Acidi e Basi

Alessandro Bagno Meccanismi di Reazioni Organiche - Acidi e basi. Rev. 15/02/2012 1/71

Acidi e basi


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+)


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-


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+


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?


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


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


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


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)



(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[



(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


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


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


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?


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


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



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



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


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


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


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)


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


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


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


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


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


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)


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


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


Equilibri acido-base in

sistemi acidi e basici

concentrati


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


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+ ?


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


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


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


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


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


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 ...


"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?


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


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


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*

*

==


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


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



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


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



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


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



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



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


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


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


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)


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

+

)


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


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


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 =

=


L'equazione di excess basicity

KXmaI aMeOH p*log]MeOlog[log =+

Acido di riferimento (ncora): 4,4-dinitrodifenilammina


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


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


Inversione di acidit tra 2,4-dinitroanilina ed indazolo

Inversione a ca. 2 M MeOK

Simile a quella tra etere e solfuro


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


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


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


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+


Il principio "hard-soft" (HSAB). 2


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


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


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)


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!

( ) ( )

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Acidi e Basi

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