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Alessandro Bagno Meccanismi di Reazioni Organiche - Acidi e basi. Rev. 15/02/2012 1/71
Acidi e basi
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Acidi e basi
Perch sono cos importanti?
Il trasferimento protonico
il pi semplice e fondamentale evento nelle reazioni chimiche
Trasforma le specie organiche da neutre a cariche, aumentandone la reattivit
Definizione secondo Brnsted:
Acido donatore di protoni (Deprotonazione di un acido neutro: AH A + H+)
Base accettore di protoni (Protonazione di una base neutra: B + H+ BH+)
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Acidi e basi
In soluzione il protone
fortemente solvatato:
In generale il trasferimento protonico avviene tra un acido e una base:
Spesso uno dei due componenti il solvente; Il solvente pi comune lacqua
La stessa molecola pu comportarsi da acido o da base secondo le condizioni:
H+ H+(H2O) H+(H2O)2 H
+(H2O)n165 kcal/mol 36 kcal/mol
A-H + B A- + BH+
acido base acido coniugatodi B
base coniugatadi AH
H3C CH3
O
H3C CH3
O
H3C CH2
O
H
H2SO4RO-
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Acidi e basi forti e deboli
Qualsiasi molecola contenente un atomo di idrogeno pu potenzialmente comportarsi da acido o da base:
H
HH
HH
H
HH
H
H
H
HH+- H+
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Reazioni acido-base
Ionizzazione di una base neutra B:
BH+ ionizzazione di BH+
protonazione di B B + H+
Applicabile anche agli acidi neutri (AH)
Problemi:
Come si determina la forza basica di una molecola?
Se una certa base viene posta in un mezzo acido, in quale misura viene protonata?
Data una miscela acida specificata (es. 50% H2SO4 in acqua), come possiamo determinare la sua forza come acido?
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Misura degli equilibri acido-base
Ponendo in grafico una grandezza osservabile, dipendente dalla posizione dell'equilibrio, in funzione di una funzione logaritmica dell'acidit del mezzo, si ottiene una curva sigmoide
Le sigmoidi hanno differente posizione del punto di flesso pK
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La costante di ionizzazione
BH+ ionizzazione di BH+
protonazione di B B + H+
KBH+ (d'ora in poi K) la costante di ionizzazione
Caratterizza la forza basica di B
legata alla termodinamica dell'equilibrio di ionizzazione:
G = RT ln K energia libera di ionizzazione
)/1(
ln
Td
Kd
R
H=
entalpia di ionizzazione
]BH[
]H][B[BH +
+
+ =K
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Espressioni per la costante di ionizzazione
Nella forma pi semplice
Questa espressione valida solo se si pu assumere attivit = concentrazione.
Altrimenti:
ai = ci i
Attivit Concentrazione Coefficiente di attivit
I coefficienti di attivit rendono conto della non-idealit
Quando la soluzione diventa ideale...
stato standard, es. i 1 quando ci 0
Il nostro stato standard :
i 1 per una soluzione 1 M in acqua
]BH[
]H][B[+
+
=K
+
+=
BH
HB
a
aaK
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Determinazione sperimentale di K. 1
+
+
+
+
== +
BH
HB
BH
HB
]BH[
]B[ a
a
aaK
Il rapporto delle concentrazioni di B e BH+ determinabile sperimentalmente
La composizione della miscela acida deve essere nota
La base aggiunta non deve influenzare la concentrazione dell'acido (tampone)
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Determinazione sperimentale di K. 2
(a) Spettroscopia UV-VIS: assorbanza contro concentrazione di acido
L'insorgenza di altre reazioni interferisce fortemente con la misura
Non adatto per basi senza gruppi cromofori
Richiede forte di B e BH+, in differenti regioni dello spettro
Effetti solvente possono spostare max
I: Rapporto di ionizzazione
La determinazione accurata solo se B e BH+ sono entrambi presenti in concentrazione apprezzabile 1 < log I < 1; 0.1 < I < 10
+++= BHBHBB xAxAA
AAAA
I+
==
+
BH
B
]B[
]BH[
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Determinazione sperimentale di K. 3
(b) NMR: scambio veloce tra B e BH+ sulla scala dei tempi NMR una sola serie
di segnali mediata
Chemical shift vs. concentrazione di acido
Requisiti di stabilit meno severi
Maggiore applicabilit dell'UV
Necessario compensare l'effetto solvente
La determinazione accurata solo se B e BH+ sono entrambi presenti in concentrazione apprezzabile 1 < log I < 1; 0.1 < I < 10
+++= BHBHBB xx
+
+
==
BH
B
]B[
]BH[I
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Determinazione di K in soluzioni ideali. 1
se i = 1
pK l'intercetta di un grafico di log I vs. -pH (di pendenza unitaria)
KHI
HK
pplog
p]B[
]BH[logp
+=
+=+
+
+
++
+==
BH
HB
BH
HB
]BH[
]B[
a
a
aaK
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Determinazione di K in soluzioni ideali. 2
log I una semplice funzione del pK
log I = pK
La misura relativa di ionizzazione non dipende dalla concentrazione di acido, ed facilmente calcolabile
La scala del pH scende fino a circa pH ~ 1 (acido 0.1 M)
Le basi con pK < 1 vengono
protonate in misura molto piccola
nelle soluzioni ideali
All plots are parallel
log I
Slope = 1
- pH
logI = pK
pK
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Effetto livellante del solvente
In un dato solvente non pu esistere quantit apprezzabile di acidi o basi pi forti
dellacido coniugato, o della base coniugata, del solvente
Ad es.: in acqua lacido pi forte H3O+, la base OH-
Gli acidi molto forti (H2SO4, HClO4) sono completamente dissociati in acqua; il loro pK pu essere determinato solo in solventi meno basici (AcOH)
Il pK di H3O+ in H2O = 1.7 (= log 55.5)
Acidi pi forti (cio con pK < 1.7) sono livellati in acqua
Alternativamente: le basi con pK < 1 non sono protonate apprezzabilmente in
acqua
Altri solventi?
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Effetto del solvente sul pK
Dissociazione di acidi neutri: Separazione di carica forte effetto solvente
RCOOH RCOO + H+
ArOH ArO + H+
pK viene molto ridotto (lacidit diminuisce) nel passare da acqua a DMSO
Dissociazione di acidi carichi: Non c sep. carica scarso effetto solvente
ArNH3+ ArNH2 + H
+
pyH+ py + H+
Acido/solvente H2O MeOH DMSO DMF MeCN
HSO4 2.0 14.45 17.1 25.8
CH3COOH 4.8 9.5 12.6 13.5
PhCOOH 4.2 9.3 11.1 12.2 20.7
p-nitrobenzoico 3.5 11.4 11.0 12.6 21
PhNH3+ 4.6 3.2 4.2
ISA238
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Effetti strutturali sul pK. 1
Generalmente
Sostituenti elettron-attrattori aumento di acidit
Sostituenti elettron-donatori diminuzione di acidit
Lacidit (G < 0) viene favorita da:
H < 0
S > 0
La ionizzazione degli acidi neutri ha S < 0
La solvatazione dellanione organizza le molecole di solvente, provocando una diminuzione di entropia
H e S non sono indipendenti tra loro:
se H < 0, la ionizzazione comporta solvatazione e quindi S < 0 Compensazione
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Effetti strutturali sul pK. 2
Tradizionalmente, lalta acidit di CCl3COOH rispetto a CH3COOH viene attribuita
al potere elettron-attrattore del Cl
Acido pKa G H S TS
CH3COOH 4.76 6.5 0.11 22 6.6
Cl3CCOOH 0.64 0.87 1.0 2 0.6 ISA239
Ma leffetto dovuto interamente a S. Il H sfavorevole!
Cl3CCOO scarsamente idratato
Negli acidi carbossilici H contribuisce scarsamente al G rispetto a TS
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Effetti strutturali sul pK. 3
YC6H4OH pKa G H S TS
Y = H 10.02 13.7 5.6 27 8.0
Y = NO2 7.15 9.7 4.7 17 5.0
Acido pKa G H S TS
NH4+ 9.24 12.6 12.4 0.7 0.2
MeNH3+ 10.62 14.4 13.0 5 1.5
Me2NH2+ 10.77 14.7 11.8 9.5 2.8
Me3NH+ 9.80 13.3 8.8 15 4.5
G, H, TS in kcal/mol; S in cal/mol K a 298 K. ISA239
Nei fenoli, e specialmente negli ioni ammonio, H il contributo predominante a G
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Acidi al carbonio
Ionizzazione di un legame CH per formare un carbanione:
R3C-H + B R3C- + BH+
Il legame CH scarsamente polare; C riluttante ad accettare la carica negativa
Il carbanione non forma legami a idrogeno
La dissociazione , in generale, molto meno facile
Tutti i carbanioni debbono delocalizzare la carica, di solito su eteroatomi (pKa etano > 40)
Con opportuni sostituenti, lacidit pu diventare sostanziale:
Acido pKa Acido pKa Acido pKa
CH3CN 25 CH3NO2 10.2 NC
NC
H
CN
CN
CN
8.5
CH2(CN)2 11.2 CH2(NO2)2 3.63
CH(CN)3 5.13 CH(NO2)3 0.14
HCN 9.21
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Misura dell'acidit di acidi deboli. 1
La dissociazione di acidi con pKa > 14 non pu essere misurata in acqua
Necessario un altro solvente; viene misurata la differenza di pK
Due acidi HA1, HA2 in un solvente opportuno + base molto forte:
Se uno dei due pK noto, laltro pu essere determinato
Si pu stabilire una scala di pK in acqua anche se i valori sono stati determinati in un altro solvente. Se necessario, occorre stimare i coefficienti di attivit.
2
1
21
12rel
]A][HA[
]A][HA[
I
IK ==
]A[
]HA[=I )HA()HA(log
logH)HA(
12rel aa
a
pKpKK
IppK
=
+=
HA1 + A2- A1
- + HA2
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Misura dell'acidit di acidi deboli. 2
Intervalli di pK esplorabili:
Solvente Int. pK
H2O/OH 1-14
MeOH/MeO 14-20
CH3SOCH3/CH3SOCH2 13-28
NH2 /NH Cs+
18-32 (coppie ioniche)
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pK di coppie ioniche NH2 NH
Cs
Cs+
CHA CsCHA La concentrazione della base molto piccola (sol. diluita) nessun problema di non-idealit
In solventi di bassa come CHA, le specie ioniche sono presenti come coppie ioniche
R-H + Cs+ CHA- R- Cs+ + CHA i pK si riferiscono quindi a una situazione particolare, non direttamente confrontabile con lacqua
Viene misurata la costante di equilibrio tra due acidi (indicatori):
R1-H + Cs+ R2
- Cs+ R1- + R2H
Si ottiene la differenza di pK tra R1H e R2H
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Velocit del trasferimento protonico
Molto spesso, in acqua il trasferimento protonico controllato dalla diffusione:
k ca. 1010 M1 s1
Lacqua particolarmente efficace, perch pu spostare simultaneamente H+ e
OH:
R
D
k
kKa =HA + H2O A- + H3O+
kD
kR
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Velocit del trasferimento protonico negli acidi a N e O. 1
Acidi allossigeno: HA + H2O A- + H3O
+kD
kR
HA B kD (s1) kR (s
1)
H2O H2O 2.5 105 1.4 1011
D2O H2O 2.5 106 8.4 1010
HF H2O 7 107 1 1011
CH3COOH H2O 7.8 105 4.5 1010
p-nitrofenolo H2O 2.6 103 3.6 1010
p-nitrofenolo Trietilammina 3.1 107 9 109
Acidi allazoto: R3N + H2O R3NH
+ + OH-
kD
kR
NH3 H2O 6.0 105 3.4 1010
Me3N H2O 1.4 106 2.1 1010
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Velocit del trasferimento protonico negli acidi a N e O. 2
Di solito viene determinata la K ed una costante di velocit (kD o kR). Laltra viene determinata indirettamente
Velocit del trasferimento protonico dell'acqua:
5.55108.1
104.1
105.2 w1611
5
R
D K
k
kK ==
==
In solventi non acquosi, e specialmente in quelli aprotici, il trasferimento protonico tende ad essere molto pi lento
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Velocit del trasferimento protonico negli acidi al carbonio
La velocit di ionizzazione al carbonio generalmente bassa
Spesso, ma non sempre, correlata al pK
Forte riorganizzazione strutturale in seguito alla deprotonazione H
NO2N N
O
O
O
O
N
O
N
CH3
O2N
NO2
O
DNBF, pKa = 2.50
N
O
N
CH2
O2N
NO2
O
+ OH- + H2Ok = 320 M-1 s-1
t-BuCH(CN)2 + OH- t-BuC(CN)2
- + H2Ok = 4.3 x 105 M-1 s-1
pKa = 13.1
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Equilibri acido-base in fase gas
La misura ideale per rimuovere gli effetti del solvente
Solo effetti intrinseci
Ideale per il paragone con i risultati computazionali
Ion Cyclotron Resonance (ICR) Gli ioni vengono fatti circolare in un campo magnetico, dove hanno il tempo di interagire con altre specie
Si stabilisce lequilibrio
HA1 + A2-
A1- + HA2
Distribuzione dei prodotti determinata per MS
G (= GB, Gas-phase Basicity); H (= PA, Proton Affinity)
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Differenze tra fase gas e soluzione
La basicit in fase gas dipende in misura sostanziale dal peso molecolare!
Confronto tra acidit degli idruri (GB dellanione)
CH4 409 NH3 397 SiH4 363
Lordine di basicit delle ammine quello atteso sulla base del potere elettron-donatore:
NH3 < RNH2 < R2NH < R3N
Le anomalie in acqua sono dovute esclusivamente alla solvatazione ( effetto solvente)
Le ammine aromatiche sono pi basiche di quelle alifatiche:
Base GB Base GB Base GB
Piridina 214 NH3 196 PhNH2 203
Effetto dovuto alla maggiore polarizzabilit di molecole pi grandi, che possono meglio delocalizzare la carica positiva
Il paragone tra dati in fase gas e soluzione deve essere effettuato con cautela
Paragonare solo specie dotate di scheletro molecolare il pi possibile simile
A- + H+HA
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Basicit in fase gas vs. soluzione
Legate da un ciclo di Born-Haber (P = H, G, S):
BH+(g) P(g)
B(g) + H+(g)
P(i)
P(i)
BH+(aq) P(aq)
B(aq) + H+(aq)
P per trasferimento g aq di B da misure termodinamiche standard
P per trasferimento g aq di BH+ non possono essere determinate direttamente: derivate dalla definizione dell'equilibrio di ionizzazione in entrambe le fasi
Propriet termodinamiche di solvatazione delle specie cariche
Si possono comprendere tutti i fattori che influenzano lequilibrio nelle due fasi
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Equilibri acido-base in
sistemi acidi e basici
concentrati
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Basicit dei composti organici
Per la maggior parte dei composti organici, la protonazione non avviene per nulla
entro la scala del pH
Basi forti Basi deboli Guanidine La maggior parte delle arilammine Ammine alifatiche Nitrili Piridine Alcoli, eteri Poche arilammine Chetoni, esteri, ammidi, acidi Solfuri, solfossidi, solfoni Nitrocomposti Idrocarburi insaturi
Per poter osservare la protonazione delle basi deboli, dobbiamo impiegare acidi
concentrati
I superacidi (HF/SbF5 etc.) consentono di generare le specie protonate, ma non si
prestano facilmente a studi quantitativi
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Basi forti vs. basi deboli
Basi forti: protonazione completa in acqua
Basi deboli: la protonazione richiede concentrazioni acide che provocano una grande diminuzione del contenuto di acqua
Per raggiungere l'acidit necessaria,
occorre cambiare il solvente
I coefficienti di attivit non possono essere supposti unitari
Il sistema pi studiato aq. H2SO4
H2SO4 conc. contiene varie specie oltre a H3O
+ (es. H2SO4 indissociato, H3SO4+)
Come determinare aH+ ?
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La funzione di acidit di Hammett (Hammett, Deyrup, 1934)
I coefficienti di attivit
Sono caratteristici di ciascuna specie
Variano secondo la composizione del solvente
Sono legati all'energia libera di trasferimento dallo stato standard al mezzo non ideale ( ideale = RT ln )
Delle specie cariche non possono essere determinati indipendentemente dal controione
Il nostro stato standard l'acqua
+
+
++
+==
BH
HB
BH
HB
][BH
]B[
a
a
aaK pK
aI +=
+
+
BH
BHloglog
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Il postulato di Hammett
Se il rapporto + BHB / varia con la composizione indipendentemente dalla natura di B, cio
+++
==
=
HB
B
HB
B
HB
B
2
2
1
1
n
nK
Possiamo definire univocamente una quantit H0 (funzione di acidit di Hammett):
+
+
=
BH
BH0 log
aH
H0 indipendente dalla natura di B, pertanto una misura dell'acidit del mezzo
La scala H0 si unisce a quella del pH quando i 1
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La procedura di sovrapposizione (overlap)
Una serie di nitroaniline primarie (indicatori) La 4-nitroanilina abbastanza forte da essere protonata in sol. ideali, e abbastanza debole da fornire dati di log I significativi anche in sol. non ideali ("ncora")
H0 = log I + pK
I valori di H0 vengono impiegati per ottenere il pK dell'indicatore successivo nell'intervallo di acidit in cui i dati si sovrappongono
log I = H0 + pK
Si ripete per tutti gli indicatori
La procedura di overlap non pu essere
effettuata con una singola base
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H0 in acido solforico Johnson, Katritzky, Shapiro, 1979
In acido solforico 99% (18 M), H0 = 10.9
La funzione H0 varia al variare dellacido
(H2SO4, HCl, HNO3, etc.)
Notare:
Molarit pH o H0 0.1 ca. 1 18 11
aumento: 180 volte aumento: 1012 volte!
Funzione H0 in acido solforico
-2
0
2
4
6
8
10
12
0 20 40 60 80 100
% w/w H2SO4
-
H
0
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Determinazione del pK con il metodo della funzione di acidit
Se non si ottengono pendenze
unitarie, il postulato di Hammett non
valido
All plots are parallel
log I
Slope = 1
- pH
logI = pK
pK
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Estensioni e limitazioni del concetto di funzione di acidit
Il metodo di Hammett sembrava valere anche per basi diverse dalle nitroaniline
primarie. Col tempo, si scopr che per molte basi la pendenza non era unitaria
vennero definite altre AFs per altre famiglie di basi. Se la pendenza del grafico log I = HX + pK unitaria, si dice che la base "segue" la funzione di acidit HX
Non vi alcuna funzione della concentrazione acida che descriva univocamente l'equilibrio di ionizzazione di una data base debole
Per alcune famiglie di basi, non si verificano i requisiti per costruire una AF
Infine, ciasuna base potrebbe definire la propria AF!
Funzione di acidit Famiglia di basi
H0 Aniline primarie H0''' Aniline terziarie HA Ammidi HT Tioammidi HR Triarilmetanoli HX ...
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"Acidity Function Failure"
Se le pendenze non sono unitarie, sono anche diverse fra di loro i grafici
possono non essere paralleli
Inversione della basicit relativa di Me2O e Me2S Bonvicini, Levi, Lucchini, Modena, Scorrano, 1973
I valori di pK determinati con H0 sono errati
log I pK
Se avviene una inversione di basicit, il grado di ionizzazione relativo dipende dalla concentrazione di acido
Fallimento delle funzioni di acidit?
Alessandro Bagno Meccanismi di Reazioni Organiche - Acidi e basi. Rev. 15/02/2012 40/71
Superamento dell' "Acidity Function Failure" (Bunnett, Olsen, 1966)
Il termine "acidity function failure" riflette la mancata comprensione del fatto che i
coefficienti di attivit rispondono al cambiamento di solvente in una maniera
caratteristica per ciascuna base
Tutte le AF's sono correlate da
])Hlog[)(1(]Hlog[ 0X++ +=+ HH
+
+
=+ +
BH
HB
0 log]Hlog[H
+
+
+
+
=
HB
HB
HB
HB
2
2
1
1 log)1(log
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Gli equilibri acido-base come correlazioni lineari di energia libera (LFER). 1
Data una base di riferimento B*
definiamo:
Come in ogni LFER, l'effetto solvente caratterizzato da un parametro di pendenza (m*) rispetto ad una reazione di riferimento: B*H+ B* + H+
Costante di equilibrio termodinamica nel mezzo non ideale (acido) Costante di equilibrio nello stato di riferimento (acqua)
X una funzione dell'acidit del mezzo univocamente definita
Rappresenta la differenza di acidit tra il mezzo reale ed ideale (acidit eccessiva, excess acidity)
m* misura la sensibilit dell'equilibrio di ionizzazione al cambiamento di solvente
XmmK
Km
K
K
cc
*log*log*log
H*B
*BH
*
*
===+
+
+
+
=HB
HB
*
*
*a
aaK
]HB[
]H][B[*
+*
+*
=cK
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Gli equilibri acido-base come LFER. 2
Per un'altra base, B:
+
+
=*HB
H*Blog
X
una combinazione di coefficienti di attivit (Excess Acidity)
L'effetto solvente sugli equilibri acido-base pu essere espresso sotto forma di
LFER
XK
K==
+
+
H*B
H*B
*
c
*
loglog
XmK
Km
K
K
cc
*log*log*
*
==
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L'Excess Acidity ed altre LFER
LFER pendenza Hammett effetto sostituente =
0
logK
K
Grunwald-Winstein effetto solvente sulla solvolisi
=0
logk
k
m Y
Excess Acidity effetto solvente sugli equilibri acido-base
==K
K
K
K c
0
loglog m* X
, m, m* sono caratteristici del substrato
, Y, X sono caratteristici della reazione di riferimento
m* misura la sensibilit dell'equilibrio di ionizzazione ai cambiamenti di solvente
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Il Metodo di Excess Acidity. 1
Nel trattamento AF tutte le pendenze sono artificialmente costrette ad essere unitarie
I coefficienti di attivit sono riconosciuti come parametri independenti
*/)/log( c mKKX =
pKXmpK += *c
pKXmI += + *]Hlog[log
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Il Metodo di Excess Acidity. 2
Come viene definita B*?
Come possiamo determinare
Per le basi di Hammett originarie (aniline primarie), le pendenze sono unitarie in un ampio intervallo di pK, per cui conveniente definire
La base di riferimento B* definita come una anilina primaria
Non l'unico modo di procedere. Altre procedure portano a risultati analoghi
Marziano et al., 1977; Cox and Yates, 1978
+
+
=H*B
H*Blog
X
])Hlog[( 0++= HX
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La funzione di Excess Acidity in acido solforico
X > 0 per definizione
In soluzioni ideali X = 0
In acido solforico 99%, X = 9.3
Funzione X in acido solforico
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0 20 40 60 80 100
% w/w H2SO4X
])Hlog[(0
++= HX
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Il Metodo di Excess Acidity. 3
Vengono ottenuti due parametri, pK ed m*
Entrambi sono necessari per poter conoscere il grado di ionizzazione in un mezzo dato
Il valore di pK d la basicit solo allo stato standard
Ph3COH Ph3COH2+ Ph3C
+ + H2O
pKXmIpK +== + *]Hlog[logc
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Fattori che influenzano m*. 1
Tipo di sito basico
Base m* pK CH3OCH3 0.18 -2.48 poco polarizzabile
O2N NH2
(1.00) 1.00 polarizzabilit intermedia
CH3SCH3 1.27 -6.95 molto polarizzabile
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Fattori che influenzano m*. 2
Numero di siti per legame a idrogeno
Base m* pK
O2N NH2
1.00 1.00 Maggior numero di HB
O2N NHn-Bu
NO2
1.05 -4.55
O2N N(CH3)2
NO2
NO2
1.33 -6.30 Minor numero di HB
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Fattori che influenzano m*. 3
Grado di localizzazione della carica nella base protonata
Base m* pK
CH3
O
0.46 -3.46 carica localizzata
O
0.67 -4.71
O OCH3
OCH3H3CO
1.11 -3.89 carica delocalizzata
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Significato chimico di m*
m* dice quanto il rapporto BBH + influenzato dal solvente, relativamente a *B*HB +
BH+ >> B il rapporto viene influenzato principalmente dal G di trasferimento di BH+ relativamente a quello di B*H+
Tutti i fattori che diminuiscono l'interazione di BH+ con il solvente (polarizzabilit, numero di siti HB, delocalizzazione di carica...) aumentano m*
m* misura la solvatazione di BH+ relativamente a B*H+ (ArNH3+)
Le basi con alto m* sono scarsamente solvatate in acqua, e spesso hanno bassi valori di pK:
Base m* pK CH3-O-CH3 0.18 -2.48 CH3-S-CH3 1.27 -6.95
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Effetti sostituente sulla basicit
Dato un gruppo funzionale basico, la sostituzione con gruppi elettron-donatori ha
spesso due effetti contrastanti
Miglior delocalizzazione di carica in BH+ porta ad aumento di m*; diminuzione di pK
BH+ pi stabile in acido, ma meno in acqua
Base m* pK
C CH3
O
H3C
0.35 -3.06
CH3
O
0.46 -3.46
O
0.67 -4.71
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Conclusioni
Come possiamo determinare la forza basica di una molecola?
Il valore di pK caratterizza la forza basica allo stato standard. legata alle propriet termodinamiche (G), ma per le basi deboli questo valore, da solo, non consente di determinare il grado di ionizzazione
Se sciogliamo una base in un mezzo acido, in che misura viene protonata?
I = [BH+]/[B] pu essere calcolato da pK e m*. Per le basi deboli non una semplice funzione del pK
Data una certa miscela acida (es. H2SO4 aq), come possiamo determinare la sua
forza come acido?
La funzione X definisce la forza acida del mezzo in modo univoco (ma richiede una scelta arbitraria)
L'analisi di excess acidity non solo necessaria, ma anche informativa
Bibliografia Rochester, Acidity Functions, Wiley, 1970 R. Stewart, The Proton: Applications to Organic Chemistry, Academic Press, 1985 Cox, Yates, Can. J. Chem. 1983, 61, 2225 Bagno, Scorrano, More O'Ferrall, Rev. Chem. Interm. 1987, 7, 313 Bagno, Scorrano, Acc. Chem. Res. 2000, 33,609
Bagno, Boso, Ferrari, Scorrano, J. Chem. Soc., Chem. Commun. 1995, 2035; Eur. J. Org. Chem. 1999, 1507 (effetti sterici)
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Relazione tra m* ed energie libere di idratazione di BH+
Solo per basi con scheletro molto simile!
Le basi protonate con alti valori di m* sono meno solvatate
Bagno, Lucchini, Scorrano, J. Phys. Chem. 1991, 95, 345
Bagno, Lovato, Scorrano, J. Chem. Soc. Perkin Trans. 2 1993, 1091
Base m* Gaq (BH+) Me2NH 1.00 -62 Me2O 0.18 -84 Me2S 1.27 -55 Me2SO 0.42 -60 Me2CO 0.35 -66 MeCOOMe 0.46 -64
m* ed energie di idratazione
50
55
60
65
70
75
80
85
90
0 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4
m *
-
G
a
q
(
B
H
+
)
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Equilibri di deprotonazione in sistemi fortemente basici
Gli acidi organici sono poco solubili in solventi acquosi. Strategie:
Generazione di una base molto forte per deprotonazione di un acido debole in un
solvente dipolare aprotico (CsCHA)
Uso di solventi misti (tipicamente H2O-DMSO)
La basicit viene modulata non per aggiunta di basi, ma per variazione nel rapporto H2O:DMSO
La concentrazione di base costante
Funzione di basicit: H-, etc.
Soluzioni basiche concentrate
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Equilibri di deprotonazione in sistemi fortemente basici: metossidi di Li, Na, K in metanolo
HA + MeO- A- + MeOH
Limitazione: molti acidi organici
deboli non sono solubili in questi
sistemi
Si possono studiare molti acidi all'azoto (aniline, difenilammine, indoli)
HN
N
H
NH2
N
NH
N
HN N
NO2
NO2
NO2
COOH
HOOC
O2N
NO2
NO2
NO2
O2N
COOH
HOOC
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LFER per sistemi fortemente basici
=MeOHA
MeOHA
aa
aaKa
Il rapporto di ionizzazione I viene definito come
log log[ ]
[ ]I =
A
HA
La LFER
Xmm *log*log-
-
-
-
*A
MeO*HA
A
MeOHA =
=
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L'equazione di excess basicity
KXmaI aMeOH p*log]MeOlog[log =+
Acido di riferimento (ncora): 4,4-dinitrodifenilammina
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m* e pKa per acidi all'azoto in MeOK/MeOH
Acido m* pKa Acido m* pKa HN
NO2O2N
(1.00) 17.39 NH2
NO2
NO2
0.70 18.10
HN
NO2
NO2
1.12 17.10 NH2
NO2
0.64 21.75
HN
NO2
0.60 19.08
N
H
O2N
0.16 18.04
Sebbene tutti siano di struttra simile, m* varia sensibilmente
m* per gli indoli (0.2) molto pi basso
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m* di difenilammine, aniline e indoli
Gli anioni dell'indolo sono pi solvatati perch una delocalizzazione della carica distruggerebbe l'aromaticit:
HN
O2N NO2
HN
O2N
NH2
O2N
NH2
O2N
NO2
> > >
Acidit crescente
m* decrescente
N N N
sfavorevole
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Inversione di acidit tra 2,4-dinitroanilina ed indazolo
Inversione a ca. 2 M MeOK
Simile a quella tra etere e solfuro
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Nucleofili ed elettrofili. 1
Base: propriet nucleofile al protone
Acido: propriet elettrofile del protone
Acidi e basi di Lewis
Acido: accettore di un doppietto di elettroni - elettrofilo
Base: donatore di un doppietto di elettroni nucleofilo
B
F
F F+ O
Et
EtOEt
EtB
FFF
O + CN-O
CN
I- + R-Cl R-I + Cl-
+ NO2+
NO2
H
H
R C
O
OH + OH- R C
O
O + H2O
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Nucleofili ed elettrofili. 2
Una specie "basica" B: pu comportarsi, verso un alogenuro, da base
(eliminazione) o da nucleofilo (sostituzione):
H
XB:-
base
nucleofilo
H
X
B:-
+ BH + X-
H
B + X-
Come misurare la forza di elettrofili e nucleofili?
Una determinazione quantitativa molto difficile Non c un acido o una base di riferimento
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Forza di nucleofili ed elettrofili Anche per nucleofili simili, le velocit di reazione con elettrofilo comune sono solo approx. correlate al pK (basicit):
Anche peggio se i nucleofili sono di tipo differente
implicito il confronto fra due elettrofili dalle propriet molto diverse, H+ e R+:
Nu: R-Br Nu+-R + Br-
Nu: H-OH Nu+-H + OH-Ka
k
Alcuni nucleofili (es. I, N3
, CN) sono basi deboli ma potenti nucleofili
Sono necessarie scale diverse a seconda dellelettrofilo!
R-COO-H2C Cl
COO
H2C
COO
OCORk
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Il principio "hard-soft" (HSAB). 1 (Pearson, 1963)
Nucleofili ed elettrofili possono essere classificati qualitativamente come hard o
soft
Linterazione preferita hard-hard o soft-soft
Linterazione hard-soft debole
Basi (nucleofili) Acidi (elettrofili)
Hard
H2O, OH, F, RCOO, Cl, RNH2 H
+, Li+, Na+, K+, RCO+
Soft
R2S, RS, I, CN, H, R Ag+, Hg2+, RS+
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Il principio "hard-soft" (HSAB). 2
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Il principio "hard-soft" (HSAB). 3
In generale
Acidi hard: laccettore un atomo leggero, elettroni esterni non facilmente eccitabili, poco polarizzabile, alta densit di carica positiva
Acidi soft: laccettore un atomo pesante, elettroni esterni facilmente eccitabili, molto polarizzabile, bassa densit di carica positiva
Basi hard: il donatore un atomo leggero, non dotato di orbitali vuoti a bassa energia (difficile da ossidare), molto elettronegativo, poco polarizzabile, alta densit di carica negativa
Basi soft: il donatore un atomo pesante, dotato di orbitali vuoti a bassa energia (facile da ossidare), poco elettronegativo, molto polarizzabile, bassa densit di carica negativa
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Scissione degli eteri con HI interpretazione HSAB
Lacido iodidrico (HI) eccezionalmente reattivo per la scissione degli eteri
OR
R H3O+ I-
OR
RH
I-
R-I + R-OH
OH (hard) forte interazione con H
+
I (soft) forte interazione con C, debole con H
+
HI in acqua agisce sia da acido forte che da nucleofilo forte; facile scissione degli eteri
H+ (acido hard) protona facilmente O (base hard) miglior gruppo uscente
I (nucleofilo soft) attacca facilmente al C (elettrofilo soft)
Altre interazioni HSAB famose: Hg2+/RSH; Ag+/X; Hg2+, Ag+/ olefine
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Interazione elettrofilo-nucleofilo
Nella reazione elettrofilo-nucleofilo, le forze agenti
sono:
Repulsione tra orbitali occupati In una serie di reazioni simili, ca. costante
Energia elettrostatica Dipende dalle cariche su El e Nu
Energia di sovrapposizione tra orbitali vuoti (acido) ed occupati (base)
Linterazione pi forte se il E piccolo (HOMO-LUMO)
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Interazione elettrofilo-nucleofilo e principio HSAB
Equazione di Klopman:
Int. tra orbitali
occupati (repulsiva) Int.
elettrostatica Int. di overlap
q: densit elettroniche nellAO a o b; : integrale di risonanza; S: integrale di sovrapposizione Q: cariche sugli atomi k o l; : permittivit dielettrica locale; rkl: distanza tra gli atomi k e l cra, csb: coefficiente del AO a (b) nel MO r (s) di una delle molecole interagenti; Er, Es: energia del MO r
Equazione di Klopman semplificata:
Termine
coulombiano Termine FMO
QNu, QEl: cariche sul nucleofilo ed elettrofilo cNu, cEl: coefficienti di HOMO e LUMO EHOMO(Nu), ELUMO(El): energie di HOMO e LUMO nel nucleofilo ed elettrofilo
La reazione hard-hard favorita dal termine elettrostatico (attrazione Coulombiana)
La reazione soft-soft favorita dal termine di interazione HOMO-LUMO
La "nucleofilicit" dipende strettamente dallelettrofilo verso cui viene misurata!
( ) ( )
++ +=