrogeno • Forte attrazione dipolo-dipolo • Le molecole organiche devono possedere legami N-H o O-H. • L’idrogeno di una molecola viene attratto fortemente da un lone pair di elettroni di un’altra molecola. • O-H è più polare di N-H, per cui dà legami idrogeno più forti.

Legame idrogeno metanolo

legami idrogeno

metilammina

legami idrogeno

Punti di ebollizione e forze intermolecolari CH3–CH2–OH

CH3–O–CH3

etanolo, p.e. = 78°C

dimetil etere, p.e. = –25°C

CH3

H

H propilammina, p.e. 49°C

H3C N CH3

CH3CH2 N CH3

CH3CH2CH2 N H

metiletilammina, p.e. 37°C

CH3–CH2–OH etanolo, p.e. = 78°C

trimetilammina, p.e. 3.5°C

CH3–CH2–NH2 etilammina, p.e. 17°C

Solubilità • Simile scioglie simile. • Vi sono tre misure della polarità di un solvente: – Momento di dipolo – Costante dielettrica ε – Miscibilità con acqua • Soluti polari si sciolgono in solventi polari. • Soluti non polari si sciolgono in solventi non polari. • Molecole con forze intermolecolari simili si mescolano liberamente.

Solventi • Molecole con momenti di dipolo grandi e alte costanti dielettriche sono considerate polari. • Molecole con momenti di dipolo bassi e piccole costanti dielettriche sono considerate non polari. • I solventi sono stati classificati in tre categorie, secondo la loro polarità. – polari protici: contengono OH (o NH) – (di)polari aprotici: non contengono OH ma hanno un legame con un forte dipolo – non-polari: bassa costante dielettrica e immiscibili con acqua

Solventi polari protici Nome

Struttura

p.e., oC

momento dipolo

costante dielettrica

acqua

H-OH

100

1.85

80

metanolo

CH3-OH

68

1.70

33

etanolo

CH3CH2-OH

78

1.69

24.3

1-propanolo

CH3CH2CH2-OH

97

1.68

20.1

1-butanolo

CH3CH2CH2CH2-OH

118

1.66

17.8

acido formico

100

1.41

58

acido acetico

118

1.74

6.15

formammide

210

3.73

109

Solventi (di)polari aprotici Nome

Struttura

acetone

(CH3)2C=O

tetraidrofurano (THF) dietil etere

CH3CH2OCH2CH3

etil acetato

p.e., momento oC dipolo

costante dielettrica

56

2.88

20.7

66

1.63

7.52

35

1.15

4.34

78

1.78

6.02

acetonitrile

CH3CN

81

3.92

36.6

N,N-dimetilformammide (DMF)

(CH3)2NCHO

153

3.82

38.3

metilene cloruro

CH2Cl2

40

1.60

9.08

dimetil solfossido (DMSO)

(CH3)2S=O

189

3.96

47.2

Solventi apolari aprotici Nome

Struttura

p.e., oC

momento dipolo

costante dielettrica

esano

CH3(CH2)4 CH3

69

----

2.02

80

0

2.28

76

0

2.24

benzene carbonio tetracloruro

CCl4

Soluto ionico con solventi polari

cristallo ionico

ioni idratati

• Solventi polari protici solvatano sia cationi che anioni • L’idratazione avviene con rilascio di energia. • Aumenta l’entropia.

Soluto ionico con solventi non-polari

solvente non polare

cristallo ionico

non si scioglie

Soluto non-polare con solventi non polari

solvente non polare

solido non polare (forze intermolecolari deboli)

si scioglie

Soluto non-polare con solventi polari

solido non polare (forze intermolecolari deboli) non si scioglie

IDROCARBURI CxHy

Idrocarburi • Alifatici – Alcani o Idrocarburi saturi: idrocarburi con

soli legami singoli. • Lineari o alcani normali, n-alcani • Ramificati

– Alcheni o Olefine: idrocarburi con legami

doppi. – Alchini: idrocarburi con legami tripli.

• Aromatici

Petrolio

Combustibili fossili • Sono il risultato della lenta decomposizione, in migliaia di anni, sotto alte pressioni e temperatura, di materiale organico, principalmente plankton e alghe da cui il nome di combustibile fossile. • Sono classificati in tre tipologie basate sulla composizione chimica e origine: – Carbone – Petrolio – Gas naturale

Petrolio • Il petrolio è una miscela di migliaia di composti chimici che si estrae dal sottosuolo. • Il petrolio greggio si trova in tutto il mondo e varia moltissimo da zona in zona in densità, contenuto di aromatici, zolfo e metalli.

Petrolio • La maggioranza dei suoi componenti sono: – Idrocarburi, quali alcani (chiamati paraffine), cicloalcani (chiamati nafteni), alcheni, aromatici (~10%), poliaromatici (PAH). – Composti contenenti eteroatomi come zolfo (tiofene e derivati), ossigeno (acidi e fenoli), azoto (carbazolo, chinolina). – Composti metallici, presenti in tracce – V, Ni, Fe, Al, Na, Ca, Cu, e U.

C

84-87%

H

11-14

S

0-6

N

0-1

O

0-2

Lavorazione del petrolio • Comporta tre aspetti: – Approvvigionamento di greggio. – Conversioni: processi che convertono il greggio in prodotti desiderati (separazione, conversione, rifinitura, etc.) in modo economico e ambientalmente accettabile. – Prodotti: sono benzina, diesel, solventi, oli da riscaldamento e oli combustibili, lubrificanti, asfalti, oli combustibili pesanti e coke.

Raffineria • Nella raffineria il greggio viene separato in gruppi di idrocarburi mediante la distillazione frazionata.

• Ogni prodotto (miscela di composti) distilla in un range di p.eb. e viene chiamato “frazione” o “taglio”. • I vapori distillati si raccolgono in torri di condensazione.

Distillazione del greggio Gas non liquefacibili GAS

Colonna distillazione atmosferica

Gas liquefacibili

Nafta Distillato Di mezzo

Nafta leggera Nafta pesante Kerosene Gasolio (diesel) Oli lubrificanti

Greggio

Frazioni Pesanti

Residuo o Oli pesanti Asfalto

Gasolio sotto vuoto Oli lubrificanti Colonna distillazione sotto vuoto

Gasolio pesante Residuo

Prodotto Gas (metano, etano,

Uso

Composizione (n. Carboni)

Range di p.eb. (°C)

riscaldamento, cucina

1–4

< 20

(leggera e pesante)

intermedio che sarà ulteriormente lavorato per fare benzina

5–9

60 – 100

Benzina

carburante per motori

5 – 12

40 – 205

Kerosene

carburante per aerei

10 – 18

175 – 325

Gasolio

combustibile per diesel e olio riscaldante

12 – 20

250 – 350

Olio Lubrificante

lubrificanti, grassi

20 – 50

300 – 370

Olio pesante

combustibile industriale

20 – 70

370 – 600

Residui

coke, asfalto, peci, bitumi, cere

70 o più

sopra 600

propano, butano)

Nafta

La raffinazione • Processi fisici (separazione) – – – –

desalatura distillazione frazionata estrazione miscelatura

• Processi chimici – – – – –

cracking (termico o catalitico) alterazione (reforming) unificazione (alchilazione) modificazione (isomerizzazione e polimerizzazione) trattamenti (hydrotreating)

Cracking • Termico – Ha lo scopo di produrre olefine per la petrolchimica.

• Catalitico – Ha lo scopo di aumentare il numero di ottani della benzina.

Reforming Catalitico • Aumenta il numero di ottani della benzina partendo dalla nafta pesante.

Reforming Catalitico • Isomerizzazione

Alchilazione & Polimerizzazione • Alchilazione – Ha lo scopo di produrre benzina ad alto numero di ottani da olefine leggere e isoparaffine leggere. – E l’opposto del cracking: piccole molecole si combinano per dare molecole più grandi nel range di p.eb. delle benzine.

Alchilazione & Polimerizzazione •

Polimerizzazione –

Propene e buteni possono polimerizzare per dare prodotti nel range di p.eb. delle benzine ad alto numero di ottani.

Hydroprocessing • Include: Idrogenazione, Hydrocracking e Hydrotreating. 1. Idrogenazione (H2 su catalizzatore di Pt, Pd, Ni, supportati su silica e allumina):

Hydroprocessing 2. Hydrocracking H2 naftalene

H2 tetralina

decalina

H2

H2

toluene

etilcicloesano H2

Hydroprocessing 3. Hydrotreating – Rimuove gli eteroatomi (S, N, metalli) e le impurità

Specifiche per la benzina La benzina deve soddisfare molti criteri che variano nel tempo e nelle aree geografiche. Alcuni di essi sono: • Tensione di vapore • Numero di ottani • Contenuto di Aromatici / Benzene • Contenuto di Zolfo Le benzine sono sempre miscele di composti.

Numero di ottani • La scala in ottani è una descrizione di quanto rapidamente brucia la benzina. • Si basa sul: 1. n-eptano, cui viene assegnato numero di ottani 0. 2. 2,2,4-trimetilpentano, o isottano, cui viene assegnato numero di ottani 100. eptano

2,2,4-trimetilpentano (isoottano)

Numero di ottani

Specifiche per oli Altri prodotti, come l’olio per diesel, devono avere altre specifiche come: • Numero di cetano (n-esadecano) • Densità • Punto di versamento (Pour Point) • Punto di Flash • Viscosità

Petrolchimica • I sette composti organici di base: – – – – – – –

Etilene Propilene Buteni – frazione C4 Benzene Toluene BTX Xilene Metano

Trattamenti del gas e integrazione raffineria-petrolchimica METANO ETANO GAS NATURALE O PRODOTTO

TRATTAMENTO GAS

PROPANE DEHYDRO.

GPL PROPANO n-BUTANO

ALCHILATI

ISOBUTANO ISOBUTENE

CONDENSATO

PETROLIO - Olio greggio - Condensato

ETILENE

NAFTA DISTILLAZIONE PETROLIO

MTBE

GASOLIO

STEAM CRACKER

PROPILENE POLYGAS

BUTILENI

BENZINA DA PIROLISI

BUTADIENE CRACKING CATALITICO

BENZINE

IDROGENO BTX

BT REFORMING CATALITICO

IDRODEALCHILAZIONE TOLUENE IDROCRACKING DESOLFORAZIONE CICLOESANO

I sette composti organici di base Etilene Etilene dicloruro Vinil cloruro Etilbenzene Stirene Acido acetico Vinil acetato Etilene ossido Etilene glicol

Frazione C4 Butadiene Acido acetico Vinil acetato Isobutene Metil t-butil etere

Benzene Etilbenzene Stirene Cumene Acetone Fenolo Bisfenolo A Cicloesano Acido adipico Nitrobenzene

Propilene Acrilonitrile Propilene ossido Cumene Acetone Fenolo Bisfenolo A n-Butirraldeide

Metano Metanolo Formaldeide Clorometani Dimetil tereftalato Metil t-butil etere Acido acetico Vinil acetato n-Butirraldeide Urea HCN

Toluene Benzene

Xileni p-xilene Acido tereftalico Dimetil tereftalato

Petrolio e carbone fonti di materiali per polimeri sintetici greggio etilene

polivinil acetato politetrafluoro etilene

propilene

butilene

polietilene

Policarbonati

gomma butile

polivinil cloruro

Nylon

gomma stirenebutadiene

polistirene gomma stirenebutadiene

Epossidi Poli metil metacrilato polipropilene

etc.

Dal carbone Carbone Peci

Coke Acetone

Benzene Polistirene

Fenolo

Naftalene Metanolo

Nylon

Poliesteri Formaldeide

Epossidi Policarbonati

Ureaformaldeide Fenolformaldeide Melaminaformaldeide

etc.

Dal carbone e dal petrolio Coke dal carbone

Metano dal petrolio Acetilene

Gomma nitrile Polivinil acetato

Polimetil metacrilato Polivinil cloruro

Energia vs Chemicals 21 CAMICIE BENZINA PER 650 MIGLIA

ETILENE

PROPILENE 19 GALLONI NAFTA

ETILENE GLICOL POLIETILENE

POLIPROPILENE ACRILONITRILE

6 CONTENITORI IMMONDIZIE O 276 M2 DI PELLICOLA PER SERRE 175 METRI DI TUBI PER ACQUA 4 CASSE DI BIRRA O 30 ROTOLI DI SPAGO 21 MAGLIONI O 5 COPERTE

O

BUTADIENE BUTENE

ELASTOMERI

1 PNEUMATICO DI AUTO O 13 DI BICI 3 CAMERE D’ARIA D’AUTO O 17 DA BICI

UN BARILE DI PETROLIO

AROMATICI

CAPROLATTAME

500 PAIA DI CALZE

Alcani • Formula generale : CnH2n+2 CH4 CH3CH3 CH3CH2CH3 CH3(CH2)2CH3 CH3(CH2)3CH3 CH3(CH2)4CH3 n-C7H16 n-C8H18 n-C9H20 n-C10H22

metano etano propano butano pentano esano eptano ottano nonano decano

n-C11H24 n-C12H26 n-C13H28 n-C14H30 ¦ n-C20H42 n-C30H62 n-C40H82 ¦ etc.

undecano dodecano tridecano tetradecano icosano triacontano tetracontano

Alcani • Tipi di carboni: metili CH3 CH3

CH CH2

CH3 metilene

metino

Relazione struttura-proprietà • Attrazioni intermolecolari: forze di London (o van der Waals) CH4 C2H6 C3H8 n-C4H10 n-C5H10 Le ramificazioni abbassano il p.e.

p.e. –160ºC –89 –42 –0.4 +36 – 0.4°C

36°C

vs

– 10.2°C

28°C

maggiore superficie per l’attrazione

9°C

Proprietà chimiche degli alcani Combustione CnH2n+2 + O2 → nCO2 + 2n+2 Calori (entalpie) di combustione: ∆Hcomb

~ 1307.5 kcal ~

~ 1306.3 kcal ~

~ 1304.6 kcal ~

~ 1303.0 kcal ~

CO2 + H2O

Isomeri più ramificati hanno ∆Hcomb minore, sono più stabili.

Ossidazione e riduzione H3C CH3 H

H2C CH2

OH

H C H

H C H

H

H

metano

metanolo

H

HC CH

O

O

C

C

H

formaldeide

H

O C OH

acido formico

ossidazione più legami C-O, meno legami C-H

riduzione meno legami C-O, più legami C-H

O anidride carbonica

Numeri di ossidazione 1. A ciascun atomo di un legame assegnare +1 all’atomo più elettropositivo e –1 all’atomo più elettronegativo (se gli atomi sono uguali assegnare 0) 2. Sommare -1

Cl +1

H

+1 +1 -1 C +1

-1

O -1

Numero di ossidazione del carbonio +1 +1 +1 –1 = +2

Esempi • Determinare il numero di ossidazione dei C H C N

C = +2

H O

2 1 H C C O H

C1 = +3; C2 = -1

Br

H H C Cl OH

C=0

Esempi • Catalogare le seguenti reazioni come ossidazione, riduzione o nessuna di esse. Br Br H2C

CH2

+

Br2

H2C

CH2

H H H2C

CH2

+ H 2O

H C

C H

H OH

Nessuno. Un carbonio cambia da -2 a -3 (si riduce), l’altro da -2 a -1 (si ossida). Non c’è una variazione netta.

Ossidazione: Ogni C cambia da -2 a -1.

12

Cicloalcani Alcani ciclici a n termini

Conformazioni dei Cicloalcani • I cicloalcani adottano conformazioni di minima energia. • La stabilità dei cicloalcani dipende da: – Strain d’anello = strain degli angoli di legame (strain di Baeyer) + strain torsionale (eclissamento) + strain sterico (van der Waals)

Strain d’anello Strain d’anello totale 31.5 kcal

piccoli

26.4

strain angolare e torsionale

7.0 0

normali

strain minimo

6.3

9.6

medi grandi

> C12

1.2

strain sterico transanulare

Conformazioni nel ciclopropano H H ciclopropano

H

H H

più,

H

legami curvi, a banana sovrapposizione debole = strain degli angoli di legame (109.5º sp3, 60º nel triangolo)

tutti gli H eclissati = strain torsionale

Conformazioni nel ciclobutano

H H

H

se fosse planare, 90º tutti gli H eclissati

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

ciclobutano

25° angolo di puckering

“puckered”, 88º strain angolare leggermente maggiore, ma minore strain d’eclissamento

Conformazioni nel ciclopentano H ciclopentano se fosse planare, 108º tutti gli H eclissati

25° angolo di puckering

H H

H

H H

H H H H “envelope” rileva l’eclissamento

envelope

half-chair

Conformazioni nel cicloesano 1. Conformazioni a “sedia” e a “barca” H H

H H

H H

H H

H H

H

H

H H

H H

interazione H “flagpole” H

H

H

H

H H

H

H H

H H H

H

H H

H

H

H

H

“skewed boat” ~ 1.5 kcal conformazione “chair” conformazione “boat” più stabile della “boat” - tutti gli atomi sfalsati - eclissamento (0.01% a t.a.) - nessun eclissamento - strain sterico - nessuno strain sterico ∴ strain d’anello 10.8 kcal ∴ nessuno strain d’anello (99.99% a t.a.)

Cicloesano 2. Posizioni equatoriali e assiali Asse dell’anello

Assiali Equatore dell’anello

Equatoriali

Cicloesano 3. Interconversione sedia-sedia nel cicloesano

Ea ~ 10 kcal

Inversione sedia-sedia sedia 1

half-chair 1 barca 2 barca 1

sedia 2

half-chair 2

La curva di interconversione E half-chair

half-chair

boat

twist-boat

chair

chair

Disegnare il cicloesano a sedia

Interazioni 1,3-diassiali CH3

repulsioni 1,3-diassiali metilcicloesano

H

CH3 H H

∆G ~ 1.8 kcal 0.9 kcal per ogni repulsione CH3-H

CH3 H equatoriale (95%) nessuno strain sterico (anti)

H CH3

CH2

H

CH2 H

assiale (5%) repulsioni steriche (gauche)

CH3 H2C

H

H 2C

H H

Cicloesani disostituiti Stereoisomeri configurazionali non si possono interconvertire se non rompendo un legame isomeri geometrici

conformazionali si possono interconvertire per rotazione attorno a un legame

cis-1,2-dimetilcicloesano CH3 CH3

CH3

H H

H 50:50

CH3

H CH3 CH3

trans-1,4-dimetilcicloesano CH3

CH3

H H

CH3 CH3

H CH3

diequatoriale nessuna repulsione

CH3

H

diassiale 4 repulsioni 1,3-diassiali = 4 x 0.9 = 3.6 kcal ∆G ~ 3.6 kcal

cis-1,4-dimetilcicloesano CH3

CH3

CH3

CH3

H

H H

H

50:50 CH3

CH3 ∆G = 0 kcal

equatoriale-assiale 2 x 0.9 = 1.8 kcal

assiale-equatoriale 2 x 0.9 = 1.8 kcal

trans-1,2-dimetilcicloesano CH3 CH3

CH3

H H CH3 CH3 1 interazione gauche = 0.9 kcal

H H

CH3

4 repulsioni 1,3-diassiali = 4 x 0.9 = 3.6 kcal ∆G ~ 2.7 kcal

cis-1,3-dimetilcicloesano CH3

CH3

H

CH3 CH3

H3C

CH3 nessuna repulsione

∆G ~ 5.4 kcal

2 interazioni 1,3-diassiali CH3-H = 1.8 kcal 1 interazione 1,3-diassiale CH3-CH3 = 3.6 kcal

1-t-butil-4-metilcicloesano Il gruppo tert-butile blocca la conformazione sedia-sedia CH3

tBu

CH3 ∆G ~ 3.7 kcal CH3 1.8 kcal

5.5 kcal

Reazioni degli idrocarburi C

C

H

• nessun lone pair • nessun legame π • non acidi • non basici • C-C, C-H legami forti

Sostituzione radicalica

reagiscono solo con specie altamente energetiche o ad alta temperatura

1. Ossidazione non selettiva: combustione O2 R-H CO2 + H2O 2. Alogenazione hν R-H + X2 R-X + HX 3. Nitrazione R-H + HNO3

R-NO2 +H2O

alogenuri alchilici nitrocomposti

Ossidazione • È una reazione importante economicamente. • Tutti gli idrocarburi bruciano formando carbonio diossido, acqua e calore. • Sono infatti usati come combustibili. CnH2n+2 + O2

2n+2 n CO2 + H2O + Calore 2

Ogni C dà una molecola di CO2

13

Alogenazione di alcani calore R–H + X2 —→ R–X + HX o luce

una reazione di sostituzione

Reattività: F2 > Cl2 > Br2 > I2 troppo reattivo

comuni

troppo poco reattivo (endotermica)

Cl2 Cl2 Cl2 Cl2 CH4 → CH3Cl → CH2Cl2 → CHCl3 → CCl4 hν hν hν hν + HCl

+ HCl

+ HCl

+ HCl

Problema: miscela di prodotti Soluzione: usare CH4 in largo eccesso (riciclandolo)

Meccanismo di una reazione radicalica a catena Radicale libero: specie con un numero dispari di elettroni Stadio 1: Cl2 → 2Cl•

(rottura omolitica) Iniziazione

Stadio 2: Cl• + CH4 → HCl + CH3• Stadio 3: CH3• + Cl2 → CH3Cl + Cl• migliaia di cicli = reazione a ”catena”

totale:

Propagazione determina la reazione totale

CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

Talvolta: Cl• + Cl• → Cl2 CH3• + CH3• → CH3–CH3 CH3• + Cl• → CH3Cl

Terminazione (infrequente a causa della bassa [rad•])

Stabilità dei radicali liberi R–H → R• + H• CH3–H CH3CH2–H CH3CH2CH2–H (CH3)2CH–H (CH3)3C–H CH3CH2CH2•

∆H = BDE bond dissociation energy

BDE 104 kcal 98 kcal 98 kcal (ogni 1º) 95 kcal (ogni 2º) 91 kcal (ogni 3º) • CH3CHCH3

98 kcal CH3–CH2–CH3

95 kcal

legami più facili a rompersi ∴ radicali liberi più stabili

minor energia, maggior stabilità, più facile a formarsi ∴ Reattività dei C–H: 3º > 2º > 1º > CH3–H ∴ Stabilità dei C radicali: 3º > 2º > 1º > CH3–H

Regioselettività Alcuni alcani danno un solo prodotto monoalogenato: CH3–CH3

Cl2 hν Cl2 hν

hanno legami C–H tutti uguali

Cl2 hν

CH3–CH2–Cl

Cl

Utili sinteticamente

Cl

Cl

Ma:

Cl2 CH3CH2CH2Cl + CH3CHCH3 hν si trova: 43% 57% statisticamente: 75% 25% (6 H) (2 H)

CH3CH2CH3

non tanto utile

Regioselettività Reattività dei C–H: 3º > 2º > 1º – per Cl2, la reattività relativa è 5.2 : 3.9 : 1 Predire le quantità relative del prodotto monoclorurato: Cl Cl2 CH3CH2CH2Cl + CH3CHCH3 CH3CH2CH3 hν reattività dell’H 2º numero di H 2º prodotto 2º = x reattività dell’H 1º numero di H 1º prodotto 1º =

3.9 x 2 7.8 57% = = 1x6 6 43%

Regioselettività Il bromo è molto più selettivo: Cl2 hν Br2 hν

Cl

Cl + 43%

57% Br Br

3%

97%

Relative reattività per il Br2: 3º 1640 Br2 hν

Br 100%

Sinteticamente più utile

2º 82

1º 1

Regioselettività X

X2 hν

+ X

X Cl2: Br2:

+

28% ~0%

23% 90%

+ X 35% 9%

14% ~0%

Alogenazione del metano Memento: – Il Fluoro reagisce in modo esplosivo – Il Bromo reagisce ma non come il Cloro – Lo Iodio non reagisce Quale stadio è responsabile di tale differenza? ∆H°, Kcal/mole F

Cl

Br

I

Stadio 1: X2 l 2 X•

+38

+58

+46

+36

Stadio 2: CH4 + X• l CH3• + HX

– 32

+1

+16

+33

Stadio 3: CH3• + X2 l CH3X + X•

–70

– 26

– 24

– 20

Energetica della reazione ∆H°

Stadio 2: CH4 + X• l CH3• + HX reagenti

prodotti

Eatt +34 Kcal/mole

36 32 24

I

+33 Kcal/mole Eatt +18 Kcal/mole

16

Br 8

∆H°, Kcal/mole

4

F

Cl

Br

I

– 32

+1

+16

+33

Cl Eatt +4 Kcal/mole

+1 Kcal/mole

0

Eatt +1.2 Kcal/mole

F

–32

+16 Kcal/mole

-32 Kcal/mole

Alogenazione allilica • La bromurazione avviene con buona resa sul C allilico (C sp3 vicino a C=C). Il radicale allilico è stabilizzato per risonanza. • Evitare un largo eccesso di Br2 usando N-bromosuccinimide. O N Br

O N H +

+ HBr

O NBS

Br2

O

• Perché la reazione sia utile le posizioni alliliche devono essere equivalenti, altrimenti si ottiene una miscela di prodotti. Br

NBS H3CH2CCH

CH2

hν CCl4

Br H3CHCCH

CH2

NBS

Alogenuri alchilici

R X

1. Alogenuri alchilici • Sono composti organici che contengono almeno un legame carbonio-alogeno (C–X) – X (F, Cl, Br, I) • Il carbonio è sp3 • Possono contenere più legami C–X: composti polialogenati.

1. Alogenuri alchilici

I. Proprietà e usi

• Solventi resistenti al fuoco • Refrigeranti • Composti farmaceutici e precursori CH3CH2Cl

CH3CH2Br

CF3CCl2Br

CCl2F2

CF2CHCl

cloroetano (anestetico locale)

bromoetano (fumigante)

alotano (anestetico)

CFC-12 (Freon-12)

Freon 22

• Pesticidi C Cl 3

Cl Cl

Cl Cl Cl Cl

Cl Cl

Cl

Cl

DDT

Cl Cl Cl

Cl Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Mirex

Cl

Lindano

1. Alogenuri alchilici

II. Nomenclatura IUPAC “alogenoalcano”

Comune “alchil alogenuro”

CH2Cl2

diclorometano

metilene dicloruro

CHI3

triiodometano

iodoformio

CBr4

tetrabromometano

carbonio tetrabromuro

CH3Br

bromometano

metil bromuro

CCl2F2

diclorodifluorometano

Freon-12

2-cloropropano

isopropil cloruro

iodocicloesano

cicloesil ioduro

2-bromo-2,4-dimetilpentano

--------

Cl I Br

1. Alogenuri alchilici

II. Nomenclatura Classificazione CH3X

RCH2X

metilalogenuri

primario (1º)

R' H

R' R''

R X secondario (2º)

R X terziario (3º)

H H

H R

X

X

allilico 1°

allilico 2°

H H

H R

X

X

benzilico 1°

benzilico 2°

1. Alogenuri alchilici

III. Struttura • Il legame C–X si allunga scendendo nel gruppo e diventa più debole. Lunghezza di legame C-X e E di dissociazione Å

kcal/mole

CH3-H

1.09

104

CH3-F

1.42

105

CH3-Cl

1.78

80

CH3-Br

1.93

65

CH3-I

2.14

50

Teflon !

δ+ δ–

• Il legame C–X è polarizzato verso l’alogeno: R–X • Dipoli di legame: C–F > C–Cl > C–Br > C–I 1.56 D 1.51 1.48 1.29

1. Alogenuri alchilici

IV. Relazione struttura-reattività R–X • punti di ebollizione: CH3CH3 CH3Br CH3–CH2–CH3 CH3–CH2–F

–89ºC 4ºC –42ºC –32ºC

• la differenza è dovuta alla maggiore polarizzabilità delle 3 coppie di edell’alogeno • solubilità in H2O: R-X insolubile

• Gli isomeri ramificati hanno forma più compatta, diminuita area di contatto, diminuita forza di attrazione di van der Waals e più bassi p.eb. CH3CH2CH2CH2Br

(CH3)3Br

p.eb. 100°C

p.eb. 72°C

1. Alogenuri alchilici

V. Preparazioni • Alchil alogenuri: – da alcheni per addizione di acidi alogenidrici HCl, HBr, HI (v. Capitolo Alcheni) – da alcani e Cl2 o Br2, calore o luce (v. Capitolo Alcani) – da alcoli per reazione con acidi alogenidrici (v. fine Capitolo)

• Alchil dialogenuri: – da alcheni per addizione anti di bromo e cloro (v. Capitolo Alcheni).

2. Reattività di R-X Legame debole

.. R–X: .. Lone pair poco disponibili

X, alta affinità elettronica, buon gruppo uscente ∴ R+ o Rδ+ R elettrofilo attaccabile da un nucleofilo. Un nucleofilo è anche base.

1) Sostituzione Nucleofila R–X + Nu–

R–Nu + X–

R–X + Nu

R–Nu+ X–

2) Eliminazione H–C–C–X + B–

C=C + HB + X–

Nucleofilo: specie con disponibilità elettronica: neutro, Nu; carico parzialmente Nuδ– o totalmente Nu– (base) Elettrofilo: specie con carenza elettronica parziale Eδ+ o totale E+ (acido)

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila Il nucleofilo Y sostituisce X nel legame con il carbonio: R X + Y substrato

R Y + X

nucleofilo Nu–

prodotto

nucleofilo uscente

reazione di sostituzione

gruppo uscente leaving group, L.G. Es.

H O

CH3 Br

CH3

OH + Br

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila

A. Trasformazioni di gruppi funzionali R X + alogenuro alchilico solo C sp3

HO

R OH

alcoli

R'O

R O R'

eteri

O

O R' C OR

esteri

HS

R

SH

tioli

R'S

R

S

CN

R C N

nitrili

R C C R'

alchini

R N N N

azidi

R' C O

R' C C N3

R'

tioeteri

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila B. Gruppi uscenti (LG, Leaving Group) miglior gruppo uscente è quello che è base più debole reattività: R–I > R–Br > R–Cl >> R–F migliore L.G. il più reattivo

Es.

peggior L.G. il meno reattivo

R X + Y base più forte

R Y + X base più debole

Br + NaF bf

Br

+ NaI bd

acetone

K>1

F + NaBr bd

I

+ NaBr (s) bf

la base più forte sposta la base più debole

il precipitato determina la reazione (Le Châtelier)

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila B. Gruppi uscenti (LG, Leaving Group) Basi deboli che sono buoni gruppi uscenti

Solfonato

Solfato

Fosfato

H–OH

R–OH

R3N:

R3P:

Acqua

Alcoli

Ammine

Fosfine

–

Alogenuri

––

–O–P–OR

– –

– –

I–, Br–, Cl–

– –

Molecole neutre

O –O–S–OR O

––

Ioni

O–

O –O–S–R O

O

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila SN

C. Meccanismo

R X + Y

R Y + X

• Si riconoscono due meccanismi limite che si differenziano per il momento nel quale avvengono la rottura del legame C–X e formazione del legame C–Y. – Rottura del legame C-X e formazione del legame C-Y hanno luogo nello stesso momento: SN2: Reazione bimolecolare: 2 specie coinvolte nello stadio lento, reazione concertata a 1 solo stadio.

– La rottura del legame C–X avviene prima che si inizi la formazione del legame C–Y: SN1: Reazione unimolecolare: 1 sola specie è coinvolta nello stadio lento, reazione a 2 stadi

2. Reattività di alogenuri alchilici

I. Sostituzione Nucleofila SN C. Due meccanismi limite generale: velocità = k1[RX] + k2[RX][Y–] aumenta k1 RX =

CH3X

1º

2º

v 3º

aumenta k2

S N2 S N1

k1 ~ 0

k2 ~ 0

velocità = k2[RX][Y–] (bimolecolare)

velocità = k1[RX] (unimolecolare)

S N2

S N1

[Y–]

[RX] cost

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

A. Cinetica

Meccanismo SN2

es. CH3I + OH– → CH3OH + I– si trova che: velocità = k[CH3I][OH–], ossia bimolecolare ∴ sia CH3I che OH– partecipano nel RLS ricordando la reattività: R–I > R–Br > R–Cl >> R–F ∴ La rottura del legame C–X avviene nel RLS Ÿ meccanismo concertato, a uno stadio: [HO---CH3---I]–

ST CH3I + OH– CH3OH + I–

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2 B. Stereochimica: inversione di configurazione Reazione stereospecifica: H Br

(R)-(–)-2-bromoottano

NaOH

HO H

(S)-(+)-2-ottanolo La reazione procede con inversione di configurazione (non sempre con inversione del descrittore)

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2 C. Meccanismo inversione di configurazione

Attacco da dietro:

HO

HO

H δ+ δC I H H

C sp3

I

H HO C

H HO C

I

H

HH

HO

C

I

sp2 ST ad alta energia

HO

+ I

H

C sp3

I

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

SN2

HH δδBr----C----I H S.T.

E N E R G I A

Br– CH3I BrCH3

I–

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2 D. Effetti sterici es. R–Br + I– → R–I + Br– 1. ramificazioni al carbonio α (X–C–C–C.... ) α β γ Composto

velocità relativa

metile

CH3Br

RX 1º

CH3CH2Br

1

RX 2º

(CH3)2CHBr

0.008

RX 3º

(CH3)3CBr

metilbromuro

etilbromuro

150 aumento di ingombro sterico

~0

isopropilbromuro

t-butilbromuro

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2

D. Effetti sterici

1. ramificazioni al carbonio α carbonio metilico

H I

H

C

ingombro sterico minimo

H

H I

Br

H

carbonio 3° H C H C Br ingombro sterico massimo C H H C H H H

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2

D. Effetti sterici

1. ramificazioni al carbonio α ∴ Reattività verso SN2: CH3X > 1º RX > 2º RX >> 3º RX reagiscono facilmente con meccanismo S N2 (k2 grande)

più difficile

non reagisce con meccanismo S N2 (k2 ~ 0)

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2

D. Effetti sterici

2. ramificazioni al carbonio β vel. rel. CH3

β CH2

α CH2 Br

1

CH3 CH3

α CH CH2 Br

0.003

CH3 CH3

α C CH2 Br

ingombro sterico crescente

0.00001

CH3 ~ non c’è SN2 con i substrati neopentilici (v. seguito)

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2 E. Nucleofili e nucleofilicità (nucleofilia) 1. anioni R X + OH

R OH + X

R X + CN

R CN + X

2. specie neutre R X + H2O

R O H + X H

solvolisi R X + R'OH solventi

R O R' + X H

ROH + HX idrolisi ROR' + HX alcoolisi

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2

E. Nucleofili e nucleofilicità (nucleofilia) a.

b.

c.

specie cariche sono più nucleofile di specie neutre HO– > H2O RO– > ROH HS– > H2S quando gli atomi nucleofili sono dello stesso periodo, la nucleofilia segue la basicità H2N– > HO– > F– H 3N > H 2O RO– > RCO2– quando gli atomi nucleofili sono dello stesso gruppo, la nucleofilia segue la polarizzabilità (raggio ionico) I– > Br– > Cl– > F– HS– > HO– PH3 > NH3

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN2

E. Nucleofili e nucleofilicità (nucleofilia) Riassunto: Nu molto buoni : buoni: abbastanza: cattivi: molto cattivi:

I–, HS–, RS–, H2N– Br–, HO–, RO–, CN–, N3– NH3, Cl–, F–, RCO2– H2O, ROH RCO2H

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

A. Cinetica es.

Meccanismo SN1

CH3

CH3

H3C C Br + CH3OH CH3

∆

H3C C O CH3 + HBr CH3

3º, no SN2 Trovato: velocità = k[(CH3)3CBr] unimolecolare ∴ RLS dipende solo da (CH3)3CBr

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

A. Cinetica

Meccanismo SN1

CH3 RLS: H3C

CH3

C Br

H3C

CH3

C

+ Br

CH3

carbocatione

CH3 H3C

C

HOCH3

H3C

CH3

H3C

CH3 H C O CH3 CH3

-H+

CH3 H C O CH3 CH3

CH3 H3C

C O CH3 + HBr CH3

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

A. Cinetica

Meccanismo SN1

Meccanismo a due stadi: carbocatione

R+

RBr + CH3OH ROCH3 + HBr

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN1

B. Stereochimica CH3 R

Br

H

H2O

CH3 HO

CH3CH2

R

CH3 H

CH3CH2

+

H

s

OH

CH3CH2 OH R

OH2

CH3CH2 H

CH3

CH3CH2

H

+ CH 3 C H OH2

carbocatione sp2 trigonale planare

CH3CH2

S

CH3

HO

R

CH3

CH3CH2 H

Br

miscela racema

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN1

C. Stabilità dei carbocationi

Stabilità di R+ : 3º > 2º >> 1º > CH3+ Reattività di R–X verso la SN1: 3º > 2º >> 1º > CH3X CH3+ 1º R+ 2º R+ benzilico 1°, allilico 1° 3º R+ benzilico 2°, allilico 2°

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

Meccanismo SN1

C. Stabilità dei carbocationi Possibile riarrangiamento:

EtOH ∆

CH3CH2O

non OCH2CH3

Br –H+ EtOH

H Et

O

2. Reattività di alogenuri alchilici: SN

SN1 vs SN2

A. Effetto solvente

nonpolare: moderatamente polare: polare protico: polare aprotico:

esano, benzene etere, acetone, etil acetato H2O, ROH, RCO2H dimetilsolfossido, dimetilformammide, CH3CN solvatano cationi e anioni

Il meccanismo SN1 è favorito da solventi polari protici stabilizzano R+, X– relativamente a RX

R+X–

in solventi meno polari in solventi più polari

H

H O

H

H O

O

H

H C

H

H

RX

O

O H

H

O H

H

IV. SN1 vs SN2 A. Effetto solvente

solvatano cationi non anioni

Il meccanismo SN2 è favorito da solventi moderatamente polari & polari aprotici destabilizza Nu–, rendendolo più nucleofilo es.

OH– in H2O: forti legami H con l’acqua rende OH– meno reattivo OH– in DMSO: una scarsa solvatazione rende OH– più reattivo (nucleofilo)

in DMSO in H2O RX + OH– ROH + X–

B. Riassunto

IV. SN1 vs SN2 v = k1[RX] + k2[RX][Nu] velocità di SN1 crescente (stabilità carbocatione)

RX = CH3X

1º

2º

velocità di SN1 calante

3º (ingombro sterico)

reagisce può reagire con reagiscono entrambi i principalmente principalmente con meccanismo meccanismi con meccanismo SN1 SN2 (k2 ~ 0, k1 grande) (k1 ~ 0, k2 grande)

SN2 favorite da buon nucleofilo (velocità = k2[RX][Nu]) – di solito in solventi polari aprotici SN1 decorre in assenza di un buon nucleofilo (velocità = k1[RX]) – di solito in solventi polari protici (solvolisi)

SN2 o SN1? SN2 • Primari o metile • Nucleofilo forte • Solvente polar aprotico • v = k[RX][Nu] • Inversione al carbonio chirale • Nessun riarrangiamento

SN1 • Terziario • Nucleofilo debole (può essere anche il solvente) • solvente polare protico • v = k[RX] • Racemizzazione di composti otticamente attivi • Prodotti riarrangiati

SN2 o SN1? H C

C C C

C H

H C X

X

benzilico 2°

allilico 2°

X 3°

Meccanismo probabile

H H

H H

X

X

2°

benzilico 1°

allilico 1°

RCH2X*

CH3X

1°

metilalogenuri

C

X

*senza ramificazioni in β

SN1

SN1 o SN2

a seconda del solvente e altri parametri

SN2

V. Sostituzione vs Eliminazione

X C C H Nu :

L’attacco al carbonio provoca sostituzione L’attacco all’idrogeno provoca eliminazione

V. Sostituzione vs Eliminazione A. Unimolecolare o bimolecolare? (SN1, E1)

(SN2, E2)

Velocità = k1[RX] + k2[RX][Nu o B] • questo termine diventa più grande all’aumentare della [Nu o B] ∴ reazione bimolecolare (SN2, E2) favorita da alta concentrazione di un buon Nu o forte B • questo termine è zero quando [Nu o B] è zero ∴ reazione unimolecolare (SN1, E1) avviene in assenza di un buon Nu o forte B

V. Sostituzione vs Eliminazione B. Bimolecolare: SN2 or E2?

v = kSN2[RX][Nu] + kE2[RX][B]

1. struttura del substrato: ingombro sterico diminuisce la v di SN2, non ha effetti sulla v di E2, ∴ E2 predomina Br

ingombro sterico crescente

Br

NaOEt

"

O 91% O

+ 9% +

13% Br

Br

" tBuOK

nucleofilo stericamente ingombrato

87%

100% O 15%

+ 85%

V. Sostituzione vs Eliminazione B. Bimolecolare: SN2 or E2? 2. base vs nucleofilo • base più forte favorisce E2 • migliore nucleofilo favorisce SN2 NaI Br

100%

buon Nu debole B

OCH 3 +

buon Nu forte B

I NaOCH3 40%

60%

tBuOK OtBu 5%

+ 95%

cattivo Nu forte B e ingombrata

Eliminazione E2 • Stereochimica È favorita la geometria anti perché consente una situazione sfalsata. B

H

H X

antiperiplanare

X

S.T. anti

prodotto alchene

Regola di Saytzeff (A. N. Zaitsev) • Se sono possibili più prodotti di eliminazione, si forma in percentuale maggiore l’alchene più stabile (quello più sostituito). R2C=CR2 > R2C=CHR > RHC=CHR > H2C=CHR tetra > tri > di > mono

H

H

Br CH 3

C

C

C

H H H

CH 3

OH

–

H H

C

C

CH 3

H

C

C

H H minore

CH 3 + H

C

C

H H maggiore

CH 3 CH 3

V. Sostituzione vs Eliminazione C. Unimolecolare: SN1 o E1? OH2 Br

H2O ∆ base debole Nu debole

H OH2

per entrambe, v = k[RBr] ∴ non si controlla il rapporto di SN1 e E1

OH

V. Sostituzione vs Eliminazione D. Sommario 1. bimolecolare: SN2 & E2 Favorite da alta concentrazione di buon Nu o forte B buon Nu, debole B: I–, Br–, HS–, RS–, NH3, PH3 favorita SN2 buon Nu, forte B: HO–, RO–, H2N–

SN2 & E2

cattivo Nu, forte B: tBuO– (steric. ingombrato) favorita E2 Substrato: 1º RX 2º RX 3º RX

principalmente SN2 (tranne che con tBuO–) sia SN2 che E2 (ma principalmente E2) E2 soltanto

la ramificazione in β impedisce SN2

V. Sostituzione vs Eliminazione D. Sommario 2. unimolecolare: SN1 & E1 Ha luogo in assenza di buon Nu o forte B cattivo Nu, debole B: H2O, ROH, RCO2H Substrato: 1º RX 2º RX 3º RX

SN1 e E1 (solo con riarrangiamento) SN1 e E1 (può riarrangiare)

non si controlla il rapporto SN1 / E1

Sostituzione o Eliminazione? • La forza del nucleofilo determina l’ordine: Nucleofilo forte reagirà SN2 o E2. • Alogenuri primari di solito SN2. • Alogenuri terziari miscela di SN1, E1 o E2. • Alta temperatura favorisce l’eliminazione. • Basi ingombranti favoriscono l’eliminazione. • Buoni nucleofili, ma basi deboli favoriscono la sostituzione.

E1 o E2? E1 • Terziario > Secondario • Base debole • Solvente ionizzante • v = k[alogenuro] • Prodotto di Saytzeff • Nessuna geometria richiesta • Prodotti di riarrangiamento

• • • • • • •

E2 Terziario > Secondario Richiesta base forte Polarità solvente non importante v = k[alogenuro][base] Prodotto di Saytzeff Gruppi uscenti coplanari (anti) Nessun riarrangiamento

VI. Sostituzione di Alcoli Non si può sostituire direttamente: R–OH + Y– → R–Y + OH– quando Y– è una base più forte di OH–

base forte, cattivo gruppo uscente

R–O– + HY Bisogna trasformare il gruppo –OH in buon gruppo uscente: es. –OH2+ per protonazione; –O–SO2R esteri solfonici

VI. Sostituzione di Alcoli A. Reazione di ROH con acidi alogenidrici HX R–OH + HX → R–X + H2O 1°, 2°, 3°

ROH 3º: SN1CA H3C OH OH protonato diventa buon gruppo uscente

catalizzata da acidi HBr

racemo

H+ H3C OH2

H3C Br

Br -H2O

CH3

planare

VI. Sostituzione di Alcoli A. Reazione di ROH con acidi alogenidrici HX Il meccanismo SN1 catalizzato da acidi Ea più alta Ÿ RLS R+ + X– + H2O

ROH + HX

ROH2+ + X–

RLS: ROH2+

carbocatione intermedio possibilità di riarrangiamenti

RX + H2O

R+ + H2O

v = k[ROH2+]

i.e., unimolecolare

VI. Sostituzione di Alcoli A. Reazione di ROH con acidi alogenidrici HX Il meccanismo SN2 catalizzato da acidi

ROH 1º : SN2CA R

CH2

OH

H+

R

CH2

OH2

R

CH2

X + H2O

X

v = k[ROH2+][X–] bimolecolare

S.T.

H H X C OH2 R ROH ROH + 2 + + HX X–

S.T. RX + H2O

VI. Sostituzione di Alcoli A. Reazione di ROH con acidi alogenidrici HX ROH 2º: miscela di SN1CA e SN2CA H OH

Br H HBr S

R

H Br +

R

87%

13%

∴ 26% racemizzazione (SN1CA) 74% inversione (SN2CA) Riarrangiamenti possibili (per la parte che procede con meccanismo SN1): HBr OH

Br

VI. Sostituzione di Alcoli B. Sostituzione via esteri solfonici O R

S

O H+ +

OH

R

O

ione alcansolfonato base molto debole

O

O

R OH + R' S Cl O

alcansolfonil cloruro

O Nu

R O

O-

O

acido alcansolfonico acido forte

Schema:

S

S O

piridina

R O

S

R' + HCl

O

alchil alcansolfonato (estere)

O R'

R Nu + R' S

O

O buon gruppo uscente

VI. Sostituzione di Alcoli B. Sostituzione via esteri solfonici O

X

O

CH3 S Cl + ROH

CH3 S

O

O alchil metansolfonato alchil mesilato, R-OMs

metansolfonil cloruro mesil cloruro MsCl

Y

CF3SO2Cl + ROH trifil cloruro, TfCl

Z

CH3

OR + HCl

CF3SO3R alchil triflato, R-OTf

SO2Cl + ROH

CH3

p-toluenesolfonil cloruro tosil cloruro TsCl

[

Br

SO2Cl + ROH

brosil cloruro, BsCl

SO3R

alchil tosilato, R-OTs

Br

SO3R

alchil brosilato, R-OBs

VI. Sostituzione di Alcoli B. Sostituzione via esteri solfonici Esempi OH

TsCl piridina

OTs NaI

I

NaCN

CN NaSCH3

SCH3

La formazione dell’estere solfonico avviene con ritenzione di configurazione H OMs

H OH MsCl piridina

ritenzione

NaSH

HS

H

inversione (SN2)

VI. Sostituzione di Alcoli C. Altri esteri inorganici 1º, 2º ROH

SOCl2 piridina

RCl

gruppo uscente molto buono

O RCH2OH

Cl

S

O Cl

R CH2 Cl

O S Cl + H+ (SN2: solo 1° e 2°)

RCH2Cl + SO2 + HCl piridina

VI. Sostituzione di Alcoli C. Altri esteri inorganici 1º, 2º ROH

PBr3

RCH2OH Br P Br Br

RBr

gruppo uscente molto buono R CH2 Br

O

P(OR)2 + H+

(SN2: solo 1° e 2°)

RCH2Br + H3PO3

Composti Organometallici Metallo legato a carbonio. es. CH3CH2MgBr (non CH3O–Na+) In generale:

δ- δ+ C M

legame covalente ma polare

significativo carattere carbanionico - base forte e buon nucleofilo

I. Nomenclatura R M X

R M alchilmetallo

Li

alchilmetallo alogenuro

n-butillitio

MgBr fenilmagnesio bromuro

(CH3CH2)4Pb

tetraetilpiombo

. •• ••

X

R

. . .

M M M M M

2e- trasferiti all’alogenuro dalla superficie metallica in 1 o 2 stadi

–

+ M X •• ••

•• ••

••

.

II. Struttura di R-M

R M+

δ- δ+ R–M

forma ionica

forma covalente

•• –

% ionico

C-K C-Na C-Li C-Mg C-Zn C-Cd C-Cu

51 47 43 35 18 15 9

R porta carica negativa nucleofilo e base forte

base più forte più reattivo Li e Mg sono i metalli più usati nucleofilo migliore meno reattivo

III. Preparazione di Composti Organometallici Metalli del Gruppo I: Li, Na, K

R X + 2M

R M + M+X-

Metalli del Gruppo II: Mg, Cu

R X+ M

R = 1°, 2°, alcuni 3°, vinile, fenile

R M+X-

velocità: X = I > Br > Cl solventi: eteri, pentano, benzene

A. Composti Organolitio Et2O

Br + 2Li

Li + LiBr

anidro Br

Li Et2O

Li

III. Preparazione di Composti Organometallici B. Reattivi di Grignard (organomagnesiaci) Br

Mg

MgBr

t-butilmagnesio bromuro

Et2O

anidro

MgCl

Cl Mg

isopropenilmagnesio bromuro

Et2O

anidro

CH3

CH3 Mg

p-tolilmagnesio bromuro

Et2O

anidro

Br

MgBr

III. Preparazione di Composti Organometallici C. I composti organometallici sono basi forti. δ- δ+ R M base molto forte (base coniugata di una acido molto debole)

pKa R–H H

pKa

60

HC≡C–H

25

45

ROH

16

45

H2O

16

36

RCO2H

H

NH3

5

III. C. Basi forti ∴ Bisogna evitare composti protici: RLi + R´OH → RH + R´OLi RMgBr + H2O → RH + HOMgBr PhMgBr + NH3 → PhH + NH2MgBr Ma può essere utile: – Rimuovere un alogeno:

H 2O

C–X ĺ CLi ĺ C–H – Introdurre il deuterio:

D 2O

C–X ĺ CMgX ĺ C–D

IV. Sintesi di Alcoli In generale:

δ O

O–M+

+ δ C

C

δ- δ+ R M

R

+

H3O

OH C R

Reazione di formazione di legame C-C

IV. Sintesi di Alcoli A. Reattivi di Grignard e aldeidi e chetoni O-MgX+

O C

C

R MgX O C

H H formaldeide O C

R' H aldeide O C

R'' R' chetone

1) RM gX 2) H 3 O +

+

H3O

OH C R

R

R CH2 OH

alcool 1°

OH 1) RM gX 2) H 3 O +

R CH R'

alcool 2°

OH 1) RM gX 2) H 3 O +

R C R'' R'

alcool 3°

IV. Sintesi di Alcoli B. Reattivi di Grignard e esteri O R'

C

OH 1) 2 RMgX

OR"

O C OR" R' R MgX

2) H3O+

R' C R R

O

alcoli 3° con due gruppi uguali

O

R' C OR" R

(+ R"OH)

R'

C

R

+ R"OMgX

R MgX

O-MgX+ R' C R R

+

H3O

OH R' C R R

IV. Sintesi di Alcoli B. Reattivi di Grignard e esteri Esempi O

OH OCH3

1) 2PhMgBr

C

2) H3O+

1) 2CH3MgBr 2) H3O+ CH3O2C

HO

bulnesolo (intermedio per la sintesi di farmaci e insetticidi)

IV. Sintesi di Alcoli C. Reagenti Organolitio O

OLi

C

C

H3O+

R

OH C R

R Li OH O

1) 2) H3O+

Li

IV. Sintesi di Alcoli D. Ioni acetiluro O

O-Na+

C

C

HC CNa

+

H3O

OH C

C

C

CH

CH OH

O

1) HC CNa +

2) H3O

HC C C CH2 CH3 CH3 OH

O

HO

1) HC CNa 2) H3O+ HC≡CH + NaNH2 → HC≡CNa + NH3

HO

C CH

V. Sintesi di acidi CO2 solido (ghiaccio secco) reagisce con RLi e RMgX per dare acidi carbossilici. R-Li + CO2 R-MgX + CO2

etere etere

R-COO- Li+ R-COO-

MgX+

R-COOH

H 3O +

R-COOH

COO-Li+

Li + CO2

COOH

H3O+ etere acido benzoico

benzoato di litio

fenillitio Br

Mg

Mg Br

etere bromuro di benzile

H3O+

1) CO2

COOH

2) H3O+ benzilmagnesio bromuro

acido fenilacetico

VI. Reagenti Organorame Sintesi di alcani 2RLi + CuX

etere

R2CuLi + LiX litio dialchilcuprato

R2CuLi + R'X

etere

R

R' + RCu + LiX

solo 1° O

Br

(n-Bu)2CuLi etere

Br

(Ph)2CuLi etere

O

Alcheni

Alcheni Idrocarburi con doppi legami Carbonio-Carbonio 1. Struttura e Preparazione

Alcheni • Sono anche chiamati olefine • Includono molti composti naturali e importanti prodotti industriali che costituiscono i composti base per processi industriali. • Si preparano industrialmente per cracking termico di alcani lineari CH3(CH2)nCH3 ĺ H2 + CH4 + CH2=CH2 + CH3CH=CH2 + CH3CH2CH=CH2

I. Nomenclatura

Idrocarburi insaturi H

H

CH3

C C H

propene (propilene)

H

etene (etilene)

CH CH2

H

Cl

CH3 C

CH2

CH3 2-metilpropene (isobutilene)

C C H H cloroetene (vinil cloruro)

α-pinene (trementina) H

H

O OH

acido oleico (un acido grasso monoinsaturo)

I. Nomenclatura

Alchene come sostituente H2C CH– H2C CH CH2 –

Esempi

etenil (vinil) 2-propenil (allil)

vinil cloruro

H2C C–

1-metiletenil (isopropenil)

H3C – CH2 – CH2 –

Cl

alcool allilico metilene

OH

isopropenil bromuro CH2 Br

1-vinilcicloesene

metileneciclopentano

II. Relazione struttura-reattività

Stabilità 1. più sostituito = più stabile R C C R

R

R

> RCH CHR , R2C CH2 > RCH CH2 > H2C CH2

C C

> R

H

R

R

2. trans più stabile del cis; E più stabile del Z H H H

H

H

C C

C C H

H

H H H

trans-2-butene (Z)-2-butene

H

H H HH H repulsione sterica cis-2-butene (E)-2-butene

III. Preparazione di Alcheni:

Reazioni di Eliminazione Il doppio legame si forma attraverso reazioni di eliminazione:

X Y C

C

C

C

+ X Y

A. Disidratazione di alcoli B. Deidroalogenazione di alogenuri alchilici C. Dealogenazione di dibromuri vicinali

Reazione di Eliminazione β-eliminazione o 1,2-eliminazione

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli H OH C

H+

C

C

C

p.e. più basso

p.e. più alto

+ H2O

Keq < 1 (si distilla l’alchene per spostare la reazione a destra)

Esempi OH

H2SO4 ∆ OH

H3PO4 ∆

molecole simmetriche

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 1. Regola di Zaitsev: regioselettività e stereoselettività – il prodotto principale della β-eliminazione è l’alchene più stabile

OH

H2SO4 ∆

+ 90%

OH H3PO4 ∆

10% +

maggiore

H2SO4 ∆ OH

regioselettiva

minore

+ 56%

+ 32%

12%

stereoselettiva

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 2. Meccanismo E1 catalizzato da acido (E1CA)

- reversibile - facilità di disidratazione: 3° > 2º > 1º

+ H3O

Stadio 1 H Stadio 2 (RLS)

O

+ H2O H

O

H Formazione del carbocatione

+ H2O H

Stadio 3 (nessun Nu presente)

O

H +

o H2O

Protonazione alcool

H

H

OH2

Acqua funge da base

+ H3O

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 2. Meccanismo E1 catalizzato da acido (E1CA) Stadio 1

Stadio 2

Stadio 3

Ea più alta Ÿ RLS R+ + H2O

ROH + ROH 2 + H3O+ H+O 2

alchene + H3O+

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 2. Meccanismo E1 catalizzato da acido (E1CA) Stadio 3

Entrambi i prodotti derivano dallo stesso carbocatione intermedio.

Il prodotto più stabile ha minore Ea, si forma più velocemente. R

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 3. Riarrangiamenti dei carbocationi Esempi H3PO4

X

+

∆ OH

64%

+ 33%

3%

HO

Y

+ maggiore

minore

Z +

OH 56%

+ 32%

12%

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 3. Riarrangiamenti dei carbocationi shift 1,2: Il gruppo migra con la propria coppia di legame

CH3

CH3 C

C

C

H C

C

shift di alchile (metile)

H C

C

C

shift di idruro

In generale: R+ riarrangia in un altro R+ di energia uguale o più bassa: 2°

3° veloce

2° 3°

2° 3° lenti

3°

2°

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 3. Riarrangiamenti dei carbocationi

H+

-H 2O

X OH

veloce

OH2

-H+

-H+ +

3%

64%

33%

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 3. Riarrangiamenti dei carbocationi H2O

HO

Y

H+

H

Z

veloce a causa della diminuzione dello strain d’anello

-H2O

-H+

+

Carbocationi primari non si formano; ma la migrazione può avvenire ugualmente con concomitante perdita di H2O: OH2 H

-H+

+

+

14III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

A. Disidratazione di alcoli 3. Riarrangiamenti dei carbocationi Sommario: I carbocationi possono: 1) addizionare un nucleofilo

R +X

R X

2) perdere un protone

H C

C

-H+

C

C

3) riarrangiare a catione più stabile, poi step 1) o 2)

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

B. Deidroalogenazione di alogenuri alchilici H X C C

+ B

C C

+ BH + X

Eliminazione

base forte: KOH/etanolo CH3CH2ONa/CH3CH2OH tBuOK/tBuOH • Meccanismo E2: Alogenuri alchilici secondari ingombrati e terziari danno buone rese. • Effetti stereoelettronici: eliminazione anti • Segue la regola di Zaitsev: si forma in prevalenza l’alchene più stabile. • Meccanismo E1: Alogenuri alchilici terziari con basi deboli • Se la sostituzione è competitiva, come è il caso degli alogenuri primari, usare una base ingombrata. • Le basi ingombrate estraggono l’idrogeno meno ingombrato formando l’alchene meno sostituito.

Basi ingombranti CH 3 H 3C C

O

C H (C H 3 )2 _

CH 3 tert -butossido

N

C H (C H 3 )2 H 3C

H diisopropilammina

(CH3CH2)3N: trietilammina

N

CH 3

2,6-dimetilpiridina

III. Preparazione di Alcheni: Reazioni di Eliminazione

C. Dibromuri vicinali • Si usa NaI in acetone o Zn in acido acetico. • Gli atomi di bromo devono essere antiperiplanari (E2). I–

Br

=

H H3C

Br

I–

Br

= Br

H H

Br Br

Br Br

CH3 H

trans

CH3 CH3

cis

Reazioni di Alcheni

Il legame π C

C

Il legame π è un sito elettron-donatore ∴ debolmente basico e moderatamente nucleofilo È relativamente debole, ca. 65 kcal/mole

1. coordina acidi di Lewis 2. viene attaccato da elettrofili: Addizioni elettrofile

3. dà reazioni radicaliche: Addizioni radicaliche

IV. Reazioni di addizione

Reazioni di Addizione Y C

C

+ Y

Z

C

Z C

Reazioni di Addizione

Le reazioni sono esotermiche: Esempio

Legami che si rompono: π C=C e H–Br 63 87.5 Legami che si formano: H–C e Br–C 99 68

Somma: 150.5 kcal/mole Somma: 167.0 kcal/mole

Calore di reazione –16.5 kcal/mole

IV. Reazioni di addizione

Reazioni di Addizione Tipo di Addizione C C idrogenazione [H2], riduzione addizione HX [HX] idratazione [H2O] alogenazione [X2], ossidazione formaz. aloidrine [HOX], ossidazione

H H C C H X C C H OH C C

[Elemento aggiunto]

Prodotto

rottura ossidativa [O2], ossidazione idrossilazione [HOOH], ossidazione epossidazione [O], ossidazione

X X ciclopropanazione X OH C C

OH OH C C O C C H

C C [CH2]

O C

C O

H C

C C

IV. Reazioni di addizione

Idrogenazione di Alcheni C

C

+ H2

Pt, Pd, o Ni

H H C

C

O acido oleico OH (insaturo) H2, Ni

O OH

acido stearico (saturo)

IV. Reazioni di addizione

Idrogenazione di Alcheni 1. Calori di idrogenazione:

[H2]/Pt

C C

H H C C

∆Hº ~ –30 kcal/mol 30.1 28.1

meno stabile 27.8

27.2 26.7

0

0

più stabile

V. Reazioni di addizione

Idrogenazione di Alcheni 2. Stereochimica di idrogenazione Y C

C

YZ

C

C

Y

YZ

C

Z C

Z addizione anti

addizione sin

L’idrogenazione catalitica procede per addizione sin: CH3 H

H2

H CH3

Pt cis

V. Reazioni di addizione

Idrogenazione di Alcheni 2. Stereochimica di idrogenazione: sin Meccanismo probabile:

superficie catalizzatore

IV. Reazioni di addizione

B. Addizione Elettrofila Gli elettroni π sono mobili e nucleofili (basi di Lewis), reagiscono con elettrofili (acidi di Lewis). elettrofilo

δ+ δY Z

Z

Y C C

RLS

C

C

Y

Z

C

C

nucleofilo L’elettrofilo Y–Z è formato da una parte elettrofila e da una nucleofila

Y–Z

acidi forti

alogeni acidi ipoalosi

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici Acidi deboli come acqua (pKa = 15.7) e acido acetico (pKa = 4.75) non reagiscono con i doppi legami. H X C C

+ H X

C C

(X = Cl, Br, I)

alchil alogenuri Reattività: HI > HBr > HCl >> HF (più forte l’acido = miglior elettrofilo) δ+ δH X H C C RLS

X

C C

H X veloce

C C

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici I. Regola di Markovnikov a) Doppio legame simmetricamente sostituito: HBr Br I

HI

attacco indifferente

b) Doppio legame non simmetricamente sostituito: Br CH3 CH CH2

HBr non

CH3 CH CH2 H CH3 CH CH2 Br

H Nell’addizione di HX a un alchene, l’H si lega al carbonio con più H.

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici II. Meccanismo: 2 stadi con formazione del C+ H Br CH3 CH CH2

CH3 CH CH3 carbocatione 2° più stabile

CH3 CH2 CH2 carbocatione 1° meno stabile

Br

Br prodotto Markovnikov

Br

Br

Interpretazione meccanicistica della regola di Markovnikov: La reazione procede attraverso l’intermedio carbocationico più stabile.

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici II. Meccanismo Ea più bassa ∴ maggior velocità di formazione

Br

Br Br + HBr

Br

Postulato di Hammond • Un intermedio più stabile si forma più velocemente di uno meno stabile, ossia l’Ea del suo S.T. è più bassa. Perché? • La struttura di uno S.T. assomiglia alla struttura della specie stabile più vicina. • Tutti i fattori che stabilizzano la specie stabile stabilizzano anche lo S.T. • Gli S.T. di stadi endotermici assomigliano strutturalmente ai prodotti, gli S.T. di stadi esotermici assomigliano strutturalmente ai reagenti. • La formazione di un carbocatione è un processo endotermico: il suo S.T. assomiglierà all’intermedio carbocationico.

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici III. riarrangiamenti carbocationici Br HBr

+ Br

HBr H Br

1,2-H shift Br

Br Br

meccanismo

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici IV. Addizione radicalica di HBr

+ HBr

senza perossidi

con perossidi

orientazione Markovnikov

Br

Br

orientazione antiMarkovnikov (effetto perossido)

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici IV. Addizione radicalica di HBr : meccanismo a catena radicalico R O O R

∆

2 RO

Iniziazione

ROH + Br

RO + HBr

Br C C

+ Br

Br

C C Propagazione

Br H

C C

+ HBr

C C Br H

totale: C C

+ HBr

C C

+ Br

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici IV. Addizione radicalica di HBr

Br Br

HBr

Br

3º

Br 1º

La reazione procede attraverso l’intermedio radicalico più stabile

IV. Addizione Elettrofila

1. Addizione di acidi alogenidrici IV. Addizione radicalica di HBr Paragone: addizione di HBr con e senza perossidi

Br HBr (H+)

Br

orientamento Markovnikov

Intermedio più stabile in entrambi i casi. HBr peross.

Br

HBr

Br

orientamento antiMarkovnikov

(Br•) controllo regiochimico

IV. Addizione Elettrofila

2. Addizione di acido solforico (industriale) H OSO3H C C

+ H2SO4

C C

OSO3H

H2O ∆

orientamento Markovnikov

C C

∆

alchil idrogeno solfato

H2SO4

H OH

H2O

totale: idratazione

OH

IV. Addizione Elettrofila

3. Idratazione acido-catalizzata C

Es.

+ H2O

C

H OH

H+

C

H+

H2O

-H+

-H2O

OH2

C

-H+ H+

Principio di reversibilità microscopica H2O H2SO4

OH Markovnikov

inverso della disidratazione

OH

IV. Addizione Elettrofila

4. Addizione di alogeni X C

C

+ X2

C

C X

dialogenuro vicinale Addizione stereoselettiva anti:

Br2 CCl4

Br solo trans Br

(X = Cl or Br)

IV. Addizione Elettrofila

4. Addizione di alogeni Meccanismo: ioni alonio

Br

Br Br

Br C

C

C

C

C

Br

Br Br

Br

C

ione bromonio ciclico

Br

Br Br addizione anti

Br prodotto trans

5. Addizione di acidi ipoalosi • Cloro acquoso è in equilibrio con acido ipocloroso e acido cloridrico, Keq § 10-4. La concentrazione di HOCl può essere aumentata aggiungendo AgOH. Cl2 + H2O HOCl + HCl • L’acido ipobromoso HOBr viene formato per idrolisi di Nbromoacetammide: CH3CONHBr + H2O

HOBr + CH3CONH2

IV. Addizione Elettrofila

5. Addizione di acidi ipoalosi Formazione di aloidrine

C

Br

X2

C

H2O

Br

C

C

+ HX

OH aloidrine vicinali Br

Br C C

X

–H+

C C

C C

OH2

H2O addizione anti Br2

Br

H2O OH

Br C C OH

IV. Addizione Elettrofila

5. Addizione di acidi ipoalosi Regioselettività:

Cl

Cl

Cl2 H2O

OH non

OH

Cl

Cl Cl

maggiore contribuente del catione 1°

Cl

forma contribuente maggiore

Cl

IV. Addizione Elettrofila

5. Addizione di acidi ipoalosi

Cl ibrido di risonanza:

δ+

Cl δ+

OH2

OH2 Il C più sostituito porta maggiore carica δ+, ha maggiore attrazione per il nucleofilo

IV. Addizione Elettrofila

5. Formazione di eteri Altri nucleofili: CH3

Br2

OCH3

CH3OH

Br

Br -H+

Br

CH3 Br

O Br

CH3OH

CH3 H

IV. Addizione Elettrofila

6. Idroborazione-ossidazione C C

H

R2BH

BR2

H2O2 OH-

C C

un boroidruro

un organoborano

6

+ B2H6

2

diborano

1) B2H6 2) H2O2, OH-

)3 B

H2O2 OH-

H OH C C

orientamento anti-Markovnikov addizione stereoselectiva sin nessun riarrangiamento 6

OH + 2 B(OH)3

CH3 H OH

anti-Markovnikov addizione sin

V. Altre reazioni di alcheni

A. Idroborazione-ossidazione Meccanismo:

δ- δ+ H BH2

2 BH3 B2H6 diborano borano δ- δ+ H BH2 CH3

CH CH2

B più elettropositivo di H δH

H

BH2

CH3

CH CH2 δ+ un C più sostituito porta maggior δ+

CH3

CH CH2

addizione sin H

trialchilborano

BH2

CH3

BR 2

CH CH2 OH

anti-Markovnikov

V. Altre reazioni di alcheni

A. Idroborazione-ossidazione Meccanismo: –O–OH

HO–OH + –OH

+ H2O

ione idroperossido – R2B–O–OH

R2B CH3 CH2 CH2

–O–OH

trialchilborano R = CH3CH2CH2– O–R CH3CH2CH2–OH

acido

H3

O+

O–B–O–R CH3 CH2 CH2 trialcossiborano

CH3 CH2 CH2 SN2 interna la configurazione si mantiene

O–BR2 CH3 CH2 CH2

V. Altre reazioni di alcheni

A. Idroborazione-ossidazione Controllo regiochimico: OH H2O

Markovnikov

H2SO4

1) B2H6 -

2) H2O2, OH

OH

anti-Markovnikov

5. Ossidazioni 1. Idrossilazione

Si formano glicoli sin: Con KMnO4 in ambiente basico o con OsO4: O + MnO4H2O, pH>8 R1 R3 C C R4 R2

O

+ OsO4

O 1

R

R2

O + MnO42-

R3

R1 R2 O

piridina

Mn

O

R4

Os

HO R1 R2

O O R3 R4

OH R3 R4

H2S + Os o NaHSO3

stereoselettività sin

III. Altre reazioni di alcheni

5. Ossidazioni

2. Epossidazione O C C

+ R C O OH perossiacido

O

O

C C

+ R C OH

epossido Meccanismo: O H

δ+ O O δ– R1 R3 C C R4 R2

O R

H

HO R

R

O O R1 R3 C C R4 R2

S.T.

O O R1 R2

R3 R4

5. Ossidazioni 2. Epossidazione Nomenclatura:

Perossidi O CH 3

C

O O OH

acido perossiacetico

epossietano (etilene ossido) O

O O OH

1,2-epossipropano (propilene ossido) O

Cl

acido m-cloroperbenzoico (mCPBA)

1,2-epossicicloesano (cicloesene ossido)

III. Altre reazioni di alcheni

B. Epossidazione Addizione stereospecifica sin:

CH3CO3H

CH3CO3H

O H H3C

H cis-2,3-epossibutano CH3 O

H H3C

CH3 H

trans-2,3-epossibutano

Sintesi glicoli anti 2. Apertura degli epossidi in ambiente acido acquoso H O H

2

R

+ H3

O+

H R1 H2O: :

H R1

O H

2

R

HO

H

H R1

OH2

R2

H2O HO

H

H R1

OH

R2

III. Altre reazioni di alcheni

3. Ozonolisi C

1) O 3

C

R C C

1) O 3 2) H 2 O, Zn

R

H

R

H 1) O 3

R

C

C O + O C

2) H 2 O, Zn

R

C

5. Ossidazioni

H

2) H 2 O, Zn

R

rottura ossidativa

R C O

+

R chetone

O C H aldeide

R

H C O +

R chetone

O C H formaldeide

C. Ozonolisi

Meccanismo:

O

O

R1 C R2

O

O

H R3

O

R1 R2

H R3

H R3

molozonuro R1 R2

R1 C O R2

O

O

O

R1 R2

C

workup riducente

O

O O O

ozonuro

Zn/H2O H

+ O C R3

O

H

O

O

R1

R3

H R2 R3

workup ossidante

H 2O 2 R1 C O R2

OH

+ O C R3

III. Altre reazioni di alcheni

C. Ozonolisi Sintesi: 1) O 3

O H

2) H 2 O, Zn O

III. Altre reazioni di alcheni

D. Polimerizzazione H2C CH

iniziatore radicalico

CH2

Y monomero

CH

Y polimero

n

n = 1000 – 10 000

iniziatori radicalici: O2 O O

O

di-t-butil perossido O

O

dibenzoil perossido

O O

O

III. Altre reazioni di alcheni

D. Polimerizzazione monomero

polimero

H2C CH2 etilene

CH2

CH2

H2C CHCH3 propilene

CH2

CH

H2C CHCl vinil cloruro

CH2

H2C CHPh stirene

CH2

CH3 CH Cl

n n

n

CH n

polietilene polipropilene

poli(vinil cloruro) (PVC)

polistirene

III. Altre reazioni di alcheni

D. Polimerizzazione monomero H2C CCl2 vinilidene cloruro

polimero Cl CH2

C Cl

H2C CHCN acrilonitrile

CH2

F2C CF2 tetrafluoroetilene

CF2

CH CN CF2

Poli(vinilidene cloruro) (“Saran A”)

n

n

Poliacrilonitrile (PAN, “Orlon”, Acrilan)

n

Politetrafluoroetilene (PTFE, “Teflon”)

III. Altre reazioni di alcheni

D. Polimerizzazione Polimerizzazione radicalica a catena: ROOR

∆

Iniziazione

2 RO

RO + CH2

CH

RO CH2

R Markovnikov

R RO CH2

RO CH2

CH

CH + CH2

CH

R

R

RO CH2

CH CH2 R

CH CH2

CH + CH2

CH

R

R

R

polimerizzazione “testa-coda”

etc.

CH Propagazione R

Alchini

1

I. Nomenclatura e proprietà H C

C H

acetilene

(H2/carbone, CaC2/H2O)

Non comune in natura: H CH3

C

C C C

C C

C

O C

ichtheothereol

H HO

Molti farmaci di sintesi:

OH

CH3 H C

C

C CH

C CH2CH3 OH

3-metil-1-pentin-3-olo (ipnotico, sedativo)

HO

17-etinilestradiolo 2

II. Relazione Struttura-Proprietà

A. Struttura H C

C H

lineare, sp

1 legame σ 2 legami π C–C (pm)

C–H (pm)

D(C–C) kcal/mol

D(C–H) kcal/mol

CH3–CH3

sp3 (25% s)

153

111

88

98

H2C=CH2

sp2 (33% s)

134

110

146

108

HC≡CH

sp (50% s)

120

106

196

128 3

II. Relazione Struttura-Proprietà

A. Struttura H–C≡C–H + 2H2 → CH3CH3

∆H = –74.5 kcal/mol

CH3CH2–C≡C–H

∆H = –69.9 kcal/mol

CH3–C≡C–CH3

∆H = –65.1 kcal/mol

∴ più sostituito = più stabile

4

II. Relazione Struttura-Proprietà

B. Acidità degli alchini terminali HC CH + OH pKa ~26

HC C + H2O ~16 HC C + NH3 ~36

HC CH + NH2 pKa ~26 ∴ R C CH + NaNH2

Keq ~ 10-10

Keq ~ 1010

R C CNa + NH3

sodio ammide • NaNH2 si ottiene da ammoniaca e sodio metallico. NH3 + Na

Fe

..

H–N: Na H sodio ammide

+ 1/2 H2 5

III. Preparazione di Alchini

A. Alchilazione di alchini terminali (SN2 ) H C C H

NaNH2

H C CNa

RX 1° solo H C C R

buon Nu forte B

NaNH2 R C CNa R'X

Reazione di formazione di un legame C–C

R C C R'

6

III. Preparazione di Alchini

B. Eliminazione di dialogenuri X X C C

H X o

C C

H H

H X

dialogenuri vicinali

dialogenuri geminali

X X

1 equiv. X B forte C C (E2)

C C H H

facile NaNH2 tBuOK KOH

2 equiv. B forte (E2)

H

1 equiv. B forte (E2)

C C

C C

difficile KOH, 200ºC NaNH2, 150ºC 7

IV. Reazioni di Alchini

A. Idrogenazione 1. H2/catalizzatore R C C R'

H2 Pt, Pd o Ni

R CH2

CH2

R'

difficile fermare la reazione ad alchene

2. H2/catalizzatore di Lindlar Pd/CaCO3, Pb(OAc)2, chinolina (

) N

“avvelena” il catalizzatore

R C C R'

H2 cat. di Lindlar

H

H C C

R

addizione stereoselettiva sin

R' 8

IV. Reazioni di Alchini

B. Riduzione su metallo-ammoniaca R C C R'

R

Na o K

H Na+

Na + NH3 (liq)

R

– •• •C= C

R

R' _

+ •(NH3)n

trasferimento elettronico

H N

H

Tutti gli intermedi preferiscono la geometria trans

H

R' H

•C= C

addizione stereoselettiva anti

C C

NH3(l)

R C C R'

H

R'

e-

R

H C= C •• R' –

:NH3 :NH2-

R

H C=C

H

R' 9

IV. Reazioni di Alchini

C. Addizione di acidi alogenidrici R C C H

R

HX

H

HX

C C X

H

Markovnikov R

HBr perossido

H C C

H Br antiMarkovnikov

X R C CH3 X dialogenuro geminale Br

HBr perossido

R CH2

CH Br

Es. CH3CH2C CH

2HCl Cl Cl 2 HBr perossido

Br Br

10

IV. Reazioni di Alchini

D. Idratazione O H2SO4 R C C H HgSO4

OH R C CH2

R C CH3

O R C CH3

tautomeria

Markovnikov

tautomeri: isomeri che differiscono per la posizione di un doppio legame e di un idrogeno

11

IV. Reazioni di Alchini

D. Idratazione tautomeria cheto-enolica :OH

O

R C CH2

R C CH3

forma enolica

forma chetonica

H+

-H+

:OH

OH

R C CH3

R C CH3 struttura di risonanza più stabile 12

IV. Reazioni di Alchini

E. Addizione di alogeni R C C R'

X2

R

X C C

X2

X X R C C R'

X R' addizione anti

X X

F. Ozonolisi 1) O3 R C C R' 2) Zn, H2O

O R

C

O + OH

HO

C

R'

13

Areni Composti aromatici Areni: composti contenenti l’anello benzenico Aromatico: aggettivo usato un tempo per indicare “fragrante”, ora indica la elevata stabilità di un sistema ciclico contenente elettroni π in coniugazione

Criteri per l’Aromaticità 1. Il sistema deve essere ciclico 2. Il sistema deve essere planare 3. Ogni atomo dell’anello deve far parte di un sistema π esteso 4. Il sistema π esteso deve contenere (4n+2) elettroni π che è chiamato numero di Hückel.

Esempi di sistemi di Hückel (4n+2)

n=0

n=1

ciclopropenil carbocatione

ciclopentadienil carbanione

H B

O

n=0

n=1

n=1

n=2

n=1 cicloeptatrienil carbocatione ione tropilio

N

O N

n=1

S

N

n=1

n=2

Antiaromatico e Nonaromatico • Composti antiaromatici sono ciclici, coniugati con 4n elettroni in orbitali p che si sovrappongono, ma con energia maggiore del sistema lineare corrispondente.

ciclopropenil carbanione

ciclopentadienil carbocatione

cicloeptatrienil carbanione

• Composti non aromatici non hanno un anello con orbitali p che si sovrappongono e non sono planari.

Orbitali molecolari L’OM a più bassa energia ha 2 elettroni. Ogni guscio pieno ha 4 elettroni. E n gusci pieni

aromatici: (4n+2) elettroni

guscio aperto

antiaromatici: (4n) elettroni

n gusci con 2 ein meno

Benzene

Scoperta del Benzene • Isolato nel 1825 da Michael Faraday che determinò in 1:1 il rapporto C:H. • Sintetizzato nel 1834 da Eilhard Mitscherlich che determinò la formula molecolare come C6H6. • Altri composti con rapporti inferiori di C:H avevano un odore piacevole per cui furono chiamati aromatici. • La struttura fu proposta da Friedrich Kekulé nel 1866.

Benzene C6 H6

H H

H

H

H H

• esagono planare, tutti angoli di 120º • tutti i legami C–C = 140 pm • tutti ibridizzati sp2

=

=

Ibrido di due strutture contributive equivalenti

OM 0

π6* π4*, π5* π2 , π3 π1

tutti gli elettroni in orbitali leganti

Stabilità del Benzene Più stabile dell’ipotetico “cicloesatriene” 1.34 Å (C=C) 1.54 Å (C–C)

Calori di idrogenazione

–80.4

~ 30 kcal più stabile del “cicloesatriene”

~ –25.0

–26.8

–49.8

= Energia di risonanza stabilizzazione aromatica

–28.6 kcal

∴ la coniugazione da sola non spiega questa inusuale stabilità

Stabilità del Benzene • La grande stabilità del benzene determina la sua reattività: ¾ Quando reagisce perde l’aromaticità ma ha la tendenza a tornare aromatico (con tutti i doppi legami coniugati): le reazioni saranno di addizione – eliminazione, ossia di sostituzione. ¾ Non reagisce come gli alcheni che possono perdere il doppio legame, dando reazioni di addizione.

Stabilità del Benzene Br

Br2

addizione Br

Br2

nessuna reazione

ma H

Br2 FeBr3

Br

sostituzione: bromo sostituisce idrogeno

Nomenclatura Alcuni nomi comuni: CH3

CH3

p-xilene

CH3

H3C

CH3

mesitilene

CH3

CO2H

OH CH3

cumene

OH N O

o-cresolo

acido salicilico

N,N-dietil-m-toluammide

Idrocarburi aromatici policiclici (PAH) 8

1

7

2

6

3 5

4

naftalene 10 elettroni π n=2 CH3

antracene 14 elettroni π n=3

fenantrene 14 elettroni π n=3

OH NH2

CH3

1,4-dimetilnaftalene

1-naftolo (α-naftolo)

2-naftilammina (β-naftilammina)

Allotropi del Carbonio • Amorfo: piccole particelle di grafite; carbone, fuliggine, nero di carbone. • Diamante: uno scheletro di carboni tetraedrici. • Grafite: strati di anelli aromatici fusi.

diamante

grafite

Allotropi del Carbonio • Fullereni: anelli a 5 e 6 termini arrangiati in forma di pallone da calcio. • Nanotubi: metà sfera C60 fusa a un cilindro di anelli aromatici fusi.

Composti aromatici eterociclici • Piridina

N

N contribuisce con 1 elettrone p alla corrente d’anello orbitale sp2 perpendicolare al sistema π; nessuna interazione N ibridizzato sp2 pKa 5.2

Composti aromatici eterociclici H N

pirrolo orbitale

O

sp2

furano orbitali 2p

S

tiofene

orbitale 3p

Reattività di composti aromatici Come alcheni e alchini, gli aromatici reagiscono con E+, ma con reazioni di sostituzione non di addizione L’anello può essere idrogenato ma in condizioni spinte La catena laterale può essere ossidata senza toccare l’anello I sostituenti W (attrattori) consentono a L (leaving group) di uscire come nucleofilo

1. SE aromatica (addizione-eliminazione) H

E

+ E-Nu G

G

2. Riduzione dell’anello H2/Pt

alta p G 3. Ossidazione della catena laterale G

R

COOH

KMnO4 ∆

G

G

4. SN aromatica (addizione-eliminazione) L

Due meccanismi di SN ar

+ H-Nu

W

Nu

Nu–

(W)

+ L– W

(W)

5. SN aromatica (eliminazione-addizione) L

G

B–

H

B

B– H–

G

G

6. Metallazione X G

MgX (Li)

Mg (Li) G

H

H

+ G

B

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica A. Meccanismo B. Alogenazione C. Nitrazione D. Solfonazione E. Alchilazione di Friedel-Crafts F. Acilazione di Friedel-Crafts G. Acilazione-riduzione 1.1. Reattività e Orientamento nelle Sostituzioni Elettrofile Aromatiche Effetti dei Sostituenti sostituenti attivanti sostituenti disattivanti sostituenti alogeni Effetti di Sostituenti multipli

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica

alchene:

aromatico:

C C

Br2

Br2 FeBr3

Br C C Br Br

addizione elettrofila

sostituzione elettrofila aromatica

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica • Alogenazione

clorurazione bromurazione

• Nitrazione • Alchilazione di Friedel-Crafts

Cl2 FeCl3 HNO3 H2SO4 RCl AlCl3

Cl

NO2

R O C

• Acilazione di Friedel-Crafts

RCOCl AlCl3

• Solfonazione

H2SO4 SO3 fumante

R

SO3H

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica H

+

E+

E

cat

+ H+ G

G

E+

E–Nu

Cat. Lewis

1. Alogenazione Cl+ Br+

Cl–Cl, Br–Br

FeCl3 FeBr3

Cl

2. Nitrazione

HO–NO2

H2SO4

NO2

R–X R–OH alchene

AlX3 HF,H2SO4 H2SO4

3. Alchilazione di Friedel-Crafts

4. Acilazione di Friedel-Crafts

5. Solfonazione

+NO

2

R+ + R–C=O SO3

R–COX AlX3 R–CO–O–CO–R H2SO4

Prodotto

R

O C

R

SO3H

1. Sostituzione Elettrofila Aromatica A. Meccanismo • Queste reazioni sono legate da un unico meccanismo. – Formazione di un elettrofilo E+: l’elettrofilo è legato a un nucleofilo (Nu o Y); può staccarsi da solo o con un catalizzatore. • La reazione procede con meccanismo a 2 stadi: 1. L’aromatico attacca E+, perdendo l’aromaticità. 2. L’intermedio perde H+, riacquistando l’aromaticità.

A. Meccanismo generale: addizione-eliminazione δ+ δ–

H

E–Y

agisce da base

Y

Csp3 E

H

E

H

E

E

Y lento

veloce

(+) o- a E

(+) p- a E

E

H Y

Y–

Y

non si addiziona, perderebbe aromaticità

δ+

(+) o- a E H

E δ+

δ+ ibrido di risonanza

complesso σ o di Wheland

E

l’anello riguadagna aromaticità perdendo un protone

E+ entra H+ esce Sostituzione

A. Profilo Energetico della Reazione • Il primo stadio, l’addizione dell’E+ che porta all’intermedio I, è rate determining perché distrugge l’aromaticità. ST1

ST2 Ea2 H

E

Ea1 I + E+

E + H+

addizione

eliminazione

B. Alogenazione • Nella alogenazione, il benzene reagisce con Cl2 o Br2 in presenza di un acido di Lewis come FeCl3 o FeBr3, per dare clorobenzene o bromobenzene. • Reazioni analoghe con I2 e F2 non sono utili perché I2 è troppo poco reattivo, F2 reagisce troppo violentemente. Br Br Br

Fe

Br

Br + – Br–Br–Fe–Br

Br

Br

Br + – Br–Br–Fe–Br

H

base – Br–FeBr3

Br

Br

Br H Br

+ F eBr 3 + H Br il catalizzatore viene rigenerato

C. Nitrazione

acido

ione nitronio (elettrofilo)

base O O N O

NO2

N O H

H

HSO4 NO2

base

+ H2SO4

La nitrazione è utile perché il nitro gruppo può essere ridotto a NH2.

••

••

• Nella nitrazione, il benzene reagisce con la miscela solfonitrica (acido nitrico e acido solforico) per dare nitrobenzene. – H2O •• •• NO2 O=N=O H2SO4 + HNO3 HSO4 + H2O –NO2

D. Solfonazione • Nella solfonazione, il benzene reagisce con triossido di zolfo in presenza di acido solforico, per dare acido benzensolfonico. O

O O

S

O

O O S

S+ O OH

H–O–SO3H

+ O–SO3H

elettrofilo O OH +

O

S OH H

H

HSO4

SO3H

+ H2SO4

SO3H

La reazione è reversibile: l’acido solfonico, riscaldato in H3O+, ridà l’aromatico.

E. Alchilazione di Friedel-Crafts • Un aromatico, trattato con un alogenuro alchilico e un acido di Lewis (AlCl3) (o con un alcool o con un alchene e un acido protico o di Lewis), dà un alchilbenzene. R Cl + AlCl3

R + AlCl 4

2° e 3°

δ+ δR–Cl–AlCl3

R Cl + AlCl3 1° R

coppia ionica

Cl– AlCl3

H R H R

– H+

R

+ AlCl3 + HCl

E. Alchilazione di Friedel-Crafts • Un altro modo per generare carbocationi: – Da alcheni, per protonazione + HF

+F

HF

– Da alcoli, per protonazione o con un acido di Lewis ROH + BF 3

R + HOBF3 OH

BF 3

E. Alchilazione di Friedel-Crafts • •

Alogenuri vinilici e arilici non reagiscono nelle alchilazioni di Friedel-Crafts. Si verificano riarrangiamenti anche se non si formano carbocationi liberi. Cl

ma non

AlCl3 H

H 1,2-shift + – CH3–C–CH2–Cl–AlCl3 CH3–C–CH3 + H

F. Acilazione di Friedel-Crafts • Nella acilazione di Friedel-Crafts, un anello aromatico è trattato con un cloruro acilico (RCOCl) o un’anidride (RCOOCOR) e AlCl3 per dare un chetone aromatico. • Dato che il nuovo gruppo legato al benzene (RCO) è chiamato un gruppo acile, il trasferimento di un gruppo acile da un atomo a un altro è chiamato acilazione. O

R

••

R

C •• Cl ••

Al Cl3

C

O

R

C

O

R

C

O

+ AlCl4

ione acilio (non riarrangia) AlCl4

O H O R

– H+

R

+ HCl + AlCl3

RCO– acile

F. Acilazione di Friedel-Crafts • Anidridi come agenti acilanti: O CH3

C

O

O O

C

Al Cl3

CH3

+ CH3CO2H

Limiti delle reazioni di Friedel-Crafts 1. Alchilazione: • Si formano prodotti di polialchilazione perché il prodotto (aromatico alchilato) è più reattivo del substrato. • Trasposizioni.

2. Alchilazione & Acilazione Le reazioni di F. C. danno resa bassa quando sull’anello aromatico vi siano gruppi • elettron attrattori: NO2, +NMe3, COOH, COR, CF3, SO3H • un gruppo amminico: NH2, NHR, NR2 (legano ad AlCl3 e diventano elettron + – attrattori –NR2–AlCl3)

G. Come ottenere catene lineari • Acilazione-riduzione → alchilbenzeni 1° R

O C

O R

Cl

AlCl3

riduzione

R

nessun riarrangiamento

agenti riducenti: Zn(Hg), HCl (riduzione di Clemmensen) NH2NH2, NaOH, calore (riduzione di WolffKishner) O

O Cl

AlCl3

Zn(Hg) HCl

SEA su Benzeni sostituiti • La SEA è una reazione generale di tutti i composti aromatici, compresi i PAH, gli eterociclici aromatici e i benzeni sostituiti. • Un sostituente influenza la SEA in due aspetti: – La velocità della reazione in rapporto al benzene — Un benzene sostituito reagisce più velocemente o più lentamente del benzene. – L’orientamento — Il nuovo gruppo entra in posizione orto, meta o para rispetto al primo. • È la natura del primo sostituente a determinare la velocità della reazione (attivazione o disattivazione) e la posizione del secondo sostituente (orientamento).

Reattività e orientamento delle SEA Velocità relativa

Orientamento OH

OH

OH NO2

HNO3

+

H2SO4

NO2 CH3

CH3

1,000,000 CH3 NO2

HNO3

+

H2SO4

25

NO2 HNO3 H2SO4

NO2

1

• I gruppi OH e CH3 rendono l’anello aromatico più reattivo rispetto al benzene e orientano in o-, p• sono gruppi attivanti, o-, p-orientanti

Reattività e orientamento delle SEA Velocità relativa

Orientamento NO2

HNO3

1

H2SO4

Cl

Cl HNO3

Cl +

H2SO4

NO2

0.03

Cl è un gruppo disattivante, o-, p-orientante

NO2 NO2

NO2 HNO3 H2SO4

NO2

0.000001

NO2 è un gruppo disattivante, m-orientante

Attivanti, o,p-orientanti

Disattivanti, m-orientanti

cedono densità elettronica all’anello –I, +R (+M) •• •• •• –NH2 –NHR –NR2 fortemente •• attivanti –OH

attirano densità elettronica dall’anello –I, – R (–M)

–CHO –COR

••

–COOR

••

–COOH

–OR –NHCOR •• –OCOR –R –Ar

moderatamente attivanti

–C≡ ≡N –SO3H

debolmente attivanti

Disattivanti, o,p-orientanti

Disattivazione

Attivazione

Effetti dei sostituenti

–NO2 –NR3

–I, +R (+M)

–F

– Cl

–Br

–I

I – Effetto induttivo R o (M) – Effetto di risonanza o mesomerico

Attivazione, Disattivazione, Orientamento • I gruppi o-, p- orientanti hanno lone pair di elettroni sull’atomo legato all’anello aromatico. • I gruppi m- orientanti hanno una carica positiva, parziale o totale sull’atomo legato all’anello aromatico. • Per capire come i sostituenti attivano o disattivano l’anello alle sostituzioni elettrofile, dobbiamo considerare il primo stadio della SEA (lo stadio lento) che porta alla formazione di un intermedio carbocationico stabilizzato per risonanza.

A. Profilo Energetico della Reazione • Il primo stadio, l’addizione dell’E+, ossia la formazione dell’intermedio I, è rate determining perché distrugge l’aromaticità. ST1

ST2 Ea2 G

Ea1 H

E

I

G

G + E+

+ H+ E

addizione

eliminazione

42

Attivazione, Disattivazione, Orientamento •

•

Secondo il postulato di Hammond è possibile predire la velocità relativa della reazione dalla stabilità dell’intermedio carbocationico. – Più stabile è il carbocatione, minore sarà l’energia dello S.T. da cui deriva, minore l’Ea, più veloce la reazione. Per valutare l’effetto di un sostituente: 1. Disegnare tutti gli intermedi che derivano da attacco in orto, meta, para e valutarne la stabilità. 2. L’elettrofilo attacca la posizione che genera un intermedio più stabile.

Attivazione, Disattivazione, Orientamento • Gruppi elettron donatori (D) stabilizzano il carbocatione, rendendo più veloce la reazione. – attivano un anello aromatico verso l’attacco elettrofilo. • Gruppi elettron attrattori (W) destabilizzano il carbocatione, rendendo più lenta la reazione. – disattivano un anello aromatico verso l’attacco elettrofilo. D

H E

carbocatione più stabile

W

H E

carbocatione meno stabile

Sostituenti attivanti +I, +R: orientazione Energia degli Intermedi OH

OH NO2

Attacco orto

OH

H

OH

H

NO2

OH

H

NO2

NO2

OH

H

stabilizzato OH

OH

OH

NO2

Attacco meta

H

H

H

NO2

NO2

NO2

OH

OH Attacco para

preferito

OH

OH

NO2

NO2

OH

OH

NO2

OH

OH

H NO2

NO2

NO2 H NO2

H NO2

stabilizzato

H NO2

preferito

Sostituenti disattivanti –I, –R: orientazione Energia degli Intermedi NO2

NO2 NO2

Attacco orto

NO2

H

NO2

H

NO2

NO2

H

NO2

NO2

NO2

destabilizzato NO2

NO2 NO2

Attacco meta

NO2 Attacco para

NO2

NO2

NO2

H

H

H

NO2

NO2

NO2

NO2

preferito

NO2

NO2

NO2

NO2

H NO2

H NO2

H NO2

NO2

NO2

destabilizzato

Effetto dei sostituenti sostituenti attivanti E

benzene

sostituenti disattivanti E orto, para

m eta

meta orto, para H δ+

benzene

E

H

δ+

δ+

δ+ OH

E δ+ δ+ NO2

NO2

HO

Alogeni –I, +R: disattivanti o-, p-orientanti • Per effetto induttivo l’alogeno disattiva l’anello: la velocità sarà < che nel benzene. • Per effetto mesomerico l’alogeno stabilizza l’intermedio quando l’elettrofilo è entrato in orto o para. Cl N O2

Attacco orto & para

Cl

Cl H NO2

Cl

Cl H NO2

H NO2

l’alogeno stabilizza Cl Attacco meta

Cl

Cl

H

H

H

NO2

NO2

NO2

nessun effetto

H NO2

Alogeni: orientazione meta orto, para benzene

E

H δ+

E δ+ δ+ Cl

Cl

Effetto dei sostituenti: riassunto R

Y attivanti, o-, p-orientanti

Y

Z

NR3

disattivanti, m-orientanti

X disattivanti, o-, p-orientanti

Limitazioni nelle SEA • Aromatici fortemente attivati (OH, NH2 e derivati, OR, NHR, NR2) vengono polialogenati se trattati con X2 e FeX3. – Per avere il prodotto monoalogenato, si alogena senza catalizzatore.

• Un aromatico fortemente disattivato non dà reazioni di Friedel-Crafts. • Reazioni di F.-C. non avvengono in presenza di NH2 perché questi si complessa con AlCl3 disattivando l’anello. • L’alchilazione di F.-C. condotta con alogenuri alchilici porta alla polialchilazione perché il monoalchilato è più attivato del substrato. • La polisostituzione non avviene con la acilazione di F.-C.

Effetto di sostituenti multipli 1. Il gruppo più attivante prevale nell’indirizzare la sostituzione. 2. La posizione tra due gruppi meta è troppo ingombrata per poter essere sostituita. CH3

troppo ingombrata

CH3

CH3 O2N

HNO3 H2SO4

CH3 CH 3

CH3

NO2

HNO3 H2 SO4 CH3

CH3 CH3

CH3

CH3 CH3

HNO3 H2 SO4

O2N

CH3 + O2N

CH3

Effetto di sostituenti multipli OH

OH Br

Br2 FeBr3 CH3

CH3

OH

OH

OH CH3

Br2

Br

CH3

CH3 +

FeBr3

Br OCH3

OCH3

SO3H

SO3 H2SO4 NO2

NO2

2. Riduzione dell’anello benzenico a. Idrogenazione catalitica H2/Pt, EtOH, 2000 psi o H2/Rh/C, EtOH, 1 atm

b. Riduzione di Birch Na, NH3 (l) CH3 OH

CH3

Na, NH3 (l) CH3 OH

1,4-cicloesadiene

ma non alchene più stabile

3. Ossidazione della catena laterale Reazioni benziliche 1. alogenazione radicalica legame C–H più debole

Br

NBS hν NBS: N-bromosuccinimmide

2. ossidazione di areni R CH3

Na2Cr2O7 H2 SO4 , ∆ Na2Cr2O7 H2 SO4 , ∆

nessuna reazione nessuna reazione

3. Ossidazione della catena laterale Reazioni benziliche ma: CH3

Na2Cr2O7

CO2 H

H2 SO4 , ∆

Na2Cr2O7

CO2 H

H2 SO4 , ∆

cumene CH3 CH3

o-xilene

Na2Cr2O7 H2 SO4 , ∆

CO2 H CO2 H

acido ftalico

qualsiasi gruppo alchilico si ossida tranne t-butile (o gruppi alchilici privi di H benzilici)

4. Sostituzione Nucleofila Aromatica Addizione-Eliminazione • Sono richiesti: – Presenza sull’anello di un gruppo uscente, di solito un alogeno. – Presenza di sostituenti disattivanti in o- e p- al gruppo uscente che stabilizzino l’intermedio. Cl

– OH

NO 2

Cl OH

– NO2 intermedio carbanionico stabilizzato per risonanza

OH

+ Cl– NO 2

4. Sostituzione Nucleofila Aromatica Eliminazione-Addizione • Quando viene riscaldato con NaOH acquoso sotto pressione, il clorobenzene si converte in sodio fenossido, poi acidificato in fenolo. Cl

OH 1. NaOH, H2O, calore, p 2. H3O+

Meccanismo: Cl H

H

H

H H

OH

–

OH

H2 O

Benzino

H

H

H

H H

Sintesi regioselettive: la sequenza di reazioni determina il prodotto NO2

NO2

HNO3

Cl2

H2SO4

FeCl3

Cl Cl

Cl

Cl Cl2

HNO3

FeCl3

H2SO4

NO2 + NO2

Sintesi regioselettive: la sequenza di reazioni determina il prodotto O

O

O HNO3 H2SO4

Cl AlCl3

NO2 NO2 HNO3 H2SO4

O Cl AlCl3

nessuna reazione

È l’attività del gruppo a determinare la scelta delle condizioni CH3

CH3

CH3 Br

Br2 FeBr3

+ Br

OH

OH

OH Br

Br2 H2O

+ Br

NH2

NH2 Br2 H2O

Br

Br

Br

non si ferma al primo stadio

Alcoli, Eteri Tioli, Solfuri

1

Alcoli di interesse

CH3OH

• Metanolo, alcool del legno. È estremamente tossico (15 ml causano la cecità, 100 ml causano la morte). È prodotto industrialmente dal gas di sintesi a 400°C: CO + 2H2 → CH3OH cat ZnO2/cromia È un comune solvente industriale. È usato come carburante: – – – –

alto numero di ottani basse emissioni, ma basso contenuto energetico fiamma invisibile il suo incendio si può estinguere con acqua

2

Alcoli di interesse

CH3CH2OH

• Etanolo. È prodotto industrialmente per idratazione dell’etilene. Si ottiene anche per fermentazione di zuccheri e amidi ad opera di lieviti. Quando l’alcool raggiunge la percentuale di 12–15%, le cellule del lievito muoiono. í Forma con l’acqua un azeotropo a 95% di etanolo. í Gasahol: 10% di etanolo nella benzina í Dose tossica: 200 mL.

3

Alcoli di interesse

(CH3)2CHOH

• 2-propanolo o isopropanolo ha deboli proprietà antibatteriche per cui viene usato per disinfettare strumenti medicali o per pulire la pelle prima di un piccolo intervento. Evapora rapidamente lasciando un senso di freschezza. • Sintesi industriale: CH2 CH CH2 + H2O

100-300 atm, 300°C catalizzatore

CH3 CH CH3 OH

• Etilen glicol è il componente principale degli anticongelanti. È tossico. HOCH2CH2OH 4

Alcoli di interesse OH

β-fenetil alcool (lillà)

OH

geraniolo (gerani, formiche)

OH

www.nounours.fr

retinolo (vit A)

5

Eteri di interesse CH3CH2OCH2CH3

dietil etere (solvente, anestetico)

HO O

α-tocoferolo (Vit E) O

disparlure (feromone sessuale femminile della falena) 6

Nomenclatura

Alcoli

IUPAC: alcanolo í OH sulla catena più lunga í il carbonio che porta l’OH con il numero più basso Comune: alchil alcool Classificazione: R– CH2 –OH

R–CH–R'

primari (1º)

secondari (2º)

OH R– C – R' R" terziari (3º) – –

–

OH

7

Nomenclatura

Polioli

• Composti con 2, 3, 4 gruppi OH si chiamano dioli, trioli, tetraoli, etc. • Gli 1,2 dioli (dioli vicinali) sono chiamati glicoli. • I nomi comuni dei glicoli usano il nome dell’alchene dai quali derivano. CH2CH2

CH2CH2CH3

OH OH

OH OH

1,2-etandiolo glicol etilenico

1,2-propandiolo glicol propilenico

8

Nomenclatura

Eteri

• Gli eteri hanno due residui legati ad un ossigeno. R

O

R

~112°

• R può essere alchilico (C sp3), vinilico, arilico (C sp2) Classificazione: CH3OCH3

simmetrici R uguali

CH3OCH2CH3

asimmetrici R diversi

Gli eteri possono essere lineari o ciclici. 9

Eteri ciclici O

O

O

O

Nomenclatura

ossaciclopropano etilene ossido 1,2-epossietano ossaciclobutano ossetano 1,3-epossipropano ossaciclopentano ossolano 1,4-epossibutano tetraidrofurano ossacicloesano ossano tetraidropirano

O

O O

1,2-epossicicloesano l’atomo di ossigeno viene considerato un sostituente, chiamato gruppo epossi

1,4-diossacicloesano 1,4-diossano

Gli epossidi sono chiamati anche ossidi dell’alchene da cui derivano. CH2=CH2 etilene

H H

O

H H

etilene ossido 10

Interessanti Eteri: gli eteri corona • Un complesso etere corona-catione è detto complesso hostguest. • La capacità di una molecola host di legare guests specifici è detta molecular recognition.

18-corona-6

complesso con K+

complesso con Li+ 12-corona-4 11

Tioli e solfuri

Nomenclatura

Tioli • IUPAC: alcantiolo (stesse regole degli alcoli) • comune: alchil mercaptano SH

1-Butantiolo Butil mercaptano

SH

2-Buten-1-tiolo 2-Butenil mercaptano

Solfuri (tioeteri) • alchil alchil´ solfuro o dialchil solfuro S

CH3

Metil 2-metilpropil mercaptano 12

Proprietà fisiche • Gli alcoli sono composti polari. • La differenza di elettronegatività tra ossigeno (3.5) e carbonio (2.5) è 1.0 e tra ossigeno e idrogeno (2.1) è 1.5. H H

δ+ C H

δO

δ+ H

• Nello stato liquido formano legami H forti, che influenzano fortemente le proprietà fisiche.

legami idrogeno solo deboli interazioni dipolo-dipolo

• Anche gli eteri sono polari ma a causa dell’ingombro sterico le forze attrattive sono deboli. 13

Proprietà fisiche Punti di ebollizione R

O

H

legami H CH3CH2OH CH3SCH3 CH3CH2SH CH3OCH3 CH3CH2CH3

R

O

R

R

S

H

R

S

R

polari, ma senza legami H p.eb. 78ºC 37ºC 35ºC –24ºC –42ºC

forze di attrazione intermolecolari crescenti

• I punti di ebollizione degli eteri sono più bassi di quelli degli alcoli a PM paragonabile e sono più vicini agli idrocarburi a PM simile. • La differenza in elettronegatività tra S (2.5) e H (2.1) è 0.4. A causa della bassa polarità del legame S-H i tioli si associano poco per cui hanno p.eb. più basso degli alcoli a PM paragonabile e sono meno solubili in acqua. 14

Proprietà fisiche Solubilità in acqua: CH3CH2OH CH3OCH3 CH3CH2CH2CH2CH2OH HOCH2CH2CH2CH2OH CH3CH2CH2CH2OCH3 CH3OCH2CH2OCH3 H H R

O

O H

H

H

O

O

H

sia accettore che donatore di legami H R-OH

infinita 7 g/100 g acqua 2.3 g/100g infinita scarsa infinita

R

O

H

R

solo accettore di legami H

C1 ↔ C4 ↔ C6 ↔ Cn miscibile poco insolubile solubile

15

Autoossidazione degli eteri • In presenza di ossigeno atmosferico, gli eteri lentamente si ossidano a idroperossidi e dialchil perossidi, entrambi esplosivi. • Precauzioni: – Non distillare a secco. – Conservare in bottiglie piene ben chiuse. H O

R

O O

O

O O

O

H

OOH O

O idroperossidi O

+ O

O

O

O dialchil perossidi 16

Sintesi da laboratorio di alcoli • Idratazione di alcheni (Markovnikov) • Idroborazione-ossidazione di alcheni (antiMarkovnikov) • Idrolisi di alogenuri alchilici (íOH, H2O) • Reattivi di Grignard o organolitio su aldeidi, chetoni, esteri • Riduzione con idruri di formaldeide, aldeidi, chetoni, acidi

17

Reazioni dei reattivi di Grignard o organolitio con aldeidi • Con formaldeide: sintesi di alcoli primari RMgX + H Br

H2O

O

R OH

H

H

Mg

MgBr +

O

H H2O

H

CH2OH

H

• Con aldeidi: sintesi di alcoli secondari RMgX +

Cl

Mg

O H

R OH

H2O

H

R' O

MgCl +

H

R' H2O

H HO

CH2CH3

CH2CH3 18

Reazioni dei reattivi di Grignard o organolitio con chetoni • Sintesi di alcoli terziari RMgX +

R'

MgBr +

H2O

O R''

O H3C

R OH R'

H2O

H3C HO

R''

CH2CH3

CH2CH3

19

Reazioni dei reattivi di Grignard o organolitio con esteri • Sintesi di alcoli terziari particolari – Due gruppi uguali O

RMgX + R'

H2O OR''

R OH R'

MgBr +

O H3C

H2O

+ RƍƍOH

R

H3C HO

OCH2CH3

20

Ricordare: Br

FG Il reattivo di Grignard è protonato da questi gruppi

FG = OH, NH, SH, COOH

O

FG =

O

O

CH , CR , CNR2 , C

N , NO 2 , S O2 R

Il reattivo di Grignard si addiziona a questi gruppi 21

Riduzione di composti carbonilici ¾ Aldeidi e Chetoni O C

Agente riducente

H

OH C

Più comuni: NaBH4 o LiAlH4 Meno comune: H2 e un cat come Pt, Pd/C, Ni O

NaBH4

OH H

22

Idruri metallici Fonti di ioni idruro H NaBH4 sodio boroidruro

LiAlH4 litio alluminio idruro (LAH)

H H B í Na+ H H

H + H Al í Li H H

reagente più blando – può essere usato in H2O o ROH reagente più forte – reagisce violentemente con H2O o ROH – si usa in etere anidro

23

Sodio boroidruro • Meno reattivo di LiAlH4 e quindi più selettivo O R

H R

R' O

R

R'

RCH2OH

OH O

R

OH

nessuna reazione OR'

NaBH4 riduce chetoni ma non esteri O

O

OH OCH3

O OCH3 24

Litio Alluminio Idruro • Molto reattivo O R

H R

R' O

R

R'

RCH2OH

OH O

R

OH

RCH2OH + RƍOH

OR'

LiAlH4 riduce sia chetoni che esteri O

OH

O OCH3

OH 25

Selettività • NaBH4 e LiAlH4 non riducono doppi legami O

OH CH3

CH3

H3CO

H3CO

• H2/cat riduce anche i doppi legami O CH3 H3CO

OH

H2/Pt

CH3 H3CO

26

Meccanismo di riduzione • Meccanismo simile: – Trasferimento di idruro HH H B H H

O

H H B O H

B

O

H

H2O

+ B(OH)3

4 idruri attivi H H Al H H

O

H H Al O H H

4 idruri attivi

O

H

4

H

H

Al H

O

H2O 4

H

O

H + Al(OH)3 27

Alcoli da epossidi O

1) RMgX R

H3O+

2)

OH

alcool 1° con 2 carboni in più

Meccanismo O

(SN2)

OMgX

R

H3O+ R

OH

RMgX Esempio Br

Mg Et2O

MgBr

1)

O

OH

2) H3O+

β-fenetil alcool28

Preparazione di 1,3-dioli

O

O

NaBH4 CH3OH

CO2CH3

OH

1,3-dioni

1,3-dichetone O

OH

1) LAH 2) H2O

OH OH

β-chetoestere

29

Preparazione di dioli vicinali Idrossilazione di alcheni OH OH

C C

OsO 4 (cat)

C C

tBuOOH O O

O Os

O

C C

basta una quantità catalitica di OsO4 (tossico e costoso)

addizione sin

30

Sintesi di eteri per disidratazione di alcoli →

CH2=CH2

H+

180°C

Meccanismo:

H+

CH3CH2OH 140°C CH3CH2OCH2CH3 solo eteri simmetrici solo alcoli primari

H2SO4 OH

H2O

HO OH2

SN2

O H

O

31

Sintesi di eteri: sintesi di Williamson • Gli eteri sono prodotti di sostituzione nucleofila SN2 a partire da alogenuri alchilici, alchil solfonati o alchil solfati primari fatti reagire con alcossidi. R1O–Na+ + RCH2L → RCH2OR1 + NaL L = –Br, –I, –OSO2R, –OSO3R RCH2L deve essere primario

• Sintesi di Williamson intramolecolare: – ClCH2CH2CH2CH2OH

Cl

NaOH

→ H2O

í

O

O Tutti gli ioni RO– che si formano reagiscono immediatamente 32

Sintesi epossidi • Una versione intramolecolare della sintesi di Williamson a partire dalle aloidrine porta agli epossidi. B:

H O C C X

–HB+

O– C C X

O C C

+ X–

SN2 intramolecolare

• Da alcheni per trattamento con peracidi. C C

+ RCOOOH

O C C

+ RCOOH

33

Reattività di alcoli basico

.. R–O–H .. debolmente acido

..

.. R–O ..

fortemente basico e nucleofilo

.. R–O–H ..

debolmente nucleofilo

.. –O–H è LG ..

solo se protonato o esterificato

1. Protonazione R–OH2+ + A– R–OH + HA 2. Formazione di legame H H R–OH + R–OH R–OH O–R 3. Deprotonazione R–OH + Na R–O– Na+ + 1/2H2 4. Eterificazione di Williamson R–O– Na+ + Rƍ–X R–O–Rƍ + NaX 5. Eterificazione 100–150°C R–OH + H2SO4 R–O–R + H2O 6. Esterificazione R–OH + Rƍ–COOH Rƍ–COOR + H2O R–OH + H2SO4 R–OSO3H + H2O 7. Conversione ad alogenuri R–X + H2O R–OH + HX R–OH + SOCl2 R–Cl + SO2 + HCl R–OH + PX3 R–X + H3PO3 8. Disidratazione RCH=CH2 + H2O RCH2–CH2–OH + H2SO4 9. Ossidazione R2C=O R2CH–OH + K2Cr2O7 (KMnO4)

34

Basicità degli alcoli (Protonazione)

••

ROH ••

+

HX pKa < –2

CH3CH2OH

+

HBr

—

H

+

ROH + Xí ••

pKa = –2 CH3CH2OH2+ + Brí

35

Acidità degli alcoli (Deprotonazione) • L’acidità dipende in primo luogo dal grado di stabilizzazione e di solvatazione dello ione alcossido (base coniugata): ROH + H2O RO– + H3O+ – La carica negativa degli ioni CH3O– e EtO– è accessibile alla solvatazione come lo ione HO–. E infatti sono acidi come l’acqua. – Aumentando l’ingombro sterico del gruppo alchilico, la capacità di solvatare lo ione alcossido diminuisce, la base è meno stabilizzata, l’acidità diminuisce.

Effetti induttivi

HCl CH3CO2H CH3OH H2O CH3CH2OH (CH3)2CHOH (CH3)3COH (CF3)3COH

pKa -7 4.8 15.5 15.7 15.9 17.1 18 5.4

Cl– CH3CO2– CH3O– metossido HO– idrossido EtO– etossido iPrO– isopropossido tBuO– t-butossido 36 (CF3)3CO–

Deprotonazione degli alcoli Formazione di ioni alcossido: RO– ~ stessa forza basica di HO–: ROH + NaOH pKa ~ 16

RONa + H2O 16

Keq ~ 1

non reagiscono con basi deboli

• Reagiscono con basi forti come NaNH2, RLi, RMgX • Si può usare un metallo alcalino (Na, K). -1

0

CH3CH2OH + Na

+1

0

CH3CH2ONa + ½H2 ossido-riduzione sodio etossido

Ordine di reattività: CH3OH > alcoli 1° > alcoli 2° > alcoli 3° K > Na Con metanolo e K la reazione è esplosiva, con t-butanolo e Na la reazione è troppo lenta.

37

Acidità dei tioli • Sono più acidi degli alcoli, pKa 6-8 SH

+ HOí

S- + H2O

• Sono più nucleofili Br

+ HSí

SH

+ Brí

38

Esterificazione a. Esterificazione di Fischer (acidi carbossilici) – La reazione tra un alcool e un acido carbossilico porta alla formazione di un estere. ROH si comporta da Nu, RCOOH da elettrofilo. È necessaria una catalisi acida. O R

C

+

OH

R'OH

R

C

OH

R

C

ORƍ

C

R R'

O

H

O

H+

H

R

K~1

Meccanismo: O

O

H+

O

H+

C

R

R R'

H O O

OR'

+ H2O

OH

OH

-H+

C

R'

C OH O

H

OH R

C O OR'

H -H2O H +H2O

Per spostare l’equilibrio a destra si usa un eccesso di un reagente o si rimuove un prodotto. 39

Esterificazione di Fischer • Esempi O H3C

C

OH

+

acido acetico

H2SO4 ∆

OH

CH3OH H2SO4

C

O

isoamil acetato banana OH

acido salicilico

H3C

alcool isoamilico

OH CO2H

O

O C

OCH3

metil salicilato 40

Esterificazione b. Esteri di acidi inorganici O H3CO S OCH3 O

OCH3 P H3CO OCH3

OCH3 H3CO P OCH3 O

dimetil solfato

trimetil fosfito

trimetil fosfato

La reazione di esterificazione di acidi inorganici si effettua a partire dal cloruro dell’acido.

Esterificazione c. Da cloruri di acidi e anidridi O R

R

C

O Cl

+ R'OH

O

O

C

C

O

R

C

N

OR'

+ HCl

NH+Cl-

O R

+ R'OH

R

C

OR'

+ RCO2H

Viste dalla parte dell’alcool sono acilazioni di un alcool. RƍOH + RCOCl → RƍOíCOR + HCl RíCOí = acile 42

Esterificazione Esempi di acetilazione di alcoli O OH CO2H

O

CH3COCl

CO2H

piridina acido salicilico

acido acetilsalicilico (aspirina) O

HO

Ac2O

O

NCH3

HO

O O

NCH3

O O

morfina Ac2O = CH3COOCOCH3 anidride acetica

eroina

Conversione di alcoli ad alogenuri alchilici La reazione degli alcoli con HX (X = Cl, Br, I) è un metodo generale per preparare alogenuri alchilici 1°, 2°, 3°. R–OH + H–X → R–X + H2O

SN

• Reattività di ROH: 3º > 2º > 1º > CH3OH • Reattività di HX: – HI > HBr > HCl (segue l’ordine di acidità) – solo gli alcoli 3º reagiscono con HCl a t ambiente – gli alcoli 1º e 2º richiedono HBr o HI ed alte t – Dato che Clí è un nucleofilo peggiore di Brí o Ií, la reazione degli alcoli 1° con HCl avviene solo quando si aggiunge un altro acido di Lewis, di solito ZnCl2. Esso complessa l’ossigeno rendendo OH buon gruppo uscente e facilitando la SN2. 44

Conversione di alcoli ad alogenuri alchilici Meccanismo

buon gruppo uscente

RíOH + HíX –→

SN1 RíOH2 + –→ o SN2 buon Nu +

Xí

RíX + H2O

¾Metanolo e alcoli 1° formano RX con meccanismo SN2. ¾Alcoli 2° e 3° formano RX con meccanismo SN1. í

H

í

RCH2íOH + ZnCl2 –→ RCH2íOíZnCl2 –→ RCH2íCl + ZnCl2(OH)í +

Clí

SN2 45

Conversione di alcoli ad alogenuri alchilici Cloruro di tionile SOCl2 Cl

Cl

S O R O Clí H

S O

ROH + Cl

Cl RCl + SO2

S O Clí

R O

N

+

buon LG NH Cl-

Tribromuro di fosforo PBr3 Br

Br ROH +

P Br Br

P Br Brí

R O

RBr + HOPBr2

H buon LG 46

Disidratazione con H2SO4 • Quando un alcool ha due o tre carboni β, la disidratazione segue la regola di Zaitsev. • Il prodotto principale è l’alchene più sostituito più stabile.

OH

H3O+ calore

OH2 H H OH2

>

>

>

Alcoli secondari e terziari reagiscono con meccanismo E1, alcoli primari con meccanismo E2.

47

Altri Agenti Disidratanti Ossicloruro di Fosforo POCl3 e piridina • Come H2SO4 o TsOH, POCl3 converte HOí, gruppo uscente cattivo, in uno buono. • La disidratazione procede poi con meccanismo E2 (senza riarrangiamenti) H3C OH

O P Cl Cl Cl

O H3C O PCl2 H íClí

buon LG

CH3

N

+ íOPOCl 2 + NH Cl48

Reazione di Eteri con acidi forti • Quando gli eteri dialchilici reagiscono con HBr o HI, entrambi i legami CíO vengono rotti e si formano due alogenuri alchilici. H3C CH3 CH3 O H3C

HI

H3C CH3 CH3 H3C O H Ií

CH3 SN1

H3C

CH3 Ií

HI

H3C CH3 H3C

+ CH3OH

I

CH3I

• Se gli eteri sono alchil aril eteri, l’OH che rimane sull’anello non viene sostituito. HI O

CH3

O H

CH3

Ií SN2

CH3I

+ OH 49

Reazioni di Apertura di Epossidi • Gli epossidi contengono un anello a tre termini con due legami polari. • L’attacco nucleofilo apre l’anello facilmente anche in presenza di un cattivo gruppo uscente. • Tutti i nucleofili forti (íOH, íOR, íCN, íSR e NH3) aprono l’anello con meccanismo SN2. LG O

O Nu Nuí

OH

H–OH Nu

Due gruppi funzionali su C adiacenti

Reazioni di Apertura di Epossidi Quando l’epossido è asimmetrico, la regioselettività della reazione SN2 è diversa a seconda delle condizioni: 1. Con un nucleofilo forte, Nu- attacca il carbonio meno sostituito O H H

1. íOCH3 2. H2O

HO

H H OCH3

2. Con un acido che protona l’ossigeno, il Nu- attacca il carbonio più sostituito. δ+ H OH OH + O O CH OH H2SO4 3 δ+ Ł H H H H H3CO H H H H CH3OH

Ossidazione • Gli alcoli primari sono ossidati prima ad aldeide poi ad acidi se è presente acqua. OH R

H

H

O

[Ox] R

O

[Ox] H

R

OH

• Gli alcoli secondari sono ossidati a chetoni. OH R

H

R

[Ox]

O R

• I terziari non si ossidano.

R

Agenti ossidanti • Gli ossidanti più comuni che possiedono legami metalloossigeno contengono o Cr6+ (sei legami CríO) o Mn7+ (sette legami MníO). • I reattivi del Cr6+ includono CrO3 e sodio o potassio dicromato (Na2Cr2O7 and K2Cr2O7). Piridinio clorocromato (PCC) è un ossidante del Cr6+ più blando e selettivo, che viene usato in CH2Cl2, senza acqua. • Il più comune reagente del Mn7+ KMnO4 (potassio permanganato). • Altri ossidanti comprendono OsO4 (osmio tetrossido) e Ag2O [argento(I) ossido]. 53

Agenti ossidanti • Reattivo di Jones: CrO3, H2SO4, H2O, acetone – Meglio per alcoli secondari

• Si può usare anche acido cromico H2CrO4 (Na2Cr2O7/ H2SO4/H2O)

54

Agenti ossidanti particolari • Piridinio clorocromato (PCC) N

+ HCl + CrO3

N+ H

O O Cr O Cl

• Piridinio Dicromato (PDC) C r 2O7

N+ H

2

• Sono in grado di ossidare alcoli primari ad aldeidi OH H H

PCC

O H 55

Meccanismo di ossidazione di un alcool 1° R H C OH H

O

O Cr

R

H H C O O Cr H O -O

O

alcool 1°

R

H2O

H C O O Cr H O HO estere cromato

R O + H3O+ + CrO32-

in assenza di acqua, l’ossidazione si ferma qui

H R O H

H2O

R H

R OH OH

aldeide idrata

HO C O O Cr H O HO H2O

aldeide

R O HO acido 56

Meccanismo di ossidazione di un alcool 2° l’ossidazione avviene in questo stadio: il n° di legami C-H diminuisce, quello dei legami C-O aumenta R

+ C OH R O H alcool 2°

O Cr

R

O

H R C O O Cr H O -O

R R C O O Cr H O HO H2O

estere cromato

R R

O + H3O+ + CrO32-

chetone

57

Ossidazione Esempi O OH

K2Cr2O7

OH

H2SO4 O PDC o PCC

H

CH2Cl2 O

OH [O]

Ossidazione dell’etanolo • Le ossidazioni con Cr6+ sono caratterizzate da cambiamento di colore da arancio-rosso a verde, Cr3+. • Si sfrutta questo cambiamento di colore per verificare il contenuto alcolico del sangue: l’ossidazione di etanolo con K2Cr2O7 arancio forma CH3COOH and Cr3+ verde. • Si soffia in un tubo contenente K2Cr2O7, H2SO4, e un solido inerte. • Maggiore è la concentrazione di etanolo nel respiro, maggiore è l’estensione della fascia verde nel tubo.

59

Ossidazione dell’etanolo • Nel corpo l’etanolo viene ossidato nel fegato, attraverso la catalisi dell’alcool deidrogenasi, ad acetaldeide CH3CHO e poi ad acetato CH3COOí. • Se l’etanolo è in eccesso si ha un aumento di acetaldeide che è tossica. • Se si ingerisce metanolo, esso viene metabolizzato a formaldeide e acido formico che sono estremamente tossici: il pH del sangue diminuisce, segue cecità e morte. CH3OH

[O] alcool deidrogenasi

[O]

O H

H

alcool deidrogenasi

O H

OH

60

Composti Carbonilici

1

Introduzione • Due grandi classi di composti contengono il gruppo carbonilico: 1. Composti che hanno solo atomi di carbonio e di idrogeno legati al carbonile: aldeidi e chetoni. O C

O C

H R aldeidi

R' R chetoni

2. Composti che contengono un atomo elettronegativo legato al carbonile: acidi e derivati.

R

O C

acidi

OH

R

O C

Cl

cloruri acidi

R

O C

O

O C

anidridi

R'

R

O C

OR'

esteri

R

O C

N

ammidi 2

Il gruppo carbonilico • Il gruppo carbonilico consiste di: – un legame σ formato da sovrapposizione di orbitali ibridi sp2 – un legame π formato da sovrapposizione di orbitali 2p. • Il legame C=O è polarizzato verso l’atomo più elettronegativo, rendendo il carbonio elettron deficiente. • Usando la descrizione della risonanza il carbonile ha due forme di risonanza. C O

C O

contributo maggiore

contributo minore

δ+ δC O ibrido carbonile polarizzato 3

Aldeidi e Chetoni

4

Molecole che contengono il gruppo carbonilico O O

O

H

H

H HO OCH3

vanillina

aldeide cinnamica

geraniale (E)-3,7-dimetil-2,6-ottadienale

trans-3-fenil-2-propenale 4-idrossi-3-metossibenzaldeide

O

OH

O O

O

testosterone

progesterone

canfora 5

Nomenclatura aldeidi A. IUPAC 1. generale: alcanale (carbonio aldeidico #1) 2. aldeidi cicliche: cicloalcancarbossaldeide 3. priorità: aldeide > chetone > alcool

B. Nomi comuni Usare il prefisso del nome comune dell’acido che si forma per ossidazione, facendolo seguire da aldeide. 1 C: acido formico, formaldeide 2 C: acido acetico, acetaldeide 3 C: acido propionico, propionaldeide 4 C: acido butirrico, butirraldeide. • In una molecola contenente un gruppo funzionale a priorità maggiore, C=O è osso- e –CHO è formile. • Aldeide priorità maggiore del chetone. 6

Nomenclatura chetoni A. IUPAC 1. generale: alcanone (carbonio carbonilico # più basso) 2. priorità: aldeide > chetone > alcool

B. Nomi comuni alchil alchilƍ chetone (dagli alchili legati a C=O) chetoni aromatici: fenoni O

O

O

O

R

fenone

acetofenone

propiofenone

benzofenone

7

Proprietà Fisiche Proprietà Composti con PM paragonabile: i p. eb. e p.f. seguono il solito trend.

Maggiori le forze intermolecolari, maggiore il p.eb o il p.f. p. eb. e p.f.

CH3CH2CH2CH2CH3

CH3CH2CH2CHO

CH3CH2CH2CH2OH

PM 72 p.eb. 36°C

PM 72 p.eb. 70°C

PM 74 p.eb. 118°C

VDW

VDW, DD CH3CH2COCH3

VDW, DD, HB

PM 72 p.eb. 80°C forze intermolecolari crescenti p. eb. crescente Solubilità

RCHO e RCOR solubili in solventi organici RCHO e RCOR con 5C sono insolubili in acqua VDW = van der Waals, DD = dipolo-dipolo, HB = legame idrogeno 8

Formaldeide • Gas a t.a. • Formalina è una soluzione acquosa al 40%. O

O O

triossano p.f. 62°C

H2O

O

calore H

H

formaldeide p.eb. –21°C

HO OH H

H

formalina

• Esiste anche un polimero lineare della formaldeide che si chiama paraformaldeide.

9

Preparazione di aldeidi e chetoni • Aldeidi – Ossidazione di alcoli 1° con PCC – Riduzione di esteri e nitrili con DIBAL-H e cloruri di acidi con LiAlH[OC(CH3)3]3 – Idratazione di alchini terminali per idroborazioneossidazione

• Chetoni – – – –

Ossidazione di alcoli 2° con reagenti di Cr6+ Reazione di cloruri di acidi con organocuprati Acilazione di F.C. Idratazione di alchini interni per idroborazione-ossidazione 10

Preparazione di aldeidi e chetoni • Riduzione di esteri e nitrili con DIBAL-H e cloruri di acidi con LiAlH[OC(CH3)3]3. OBut H Al OBut OBut

Li+

H Al

Litio tri-tert-butilossialluminio idruro

Diisobutilalluminio idruro

• Essi sono meno reattivi di LAH, in parte perché stericamente ingombrati. O R Cl O R OR' R-C싥N

1) LiAlH(OBut)3, etere, -78°C 2) H2O

O R H O

1) DIBAL-H, esano, -78°C 2) H2O

R

1) DIBAL-H, esano 2) H2O

R

H O H

11

Riduzione di esteri e nitrili e cloruri di acidi • Meccanismo: O R Cl

Al(OC(Me3)3 H

R

O Al[But]3 H Cl

O Al[But]3 R C H í Clí Cl

O Al[But]3 R C H

H2O O R H

O R

AlBui2 H

OR'

R-C싥N

AlBui2 H

R

O AlBui2 O AlBui2 H O 2 R C H R C H í íORƍ OR'

O AlBui2 H OR'

R C N

AlBui H

2

R C N H

AlBui2

H2O

O R H

O R H 12

Reattività di aldeidi e chetoni C O basico δ+ δC O

1. Formazione di legami H 2. Protonazione

Nucleofili dell’O

4. Addizione di alcoli

C elettrofilo

ADDIZIONE NUCLEOFILA

3. Addizione di H2O (idratazione)

Nucleofili dell’N

5. Addizione-eliminazione di NH3 e derivati G-NH2

Nucleofili del C

6. Addizione ioni CN– 7. Addizione di organometallici

Nucleofili dell’H

8. Addizione di idruro 9. Riduzione catalitica ad alcoli 10. Riduzione C=O a CH2 11. Ossidazione di CHO a COOH 13

Reattività di aldeidi e chetoni •

Le aldeidi sono più reattive dei chetoni verso i nucleofili per ragioni steriche e elettroniche.

aldeidi δ-

: O: R

chetoni : O:

H

ingombro sterico minore

R

δ-

: O:

δ+

H

un solo R stabilizza la carica +

R

: O: R

ingombro sterico maggiore

R

δ+

R

due R stabilizzano la carica +

C meno elettrofilo

14

Addizione Nucleofila • •

I carbonili reagiscono con i nucleofili carichi (:Nuí) o neutri (:Nu). Se neutri, hanno un H legato (:Nu–H). La presenza o assenza di un gruppo uscente sul carbonile determina il tipo di reazione. 1. Aldeidi e chetoni subiscono addizione nucleofila. O–

O R

:Nu–

R

H (R')

H (R')

H2O

Nu intermedio tetraedrico

O H H (R') R Nu

Nu– e H+ si addizionano

2. I composti carbonilici che contengono un gruppo uscente subiscono sostituzione nucleofila. Nu– sostituisce Z– O

R

:Nu– Z

–

O R

O Z

Nu

–Z–

intermedio tetraedrico

Z = Cl, OH, OR, OCOR, NH2, NHR, NR2

R

Nu

Questa reazione è chiamata sostituzione nucleofila acilica: RCO- era legato a Z ora è legato a Nu. 15

Addizione Nucleofila ad Aldeidi e Chetoni Quali Nu si addizionano al carbonile? • Cl–, Br– e I– sono buoni nucleofili nelle sostituzioni al C saturo ma sono inefficaci nelle reazioni al C insaturo. – Quando essi si addizionano a un carbonile, si forma un alcossido. Dato che X– è una base molto più debole dell’alcossido, l’equilibrio è spostato verso i reagenti. base forte

O C Cl– base debole

O C Cl alcossido

16

Addizione Nucleofila ad Aldeidi e Chetoni Meccanismo: O

O

C

C

C

Nu

Nu

Nu

H+

OH

intermedio tetraedrico

Con alcuni nucleofili neutri l’addizione ha luogo solo con catalisi acida. O

H+

OH C

C

OH C HNu

HNu

–H +

OH C Nu

intermedio tetraedrico 17

3. Addizione di H2O – Idratazione • Per trattamento di un aldeide o chetone con H2O in presenza di un acido o una base si ha addizione di H e OH sul legame ʌ C=O, generando un 1,1-diolo, gem-diolo o idrato. O R

C

OH

H–OH H(R')

H+

o

–OH

R C H(R') OH

• La resa in gem-dioli è buona solo con aldeidi non ingombrate o con aldeidi con gruppi elettron attrattori. Gruppi elettron attrattori destabilizzano il carbonile favorendo la forma idrata. O H

C

H2O H

OH H C H OH

O Cl3C

C

H2O H

OH Cl3C C H OH 18

3. Addizione di H2O – Idratazione • Sia l’acido che la base catalizzano l’addizione di H2O al carbonile. 1. In base, il nucleofilo è –OH, più forte di H2O. H OH O C

O

OH

C

C

OH

OH

+ OH

intermedio tetraedrico

HO

2. In ambiente acido la protonazione dell’ossigeno del carbonile rende più elettrofilo il carbonio. H3O

H

O

O

C

C H2O

H2O

H

OH

OH

C

C

O

OH

H

intermedio tetraedrico

+ H3O

19

3. Addizione di H2O – Idratazione • Aumentando il numero di alchili (elettron donatori) sul carbonio carbonilico, diminuisce la quantità di forma idrata. numero di R crescente stabilità crescente del carbonile

H

O C

H3C

H

formaldeide H2O OH H C H OH

O C

H

acetaldeide

CH3

acetone

H2O OH H3C C H OH

99.9%

H3C

O C

H2O OH H3C C CH3 OH

58%

quantità di forma idrata crescente

0.2% 20

4. Addizione di Alcoli: Formazione di Acetali • Aldeidi e chetoni reagiscono con 2 equivalenti di alcool per dare acetali. • La formazione di acetali è catalizzata da acidi come TsOH (acido ptoluensolfonico).

R

O C

+ 2 RƍƍOH R'

H+ H2O

gli acetali non sono eteri

R''O OR'' C R R' acetale

• Quando si usa un diolo si forma un acetale ciclico. O +

HOCH2CH2OH etilenglicol

TsOH

O O

+ H2O

• La sintesi di acetali è reversibile. Per favorirne la formazione si rimuove l’acqua. 21

4. Addizione di Alcoli: Formazione di Acetali Meccanismo: 1) Attacco nucleofilo al carbonile catalizzato da acido (1 eq di alcool) O C

R

O

H R'

R

C

H

OH R

R'

H

•• R"OH ••

2) SN1CA (1 eq di alcool): OH R

C

R' H

OR" emiacetale

OH 2 R

C

R'

OR"

•• R"OH •• R R' C O

R"

C O

R'

OH

-H

R

R

R'

OR"

R"

H

C

emiacetale gen. instabile

O C

R" R'

OR"

-H

OR" R

C

R'

OR" acetale 22

4. Addizione di Alcoli: Formazione di Acetali Esempi O

CH O 3

CH3OH, H+

OCH 3

- H2O O

OEt EtOH, H+

H

OEt

- H2O O

OH

HO

O

O

H+

OH OH

cicloesanone dimetil acetale

benzaldeide dietil acetale

2-pentanone etilene acetale

O O H+

O

23

Acetali come gruppi proteggenti O

O ?

Br

H O

Br

O Br

HO

H OH

1) HC CNa H

protezione del carbonile

HC C

2) H2O

Br

l’addizione al carbonile è più veloce della SN2

C CH

OH H+

O HC CNa H

non reattivo con nucleofili

O HC C

O H

O

H3O+ HC C

deprotezione

H

24

Acetali come gruppi proteggenti O

O ? Br

OH O

O

incompatibili

Mg

MgBr

Br OH

HO H+

O

O

O

O

1)

Mg

O

2) H3O+ Br

MgBr

O

OH 25

4a. Emiacetali ciclici • Emiacetali ciclici a 5 e 6 termini sono composti stabili isolabili. OH

C legato a: HO OR un OH un OR emiacetale

O O

O HO H 5-idrossipentanale

H 4-idrossibutanale

6% O =

O

C legati a: un OH un OR con R parte dell’anello

OH H OH

=

O HO

OH

H OH 11%

O 94% OH O 89%

Sono reazioni intramolecolari, molto più veloci di quelle intermolecolari: i gruppi reattivi OH e C=O sono spazialmente vicini. 26

5. Addizione Nucleofila di Rî • Il trattamento di un’aldeide o chetone con un organometallico (RLi, RNa, RMgX, RZnX), seguito da acqua produce un alcool 1°, 2°, 3°. • Il nucleofilo è R–.

R

O C

RƍƍMgX H (R')

H2O

o RƍƍLi

OH R C H (R') R''

• Il meccanismo è a due stadi. Li

O

O–Li+

H–OH

H

H attacco nucleofilo

OH H + LiOH

protonazione (ac. debole) intermedio tetraedrico 27

6. Addizione Nucleofila di îCN • Il trattamento di un’aldeide o un chetone con NaCN e un acido forte come HCl addiziona HCN sul carbonile generando una cianidrina. • Il meccanismo è il solito. O R

C

O– R C H(R')

H(R')

OH

H–CN

R C H(R') + –CN

CN NaCN + H2SO4 → –CN

attacco nucleofilo

intermedio tetraedrico

CN cianidrina

protonazione

• La reazione è reversibile in ambiente basico. O H R C H(R') CN

–OH

O– R C H(R') CN

Keq > 100 aldeidi e chetoni ciclici Keq < 0.02 chetoni lineari

O R

C

H(R')

+ íCN

28

Cianidrine come Intermedi di Sintesi • Il ciano gruppo di una cianidrina può venir idrolizzato a gruppo carbossilico per riscaldamento con un acido o una base acquosi o può essere ridotto ad ammino gruppo (con un atomo di C in più). OH R C R' CN

H2O H+

o

–OH

OH R C R' COOH α-idrossiacido

riduzione 1) LiAlH4 2) H3O+

OH R C R' CH2NH2 β-amminoalcool 29

La Reazione di Wittig • La reazione di Wittig usa un carbonio nucleofilo (il reagente di Wittig) per formare alcheni. • Il gruppo C=O viene trasformato in C=C. Ilide: una R C O (R') H

Ph3P C

R

ilide del fosforo

(R') H

C C

molecola che, scritta nella struttura di Lewis, ha una carica positiva e una negativa su atomi adiacenti.

+ Ph3P=O

alchene

• Formazione dell’ilide: – Nel primo stadio si forma il sale di fosfonio. – Nel secondo stadio una base forte rimuove un protone dando l’ilide. Ph3P:

+

CH3–Br

H Bu–Li Ph3P CH2 –BuH metiltrifenilfosfonio bromuro

SN2

Ph3P CH2

Ph3P CH2 ilide

carbonio nucleofilo 30

La Reazione di Wittig • La reazione di Wittig è una addizione-eliminazione. +

R C O R'

H2C PPh3

O PPh3 R C CH2 R' betaina

O PPh3 R C CH2 R' ossafosfetano

R R'

C CH2 + O=PPh3

trifenilfosfina ossido

• La formazione del doppio legame P=O, molto forte, è la driving force per la reazione di Wittig • Quando il carbonio dell’ilide è sostituito si ottiene una miscela di alcheni. 31

7. Addizione Nucleofila di Idruro Hî Riduzione di C=O a CHOH • Fonti di idruro sono sodio boridruro NaBH4 (in acqua o alcool) o litio alluminio idruro LiAlH4 (in etere anidro). NaH non va bene perché H– è un Nu debole. Segue la protonazione che produce un alcool 1° o 2°. • Il nucleofilo è H:¯ O R

C

H(R')

NaBH4 LiAlH4

H2O

OH R C H(R') H

• Meccanismo: – –BH3 Na+ – O–AlH3 Li+

O H

H

Li+ H3Al–H Na+ H3B–H

– –B Na+ – O––Al Li+ H–OH

H

H

4

intermedio tetraedrico attacco nucleofilo

OH H

+ LiOH protonazione

32

Riduzione di C=O a CH2 1. Riduzione di Clemmensen: condizioni acide: Zn(Hg), HCl conc., riscaldamento. O R

C

Zn(Hg), HCl R'

EtOH, 80°C

R–CH2–Rƍ

2. Riduzione di Wolff-Kishner: condizioni basiche. R C O (R') H

NH2NH2

R C N (R') H NH2

1) NaOH, H2O, ∆ 2) H3O+

R CH2 (R') H

idrazone

3. Desolforazione di tiochetali (idrogenolisi): condizioni neutre HS O

SH

BF3, etere

Ni Raney

S S

EtOH 33

Meccanismo della Wolff-Kishner R

R C N (R') H N H H

C N (R') H N H

HO–

R (R') H

R C N (R') H N H

H2O H2O

R H C (R') H

R H C N lento (R') H N –N2

R H C N (R') H N H

si protona il C-, più basico di N-

–OH

carbanione

34

8. Addizione Nucleofila di Ammine e Derivati

R G-NH2 G R

N C

O C

CH2R R2NH R

CH2R

immine

R

N C

R CHR

enammine

G = –H, –R, –OH, –NH2, –NHC6H3(NO2)2, –NHCONH2 35

Meccanismo Formazione di Immine • È simile all’addizione di alcoli:

R

O C

H+ CH2R

La formazione dell’immina è più veloce quando il mezzo è debolmente acido (pH 4-5).

+ OH C R CH2R Ο

G–NH2

+ HO NH2 G C R CH2R

HO NHG addizione C nucleofila R CH2R carbinolammina instabile H+

G R

N C

CH2R

G + + NH H2O NHG disidratazione C C R CH2R íH2O R CH2R

stereoisomeria geometrica!

G = –H, –R, –Ar, –OH, –NH2, –NHC6H3(NO2)2, –NHCONH2 36

Meccanismo Formazione di Enammine • La prima parte, addizione nucleofila, è uguale:

R

O C

H+ CH2R

La formazione dell’enammina è più veloce quando il mezzo è debolmente acido (pH 4-5).

+ OH C R CH2R Ο

R2 NH R R

N C

+ HO NHR2 íH+ HO NR 2 addizione C C nucleofila R CH2R R CH2R carbinolammina H+

R CHR

enammina

R + R N + H2O NR2 C disidratazione R CHR íH O C 2 R CH2R H ione immonio

37

Formazione di Immine G = –H, –R, –Ar Composto carbonilico

Ο

Immina

G–NH2

NH

O +

Ο

H–NH2

H+

cicloesilimmina

N

O +

CH3NH2

H+

CH3

N-metilimmina del 2-pentanone

O H

NH2 +

H+

N

N-fenilimmina della benzaldeide

38

Formazione di Immine G = –NH2, –NHC6H3(NO2)2, –NHCONH2 Composto carbonilico

Ο

Immina

G–NH2

O HO–NH2

+

N

H+

OH

acetone ossima

idrossilammina

acetone +

H2N–NH2

NNH2

H+

acetone idrazone

idrazina NHNH2

NHN H+

+ O2N

NO2

NO2

O2N

acetone 2,4dinitrofenilidrazone 2,4-DNP

2,4-dinitrofenilidrazina O

O H+

+ H2N

NHNH2

semicarbazide

H2N

NHN

acetone semicarbazone 39

Ossidazione delle aldeidi O R

C

O

[O] R

H [O] =

C

OH

CrVI MnVII CrO3 KMnO4 K2Cr2O7

Ag2O/NH3

OH

O R

C

C OH R H

H

CrO3 H3 O+

O2

O R

C

OH

Alcune aldeidi sono ossidate facilmente: O

O H

Ag 2 O NH4 OH, H2 O, EtOH

OH

O2 aria 40

Ossidazione dei chetoni • I chetoni sono inerti alla maggior parte degli agenti ossidanti. – Subiscono lenta rottura in soluzione bollente alcalina di KMnO4. O

1 . KMn O 4 , H2 O, Na OH

COOH

2 . H3 O +

COOH

• Reazione di Bayer-Villiger:

O

O R

C

+

RƍƍCOOOH

R'

protonazione chetone

O – R"COO

Rƍ

C

O

R +

O–H OH RCR'

RíCR' OíOCRƍƍ O

RƍƍCOOH

R migra con ritenzione di configurazione attitudine migratoria: 3° > 2° > 1° > CH3 41

Ossidazione dei chetoni di J. Baeyer-Villiger Esempi O

O

O

CH3CO3H O

non

O

CH3CO3H O

OCH3

O

42

Acidi Carbossilici e Derivati

1

Acidi Carbossilici

2

Nomenclatura IUPAC: acido alcanoico Il carbonio carbossilico prende sempre il numero 1 Nomi comuni: Molti acidi alifatici hanno nomi storici. La posizione dei sostituenti è indicata con lettere greche. comune: ε δ γ β α O C C C C C C OH IUPAC: 6 5 4 3 2 1 N. di C

Struttura

nome base

1

HCOOH

form-

acido formico

2

CH3COOH

acet-

acido acetico

3

CH3CH2COOH

propion-

acido propionico

4

CH3CH2CH2COOH

butirr-

acido butirrico

5

CH3CH2CH2CH2COOH

valeri-

acido valerico

6

CH3CH2CH2CH2CH2COOH

capro-

acido caproico

nome comune

3

Nomenclatura Esempi O

acido α-clorobutirrico

OH Cl O H2N

OH

acido γ-amminobutirrico GABA

O OH

acido γ-fenilvalerico

Br

O

acido δ-bromocaproico OH 4

Nomenclatura di acidi ciclici • Alifatici: Acidi cicloalcancarbossilici. • Aromatici: derivati dell’acido benzoico COOH

acido cicloesancarbossilico COOH

acido benzoico COOH OH

acido o-idrossibenzoico acido salicilico

5

Acidi grassi saturi

COOH

C12

acido laurico

COOH

C14

acido miristico

COOH

C16

acido palmitico

COOH

C18

acido stearico

COOH

C20

acido arachico

6

Acidi Grassi Insaturi C16 acido palmitoleico p.f. 0 ºC

COOH

COOH

C18 acido oleico p.f. 13 ºC

COOH

C18 acido linoleico COOH

p.f. –5 ºC

C18 acido linolenico p.f. –11 ºC

COOH

C20 acido arachidonico p.f. –49 ºC 7

Nomenclatura di Acidi Bicarbossilici • IUPAC: acido alcandioico • Comune: da ricordare N. di C

Struttura

1 HOOC–COOH 2 HOOCCH2COOH 3 HOOC(CH2)2COOH 4 HOOC(CH2)3COOH 5 HOOC(CH2)4COOH 6 HOOC(CH2)5COOH HOOC

nome IUPAC

nome comune

acido etandioico

acido ossalico

acido propandioico

acido malonico

acido butandioico

acido succinico

acido pentandioico

acido glutarico

acido esandioico

acido adipico

acido eptandioico

acido pimelico

COOH

acido fumarico

COOH

COOH

COOH HOOC

COOH

acido maleico

COOH HOOC

COOH

acido ftalico

acido isoftalico

acido tereftalico 8

Proprietà fisiche • Gli acidi carbossilici hanno p.eb. e p.f. maggiori di molecole con lo stesso PM. CH3CH2CH2CH3 PM 58 peb 0°C VDW

CH3CH2CHO PM 58 peb 48°C VDW, DD

CH3CH2CH2OH PM 60 peb 97°C VDW, DD, HB

CH3COOH PM 60 peb 118°C VDW, DD, 2HB

forza intermolecolare crescente

• Gli acidi carbossilici esistono in forma dimera: • Solubilità R–CO2H

O

H O

R C

R = C1–C3 miscibili con acqua

C R O H

O

C4–C10 via via meno solubili > C10 insolubili VDW = van der Waals; DD = dipolo-dipolo; HB = legame idrogeno

9

Sintesi di acidi carbossilici 1. Ossidazione di alcoli 1° con H2CrO4 o KMnO4 in H2SO4. 2. Ossidazione di aldeidi con CrO3 o KMnO4 in H2SO4 o Ag(I) ammoniacale Ag(NH3)2 (Reattivo di Tollens). 3. Ossidazione di alchilbenzeni con KMnO4/NaOH/∆ o CrO3 H2SO4/H2O/∆. 4. a) Ossidazione di alcheni con KMnO4 in NaOH a caldo b) Ossidazione di alcheni e alchini con O3. 5. Carbonatazione di reattivi di Grignard. 6. Idrolisi di derivati degli acidi e nitrili. 7. Ossidazione di metilchetoni (Reazione aloformica). 10

Acidi carbossilici via ossidazione 1. Da alcoli primari 2. Da aldeidi 3. Da aromatici sostituiti 1.

2.

3.

H R C OH H R

C H O CH3

K2CrO7 H2SO4, H2O KMnO 4 o K 2 Cr 2 O 7

o

R

O C

OH

entrambi i legami C-H sono sostituiti da legami C-O

RCOOH

CH2R

o

Ci deve essere almeno 1 legame C-H

CHR2

KMnO4

O C

OH

11

Reazioni di rottura ossidativa 1. Rottura di alcheni  Potassio permanganato a caldo 2. Rottura di Alchini  Potassio permanganato a caldo  Ozonolisi 1. 2.

R–CH=CH–Rƍ

KMnO 4

R–CŁC–Rƍ

1) O3 2) H2O

R–CŁC–H

1) O3 2) H2O

RCOOH + R'COOH

R C O HO

R'

+

O C OH

R

C O + CO2 HO 12

Carbonatazione di Reattivi di Grignard

δ

R Mg X

O C δ+ O

O

Et 2O

R

C OMgX

H 3O

O

+

R

C OH

13

Idrolisi di derivati degli acidi e nitrili +

R

H C G H2O O

R

C OH + HG O

–

R

dove G =

OH C G H2O O

R

C O– + G– O

–X, –OR, –NH2, –NHR, –NR2, –O C R O

+

RC N

H o OH H2 O

-

R

C NH 2 O

R

-

C OH ( R

C O )

O

O

vedi infra 14

Derivati degli acidi carbossilici

15

Derivati degli acidi carbossilici O R

C

O OH

acido

R

C

O R

X

alogenuro acido X = Cl, Br

C

C

O

O

C

R

R

anidride

N

H

R

C

ammide 1°

N

R'

R'

O C

R

C

N

R'

R C N

R"

ammide 2°

R

O

O

H

H

C

estere

O

O R

O

G

ammide 3°

nitrile strutturalmente diverso, chimicamente affine 16

Nomenclatura A. Alogenuri acidi O

O

Cl

Cl

etanoil cloruro (acetil cloruro)

cicloesancarbonil cloruro O

O Br

butanoil bromuro (butirril bromuro)

Br

benzoil bromuro

17

Nomenclatura B. Anidridi O

O + R

HO

OH

O

800°C R'

O + H2O

R

O

R'

R = Rƍ: anidride alcanoica R  Rƍ: anidride alcanoica alcanoicaƍ O

O O

O H

O O

anidride etanoica (anidride acetica) anidride metanoica propanoica (anidride formica propionica)

18

Nomenclatura B. Anidridi cicliche O O O

anidride butandioica (anidride succinica) O O O

anidride cis-butendioica (anidride maleica)

O O O

anidride 4-cicloesene-1,2-dicarbossilica O O O

anidride 1,2-benzenedicarbossilica (anidride ftalica) 19

Nomenclatura C. Esteri alchil alcanoato O

ottil etanoato (ottil acetato)

O O O O O OH

etil butanoato (etil butirrato)

arancia

ananas

3-metilbutil etanoato (isopentil acetato, isoamil acetato)

banana

metil 2-idrossibenzoato (metil salicilato)

menta

O OCH3

20

Nomenclatura C. Esteri ciclici o lattoni Dare il nome all’acido carbossilico, tagliare il suffisso -ico, e aggiungere –olattone.

β

O

O

α

O

α

α

O

β

O

γ γ-lattone 4-butanolattone γ-butirolattone

β-lattone 3-propionolattone β-propionolattone

β γ

δ-lattone 5-pentanolattone δ-valerolattone O

O 2 3

H3 C

1

O

3-butanolattone β-butirolattone

O δ

2 3

1 4

O 5

CH 3

5-esanolattone δ-caprolattone

21

Esempi di composti con un gruppo lattonico Vitamina C o acido ascorbico. È una vitamina idrosolubile sintetizzata dalle piante ma non dall’uomo per cui è necessario assumerla con la dieta.

Ginkgolide B è uno dei componenti attivi dell’estratto del ginkgo biloba.

22

Nomenclatura D. Ammidi IUPAC: N-alchilalcanammide comune: acido –ico + ammide O

O NH2

propanammide (propionammide)

NH2

ciclopentancarbossammide O

O

NEt2

NH CH3

N-metiletanammide (N-metilacetammide) O H

N(CH3)2

N,N-dimetilmetanammide (N,N-dimetilformammide, DMF)

CH3

N,N-dietil-m-metilbenzammide (N,N-dietil-m-toluammide, DEET) 23

Nomenclatura D. Ammidi cicliche o lattami Dare il nome all’acido carbossilico, tagliare il suffisso -ico, e aggiungere -olattame. α β

O

O

O

α

α

NH

β

O 2 3

β γ

γ γ-lattame γ-butirolattame

β-lattame β-propionolattame α

NH

1

β NH H3 C 3-butanolattame β-butirolattame

NH δ

β γ

δ-lattame δ-pentanolattame α O 3 4

2

5

1 6

NH

δ ε 6-esanolattame ε-caprolattame 24

Lattami

penicillina G

penicilline

cefalosporine

cefalexina H

S H2 N

C N CH3 O N

H H

N O

N

Cefetamet

S CH3 CO2 H 25

Nomenclatura E. Nitrili IUPAC: alcanonitrile comune: nome dell’acido –ico + onitrile CH3C N

C N CN

etanonitrile (acetonitrile) 2-metilpropanonitrile (isobutirronitrile) benzenecarbonitrile (benzonitrile)

26

Ordine di precedenza dei GF O O

O

R

R

>

OH

O > R

R

OR'

O

> R

O > R

X

O anidride

acido carbossilico

> RCN nitrile

> R

estere

O

H aldeide

>

R

O

R' chetone

alcanoil alogenuro

> ROH alcool

NH2

ammide

> RNH 2 ammina

27

Reattività

28

Interconversione dei gruppi funzionali Idrolisi Formazione di alogenuri Formazione di esteri Formazione di ammidi Formazione di anidridi

R

R

C

O

O

C

SOCl2 (PCl3)

O

∆

C

OH

H2O

H2O

R

R

HCl

O

RCOONa H2O NH3

NH3 ∆

H2O

RƍOH

NH3

R CŁ N

P2O5 1 H2O

R

C O

NH 2

NH3

O

RƍOH HA

RƍOH

R

C

Cl

C

OR'

O 29

Commento 1. 2. 3. 4.

Tutti i derivati si idrolizzano ad acido. Vi sono delle conversioni di sola andata. I nitrili sono connessi al resto attraverso l’ammide. RCOCl e RCOOCOR, che sono localizzati simmetricamente, svolgono il ruolo centrale nelle trasformazioni. 5. Le vie preferite per arrivare dall’acido all’estere o all’ammide non sono quelle dirette, ma quelle che passano per il cloruro o l’anidride perché non richiedono catalisi.

30

Reattività di acidi e derivati acido

=

RíCíOH O

.. ..

C elettrofilo δ+

.. ..

=

RíCíG O δí SN acile RíCíNu O .. ..

=

.. ..

í í

=

RíCíG O

Nu RíCíG O .. .. ..

..

Nu

R–C–G + A– +OH

3. Idrolisi R–COG + H2O R–COOH 4. Formazione di acil cloruri R–COOH + SOCl2 R–COCl 5. Formazione di Esteri - Esterificazione R–COG + R1OH R–COOR1 6. Formazione di ammidi - Ammonolisi R–COG + NH3 R–CONH2 7. Formazione di anidridi R–COCl + R1COO– R–CO–O–COR1 8. Riduzione LiAlH

H O+

4 3 R–COG R–CH2OH o R-CH2NR2 9. Reazione con organometallici

R1MgX

=

RíCíNH2 O

R–COO-NH4+ =

=

RíCíG O basico

1. Deprotonazione R–COOH + NH3 2. Protonazione R–COG + HA

H O+

3 RR1R1COH R–COG 10. Disidratazione di ammidi R–CONH2 + P2O5 R–C싥N 11. Trasposizione di Hofmann di ammidi R–CONH2 + Br2 + NaOH R–NH2

31

Deprotonazione - Acidità L’aspetto più importante è il legame O–H polare, che viene rotto da una base. Gli acidi carbossilici sono donatori di protoni (acidi di Bronsted-Lowry): pKa 3í5, acidi deboli. O R C

O :B

O H

+ HB+

R C O stabilizzato per risonanza

RCO2 H H 2O ROH NH3 RH

pKa 5 15.74 16 36 ~50

(Rivedere gli effetti induttivi e di risonanza sulla acidità)

32

Acidità Effetti induttivi FCH2CO2H > ClCH2CO2H > BrCH2CO2H > CH3CO2H pKa 2.87 4.76 2.90 2.59 Cl3CCO2H > Cl2CHCO2H > ClCH2CO2H > CH3CO2H 2.87 pKa 0.64 1.26 4.76 Cl CO2H > pKa

Cl 2.86

CO2H > Cl

4.05 CO2 H

CO2 H

4.52 CO2 H

OCH3

NO2 pKa 3.44

CO2H

4.20

4.48

33

Conversione a sali carbossilati 1. 2. 3.

Reazione con metalli attivi (Na, K) Reazione con basi forti Reazione con basi deboli 1.

RCOOH

2.

RCOOH

3.

RCOOH

Na 0 Na OH Na HCO 3

RCOOí Na + + ½H

2

RCOOí Na + + H 2 O RCOOí Na + + H 2O + CO 2

I sali sono cristallini, non-volatili, si decompongono per riscaldamento a 300 – 400°C.

34

basicità crescente

Basi per deprotonare gli acidi Base

acido coniugato

pKa

Na+ HCO3–

H2CO3

6.4

NH3

NH4+

9.4

Na2CO3

HCO3–

10.2

Na+ –OCH3

CH3OH

15.5

Na+ –OH

H2O

15.7

Na+ –OCH2CH3

CH3CH2OH

16

Na+ H–

H2

35

35

Basicità •

Il gruppo carbossilico (e derivati) può essere protonato da acidi forti (H-A) all’ossigeno carbonilico (3 forme di risonanza).

R

O C

OH

H–A

OH C OH R

OH C R OH

OH C OH R

+ :A–

pKa –5.2 L’equilibrio è spostato a sinistra tranne nel caso dell’H2SO4 in cui la forma protonata è abbondante (50%).

36

Sostituzione Nucleofila Acile (addizione-eliminazione)

1. Aldeidi e chetoni che non hanno legato al carbonio carbonilico un gruppo uscente subiscono addizione nucleofila (v. capitolo aldeidi e chetoni). O R

:Nu– H (R')

O– R

H (R') Nu

intermedio tetraedrico

H2O

O H H (R') R Nu

Nu– e H+ si addizionano

37

Sostituzione nucleofila acilica (addizione-eliminazione) 2. I derivati degli acidi, che hanno legato al carbonio carbonilico un gruppo uscente o un gruppo che può diventare buon LG, subiscono sostituzione nucleofila: 1° stadio: addizione O R

:Nu– G

lento

2° stadio: eliminazione –

O R

O G

Nu

–G–

R

intermedio tetraedrico

Nu

Nu– sostituisce G– Questa reazione è chiamata sostituzione nucleofila acilica.

G = Cl, OH, OR, OCOR, NH2, NHR, NR2

Nel caso dei cloruri acidi e delle anidridi Cl– e –OCOR sono buoni LG e non vi è necessità di catalisi. 38

Sostituzione nucleofila acilica Reattività osservata: RCOCl > RCOOCORƍ > RCOORƍ • RCOOH > RCONR2 > RCOO– S.T.1 S.T.2 Ea

Hammett: S.T.1 simile a I, intermedio ƒ ~ stessa Energia per tutti i G ƒ energia di partenza diversa S.T.1

–

O R

G Nu

RCOG + Nu-

intermedio tetraedrico

RCONu + G-

RCOCl RCOOCORƍ RCOORƍ RCOOH RCONR2 RCOO-

39

Struttura e Reattività G = Cl, cloruri acidi

stabilità

R

G = O, anidridi, esteri, acidi

O

O

C

C

Cl

R

O R

C

O O

R'

R

C

C

R

O

G = N, ammidi

Cl

R

R'

O

O N

R'

C

R

R''

O

O

C

C

O

R'

N

R''

G = O, sali

Cloro appartiene al 3° periodo: sovrapposizione scarsa

R

O

N meno elettronegativo di O, porta meglio carica positiva strutture di risonanza uguali 40

La reatività è legata alla struttura Stabilizzazione

Velocità relative di idrolisi

molto piccola

1011

piccola

107

moderata

1.0

O R

R

C

Cl

O

O

C

C

O

Rƍ

O R

C

O

R'

Più stabilizzato è il carbonile, meno reattivo è.

O R

C

N R''

R'

grande

< 10-2 41

SN acile con catalizzatore acido • Nel caso degli acidi, esteri, ammidi, i rispettivi gruppi –OH, –OR, – NR2 diventano buoni LG solo protonandosi, quindi è necessaria catalisi acida. O R

:Nu– OH

lento

–

O R

OH Nu

–

O

HA

+ OH2

R Nu

intermedio tetraedrico

–H2O + OH R

Nu

O

–H+ R

Nu

42

SN acile con catalizzatore acido • Anche il 1° stadio può richiedere catalisi, quando il Nu è debole, come ad es. H2O nelle idrolisi: O R

+ OH

HA ORƍ

R

estere prototropia: spostamento di un protone da un sito basico ad un altro all’interno di una molecola

ORƍ

:OH2 lento

OH R

OH R

ORƍ + OH2

OH prototropia

O R

+ OHRƍ

–RƍOH + OH

–H+ Nu

R

OH

43

Formazione di Acidi - Idrolisi Tutti i derivati degli acidi reagiscono con acqua a dare l’acido carbossilico. 1. I cloruri e le anidridi reagiscono violentemente a t.a.: CH3COCl + H2O → CH3COOH + HCl CH3COOCOCH3 + H2O → 2 CH3COOH

2.

Gli esteri devono avere un catalizzatore acido o basico: CH3COOCH2CH3 + H2O

3.

CH3COOH + HOCH2CH3

Le ammidi devono avere un catalizzatore acido o basico & riscaldamento: CH3CONH2 + H2O

4.

H2SO4 ∆

H2SO4 ∆

CH3COOH + NH4+

I nitrili devono avere un catalizzatore acido o basico e riscaldamento progressivo: HCl

CH3CN + H2O → CH3CONH2 → 40°C

100°C

CH3COOH + NH4+ 44

Meccanismo delle Idrolisi a. Cloruri acidi

R

H OH 2

O

O

O

C

R C Cl

R C Cl

O

OH

Cl

H

H2O

H

O R

C

OH

+ H3O+ + Cl

b. Esteri (ambiente basico) O R

C

O

HO HO

= HO18

R'

R

O

O

C OR'

C

ÌOH

R

O

Ì

H + R'O

non buon LG, ma consente formazione legame C=O (179 Kcal/mole)

irreversibile

O C Ì R O

+ R'OH 45

Saponificazione O O R1

O

R2 O

O

R3 O

triacilgliceroli o grassi

3 NaOH ∆

R1COO- Na+

OH HO

OH

glicerina

+

R2 COO- Na+ R3 COO- Na+

sapone

• Ogni triacilglicerolo è un triestere che contiene tre lunghe catene idrocarburiche da C12 a C20, che possono essere sature (acidi grassi saturi) o contenere doppi legami Z (acidi grassi insaturi). • Nelle cellule, questa reazione è catalizzata da lipasi. 46

Meccanismo Idrolisi Acida degli Esteri c. Esteri (ambiente acido), reversibile O R

C

O

OH

OH

H+ R'

C

R

O

R C OR'

R'

O R H2O =

H2O18

O

H

OH

-H+ R

C

H+ -R'OH

O

H

R C OR' intermedio tetraedrico

intermedio tetraedrico protonato

senza cat la reazione è lenta

OH OH

OH2

H2O

C

íH+

OH

H

R C O OH

R'

intermedio tetraedrico protonato 47

Meccanismo Idrolisi equilibrio ammido-immidol

d. Nitrili & Ammidi (ambiente acido) RíC≡NíH

OH2

H2O

OH2

RíC=NíH OH

RíCíNH2 O OH RíCíNH3 OH – –

OH RíCíNH2 OH – –

O

OH2 R–C–NH2 OH – –

R–C–NH2 OH =

=

R–C–NH2

H+

RíC=NíH

=

R–C≡N:

H+

OH R–C–OH + NH3 =

=

O R–C–OH + NH4

e. Nitrili & Ammidi (ambiente basico)

=

=

OH–

H2O

R–C=N–H R–C–NH2 O OH OH OH O O H–OH R–C–NH2 R–C–O– R–C–OH + NH3 O– – –

=

R–C–NH2 O

R–C=N–

=

R–C≡N:

OH–

+ NH4 48

Formazione di acil alogenuri Si usano alogenuri di acidi inorganici SOCl2 (cloruro di tionile), PCl3, PCl5, PBr3, PBr5. RCOOH + SOCl2

RCOCl + SO2 + HCl

N

N Cl H

Meccanismo per SOCl2 e PCl3:

Cl

Cl

O H Cl R–C–O–S=O Cl

=

O R–C–Cl + SO2 + HCl

O H Cl R–C–O–S=O

– – – –

S O

O H Cl R–C–O–S–O Cl

– – =

Cl

– – – =

=

1.

O R–C–OH

Cl

O R–C–Cl + P(OH)Cl2 =

Cl

–

P Cl

O H R–C–O–P–Cl Cl Cl – =

=

O 2. R–C–OH

49

Formazione di esteri 1. Da acidi carbossilici ƒ con ROH e catalisi di un acido minerale (Fischer) ƒ attraverso l’uso di diazometano (esteri metilici) 2. Da cloruri acidi 3. Da anidridi acide 1.

R–C–OH O R–C–OH O

R'OH H

+

CH2N2

R–C–ORƍ + H2O O R–C–OCH3 + N 2 O

50

Formazione di Esteri - Esterificazione a. Esterificazione di Fischer (dagli acidi e alcoli): reversibile H+

RCOOH + RƍOH O R

C

O

H+ OH

R R'

O R

C

H ORƍ

O

C

H

OH R

OH

R'

H

-H+

O

H+

C

R

RCOORƍ + H2O

O

C OH O

H

OH R

C O OR'

H -H2O H +H2O

R'

51

Formazione di Esteri - Esterificazione b. Da acil cloruri e anidridi (metodo di elezione) RCOCl + RƍOH

RCOORƍ + HCl

RCOOCOR + RƍOH

O

R–C–ORƍ =

OH

R–C–ORƍ =

R–C–ORƍ =

– –

=

– –

OCOR OCOR -H+ RƍOH R–C–OHRƍ R–C–OCOR R–C–ORƍ O– OH O

Cl R–C–ORƍ OH – –

Cl R–C–ORƍ OH – –

=

– –

Cl -H+ RƍOH R–C–OHRƍ R–C–Cl O– O

RCOORƍ + RCOOH

O

c. Da un estere per transesterificazione. R–C–ORƍƍ =

OHRƍ R–C–ORƍƍ OH – –

OH

ORƍ R–C–OHRƍƍ OH – –

O

R–C–ORƍ RƍƍOH =

=

R–C–ORƍ

H+

O

52

Formazione di ammidi – Ammonolisi 1. 2. 3. 4.

Diretta conversione di acidi ad ammidi (industriale) Da cloruri acidi Da anidridi O O Da esteri NH3 1. C C R OH R NH2 ∆ O

2. R

3. 4.

R

C

O Cl

O

O

C

C

R

O O C

+ NH3

R

C

NH2

ammide 1°

O R

+ R"NH2

R

C

NHR"

ammide 2°

O OR'

+ R"2 NH

R

C

NR"2

ammide 3°

Vista dalla parte delle ammine è un’acilazione all’azoto 53

Meccanismo di Ammonolisi 1.

RCOOH

NH3

í

O

2.

R

C

Cl

NH3 O

3.

R

C

OCOR

C

NH3

RCONH2

O

OH

R C Cl

R C Cl

NH3

NH2

R C OCOR

í

O OR'

O

–Clí R

OH R C OCOR

C

NH2

O

–RCOOí R

NH2

NH3

O R

∆

Oí

NH3

4.

RCOOíNH4+

-H2O

C

+

NH2

RCOOíNH4+ OH

R C OR'

R C OR'

NH3

NH2

O

–R'OH R

C

NH2 54

Formazione di immidi •

Le immidi sono ammidi doppie in cui un guppo amminico è legato a due gruppi acilici. – La immide più comune è la succinimmide. O

pKa 8.5

NH O

–

Le immidi cicliche si preparano per riscaldamento del sale di diammonio dei diacidi. O O NH4+

-

O

OCCH2 CH2 CO-

NH4+

calore

NH O

55

Formazione di Anidridi 1.

Disidratazione di acidi (industriale) O

RCOOH 2.

800°C

R

C

O O

C

R

Dal cloruro dell’acido e dal sale dell’acido stesso o di un altro acido (anidridi miste) RCOCl + RƍCOO-Na+

RCOOCORƍ

56

Formazione di Anidridi Cicliche • Si formano da acidi bicarbossilici per forte riscaldamento: O COOH COOH

forte riscaldamento

O

+ H 2O

O

anidride succinica

acido succinico

O COOH COOH

acido glutarico

forte riscaldamento

O

+ H 2O

O

anidride glutarica

57

Riduzione • Gli acidi carbossilici sono difficili da ridurre: NaBH4 riduce solo aldeidi e chetoni H2/cat riduce legami C=C, aldeidi e chetoni LiAlH4 riduce aldeidi e chetoni ed è il solo reagente sufficientemente forte per ridurre gli acidi carbossilici ad alcoli 1°. O

O OH

NaBH4 CH3OH H2 Pt

OH

O OH

OH

O OH

OH 1) LAH 2) H3O+ B2H6 diglima

OH O OH 58

Riduzione 1. Anche gli esteri sono ridotti da LAH ad alcoli primari 2. Le ammidi si riducono ad ammine. 3. I nitrili si riducono ad ammine. 1. LiAlH4

RCOORƍ

2. H2O

RCONRƍRƍƍ RCN

RCH2OH

1. LiAlH4 2. H2O

1. LiAlH4 2. H2O

RNRƍRƍƍ

RNH2

59

Meccanismo della Riduzione í

O

1.

C

R

R C OR' H AlH3

OR'

HíAlH3 Li+ í

intermedio tetraedrico

HíAlH3

HíAlH3 RíC싥N:

H3O+

RCH2OH

H + AlH2ORƍ í

LiOAlH3

O AlH3 Li+

+

RCH=NRƍRƍƍ

R C NRƍRƍƍ H

RCH2íNRƍRƍƍ

Li+ í

RíCH=N: AlH3

í

HOíH í HO2 RíCH2íNíAlR3 íAlR 3

HíAlH3 Li+ í

RíCH=NíAlH3 AlH3

í

RíCH2íNíAlH3 íAlH 3 í

3.

H

Li+

R C H

H

í

R C NRƍRƍƍ

NRƍRƍƍ

C

í

O Li+

RƍOAlH2íH Li+

Li+ O AlH3

:

R

C

R

í

O

2.

O

O Li+

RíCH2íNH2 + R3AlOH Li+ 60

Riduzione con DIBAH 1. Acidi, esteri e nitrili vengono ridotti ad aldeidi usando 1 equivalente di idruro di isobutilalluminio a –70°C. 2. Se si usano 2 equivalenti si ottiene l’alcool. O R

C

OAl [CH2CH(CH3)2]2 OR'

esano, –70°C

HíAl[CH2CH(CH3)2]2

R C OR'

R

H H–OH

benzene, –70°C

C

H

+ RƍOH+ Al(OH)3 + isobutano

HíAl[CH2CH (CH3)2]2 RíC싥N:

O

RíCH=N–HíAl[CH2CH(CH3)2]2

O

O+

H3

R

C

H

61

Addizione dei reattivi di Grignard 1. 2.

Esteri RCOORƍ danno alcoli 3° (HCOOR danno alcoli 2°) Nitrili danno chetoni.

R

C N

1) R'MgBr 2) H3 O+

R'MgX

O R

C

R' H3O+

N- MgBr+ R

C

R'

NH

H3 O+ R

C

R'

62

Addizione degli organolitio e dialchilcuprati 1. 2. 3.

Gli organolitio sono più forti dei reattivi di Grignard Con tutti i derivati si ottengono chetoni Reagiscono anche con gli anioni carbossilato:

RCOOH

O

R'Li

C

R

OíLi+ OíLi+

R C Rƍ

H+

R C Rƍ OH

OíLi+

R'Li

4.

OH

O

-H2O

R

I chetoni si possono preprare anche dagli alchilcuprati e i cloruri degli acidi O R

C

–

1. 2 R'2Cu Li Cl

2 . H3O +

O

+

R

C

R' 63

C

R'

Disidratazione di Ammidi primarie a Nitrili • Un’ammide primaria viene disidratata in un nitrile per azione di un agente che lega fortemente l’acqua o la distrugge, H2SO4, P2O5, PCl3, SOCl2. H C

N

O

R C NH O O O H P P O O O

O

HO

RíC=NH H

HO

O

R

O

O

P O

O

P O

O

P P O HO OH

HO

P

O OO

P

HO HO

+ RíC싥NH

RíC싥N + H4P2O7

idratata

64

Trasposizione di Hofmann • Un’ammide primaria viene trasformata in un’ammina primaria con 1 atomo di C in meno. O

Br2 NaOH

C

R NH2 ammide 1° O R

C

70-75°C

N H

R–N=C=O isocianato

R

C

ammina 1°

N

H

R

C

OH OH OH RíN=CíOí

N H

Br Br

HO–H

O

O

O H

RíNH2

OH RíNHíC=O acido carbammico

OH

Br OH

R

C

N

Br

migrazione di R O–

RíNHíC=O

RíNH2 + CO2

HO–H 65

Acido Carbonico e Derivati HO

OH

H

O

Cl

O

OR

RO

OR

Cl

OH O

acido formico

acido carbonico HO

OH

OR

acido cloroformico Cl

Cl

O

O

O

O

alchil idrogenocarbonato

dialchil idrogenocarbonato

alchil cloroformiato

fosgene

HO

NH2

RO

NH2

H2N

NH2

O

O

O

acido carbammico

alchil carbammati o uretani

urea 66

Enoli e Enolati

1

Idrogeni in α a un carbonile • Solo gli idrogeni α sono acidi • Gli idrogeni β, γ e δ non sono acidi – non possono essere rimossi da una base

acido

non acidi

O H H H H C C C C C α β γ δ

2

Enoli • Tutti i composti cabonilici sono in equilibio con le loro forme enoliche. • La percentuale di enolo presente dipende dalla natura del composto e quindi dall’acidità dei suoi H α e dal solvente. O (R) H

C

O C

H

25°C H2O

aldeide (chetone)

C

H C

pKa = 16-20

enolo legame H

β-dichetoni O

tautomeria cheto-enolica

O

O 25°C H2O

H

O

δ-

O

H

O δ+

pKa = 9.0 3

Enolizzazione • Le reazioni di enolizzazione possono essere catalizzate da acidi e da basi Catalisi acida O C

+

C

H

H

O C

H C

O H

C

H C

H

-H+

C

Catalisi basica O C

C

H

OH-

O

O

C

C

C enolato

H2O C

H

O

O C

C

H + OHC

enolo 4

Ioni enolato Scelta della base

O C

C

H + OH-

Keq ~ 1

O C

O C

C

+ H2O

C

Ka ~ 10-16

Ka ~ 10-16

O C

C

H +

Ka ~ 10-16

N

Li

Keq ~ 1024

litio diisopropilammide (LDA)

H

O Li C

C

+

N Ka ~ 10-40 5

Reazioni di enoli e enolati • Gli enoli e gli enolati sono nucleofili al C α e reagiscono con elettrofili: – acidi – alogeni – alogenuri alchilici – gruppi carbonilici + H O

OH C O C

C

H

C

E

+

C

C

B E

O C

C

E

enolo O

O

C

C

C

enolato

E+

C

E

carbonile α-sostituito

6

Reazione di un enolo con un acido • Si vede solo utilizzando un acido marcato con un isotopo. CH3COCH3 + D2O

H2SO4 tracce

CH3COCH2D + HOD

O H3C

C

CH3 stadio lento

OH H3C

CH3COCD3

C

CH2

D

D D + O

+O H

H3C

C

H

O

O

H

CH2D

H3C

C

CH2D

enolo O H3C

C

CD3

H3C

O

OH

C

C

CD2H

H3C

enolo

CHD 7

α-Alogenazione di Aldeidi e Chetoni • Il trattamento di un’aldeide o un chetone con un alogeno, Cl2, Br2 o I2 porta alla sostituzione dello (o degli) idrogeno in α. CH3COCH3 + Br2

H2O, 65°C

CH3COCH2Br + HBr 50%

+ CH3COCHBr2 + BrCH2COCHBr2 poco O

O H3C

C

CH3

H3C

C

CH2Br

stadio lento OH H3C

C

CH2

+O Br–Br

H3C

C

H

Br–

CH2Br

enolo 8

α-Alogenazione di Aldeidi e Chetoni O

Cl2

O

O Cl O

Br2

Br

9

α-Alogenazione di Aldeidi e Chetoni • La reazione di α-alogenazione può essere acido catalizzata. H Br

O H3 C

C

CH 3

H

H

:B

O H3 C

C

C

H

H

O H3 C

C

C

H

H

H

:B

H O

O H3 C

C

Br–Br

CHBr

H3 C

C H

C

Br H 10

Reazione aloformica O C

R

O

X2 CH3

OH-

R

C

+ CHX3 O aloformio

metil chetone O R

C

CH3

X2 OH-

O R

C

CH2X

O

X2 OH-

R

C

O

R HOí

CX3

R C CX3 OH

CHX2

+ H2O + X-

+ H2O + XO

C

O R

C

OH

+ CX3

X2 OH-

O R

C

CX3

+ H2O + X-

RCO2í + HCX3

Test allo iodoformio per i metil chetoni: formazione di un voluminoso ppt giallo, CHI3. 11

α-Alchilazione • Gli anioni enolato reagiscono con alogenuri alchilici dando prodotti di α-alchilazione. 1. NaNH2 H O

H

2. Br O

NaNH2 Br H O Na+

H O-Na+ 12

Condensazione aldolica 1. aldeidi carbonile di una aldeide carbonio α dell’altra O 2

RíCH2íCíH

OHí

OH

O

RíCH2íCíCHíCíH

aldolo

H R nuovo legame

OHí, ∆ O RíCH2íCH=CíCíH R

aldeide α,β-insatura 13

Condensazione aldolica Esempi O

OH

OH-

O

O

∆ H

H

O

OH

-

H O

O

OH

∆ H

H

H O

H

Ph OH-

Ph H

Ph OH

O

H

Ph O

14

Condensazione aldolica Meccanismo O H3C

C

H OHí Oí

Oí

H3C

C O

C elettrofilo

H

H2C

C

H

O

CH3íCíCH2íCíH

H2O

OH

O

CH3íCíCH2íCíH aldolo OH-

C nucleofilo

O CH3íC=CH2íCíH

í OH-

OH

Oí

CH3íCíCH2=CíH

aldeide α,β-insatura 15

Condensazione aldolica 2. Chetoni carbonile di un chetone carbonio α dell’altro O 2 RíCH2íCíRƍ

OHí

OH

O

RíCH2íCíCHíCíRƍ

β-idrossichetone

Rƍ R nuovo legame

OHí, ∆ O RíCH2íC=CíCíRƍ Rƍ R

chetone α,β-insaturo 16

Condensazione aldolica 2. Chetoni

O

OH-

OH

O

O

∆

mesitil ossido O

OH-

HO Ph

O

O Ph

Ph

Ph

17

Condensazione aldolica intramolecolare 2. Chetoni O

O

O

OH-

∆ HO

O OHO

O

O OH-

H2O

O

O

O

HO

HO 18

Condensazione aldolica intramolecolare 2. Chetoni O

O OH∆ O OHO

O

O O 19

Condensazione aldolica mista Uno dei due componenti deve essere non enolizzabile, ossia non avere H-α. O RíCH2íCíH

O +

RƍíCH2íCíH

OH-

tutti i possibili prodotti (4)

Il composto carbonilico enolizzabile viene aggiunto alla soluzione del composto carbonilico non enolizzabile in base. non condensa con se stessa

O

O H

O H

O OH

OH-, ∆

20

Condensazione aldolica mista Esempi O O

O

OH

OH

O

O

H OH-, ∆ O H

O

O H

H

H

OH-, ∆ O H

O

O

O OH-, ∆

benzalacetone

dibenzalacetone 21

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi O O

O

H

H

H propenale acroleina

2-butenale crotonaldeide

3-fenilpropenale cinnamaldeide aldeide cinnamica O

O

4-metil-3-penten-2-one mesitilossido

4-fenil-3-buten-2-one benzalacetone 22

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi O

OH-, ∆

H O 2

2

H O

OH∆

H O

O

H2CO

OH-

H O

∆ O

O H

PhCH=O OH-, ∆

H O

O

PhCH=O OH-, ∆ 23

Reattività Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi O

O

C

C

ma

C C

C C

Nu

Nu Nu

Nu

Carbonili α,β-insaturi O

O

O

=

-

Oδ δ+

δ+

due siti elettrofili 24

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Reazioni di addizione O

O

H+

OH

Nu

Nu

Nu O

O Nu Nu

ione enolato

addizione 1,2 o diretta

H+

OH Nu

O Nu addizione 1,4 o coniugata

25

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Addizione diretta 1. Basi forti come RMgX, RLi, LAH: danno addizione diretta OH

O

1) PhMgBr H

O

2) H3O+

OH

1) HC CNa

C CH

2) H3O+ OH

O 1) LAH 2) H3O+

26

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Addizione coniugata 2. La maggior parte degli altri Nu (basi più deboli): danno addizione coniugata O

CN H

O

NaCN H2O

H O

CH3SH H2O

O

O

CH3S O

NaN3 H2O

N3 27

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Addizione di Michael È l’addizione coniugata di un enolato a un composto carbonilico α,β-insaturo

O

enolato

O

chetone α,β-insaturo

O

O

H2O

O

O

composto 1,5-dicarbonilico

28

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Addizione di Michael O

O

H

O

+

OH-

H

OH-

O H

O

H2O O

O

O

H

29

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Addizione di Michael β-Dichetoni O

O

O

+ OH–

Ka = 10–9

O

O

O

+ H2O Ka = 10-16

Keq = 07 O

O

O

O +

O

NaOH CH3OH O

30

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Reazione di anellazione di Robinson È un’addizione di Michael seguita da condensazione aldolica O

O OH+ O

O

O

addizione di Michael

condensazione aldolica

O

O

O

31

Aldeidi e Chetoni α,β β-insaturi Meccanismo della reazione di anellazione di Robinson O

O

O

OH-

H2O

O

O

O O

O

O

O O

H2O

OHO

O

O

O O

O

O

O

O

OHOH

O

OH

O

O 32

Addizione coniugata di reagenti organorame O

di solito metile o 1°

2 RLi + CuX

OH

1) RMgX 2) H3O+ Et2O

O

R

addizione 1,2

R2Cu– Li+ + LiX R

1) R2CuLi 2) H3O+

O addizione 1,4

alchilazione al carbonio β 2 CH3Li + CuBr

Et2O

O

(CH3)2CuLi

Litio dimetil cuprato

O 1) (CH3)2CuLi 2) H3O+

33

Alchilazione di ioni enolato OH-

O

O

la resa è di solito bassa perché compete la condensazione aldolica

O

R X

R alchilazione al C-α

metile o 1° SN2

I β-dichetoni invece non condensano con se stessi: O

O + R X

O

K2CO3

O

R O

O

O

K2CO3 CH3I O

O -

O

OH ∆

O

34

Enolizzazione Esteri Esteri: Gli idrogeni in α ad un carbonile estereo sono meno acidi, pKa ≅ 24, di quelli in α di aldeidi e chetoni, pKa ≅ 16–20 (Effetto del gruppo ORƍ). O R

CH2

C

O OR'

+ R'O

R

CH

C

OR'

Keq ~ 10–6

+ R'OH Ka ~ 10–16

Ka ~ 10–22

β-Chetoesteri O

C

C

CH2

OR'

+ R'O

R

O

O

C

C

CH

:

R

O

OR'

Keq ~ 105

Ka ~ 10–16

Ka ~ 10–11 Carbanione stabilizzato per risonanza con 2 carbonili

+ R'OH

O

O R

C

CH

C

OR'

R

O

O

C

C

CH

OR'

35

Reazioni di enolati di esteri • Gli enolati di acidi ed esteri sono nucleofili al C α e reagiscono con elettrofili: – alogeni – Reazione di Hell-Volhardt-Zelinski (per gli acidi) – alogenuri alchilici – Reazione di alchilazione di esteri – gruppi carbonilici – Reazione di condensazione di Claisen

36

Reazione di Hell-Volhardt-Zelinsky •

È una reazione di α-bromurazione di acidi condotta con Br2 in presenza di P elementare. 1. 2P + 3 Br2 J 2PBr3 2. RCH2COOH + PBr3 J RCHBrCOOH + HOPBr2 O

O

O

í

í

RíCH2íCíOíCíCHíR Br Br–

O O RíCH2íCíOíCíCHíR Br Br í í

O

O RíCH2íCíOíCíCHíR Br Br í í í

í

RíCH2íCíOH + RíCHíCíBr Br

O

O +

RíCHíCíOH Br í

RíCH2íCíBr

O

37

Reazione di α-Alchilazione • Gli anioni enolato reagiscono con alogenuri alchilici per dare prodotti di α-alchilazione.

O

O R

CH 2

C

LDA

OR'

THF, -78°C

R

CH

C

OR'

Rƍƍ–X LDA: litio diisopropilammide HMPA: esametilfosforammide

O

Li

N

R HMPA -78°C

Me2N

C

OR'

Rƍƍ O P

Li

CH

NMe2 NMe2

38

Condensazione di Claisen Un estere enolizzabile in ambiente basico (alcolato) reagisce con se stesso per dare un β-chetoestere. carbonio carbonilico di un estere carbonio α dell’altro estere O 2 R

CH2

C

1) R'Oí OR'

2) H3O+

R

CH2

nuovo legame

O

O

C

C

CH

OR'

R β-chetoestere

39

Meccanismo della Condensazione di Claisen O CH 2

C

R'Oí

R

OR'

CH

C

:

R

O

O R

OR'

Ka ~ 10–22 R

CH2

R

O

O

C

C

CH

CH CH2

C

C

OR'

+ RƍOH Ka ~ 10–16

H3O+ O

O

O

:

CH2

C

C

OR'

O

R

R

OR'

C

OR'

R'O–

R

R

CH2

O

O

C

C

CH

R OR'

RCH2

La costante di eq. è grande ~105

C

OR'

C OR' O

R

Ka ~ 10–11

CH

La costante di eq. è piccola ~10–11

40

Condensazione di Claisen Esempi O

1) NaOEt OEt

O

2) H3O+

O OEt

etil acetoacetato etil 3-ossobutanoato

1) NaOCH3 2) H3O+

O OCH3

O

O OCH3

41

Condensazione di Dieckmann Condensazione di Claisen intramolecolare O

O CH3O

1) NaOCH3 OCH3

OCH3

2) H3O+

O

O CH3OO

O CH3O

OCH3 O

O

OCH3 OCH3

42

Condensazione di Claisen mista O

O

RíCH2íCíORƍƍ +

RƍíCH2íCíORƍƍ

RƍƍOí

tutti i possibili prodotti (4)

Uno dei due esteri deve essere non enolizzabile: O

O H

O OR

OR

OR

formiati

benzoati

O RO

O OR

RO

OR O

carbonati

1,2-diesteri 43

Condensazione di Claisen mista Esempi O

O + H

OCH3

O 1) NaOCH3 + OCH3 2) H3O

H

OCH3

O

O +

O OCH3

OCH3

O

1) NaOCH3 2) H3O+

OCH3

O

O + OCH3

CH3O

OCH3

1) NaOCH3 2) H3O+

O H3CO

OCH3 O

O

O + OCH3

O

CH3O

OCH3 O

1) NaOCH3 2) H3O+

O O

H3CO

OCH3 O

O

44

Acilazione con esteri di chetoni Esteri che non formano enolati possono essere usati per acilare enolati di chetoni. O R

C

O CH2

R' +

C

R"

O

CH3O-

C

R

OCH3

O CH

C

R"

R'

non enolizzabile CH3OO R

C

CH R'

CH3O

O

O

C

C

R"

R

O CH C R'' R'

OCH3

45

Acilazione con esteri di chetoni Esempi O

O

1) NaOCH3

+ H

OCH3

+

O H

2) H3O+

O O

O

O OCH3

O

1) NaOCH3 2) H3O+

46

Acilazione con esteri di chetoni Esempi O O

O

1) NaOCH3 OCH3 2) H O+ 3

Ka~10-16

O

Ka~10-22 CH3O-

O

O

O

OCH3

OCH3 O

47

Sintesi di Chetoni da β-Chetoesteri Decarbossilazione O R

O

O H3O+ OR" o OH∆

OH

R

R' β-chetoestere

O

O ∆

R' β-chetoacido O

H

R'

+ CO2

chetone

O

O O í CO2

R

R'

R

H

R R' enolo

48

Sintesi di chetoni dall’estere acetoacetico O

O

O

O

H3O+

1)NaOEt OEt

OEt

2) RX

∆

R

R acetone monosostituito

1)NaOEt 2) R'X

Claisen EtOO

O

O

O

H3O+ OEt

OEt R R'

O R

∆ R'

acetone disostituito 49

Sintesi di chetoni da β-Chetoesteri Esempio O

O OEt

O

1) EtO2)

OEt

H3O+

1) OH-, H2O 2) H3O+ O

O ∆

O OH

50

Sintesi di acidi con 2 C in più da RX RX J RCH2COOH O

O

RO

O

+

H3O

OR

Rƍ diestere malonico monosostituito

O

O

HO

OH

∆

Rƍ derivato dell’acido malonico

Rƍ + CO 2

HO acido

1. EtO-

2. RƍCl O RO

O

O OR

diestere malonico

H

O

O O í CO2

HO

H

HO

R'

R' enolo 51

Sintesi malonica O EtO

O

1)NaOEt OEt 2) RX

O

O

OEt

EtO

∆

R

dietilmalonato

O

H3O+

R

HO acido acetico monosostituito

1)NaOEt 2) R'X O

O

EtO

OEt R R'

O

H3O+ ∆

HO

R

R' acido acetico disostituito 52

Ammine

Classificazione • Le ammine sono derivati dell’ammoniaca in cui uno o più idrogeni è stato sostituito da un alchile o un arile. • Sono le basi più forti presenti negli organismi viventi in ammino acidi, peptidi, proteine, basi eterocicliche degli acidi nucleici, alcaloidi, etc. e sono catalizzatori di importanti reazioni biologiche. R'

NH3 ammoniaca

RNH2 1o

R NH R' 2o

R

N R '' 3o

R'

R

N

R''

R''' ione tetraalchilammonio quaternario

Classificazione • Le ammine vengono suddivise in: • ammine alifatiche: ammine nelle quali l’azoto è legato solo H3C a gruppi alchilici benzildimetilammina ammina 3°

N CH3 CH2

• ammine aromatiche: ammine nelle quali l’azoto è legato ad uno o più gruppi arilici N-metilanilina ammina 2° aromatica

CH3 NH

• ammine eterocicliche: ammine nelle quali l’azoto è inserito in un anello aromatico o alifatico N

N H

piridina

pirrolo

N H

piperidina

N H

pirrolidina

Chiralità delle ammine L’azoto può avere 3 gruppi differenti e 1 lone pair, e l’ammina è chirale, ma gli enantiomeri non possono essere separati a causa dell’inversione dell’N. ‡

(R)-etilmetilammina

stato di transizione

(S)-etilmetilammina

Se l’azoto è impedito nella rotazione gli enantiomeri sono separabili.

(R)-1,2,2-trimetilaziridina

(S)-1,2,2-trimetilaziridina

Inversione dell’azoto La barriera dell’inversione è molto bassa: le ammine non sono separabili. orbitale sp2 R

N R

R

~6 kcal/mole orbitale sp3

R R

R

N R

R

R

N

I sali di ammonio quaternario sono separabili.

orbitale sp3

Alcaloidi NH2

NH2

HO OH

anfetamina

dopamina (trasmissione nervosa) CH3O

OH

NHCH3

NH2

CH3O OCH3

efedrina (adrenalina)

mescalina O

O

N

O O

NHCH3

metilenediossimetanfetamina (MDMA, “ecstasy”)

NH2

novocaina

Composti Azotati NH2

HO N H

O

HO

H3C O

N H

Coniina H3C

O

N

Muscarina OCH3 H

N H3C

OH

O Ph

Atropina HO

N

S Cl

N H3C OH

N

Chinino

N N CH3

O

NH2

N OH

H3C N

N CH3

Nicotina H

N

Caffeina

Serotonina

CH3 N Cl CH3 H3C

CH3 N

tiamina Vit B1

N O

HO

Morfina

CH3

Nomenclatura IUPAC: alcanammina come gruppo:

H2N– ammino RNH – (N-alchilammino) R2N – (N,N-dialchilammino) Comune: alchilammina, alchilalchil'ammina, dialchilammina, etc.

NH 2 1-amminobutano butanammina n-butilammina H N

CH 3

1-metilamminopropano N-metilpropanammina metilpropilammina

NH 2 2-amino-2-metilpropano 2-metil-2-propanammina tert-butilammina N dimetilamminoetano N,N-dimetiletanammina etildimetilammina

Nomenclatura Ammine eterocicliche

NH2

N N H

anilina

indolo

N

N H

N

piridina

piperidina

pirimidina

N N H

N H

N H

pirrolo

pirrolidina

imidazolo

Proprietà fisiche • Le amine sono composti moderatamente polari • legami idrogeno N–H----N sono più deboli di O–H----O (differenza in elettronegatività tra N e H (3.0 – 2.1 = 0.9) è < di quella tra O e H (3.5 – 2.1 = 1.4))

N H R H sp3 trigonale piramidale

PM p.eb., °C

CH3CH3

CH3NH2

CH3OH

30.1

31.1

32.0

–88.6

<

–6.3

NH2

p.eb., °C

48

Sono solubili in acqua.

<

65.0

NH

<

34

N

<

3

Solubilità e odore • Ammine corte ( Nsp2 > Nsp – 3) Ogni delocalizzazione del lone pair diminuisce la basicità.

Basicità NH3 11.0

10.7

10.7

9.3

5.3

4.61 CH3CŁN

1.0

0.0

-1.0

-10.0

29

Acidità • Ammine 1º e 2º sono anche debolmente acide (pKa NH3 = 34). (pKa è qui usato come una misura dell’acidità dell’ammina e non del suo acido coniugato). La reazione ipotetica è: NH3 + H2O → NH2(–) + H3O(+) • Gli stessi fattori che diminuiscono la basicità ne aumentano l’acidità. C6H5SO2NH2 33

27

19

15

10

9.6

• Per la deprotonazione si devono usare basi molto forti, derivati da acidi molto deboli, es. KOH, NaH, RLi o sodio. Per una deprotonazione completa la base deve essere circa 1 milione di volte più forte. 30

Importanti basi organiche Piridina

Trietilammina

Base di Hünig

DBU

(C2H5)3N 5.3

10.7

11.4

12

Base di Barton

Potassio t-Butossido

Sodio HMDS Sodio esametildisilazide

LDA Litio diisopropilamide

(CH3)3CO(–) K(+) [(CH3)3Si]2N(–) Na(+) 14

19

26

[(CH3)2CH]2N(–) Li(+) 35.7

Reazioni di sali di ammonio quaternario • Il gruppo –NR3+ è un buon gruppo uscente. • La reazione dipende dalla base: – se è un buon nucleofilo, si ha SN2 – se è una base forte di ha E2

SN2 Nuí + R–NRƍ3 —→ R–Nu + NRƍ3 Nuí: Fí, Clí, Brí, Ií, SNCí, CNí, ArOí, RCOOí, NO3í, ArSí

32

Reazioni di sali di ammonio quaternario • Eliminazione di Hofmann – Se la base è íOH, íOR e vi sono H β, si ha eliminazione. CH3X ecc. NH2

Ag2O / H2O NMe3 X

Metilazione esaustiva

–AgX

NMe3 OH

OH H

H

+ 150°C

NMe3

95%

5%

33

Reazioni di sali di ammonio quaternario • Eliminazione di Hofmann • Si forma l’alchene meno stabile per astrazione dell’H meno inglombrato (Regola di Hofmann). • Si pensa che lo S.T. abbia carattere carbanionico, non assomigli ai prodotti e quindi non risenta dei fattori che stabilizzano gli alcheni. δOH

δOH

H

H

δ-

δNMe3

34

Reazioni di sali di ammonio quaternario • Eliminazione di Cope • Quando un N-ossido di un’ammina terziaria viene riscaldato tra 150 e 200°C si ha una reazione di eliminazione con meccanismo sin concertato. Me

N Me

H2O2 H2O

Me N H O Me

+ Me2N-OH N,N-dimetil idrossilammina

base forte

Quando si possono avere 2 eliminazioni, si forma l’alchene meno sostituito, salvo quando vi sia in β un fenile: H3C CH2 N O H3C H H3C H

H

CH3

calore 93%

H2C

CH3

+

H CH3

7%

+ Me2N-OH

35

Stati di ossidazione dell’azoto • Mentre l’ossigeno ha 2 soli stati di ossidazione, í2 e í1, l’azoto ne ha molti, da í3 a +5. Stato OX

Formule (nomi)

_3

R3N (ammine) R4N(+) (ammonio) C=N–R (immine) CŁN (nitrili)

_2

R2N–NR2 (idrazine) C=N–NR2 (idrazoni)

_1

RN=NR (azo composti) R2NOH (idrossil ammina) R3NO (ammina ossido)

0

N2 (azoto) R–N2(+) (diazonio)

+1

R–N=O (nitroso)

+3

R-NO2 (nitro) RO–N=O (nitrito)

36

Ossidazioni di Ammine • Le ammine sono ossidate facilmente, anche all’aria. • Comuni agenti ossidanti: H2O2 , MCPBA. • Le ammine 2° si ossidano a idrossilammina (íNOH) R2N-H J R2N-OH • Le ammine 3° si ossidano ad ammine ossido (íN+íO-) R3N J R3N-O

Reagente Acido Nitroso • L’acido nitroso si produce in situ mescolando sodio nitrito e HCl o H2SO4, in acqua. • L’acido nitroso viene protonato, perde acqua e forma lo ione nitrosonio che è l’agente nitrosante. +

HíOíN=O acido nitroso pKa 3.3

H

+

HíOíN=O H

+

:N=O

+

:NŁO

+ H2O

ione nitrosonio elettrofilo

• Essendo elettrofilo reagisce con le ammine che sono nucleofili. – Ciò che accade dipende dalla natura dell’ammina, ossia se 1°, 2°, 3°, alifatica o aromatica.

Reazioni con Acido Nitroso • Le ammine 1° formano sali di diazonio, RíN+≡N. – I sali di alchildiazonio sono instabili e perdono azoto. – I sali di arildiazonio sono stabili (a bassa t) e sono molto usati in sintesi.

• Le ammine 2° formano N-nitrosoammine, R2NíN=O, che sono cancerogene su animali da laboratorio. • Le ammine 3° alifatiche reagiscono a caldo ma si frammentano, quelle aromatiche subiscono nitrosazione al C-para dell’anello, quando libero. Se porta un sostituente reagiscono all’azoto.

Reazioni con Acido Nitroso: Diazosali Ammine 1° RíNH2

HNO2 0°C :N=O

H R N N=O H X

alcoli, cloruri, SN1 H2O alcheni, E1, E2 R = alchile trasposizioni

R

íH

R RíN=NíOH N N=O tautomeria H N-nitrosoammina

íN2

RíNŁN X

H íH2O

RíN=NíOH2

catione diazonio

Se R = arile il sale di diazonio è relativamente stabile (-5°C - 0°C) è può essere usato in reazioni successive.

40

Reazioni con Acido Nitroso Ammine 2° R N H R

HNO2 0°C :N=O

H R N N=O R X

íHX

R N N=O R N-nitrosoammina

Ammine 3° aromatiche N

CH3 CH3

O2N

N

CH3 CH3

NaNO2, HCl, H2O

O=N

CH3

0°C NaNO2, HCl, H2O 0°C

N

CH3

O2N

CH3

N N=O 41

Sali di Arendiazonio • Stabili in soluzione a 0°–10°C. • I sali di diazonio reagiscono con nucleofili che sostituiscono il gruppo diazonio –+N≡N, liberando azoto. • Dato che l’azoto è una molecola stabile le reazioni sono termodinamicamente favorite. • Le reazioni che usano come catalizzatore sali rameosi si dicono reazioni di Sandmeyer. • La reazione che, con tetrafluoborato BF4–, porta al fluoro derivato si dice reazione di Schiemann. I sali di diazonio e tetrafluoborato sono stabili e possono essere isolati. • La reazione con acido ipofosforoso, H3PO2, rimuove un nitro gruppo o un ammino gruppo e procede probabilmente con meccanismo radicalico.

Reazioni dei Sali di Arendiazonio

43

Reazione di diazocopulazione N N

N N

X

Nuí N N Nu

azocomposto E>Z • A meno che l’azocomposto non sia stabilizzato, la reazione retroscinde. • La più importante applicazione è la SE aromatica di aromatici attivati da parte del sale di diazonio. Gli azocomposti che si formano sono colorati dal giallo al blu, dipendentemente dalla sostituzione e sono usati come coloranti.

Z

N N

Z

X

N N

+

Y

Il gruppo Z elettronattrattore aumenta la elettrofilicità dell’N Z

N N

Il gruppo Y elettrondonatore aumenta la nucleofilicità dell’anello: O-, NR2, NHR, OR Y 44