Laboratorio di: Didattica della Chimica Organica

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
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 2
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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:
A
+
B
condizioni
di reazione
F +G
substrato(i) + reattivo(i) 
 prodotto(i)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 3
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Classificazione delle reazioni organiche
 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
d- d+
A:- + H—B+
base coniugata acido coniugato
di AH
di B:
O
O
R
O
+ :B
H
acido carbossilico
ammina
A—H + :NH2—R
R
O
-
+ H—B+
A:- + H—+NH2—R
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 4
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 II Acidi e Basi protici

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.
−
K
eq

HOH + H2 O: 
HO:- + H3O+
A-H
Keq
Ka  K eq
La costante di equilibrio risultante è chiamata
costante di ionizzazione o prodotto ionico
dell’acqua Kw.
A:-
:B
H-B+
HO:-  H3O+ 

 3,23  1018
H2O H2O:
HO:-  H3O+ 
 1,8  1016
H2O 
H2O
2
Kw  Ka H2O  K eq H2O  HO:-  H3O+ 
−
A 25 °C e pressione atmosferica l’acqua
+
7
7
14
ionizzata mostra una concentrazione identica Kw  HO:  H3O   1,0  10  1,0  10  =1,0  10
di [H3O+] e [OH-].
−
Esprimendo la Kw in scala logaritmica negativa
si ha:
−
Esprimendo anche [H3O+] e [OH-] in scala
logaritmica negativa si ha:



pKw   log Kw   log 1, 0  1014  14



pKw   log Kw    log 1, 0  107    log 1, 0  107   pH  pOH  14



GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 5
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 II Acidi e Basi protici




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.
'
Ka

 CH3COO:- + H3O+
CH3COOH + H2 O: 

A-H
A:-
:B
H-B+
'
Kb

 CH3NH3+ + HO:CH3NH2: + H2O 

B:
H-A
CH3COO:-  H3O+ 
K 
CH3COOH H2O:
'
a
+
B-H
:A-
CH3NH3  HO: 
K 
CH3NH2: H2O
'
b
CH3COO:-  H3O+ 
Ka  K H2O 
CH3COOH
'
a
CH3NH3+  HO:- 
Kb  K H2O 
CH3NH2:
'
b
pKa   log K a
pKb   log K b
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 6
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 II Acidi e Basi protici
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).

O
O
H3C
O
H3C

H + :OH2
CH2 O H
+ :OH2
+ H3C
H3O+ + H3C
Ka = 1,77·10-5
pKa = 4,75
O
CH2 O
-
Ka = 10-16
pKa = 16
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.
CH3—NH2+—H + -:OH
+B—H

H3O+
-:A
HO—H + :NH2—CH3
A—H
B:
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.
HO—H + :NH2—H
+NH —H
3
+ :OH2
+NH
4
+
-:OH
H3O+ + :NH3
Kb = 1,8·10-5
pKb = 4,75
Ka = 5,5·10-10
pKa = 9,25
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 7
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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.
Acidi molto forti con pKa < 0 reagiscono in

 A:- + H+N  CCH3
A-H + :N  CCH3 
modo completo con H2O che da’ l’acido

coniugato H3O+, mentre basi molto forti con
dissociazione di un acido in acetonitrile
pKa > 14 la convertono nella base coniugata
OH-. Per estendere le misure di acidità oltre i

 B-H+ + -:OCH2CH3
B: + H-OCH2CH3 

limiti imposti dal comportamento livellante
dissociazione di una base in etanolo
dell’acqua è possibile utilizzare solventi nonacquosi.
CH3COOH
CH3COO:-  H3O+ 
Inoltre, poiché molte reazioni organiche
+


H
O

K
Ka 
a
avvengono in ambienti acquosi (es. cellule
 3 
CH3COO:- 
CH3COOH
viventi), o vengono interrotte
o “lavorate”
aggiungendo acqua, è importante valutare come
 A- 
una miscela acido-base all’equilibrio può variare
pH  pKa  log
col pH.
 AH
L’equazione
di
Henderson-Hasselbalch
equazione di Henderson-Hasselbalch
fornisce in modo semplice tali informazioni.
 A- 
Se il pH di una soluzione acquosa è uguale al
pH  pKa  log
pKa  pH
pKa dell’acido, le concentrazioni dell’acido e
AH


della base coniugati sono uguali (il log di 1 =
 
0);
Esempio
Poiché il pH è inversamente proporzionale a 1. Una miscela di acido benzoico (pKa = 4.2) e alcol benzilico
[AH] ma direttamente proporzionale a [A-], (pKa = 15) è sciolta in etere etilico (insolubile in H2O);
se è abbassato di 2 o più unità rispetto al 2. E’ agitata con un eccesso di NaOH 0.1 N (pH = 13);
pKa, la concentrazione dell’acido sarà più 3. L'acido benzoico è completamente trasformato nel suo sale
grande del 99%; se, invece, il pH è innalzato sodico solubile in acqua (insolubile in etere), mentre l’alcol
di 2 o più unità la concentrazione della benzilico non reagisce e rimane sciolto nell’etere.
4. Separando le due fasi (eterea/acquosa) si possono separare
base coniugata sarà superiore al 99%.
l’acido e l’alcol.
Miscele di composti acidi, basici e neutri 5. Per ottenere l’acido è necessario acidificare la soluzione
possono essere separate facilmente variando il acquosa a un valore di pH inferiore di due unità al pKa
pH della soluzione acquosa.
dell’acido (pKa = 4.2), cioè a circa pH =2 .
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 8
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità
'
Ka

 CH3COO:- + H3O+
CH3COOH + H2 O: 

A-H
H-B+
CH3COO:-  H3O+ 
K 
CH3COOH H2O:
CH3COO:-  H3O+ 
Ka  K H2O 
CH3COOH
pKa   log K a
 A- 
pH  pKa  log
 AH
'
a
'
a
pKa
-10
A:-
:B
0
10
20
30
40
50
HClO4
HI, HBr, HCl
H2SO4
H3O+ (pKa -1,74)
RCOOH
ROH +
H2O (pKa 15,74)
ROH
2
HNO3
+
NH4
RNH3+
RCONH2
R
R
Acidi forti
1010
Ka
C
Acidi deboli
0
10-10
NH3, RNH2
O
CH2
R
1
R
CH
CH2
R
CH
CH2 CH3
Acidi molto deboli
10-20
10-30
10-40
10-50
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 9
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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.

R
-
1
R C
2
R
>
R
R
1
R
R
1
R3
acido
R
R
H N
N
-
>R
>
>
O
>R
R
R
2
R
R
R
-
R
R
- R
N
R
N
H O R
O
-
R
H O+
F
pKa
~ 43
~ 35
pKa2
R
R
R
~ 10
pKa1
R
~ 18
pKa2
~ -2
pKa1
R
O
R
F
R
C
+
H N R
R
-
O
base
R
H C
-
N
>
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).
elettronegatività
>
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).
basicità
R
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 10
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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).
A—H + :B
d- d+
base
acido
reagente reagente
K eq
 A:-  BH+ 

 AH B:
A:-
+
H—B+
base coniugata acido coniugato
di AH
di B:
DE  - 2,30 RT log Keq  1, 4  pK
O
H3C
O
O
+ :NH2—CH3
H
pKa = 4,75
CH3—NH3+ + H3C
pKa = 10,66
O
Il valore di pKa dell’acido reagente e
DE  1,4 (4,75-10,66)= - 8,274 kcal/mole
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.
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)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 11
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 IV Energia e reazioni acido-base

In generale, rispetto ad un equilibrio acido-base del tipo
A—H + :B
d-
d+
base
acido
reagente reagente

A:-
+
H—B+
base coniugata acido coniugato
di AH
di B:
si osserva che:
- stabilizzazione di B: rispetto ad H-B+  diminuzione della pKa
(acido coniugato più forte)
−
stabilizzazione di A-H rispetto ad A:-  aumento della pKa
coniugato più debole)
(acido
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.

GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 12
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
O
H
H3C
O
-
doppietto
delocalizzato
−
etanolo pKa = 16
(non misurabile in H2O acido molto debole)
O
H3C
O
fenolo pKa = 10
O
H
O
-
doppietto
delocalizzato
H3C
CH2 O H
H3C
CH2 O
-
doppietto
localizzato
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
O
O
H3C
H3C
H3C
H3C
HN H
HN
HN H
HN
doppietto
HN
HN H
doppietto
delocalizzato
doppietto
delocalizzato
localizzato
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 13
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 V Effetti di risonanza
−
Acidi all’azoto N-H (acidi molto deboli per la minore elettronegatività dell’azoto)
Es.
acetammide pKa = 17
O
succinimmide pKa = 9,6 (misurabile in H2O)
O
H3C
H3C
HN
H
HN
O
O
-
doppietto
delocalizzato
N
H
N
O
-
O
N
O
O
-
O
N
O
-
doppietto delocalizzato su più atomi elettronegativi
−
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 (misurabile in H2O)
acetone pKa = 20
O
O
H
O
HC
H
-
O
O
H3C
H2C
O
O
H3C
-
O
O
doppietto delocalizzato su più centri
toluene pKa = 40
O
H
propano pKa = 48
H3C
H2C
H
H2 C
-
doppietto
delocalizzato
-
doppietto
delocalizzato
-
H3C
H2C
H2C
H
H2C
-
doppietto
localizzato
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 14
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 V Effetti di risonanza
−
Acidi al carbonio C-H
Anche altri gruppi non saturi (-NO2 > -CN @ –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.
H
nitrometano pKa = 10,2
H
O
N
H
+
O
O
H
-
C
-
N
H
acetonitrile pKa = ~25
O
H
C
+
O
-
H
N
-
H
+
O
-
H
C N
H
H C
S
S
H
H
H
O
H
H
C
C N
C
N
-
H
H
-
O
C
trifenilmetano pKa= ~ 32
H
H
H
-
H
H
dimetilsolfone pKa = ~ 23
H
H
H
H C
O
S
O
H
H
H
O
-
H
C
-
O
doppietto delocalizzato su più anelli
tricianometano pKa= - 5 (misurabile in H2O)
N
N
N
C
H
N
N
-
doppietto delocalizzato
su più gruppi insaturi
N
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 15
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
OO-
O
N+
O
2,4,6-trinitrofenolo pKa = 0,3
OO+
O N
O N+
N+
O
O
O
O
H
-
N
O-
O
H
O
N
+
O-
N+
O
H
O- N+
p-nitroanilina pKa = 1
OO-
O
N+
O
m-nitroanilina pKa = 2,5
O-
N+
ON+
H2N+ H
N+
O
O
H2N
H2N
H2N+ H
+
H2N

H
-
O-
O
O
anilina pKa = 4,6
O
+
H2N
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)
pKa = -3,8
cicloesanone (O sp2)
pKa = -6,8
trimetilammina (N sp3)
pKa = 9,8
piridina (N sp2)
pKa = 5,2
acetonitrile (N sp)
pKa = -10
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 16
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 VI Effetti induttivi ed elettrostatici

<
O
O
OH
pKa1 = 1,25
O
O
<<

O
HO
HO
O
A: stabilizzata per effetto –I
del gruppo -COOH
O
O
pKa2= 4,27
O
O
O
O
:A:= destabilizzata per repulsione
elettrostatica dei gruppi –COOHO
d-
G—A—H + :B
d
d+++
F
d
H >
d
d
pKa = 0
O
d+
H
++
O < H
O < H+
d
d
d
H
O
O
<<< d++
d F
H—B+
base coniugata acido coniugato
di AH
di B:
base
acido
reagente reagente
Fd
+
G—A:-
d- d+
>
d++
O < H
H
d+
pKa = 3,7
pKa = 4,75
+I (gdecrescente)
-F > -OR > -NR2
-O- > -N-R
-O+R2 > -N+R3
-F > -Cl > -Br > -I
≡N > =NR > -NR2
-C≡C- > fenil- > C=C
acido 2-clorobutanoico
pKa = 3,8
OH


<<
-C(CH3)3 > -CH(CH3)2 > CH2CH3 > -CH3
(piccole differenze)
acido 4-clorobutanoico
pKa = 4,5
OH
Cl<
O
d+
d
-I (gdecrescente)
<<<

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.
d++

 X

H3Cd+
d+++
La presenza di gruppi negativi adiacenti destabilizza
A:- (es. acidi bicarbossilici – acido ossalico).
<<
<< <

<< << < 
d
O
Cl
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 17
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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,Ndimetilaniline 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
pKa = 8,2
O
O N
-
O
+
O
CH3
N
2,6-dimetil-4-nitrofenolo
pKa = 7,2
O
-
+
CH3
O
+
O
H3C
H3C
O
N,N-dimetilanilina
pKa = 5,1
H3C
-
H3C
acido p-idrossibenzoico
O H
O
H3C
H3C
CH3
CH3
H
H3C
O
-
+
N H
CH3
H3C
N
CH3
H3C
acido o-idrossibenzoico
pKa1 = 3
pKa = 4,6
O H
O
O
-
O
O
O
-
H
H
O
H
+
N,N-dimetil-o-toluidina
pKa = 5,9
N CH3 H3C
+
N H
O
N
-
CH3
H
O
O
N
O
-
O
O
-
pKa2 = 13,4
pKa = 9,2
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 18
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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.
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)
Tabelle tratte da:
http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText/intro1.htm
Costanti di ionizzazione di acidi +B-H
Nome della Base (B:)
nitrili
ammidi ariliche
Formula di B
R-C≡N
C6H5C(=O)NH2
indolo
ammidi alifatiche
pirrolo
urea
difenilammina
p-nitroanilina
anilina
trimetilammina N-ossido
N,N-dimetilanilina
piridine
idrossilammina
2,6-dimetilpiridina
RC(=O)NH2
C4H4NH
(NH2)2C=O
(C6H5)2NH
4-O2NC6H4NH2
C6H5NH2
(CH3)3N+OC6H5N(CH3)2
C5H5N
HONH2
pKa
Ka (BH+)
ca. 1010
ca. 102
ca. -10
ca. -2
ca. 102
ca. -2
3.2
1
0.8
0.15
0.1
2.5 * 10-5
2.5 * 10-5
10-5
6.3 * 10-6
1.3 * 10-6
-0.5
0
0.1
0.8
1.0
4.6
4.6
5.1
5.2
5.9
2.0 * 10-7
6.7
segue
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 19
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità

Valori di di pKa di acidi +B-H (B = eteroatomo)
Costanti di ionizzazione di acidi +B-H
Nome della Base (B:)
Formula di B
imidazolo
idrazina
alchil fosfine
H2NNH2
R3P
aziridina
2,2,2-trifluoroetilammina
morfolina
CF3CH2NH2
O(CH2CH2)2NH
DABCO
1,4-diaza-biciclo[2.2.2]ottano
ammoniaca
4-dimetilamminopiridina
etil ammina
trietil ammina
dietil amina
piperidina
pirrolidina
guanidina
NH3
4-(CH3)2N-C5H4N
C2H5NH2
(C2H5)3N
(C2H5)2NH
(CH2)5NH
(CH2)4NH
(NH2)2C=NH
Ka (BH+)
pKa
10-7
7.0
10-8
10-8
8.0
8.0
10-8
8.0
5.0*10-9
5.0*10-9
8.3
8.3
K1 = 2.0 * 10-9
K2 = 6.3 * 10-5
8.7
4.2
5.62 * 10-10
2.0 * 10-10
2.0 * 10-11
1.8 * 10-11
10-11
10-11
6.3 * 10-12
2.0 * 10-14
9.25
9.7
10.7
10.8
11.0
11.0
11.2
13.6
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 20
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
acido benzenesolfonico
acido metanesolfonico
acido trifluoroacetico
acido picrico
CF3SO3H
C6H5SO3H
CH3SO3H
CF3CO2H
(O2N)3C6H2OH
ca. 1013
ca. 103
ca. 3 * 102
1.0
0.5
ca. -13
ca. -2.5
ca. -2.0
0.0
0.3
K1 = 0.33
K2 = 3.3 * 10-4
1.5
3.5
0.23
K1 = 6.5 * 10-2
K2 = 6.1 * 10-5
5.5 * 10-2
2.5 * 10-3
1.36 * 10-3
K1 = 7.4 * 10-4
K2 = 1.7 * 10-5
K3 = 4.0 * 10-7
1.77 * 10-4
0.77
1.2
4.2
1.25
2.6
2.87
3.13
4.76
6.40
3.75
K1 = 6.7 * 10-5
K2 = 2.5 * 10-12
4.17
11.6
6.3 * 10-5
1.77 * 10-5
2.5 * 10-7
4.20
4.75
6.6
acido squarico
acido tricloroacetico
CCl3CO2H
acido ossalico
(CO2H)2
acido dicloroacetico
acido fluoroacetico
acido cloroacetico
CHCl2CO2H
FCH2CO2H
ClCH2CO2H
acido citrico
C(OH)(CH2CO2H)2CO2H
acido formico
HCO2H
acido ascorbico
acido benzoico
acido acetico
tiofenolo
C6H5CO2H
CH3CO2H
C6H5SH
segue
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 21
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità

Valori di di pKa di acidi A-H (A = eteroatomo)
Nome comune
Formula
tropolone
p-nitrofenolo
acido peracetico
succinimmide
fenolo
cloralio idrato
benzenesolfonammide
O2NC6H4OH
CH3COO2H
(CH2CO)2NH
C6H5OH
CCl3CH(OH)2
C6H5SO2NH2
2-idrossi-2-cicloesenone
etantiolo
acetossima
2,2,2-trifluoroetanolo
imidazolo
pirrolo
etanolo
amidi primarie
p-nitroanilina
t-butanolo
anilina
1,1,1,3,3,3,-exametildisilazano
pirrolidina
diisopropilammina
tetrametilpiperidina
C2H5SH
(CH3)2C=NOH
CF3CH2OH
C3H3N2H
C4H4NH
C2H5OH
RCONH2
O2NC6H4NH2
(CH3)3COH
C6H5NH2
[(CH3)3Si]2NH
C4H8NH
[(CH3)2CH]2NH
Constante di acidità
pKa
2.0 * 10-7
6.7
5.7 * 10-8
5.7 * 10-9
2.5 * 10-10
10-10
10-10
8 * 10-11
7.2
8.2
9.6
10.0
10.0
10.1
5.0 * 10-11
10.3
2.5 * 10-11
6 * 10-13
4 * 10-13
3.3 * 10-15
10-15
10-16
10-17
3.3 * 10-19
10-19
10-27
10-30
10-32
1.9 * 10-36
10.6
12.2
12.4
14.5
15
16
17
18.5
19
27
30
32
35.7
10-37
37
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 22
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità

Valori di di pKa di acidi C-H
Nome comune
Formula
Constante di acidità
pKa
tricianometano
CH(CN)3
105
-5
dinitrometano
CH2(NO2)2
5,5-dimetil-1,3-cicloesadione
malonaldeide
CH2(CHO)2
acido di Meldrum
10-4
2.5 *
3.6
1.6 * 10-5
4.8
10-5
5.0
8 * 10-6
5.1
8.9
2,4-pentandione
CH2(COCH3)2
1.26 * 10-9
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
CH3COCH2CO2C2H5
10-11
11.0
etil acetoacetato
bis(metilsolfonil)metano
CH2(SO2CH3)2
2.0 *
dietil malonato
CH2(CO2C2H5)2
3.2 * 10-14
13.5
10-16
16.0
10-19
19.0
10-20
20
10-23
23
ciclopentadiene
10-13
12.7
CH2
fenilacetilene
C6H5C≡CH
indene
tris(feniltio)metano
(C6H5S)3CH
segue
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 23
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità

Valori di di pKa di acidi C-H
Nome comune
Formula
Constante di acidità
pKa
metil chetoni
RCOCH3
10-25
25
RSO2CH3
10-25
25
RCH2CO2C2H5
10-25
25
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
C6H5CH3
10-40
40
C6H6
10-43
43
C2H4
10-44
44
ciclopropano
C3H6
10-46
46
etano
C2H6
10-48
48
metilsolfoni
esteri alchilici
nitrili
toluene
benzene
etilene
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 24
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
H3 O+
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
H2 O2
2.5 * 10-12
11.6
acqua
H2 O
1.82 * 10-16
15.74
acqua pesante
D2O
3.5 * 10-17
16.55
ammoniaca
NH3
ca. 10-34
ca. 34
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 25
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità

Valori di di pKa di acidi inorganici poliprotici
Nome comune
Formula
Costante di acidità
106
pKa
acido solforico
H2SO4
HSO4-1
K1 = 2.4 *
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
H 4 P2 O 7
H3P2O7-1
H2P2O7-2
HP2O7-3
K1
K2
K3
K4
acido carbonico
H2CO3
HCO3-1
K1 = 4.35 * 10-7
K2 = 4.69 * 10-11
6.36
10.33
idrogeno solfuro
H2 S
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
=
=
=
=
3*
4.4
2.5
5.6
10-2
* 10-3
* 10-7
* 10-10
1.52
2.36
6.60
9.25
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 26
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Amminoacidi della serie L componenti delle proteine
- Gruppo R non polare o idrofobico
COOH
COOH
H2N
COOH
COOH
H
H2N
H2N
H
H
H2N
H
COOH
H2N
H
H
Glicina (Gly/G)
Alanina (Ala/A)
Valina (Val/V)
Leucina (Leu/L)
COOH
COOH
H
N
COOH
H2N
H
Isoleucina (Ile/I)
H2N
COOH
H
H2N
H
H
S
NH
Prolina (Pro/P)
Fenilanina (Phe/F)
Triptofano (Trp/W)
Metionina (Met/M)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 27
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Amminoacidi della serie L codificati nelle proteine
- Gruppo R polare
COOH
H2N
H2N
H
HO
SH
Treonina (Thr/T)
Cisteina (Cys/C)
COOH
COOH
H
H
CH3
COOH
H2N
H2N
H
H
CH2OH
Serina (Ser/S)
COOH
COOH
H2N
H
H2N
H
O
H2N
O
Glutammina (Gln/Q)
HO
Tirosina (Tyr/Y)
NH2
Asparagina (Asn/N)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 28
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Amminoacidi della serie L codificati nelle proteine
- Gruppo R polare carico negativamente (acido) a pH 6-7
COOH
COOH
H2N
H2N
H
H
HOOC
HOOC
Acido aspartico (Asp/D)
Acido glutammico (Glu/E)
- Gruppo R polare carico positivamente (basico)
COOH
COOH
H2N
H2N
H
COOH
H
H2N
H
N
a pH 6
HN
H2N
Lisina (Lys/K)
H2N
N
H
NH
Arginina (Arg/R)
Istidina (His/H)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 29
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
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
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Equilibrio di ionizzazione degli amminoacidi
O
COOH
+
H3N
C
H
COOH
Ka2
C
H2N
cationica
forma cationica
H2N
O
-
+
O
C
H
forma
anionica
C
forma amfiionica
H3N
C
R
R
R
forma
C
Ka1
H
O
H
forma anionica
forma
zwitterionica
R
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 31
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Equilibrio
di ionizzazione degli amminoacidi
+1 charge
0 charge
+
carica +1
++1
H 3charge
N
COOH
H 3N
+
2
pK a = 9.69
H 2N
pK a = 9.69
Isoel ectric zwitterion
zwitterione
isoelettrico
Isoel
ectric zwitterion
pK a = 2.34
COOH
pK a = 2.34
Alanina
+2
charge
carica
+2
++2 charge
H N
COOH
3
H 3N
COOH
NH
+N N H
+N
H
H
pK a = 1.82
pK a = 1.82
Istidina
0
+ 0carica
H charge
COO3N
+
H 3N
COO-
+
COO-
+1
+1carica
charge
++1 charge
H N
COO-
3
H 3N
COO-
NH
+ NN H
+N
H
H
0
0carica
charge
pK a = 6.04
pK a = 6.04
+0
Hcharge
COO3N
+
H 3N
COOzwitterione
-1 charge
carica
-1
H -1
N charge
COO-
isoelettrico
-1
-1carica
charge
-1 charge
H
N
COO-
pK a = 9.17 H N2
2
pK a = 9.17
NH
NN H
N zwitterion
Isoel ectric
N
COO-
NH
NN H
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 32
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Valori di pK per i gruppi ionizzabili
di alcuni amminoacidi (a 25° C)
pH
 Curva di titolazione di un amminoacido
13
pKa1
-COOH
pKa2
-NH3+
Glicina
2.34
9.6
11
Alanina
2.34
9.69
10
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
6
Acido glutammico
2.19
9.67
4.25
5
Istidina
1.82
9.17
6.0
4
Cisteina
1.71
10.78
8.33
3
Tirosina
2.20
9.11
10.07
Lisina
2.18
8.95
10.53
Arginina
2.17
9.04
12.48
Amminoacidi
pKR
gruppo R
NH2CHRCOO-
12
pKa2
9
+NH CHRCOOH
3
NH2CHRCOO-
8
7
pKa CH3COOH = 4,76; pKa CH3NH3+ = 10,61
pHi
+NH CHRCOO3
+NH CHRCOOH
3
pKa1
2
1
+NH CHRCOOH
3
+NH CHRCOO3
0,5
1,0
1,5
2,0
Equivalenti di OHGC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 33
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

Titolazione dell’istidina con NaOH
pH
Equivalenti di OHGC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 34
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 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 an
Il gruppo ammonico ha
electron-wi
thdrawi ng
un
effetto
elettroninducti
ve effect
attrattore
-I
pK a = 2.19
RCHCOOH + H2 O
N H3
+
-
RCHCOO + H3 O
NH3
+
+
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 35
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 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:.
Il gruppo carbossilato
–COO- ha un effetto
elettron-attrattore -I
-
RCHCOO + H2 O
N H3
pK a = 9.47
+
RCHCOO
N H2
-
+ H3 O
+
pK a = 10.76
CH3 CHCH 3 + H2 O
N H3
+
CH3 CHCH 3 + H3 O
+
N H2
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 36
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Basicità del gruppo guanidinico
- La catena laterale dell’arginina contiene
notevolmente piu’ forte di un’ammina alifatica.
un
gruppo
basico
- 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).
Stabilizzazione per risonanza del
gruppo guanidinico protonato
:
N H2
:
:
N H2
RN H C
+
N H2
+
RN H C
RN H C
N H2
+
: N H2
: N H2
:
N H2
:
H2 O
RN C
+ H3 O
+
pK a = 12.48
: N H2
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 37
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Basicità del gruppo imidazolico
H
-
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.
H
H
N
CH2 CHCOO
CH2 CHCOO
N
N+
+
+
N H3
N H3
H
:
:
N
+
N
H
N
H2 O CH2 CHCOO
N+ CH2 CHCOO
+
+
N H3
NHH3
H2 O
:
:
Questo doppietto
elettronico libero
non può essere
delocalizzato
nell’anello
aromatico
H
:
N
H
:
+
:
:
N
N3r 4is
this
this lone pai
r islone pai
notthe
a part of
+
not a part of
+5
2 the
CH
CHCOO
+
H
O
CH
CHCOO
+
H
O
pK
2
3 a 6.04 pK a 6.04
3
1N
aromatic
it i s 2 N
aromatic sextet;
it i ssextet;
+
+
proton acceptor
the proton the
acceptor
N H3
NHH3
H
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 38
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 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
COOH + H2 O

pK a = 2.00
COO
-
+ H3 O +
Scrivendo la Ka dell’equilibrio prededente e riarrangiando i suoi termini si
ha:
- + +
- [ -COO
[ -COO
] ]
[ H[ H
[ -COO
] ]
KaKa
3O
3 O] []-COO
KaKa= =
=
=
oror
[ -COO
[ -COO
H]H] [ H[ 3HO3 +O]+ ]
[ -COO
[ -COO
H]H]
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 39
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

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:
[ -COO - ]
[ -COO H]
=
Ka
[ H 3 O+ ]
=
1.00 x 10-2
= 1.00 x 105
1.00 x 10-7
- 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.
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 40
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

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.
NH3
+
+ H2 O
pK a = 10.00
NH2
+ H3 O +
- Riarrangiando i termini della costante di equilibrio Ka si ha:
[ -NH 2 ]
Ka
=
+
[H 3 O+ ]
[ -NH 3 ]
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 41
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

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:
[ -NH 2 ]
Ka
=
+
[H 3 O+ ]
[ -NH 3 ]
=
1.00 x 10-10
= 1.00 x 10-3
1.00 x 10-7
- 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.
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 42
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

Equazione di Henderson-Hasselbalch
- Permette di calcolare il rapporto [base coniugata]/[acido debole]
dei gruppi funzionali degli a.a. a qualsiasi valore di pH:
 A- 
pH  pKa  log
 AH
- 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.
10 0%
86 %
O
+
H 3 N- CH - C- OH
CH 2 OH
pH 3 .0
Net charge + 1
carica
+1
99 %
10 0%
O
+
H3 N- CH - C- O
CH 2 OH
pH 7 .0
N et charge 0
carica
0
88 %
10 0%
O
H 2 N- CH - C- O
CH 2 OH
pH 1 0.0
N et charge -1
carica
-1
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 43
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi

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:
pHi 
pKa1  pKa 2
2
- 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
pHi = ½ (2.34 + 9.6) = 5,97
- 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
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 44
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 pKa e punti isoelettrici degli a.a. delle proteine in ordine di pHi decrescente
Amminoacidi
pKa 1
pKa 2
pK R
+
gruppo R
pH i
 -C OOH
 -N H 3
Arginina
2,01
9,04
12,48
10,76
Lisina
2,18
8,95
10,53
9,74
I stidina
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
I soleucina
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
Fenilalanina
1,83
9,13
5,48
Asparagina
2,02
8,80
5,41
C isteina
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
10,07
5,65
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 45
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 Punti isoelettrici degli a.a. delle proteine
P.I.
(pH)
14
13
Pro
Thr
Ile
Ala
Leu
Gly
Val
Trp
P.I.
(pH)
7
6
12
Met
Ser
5
Lys
11
Tyr
Gln
4
His
10
Arg
Phe
Asn
9
Cys
8
Glu
3
2
1
Asp
7
0
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 46
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 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.
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
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 Amminoacidi
 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.
Esempio di separazione per gel elettroforesi.
(tratto da wikipedia)
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 48
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 III Scale di acidità e basicità




-
H 5C 2 C O H
+
d
C
d
+
H5C2 C O
pKa = 15,74
H
Cl
-
HO H
O H
pKa = 4,79
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.
O
O
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.
H
-
O H
H
H
C
O H
Cl
-
H
H
pKa = ~ 40
O H
d+
O
O
-
O
O
-
H
+
Cl d
Cl
H
O
H3C C CH3
O
In altri casi si ha una deprotonazione
preliminare da un centro acido ad opera di R C CH H
d
una base, seguita dalla reazione dell’anione
C O
risultante.
R
+
H
O+
H3C C CH3
d+
-
HO
HO
C
H
H
+ CH3
O
H
O
O
H3C C
H3COH
CH
H3C C
CH
C O
C O
R
R
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 49
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 VIII Acidi e basi di Lewis

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.
Cl Al
Cl
CH3
Cl
+
Cl
Cl
Cl Al
CH3
Cl
CH3
acido di
Lewis
base di
Lewis
CH3
+
Br
acido di
Lewis
CH3
Cl Al Cl
CH3
Br
-
Br B
O
CH3
base di
Lewis
Br
+
Cl
H3C
base di
Lewis
complesso
Br
Br B
+
Cl
Cl
CH3
CH3
O+
Br
CH3
complesso
acido di
Lewis
Br
-
base di
Lewis
+
CH3
+
C
CH3
CH3
B
Br
O+
CH3
acido di
Lewis
- 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.
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 50
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 VII Acidi e basi di Lewis

Per tipo di reazione: Acido-Base
 Teoria di Lewis
− Molti carbocationi possono agire anche come acidi di Brønsted.
elettrofilo
H2C
elettrofilo
H3C
C
H
+
CH3
+
acido di Lewis
o
acido di Brønsted
-
O H
base o
nucleofilo
H3C
H3C
H3C
CH2
C
CH3
+ H O H
CH3
C
O
H
− 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.
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 51
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 XI Tautomeria
■ 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.
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 53
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 XI Tautomeria
■ Le principali coppie tautomeriche sono:
 chetone (gruppo carbonilico) / enolo (tautomeria cheto-enolica)
H
O
O
O
O
H
O
O
H
H
pentan-2-one
pent-1-en-2-olo
(3Z)-4-idrossipent-3-en-2-one
pentan-2,4-dione
 ammina / immina (tra gli altri casi anche nelle basi azotate guanina e adenina)
O
O
N
N
NH
NH
NH
N
guanina
NH2
NH
NH2
N
H
NH
N
NH
N
N
NH
N
NH
NH
N
adenina
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 54
Università degli Studi di Bari – Dipartimento di Farmacia-SdF
TECNICHE ERBORISTICHE
CHIMICA ORGANICA
A.A. 2012-2013
2.7 XI Tautomeria
■ Le principali coppie tautomeriche sono:
 ammide / acido immidico (es. può aver luogo durante la reazione di idrolisi del
gruppo nitrile)
H C
H C
3
3
NH2
NH
O
HO
acetammide
acido etanimmidico
 lattame / lattime (analogo alla precedente, ma si verifica in composti eterociclici;
possono esserne soggette le basi azotate guanina, timina e citosina)
O
N
NH
OH
NH
N
NH2
N
NH
O
H3C
N
N
H3C
NH
NH2
NH
guanina
NH2
OH
O
N
NH
NH2
N
O
NH
timina
N
O
N
OH
citosina
 immina / enammina (es.: può avvenire nell'amminoacido istidina)
O
N
N
H
OH
NH2
istidina
H
N
N
O
OH
NH2
GC_FA-TE-ORG 2.7_12-13 - 55