Analisi Chimico Farmaceutica e Tossicologica con Laboratorio

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1 Analisi Chimico Farmaceutica e Tossicologica con Laboratorio corso di Laurea in Farmacia canale A-L anno accademico Dr. Antonio Coluccia Dipartimento di Chimica e Tecnologie del Farmaco Sapienza Università di Roma Piazzale Aldo Moro 5, I-00185, Rome, Italy antonio.coluccia@uniroma1.it 4

2 Acidità-Basicità Secondo Arrhenius ( premio nobel per la chimica 1903) Acido: una specie in grado di liberare H + in soluzione acquosa Base: una specie in grado di liberare ioni OH - in soluzione acquosa Le sue ricerche lo portarono a studiare le affinità tra la chimica e l'elettricità (un'affinità già sospettata da Berzelius) elaborando la tesi di dottorato sul passaggio di elettricità attraverso le soluzioni. L'idea che stava alla base del suo lavoro era che fossero gli ioni i responsabili del fenomeno dell'elettrolisi: un'idea che non convinse la comunità scientifica Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

3 Acidità-Basicità Secondo Lowry-Bronsted ( generalizzazione della definizione di Arrhenius indipendente dal tipo di solvente) Acido: una specie in grado di liberare H + -- ad una -- Base: una specie in grado di accettare H + ad un acido Johannes Nicolaus Brønsted in Denmark and Thomas Martin Lowry in England independently proposed the theory that carries their names Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

4 Acidità-Basicità Secondo Lewis (ulteriore generalizzazione della definizione di Arrhenius indipendente dal tipo di solvente) Acido: accettore di una coppia solitaria di elettroni Base: donatore di coppia solitaria di elettroni Gilbert Newton Lewis (October 23, 1875 March 23, 1946) was an American physical chemist. Though he was nominated 35 times, G. N. Lewis never won the Nobel Prize in Chemistry Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

5 Acidità-Basicità Molti composti possegono nella loro struttura atomi di idrogeno ma non tutti possono essere considerati acidi, per essere tali devono avere la tendenza a donare ioni H + La natura chimica delle sostanze determina il loro comportamento acido-base ma l ambiente esterno (solvente) può condizionarlo in modo profondo ribaltando le proprietà acido-base. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

6 Acidità-Basicità La natura chimica delle sostanze determina il loro comportamento acido-base ma l ambiente esterno (solvente) può condizionarlo in modo profondo ribaltando le proprietà acido-base. L acido acetico è una acido debole (in H 2 O) CH 3 -COOH + H 2 O CH 3 -COO - + H 3 O + In presenza di un solvente diverso? con una maggiore/minore capacità di sottrarre protoni rispetto all acqua (base più forte lewis: ha un doppietto più disponibile per legare H + B-L: ha una maggiore capacità di accettare protoni; Arrhenius no vale solo per l acqua Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

7 Acidità-Basicità L acido acetico infatti si scioglie anche in benzene ma non essendo una base non accetta protoni e quindi niente dissociazione. Se invece solubilizziamo l acido acetico in NH 3 che succede? CH 3 -COOH + NH 3 CH 3 -COO - + NH 4 + L ammoniaca è una base più forte dell acqua, acquista protoni con maggiore facilità e sposta l equilibrio di dissociazione verso la forma ionizzata. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

8 Acidità-Basicità Molti fattori influenzano l acidita ma il più importante è l elettronegatività dell atomo che lega il protone. Un esempio è dato dagli idruri degli atomi del secondo periodo X At CH 4 NH 3 H 2 O HF Acidità In base ai valori di elettronegatività, passando dal metano all acido fluoridrico il legame con l H diventa sempre più polare e quindi subisce più facilemente rottura eterolitica. Il contributo della forma ionica risulta sempre maggiore a quello della forma covalente. Maggiore è la differenza di elettronegatività maggiore è il carattere acido della molecola. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

9 Acidità-Basicità Se l elemento legato all H fosse meno elettronegativo. Idruri dei metalli alcalini NaH Na + + H - La differenza di elettronegatività è marcata, quindi marcato carattere ionico, ma questa volta a favore dell idrogeno che si comporta da base forte. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

10 Acidità-Basicità L acido fluoridrico si differenzia dagli altri acidi alogenidrici per 2 motivi principali: -l energia di legame H F è molto alta; -lo ione F ha un energia di idratazione molto alta. Il primo fattore ostacola la dissociazione, mentre il secondo la favorisce. La debolezza dell acido fluoridrico, dovuta alla prevalenza del primo fattore sul secondo, è una diretta conseguenza della forza del legame H F. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

11 Ossiacidi Gli ossiacidi o acidi ossigenati sono caratterizati dalla presenza di gruppi ossidrilici a carattere acido nei quali l ossigeno lega l atomo centrale, in genere ad alto valore di elettronegatività. Molti elementi sono in grado di dare più di un acido ossigenato Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

12 Ossiacidi Riguardo gli ossiacidi di formula generale HxMOy, il valore di K A dipende dalla carica formale che è presente sull atomo centrale M. Quanto più è grande la carica positiva, più facile risulta la perdita dei protoni. (quindi la forza acida) Per un ossiacido di formula HxMOy, la carica formale positiva su M è uguale a (y-x). Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

13 Ossiacidi Risulta allora che, a seconda del valore di y-x, le costanti K A hanno generalmente i seguenti valori: y-x=0 pk A 8-10 molto deboli y-x=1 pk A 2-4 medi y-x=2 pk A <0 forti In sostanza, gli acidi ossigenati che hanno tanti atomi di ossigeno quanti atomi di idrogeno, sono molto deboli; ad esempio: HClO K A = H 3 BO 3 K A = Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

14 Ossiacidi Gli acidi che hanno un atomo di ossigeno in più degli atomi di idrogeno sono di media forza; ad esempio: H 2 SO 3 Ka 1 = 1, HNO 2 Ka = 4, Gli acidi che hanno 2 atomi di ossigeno in più degli atomi di idrogeno sono forti; ad esempio: HClO 3 Ka > 100 H 2 SO 4 Ka 1 > 100 Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

15 Ossiacidi Gli acidi del tipo HMO 4, come l acido perclorico (HClO 4 ), l acido permanganico (HMnO 4 ) sono molto forti; ciò non vale per l acido periodico (HIO 4 ), che in soluzione è presente come H 5 IO 6, poco dissociato. E da osservare che l acido fosforoso (H 3 PO 3 ) è un acido biprotico di struttura (HO) 2 PHO; l acido ipofosforoso (H 3 PO 2 ) è monoprotico con struttura HOP(H 2 )O. Tali acidi, pertanto, fanno parte degli acidi con y-x = 1, cioè hanno un atomo di ossigeno in più degli atomi di idrogeno. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

16 Ossiacidi I rapporti tra i valori delle costanti di dissociazione di un acido poliprotico si possono spiegare in base a considerazioni elettrostatiche. Si consideri un acido biprotico H 2 M, che si dissocia secondo gli equilibri: K K Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

17 Ossiacidi Quando i protoni dissociabili sono molto vicini nella molecola, la carica negativa che si origina nel punto in cui si stacca il primo protone, ostacola, per attrazione elettrostatica, la dissociazione del secondo protone Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

18 Ossiacidi Quando, invece, la distanza fra i 2 punti aumenta, l interazione tende a diminuire. Nel caso degli acidi biprotici binari, es. H 2 S, in cui la carica negativa dovuta al distacco di un protone è concentrata proprio sull atomo a cui è legato il secondo protone, la differenza nei valori delle costanti può risultare anche molto grande. Per l acido solfidrico le costanti K A1 e K A2 sono pari a e , rispettivamente. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

19 Ossiacidi Ossiacidi del Cloro HClO H-O-Cl y-x=0 pka 7.5 acido ipocloroso HClO 2 H-O-Cl=O Y-x=1 pka 2 acido cloroso HClO 3 H-O-Cl(=O) 2 Y-x=2 pka -2.7 acido clorico HClO 4 H-O-Cl(=O) 3 Y-x=3 pka -7.3 acido perclorico In accordo con la nostra equazione l acido perclorico è il più forte. (Perchè?) L acidità cresce al crescere del numero di ossigeni legati all atomo centrale (Perchè?) Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

20 Ossiacidi Ossiacidi del Cloro HClO H-O-Cl y-x=0 pka 7.5 acido ipocloroso HClO 2 H-O-Cl=O Y-x=1 pka 2 acido cloroso HClO 3 H-O-Cl(=O) 2 Y-x=2 pka -2.7 acido clorico HClO 4 H-O-Cl(=O) 3 Y-x=3 pka -7.3 acido perclorico Nel passare da ipocloro a cloroso si forma un legame con un altro atomo di ossigeno. La maggiore elettronegatività dell ossigeno sposta gli elettroni del legame (doppio) verso il nucleo dell ossigeno con un aumento di elettronegatività del cloro che a sua volta polarizza il legame O-H e quindi una maggiore acidità. Il fenomeno descritto non basta a spiegare il forte incremento di acidità Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

21 Ossiacidi Ossiacidi del Cloro HClO H-O-Cl y-x=0 pka 7.5 acido ipocloroso HClO 2 H-O-Cl=O Y-x=1 pka 2 acido cloroso HClO 3 H-O-Cl(=O) 2 Y-x=2 pka -2.7 acido clorico HClO 4 H-O-Cl(=O) 3 Y-x=3 pka -7.3 acido perclorico Confrontiamo dunque le strutture dell acido ipocloroso con quella dell acido perclorico nella loro forma ionizzata: H-O-Cl che ionizzato diventa - O-Cl H-O-Cl(=O) 3 che ionizzato diventa???? Questo tipo di risonanza tra forme perfettamente equivalenti comporta un notevole abbassamento dell energia del sistema, --stabilizzazione dello ione--. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

22 Ossiacidi Ossiacidi del Cloro HClO H-O-Cl y-x=0 pka 7.5 acido ipocloroso HClO 2 H-O-Cl=O Y-x=1 pka 2 acido cloroso HClO 3 H-O-Cl(=O) 2 Y-x=2 pka -2.7 acido clorico HClO 4 H-O-Cl(=O) 3 Y-x=3 pka -7.3 acido perclorico L aumento di energia di risonanza comporta un ulteriore stabilizzazione, ed ecco perchè l acido perclorico ha proprietà acide così spiccate superiori a quelle prevedibili in base ai soli calcoli di elettronegatività. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

23 Acidi Poliprotici Negli acidi poliprotici, cioè con possibilità di cedere più di un protone, l andamento della prima dissociazione condiziona le successive. La spiegazione di questo andamento è legata a fenomeni di natura elettrostatica. L aciso sulfidrico si dissocia: H 2 S H + + HS - pka 1 7 H 2 S H + + S 2- pka 2 15 HS - è un acido più debole di H 2 S in quanto il distacco del primo protone provoca una carica negativa. Tale carica, tenderà ad accentrarsi sull atomo di Zolfo per via della sua elettronegatività, con conseguente diminuizione della stessa e corrispondente diminuizione del carattere polare del restante legame S-H. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

24 Acidi Poliprotici Analogo andamento si riscontra anche negli acidi ossigenati. H 2 PO 3 pka pka pka Le variazioni di acidità tra le varie forme sono meno marcate che nel caso precedente. Perchè? Il protone non è direttamente legato al Fosforo. L anione derivante dalla prima dissociazione comporta solo un effetto indiretto sulle dissociazioni successive, con maggiore facilità (rispetto al caso dell acido sulfidrico) del secondo protone a dissociarsi. L ossigeno ossidrilico risente solo per effetto induttivo della prima dissociazione, e quindi della parziale carica negativa delocalizzata sul fosforo e quindi la sua elettronegatività (dell ossigeno) varia di poco continuando a conferire un certo carattere polare al legame O-H. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

25 Idracidi I fattori sin qui esaminati se applicati agli acidi alogenidrici darebbero risultati contrastanti. X Pka r cov r ion HF HCl HBr HI Date le differenze di elettronegatività l acido più forte dovrebbe essere HF ma in realtà il più forte è HI. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

26 Idracidi X Pka r cov r ion HF HCl HBr HI Evidentemente non si è tenuto conto di un ulteriore fattore il RAGGIO IONICO Vi è infatti un marcato aumento del raggio covalente e ionico passando da F a Cl, Br ed I. F = K q 1 x q 2 / (r 1 + r 2 ) Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

27 Idracidi X Pka r cov r ion HF HCl HBr HI E più difficile separare il protone da F - che non da un ione Cl - perchè la forza coulombiana è inversamente proporzionale alla somma dei raggi del catione e dell anione. Vi è infatti un marcato aumento del raggio covalente e ionico passando da F a Cl, Br ed I. F = K q 1 x q 2 / (r 1 + r 2 ) Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

28 Basi La basicità è legata innanzitutto alla disponibilità di una coppia solitaria di elettroni. ΔX At CH 4 NH 3 H 2 O HF Acidità Queste sono tutte molecole tetraedriche caratterizzate da una configurazione che va da 2s 2 2p 2 ad 2s 2 2p 5. CH 4 : no coppie disponibili; NH 3 : una coppia disponibile; H 2 O: due coppie disponibili; HF tre coppie disponibili. A seconda delle coppie disponibili di elettroni cosa dovremmo pensare?? Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

29 Basi La basicità è legata innanzitutto alla disponibilità di una coppi solitaria di elettroni. ΔX At CH 4 NH 3 H 2 O HF Acidità L esperienza insegna che la basicità va in senso opposto, arrestandosi all NH 3 Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

30 Basi La basicità è legata innanzitutto alla disponibilità di una coppi solitaria di elettroni. ΔX At CH 4 NH 3 H 2 O HF Acidità Dunque la basicità non è influenzata dal numero di coppie di elettroni disponibili ma ancora una volta dipende dall elettronegatività dell elemento al quale sono legate. Più essa è bassa maggiore sarà la tendenza a donare la coppia di elettroni. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

31 Basi La basicità è legata innanzitutto alla disponibilità di una coppi solitaria di elettroni. ΔX At CH 4 NH 3 H 2 O HF Acidità NH 3 risulta infatti più basico di H 2 O; la sua tendenza ad accettare il protone e quindi a donare la coppia di elettroni è maggiore poichè minore è la sua elettronegatività. Il legame con il H+ che andrà a formarsi avrà un maggiore carattere covalente poichè la differenza di elettronegatività è bassa quindi il legame tenderà di meno alla rottura eterolitica. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

32 Anfoterismo Un composto si dice anfotero quando si comporta sia da acido che da base. X-O-H X-O - + H + X-O-H X + + OH - Anche in questo caso gli elementi fondamentali per prevedere il comportamento della molecola XOH sono L elettonegatività Il raggio ionico o covalente Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

33 Anfoterismo Esaminiamo due casi limite Na --O--H Cl--O--H X La differenza di elettronegatività tra Na ed O è molto alta quindi sarà il primo legame a rompersi conferemdo carattere basico. NaOH Na + + OH - Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

34 Anfoterismo Esaminiamo due casi limite Na --O--H Cl--O--H X L elettronegatività del cloro è molto vicina a quella dell ossigeno, quindi il legame Cl-O risulterà scarsamente polarizzato il primo legame a rompersi sarà quello con H conferemdo carattere acido. ClOH ClO - + H + Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

35 Anfoterismo Esaminiamo due casi limite Na --O--H Cl--O--H X Se l elettronegatività dell atomo è molto vicina ad 2.1 (quella dell H) allora si avrà un comportamento anfotero. Esistono numerose eccezioni che possono essere spiegate solo tenedo conto del raggio ionico Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

36 Anfoterismo Esaminiamo due casi limite Zn --(O--H) 2 Hg--(O--H) 2 X r cov 0.74Å 1.10Å Zn 2+ è molto più piccolo di Hg 2+, quindi la forza coulobiana che tiene legata la funzione OH è maggiore per lo zinco che per il mercurio. Ne consegue che allontanare OH - dallo zinco necessità più energia. Ne risulta che Hg(OH) 2 è molto più basico, mentre Zn(OH) 2 è un classico idrossido anfotero. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

37 Anfoterismo Influenza dell ambinete All aumentare dei gruppi ossidrilici diminuisce il carattere basico, a causa dell effetto degli atomi di ossigeno sul metallo che provocano un aumento dell elettronegatività rendendo il legame X-O più covalente. Se a tale struttura si legano altri Ossigeni i composti acquistano comportamento nettamente acido. Mn(OH) 2 Mn(OH) 3 Mn(OH) 4 H 2 MnO 4 HMnO 4 base di media forza base di debole forza idrossido anfotero acido di media forza acido molto forza Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

38 Anfoterismo Influenza dell ambinete (Acido) L idrossido di Zinco in H 2 O da vita ai seguenti equilibri Zn(OH) 2 Zn(OH) + + OH- (base secondo Arrhenius) Cosa succede in ambiente acido? La reazione si sposta verso destra Gli OH - vengono neutralizzate dagli H + dell ambiente Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

39 Anfoterismo Influenza dell ambinete (Basico) L idrossido di Zinco in H 2 O da vita ai seguenti equilibri Zn(OH) 2 ZnO (OH) - + H + (acido secondo Arrhenius) Cosa succede in ambiente basico? La reazione si sposta verso destra Gli H + vengono neutralizzate dagli OH - dell ambiente Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)

40 Anfoterismo Influenza dell ambinete La solubilità di un idrossido anfotero in funzione del ph ha un andamento caratteristico, con un minimo in corrispondenza di un valore di ph non necessariamente neutro e due massimi in ambienti fortemente acido o basico. Si considerano anfoteri quegli idrossidi in cui il minimo di solubilità è compreso tra valori di ph tra 0 e 14 e non anfoteri quelli per I quali il minimo di solubilità si ha per ph talmente elevati da non essere sperimentalmente calcolabile. Dr. Antonio Coluccia, Corso di I (A-L)