2. La Struttura dei Composti Organici e le caratteristiche ... · Università degli Studi di Bari...

Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia-SdF TECNICHE ERBORISTICHE

CHIMICA ORGANICA A.A. 2012-2013

2. La Struttura dei Composti Organici e le

caratteristiche chimico-fisiche

7. Reattività chimica e struttura molecolare:

Acidi e basi

Giuseppe G. Carbonara

Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF TECNICHE ERBORISTICHE


La struttura dei composti organici 7. Reattività chimica e struttura molecolare

I. Acidi e basi protici II. Scale di acidità e basicità III. Energia e reazioni acido-base IV. Effetti di risonanza V. Effetti induttivi ed elettrostatici VI. Effetti sterici e legame d’idrogeno VII. Acidi e basi di Lewis VIII. Complessi a trasferimento di carica IX. Tautomeria X. Usi degli acidi e basi

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2.7 Classificazione delle reazioni organiche Definizioni − Reazione chimica: una trasformazione che causa una variazione di composizione,

costituzione e/o configurazione di un composto (indicato come reagente o substrato).

− Reagente o Substrato (i): composto organico che subisce una variazione nella reazione chimica. In una reazione chimica possono essere coinvolti altri composti e specie reattive comuni (Reattvi). Spesso il substrato (ma non sempre) è la molecola più complessa o di dimensioni maggiori del sistema di reazione.

− Reattivo: in molte reazioni chimiche è la controparte reattiva del substrato. Può essere organico o inorganico, di piccole o grandi dimensioni, gas, liquido o solido. Il reattivo può essere incorporato completamente, in parte o per niente nel prodotto finale.

− Prodotto (i): è la forma finale che assume il substrato principale della reazione.

− Condizioni di reazione: sono le condizioni, quali temperatura, pressione, catalizzatori e solvente, dell’ambiente in cui la reazione progredisce in modo ottimale.

− Catalizzatori sono sostanze che accelerano la velocità di una reazione chimica senza essere consumati essi stessi o diventare parte del prodotto di reazione; inoltre, non cambiano le posizioni dell’equilibrio.

− Le reazioni sono comunemente scritte sotto forma di equazione:

condizionidi reazionesubstrato i reat

+ +

( ) + ( ) tivo i prodott (i)o

A B F G

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Per tipo di reazione: Acido-Base Le reazioni acido-base sono le reazioni più semplici da individuare nei composti organici. Alcune classi di composti hanno ben definite proprietà acide (es. acidi carbossilici, fenoli), altre hanno proprietà basiche (es. ammine alifatiche e aromatiche). Molte reazioni organiche sono catalizzate dagli acidi e/o dalle basi e la comprensione del loro meccanismo è spesso legata alla comprensione del ruolo del catalizzatore nella reazione. In Chimica Organica, per il comportamento acido-base, si fa riferimento a due teorie: la teoria di Brønsted-Lowry e la di teoria di Lewis. Teoria di Brønsted-Lowry Acido è un donatore di protoni A-H, base è un accettore di protoni B:. In una reazione acido-base su entrambi i lati dell’equilibrio ci sono specie acide e basiche; le

coppie correlate strutturalmente si dicono coppie coniugate; Sostanze che si comportano sia da acido che da base sono dette anfotere (es. amminoacidi).

A—H + :B

2.7 Classificazione delle reazioni organiche

A:- + H—B+

O

O H

R

O

O-

R + :B

+ H—B+

A—H + A:- + H—+NH2—R

d- d+

:NH2—R

base coniugata di AH

acido coniugato di B:

acido carbossilico

ammina

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Prodotto ionico dell’acqua H2O

− L'auto-ionizzazione dell’acqua H2O (o anche auto-dissociazione dell’acqua) è la reazione chimica in cui due molecole di acqua reagiscono tra loro per dare uno ione ossonio (H3O

+) e uno ione idrossido (OH-).

− La reazione ha una costante di equilibrio chimico Keq e una costante di acidità Ka.

− Per le reazioni in acqua (o per soluzione acquose diluite), la concentrazione dell’acqua [H2O] è praticamente costante e, per convenzione, può essere omessa dall’espressione della Ka.

− La costante di equilibrio risultante è chiamata costante di ionizzazione o prodotto ionico dell’acqua Kw.

− A 25 °C e pressione atmosferica l’acqua

ionizzata mostra una concentrazione identica di [H3O

+] e [OH-].

− Esprimendo la Kw in scala logaritmica negativa si ha:

− Esprimendo anche [H3O+] e [OH-] in scala

logaritmica negativa si ha:

2.7 II Acidi e Basi protici

32

-

HO + H O HO + O

A- B

H :

A

: H

H : : H -B

eq- +

+

K

8

22

3 1: H

H

HO O3,23 10

:O H Oeq

- +

K

16

2

2

3HO O:

H O 1,8 1O

H0

H

- +

Ka eqK

14p log log 1,0 10 14 w

K Kw

2

2 2 3H O H O HO O: H

aK

- +Kw eqK

7 7 14

3HO O 1,0 10 1,0 10 =1,0H 10:

- +Kw

7 7p log log 1,0 10 log 1,0 10 14pH pOH w

K Kw

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La forza relativa di un gruppo di acidi (o di basi) può essere valutata misurando l'entità della reazione che ogni singolo componente subisce con una stessa base (o acido). Per tali misure l’acqua H2O può servire da base in comune (o da acido in comune).

La forza di un acido A-H (o di una base B:) è proporzionale alla misura della sua reazione con H2O ed è data, in base alla legge di azione di massa, dalla costante di equilibrio K’a o K’b.

Poiché le misure della forza acida o basica sono effettuate su soluzioni diluite, all’equilibrio la concentrazione di [H2O] è praticamente costante e può essere inglobata nella costante. Le costanti di equilibrio diventano costanti di acidità Ka o di basicità Kb.

Le Ka di acidi forti sono più grandi di quelle degli acidi deboli e ciò vale anche per le Kb delle basi. A causa della grande varietà delle costanti di acidità e basicità (compresa tra 10-45 e 1020), solitamente è impiegata una scala logaritmica negativa di acidità pKa o di basicità pKb.


33 2 3

-

CH COO + H O CH COO + O

A- B A

H : : H

H : : H-B

- +

+

K'a

3 3

3 2

:CH COO O

CH C H O

H

:OHO

- +

K'

a

3 3

2

3

CH COO OH O

C

: H

H COOH

- +

K '

a aK

p log a

K Ka

3 2 3

+ -

2 3CH NH + O CH N + HO

B -A

:

B

H H :

: H H- A :

+ -K'

b

3

3 2

3

2

H :

:

CH N HO

CH NH OH

K

'

b

3

2

3

3

2

CH N HOH O

C

:

:H NH

H

+ -

K '

b bK

p log b

K Kb

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In generale:

acidi più forti hanno basi coniugate più deboli e valori di pKa più piccoli;

acidi più deboli presentano basi coniugate più forti e valori di pKa più grandi.

L’equilibrio acido-base favorisce sempre gli acidi o le basi più deboli (rif. pKa H2O = 15,75).

Per uniformare le scale di acidità e basicità, una procedura comune è quella di riportare le acidità degli acidi coniugati delle basi e quindi la pKa di +B-H.

In questo sistema il pKa di +B-H è proporzionale alla forza basica della base, secondo la relazione per cui in un sistema acquoso pKa + pKb = 14.


+ :OH2 H3O

+ +

Ka = 1,77·10-5 pKa = 4,75

Ka = 10-16 pKa = 16 + :OH2

H3O+ +

CH3—NH2+—H + -:OH HO—H + :NH2—CH3

+B—H -:A B: A—H

+NH4 + -:OH HO—H + :NH2—H

+NH3—H + :OH2 H3O+ + :NH3

Kb = 1,8·10-5 pKb = 4,75

Ka = 5,5·10-10 pKa = 9,25

CH2 O HCH3

CH2 O-

CH3

O

O H

CH3

O

O-

CH3

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2.7 III Scale di acidità e basicità I valori molto grandi o molto piccoli di pKa (> di 14 o < di 0) non possono essere misurati in

acqua, che si comporta contemporaneamente come acido o come base.

- +

3 3

+ -

2 3 2 3

H : : H

B:

A- + N CCH A + N CCH

+ -OCH CH B- + OCH CH H H :

dissociazione di un acido in acetonitrile

dissociazione di una base in etanolo

Acidi molto forti con pKa < 0 reagiscono in modo completo con H2O che da’ l’acido coniugato H3O

+, mentre basi molto forti con pKa > 14 la convertono nella base coniugata OH-. Per estendere le misure di acidità oltre i limiti imposti dal comportamento livellante dell’acqua è possibile utilizzare solventi non-acquosi.

Inoltre, poiché molte reazioni organiche avvengono in ambienti acquosi (es. cellule viventi), o vengono interrotte o “lavorate” aggiungendo acqua, è importante valutare come una miscela acido-base all’equilibrio può variare col pH.

L’equazione di Henderson-Hasselbalch fornisce in modo semplice tali informazioni.

Se il pH di una soluzione acquosa è uguale al pKa dell’acido, le concentrazioni dell’acido e della base coniugati sono uguali (il log di 1 = 0);

Poiché il pH è inversamente proporzionale a [AH] ma direttamente proporzionale a [A-], se è abbassato di 2 o più unità rispetto al pKa, la concentrazione dell’acido sarà più grande del 99%; se, invece, il pH è innalzato di 2 o più unità la concentrazione della base coniugata sarà superiore al 99%.

Miscele di composti acidi, basici e neutri possono essere separate facilmente variando il pH della soluzione acquosa.

equazione di Henderson-Hasselbalch

3 3

3

CH COO O

CH CO

: H

HO

- +

Ka

pK pHa

3

3

3

HCHH

:

COOO

CH COO

+

-Ka

-Alog

AH

pH pKa

-Alog

AH

pH pKa

Esempio 1. Una miscela di acido benzoico (pKa = 4.2) e alcol benzilico (pKa = 15) è sciolta in etere etilico (insolubile in H2O); 2. E’ agitata con un eccesso di NaOH 0.1 N (pH = 13); 3. L'acido benzoico è completamente trasformato nel suo sale sodico solubile in acqua (insolubile in etere), mentre l’alcol benzilico non reagisce e rimane sciolto nell’etere. 4. Separando le due fasi (eterea/acquosa) si possono separare l’acido e l’alcol. 5. Per ottenere l’acido è necessario acidificare la soluzione acquosa a un valore di pH inferiore di due unità al pKa dell’acido (pKa = 4.2), cioè a circa pH =2 .



2.7 III Scale di acidità e basicità

3 3

2

3

CH COO OH O

C

: H

H COOH

- +

K '

a aK

p log a

K Ka

Ka

-10 0 10 20 30 40 50

1010 0 10-10 10-20 10-30 10-40 10-50

Acidi forti Acidi deboli Acidi molto deboli

HClO4

HI, HBr, HCl

H2SO4

H3O+ (pKa -1,74)

ROH2+

HNO3

H2O (pKa 15,74)

ROH

+NH4

RNH3+

RCOOH

CH2R

1

O

R

NH3, RNH2

C CHR

CH CH2R

CH2 CH3R

RCONH2

pKa

3 3

3 2

:CH COO O

CH C H O

H

:OHO

- +

K'

a

33 2 3

-

CH COO + H O CH COO + O

A- B A

H : : H

H : : H-B

- +

+

K'a

-Alog

AH

pH pKa

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2.7 III Scale di acidità e basicità Le scale di acidità riportate permettono di fare alcune deduzioni generali:

Le principali famiglie di acidi organici sono acidi al carbonio C-H, all’azoto N-H e all’ossigeno O-H.

La diversa forza acida è dovuta alla diversa elettronegatività dell’atomo a cui è legato il protone, in quanto la base coniugata è progressivamente più debole (e più stabile) poiché gli atomi più elettronegativi trattengono più fortemente gli elettroni.

Gli acidi all’azoto N-H e all’ossigeno O-H, poiché sono presenti doppietti liberi sull’eteroatomo, possono comportarsi anche da basi e pertanto è necessario distinguere due livelli separati di ionizzazione, per la reazione di protonazione (comportamento basico, pKa2) e per la reazione di scissione del legame col protone (comportamento acido, pKa1).

La pKa2 relativa al comportamento come acido (A-H D A:-; acido più debole, base coniugata più forte) è più alta della pKa1 relativa al comportamento come base (:A-H D AH2

+; acido più forte, base coniugata più debole).

R O-R

N-

R1

R

C-

R1

R2

F-

>

R

O

R2

R

NR1

R3

FR> >

elettronegatività

basicità

> >

pKabaseacido

RO-

RN-

R

R

C-R

R

R

O

R

R

N R

R

ROH

RN

RH

R

C R

R

H

R

O+

R

H

R

N+R

R

H

~ 43

~ 35

~ 10

~ 18

~ -2

pKa1

pKa2

pKa1

pKa2

>>

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2.7 IV Energia e reazioni acido-base Le reazioni acido-base sono reazioni di

equilibrio, dove lo spostamento da una parte o dall’altra dello stesso dipende dall’energia dei prodotti (acido e base coniugati) e dei reagenti (acido e base).

All’equilibrio predominano le specie più stabili (acidi o basi più deboli), la cui differenza di energia DE e direttamente proporzionale alla costante di equilibrio Keq.

In una reazione acido-base in cui sono favoriti i prodotti, la base B: deve avere una pKa più alta (acido coniugato) di quella dell’acido reagente. La reazione tra acido acetico e metilammina dell’esempio è una reazione esotermica (valore negativo di DE).

Il valore di pKa dell’acido reagente e dell’acido coniugato della base dipende dalla differenza di energia della coppia coniugata acido-base e qualsiasi effetto della struttura che causa stabilizzazione o destabilizzazione di una delle specie coniugate causa una variazione di DE e di pKa.

A—H + :B A:- + H—B+ d- d+ base coniugata

di AH

acido coniugato di B: base

reagente acido

reagente

A: B

:

H

A BHeq

- +

K - 2,30 log 1,4eq

E RT K pKD

+

pKa = 4,75 pKa = 10,66

:NH2—CH3 CH3—NH3+ +

1,4 (4,75-10,66)= - 8,274 kcal/moleED

In generale si osserva che:

la stabilizzazione di B: rispetto ad H-B+ causa diminuzione della pKa (acido coniugato più forte)

la stabilizzazione di A-H rispetto ad A:- causa aumento della pKa (acido coniugato più debole)

O

O H

CH3

O

O-

CH3

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2.7 IV Energia e reazioni acido-base In generale, rispetto ad un equilibrio acido-base del tipo

si osserva che:

La stabilizzazione di B: o A-H è dovuta a un insieme di effetti strutturali:

1. effetto dell’elettronegatività: la base B: o A:- è più stabile al crescere dell’elettronegatività dell’atomo che possiede il doppietto elettronico (minore disponibilità ad essere ceduto, minore basicità) diminuzione della pKa, acido reagente o acido coniugato più forte;

2. effetti di risonanza, o delocalizzazione: sono gli effetti più potenti e portano in generale alla stabilizzazione di B: o A:- per delocalizzazione del doppietto elettronico (minore disponibilità ad essere ceduto, minore basicità) diminuzione della pKa, acido reagente o acido coniugato più forte;

3. effetti induttivi ed elettrostatici: possono stabilizzare l’acido o la base;

4. effetti sterici – possono stabilizzare l’acido o la base;

5. legame idrogeno intramolecolare: in generale stabilizza l’acido A-H o H-B+ (minore disponibilità del protone ad essere ceduto) aumenta la pKa, acido reagente o acido coniugato più debole.

- stabilizzazione di B: rispetto ad H-B+ diminuzione della pKa (acido coniugato più forte)

− stabilizzazione di A-H rispetto ad A:- aumento della pKa (acido coniugato più debole)

A—H + :B A:- + H—B+ d- d+ base coniugata

di AH


reagente acido

reagente

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2.7 V Effetti di risonanza La delocalizzazione elettronica stabilizza sempre un sistema, mentre la localizzazione lo

destabilizza.

Gli effetti di risonanza sono gli effetti più potenti per la stabilizzazione di B: o A:- mediante la delocalizzazione del doppietto elettronico sui legami p adiacenti (minore disponibilità ad essere ceduto, minore basicità) portano alla diminuzione della pKa (acido reagente o acido coniugato più forte).

L’effetto si manifesta in tutte le famiglie di acidi O-H, N-H e C-H con la stabilizzazione della base coniugata A:-, in aggiunta all’effetto di elettronegatività dell’atomo che lega il protone.

− Acidi all’ossigeno O-H (acidi di forza medio-debole)

Es. acido acetico pKa = 4,75 fenolo pKa = 10 etanolo pKa = 16

− Acidi all’azoto N-H (acidi molto deboli per la minore elettronegatività dell’azoto, eccetto casi particolari le pKa non sono misurabili in H2O - cresce la forza basica per la maggiore disponibilità del doppietto sia

in N-H che in –N:- rispetto alle specie contenenti ossigeno)

Es. acetammide pKa = 17 anilina pKa = 27 etanammina pKa = 35

CH2 O HCH3 CH2 O-

CH3

doppietto localizzato

doppietto delocalizzato

O H O-


O

O H

CH3

O

O-

CH3




O

NH H

CH3

NH-

CH3

O

NH H NH-

NH H

CH3

NH-

CH3

(non misurabile in H2O - acido molto debole)

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2.7 V Effetti di risonanza − Acidi all’azoto N-H (acidi molto deboli per la minore elettronegatività dell’azoto)

Es. acetammide pKa = 17 succinimmide pKa = 9,6

− Acidi al carbonio C-H (acidi debolissimi per la minore elettronegatività del carbonio rispetto ad N e O; eccetto

casi particolari le pKa non sono misurabili in H2O - cresce la forza basica dei carbanioni –C:- rispetto a –N:-)

Es. acetilacetone pKa = 9 acetone pKa = 20

toluene pKa = 40 propano pKa = 48


O

NH H

CH3

NH-

CH3

O

doppietto delocalizzato su più atomi elettronegativi

(misurabile in H2O)

O

N H

O

O

N-

O

O-

N

O O-

N

O




CH2 H CH2-

O

H

O

H

O

CH-

O

O-

O O-

O

doppietto delocalizzato su più centri

(misurabile in H2O)

O

CH2

H

CH3

CH2-

CH3

O

CH2

H

CH3

CH2-

CH3

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2.7 V Effetti di risonanza − Acidi al carbonio C-H

Anche altri gruppi non saturi (-NO2 > -CN @ –SO2R > (F)3) sono in grado di rendere i legami C-H

adiacenti relativamente acidi stabilizzando per delocalizzazione il doppietto della base coniugata A:-.

Es. nitrometano pKa = 10,2 acetonitrile pKa = ~25

dimetilsolfone pKa = ~ 23 trifenilmetano pKa= ~ 32

tricianometano pKa= - 5

H C-

N+

OH

O-

H

H

N+

O

C-H

O-

H

N+

O-

C

H

O-

H

doppietto delocalizzato su più anelli

(misurabile in H2O)

C NH

H

H

C NC-H

H

C N-

C

H

H

SO

H

HH

H

HH

O

SO

C-

H

H

H

HH

OS

O-C

H

H

H

HH

O

N

N

N

H C-

N

N

N

doppietto delocalizzato su più gruppi insaturi

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2.7 V Effetti di risonanza e ibridazione La presenza sull’anello aromatico di sostituenti elettron-attrattori in posizione orto/para

rispetto a B: o A:- favorisce la stabilizzazione del doppietto elettronico, causando aumento dell’acidità o al contrario riducendo la basicità.

Es. fenolo pKa = 10 p-nitrofenolo pKa = 7,2 2,4,6-trinitrofenolo pKa = 0,3

anilina pKa = 4,6 p-nitroanilina pKa = 1 m-nitroanilina pKa = 2,5

L’ibridazione dell’atomo che porta il doppietto della base B: può favorire la stabilizzazione del doppietto elettronico riducendo la basicità (aumento della forza dell’acido coniugato B+-H, riduzione della pKa).

Es. dimetil etere (O sp3) cicloesanone (O sp2) trimetilammina (N sp3) piridina (N sp2) acetonitrile (N sp)

pKa = -3,8 pKa = -6,8 pKa = 9,8 pKa = 5,2 pKa = -10

O H O-

O H

N+

O-

O

N+

O-

O

N+O-

O

O-

N+

O-

O

N+

O-

O

N+O-

O

O H

N+

O-

O

O-

N+

O-

O

NH2+

H NH2

NH2+

H

N+

O-

O

NH2

N+

O-

O

NH2+

H

N+

O-

O

NH2

N+

O-

O

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 16



2.7 VI Effetti induttivi ed elettrostatici L’acidità di un gruppo O-H, N-H o C-H può essere

influenzata anche dalla presenza di legami s polari adiacenti, che possono stabilizzare o destabilizzare la base coniugata A:-, eventualmente in aggiunta agli effetti mesomerici.

L’effetto della polarizzazione della nuvola elettronica dei legami s (effetto induttivo, +/-I) è dovuta alle differenze di elettronegatività che esistono tra gli atomi (o gruppi G) che formano i legami adiacenti al legame acido A-H:

- l’effetto induttivo elettron-attrattore -I, dovuto a uno o più atomi o gruppi elettronegativi stabilizza il doppietto della base coniugata A:- e fa aumentare l’acidità;

- l’effetto induttivo elettron-donatore +I dovuto alla presenza di residui alchilici o a gruppi o atomi carichi negativamente stabilizza l’acido reagente A-H riducendo l’acidità.

Gli effetti induttivi si indeboliscono rapidamente con la distanza.

La presenza di gruppi negativi adiacenti destabilizza A:- (es. acidi bicarbossilici – acido ossalico).

F

F

F O H

OH

H

H O H

O

<<<d+++

<

d++

d+d

d

d <

d+d

d

d++

d

pKa = 0 pKa = 4,75

>d+

H

O H

O

<d+d

d++

d

pKa = 3,7

>

-I (gdecrescente) +I (gdecrescente)

-F > -OR > -NR2 -O- > -N-R

-O+R2 > -N+R3

-C(CH3)3 > -CH(CH3)2 > -CH2CH3 > -CH3

(piccole differenze)

-F > -Cl > -Br > -I

≡N > =NR > -NR2

-C≡C- > fenil- > C=C

OOH

OHO

OH O

O O-

OOH

O-

O

O-

O

O O-

<<

CH3

X<<<<<

d+++

<

d+

d++

G—A—H + :B G—A:- + H—B+ d- d+ base coniugata

di AH


reagente acido

reagente

d-

acido 2-clorobutanoico acido 4-clorobutanoico pKa = 3,8 pKa = 4,5

Cl

O

OH

<<< << <

O

OH

Cl

<<<

<< d

pKa1 = 1,25 pKa2= 4,27

A:- stabilizzata per effetto –I del gruppo -COOH

:A:= destabilizzata per repulsione elettrostatica dei gruppi –COO- GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 17



2.7 VII Effetti sterici e di legame idrogeno EFFETTI STERICI

− La presenza sugli anelli aromatici di sostituenti stericamente ingombranti in posizione orto a gruppi elettron-attrattori -M, a loro volta in posizione orto/para rispetto a B: o A:- sfavorisce la stabilizzazione del doppietto elettronico a causa di una sua cattiva delocalizzazione.

− La distorsione dalla coplanarità dell’anello aromatico e del gruppo elettron-attrattore -M causa una delocalizzazzione non efficace, con destabilizzazione della base coniugata A:- e minore acidità (es. pKa più alta nitrofenoli impediti) o della base B: con maggiore basicità (es. pKa più alta degli acidi coniugati delle N,N-dimetilaniline impedite).

LEGAME IDROGENO INTRAMOLECOLARE

− La possibilità di formare legami idrogeno intramolecolari può portare alla stabilizzazione della base coniugata A:- aumentando la forza

dell’acido A-H (pKa più bassa) o alla stabilizzazione di A-H riducendone la forza (pKa più alta).

− Esempi di tale comportamento si hanno con gli acidi p- e o-idrossibenzoico.

Es. 3,5-dimetil-4-nitrofenolo 2,6-dimetil-4-nitrofenolo

pKa = 8,2 pKa = 7,2

N,N-dimetilanilina N,N-dimetil-o-toluidina

pKa = 5,1 pKa = 5,9

acido p-idrossibenzoico acido o-idrossibenzoico

N+

H

CH3

CH3

N CH3

CH3

O H

N+

O-

O

CH3

CH3 O-

N+

O-

O

CH3

CH3O H

N+

O-

OCH3

CH3

O-

N+

O-

O CH3

CH3

N+

H

CH3

CH3

CH3 NCH3

CH3

CH3

O H

O

O

H

pKa = 4,6

pKa = 9,2

O

O

H

O

H

O

O-

O

H

O

O-

O-

pKa1 = 3

pKa2 = 13,4

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 18



2.7 III Scale di acidità e basicità Il sistema basato sui valori di di pKa sia degli acidi A-H che di quelli coniugati delle basi +B-H

permette di costruire scale di acidità con cui è possibile confrontare immediatamente la forza acida o basica dei composti organici, o di valutare se un determinato acido (pKa più piccola) è in grado di protonare una base (pKa più grande) che si trova più in basso nella scala. Un acido è in grado di protonare una base completamente se vi è una differenza di almeno 2 unità di pKa.

Valori di di pKa di acidi +B-H (B = eteroatomo)

Costanti di ionizzazione di acidi +B-H Nome della Base (B:) Formula di B Ka (BH+) pKa

nitrili R-C≡N ca. 1010 ca. -10

ammidi ariliche C6H5C(=O)NH2 ca. 102 ca. -2

indolo ca. 102 ca. -2

ammidi alifatiche RC(=O)NH2 3.2 -0.5

pirrolo C4H4NH 1 0

urea (NH2)2C=O 0.8 0.1

difenilammina (C6H5)2NH 0.15 0.8

p-nitroanilina 4-O2NC6H4NH2 0.1 1.0

anilina C6H5NH2 2.5 * 10-5 4.6

trimetilammina N-ossido (CH3)3N+O- 2.5 * 10-5 4.6

N,N-dimetilanilina C6H5N(CH3)2 10-5 5.1

piridine C5H5N 6.3 * 10-6 5.2

idrossilammina HONH2 1.3 * 10-6 5.9

2,6-dimetilpiridina 2.0 * 10-7 6.7

segue

Gli acidi più forti (pKa più piccole) hanno basi coniugate più deboli, mentre gli acidi deboli (pKa più grandi) hanno basi coniugate forti. Gli equilibri acido-base sono sempre spostati verso gli acidi o le basi più deboli.

Tabelle tratte da:

http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText/intro1.htm

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 19










2.7 III Scale di acidità e basicità

Costanti di ionizzazione di acidi +B-H Nome della Base (B:) Formula di B Ka (BH+) pKa

imidazolo 10-7 7.0

idrazina H2NNH2 10-8 8.0

alchil fosfine R3P 10-8 8.0

aziridina 10-8 8.0

2,2,2-trifluoroetilammina CF3CH2NH2 5.0*10-9 8.3

morfolina O(CH2CH2)2NH 5.0*10-9 8.3

DABCO 1,4-diaza-biciclo[2.2.2]ottano

K1 = 2.0 * 10-9 K2 = 6.3 * 10-5

8.7 4.2

ammoniaca NH3 5.62 * 10-10 9.25

4-dimetilamminopiridina 4-(CH3)2N-C5H4N 2.0 * 10-10 9.7

etil ammina C2H5NH2 2.0 * 10-11 10.7

trietil ammina (C2H5)3N 1.8 * 10-11 10.8

dietil amina (C2H5)2NH 10-11 11.0

piperidina (CH2)5NH 10-11 11.0

pirrolidina (CH2)4NH 6.3 * 10-12 11.2

guanidina (NH2)2C=NH 2.0 * 10-14 13.6

Valori di di pKa di acidi +B-H (B = eteroatomo)

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 20



2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi A-H (A = eteroatomo)

Nome comune Formula Constante di acidità pKa

acido trifluorometansolfonico CF3SO3H ca. 1013 ca. -13

acido benzenesolfonico C6H5SO3H ca. 103 ca. -2.5

acido metanesolfonico CH3SO3H ca. 3 * 102 ca. -2.0

acido trifluoroacetico CF3CO2H 1.0 0.0

acido picrico (O2N)3C6H2OH 0.5 0.3

acido squarico K1 = 0.33

K2 = 3.3 * 10-4

1.5

3.5

acido tricloroacetico CCl3CO2H 0.23 0.77

acido ossalico (CO2H)2 K1 = 6.5 * 10-2 K2 = 6.1 * 10-5

1.2

4.2

acido dicloroacetico CHCl2CO2H 5.5 * 10-2 1.25

acido fluoroacetico FCH2CO2H 2.5 * 10-3 2.6

acido cloroacetico ClCH2CO2H 1.36 * 10-3 2.87

acido citrico C(OH)(CH2CO2H)2CO2H K1 = 7.4 * 10-4 K2 = 1.7 * 10-5 K3 = 4.0 * 10-7

3.13

4.76

6.40

acido formico HCO2H 1.77 * 10-4 3.75

acido ascorbico K1 = 6.7 * 10-5 K2 = 2.5 * 10-12

4.17

11.6

acido benzoico C6H5CO2H 6.3 * 10-5 4.20

acido acetico CH3CO2H 1.77 * 10-5 4.75

tiofenolo C6H5SH 2.5 * 10-7 6.6

segue

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 21



GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 22

2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi A-H (A = eteroatomo)


tropolone 2.0 * 10-7 6.7

p-nitrofenolo O2NC6H4OH 5.7 * 10-8 7.2

acido peracetico CH3COO2H 5.7 * 10-9 8.2

succinimmide (CH2CO)2NH 2.5 * 10-10 9.6

fenolo C6H5OH 10-10 10.0

cloralio idrato CCl3CH(OH)2 10-10 10.0

benzenesolfonammide C6H5SO2NH2 8 * 10-11 10.1

2-idrossi-2-cicloesenone 5.0 * 10-11 10.3

etantiolo C2H5SH 2.5 * 10-11 10.6

acetossima (CH3)2C=NOH 6 * 10-13 12.2

2,2,2-trifluoroetanolo CF3CH2OH 4 * 10-13 12.4

imidazolo C3H3N2H 3.3 * 10-15 14.5

pirrolo C4H4NH 10-15 15

etanolo C2H5OH 10-16 16

amidi primarie RCONH2 10-17 17

p-nitroanilina O2NC6H4NH2 3.3 * 10-19 18.5

t-butanolo (CH3)3COH 10-19 19

anilina C6H5NH2 10-27 27

1,1,1,3,3,3,-exametildisilazano [(CH3)3Si]2NH 10-30 30

pirrolidina C4H8NH 10-32 32

diisopropilammina [(CH3)2CH]2NH 1.9 * 10-36 35.7

tetrametilpiperidina 10-37 37



GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 23

2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi C-H


tricianometano CH(CN)3 105 -5

dinitrometano CH2(NO2)2 2.5 * 10-4 3.6

5,5-dimetil-1,3-cicloesadione 1.6 * 10-5 4.8

malonaldeide CH2(CHO)2 10-5 5.0

acido di Meldrum 8 * 10-6 5.1

2,4-pentandione CH2(COCH3)2 1.26 * 10-9 8.9

acido cianidrico HCN 6.3 * 10-10 9.2

nitrometano CH3NO2 6.3 * 10-11 10.2

malononitrile CH2(CN)2 10-11 11.0

etil acetoacetato CH3COCH2CO2C2H5 10-11 11.0

bis(metilsolfonil)metano CH2(SO2CH3)2 2.0 * 10-13 12.7

dietil malonato CH2(CO2C2H5)2 3.2 * 10-14 13.5

ciclopentadiene 10-16 16.0

fenilacetilene C6H5C≡CH 10-19 19.0

indene 10-20 20

tris(feniltio)metano (C6H5S)3CH 10-23 23

segue

CH2



2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi C-H


metil chetoni RCOCH3 10-25 25

metilsolfoni RSO2CH3 10-25 25

esteri alchilici RCH2CO2C2H5 10-25 25

nitrili RCH2CN 10-25 25

acetilene HC≡CH 10-25 25

metilsolfossidi RSOCH3 10-30 30

1,3-ditiano (CH2)3S2CH2 10-31 31

trifenilmetano (C6H5)3CH 3.2 * 10-32 31.5

difenilmetano (C6H5)2CH2 3.2 * 10-34 33.5

toluene C6H5CH3 10-40 40

benzene C6H6 10-43 43

etilene C2H4 10-44 44

ciclopropano C3H6 10-46 46

etano C2H6 10-48 48

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 24



GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 25

2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi inorganici monoprotici

Nome comune Formula Costante di acidità pKa

acido perclorico HClO4 ca. 1010 ca. -10

idrogeno ioduro HI ca. 109 ca. -9

idrogeno bromuro HBr ca. 109 ca. -9

idrogeno cloruro HCl ca. 107 ca. -7

acido nitrico HNO3 ca. 200 ca. -2

acido tiocianico HSCN 70 -1.85

ione ossonio H3O+ 55 -1.74

acido clorico HClO3 10 -1.0

acido iodico HIO3 0.18 0.75

acido ipofosforoso H2P(=O)OH 10-2 2.0

idrogeno fluoruro HF 6.6 * 10-4 3.2

acido nitroso HNO2 5.0 * 10-4 3.3

acido cianico HOCN 3.54 * 10-4 3.45

acido idrazoico HN3 2.37 * 10-5 4.63

acido ipocloroso HOCl 2.95 * 10-8 7.53

acido ipobromoso HOBr 2.3 * 10-9 8.65

acido idrocianico o cianidrico HCN 5.8 * 10-10 9.25

ione ammonio NH4+ 5.8 * 10-10 9.25

acido ipoiodoso HOI 10-10 10

idrogeno perossido H2O2 2.5 * 10-12 11.6

acqua H2O 1.82 * 10-16 15.74

acqua pesante D2O 3.5 * 10-17 16.55

ammoniaca NH3 ca. 10-34 ca. 34



2.7 III Scale di acidità e basicità Valori di di pKa di acidi inorganici poliprotici

Nome comune Formula Costante di acidità pKa

acido solforico H2SO4 HSO4

-1 K1 = 2.4 * 106 K2 = 1.0 * 10-2

-6.62

1.99

acido cromico H2CrO4 HCrO4

-1 K1 = 3.55 K2 = 3.36 * 10-7

-0.55

6.47

acido solforoso H2SO3 HSO3

-1 K1 = 1.71 * 10-2 K2 = 5.98 * 10-8

1.77

7.22

acido fosforico H3PO4 H2PO4

-1 HPO4

-2

K1 = 7.1 * 10-3 K2 = 6.2 * 10-8 K3 = 4.6 * 10-13

2.15

7.21

12.34

acido fosforoso H3PO3 H2PO3

-1 K1 = 1.6 * 10-2 K2 = 6.3 * 10-7

1.8

6.2

acido pirofosforico

H4P2O7 H3P2O7

-1 H2P2O7

-2 HP2O7

-3

K1 = 3 * 10-2 K2 = 4.4 * 10-3 K3 = 2.5 * 10-7 K4 = 5.6 * 10-10

1.52

2.36

6.60

9.25

acido carbonico H2CO3 HCO3

-1 K1 = 4.35 * 10-7 K2 = 4.69 * 10-11

6.36

10.33

idrogeno solfuro H2S HS-1

K1 = 9 * 10-8 K2 = ca.10-15

6.97

ca.15

acido borico H3BO3 H2BO3

-1 HBO3

-2

K1 = 7.2 * 10-10 K2 = 1.8 * 10-13 K3 = 1.6 * 10-14

9.14

12.7

13.8

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 26



Amminoacidi della serie L componenti delle proteine

- Gruppo R non polare o idrofobico

Glicina (Gly/G) Alanina (Ala/A) Valina (Val/V) Leucina (Leu/L) Isoleucina (Ile/I)

Prolina (Pro/P) Fenilanina (Phe/F) Triptofano (Trp/W) Metionina (Met/M)

2.7 Amminoacidi

COOH

NH2

H

H

COOH

NH2 H

COOH

NH2 H

COOH

NH2 H

COOH

NH2 H

COOH

NH

H

COOH

NH2 H

NH

COOH

NH2 H

S

COOH

NH2 H

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 27



Amminoacidi della serie L codificati nelle proteine

- Gruppo R polare

2.7 Amminoacidi

COOH

NH2 H

NH2 O

COOH

NH2 H

OH

Serina (Ser/S) Treonina (Thr/T) Cisteina (Cys/C)

Tirosina (Tyr/Y) Asparagina (Asn/N) Glutammina (Gln/Q)

COOH

NH2

CH2OH

H

COOH

NH2 H

OH

CH3H

COOH

NH2 H

SH

COOH

NH2 H

NH2

O

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 28



Acido aspartico (Asp/D) Acido glutammico (Glu/E)

Lisina (Lys/K) Arginina (Arg/R) Istidina (His/H)

a pH 6

2.7 Amminoacidi Amminoacidi della serie L codificati nelle proteine

- Gruppo R polare carico negativamente (acido) a pH 6-7

- Gruppo R polare carico positivamente (basico)

COOH

NH2 H

NH2

COOH

NH2 H

NH

NH2 NH

COOH

NH2 H

HOOC

COOH

NH2 H

HOOC

COOH

NH2 H

N

NH

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 29



2.7 Amminoacidi

Caratteristiche strutturali dei 20 a.a. delle proteine

1. Sono tutti -ammino acidi

2. Per 19 dei 20 a.a., l’ -ammino gruppo è primario, mentre nella la prolina è secondario

3. Ad eccezione della glicina, il carbonio - di ogni a.a. è uno stereocentro

4. L’isoleucina e la treonina hanno un secondo stereocentero

5. Il gruppo solfidrilico (pKa 8.3) della cisteina, il gruppo imidazolico (pKa 6.0) dell’istidina e l’ossidrile fenolico (pKa 10.1) della tirosina sono parzialmente ionizzati a pH 7.0, ma la forma ionica non è quella predominante a questo pH.

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 30



Equilibrio di ionizzazione degli amminoacidi

forma amfiionica forma anionica forma cationica

2.7 Amminoacidi

COOH

CNH2

R

H

COOH

CNH3+

R

H

Ka2

C

CNH2

R

H

O-

O

Ka1

C

CNH3+

R

H

O-

O

forma

zwitterionica

forma

cationica

forma

anionica

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 31



2.7 Amminoacidi

Equilibrio di ionizzazione degli amminoacidi

+H3N COOHpK a = 2.34

+H3N COO- H2N COO-

pK a = 9.69

+1 charge 0 charge -1 charge

Isoel ectric zwitterion

+H3N COOH

+2 charge

N

NH

H

pK a = 1.82

+H3N COO-

+1 charge

N

NH

H

pK a = 6.04

+H3N COO-

0 charge

N

NH

pK a = 9.17H2N COO-

-1 charge

N

NH


+ +

zwitterione isoelettrico

carica -1 carica 0 carica +1 +H3N COOHpK a = 2.34

+H3N COO- H2N COO-

pK a = 9.69

+1 charge 0 charge -1 charge


+H3N COOH

+2 charge

N

NH

H

pK a = 1.82

+H3N COO-

+1 charge

N

NH

H

pK a = 6.04

+H3N COO-

0 charge

N

NH

pK a = 9.17H2N COO-

-1 charge

N

NH


+ +

carica +1 carica +2

carica 0 carica -1

zwitterione isoelettrico

Alanina

Istidina

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 32



Valori di pK per i gruppi ionizzabili

di alcuni amminoacidi (a 25° C) pH

Equivalenti di OH-

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

2,0 1,5 1,0 0,5

+NH3CHRCOOH

NH2CHRCOO-

+NH3CHRCOO-

+NH3CHRCOOH

+NH3CHRCOO-

pKa1

pHi

+NH3CHRCOOH

NH2CHRCOO-

pKa2

Amminoacidi pKa1

-COOH

pKa2

-NH3+

pKR

gruppo R

Glicina 2.34 9.6

Alanina 2.34 9.69

Leucina 2.36 9.60

Serina 2.21 9.15

Treonina 2.63 10.43

Glutamina 2.17 9.13

Acido aspartico 2.09 9.82 3.86

Acido glutammico 2.19 9.67 4.25

Istidina 1.82 9.17 6.0

Cisteina 1.71 10.78 8.33

Tirosina 2.20 9.11 10.07

Lisina 2.18 8.95 10.53

Arginina 2.17 9.04 12.48

pKa CH3COOH = 4,76; pKa CH3NH3+ = 10,61

2.7 Amminoacidi Curva di titolazione di un amminoacido

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 33



Titolazione dell’istidina con NaOH

Equivalenti di OH-

pH

2.7 Amminoacidi

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 34



Acidità dei gruppi -COOH

- Il valore medio di pKa dei gruppi -carbossilici degli a.a. è 2.19 e ciò li

rende acidi molto piu’ forti dell’acido acetico (pKa 4.76).

- La maggiore acidità del gruppo carbossilico degli aminoacidi è dovuto

all’effetto induttivo elettron-attrattore (–I) del gruppo ammonico

–NH3+ che stabilizza la base coniugata –COO-.

The ammoni um ion has anelectron-wi thdrawi ng inducti ve effect

+pK a = 2.19

NH3+

NH3+

RCHCOO-

RCHCOOH H3 O+

H2 O+

2.7 Amminoacidi

Il gruppo ammonico ha un effetto elettron-attrattore -I

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 35



Acidità dei gruppi -NH3+

- Il valore medio di pKa dei gruppi -ammonici degli a.a. è 9,47, che è

piu’ piccolo del valore di pKa 10,76 di uno ione alchilammonico secondario.

- La maggiore acidità del gruppo ammonico degli aminoacidi è dovuto

all’effetto induttivo elettron-attrattore (–I) del gruppo carbossilato, che stabilizza la base coniugata –NH2:.

2.7 Amminoacidi

+pK a = 9.47

NH3+ NH2

RCHCOO-

RCHCOO-

+ H2 O H3 O+

pK a = 10.76

NH3+

NH2

CH3 CHCH3 CH3 CHCH3 + H3 O+

+ H2 O

Il gruppo carbossilato –COO- ha un effetto elettron-attrattore -I

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 36



Basicità del gruppo guanidinico

- La catena laterale dell’arginina contiene un gruppo basico

notevolmente piu’ forte di un’ammina alifatica.

- La maggiore basicità del gruppo guanidinico è dovuta all’effetto di

maggiore stabilizzazione per risonanza dell’acido coniugato (gruppo

guanidinico protonato) rispetto alla la base coniugata neutra (gruppo guanidinico non protonato).

2.7 Amminoacidi

Stabilizzazione per risonanza del gruppo guanidinico protonato

+

pK a = 12.48

C

NH2+

CRNH

NH2+

NH2

NH2

RNH CRNH

NH2

NH2

CRN

NH2

NH2

+ H3 O+

H2 O :

:

:

::

:

:

:GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 37



Basicità del gruppo imidazolico

- Il gruppo imidazolico della catena laterale dell’istidina è un’ammina

aromatica etrociclica.

- La basicità è dovuta al doppietto elettronico libero dell’atomo di azoto in posizione 3 dell’anello, situato in un orbitale sp2, che non può essere

delocalizzato nell’anello aromatico.

2.7 Amminoacidi

+

this lone pai r is not a part of thearomatic sextet; it i sthe proton acceptor

pK a 6.04

N

H

NH3+

N

H

CH2 CHCOO-

NH3+

N

H

CH2 CHCOO-

N

+ H3 O+

H2 O

N

N

H

H +

CH2 CHCOO-

NH3+

:

:

::

Questo doppietto elettronico libero non può essere delocalizzato nell’anello aromatico

+

this lone pai r is not a part of thearomatic sextet; it i sthe proton acceptor

pK a 6.04

N

H

NH3+

N

H

CH2 CHCOO-

NH3+

N

H

CH2 CHCOO-

N

+ H3 O+

H2 O

N

N

H

H +

CH2 CHCOO-

NH3+

:

:

::

1

2

3 4

5

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 38



Ionizzazione degli a.a. in funzione del pH

- Dato il valore di pKa di ogni gruppo funzionale (carbossilico, ammonico

o catena laterale) presente in un a.a., è possibile calcolare il rapporto tra la forma protonata e la relativa base coniugata in funzione del pH.

Ionizzazione del gruppo -COOH

Scrivendo la Ka dell’equilibrio prededente e riarrangiando i suoi termini si ha:

2.7 Amminoacidi

[ -COO H]

[ -COO -]Ka =

[ H3O+ ]=

Ka

[ -COO H]

[ -COO -]

[ H3O+ ]or

pKa = 2.00

COO-

COOH + H3 O++ H2 O

[ -COO H]

[ -COO -]Ka =

[ H3O+ ]=

Ka

[ -COO H]

[ -COO -]

[ H3O+ ]or

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 39



Ionizzazione del gruppo -COOH

- Sostituendo il valore della Ka (1 x 10-2) e della concentrazione di [H3O

+] a pH 7 (1.0 x 10-7) si ha:

- Il valore di 1 x 105 indica che, a pH 7, la [-COO-] è 100.000 volte

piu’ grande della forma non dissociata [-COOH] e che il gruppo -carbossilico è praticamente dissociato al 100% e possiede una

carica netta -1.

- Ripetendo il calcolo a valori diversi di pH è possibile determinare il rapporto [-COO-]/[-COOH] e la carica netta del gruppo -

carbossilico ad ogni valore di pH.

2.7 Amminoacidi

=Ka

[ -COO H]

[ -COO -]

[ H3O+ ]= 1.00 x 105

1.00 x 10-7

1.00 x 10-2

=

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 40



Ionizzazione del gruppo -NH3+

- Allo stesso modo è possibile calcolare il rapporto [-NH2]/[-NH3+]

assumendo per il seguente equilibrio un valore della pKa uguale a 10.

- Riarrangiando i termini della costante di equilibrio Ka si ha:

2.7 Amminoacidi

+pK a = 10.00

NH2NH3+

H3 O++ H2 O

[ -NH 2 ]

[ -NH 3+ ]

Ka=[H 3 O+ ]

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 41



Ionizzazione del gruppo -NH3+

- Sostituendo il valore della Ka (1 x 10-10) e della concentrazione di [H3O

+] a pH 7 (1.0 x 10-7) si ha:

- A pH7 il rapporto [-NH2]/[-NH3+] è di circa 1 a 1000.

- Il gruppo -amminico si trova al 99,9% nella forma protonata e ha una carica netta +1.

2.7 Amminoacidi

[ -NH 2 ]

[ -NH 3+ ]

Ka=[H 3 O+ ]

=1.00 x 10-10

1.00 x 10-7= 1.00 x 10-3

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 42



Equazione di Henderson-Hasselbalch

- Permette di calcolare il rapporto [base coniugata]/[acido debole] dei gruppi funzionali degli a.a. a qualsiasi valore di pH:

- Permette di determinare, ad ogni valore di pH, le percentuali delle forme cariche e non cariche dei diversi gruppi funzionali e la carica

netta di un amminoacido.

- Esempio: forme della serina a pH 3, 7 e 10.

2.7 Amminoacidi

-Alog

AH

pH pKa

+ +

pH 3.0 pH 7.0 pH 10.0

Net charge +1 Net charge 0 Net charge -1

100% 86% 99% 100% 88% 100%

CH2 OH CH2 OH CH2 OH

H3 N- CH-C- OH H3 N- CH-C- O-

H2 N- CH-C- O-

O O O

carica -1 carica 0 carica +1

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 43



Punto isoelettrico

- Ogni amminoacido mostra un caratteristico punto isoelettrico, definito come il valore di pH al quale le dissociazioni acida e basica sono uguali e, quindi, la molecola non presenta una carica netta.

- Il pH del punto isoelettrico (pHi) è uguale a:

- Per esempio, per la glicina (H2N-CH2-COOH) il pHi si può determinare utilizzando i valori noti di pKa: pKa1 -COOH 2.34, pKa2 -NH3

+ 9.6

- Nel caso degli a.a. che presentano nella catena laterale R un gruppo che può ionizzarsi a sua volta, il pHi è dato dalla somma/2 dei pKa dei gruppi funzionali simili o che presentano valori di pKa piu’ vicini.

- Esempi: pHi acido aspartico = (pKa -COOH 2,10 + pKa gruppo R 3,86)/2 = 2,98

pHi lisina = (pKa -NH3+ 9.04 + pKa gruppo R 10,53)/2 = 9,76

2.7 Amminoacidi

pHi = ½ (2.34 + 9.6) = 5,97

1

i2pH

Ka pKap

2

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 44



GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 45

pKa e punti isoelettrici degli a.a. delle proteine in ordine di pHi decrescente

2.7 Amminoacidi

pKa1 pKa2 pKR

-COOH -NH3+ gruppo R

Arginina 2,01 9,04 12,48 10,76

Lisina 2,18 8,95 10,53 9,74

Istidina 1,77 9,18 6,10 7,64

Treonina 2,63 10,43 6,53

Prolina 1,99 10,60 6,30

Alanina 2,34 9,69 6,02

Leucina 2,36 9,60 6,02

Isoleucina 2,36 9,68 6,02

Glicina 2,34 9,60 5,97

Valina 2,32 9,62 5,97

Triptofano 2,38 9,39 5,89

Metionina 2,28 9,21 5,74

Serina 2,21 9,15 5,68

Glutamina 2,17 9,13 5,65

Tirosina 2,20 9,11 10,07 5,65

Fenilalanina 1,83 9,13 5,48

Asparagina 2,02 8,80 5,41

Cisteina 2,05 10,25 8,00 5,02

Acido glutammico 2,10 9,47 4,07 3,08

Acido aspartico 2,10 9,82 3,86 2,98

Amminoacidi pH i



Punti isoelettrici degli a.a. delle proteine

7

6

5

4

3

2

1

0

P.I.

(pH) 14

13

12

11

10

9

8

7

Arg

Lys

His

Pro

Thr

Ile

Ala

Leu

Gly

Val

Trp

Met

Ser

Gln

Phe

Asn

P.I.

(pH)

2.7 Amminoacidi

Glu

Asp

Tyr

Cys

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 46



Elettroforesi

- E’ un processo che permette di

separare i composti in base alla loro

carica elettrica.

- L’elettroforesi degli a.a. può essere

effettuata utilizzando diversi supporti

solidi: carta, amido, agar, alcune

sostanze plastiche o acetato di

cellulosa.

- Nell’elettroforesi su gel di agar

viene utilizzato, come ponte posto

tra due elettrodi saldati ad una

vaschetta di vetro, una striscia di gel

immmerso in una soluzione acquosa

tampone con un pH predefinito.

2.7 Amminoacidi

Apparecchio per gel elettroforesi

Nella vaschetta riempita con la soluzione

tampone è situato un gel di agar al quale

viene applicato un campo elettrico con

l’apparato posto nella parte posteriore. Il

polo negativo corrisponde al morsetto di

colore nero. (tratto da wikipedia)

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 47



Procedura per una separazione

mediante elettroforesi 1. un campione di aminoacidi è

applicato, come macchia delimitata, sulla linea di partenza segnato su uno dei bordi del supporto solido;

2. si applica una potenziale elettrico agli elettrodi della vaschetta, causando così la migrazione degli a.a. verso gli elettrodi con carica opposta alla propria carica netta;

3. le molecole con una piu’ alta densità di carica si muovono piu’ velocemente

di quelle con una bassa densità di carica;

4. le molecole che si trovano al loro pHi (punto isoelettrico) restano ferme all’origine;

5. dopo la completa separazione, la striscia di supporto è asciugata e sviluppata in modo da evidenziare gli a.a. separati.

2.7 Amminoacidi

Esempio di separazione per gel elettroforesi.

(tratto da wikipedia)

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 48



2.7 III Scale di acidità e basicità Poiché in molte reazioni l’attacco di un reattivo

che possiede un doppietto elettronico avviene ad un centro parzialmente carico positivamente (H o C) la scala di acidità permette di predire grossolanamente la reattività dei centri positivi del substrato.

In substrati che presentano gruppi acidi all’azoto N-H e all’ossigeno O-H, generalmente, le reazioni acido-base sono più veloci di altre reazioni, pertanto nella scelta di un reattivo basico bisogna considerare la sua capacità di reagire preferenzialmente con un protone piuttosto che con un centro parzialmente positivo. Da ciò la necessità di proteggere eventualmente la funzione acida.

Nelle reazioni a più stadi spesso il primo è rappresentato dalla protonazione reversibile del substrato ad un centro debolmente basico, con formazione di un intermedio cationico; l’intermedio cationico reagisce ulteriormente per dare il prodotto, dal quale si libera un protone.

In altri casi si ha una deprotonazione preliminare da un centro acido ad opera di una base, seguita dalla reazione dell’anione risultante.

d+

HO-

O O

Cl

H

d+

O O-

Cl

C O-

O

H5C2

H

C H

H

Cl

C O

O

H5C2 H HO-

HOH

HO-

H

CH

H

HO Cl-

pKa = ~ 40

pKa = 15,74pKa = 4,79d

+

d+

C CH3

O

CH3

HOCH3H+

C CH3

O+

CH3

H

d+

CH3

OH

CH

H H

O+

OH-

d

C

R

O

C CH

O

R H

C

R

O

C CH-

O

CH3

C

R

O

C CH

O-

CH3

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 49



Per tipo di reazione: Acido-Base

Teoria di Lewis

- un acido è un accettore di un doppietto elettronico A (es. H+, BF3, AlCl3, SnCl4, ZnCl2, FeCl3), una base è un

donatore di un doppietto elettronico B: (es. R-X)

- una base di Lewis è anche una base di Brønsted (es. R-NH2:) mentre un acido di Lewis può non essere un acido di Brønsted (es. BF3),

- Il prodotto di una reazione acido-base di Lewis è un complesso neutro, dipolare o carico.

- Nella prima equazione, un atomo di alluminio povero di elettroni si lega covalentemente a un atomo di cloro

che condivide un suo doppietto elettronico. Il cloro che cede elettroni si carica positivamente mentre l’alluminio

si carica negativamente. Se il legame C-Cl del complesso si rompe, spostando gli elettroni sull’atomo di cloro

più elettronegativo, l’atomo di carbonio assume una carica positiva. Le specie con una carica positiva sul

carbonio sono dette carbocationi.

- I carbocationi sono anche acidi di Lewis che possono subire una reazione contraria.

2.7 VIII Acidi e basi di Lewis

O

CH3

CH3acido diLewis

BBr

Br

Br

+

base diLewis

complessoacido diLewis

base diLewis

O+

CH3

CH3

B-

Br

Br

Br

O+

CH3

CH3

B

Br

Br

Br-

+

CH3

CH3

CH3Cl

acido diLewis

AlCl

Cl

Cl

+

base diLewis

CH3

CH3

CH3Cl+

Al-

Cl

Cl

Cl

complesso

C+

CH3

CH3

CH3

ClAl-

Cl

Cl

Cl

+

acido diLewis

base diLewis

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 50



Per tipo di reazione: Acido-Base

Teoria di Lewis

− Molti carbocationi possono agire anche come acidi di Brønsted.

− La reazione riportata illustra tale comportamento: il sito acido di Lewis è colorato in rosso, mentre i 9 protoni

acidi di Brønsted sono colorati in arancione.

− Il carbocatione:

− se agisce come acido di Brønsted può cedere un protone alla base (anione idrossido) ed essere

convertito ad una molecola stabile neutra che ha un doppio legame C=C;

− se si comporta da acido di Lewis subisce l’attaco nucleofilo dell’OH- per dare l’alcol neutro.

− In relazione alla natura acido-base di Lewis, i composti organici possono essere definiti elettrofili (gli acidi di

Lewis) e nucleofili (le basi di Lewis).

Elettrofilo: un atomo, ione o molecola povera di elettroni che ha affinità per un doppietto elettronico, e

che si lega a una base o a un nucleofilo.

Nucleofilo: un atomo, ione o molecola che ha un doppietto elettronico che può essere utilizzato per

formare un legame con una specie elettrofila o con un acido di Lewis.

2.7 VII Acidi e basi di Lewis

acido di Lewiso

acido di Brønsted

+

base onucleofilo

HO-C

+

CH3

CH2

CH3

H

+ HOHCCH3

CH2

CH3

HOCCH3

CH3

CH3

elettrofilo

elettrofilo

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 51



2.7 XI Tautomeria

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 53

■ Per tautomeria si intende una particolare forma di isomeria strutturale di

composti organici, che si interconvertono rapidamente mediante una reazione

chimica detta tautomerizzazione.

■ Le molecole tra le quali esiste tautomeria sono dette tautomeri.

■ La tautomerizzazione comporta il trasferimento formale di un protone o di atomo

di idrogeno, accompagnata dallo scambio di un legame covalente singolo con

uno doppio adiacente: si parla in questo caso di tautomeria prototropica; più rari

sono i casi di tautomeria aniotropica in cui ad essere scambiato è un gruppo

idrossilico. In soluzione, dove è possibile che avvenga la tautomerizzazione, si

raggiunge un equilibrio chimico tra i vari tautomeri.

■ L'esatta frazione di ciascun tautomero dipende da numerosi fattori quali la

temperatura, il solvente e il pH.



2.7 XI Tautomeria

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 54

■ Le principali coppie tautomeriche sono:

chetone (gruppo carbonilico) / enolo (tautomeria cheto-enolica)

ammina / immina (tra gli altri casi anche nelle basi azotate guanina e adenina)

O

H

pentan-2-one

O

H

pent-1-en-2-olo

OO

H

O

H

O

pentan-2,4-dione (3Z)-4-idrossipent-3-en-2-one

N

NH

NH

N

NH2

O

guanina

N

N

NH

N

NH2

adenina

NH

NH

NH

N

NH

O

N

NH

NH

N

NH



2.7 XI Tautomeria

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 55

■ Le principali coppie tautomeriche sono:

ammide / acido immidico (es. può aver luogo durante la reazione di idrolisi del

gruppo nitrile)

lattame / lattime (analogo alla precedente, ma si verifica in composti eterociclici;

possono esserne soggette le basi azotate guanina, timina e citosina)

immina / enammina (es.: può avvenire nell'amminoacido istidina)

O

CH3

NH2

OH

CH3

NH

acido etanimmidico acetammide

N

N

NH

N

NH2

OH

guanina

NH

NH

O

O

CH3N

NH

NH2

O

timina citosina

N

NH

NH

N

NH2

O

NH

N

OH

O

CH3N

N

NH2

OH

O

NH2

N

NH

OH

O

NH2

NH

N

OH

istidina

2. La Struttura dei Composti Organici e le caratteristiche ... · Università degli Studi di Bari...

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