Chimica Organica. Prof.ssa Maria Michela Corsaro.

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1 himica rganica Prof.ssa Maria Michela orsaro IMIA RGANIA 3 crediti IMIA RGANIA DEI SISTEMI BILGII 2 crediti ESERITAZINI NUMERIE DI IMIA RGANIA 1 credito Esame orale con voto finale unico Prove intercorso scritte valide per le sedute di Giugno, Luglio e Settembre Le esercitazioni numeriche sono obbligatorie e saranno tenute durante il corso Sito web 1

2 Libri di testo consigliati: T.W.G. Solomons FNDAMENTI DI IMIA RGANIA Zanichelli W. Brown T. Poon INTRDUZINE ALLA IMIA RGANIA Edises 2

3 himica organica PERE' il ARBNI? Il carbonio forma solo legami covalenti chimica del legame covalente del carbonio il carbonio è l'unico elemento capace di dare strutture pluriatomiche stabili nell'atmosfera terrestre anche il silicio sarebbe capace di dare strutture pluriatomiche ma nell'atmosfera terrestre il legame SiSi si ossida per dare i silicati caratterizzati dai legami Si Si Si Il legame covalente caratterizza le molecole ed essendo direzionale impone determinate geometrie molecolari che comportano definite forme tridimensionali Il legame covalente, la formazione di macrostrutture e la forma spaziale delle molecole sono essenziali per la vita 3

4 LE DATE DELLA IMIA RGANIA 1769: Isolamento dei primi prodotti organici da fonti naturali (Scheele) 1784: Analisi elementare (Lavoisier) : tutti i materiali organici contenevano arbonio in combinazione con altri elementi 1807: Definizione di sostanze organiche (Berzelius) 1828: Sintesi dell'urea dal cianato di ammonio (Wölher): cade la teoria della vis vitalis. Data di inizio della himica rganica N 4 N 2 N N 2 Sintesi dell Acido Acetico dai suoi componenti (Kolbe) : Sintesi dell Aspirina (Acido Acetilsalicilico) : 2, 2, N 2, 4, N 3 (A.J. parin) 1950: scarica elettrica amminoacidi 4

5 ATMI e MLELE a) modello atomico di Rutherford b) gli orbitali atomici c) descrizione della configurazione elettronica degli atomi d) perchè gli atomi reagiscono? e) in quale modo reagiscono gli atomi? f) valenza g) strutture di Lewis h) risonanza h) orbitali molecolari i) ibridazione 5

6 modello atomico di Rutherford elettroni di valenza Na l N. atomico = 11 N. atomico = 17 6

7 rbitali ATMII Principio di indeterminazione di eisenberg Equazione d'onda di Schrödinger nodo ampiezza z y 1s x z z nodo z z y 2s x y x x x y y 2p x 2p z 2p y In ciascuno degli orbitali possono trovarsi solo due elettroni con spin opposti 7

8 NFIGURAZINE ELETTRNIA DI UN ATM: distribuzione degli elettroni e descrizione degli orbitali TAVLA PERIDIA arbonio:, numero atomico: 6, peso atomico: 12 u.m.a. 1s 2s 2p 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f energia 1)PRINIPI DELL AUFBAU: l ordine degli orbitali dipende dalla loro energia 2)PRINIPI DI ESLUSINE DI PAULI: max. 2 elettroni per orbitale 3)REGLA DI UND (o di massima molteplicità) REGLA DEL GAS NBILE: cedere o condividere un numero di elettroni tali da raggiungere la configurazione del gas nobile della stessa riga 8

9 9

10 PERE' GLI ATMI REAGISN? Un atomo reagisce per raggiungere una configurazione elettronica a cui compete una maggiore stabilità e che corrisponde a quella del gas nobile a lui più vicino Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa gas nobili I 2.1 e II Ne III Li 1.0 Na 0.9 Be 1.5 Mg 1.2 B 2.0 Al Si 1.8 N 3.0 P 2.1 IV K Br Kr Il numero del gruppo corrrisponde agli elettroni di valenza nel guscio più esterno, quello del periodo al numero quantico principale Potenziale di ionizzazione = Energia spesa per allontanare un elettrone del guscio esterno dall'atomo in fase gassosa. Genera ioni positivi. Affinità elettronica = Energia (di solito) guadagnata quando un elettrone si addizione ad un atomo in fase gassosa. Genera ioni negativi. Elettronegatività = Proprietà di attrarre gli elettroni di legame da parte degli atomi. Responsabile della polarizzazione del legame. Tutte queste grandezze aumentano da sinistra verso destra lungo il periodo e 10 diminuiscono dall'alto verso il basso lungo il gruppo. 3.5 S 2.5 F 4.0 l 3.0 Ar

11 IN QUALE MD REAGISN GLI ATMI? LEGAME INI= cessione di elettroni dall'atomo con basso P.I a quello con alta A.E. con conseguente formazione di ioni, rispettivamente positivo e negativo, e quindi attrazione. Na l Il legame ionico non è direzionale e non dà origine a molecole, ma a solidi ionici Na l = l = Na Ne Ar 11

12 IN QUALE MD REAGISN GLI ATMI? LEGAME VALENTE = Messa in compartecipazione di un elettrone da parte di ciascuno atomo impegnato nel legame. Gli elettroni devono avere spin opposti in modo da formare un doppietto elettronico di legame l l l l Il legame covalente, a differenza di quello ionico, è direzionale induce quindi una certa geometria molecolare e caratterizza le molecole. 12

13 Valenza Il numero di legami covalenti che un certo atomo può formare dipende dal numero di elettroni che gli occorrono (per compartecipazione) per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile a lui più vicino nel sistema periodico I periodo monovalente 1s 1 1 1s 2 e F monovalente 1 F II periodo N bivalente trivalente 2 3 N 2s 2 2p 6 p x p y p z Ne tetravalente 4 Regola dell'ottetto. La più comune configurazione elettronica stabile è quella che prevede otto elettroni nel guscio più esterno. 13

14 STRUTTURE DI LEWIS I legami covalenti sono indicati con le strutture di Lewis che mostrano tutti gli elettroni di valenza sia quelli non condivisi, indicati con punti, che quelli condivisi, cioè quelli di legame. Questi di solito sono indicati da un trattino che indica una coppia di elettroni con spin opposti. l l l l 2 4 l _ l l N N N N 3 Le valenze di un atomo possono essere saturate, cioè soddisfatte, anche da legami multipli N N N N azoto etene etino N catione ammonio 14

15 ARIA FRMALE Elettroni di valenza dell'atomo neutro elettroni non condivisi 1/2 elettroni condivisi Acido nitrico N 642 = = 1 54 = = 0 Acido carbonico 642 = = = 0 15

16 RISNANZA: L INE ARBNAT 3 2 () () () () () () FRME ANNIE DI RISNANZA STRUTTURE LIMITE DI RISNANZA Le strutture rappresentabili con più formule di risonanza sono più stabili delle singole strutture che contribuiscono all ibrido Nessuna singola struttura rappresenta la realtà, ma solo l insieme delle varie forme canoniche di risonanza ibrido di risonanza δ δ δ 16

17 FRMALISM DELLE FREE RIURVE Disegnare la struttura con gli elettroni del guscio di valenza () () Spostare a due a due gli elettroni La punta indica la destinazione, la coda il punto da cui gli elettroni partono () () () () () () 17

18 LA RISNANZA: UN FENMEN DIFFUS IN IMIA RGANIA benzene butadiene il gruppo carbonilico 18

19 REGLE DELLA RISNANZA 1. Due strutture di risonanza si differenziano solo per la distribuzione degli elettroni, ma hanno la stessa identica posizione dei nuclei N e N NN sono strutture di risonanza 2. La molecola reale è un ibrido di due o più strutture di risonanza che non hanno esistenza reale ma servono per descrivere la situazione elettronica effettiva che è la media ponderata delle strutture limiti 3. La struttura più stabile dà il maggior contributo 4. La risonanza è importante quando le strutture che contribuiscono all ibrido hanno un contenuto energetico simile 5. Sono più stabili le strutture con più legami e quelle in cui non c è separazione di carica A B B molto meno stabile di A 19

20 6. Il contributo all ibrido delle strutture limiti dipende dalla natura dell atomo su cui si trovano le cariche L ossigeno porta molto meglio una carica negativa essendo più elettronegativo del carbonio, per cui A è molto meno stabile e contribuisce poco all ibrido () 2 7. Tutti gli atomi dovrebbero avere la configurazione di un gas nobile (regola dell ottetto completo) A () 2 B 8. L ibrido di risonanza è più stabile di ciascuna delle strutture che ad esso contribuiscono 9. L aumentata stabilità è detta Energia di Risonanza ed è tanto maggiore quante più sono le strutture e quanto più simile è il loro contenuto energetico 20

21 rbitali Molecolari formazione della molecola di idrogeno E repulsione legame attrazione nessuna attrazione IV III II I E dissociazione = 104 kcal/mole r 0 =0.74 distanza tra i due nuclei Å = 104 kcal/mole = 104 kcal/mole esotermica endotermica 21

22 LA combinazione lineare degli orbitali atomici Ψ mol. = c 1 1s 1 c 2 1's 1 nodo E orbitale di antilegame vuoto 1s 1 1's 1 orbitale di legame contiene il doppietto di elettroni Si ottengono tanti orbitali molecolari quanti sono gli orbitali atomici che si combinano 22

23 rbitali Molecolari 2p x rbitale molecolare σ dell' 2 Gli orbitali molecolari σ sono ottenuti per sovrapposizione di orbitali atomici lungo la direzione dell'asse internucleare e sono caratterizzati da una simmetria cilindrica lungo tale asse, cioè per rotazione intorno all'asse internucleare non cambia il segno della funzione d'onda molecola di F 2 1s 2 2s 2 2p 5 FF 2p x simmetria cilindrica σ 23

24 rbitali Molecolari x antilegante 2p z o 2p y 2p z 2p y legante Gli orbitali molecolari π sono quelli ottenuti per sovrapposizione laterale degli orbitali p e non hanno simmetria cilindrica lungo l'asse internucleare, infatti per rotazione intorno a tale asse cambia il segno della funzione. Gli orbitali molecolari π sono a più alta energia di quelli σ 24

25 Perchè il carbonio è tetravalente? Stato fondamentale del carbonio 1 2p 1 0 x 2p y 2p z 2sp 3 stato eccitato 2s 2 1s 2 1s 2 bivalente tetravalente p z s p x ibridazione p y 4 sp 3 l'ibridazione (mescolamento degli orbitali) è un artificio matematico che permette di spiegare la tetravalenza del carbonio 25

26 Metano 4 il carbonio, tranne nell'ossido di carbonio, forma sempre 4 legami 109, Å sp 3 1s simmetria cilindrica del legame σ 26

27 Ibridazione sp 2 del arbonio 2p x 1 2py 1 2p z 1 2p z 1 2s 1 sp 2 z 1s 2 z 1s 2 z sp 2 p z s p x p y 3 sp 2 3 sp 2 pz la geometria dei 3 sp 2 è planare trigonale. Dei quattro legami del carbonio, 3 sono ottenuti con i tre sp 2, l'altro con l'orbitale p z non ibridizzato che è perpendicolare al piano degli sp 2. Tipico dei = 27

28 Ibridazione sp 2p x 1 2p y 1 2pz 1 2p y 1 2pz 1 2s 1 1s 2 sp 1s 2 z z p z y s p x x y 180 x sp p y 2sp la geometria dei due sp è lineare, dei quattro legami del carbonio 2 sono ottenuti con i due sp, gli altri con gli orbitale p y e p z non ibridizzati che sono perpendicolari all'asse degli sp. Tipico di 28

29 osa spiega la ibridazione? geometria dell'intorno dell'atomo ibridato lunghezza di legame forza di legame elettronegatività p sp 3 tetraedrica 109,5 sp 2 trigonale planare 120 sp lineare 180 sp 3 : 25% carattere s e 75% carattere p 1,09 Å sp 2 :33,3% carattere s e 66,6% carattere p 1,086 Å sp : 50% carattere s e 50% carattere p 1,06 Å elettronegatività cresce nell'ordine sp > sp 2 > sp 3 quanto più è corto il legame tanto più esso è forte 29

30 Perchè il metano è tetraedrico? VSEPR valence shell electronpair repulsion 109,5 N ,09 Å N 1,07 Å 0,96 Å La geometria molecolare è determinata dalla repulsione dei doppietti elettronici sia quelli di legame che quelli isolati. Tali doppietti tendono a stare quanto più lontano possibile in modo da ridurre la repulsione 29a

31 Legame covalente polare Il legame covalente tra due atomi di diversa elettronegatività determina una asimmetrica distribuzione elettronica del doppietto di legame, detta polarizzazione, che provoca la creazione di un dipolo con un negativo sull'atomo più elettronegativo ed una deficienza elettronica, positivo, sull'altro atomo d () () debye l 1,08 D l = e x d [D] F 1,91 D Br 0,80 D l 4 2 La polarità del legame può determinare una polarità dell'intera molecola se questa non ha una geometria simmetrica l l l l 0 D 1,85 D 30

32 Gruppi Funzionali e lassi di omposti rganici Idrocarburi costituiti solo da e insaturi non danno addizioni aromatici sp 2 benzene * alcheni (olefine) sp 2 dieni polieni sp 2 alchini, sp insaturi danno addizioni etene butadiene etino alcani sp 3 metano * saturi poco reattivi etano * possono essere lineari, ramificati o ciclici 31

33 Modi di scrittura delle formule Formula di struttura in cui tutti i legami sono esplicitati 3 3 sono omessi i legami sono omessi anche i legami sono esplicitati solo i legami delle ramificazioni I terminali della spezzata e gli angoli sono, il completamento della tetravalenza dei carboni è dato da che sono omessi 32

34 Rappresentazione delle strutture metano modello a cuneo modello ad aste e sfere modello a spazio pieno 33

35 Alcani Formula Generale n (2n2) Idrocarburi saturi a catena aperta contenenti solo legami singoli. Il carbonio è ibridato sp propano 4 metano 3 3 etano butano 34

36 Nomenclatura degli alcani La nomenclatura internazionale per tutti i composti organici è definita dalla IUPA (International Union of Pure and Applied hemistry) Gli alcani sono caratterizzati dalla desinenza ano Il prefisso indica il numero di atomi di carbonio del composto Alcani lineari 1 metano 4 2 etano propano butano pentano 3 ( 2 ) esano 3 ( 2 ) eptano 3 ( 2 ) decano 3 ( 2 ) undecano 3 ( 2 ) dodecano 3 ( 2 ) tridecano 3 ( 2 ) eicosano 3 ( 2 ) triacontano 3 ( 2 ) ectano 3 ( 2 )

37 Nomenclatura dei gruppi alchilici (alifatici) lineari Dall'alcano lineare si sostituisce la desinenza ano con ile Metano 3 Metile 3 Etano 3 2 Etile 2 3 Propano Propile Butano Butile Nomenclatura degli alcani ramificati 1) si scrive la catena "lineare" più lunga di atomi di carbonio del composto, che determinerà il nome base dell'alcano non è un etilesano ma un metileptano 2) si numera la "catena più lunga" in modo che il sostituente abbia il numero d'ordine più basso metilesano metileptano 36

38 Nomenclatura degli alcani ramificati 3) se sono presenti più sostituenti si individua la loro posizione dal numero dell'atomo di carbonio facendo in modo da dare loro il numero d'ordine più basso etil2metilottano non 4etil7metilottano l' etil precede il metil in base all'ordine alfabetico etil3metilesano ,3dimetilesano ,3,5trimetil4propileptano (4 sost.) 3 non 4[2butil]2,3dimetileptano (3 sost.) 37

39 lassificazione degli atomi di e di * * * carbonio 4 * carboni e idrogeni 1 3 # carboni e idrogeni 2 3 * 2 3 * # carboni e idrogeni e del metile Nomenclatura gruppi alchilici ramificati npropile isopropile nbutile secbutile isobutile terzbutile 38

40 Isomeria costituzionale negli alcani Isomeri costituzionali = composti con uguale formula molecolare ma nei quali gli atomi sono legati con un ordine diverso butano 3 2metilpropano nesano 2metilpentano metilpentano ,2dimetilbutano 2,3dimetilbutano 39

41 NUMER DI ISMERI AL VARIARE DEI ARBNI FRMULA Isomeri FRMULA Isomeri

42 Etano 3 3 Vista laterale Vista frontale formula a cavalletto proiezione di Newman 41

43 onformazioni Intorno al legame singolo c'è libera rotazione. Le infinite diverse disposizioni degli atomi nello spazio ottenute per rotazioni sono dette conformazioni sfalsata eclissata 42

44 Analisi conformazionale dell'etano E Eclissata angolo diedro b a 2,8 kcal/mol sfalsata sfalsata ,8 kcal/mol tensione torsionale 43

45 icloalcani Formula Generale n 2n Alcani con struttura ciclica anno 2 in meno rispetto agli alcani a catena aperta ciclobutano ciclopentano cicloesano assiale equatoriale assiale icloesano Il cicloesano non è planare Tutti gli angoli tra i legami sono di circa 109,5 44

46 Analisi conformazionale cicloesano E barca 10,8 kcal/mol 7,1 kcal/mol Nella interconversione della sedia i sostituenti assiali diventano equatoriali e viceversa. La conformazione a sedia più stabile è quella che porta il sostituente più ingombrante in posizione equatoriale 45

47 Alcheni (olefine) Formula generale n 2n idrocarburi contenenti il doppio legame = Il carbonio impegnato nel doppio legame è ibridato sp 2 121,7 impegnati nella formazione del legame π = σ* Etene p z p z π* 3 zx Propene sp 2 impegnati nella formazione del legame σ π σ yx 46

48 Nomenclatura degli alcheni IUPA ambiando il suffisso ano (degli alcani) in ene esene metilesene Si prende la catena più lunga contenente il doppio legame etil3metilpentene 2 3 icloalcheni metilciclopentene ,2dimetilciclopentene 4etil1metilcicloesene

49 Dieni Gli alcheni con due doppi legami sono detti dieni Dieni isolati ,4pentadiene Dieni coniugati ,3butadiene 1,3ciclopentadiene 48

50 Alchini n 2n2 I carboni del triplo legame sono ibridati sp 3 AETILENE op. ETIN PRPIN BUTIN 2BUTIN sp p z p z sp p y p y sp π σ π' y Z X 49

51 La isomeria in himica rganica isomeri composti differenti con la stessa formula molecolare (bruta) costituzionali isomeri i cui atomi sono connessi in modi diversi stereoisomeri isomeri che a parità di connessione differiscono per come gli atomi sono disposti nello spazio conformazionali stereoisomeri che sono interconvertibili per rotazione intorno a legami singoli (σ) configurazionali stereoisomeri la cui interconversione richiede rottura di legami o comunque una energia tale che non è ottenibile in condizioni ordinarie enantiomeri stereoisomeri che sono l'uno l'immagine speculare dell'altro non sovrapponibile diasteroisomeri stereoisomeri che non sono l'uno l'immagine speculare dell'altro 50

52 Isomeri costituzionali composti con la stessa formula molecolare (bruta) ma che differiscono per l'ordine con cui sono legati gli atomi butano 2metilpropano alcol etilico 3 3 etere dimetilico alcol isopropilico alcolnpropilico etilmetiletere 51

53 cis conformazionali eclissata etano a b sfalsata a y stereoisomeri b 3 3 diasteroisomeri Z X trans configurazionali enantiomeri si ha diastereoisomeria cistrans negli alcheni quando su ciascun carbonio sp 2 ci sono sostituenti diversi 3 3 cis2butene trans2butene Sistemi ciclici ,2cisdimetilciclopentano ,2transdimetilciclopentano

54 Molecole hirali Una molecola, in genere un oggetto, si dice chirale quando non è sovrapponibile alla sua immagine speculare Esempi di oggetti chirali: mano, vite, scala a chiocciola In genere un oggetto achirale possiede un piano di simmetria l l Br l l molecole achirali: il piano del lucido è un piano di simmetria Br chirale l I Un atomo tetraedrico (carbonio) che ha quattro sostituenti (atomi o gruppi) diversi è privo di un piano di simmetria ed è pertanto chirale ed è detto stereocentro ( centro asimmetrico) 53

55 Enantiomeria L'enantiomeria si ha nelle molecole chirali. La più comune (ma non l'unica) causa di enantiomeria è la presenza di uno stereocentro nella molecola I II Il 2butanolo è una molecola chirale: non sovrapponibile alla propria immagine speculare Le due molecole I e II sono due enantiomeri in quanto sono l'una l'immagine speculare dell'altra e non sono sovrapponibili A A B I D D II B specchio 180 A A B I D B D II I e II non sono sovrapponibili 54

56 Nomenclatura degli stereocentri Sistema (R,S ) di ahn, Ingold e Prelog A) Identificare lo stereocentro ed i gruppi ad esso legato B) Assegnare una priorità ai gruppi da 1 (alta priorità) a 4 (bassa priorità) in base al Numero Atomico dell'atomo legato allo stereocentro precede il 3 perchè al 2 sono legati 2 ed un ( questo ha una priorità più alta rispetto ad ) mentre al 3 sono legati 3 ) rientare la molecola nello spazio in modo che il gruppo a priorità minore (4) sia diretto lontano dall'osservatore, mentre gli altri tre si proiettano verso l'osservatore come i raggi di uno sterzo (S ) 2butanolo D) Guardando dalla parte del guidatore dell'auto, cioè opposta alla canna dello sterzo, si vede il verso di rotazione per andare dal gruppo 1 al 3, se questo è orario la configurazione dello stereocentro sarà (R ) se antiorario sarà (S ) 55

57 GNI MLELA A UN IMMAGINE SPEULARE!!! SL SE QUESTE NN SN SVRAPPNIBILI SN DIVERSE, IE ENANTIMERI 3 3 Identiche Rotazione di a

58 NFIGURAZINE ASSLUTA: descrittori R o S [ahn Ingold Prelog] 1) L atomo con numero atomico maggiore ha priorità sull atomo a numero atomico minore. I > Br > l > F > > N > > 4 F 1 2 T D 3 2) Nel caso di isotopi la priorità spetta all isotopo con numero di massa maggiore. 3) Se al carbonio chirale (centro stereogenico) sono legati atomi uguali, la priorità si determina sulla base del numero atomico del primo atomo differente b

59 NFIGURAZINE ASSLUTA 4) Gli atomi legati con legami multipli sono considerati come atomi legati con un numero equivalente di legami semplici ) Attribuiti i corretti numeri ai sostituenti del carbonio chirale, osservare la disposizione dei gruppi 1, 2 e 3 guardando la molecola dalla parte opposta rispetto al gruppo a priorità più bassa Se la rotazione è oraria, la configurazione è R, altrimenti è S 55c

60 Descrizione della configurazione dello stereocentro della gliceraldeide Qual é la configurazione di questo enantiomero? 2 gliceraldeide gruppo formilico (R)gliceraldeide Il gruppo formilico precede il 2 perchè il doppio legame viene considerato come se al formilico fossero legati 2, oltre che 1, mentre al gruppo al del gruppo 2 è legato 1, oltre che

61 Descrittori (D,L) di Fisher per la configurazione di stereocentri Formule di Fisher. Ideate per i carboidrati che sono composti contenenti sempre gruppi su centri chirali. Sono proiezioni delle formule prospettiche Il carbonio chirale è il centro della croce e non si indica, quindi si dispongono i sostituenti in modo che la catena carboniosa più lunga sia sempre verticale, mettendo in alto il carbonio con il carbonio più ossidato Quindi se l' è a destra e l' a sinistra la configurazione è D, se è l'inverso la configurazione è L (D)gliceraldeide (L)gliceraldeide Nelle formule di Fisher i legami orizzontali si dirigono verso l'osservatore, quelli verticali si allontanano dall'osservatore 57

62 3 2 3 Limiti delle formule di Fisher Le formule di Fisher permettono di indicare le configurazioni nel piano, cioè senza utilizzare le formule prospettiche, ma esse non possono essere ruotate di 90 nel piano in quanto questo comporterebbe la trasformazione di un enantiomero nell'altro (S)2butanolo (R)2butanolo il piano del lucido è lo specchio e le immagini non sono sovrapponibili Anche lo scambio di due sostituenti causa l'inversione della configurazione Le formule di Fisher non possono essere sollevate dal piano, possono invece essere ruotate di 180 nel piano perchè questa rotazione porta allo stesso enantiomero di partenza 58

63 NFIGURAZINE RELATIVA La nomenclatura dei centri chirali dei carboidrati e degli amminoacidi fa ancora uso del sistema (D,L) N 2 2 Dgliceraldeide R Damminoacido 2 N 2 Lgliceraldeide R Lamminoacido 59

64 Molecole a catena aperta con più di uno stereocentro Numero massimo di stereoisomeri con n stereocentri = 2 n * * 2 2 stereocentri (quelli asteriscati) determinano al massimo 2 2 = 4 stereoisomeri 2,3,4triidrossibutanale I II III IV coppia di enantiomeri coppia di enantiomeri I e II (enantiomeri tra loro) sono diastereoisomeri di III e IV III e IV (enantiomeri tra loro) sono diastereoisomeri di I e II 60

65 Descrizione delle configurazioni in una molecola a più stereocentri Le priorità per il centro a sono 1 ; 2 (gruppo formilico) 3 2 ; R a 3 1 2,3,4triidrossibutanale 2 il verso di rotazione da 1 a 3 è antiorario ma poichè dobbiamo leggere il verso mettendoci dal lato opposto del sostituente a priorità più bassa (4) e invece tale sostituente () è nella struttura orientato verso di noi, il verso corretto è l'opposto cioè l'orario e quindi la configurazione èr 61

66 Molecole acicliche con più di uno stereocentroformule di Fisher 2,3,4triidrossibutanale I II III IV Si possono utilizzare anche le formule piane di Fisher. R R 2 S S 2 S R 2 R S 2 I II III IV vviamente se lo stereocentro di una molecola chirale è R quello del suo enantiomero è S 62

67 Proprietà degli stereoisomeri Gli enantiomeri hanno proprietà chimiche e fisiche identiche I diastereoisomeri hanno proprieà chimiche e fisiche diverse Gli enantiomeri si possono distinguere solo quando reagiscono con altre molecole chirali o con un mezzo chirale come la luce polarizzata filtro polarizzatore cella contenente l'enantiomero α angolo di rotazione della luce piano polarizzata luce piano polarizzata sorgente luminosa nuova posizione della luce piano polarizzata dopo l'attraversamento del campione posizione della luce piano polarizzata che entra nella cella Gli enantiomeri sono otticamente attivi, cioè ruotano il piano della luce polarizzata 63

68 Potere rotatorio specifico Un enantiomero è caratterizzato da una costante fisica che misura la sua capacità a ruotare il piano della luce polarizzata, detta potere rotatorio specifico [α] D 25 [α] D 25 = α rotazione osservata in gradi lunghezza della cella [dm] x onc. [g/ml] Poiché ciascun enantiomero ha un potere rotatorio specifico uguale in valore assoluto ma di segno apposto, gli enantiomeri sono anche indicati come antipodi ottici (S )()2butanolo (R )()2butanolo 25 [a] D = 13,5 25 [α] D = 13,5 destrogiro levogiro Non c'è alcuna relazione tra il potere rotatorio specifico (si può conoscere solo attraverso la misura sperimentale) e i descrittori (R,S) della configurazione dello stereocentro, che dipende solo dalla priorità dei gruppi 64

69 ompostimeso ompostomeso = molecola achirale che possiede due o più stereocentri * * acido tartarico I = II compostomeso achirale (2) III chirale coppia di enantiomeri configurazioner IV chirale (4) (4') (1) (1') piano di simmetria intramolecolare (2') configuraziones L'acido tartarico, invece di avere 4 stereoisomeri cioè 2 2, ne ha solo 3, una coppia di enantiomeri più una formameso 65

70 Molecole cicliche con più stereocentri trans cis 3 3 * * 3 3 trans1,2dimetilciclopentano enantiomeri 3 3 cis1,2dimetilciclopentano meso achirale cis1,3dimetilcicloesano meso achirale 3 3 trans1,3dimetilcicloesano enantiomeri 3 3 trans1,4dimetilcicloesano cis1,4dimetilcicloesano entrambi achirali trans1,2dimetilcicloesano enantiomeri 66

71 Miscela racemica Una miscela equimolecolare dei due enantiomeri è detta miscela racemica ed è caratterizzata dall'essere otticamente inattiva cioè non fa ruotare il piano della luce polarizzata quindi ha un [α] D = % 50% 2 3 (S )()2butanolo (R )()2butanolo La separazione dei componenti di una miscela racemica è detta risoluzione La strategia consiste nel fare reagire la miscela con un agente chirale che la trasformerà in una miscela di diastereoisomeri, questi avendo proprietà chimicofisiche diverse, potranno essere separati e quindi ritrasformati nei singoli enantiomeri miscela racemica (S R) R 1 (S R 1 ) (R R 1 ) separazione chimicofisica (S R 1 ) R 1 S agente chirale risolvente miscela diastereoisomerica (R R 1 ) R 1 R 67

72 Forze intermolecolari Le molecole tra loro esercitano delle interazioni che dipendono dalle loro strutture molecolari le molecole dotate di un momento dipolare permanente, perchè contengono legami polarizzati, danno interazioni dipolodipolo δ δ 3 l δ δ δ δ δ δ ~2 kcal/mol δ δ Molecole con legati ad atomi molto elettronegativi come F, l,, N formano legami (o ponti) idrogeno la cui forza dipende dalla differenza di elettronegatività 3 19 kcal/mol 3 Le forze di van der Waals sono dovute al moto degli elettroni che determinano dipoli istantanei tra i quali avviene attrazione, Sono forze universali, le uniche che agiscono tra molecole nonpolari. Più sono grandi le molecole più è forte tale interazione 3 3 δ δ dipolo istantaneo Interazioni ioneione. Tipica dei composti ionici. Dovuta all'attrazione tra ioni di carica opposta. Particolarmente forte 68

73 Perché gli enzimi hanno la capacità di distinguere gli enantiomeri e quindi di reagire con uno solo di questi? Substrato Superficie dell enzima Superficie dell enzima Tre interazioni corrette Due interazioni corrette 69

74 Gruppi funzionali: atomi diversi da e, o gruppi di atomi con peculiari reattività che identificano le classi di composti organici R = residuo alifatico derivante da un qualsiasi idrocarburo saturo o insaturo in cui un è privato di un idrogeno al quale si lega il gruppo funzionale; se deriva da un idrocarburo aromatico il residuo si indica con Ar R R N alcoli ammine Gruppi Funzionali R tioli S R X (dove X=F,l,Br,I) alogenuri alchilici Ar fenoli Ar N 2 ammine aromatiche R R' chetoni R aldeidi R eteri R' R acidi R' R S tioesteri R R' esteri R' X R R' alogenuri acilici R N ammidi R' R anidridi 70

75 Interazione idrofobica Associazione di molecole apolari in acqua, tanto più forte quanto più è grande la molecola 2 molecole di nottano insolubili in 2 interazione molto importante per le macromolecole biologiche Formazione di Micelle coda apolare Na testa polare acqua benzene 71

76 Proprietà fisiche e Struttura p.f. p. eb. solido liquido gas p.f. p.eb. etano cloroetano 3 2 l 138,7 23,7 etanolo ,5 acetaldeide acido acetico 3 16,6 118 acetato di sodio 3 NA 324 decomp etilammina 3 2 N Solubilità Per sciogliere composti ionici o polari occorrono solventi polari I composti non polari sono solubili in solventi non polari simile scioglie simile dissoluzione = ioni solvatati solido solvatato 72

77 Perchè le molecole reagiscono? ome gli atomi reagiscono per dare le molecole, che sono specie di maggiore stabilità, così le molecole, poste in certe condizioni, reagiscono per dare delle nuove molecole dotate di una maggiore stabilità temperatura di ignizione calore ome esiste una energia potenziale che può trasformarsi in energia cinetica, così esiste per una molecola un potenziale chimico che esprime la sua capacità a trasformarsi in un altro prodotto, in opportune condizioni 2 S 4 2Na Na 2 S In molte molecole organiche si può individuare un carattere acido o basico secondo le definizioni di Arrhenius, Brønsted o Lewis. Quest'ultima è particolarmente importante per comprendere perchè avvengono le reazioni chimiche e anche il loro andamento La natura acida o basica di una molecola è una delle principali forze motrici che fanno reagire le molecole 73

78 Acidi e basi Arrhenius Un acido è una sostanza che in acqua libera un eccesso di ioni ( 3 ), una base libera in acqua un eccesso di ioni l (gas) l _ N N La definizione di acidità e basicità di Arrhenius ha come limite il fatto che è data solo per le soluzioni acquose 74

79 Acidi e basi BRØNSTEDLWRY Un acido è una sostanza in grado di cedere protoni ( ), una base è una sostanza capace di acquistarli l (gas) base acido acido coniugato l _ base coniugata L'equilibrio della reazione acido/base è sempre spostato verso le specie deboli a danno di quelle forti Pìù forte è l'acido più debole è la sua base coniugata acido più debole base più debole 3 2 base più forte 3 acido più forte K eq = [ 3 ][ 3 ] [ 3 ][ 2 ] K eq [ 2 ] = K a costante di acidità K a = [ 3 ][ 3 ] [ 3 ] logk a = pk a Più è alto il valore del K a (basso pk a ) più forte è l'acido 75

80 Acidi e Basi di Lewis Un acido è un accettore di coppie di elettroni, una base è un donatore di coppie di elettroni B A δ δ BA Basi di Lewis Sono tutte quelle specie che hanno coppie di elettroni non condivise o doppietti di elettroni di legami ad alta energia, come gli elettroni π di = l N 3 3 N 2 3 S 3 3 Acidi di Lewis Sono tutte quelle specie che hanno una lacuna elettronica F 3 Ag F B F l l Al l 3 3 acido 3 3 base

81 Struttura e Acidità La forza di un acido è misurata dalla sua K a (pk a ) più questa è alta (basso pk a ) più l'acido è forte, cioè più l'equilibrio è spostato verso la sua base coniugata A 2 A 3 K a = [A ][ 3 ] [A] L'equilibrio è sempre spostato verso specie più stabili, che sono quelle a minore contenuto energetico, quindi i fattori che aumentano la stabilità della base coniugata, rispetto all'acido, aumenteranno la forza di quest'ultimo Elettronegatività Lungo un periodo, quanto più è elettronegativo l'atomo A di A tanto più l'acido è forte perchè nella base coniugata A la carica negativa si troverà su un atomo più elettronegativo e questa è una situazione a più bassa energia N N 2 F F Elettr. 2,5 N 3,0 3,5 F 4,0 pk a ,7 3,2 aumento di acidità elettronegatività degli ibridi sp > sp 2 > sp 3 acidità decrescente > 2 >

82 Struttura e Acidità Forza di legame Scendendo lungo un gruppo la forza del legame A diminuisce e quindi aumenta la forza dell'acido aumenta E. dis. kcal/mol F F 135 l l 102 Br Br 87 I I 71 pk a 3, aumento di acidità Effetto induttivo L'effetto induttivo consiste nella polarizzazione della densità elettronica indotta dalla differenza di elettronegatività ed è trasmesso attraverso i legami σ acido acetico pk a = 4,76 δ F δ δ F F δ F δ F F δ pk a = 0,23 acido trifluoroacetico 78

83 Struttura e Acidità Effetto di delocalizzazione degli elettroni p (risonanza) Quanto più una carica è delocalizzata, cioè distribuita su più atomi, tanto più il sistema è stabile Acido carbossilico: la base coniugata, carbossilato, è molto più stabile dell'acido perchè la delocalizzazione è tra strutture identiche mentre nell'acido è tra strutture molto diverse pk a = 4,76 3 Alcol, la base coniugata, alcossido, ha una stabilità simile a quella dell'alcol, per entrambi non c'è delocalizzazione pk a = 15,9 Fenolo: la base coniugata, fenossido, è più stabile del fenolo quindi esso è più acido dell'alcol, ma lo è meno dell'acido carbossilico pk a = 9,95 79

84 acido più debole Acido Formula pka Base coniugata Etano ammoniaca N 3 38 N 2 etanolo ,9 3 2 acqua 2 15,7 Ione metilammonio 3 N 3 10,64 3 N 2 etantiolo 3 3 S 10,5 3 2 S Ione bicarbonato 3 10,33 3 fenolo 6 5 9, Ione ammonio N 4 9,24 N 3 Acido carbonico 2 3 6,36 3 Acido acetico 3 4,76 3 anilinio 3 N 4,63 2 N acido più forte Acido benzoico 6 5 4, Acido fosforico 3 P 4 2,1 2 P 4 Ione idronio 3 1,74 2 Acido solforico 2 S 4 5,2 S 4 Acido cloridrico l 7 l Acido bromidrico Br 8 Br Acido iodidrico I 9 I Base più forte Base più debole 80

85 Relazione tra K eq e variazione di energia libera standard DG Una reazione chimica avviene se permette il raggiungimento di una maggiore stabilità del sistema che sarà quindi a minore energia A 2 A 3 K a = DG = 2,303 RT log K a quando K a > 1, cioè l'acido è forte, il G è < 0 quando K a < 1, cioè l'acido è debole, il G è > 0 In generale per qualsiasi reazione : DG < 0: reazione favorita termodinamicamente DG > 0: reazione sfavorita termodinamicamente DG = D TDS [A ] [ 3 ] [A] La rottura e formazione di legami in una reazione chimica comporta una variazione di energia: rompere un legame comporta una spesa energetica, formare un legame comporta un guadagno energetico: Il (entalpia o contenuto termico) rappresenta il bilancio energetico totale della reazione D < 0 reazione esotermica favorita entalpicamente D > 0 reazione endotermica sfavorita entalpicamente La rottura e formazione di legami comporta, di solito, anche una variazione del grado di ordine e del disordine del sistema che è misurato dal S (entropia) DS > 0 aumenta il disordine favorita entropicamente DS < 0 aumenta l'ordine sfavorita entropicamente 81

86 inetica e Meccanismo di reazione Una reazione termodinamicamente favorita, cioè che ha G < 0, non è detto che effettivamente avvenga, perchè dipende anche dalla sua velocità, cioè dalla sua cinetica La cinetica di una reazione dipende dalle energie implicate nei processi di formazione e rottura dei legami durante l'evolversi della reazione stessa, cioè dipende dal meccanismo di reazione Le molecole per reagire devono venire a contatto tra loro e quindi vincere la repulsione delle loro atmosfere elettroniche, cioè devono superare una barriera di energia, l'energia libera di attivazione G #, al cui massimo corrisponde lo stato di transizione stato di transizione AB k 1 P k 1 è la costante specifica di velocità G AB [AB] G # v = k 1 [A][B] profilo di reazione P coordinata di reazione Più alta è DG # più è bassa k 1, cioè più è lenta la reazione 82

87 Differenza tra K eq e k AB P G AB [AB] [AB] G # G caso 1 caso 2 1 # G P 2 G 1 G 2 P AB coord. reaz. G 1 = G P G (AB) < 0 per cui la reazione è favorita e la K eq > 1 coord. reaz. G 2 = G P G (AB) >0 per cui la reazione è sfavorita e la K eq < 1 il valore della costante di equilibrio dipende solo dal G cioè dalla differenza di energia tra prodotti e reagenti quindi la K a,essendo una K eq, dipende solo dalla relativa stabilità della base coniugata rispetto all'acido La costante specifiva di velocità, k, invece, dipende dall'energia libera di attivazione G #, cioè dalla differenza di energia tra stato di transizione e reagenti G 1 # < G 2 # quindi la reazione del caso 1 è più veloce di quella del caso 2 83

88 Reazioni ad uno o a più stadi La reazione ad un solo stadio attraversa un unico stato di transizione G stato di transizione reagenti AB prodotto P AB coordinata di reazione La reazione a più stadi attraversa due o più stati di transizione P reagenti 1 intermedio 2 AB AB stati di transizione G # G 2 # G AB 1 AB prodotto P stadio più lento P G 1 coordinata di reazione G 2 # > G 1 # cioè la velocità di reazione è limitata dallo stadio 2 che è quello che passa attraverso lo S.T. ad energia più alta 84

89 lassificazioni delle reazioni chimiche In una reazione di solito si distingue, per convenzione, tra substrato, composto della cui trasformazione siamo interessati, e reattivo, composto necessario per indurre la trasformazione 1) In base al tipo di trasformazione del substrato a) sostituzione R 2 X Y R 2 Y X b) addizione, eliminazione addizione Y X 2 2 YX eliminazione 2 2 c) ossidazione, riduzione 2 (ossidazione) 3 2 (riduzione) 3 alcol primario aldeide (ossidazione) 3 (riduzione) 3 aldeide acido carbossilico 85

90 lassificazione delle reazioni organiche 2) in base al tipo di meccanismo concertata senza la formazione di intermedi, in un unico stadio quindi con un solo stato di transizione a stadi con formazione di intermedi e più stati di transizione Intermedi più comuni radicali specie aventi elettroni spaiati ottenute da scissioni omolitiche del legame Z Z ionici ottenuti per scissione eterolitica del legame Z Z carbocatione Z carboanione Z 86

91 lassificazione delle reazioni 3) in base alla natura del reattivo nucleofila quando il reattivo porta l'attacco sul substrato con un doppietto elettronico isolato o di legame ad alta energia. Di fatto è anche una base nucleofili più comuni: l Br I R S R 2 R N 3 N elettroni π R R R elettrofila quando il reattivo va alla ricerca di doppietti. Di fatto è anche un acido BF 3 ome una base reagirà con una specie che si comporta da acido e viceversa, così: reagirà con reattivo nucleofilo substrato elettrofilo reattivo elettrofilo reagirà con Ag substrato nucleofilo Quindi anche per i substrati si può identificare una natura nucleofila o elettrofila, in particolare gli atomi che nel substrato esplicano questa azione saranno il bersaglio del reattivo di natura opposta La tendenza di un nucleofilo a reagire con un elettrofilo, e viceversa, è la principale forza motrice delle reazioni chimiche 87

92 Reattività La natura nucleofila è data da doppietti elettronici facilmente disponibili ad essere ceduti e questi sono ovviamente quelli ad alta energia Gli elettroni molecolari s sono a più bassa energia dei p La natura elettrofila è data dalla disponibilità ad accettare doppietti elettronici e quindi è individuabile in quei siti molecolari che hanno una deficienza di elettroni, cioè sono caratterizzati da un d o da una carica positiva piena Le molecole polari presentano siti con un eccesso di elettroni (d ) e siti con un difetto di elettroni (d ) per cui in esse è facile identificare un sito nucleofilo ed uno elettrofilo Gli alcani che sono molecole poco polari sono in generale poco reattivi. La reazione più importante degli alcani è la combustione, cioè una ossidazione che produce calore = 192 kcal/mole La reattività di un composto organico è quindi essenzialmente quella del suo gruppo funzionale, caratterizzato di solito da elettroni ad alta energia e/o da deficienze di elettroni. Lo scheletro carbonioso saturo comunque influenza la reattività del gruppo funzionale sia per effetti elettronici (induttivi o di risonanza) che sterici, cioè di ingombro spaziale dovuto alle sue dimensione 88

93 Reattività degli alcheni Il gruppo funzionale degli alcheni è costituito dal doppio legame =, che si rompe piuttosto facilmente essendo formato da elettroni π ad energia più alta degli elettroni σ, che formano il legame singolo Pertanto gli alcheni sono dei composti di natura nucleofila, disponibili a cedere il doppietto elettronico del legame π a molecole di natura elettrofila che si addizionano saturando il doppio legame. La classica reazione degli alcheni è : l'addizione elettrofila elettrofilo nucleofilo: elettroni π l l S Il meccanismo è a stadi e prevede la formazione di un intermedio carbocationico 3 2 δ δ l 3 3 l propene carbocatione isopropilico 3 3 l l 3 3 cloruro di isopropile 2cloropropano 89

94 Regioselettività dell'addizione elettrofila Teoricamente, l'addizione di può avvenire su ciascuno dei due carboni sp 2 del doppio legame l δ δ carbocatione 1 3 l 2 l 1cloropropano l carbocatione 2 l 2cloropropano 3 2metil2butene 3 3 l 3 l 3 3 l carbocatione 2 carbocatione 3 3 l 3 3 2cloro3metilbutano l 2cloro2metilbutano Il preferenziale attacco di un reattivo su uno specifico sito molecolare e quindi la formazione preferenziale di un isomero costituzionale rispetto ad un altro si dice regioselettività. L'addizione del protone sugli alcheni è quindi regioselettiva 90

95 Geometria e stabilità dei carbocationi Il carbonio dei carbocationi è ibridato sp 2, per cui i tre sostituenti sono tutti 3 nello stesso piano e formano angoli di , l'orbitale p non ibridizzato è perpendicolare a questo piano ed è vuoto carbocationeterzbutilico stabilità crescente dei carbocationi < < < metilico L'aumentata stabilità dei carbocationi all'aumentare della sostituzione alchilica è dovuta all'aumentata dispersione della carica su un volume più ampio G carbocatione G # L'addizione elettrofila ha un meccanismo a stadi dove la formazione del carbocatione è lo stadio lento alchene l cloroalcano coord. di reazione Più è stabile il catione più esso si forma velocemente ecco perchè la reazione è regioselettiva, cioè dei due isomeri costituzionali possibili si ottiene solo, o preferenzialmente, quello che si forma più velocemente 91

96 Addizione di 2 agli alcheni. atalisi Il meccanismo è simile a quello dell'addizione di l solo che in questo caso l'elettrofilo è 3, la cui concentrazione è aumentata dalla presenza dell' 2 S 4 che funziona da catalizzatore. La reazione, quindi, procede con catalisi acida 3 2 lento veloce 3 3 catione ossonio 3 3 veloce 3 3 alcol isopropilico Un catalizzatore è una sostanza che aumenta la velocità di una reazione senza alterarne la posizione dell'equilibrio e, di solito, non viene consumato durante la reazione, cioè viene ripristinato durante la reazione stessa Gli enzimi sono i catalizzatori che permettono la realizzazione delle reazioni nei sistemi biologici a temperatura fisiologica 92

97 Idrogenazione degli alcheni ad alcani Quando, potendosi formare più stereoisomeri, se ne formano uno o più prevalentemente si dice che la reazione è stereoselettiva Pd 25,3 atm La idrogenazione catalitica degli alcheni è stereoselettiva Pt ,2dimetilcicloesene 70% cis 30% trans 1,2dimetilcicloesano 3 Il doppio legame è planare e questo determina l'esistenza di due facce della molecola. Se l'addizione dei due su ciascun carbonio avviene sulla stessa faccia della molecola si dice che l'addizione èsin e porta al prodottocis, se avviene su facce opposte si dice che l'addizione èanti e porta al prodotto trans. catalizzatore catalizzatore catalizzatore 93

98 alore di idrogenazione. Stabilità degli alcheni La riduzione di un alchene ad un alcano è un processo esotermico 2 = = 32.8 kcal/mol : calore di idrogenazione Più l alchene è stabile minore sarà il calore sviluppato nella idrogenazione 3 2 = 30,1 kcal/mol 3 3 cis2butene 1 kcal/mol 3 3 trans2butene 28,6 kcal/mol ,6 kcal/mol metil2butene = 26,9 kcal/mol = 26,6 kcal/mol 2,3dimetil2butene 94

99 Idrocarburi aromatici Idrocarburi ciclici contenenti doppi legami alternati a legami singoli e dotati di particolare stabilità per cui non danno reazioni di addizione, pur essendo insaturi. Tutti i carboni sono ibridati sp 2 benzene Alchil benzeni = Areni fenile il residuo è indicato con Ar metil benzene toluene etilbenzene isopropilbenzene stirene dimetilbenzeni 3 orto meta 3 para 95

100 La struttura del benzene. Aromaticità 6 6 Br 2 benzene Kekulè sp 2 Fel 3 1,34 Å 6 5 Br bromobenzene 1,54 Å Br Br 2 dibromobenzene 3 isomeri costituzionali orbitali π del benzene i tre orbitali π che contengono i 6 elettroni dei p non ibridizzati dei 6 carboni sp 2 del benzene indicano una delocalizzazione estesa all'intera molecola e questo conferisce una extra stabilità che è l'essenza dell'aromaticità L'aromaticità è comune ad altre molecole cicliche anche con eteroatomi. Regole di ückel: a) avere un orbitale 2p su ciascun atomo dell'anello b) essere planare o quasi planare, in modo da consentire una sovrapposizione continua di tutti gli orbitali 2p dell'anello 3) Il numero degli elettroni p deve essere uguale a 4n2 dove n = 0, 1, 2, 3...n 96

101 Energia di risonanza del benzene L'energia di risonanza è la differenza tra l'energia dell'ibrido di risonanza (la realtà fisica) e la più stabile delle strutture canoniche di risonanza (strutture ipotetiche) che ad esso contribuiscono 2 benzene cicloesano = 49,8kcal/mole cicloesatriene (ipotetico) E [kcal/mole] 3 2 cicloesadiene benzene E R = 36 cicloesene 85,8 (calcolata) 2 28,6 55,4 49,8 cicloesano 97

102 Reattività dei composti aromatici. Sostituzione elettrofila aromatica Gli idrocarburi aromatici, pur essendo altamente insaturi, non danno reazioni di addizione elettrofila ma solo di sostituzione elettrofila, perchè i loro legami π sono molto stabili e difficilmente possono essere rotti. δ δ lento E E EY E Y elettrofilo nucleofilo: elettroni p E Y E veloce Y EY G # E Elettrofili più comuni 2 N nitrazione N 2 nitronio nitrobenzene 3 3 alchilazione 3 carbocatione isopropilbenzene 3 δ δ bromurazione Br Br Br Fel 3 bromobenzene 98

103 Alogenuri alchilici e arilici Derivano formalmente da un alcano in cui un idrogeno è stato sostituito da un alogeno, il quale quindi è legato ad un sp 3 δ δ RX dove X= F, l, Br, I il legame è polarizzato R X IUPA Il nome dell'alcano è preceduto dal nome dell'alogeno 3 l clorometano o cloruro di metile 3 2 l cloroetano o cloruro di etile alogenuro l 2cloropropano o cloruro di isopropile alogenuro l 2cloro2metilpropano o cloruro diterzbutile alogenuro 3 l 3 triclorometano o cloroformio l 4 tetraclorometano o tetracloruro di carbonio l Alogenuri Arilici clorocicloesano l Arl l 3 clorobenzene oclorometilbenzene 99

104 Sostituzione nucleofila alifatica Il substrato svolge il ruolo di elettrofilo, mentre il reagente svolge quello di nucleofilo. Il nucleofilo, carico negativamente o neutro, deve avere un doppietto elettronico facilmente cedibile. E' necessario che il substrato abbia una lacuna elettronica, cioè un sito con un δ, sul quale avverrà l'attacco dell'atomo nucleofilo δ δ R X Nu Nu R X nucleofilo elettrofilo gruppo uscente δ l δ l δ δ Br Na I 322I Na Br δ δ Br 3 S Na S 3 Na Br 100

105 Meccanismi della sostituzione nucleofila alifatica Meccanismo S N 2= Sostituzione Nucleofila Bimolecolare Meccanismo concertato, senza intermedi, con un G S.T. solo S.T. nella cui struttura sono presenti sia la molecola di substrato che 3 Br quella del nucleofilo, da cui il bimolecolare 3 Br Br Br Br bromuro di metile S.T. metanolo v = k[ 3 Br][ ] significa che se aumento [ 3 Br] e/o [ ] aumenta v # coord. reaz. L'attacco del nucleofilo avviene dal lato opposto del gruppo uscente. Questo comporta una inversione di configurazione se il carbonio che subisce l'attacco è chirale Se il carbonio del reagente ha configurazione R, quello del prodotto non è detto che abbia configurazione S, perchè i descrittori dipendono dalla priorità dei gruppi. Se il reagente è levogiro non è detto che il prodotto sia destrogiro, questo è un dato solo sperimentale e che non si può prevedere 101

106 Meccanismi della sostituzione nucleofila alifatica Meccanismo S N 1= Sostituzione Nucleofila monomolecolare G Meccanismo a stadi, nel 1 stadio, lento, si forma il carbocatione come intermedio attraverso uno S.T. a cui partecipa solo la molecola di substrato (monomolecolare) 3 1 lento 3 Br 3 Br bromuro di terzbutile S.T. S.T. 1 # carbocatione 2 coord.reaz. 3 Br veloce attacco su entrambi i lati perchè il carbocatione è planare veloce terzbutilmetil etere v = k[ 3 Br], cioè la velocità dipende solo da [ 3 Br]. Poichè l'attacco è sui due lati, se il carbonio è chirale, si forma una miscela racemica. 102

107 Fattori che influenzano i meccanismi di sostituzione nucleofila alifatica a) struttura del substrato: effetto del sostituente b) natura del nucleofilo c) natura del gruppo uscente d) solvente Poichè gli effetti sono sulla velocità di reazione bisogna solo vedere come giocano i vari fattori sulla stabilità relativa dello S.T. rispetto ai reagenti effetto sterico (dimensioni) Un sostituente influenza per effetto elettronico induttivo delocalizzazione (risonanza) R Br metilico R Br Br Br R R R R S N 2 velocità di reazione diminuisce per effetto sterico S N 1 velocità di reazione aumenta per effetto sterico ed elettronico 103