Chimica organica per il liceo/Introduzione2/Più dettagli



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Sintesi

Introduzione alla chimica organica

Tutti gli esseri viventi sulla Terra sono formati principalmente da composti del carbonio. La prevalenza di composti del carbonio negli esseri viventi ha portato all'epiteto di vita "a base di carbonio". La verità è che non conosciamo nessun altro tipo di vita. I primi chimici consideravano le sostanze isolate dagli organismi (piante e animali) come un tipo diverso di materia che non poteva essere sintetizzata artificialmente, e queste sostanze erano quindi note come composti organici.

Jöns Jacob Berzelius, medico di professione, coniò per primo il termine "chimica organica" nel 1806 per indicare lo studio dei composti derivati da fonti biologiche. Fino all'inizio del XIX secolo, naturalisti e scienziati osservarono differenze cruciali tra i composti derivati da organismi viventi e quelli non derivati da organismi viventi.

Nel 1828, Friedrich Wöhler (considerato un pioniere della chimica organica) completò con successo una sintesi organica riscaldando il cianato di ammonio e sintetizzando il composto biologico urea (un componente dell'urina di molti animali) in quella che oggi viene chiamata "sintesi di Wöhler". Fino a questa scoperta, i chimici credevano ampiamente che le sostanze organiche potessero formarsi solo sotto l'influenza della "forza vitale" presente nell'organismo di animali e piante. La sintesi di Wöhler dimostrò drammaticamente la falsità di tale teoria.

La sintesi dell'urea fu una scoperta cruciale per i biochimici perché dimostrò che un composto noto per essere prodotto in natura solo da organismi biologici poteva essere prodotto in laboratorio in condizioni controllate a partire da materia inanimata. Questa sintesi "in vitro" di materia organica smentiva la teoria comune (vitalismo) sulla vis vitalis , una "forza vitale" trascendente necessaria per la produzione di composti organici.

La capacità di manipolare i composti organici include la fermentazione per creare il vino e la produzione di sapone, entrambe attività che hanno fatto parte della società per così tanto tempo che la loro scoperta è andata perduta nell'antichità. Prove dimostrano che i Babilonesi, già nel 2800 a.C., producevano sapone mescolando grasso animale con cenere di legno. Solo nel XIX secolo, Eugène Chevreul scoprì la natura chimica della produzione del sapone. In una reazione ora chiamata saponificazione, i grassi vengono riscaldati in presenza di una base forte (KOH o NaOH) per produrre sali di acidi grassi e glicerolo. I sali di acidi grassi sono il sapone che migliora la capacità dell'acqua di sciogliere i grassi.

chimica organica 1.0.12

Sebbene originariamente definita come la chimica delle molecole biologiche, la chimica organica è stata successivamente ridefinita per riferirsi specificamente ai composti del carbonio, anche quelli di origine non biologica. Alcune molecole di carbonio non sono considerate organiche, con l'anidride carbonica come composto inorganico del carbonio più noto e più comune, ma tali molecole rappresentano l'eccezione e non la regola.

La chimica organica si concentra sui composti del carbonio e sul movimento degli elettroni nelle catene e negli anelli del carbonio, nonché su come gli elettroni vengono condivisi con altri atomi di carbonio ed eteroatomi e si occupa principalmente delle proprietà dei legami covalenti e degli elementi non metallici, sebbene gli ioni e i metalli svolgano ruoli critici in alcune reazioni.

Perché il carbonio è così speciale? La risposta a questa domanda riguarda la speciale capacità del carbonio di legarsi a se stesso, che verrà discussa in questo capitolo. Il carbonio è unico nella sua capacità di formare un'ampia varietà di composti, da quelli semplici a quelli complessi. Esistono letteralmente milioni di composti organici noti alla scienza, dal metano, che contiene un atomo di carbonio, al DNA, che contiene milioni di atomi di carbonio. Ancora più importante, la chimica organica ci dà la capacità di creare e modificare la struttura dei composti organici, che è l'argomento principale di questo libro. Le applicazioni della chimica organica sono innumerevoli e includono ogni sorta di plastica, coloranti, aromi, profumi, detergenti, esplosivi, carburanti e molti, molti altri prodotti. Leggi l'elenco degli ingredienti di quasi tutti i tipi di alimenti che mangi – o persino del tuo flacone di shampoo – e troverai il frutto del lavoro di chimici organici.

Il valore che i composti organici rivestono per noi fa sì che la chimica organica sia una disciplina importante all'interno del campo generale della chimica. In questo capitolo, discuteremo perché l'elemento carbonio dà origine a un vasto numero e varietà di composti, come questi composti vengono classificati e il ruolo dei composti organici in contesti biologici e industriali rappresentativi. La chimica organica è probabilmente il campo più attivo e importante della chimica al momento, grazie alla sua estrema applicabilità sia alla biochimica (soprattutto nell'industria farmaceutica) che alla petrolchimica (soprattutto nell'industria energetica). La chimica organica ha una storia relativamente recente, ma avrà un futuro di enorme importanza, influenzando la vita di tutti in tutto il mondo per molti, molti anni a venire.

Rappresentare le strutture chimiche


Note di studio
Quando si disegna la struttura di un composto organico neutro, è utile ricordare che ogni atomo di carbonio ha quattro legami. ogni atomo di azoto ha tre legami ogni atomo di ossigeno ha due legami ogni atomo di idrogeno ha un legame.

Attraverso la chimica generale, potreste aver già avuto modo di osservare le strutture molecolari utilizzando le strutture di Lewis. Poiché la chimica organica può coinvolgere molecole di grandi dimensioni, sarebbe utile che le strutture di Lewis potessero essere abbreviate. I quattro diversi modi di disegnare le molecole organiche comprendono le strutture di Lewis (formule di Kekulé, formula di struttura), le formule razionali, le formule condensate e le strutture scheletriche (chiamate anche strutture a legami lineari o formule lineari o formula topologica). Si vedranno molecole scritte in tutte e quattro le forme. Sarà più utile se vi sentirete a vostro agio nel passare da uno stile di disegno all'altro, osservando i disegni e capendo cosa rappresentano. Sviluppare la capacità di convertire tra i diversi tipi di formule richiede pratica e, nella maggior parte dei casi, l'aiuto di modelli molecolari. Molti tipi di kit di modelli sono disponibili per gli studenti e i chimici professionisti, e lo studente principiante è incoraggiato a procurarsene uno.

La semplificazione delle formule strutturali può essere ottenuta senza alcuna perdita di informazioni. Le strutture di Lewis sono solo il termine della chimica organica per le strutture di Lewis già incontrate in precedenza. Nelle formule razionali vengono evidenziati solo i legami covalenti tra i carboni. Nelle formule condensate, i legami con ogni carbonio sono omessi, ma ogni unità strutturale distinta (gruppo) è scritta con numeri di pedice che designano più sostituenti, compresi gli idrogeni. Le formule lineari omettono completamente i simboli del carbonio e dell'idrogeno (a meno che l'idrogeno non sia legato a un atomo diverso dal carbonio). Ogni segmento di linea retta rappresenta un legame, le estremità e le intersezioni delle linee sono atomi di carbonio e il numero corretto di idrogeni è calcolato dalla tetravalenza del carbonio. Gli elettroni del guscio di valenza non legati sono omessi in queste formule.

Strutture di Lewis (formula di Kekulé , formula di struttura)

Una formula strutturale mostra gli atomi della molecola nell'ordine in cui sono legati. Inoltre, mostra il modo in cui gli atomi sono legati l'uno all'altro, ad esempio il legame covalente singolo, doppio e triplo. I legami covalenti sono rappresentati da linee. Il numero di trattini indica se il legame è singolo, doppio o triplo. Vengono mostrate tutte le etichette degli atomi e tutte le coppie solitarie.

chemorg 1.12	chemorg 1.12	chemorg 1.12
A	B	C

Formula razionale

Una formula razionale mostra solo i legami carbonio-carbonio (anche C-O o C-N se significativi nel determinare la struttura) che sono i più importanti poiché definiscono la struttura e geometria della molecola. Vediamo degli esempi.

CH₃-CH₂OH		CH₃-NH-CH₂-COOH
A	B	C

Formula condensata

Una formula condensata è costituita dai simboli degli elementi. Le formule strutturali condensate mostrano l'ordine degli atomi come una formula strutturale, ma sono scritte in un'unica riga per risparmiare spazio e renderne più comoda e veloce la scrittura. L'ordine degli atomi suggerisce la connettività della molecola. Le formule strutturali condensate sono utili anche per mostrare che un gruppo di atomi è collegato a un singolo atomo in un composto. In questo caso, si usano le parentesi intorno al gruppo di atomi per indicare che sono insieme. Inoltre, se a un dato atomo è collegato più di un sostituente, questo viene indicato con un numero di pedice. Un esempio è CH₄, che rappresenta quattro idrogeni attaccati allo stesso carbonio. Le formule condensate possono essere lette in entrambi i sensi e H₃C è uguale a CH₃, anche se quest'ultimo è più comune.

Guardate gli esempi qui sotto e abbinateli alla loro molecola identica sotto le strutture di Kekulé e le formule lineari.

CH₃CH₂OH	ClCH₂CH₂CH(OCH₃)CH₃	CH₃NHCH₂COOH
A	B	C

Osserviamo da vicino l'esempio B. Quando si esamina una formula condensata, è bene concentrarsi sui carboni e sugli altri elementi che non sono idrogeno. Gli idrogeni sono importanti, ma di solito sono presenti per completare gli ottetti. Inoltre, si noti che l'elemento -OCH₃ è scritto tra parentesi, il che indica che non fa parte della catena principale di carboni. Quando si legge una formula condensata, se si raggiunge un atomo che non ha un ottetto completo quand3o si arriva all'idrogeno successivo, è possibile che ci siano doppi o tripli legami. Nell'esempio C, il carbonio è legato a doppio filo con l'ossigeno e a singolo filo con un altro ossigeno. Si noti che COOH significa C(=O)-O-H invece di CH₃-C-O-O-H perché il carbonio non ha un ottetto completo e ossigeni.

Formula lineare (topologica, a scheletro)

Poiché i composti organici possono essere talvolta complessi, le formule ad angolo retto vengono utilizzate per scrivere in modo più efficiente gli atomi di carbonio e idrogeno, sostituendo la lettera “C” con le linee. Un atomo di carbonio è presente ovunque una linea intersechi un'altra linea. Gli atomi di idrogeno sono omessi, ma si presume che siano presenti per completare ciascuno dei quattro legami del carbonio. Gli idrogeni legati a elementi diversi dal carbonio sono indicati. Sono riportate le etichette degli atomi di tutti gli altri elementi. Gli elettroni a coppia solitaria sono solitamente omessi. Si presume che siano presenti per completare l'ottetto di atomi non di carbonio. Le formule lineari aiutano a mostrare la struttura e l'ordine degli atomi in un composto.

chemorg 1.12	chemorg 1.12	chemorg 1.12
A	B	C

Queste molecole corrispondono esattamente alle stesse molecole rappresentate per le strutture di Kekulé e le formule condensate. Si noti che i carboni non sono più disegnati e sono sostituiti dalle estremità e dalle curve di una linea. Inoltre, gli idrogeni sono stati omessi, ma potrebbero essere facilmente inseriti (vedi problemi pratici). Anche se di solito non disegniamo gli H legati al carbonio, li disegniamo se sono collegati ad altri atomi oltre al carbonio (ad esempio il gruppo OH nell'esempio A). Questo viene fatto perché non è sempre chiaro se l'atomo non di carbonio è circondato da coppie solitarie o idrogeni. Sempre nell'esempio A, si noti come l'OH sia disegnato con un legame al secondo carbonio, ma ciò non significa che ci sia un terzo carbonio alla fine di quel legame/linea.

Tabella: Formule strutturali degli isomeri
Formula di struttura	Formula razionale	Formula condensata	Formula lineare
chemorg 1.12	CH3-CH2-CH2-CH2OH	CH₃(CH₂)₃OH	chemorg 1.12
chemorg 1.12	CH3-CH2-CH2OH-CH3	CH₃CH₂CH(OH)CH₃	chemorg 1.12
chemorg 1.12		(CH₃)₂CHCH₂OH	chemorg 1.12
chemorg 1.12		(CH₃)₃COH	chemorg 1.12
chemorg 1.12		CH₃CH₂OCH₂CH₃	chemorg 1.12

Esempio: Conversione tra formule strutturali

È utile convertire i composti in diverse formule strutturali (Kekule, Lineare, razionale e condensata) a seconda del tipo di domanda che viene posta. Gli esami standardizzati includono spesso un'alta percentuale di formule condensate perché è più facile ed economico digitare lettere e numeri piuttosto che importare cifre. Inizialmente, può essere difficile scrivere una struttura di riga direttamente da una formula condensata. Prima si scrive la struttura di Kekule dalla formula condensata e poi si disegna la struttura a linee da Kekule.

a) La formula condensata del propanale è CH₃CH₂CHO. Disegnare la struttura di Kekule.

La struttura di Kekule per il propanale è mostrata di seguito. Ricordate che ogni carbonio ha quattro legami e l'ottetto degli ossigeni è pieno di coppie solitarie.

La struttura di legame del propanale è mostrata di seguito. Per prima cosa, si rimuovono gli idrogeni. L'idrogeno attaccato al gruppo aldeidico rimane perché fa parte di un gruppo funzionale. Rimuovere le etichette “C” dalla struttura e mantenere le linee al loro posto. Infine, rimuovere le coppie solitarie.

Tutte e tre le strutture rappresentano lo stesso composto, il propanale.

b) Di seguito è riportata la struttura ad angolo retto della molecola trimetilammina.

Per convertirla in una struttura di Kekule, identificare innanzitutto i carboni della molecola. Essi si trovano agli angoli e alle estremità della linea senza etichetta dell'atomo. La trimetilammina ha tre carboni. Successivamente, si aggiungono idrogeni ai carboni fino a ottenere quattro legami. Ogni carbonio della trimetil amina è legato singolarmente all'azoto. Ciò significa che ogni carbonio avrà bisogno di altri tre legami C-H per creare il suo ottetto. Infine, aggiungere coppie solitarie ad altri elementi per riempire i loro ottetti. L'azoto della trimetil amina è legato a tre carboni. Ciò significa che avrà bisogno di una coppia di elettroni solitari per completare il suo ottetto.

Esercizio 1

Quanti carboni ci sono nel seguente disegno? Quanti idrogeni?

Soluzione

Ricorda la regola dell'ottetto e quante volte i carboni e gli idrogeni possono legarsi ad altri atomi.

Esercizio 2

Quanti carboni ci sono nel seguente disegno? Quanti idrogeni?

Soluzione

Esercizio 3

Quanti carboni ci sono nel seguente disegno? Quanti idrogeni?

Soluzione

Esercizio 4

Osserva la seguente molecola di vitamina A e disegna gli idrogeni e le coppie di elettroni nascosti.

Suggerimento: Tutti i carboni hanno 4 legami? Tutti gli ossigeni hanno un ottetto completo?

Soluzione

Le coppie di elettroni sono disegnate in blu e gli idrogeni in rosso.

Esercizio 5

Disegna ClCH₂CH₂CH(OCH₃)CH₃ in forma di Kekulé e di linea.

Soluzione

e

Esercizio 6

Scrivi la formula molecolare di ciascuno dei composti qui illustrati.

Soluzione

a. C₇H₇N

b. C₅H₁₀

c. C₅H₄O

d. C₅H₆Br₂

Gruppi funzionali

I gruppi funzionali sono piccoli gruppi di atomi o particolari legami chimici che presentano una reattività caratteristica. Un particolare gruppo funzionale mostrerà quasi sempre il suo comportamento chimico distintivo quando è presente in un composto. A causa della loro importanza nella comprensione della chimica organica, i gruppi funzionale hanno nomi specifici che spesso vengono riportati nella denominazione dei singoli composti che incorporano i gruppi.

Man mano che procediamo nel nostro studio della chimica organica, diventerà estremamente importante saper riconoscere rapidamente i più comuni gruppi funzionali, perché sono gli elementi strutturali chiave che definiscono il modo in cui reagiscono le molecole organiche. Per ora, ci preoccuperemo solo di disegnare e riconoscere ciascun gruppo funzionale, come rappresentato da Lewis e dalle strutture lineari. Gran parte del resto del tuo studio di chimica organica sarà impegnato ad apprendere come i diversi gruppi funzionali tendono a comportarsi in reazioni organiche.

Disegno di strutture organiche abbreviate

Spesso, quando disegnano strutture organiche, i chimici trovano conveniente usare la lettera 'R' per designare parte di una molecola al di fuori della regione di interesse. Se vogliamo semplicemente fare riferimento in generale a un gruppo funzionale senza disegnare una specifica molecola, ad esempio, possiamo usare gruppi 'R' per focalizzare l'attenzione sul gruppo di interesse:

(Strutture di Lewis per un alcol primario, un alcol secondario, un'aldeide e un chetone)

IL gruppo 'R' è un modo conveniente per abbreviare le strutture di grandi molecole biologiche, soprattutto quando siamo interessati a qualcosa che si verifica specificamente in una posizione sulla molecola.

Gruppi funzionali comuni

Nelle sezioni seguenti, saranno descritti molti dei comuni gruppi funzionali trovati in chimica organica. Le tabelle di questi gruppi funzionali si trovano in fondo alla pagina.

Gruppi funzionali carbonio-carbonio negli idrocarburi

Alcani

I più semplici gruppi funzionali in chimica organica (che vengono spesso ignorato quando si elencano i gruppi funzionali) è il legame semplice carbonio-carbonio e il legame carbonio-idrogeno, che caratterizzano gli idrocarburi alcani. Alcuni esempi di alcani includono il metano, CH4, è il gas naturale che brucia nella tua fornace o su una stufa. L'ottano invece, C₈H₁₈, è un componente della benzina.

In genere però gli alcani vengono considerati la struttura di base a cui vengono aggiunti i vari gruppi funzionali per creare le diverse categorie di molecole (alcheni, alcoli, ammine, ecc.)e quindi talvolta questo non viene considerato un gruppo funzionale.

Alcheni e alchini

Gli alcheni (a volte chiamati olefine) sono caratterizzati dal gruppo funzionale doppio legame carbonio-carbonio e gli alchini hanno tripli legami carbonio-carbonio. Ad esempio l'etene, l'alchene più semplice, è un gas che funge da segnale cellulare nella frutta per stimolarne la maturazione. (Se volete che le banane maturino rapidamente, mettetele in un sacchetto di carta insieme a una mela: la mela emette gas etene, che innesca il processo di maturazione nelle banane). L'etino, comunemente chiamato acetilene, è usato come combustibile nei cannelli per saldatura.

Gli alcheni hanno una geometria elettronica planare trigonale (dovuta agli orbitali ibridi sp² dei carboni coinvolti nel doppio legame) mentre gli alchini hanno una geometria lineare (a causa degli orbitali ibridi sp dei carboni coinvolti nel triplo legame). Inoltre, molti alcheni possono assumere due forme geometriche: cis o trans (o Z ed E che saranno spiegate in dettaglio in un altro capitolo). Le forme cis e trans di un dato alchene sono molecole diverse con proprietà fisiche diverse, esiste una barriera energetica molto elevata alla rotazione attorno a un doppio legame. Nell'esempio seguente, la differenza tra alcheni cis e trans è immediatamente evidente.


Alchene cis	Alchene trans

Alcani, alcheni e alchini sono tutti classificati come idrocarburi, perché sono composti esclusivamente da atomi di carbonio e idrogeno. Gli alcani vengono detti idrocarburi saturi, perché i carboni sono legati al massimo numero possibile di idrogeni - in altre parole, sono saturi con atomi di idrogeno. I carboni con legami doppi e tripli negli alcheni e negli alchini hanno meno atomi di idrogeno legati a loro - sono quindi chiamati idrocarburi insaturi. Come vedremo nel Capitolo 7, l'idrogeno può essere aggiunto per trasformare i legami multipli in legami singoli, saturando così gli idrocarburi insaturi in un tipo di reazione chiamata "idrogenazione".

Aromatici

Il gruppo aromatico è esemplificato dal benzene (un tempo un solvente comunemente usato nei laboratori di analisi organica, ma che si è dimostrato cancerogeno) e dal naftalene, un composto dal caratteristico odore di "naftalina". I gruppi aromatici sono strutture ad anello planari (piatte) e sono ampiamente diffusi in natura.

Gruppi funzionali con legami singoli tra carbonio ed eteroatomi

Alogenuri

Quando il carbonio di un alcano è legato a uno o più alogeni, il gruppo è definito come alogenuro alchilico o aloalcano. La presenza di un atomo di alogeno (F, Cl, Br o I) è spesso rappresentata da X a causa della chimica simile degli alogeni. Il cloroformio è un solvente utile in laboratorio ed è stato uno dei primi farmaci anestetici utilizzati in chirurgia. Il diclorodifluorometano è stato utilizzato come refrigerante e negli spray aerosol fino alla fine del XX secolo, ma il suo utilizzo è stato interrotto dopo che si è scoperto che aveva effetti dannosi sullo strato di ozono. Il bromoetano è un semplice alogenuro alchilico. Spesso utilizzati nella sintesi organica. I gruppi alogenuri alchilici sono piuttosto rari nelle biomolecole.

Alcoli e tioli

Nel gruppo funzionale dell'alcol , un atomo di carbonio è legato singolarmente a un gruppo OH (il gruppo OH, di per sé, è chiamato ossidrile). Ad eccezione del metanolo, tutti gli alcoli possono essere classificati come primari, secondari o terziari. In un alcol primario , il carbonio legato al gruppo OH è legato anche a un solo altro carbonio. In un alcol secondario e in un alcol terziario, il carbonio è legato rispettivamente a due o tre altri atomi di carbonio. Quando il gruppo ossidrilico è legato direttamente a un anello aromatico, il gruppo risultante è chiamato fenolo.

L'analogo solforico di un alcol è chiamato tiolo (il prefisso thio, derivato dal greco, si riferisce allo zolfo).

Eteri e solfuri

In un gruppo etere funzionale, un ossigeno centrale è legato a due atomi di carbonio. Di seguito sono riportate la linea e strutture di Lewis di etere dietilico, un comune solvente da laboratorio e anche uno dei primi agenti anestetici in medicina.

Nei tioeteri, l'atomo di ossigeno di un etere è stato sostituito da un atomo di zolfo.

Ammine

Sono caratterizzate da atomi di azoto con legami singoli con idrogeno e carbonio. Proprio come esistono atomi primari, secondari e terziari per gli alcoli, ne esistono di primari, secondari e terziari per le ammine. L'ammoniaca è un caso speciale, privo di atomi di carbonio.

Una delle proprietà più importanti delle ammine è che sono basiche e vengono facilmente protonati per formare cationi di ammonio. Nel caso in cui un atomo di azoto abbia quattro legami con il carbonio (cosa piuttosto insolita nelle biomolecole), viene chiamato ione ammonio quaternario.

Non lasciatevi confondere dall'uso dei termini “primario”, ‘secondario’ e “terziario” in riferimento agli alcoli e alle ammine: le definizioni sono diverse. Negli alcoli, ciò che conta è il numero di atomi di carbonio a cui è legato l'atomo di carbonio dell'alcol, mentre nelle ammine ciò che conta è il numero di atomi di carbonio a cui è legato l'azoto.

Nitroderivati (nitrocomposti) - Gruppo nitro: Il gruppo nitro, con formula chimica -NO₂ o nitrogruppo, è un gruppo funzionale presente nei nitroderivati o nitrocomposti. È formato da un atomo di azoto legato a due atomi di ossigeno e si caratterizza per la sua forte natura elettronattrattrice, sia per effetto induttivo che di risonanza, e per la sua polarità, che lo rende un forte disattivante nelle reazioni chimiche

Gruppi funzionali contenenti carbonile

Aldeidi e chetoni

Esistono diversi gruppi funzionali che contengono un doppio legame carbonio-ossigeno, comunemente denominato carbonile. I chetoni e le aldeidi sono due gruppi funzionali a base di carbonile strettamente correlati che reagiscono in modo molto simile. In un chetone, l'atomo di carbonio di un carbonile è legato ad altri due atomi di carbonio. In un'aldeide, il carbonio carbonilico è legato da un lato a un atomo di idrogeno e dall'altro a un atomo di carbonio. L'eccezione a questa definizione è la formaldeide, in cui il carbonio carbonilico è legato a due atomi di idrogeno.

Acidi carbossilici e derivati

Se un atomo di carbonio carbonilico è legato da un lato a un atomo di carbonio (o idrogeno) e dall'altro a un eteroatomo (in chimica organica, questo termine si riferisce generalmente a ossigeno, azoto, zolfo o uno degli alogeni), il gruppo funzionale è considerato uno dei “derivati dell'acido carbossilico”, una designazione che descrive un raggruppamento di diversi gruppi funzionali. Il membro eponimo di questo gruppo è il gruppo funzionale dell'acido carbossilico, in cui il carbonile è legato a un gruppo idrossile (OH).

Come suggerisce il nome, gli acidi carbossilici sono acidi, il che significa che sono facilmente deprotonati per formare la forma base coniugata, chiamata carbossilato (maggiori informazioni sugli acidi carbossilici nel capitolo 20).

Nelle ammidi, il carbonio carbonilico è legato a un azoto. L'azoto in un'ammide può essere legato sia a idrogeni, sia a carboni, sia a entrambi. Un altro modo di considerare un'ammide è che si tratta di un carbonile legato a un'ammina.

Negli esteri, il carbonio carbonilico è legato a un ossigeno che a sua volta è legato a un altro carbonio. Un altro modo di considerare un estere è che si tratta di un carbonile legato a un alcool. I tioesteri sono simili agli esteri, tranne per il fatto che al posto dell'ossigeno c'è uno zolfo.

In una anidride acida ci sono due atomi di carbonio carbonilico con un atomo di ossigeno in mezzo. Un'anidride acida si forma dalla combinazione di due acidi carbossilici con la perdita di acqua (anidride).

Nitrili

In un gruppo nitrile, un atomo di carbonio è legato con un triplo legame a un atomo di azoto. I nitrili sono spesso indicati anche come gruppi ciano.

Fosfati

Il fosforo è un elemento molto importante nella chimica organica biologica e si trova come atomo centrale nel gruppo fosfato. Molte molecole organiche biologiche contengono gruppi fosfato, difosfato e trifosfato, che sono legati a un atomo di carbonio dalla funzionalità dell'estere fosfato.

Poiché i fosfati sono così abbondanti nella chimica organica biologica, è conveniente rappresentarli con l'abbreviazione “P”. Si noti che questa abbreviazione “P” include gli atomi di ossigeno e le cariche negative associate ai gruppi fosfato.

Molecole con gruppi funzionali multipli

Un singolo composto può contenere diversi gruppi funzionali. Le molecole di zucchero a sei atomi di carbonio, glucosio e fruttosio, ad esempio, contengono rispettivamente gruppi aldeidici e chetonici ed entrambe contengono cinque gruppi alcolici (un composto con diversi gruppi alcolici è spesso denominato “poliolo”).

La capsaicina, il composto responsabile del calore dei peperoncini piccanti, contiene gruppi funzionali fenolo, etere, ammide e alchene.

Il testosterone, l'ormone sessuale maschile, contiene gruppi chetonici, alchenici e alcolici secondari, mentre l'acido acetilsalicilico (aspirina) contiene gruppi aromatici, carbossilici ed esteri.

Sebbene non sia in alcun modo un elenco completo, questa sezione ha trattato la maggior parte dei gruppi funzionali importanti che incontreremo nella chimica organica biologica e di laboratorio. La tabella riportata di seguito fornisce un riepilogo di tutti i gruppi elencati in questa sezione, più alcuni altri che saranno introdotti più avanti nel testo.

Tabelle dei gruppi funzionali

Gruppi funzionali con legami carbonio-carbonio
Formula	Categoria	Esempio	nome IUPAC	nome comune
Generic alkene structure	alchene	H₂C=CH₂	etene	etilene
Generic alkyne structure	alchino	HCΞCH	etino	acetilene
Generic arene structure	arene	C₆H₆	benzene	benzene

Gruppi funzionali con legami singoli a eteroatomi
Formula	Categoria	Esempio	nome IUPAC	nome comune
Generic halide structure	alogenuri	H₃C-I	iodometano	ioduro di metile
Generic alcohol structure	alcol	CH₃CH₂OH	etanolo	alcol etilico
Generic ether structure	etere	CH₃CH₂OCH₂CH₃	dietiletere	etere
Generic amine structure	ammina	H₃C-NH₂	amminometano	metilammina
Generic structure for nitro compound	composto nitro	H₃C-NO₂	nitrometano
Generic thiol structure	tiolo	H₃C-SH	metantiolo	metilmercaptano
Generic sulfide structure	tioeteri	H₃C-S-CH₃	dimetil-tioetere

Gruppi funzionali con legami multipli a eteroatomi
Formula	Categoria	Esempio	nome IUPAC	nome comune
Generic nitrile structure	nitrile	H₃C-CN	etanonitrile	acetonitrile
Generic aldehyde structure	aldeide	H₃CCHO	etanale	acetaldeide
Generic ketone structure	chetone	H₃CCOCH₃	propanone	acetone
Generic carboxylic acid structure	acido carbossilico	H₃CCO₂H	acido etanoico	acido acetico
Generic ester structure	estere	H₃CCO₂CH₂CH₃	etiletanoato	acetato di etile
Generic amide structure	ammide	H₃CCON(CH₃)₂	N,N-dimethyletanammide	N,N-dimethylacetamide
Generic acid anhydride structure	anidride acida	(H₃CCO)₂O	N,N-dimethylacetamide	anidride acetica

Ordine di Priorità dei Gruppi Funzionali (IUPAC)

Nella nomenclatura IUPAC, i diversi gruppi funzionali hanno un ordine di priorità stabilito. Questo ordine determina quale gruppo definisce il suffisso (il nome della famiglia del composto) e come la catena di carbonio viene numerata. Il gruppo con la priorità più alta ottiene il numero più basso possibile.

Ecco un elenco dei gruppi funzionali più comuni, ordinati dalla priorità più alta alla più bassa.

**Tabella di Priorità dei Gruppi Funzionali (Ordine IUPAC)**
Priorità	Gruppo Funzionale	Formula (Esempio)	Suffisso (Gruppo Principale)	Prefisso (Gruppo Sostituente)
1	Acido Carbossilico	R-COOH	acido ...oico	carbossi-
2	Anidride Carbossilica	R-CO-O-OC-R'	anidride ...oica	—
3	Estere	R-COO-R'	...oato di ...ile	alcossicarbonil- (o alcossile carbonile)
4	Alogenuro Acilico	R-COX (X = Alogeno)	alogenuro di ...oile	aloformil-
5	Ammide	R-CONH₂	...ammide	carbamoil-
6	Nitrile	R-CN	...nitrile	ciano-
7	Aldeide	R-CHO	-ale	formil- (o osso- se su catena)
8	Chetone	R-CO-R'	-one	osso-
9	Alcol	R-OH	-olo	idrossi-
10	Tiolo	R-SH	-tiolo	mercapto-
11	Ammina	R-NH₂	-ammina	ammino-
12	Etere	R-O-R'	—	alcossi-
13	Alchene	C=C	-ene	—
14	Alchino	C≡C	-ino	—
15	Alcano	C-C	-ano	alchil-

La logica principale si basa sullo stato di ossidazione del carbonio nel gruppo funzionale. Gruppi con un carbonio più ossidato hanno generalmente una priorità più alta.

Alcuni gruppi, come gli alogeni (-F, -Cl, -Br), i gruppi nitro (-NO₂) o gli eteri (-OR), non entrano in questa "gara" per il suffisso. Per convenzione, sono considerati sempre e solo sostituenti e vengono indicati unicamente come prefissi (es. clorometano, nitrobenzene, metossietano). Non definiscono mai la famiglia principale del composto se è presente un qualsiasi altro gruppo della lista (perfino un alchene).

L'isomeria

L'isomeria è un affascinante fenomeno della chimica organica che descrive l'esistenza di composti diversi con la stessa formula molecolare. Questi composti, chiamati isomeri, pur avendo lo stesso numero e tipo di atomi, differiscono per il modo in cui questi sono disposti.

Esistono due principali categorie di isomeria: l'isomeria costituzionale (o strutturale) e la stereoisomeria.

Negli isomeri strutturali, gli atomi sono connessi in sequenze diverse, portando a differenti scheletri carboniosi o a diversi gruppi funzionali.

Nella stereoisomeria, invece, gli atomi hanno la stessa connettività, ma la loro disposizione tridimensionale nello spazio è diversa. Questa differenza strutturale, anche se sottile, conferisce agli isomeri proprietà fisiche, chimiche e biologiche uniche e spesso molto diverse tra loro.

come individuare uno stereoisomero
mappa degli isomeri

Isomeri strutturali

A differenza degli altri tipi di isomeri, che non differiscono nella connettività, gli isomeri strutturali differiscono nella connettività, come illustrato qui per l'1-propanolo e il 2-propanolo. Sebbene questi due alcoli abbiano la stessa formula molecolare (C₃H₈O), la posizione del gruppo -OH è diversa, il che porta a differenze nelle loro proprietà fisiche e chimiche.

Nella conversione di un isomero strutturale in un altro, almeno un legame deve essere rotto e riformato in una posizione diversa della molecola. Si considerino, ad esempio, le seguenti tre strutture rappresentate dalla formula C₅H₁₂.

Di queste strutture, (a) e (d) rappresentano lo stesso composto, così come (b) e (c). Nessun legame è stato rotto e riformato; le molecole sono semplicemente ruotate di circa 180° attorno a un asse verticale. Solo tre - n-pentano (a) e (d), 2-metilbutano (b) e (c) e 2,2-dimetilpropano (e) - sono isomeri strutturali. Poiché nessun legame viene rotto passando da (a) a (d) o da (b) a (c), queste rappresentazioni alternative non sono isomeri strutturali. I tre isomeri strutturali - (a) o (d), (b) o (c) ed (e) - hanno proprietà fisiche e chimiche distinte.

Se gli atomi che formano il gruppo funzionale sono legati in modo diverso negli isomeri in modo da formare gruppi funzionali diversi, allora si parla di isomeri di gruppo funzionale.

Isomeri di gruppo funzionale
Etanolo	Dimetilchetone

Stereoisomeri

Hanno la stessa connettività nei loro atomi ma una diversa disposizione nello spazio tridimensionale. Esistono diverse classificazioni di stereoisomeri a seconda di come le disposizioni differiscono l'una dall'altra. Si noti che nella struttura degli isomeri c'era qualche differenza nella connessione degli atomi. Ad esempio, l'1-butene ha un doppio legame seguito da due legami singoli mentre il 2-butene ha un legame singolo, poi un doppio legame, poi un legame singolo.

Uno stereoisomero avrà la stessa connettività tra tutti gli atomi nella molecola.

Stereoisomeri conformazionali

I legami singoli C–C in etano, propano e altri alcani si formano dalla sovrapposizione di un orbitale ibrido sp³ su un atomo di carbonio con un orbitale ibrido sp³ su un altro atomo di carbonio, formando un legame σ. Ogni orbitale ibrido sp³ è cilindricamente simmetrico (tutte le sezioni trasversali sono cerchi), dando origine a un legame singolo carbonio-carbonio anch'esso cilindricamente simmetrico rispetto all'asse C–C. Poiché la rotazione attorno al legame singolo carbonio-carbonio può avvenire senza modificare la sovrapposizione degli orbitali ibridi sp³, non esiste una significativa barriera energetica elettronica alla rotazione. Di conseguenza, sono possibili molte diverse disposizioni degli atomi, ciascuna corrispondente a diversi gradi di rotazione. Le differenze nella struttura tridimensionale risultanti dalla rotazione attorno a un legame σ sono chiamate differenze di conformazione, e ciascuna diversa disposizione è chiamata isomero conformazionale (o conformero).

Stereoisomeri geometrici

Con un molecola come il 2-butene, si può osservare un diverso tipo di isomeria chiamata isomeria geometrica.

Sono isomeri in cui l'ordine dei legami atomici è lo stesso ma la disposizione degli atomi nello spazio è diversa. Il doppio legame in un alchene non è libero di ruotare a causa della natura del legame. Pertanto, esistono due modi diversi per costruire il 2-butene. L'immagine sottostante mostra le due figure geometriche, chiamati cis-2-butene e trans-2-butene.

L'isomero cis ha i due singoli atomi di idrogeno sullo stesso lato della molecola, mentre l'isomero trans li ha sui lati opposti della molecola. In entrambe le molecole, l'ordine di legame degli atomi è lo stesso. Affinché la geometria degli isomeri esista, deve esserci una struttura rigida nella molecola per impedire la libera rotazione attorno a un legame. Ciò si verifica con un doppio legame o un anello. Inoltre, i due atomi di carbonio devono avere ciascuno due gruppi diversi legati affinché ci sia una struttura geometrica.

Per esempio il propene (vedi figura sotto) non ha proprietà geometriche degli isomeri perché uno degli atomi di carbonio (quello all'estrema sinistra) coinvolto nel doppio legame ha due singoli atomi di idrogeno legati ad esso.

Le proprietà fisiche e chimiche delle geometrie degli isomeri sono generalmente diversi. Come per gli alcheni, gli alchini mostrano isomeria strutturale a partire da 1-butino e 2-butino. Tuttavia, non ci sono isomerie geometriche con gli alchini perché c'è solo un altro gruppo legato agli atomi di carbonio coinvolti nel triplo legame.

Stereoisomeri ottici (enantiomeri)

Gli stereoisomeri che non sono isomeri geometrici sono noti come isomeri ottici o enantiomeri. Gli isomeri ottici differiscono per la disposizione dei gruppi sostituiti intorno a uno o più atomi della molecola. Il loro nome è dovuto alle interazioni con la luce piano-polarizzata.

Vengono definiti "ottici" per la capacità di ruotare il piano della luce polarizzata. Questa capacità, definita potere rotatorio, è uguale in valore assoluto, ma opposta di segno per ognuno dei due enantiomeri.

Enantiomeri

Gli enantiomeri sono immagini speculari non sovrapponibili. Un esempio comune di coppia di enantiomeri sono le mani. Le mani sono immagini speculari l'una dell'altra, ma per quanto le si possa girare, torcere o ruotare, non sono sovrapponibili.

Gli oggetti che presentano immagini speculari non sovrapponibili sono detti chirali. Quando si esamina una molecola, gli atomi di carbonio con quattro gruppi unici attaccati sono considerati chirali. La figura seguente mostra un esempio di molecola chirale. Si noti che dobbiamo guardare oltre il primo atomo collegato all'atomo di carbonio centrale. I quattro cerchi indicano i quattro gruppi unici attaccati all'atomo di carbonio centrale, che è chirale.

Un carbonio chirale ha quattro gruppi diversi attaccati ad esso.

Diastereoisomeri

Un altro tipo di isomero ottico sono i diastereoisomeri, che sono isomeri ottici non speculari. I diastereoisomeri hanno una disposizione diversa intorno a uno o più atomi, mentre alcuni atomi hanno la stessa disposizione. Come mostrato nella figura seguente, si noti che l'orientamento dei gruppi sul primo e sul terzo carbonio è diverso, ma il secondo rimane lo stesso, quindi non si tratta della stessa molecola. Il cuneo solido indica un gruppo che esce dalla pagina/schermo verso di voi e la linea tratteggiata indica che un gruppo si allontana da voi “dietro” la pagina/schermo.

Gli epimeri sono un sottogruppo di diastereoisomeri che differiscono in una sola posizione. Tutti gli epimeri sono diastereoisomeri, ma non tutti i diastereoisomeri sono epimeri.

Gli epimeri hanno una disposizione diversa intorno a un atomo, mentre le disposizioni intorno agli altri atomi sono le stesse.

Esercizi

Acidi organici e basi organiche

Obiettivo

Dopo aver completato questa sezione, dovresti essere in grado di

predire l'acidità relativa di due molecole organiche in base alla loro struttura.
predire la basicità relativa di due molecole organiche in base alla loro struttura.

Questa pagina spiega l'acidità degli acidi organici semplici e analizza i fattori che influenzano la loro forza relativa.

Acidi organici come acidi deboli

Ai fini di questo argomento, considereremo la definizione di acido come "una sostanza che dona ioni idrogeno (protoni) ad altre cose". Ne avremo una misura osservando la facilità con cui gli acidi rilasciano ioni idrogeno alle molecole d'acqua quando sono in soluzione.

Un acido in soluzione stabilisce questo equilibrio:

$AH_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons A_{(aq)}^{-}+H_{3}O_{(aq)}^{+}$

Uno ione idronio si forma insieme all'anione (ione negativo) dell'acido. Questo equilibrio viene talvolta semplificato omettendo l'acqua per enfatizzare la ionizzazione dell'acido.

$AH_{(aq)}\rightleftharpoons A_{(aq)}^{-}+H_{(aq)}^{+}$

Se lo scrivi in questo modo, devi includere i simboli di stato - "(aq)". Scrivere H⁺ (aq) implica che lo ione idrogeno sia legato a una molecola d'acqua come H₃O⁺. Gli ioni idrogeno sono sempre legati a qualcosa durante le reazioni chimiche.

Gli acidi organici sono deboli nel senso che questa ionizzazione è molto incompleta. In qualsiasi momento, la maggior parte dell'acido sarà presente nella soluzione sotto forma di molecole non ionizzate. Ad esempio, nel caso dell'acido etanoico diluito, la soluzione contiene circa il 99% delle molecole di acido etanoico: in qualsiasi istante, solo circa l'1% si è effettivamente ionizzato. La posizione di equilibrio si trova quindi molto a sinistra.

Polarizzazione acida debole

Gli acidi organici possono solitamente essere caratterizzati nelle mappe del potenziale elettrostatico dalla presenza di un atomo di idrogeno polarizzato positivamente, mostrato in blu. Osservando le mappe sottostanti, il metanolo ha un legame OH leggermente polarizzato ed è considerato molto debolmente acido. Il legame OH nella metilammina è meno polarizzato, come mostrato dal colore blu più chiaro attorno all'idrogeno, rendendolo meno acido del metanolo. Tuttavia, il legame CH nell'etano è praticamente privo di polarità, come mostrato dall'assenza di colore blu, rendendolo non acido. La discussione seguente spiegherà la differenza di acidità di queste e di altre molecole organiche.


Metanolo	Metilammina	Etano

Confronto delle forze degli acidi deboli

La forza acida è strettamente correlata alla stabilità della base coniugata che si formerà rimuovendo un protone. Per analizzare la probabilità che una molecola sia acida, è necessario stimare la stabilità della sua base coniugata.

Stabilizzazione della base coniugata - Quattro considerazioni principali:

Dimensioni ed elettronegatività dell'atomo che detiene la carica
La carica può essere delocalizzata per risonanza?
Ci sono effetti induttivi?
Ibridazione dell'orbitale che mantiene la carica

Queste considerazioni sono elencate in ordine di importanza e spiegate singolarmente, ma devono essere considerate nel loro insieme.

1. Effetti di dimensione ed elettronegatività nell'acidità

Confrontando gli elementi, il confronto dipende dalla loro posizione nella tavola periodica. Spostando un periodo (ovvero lungo una riga) degli elementi del gruppo principale, gli elettroni di valenza occupano tutti orbitali nello stesso livello. Questi elettroni hanno energia comparabile, quindi questo fattore non ci aiuta a discernere le differenze di stabilità relativa. Le differenze di elettronegatività sono ora il fattore dominante. Questa tendenza è evidente confrontando i valori di pK_a di etano, metilammina e metanolo, che riflettono le elettronegatività relative di C < N < O. La chiave per comprendere questa tendenza è considerare l'ipotetica base coniugata in ciascun caso: più stabile è la base coniugata, più forte è l'acido. In generale, più un atomo è elettronegativo, maggiore è la sua capacità di sopportare una carica negativa. Nell'anione etile, la carica negativa è portata dal carbonio, nell'anione metilammina dall'azoto e nell'anione metossido da un ossigeno. Ricordate l'andamento periodico dell'elettronegatività: aumenta anche spostandosi da sinistra a destra lungo una riga, il che significa che l'ossigeno è il più elettronegativo dei tre elementi considerati. Questo rende la carica negativa dell'anione metossido la più stabile delle tre basi coniugate e il metanolo il più forte dei tre acidi. Allo stesso modo, il carbonio è il meno elettronegativo, rendendo l'etano il più debole dei tre acidi.

All'interno di un gruppo (ovvero lungo una colonna). Man mano che ci si sposta lungo la tavola periodica, gli elettroni occupano sottolivelli energetici più elevati, creando dimensioni e volumi atomici maggiori. All'aumentare del volume di un elemento, qualsiasi carica negativa presente tende a diffondersi, riducendo la densità elettronica e aumentando la stabilità. La figura seguente mostra delle sfere che rappresentano gli atomi dei blocchi s e p dalla tavola periodica in scala, mostrando i due andamenti del raggio atomico.

Figura 2.9.1:Tendenze dei raggi atomici nella tavola periodica. Sebbene ci siano alcune inversioni di tendenza (ad esempio, vedi Po nella riga inferiore), gli atomi generalmente diventano più piccoli procedendo lungo la tavola periodica e più grandi procedendo lungo una colonna. I numeri indicano i raggi in pm.

Questa relazione tra dimensione atomica e densità elettronica è illustrata quando si confrontano le acidità relative del metanolo, CH₃OH, e del metanetiolo, CH₃SH. Il valore di pK_a più basso, pari a 10,4, del metanethiolo indica che si tratta di un acido più forte del metanolo, che ha un valore di pK_a pari a 15,5. È importante ricordare che nessuno dei due composti è considerato un acido. Queste relazioni sono utili quando si cerca di deprotonare i composti per aumentarne la reattività chimica in condizioni di reazione non acquosa.

La differenza di dimensioni si nota facilmente osservando le mappe di potenziale elettrostatico del metanolo (a sinistra) e del metanetiolo (a destra). L'atomo di zolfo del metanetiolo è più grande dell'atomo di ossigeno del metanolo. Le dimensioni maggiori dello zolfo sono in grado di delocalizzare e stabilizzare meglio la carica negativa nella sua base coniugata, il metanetiolato.


Mappe di potenziale elettrostatico del metanolo

2. Effetti di risonanza nell'acidità

Questa sezione si concentra su come le strutture di risonanza di diversi gruppi organici contribuiscano alla loro acidità relativa, anche se lo stesso elemento agisce come donatore di protoni. Quando si valutano le basi coniugate per verificare la presenza di contributori di risonanza, bisogna cercare gli elettroni mobili (coppie solitarie ed elettroni di legame pi greco). La delocalizzazione degli elettroni su due o più atomi distribuisce la densità di elettroni, aumentando la stabilità della base coniugata e aumentando l'acidità dell'acido corrispondente. Un esempio classico è il confronto tra l'acidità relativa dell'etanolo e dell'acido acetico, ma le conclusioni a cui giungeremo saranno ugualmente valide per tutti i gruppi alcolici e gli acidi carbossilici. Nonostante siano entrambi acidi ossigenati, il pK

In entrambe le specie, la carica negativa sulla base coniugata è detenuta da un ossigeno, quindi non è possibile invocare tendenze periodiche. Per l'acido acetico, tuttavia, c'è una differenza fondamentale: è possibile disegnare un collaboratore di risonanza in cui la carica negativa è attratta dal secondo ossigeno del gruppo. Le due forme di risonanza per la base coniugata sono uguali in energia, secondo le nostre “regole di risonanza”. Ciò significa che la carica negativa dello ione acetato non si trova su un ossigeno o sull'altro, ma è condivisa tra i due. I chimici usano il termine “delocalizzazione della carica” per descrivere questa situazione. Nello ione etossido, invece, la carica negativa è “bloccata” sul singolo ossigeno. Questa stabilizzazione porta a una marcata acidità.

La delocalizzazione della carica per risonanza ha un effetto molto potente sulla reattività delle molecole organiche, tanto da spiegare la differenza di quasi 12 pK tra le costanti di acidità delle due molecole). Lo ione acetato è molto più stabile dello ione etossido, a causa degli effetti della delocalizzazione di risonanza.

Gli effetti della coniugazione si possono notare confrontando le mappe di potenziale elettrostatico dell'etanolo e dell'acido acetico. La coniugazione crea una maggiore polarizzazione nel legame O-H dell'acido acetico, come dimostra il colore blu più scuro.


Etanolo	Acido acetico

Perché il fenolo è acido?

I composti come gli alcoli e il fenolo che contengono un gruppo -OH collegato a un idrocarburo sono acidi molto deboli. Gli alcoli sono così debolmente acidi che, per i normali scopi di laboratorio, la loro acidità può essere praticamente ignorata. Tuttavia, il fenolo è sufficientemente acido da avere proprietà riconoscibili come acide, anche se è ancora un acido molto debole. Uno ione idrogeno può staccarsi dal gruppo -OH e trasferirsi a una base. Ad esempio, in soluzione acquosa:

Poiché il fenolo è un acido molto debole, la posizione di equilibrio si trova ben a sinistra. Tuttavia, il fenolo può perdere uno ione idrogeno perché lo ione fenossido (o ione fenolato - i due termini possono essere usati in modo intercambiabile) che si forma è stabilizzato grazie alla risonanza. La carica negativa dell'atomo di ossigeno è delocalizzata intorno all'anello, poiché una delle coppie solitarie dell'atomo di ossigeno può trovarsi in un orbitale p e sovrapporsi agli elettroni pigreco dell'anello benzenico.

Questa sovrapposizione porta a una delocalizzazione che si estende dall'anello all'atomo di ossigeno. Di conseguenza, la carica negativa non è più interamente localizzata sull'ossigeno, ma è distribuita intorno all'intero ione. La diffusione della carica rende lo ione più stabile di quanto sarebbe se tutta la carica rimanesse sull'ossigeno. Tuttavia, l'ossigeno è l'elemento più elettronegativo dello ione e gli elettroni delocalizzati saranno attratti verso di esso. Ciò significa che ci sarà ancora molta carica intorno all'ossigeno che tenderà ad attrarre nuovamente lo ione idrogeno. Ecco perché il fenolo è solo un acido molto debole.

Questo spiega perché il fenolo è un acido molto più forte del cicloesanolo. Come si può vedere nel seguente diagramma energetico, la stabilizzazione della risonanza aumenta per la base coniugata del fenolo rispetto al cicloesanolo dopo la rimozione di un protone.

Stabilizzazione per risonanza del fenolo

La stabilizzazione della risonanza in questi due casi è molto diversa. Un principio importante della risonanza è che la separazione di carica diminuisce l'importanza di chi contribuisce all'ibrido di risonanza. Le strutture che contribuiscono all'ibrido di fenolo subiscono tutte una separazione di carica, con conseguente stabilizzazione molto modesta di questo composto. D'altra parte, l'anione fenolato è già carico e i contributori canonici agiscono per disperdere la carica, determinando una sostanziale stabilizzazione di questa specie. Le basi coniugate degli alcoli semplici non sono stabilizzate dalla delocalizzazione della carica, quindi l'acidità di questi composti è simile a quella dell'acqua. A destra è riportato un diagramma energetico che mostra l'effetto della risonanza sulle acidità del cicloesanolo e del fenolo. Poiché la stabilizzazione per risonanza della base coniugata del fenolato è molto maggiore della stabilizzazione del fenolo stesso, l'acidità del fenolo rispetto al cicloesanolo aumenta. La prova che la carica negativa del fenolato è delocalizzata sui carboni orto e para dell'anello benzenico deriva dall'influenza dei sostituenti che sottraggono elettroni in quei siti.

Acidità dell'idrogeno α (alfa) al carbonile

Gli atomi di idrogeno alchilici legati a un atomo di carbonio in posizione α (alfa) (direttamente adiacente) rispetto a un gruppo C=O mostrano un'acidità insolita. Mentre i valori di pK_a per i legami C-H alchilici sono tipicamente dell'ordine di 40-50, i valori di pK_a per questi idrogeni alfa sono più dell'ordine di 19-20. Questo è dovuto quasi esclusivamente alla risonanza dei legami con il gruppo C=O. Ciò è dovuto quasi esclusivamente alla stabilizzazione per risonanza del carbanione prodotto, chiamato enolato, come illustrato nel diagramma seguente. L'effetto del C=O stabilizzante si nota confrontando i pKa degli idrogeni α delle aldeidi (~16-18), dei chetoni (~19-21) e degli esteri (~23-25).

3. Effetti induttivi

L'effetto induttivo è un effetto sperimentalmente osservato della trasmissione di carica attraverso una catena di atomi in una molecola, con conseguente dipolo permanente in un legame. Ad esempio, in un gruppo acido carbossilico la presenza di cloro su carboni adiacenti aumenta l'acidità del gruppo acido carbossilico. L'atomo di cloro è più elettronegativo dell'idrogeno e quindi è in grado di “indurre” o “tirare” la densità di elettroni verso di sé, allontanandola dal gruppo carbossilico. In questo modo la densità di elettroni della base coniugata si distribuisce ulteriormente, con un effetto stabilizzante. In questo contesto, il sostituente cloro è chiamato gruppo elettron-attrattore. Si noti che l'effetto di abbassamento del pK_a di ciascun atomo di cloro, pur essendo significativo, non è così drammatico come l'effetto di risonanza delocalizzante illustrato dalla differenza dei valori di pK_a tra un alcol e un acido carbossilico. In generale, gli effetti di risonanza sono più potenti di quelli induttivi.

Confrontare i valori di pK_a dell'acido acetico e dei suoi derivati mono-, di- e triclorurati:

Gli effetti induttivi del cloro sono chiaramente visibili osservando le mappe di potenziale elettrostatico dell'acido acetico (a sinistra) e dell'acido tricloroacetico (a destra). Il legame O-H dell'acido tricloracetico è altamente polarizzato, come mostra il colore blu scuro. Ciò dimostra che l'acido tricoloracetico è un acido molto più forte dell'acido acetico.


Acido acetico	Acido tricloroacetico

Poiché l'effetto induttivo dipende dall'elettronegatività, i sostituenti del fluoro hanno un effetto di abbassamento del pK_a più pronunciato rispetto ai sostituenti del cloro.

Inoltre, l'induzione avviene attraverso legami covalenti e la sua influenza diminuisce sensibilmente con la distanza: quindi un cloro a due carboni di distanza da un gruppo acido carbossilico ha un effetto minore rispetto a un cloro a un solo carbonio di distanza. L'acido 2-cloropropanoico ha un pK_a di 2,8, mentre per l'acido 3-cloropropanoico il pK_a è di 4,0.

I gruppi alchilici (idrocarburi) sono deboli donatori di elettroni induttivi. In questo caso, l'effetto induttivo spinge la densità di elettroni sulla base coniugata, causando una maggiore concentrazione di elettroni e producendo un effetto destabilizzante.

L'effetto induttivo dei gruppi alchilici provoca una variazione significativa nelle acidità dei diversi acidi carbossilici. Si noti che l'effetto induttivo diminuisce quando la catena alchilica è più lunga di tre carboni quindi vanno considerati altri fattori (la nuvola elettronica più grande può deformarsi per aiutare a disperdere la carica negativa dello ione carbossilato, stabilizzandolo, e può influenzare l'organizzazione delle molecole d'acqua circostanti (solvatazione), stabilizzandolo ulteriormente).

	pK_a
HCOOH (Methanoic Acid or Formic Acid)	3.75
CH₃COOH (Ethanoic Acid or Acetic Acid)	4.76
CH₃CH₂COOH (Propanoic Acid)	4.87
CH₃CH₂CH₂COOH (Butanoic Acid)	4.82
CH₃CH₂CH₂CH₂COOH (Pentanoic Acid)	4.82
CH₃CH₂CH₂CH₂CH₂COOH (Esanoic Acid)	4.88

4. Ibridazione degli orbitali

L'ibridazione di un orbitale influisce sulla sua elettronegatività. All'interno di un guscio, gli orbitali s occupano la regione più vicina al nucleo rispetto agli orbitali p. Pertanto, gli orbitali s sferici sono più elettronegativi degli orbitali p lobati. Pertanto, gli orbitali s sferici sono più elettronegativi degli orbitali p lobati. L'elettronegatività relativa degli orbitali ibridati è sp > sp² > sp³, poiché la percentuale del carattere s diminuisce con l'aggiunta di orbitali p agli ibridi. Questa tendenza indica che gli orbitali ibridati sp sono più stabili con una carica negativa rispetto agli orbitali ibridati sp³. La tabella seguente mostra come l'ibridazione degli orbitali influenzi l'acidità relativa.

Composto	base coniugata	hybridization	s character	pK_a
Bond-line structure of ethane	Orbital depiction of the conjugate base of ethane	sp³	25%	50	weakest acid
Bond-line structure of ethylene	Orbital depiction of the conjugate base of ethylene	sp²	33%	44	↓
Condensed structure of ammonia	Conjugate base of ammonia			36	↓
Bond-line structure of ethyne	Orbital depiction of the conjugate base of ethyne	sp	50%	25	↓
Condensed structure of generic alcohol, ROH	Conjugate base of a generic alcohol (alkoxide ion)			16	strongest acid

Confronto tra le forze delle basi deboli

Tecnicamente, le basi organiche sono caratterizzate dalla presenza di un atomo con una coppia di elettroni solitari. Queste coppie di elettroni solitari contengono un'alta densità di elettroni, mostrata in rosso nelle mappe di potenziale elettrostatico, e possono legarsi a H⁺. Di seguito sono riportate le mappe del metanolo, dell'ammina metilica e dell'acetone. Tutti e tre i composti possono essere protonati con un acido sufficientemente forte. Si noti che tutti e tre questi composti hanno anche la capacità di donare un protone quando reagiscono con una base sufficientemente forte. Il fatto che questi composti agiscano come acidi o basi dipende dalle condizioni.

Ammoniaca	Metilammina	Metanolo	Acetone
	Lewis structure of methylamine	Lewis structure of methanol	Lewis structure of acetone
			Electrostatic potential map for acetone
NH₄⁺ (ammonio): pKa ≈ 9,25	pK_a metilammonio: 10,6	pKa del metanolo protonato è circa –2,2	pKa dell’acetone protonato (in acqua, 25 °C) è circa –7,2
Non ha gruppi metilici che possono stabilizzare la carica positiva, quindi tende a perdere il protone più facilmente (=acido più forte) rispetto alle forme alchilate come la metilammina	Il gruppo metilico (-CH₃) è un gruppo alchilico che ha un effetto induttivo elettron-donatore. Questo significa che "spinge" la densità elettronica verso l'atomo di azoto, stabilizzandolo	La maggiore elettronegatività dell’ossigeno rispetto all’azoto, fa sì che l’ossigeno trattenga meno volentieri la carica positiva (meno stabilizzazione della forma protonata). Di conseguenza, è più facile perdere il protone → acido più forte → pKa più basso.	La forma neutra (acetone) è molto stabilizzata per risonanza

È comune confrontare quantitativamente le basi utilizzando i pK_a dei loro acidi coniugati piuttosto che i loro pK_b. Poiché pK_a + pK_b = 14, più alto è il pK_a e più forte è la base, in contrasto con la consueta relazione inversa tra pK_a e acidità. Ricordiamo che l'ammoniaca (NH₃) agisce come base perché l'atomo di azoto ha una coppia solitaria di elettroni che può accettare un protone. L'acido coniugato della maggior parte delle ammine alchiliche semplici ha un pK_a compreso tra 9,5 e 11,0 e le loro soluzioni acquose sono basiche (hanno un pH compreso tra 11 e 12, a seconda della concentrazione). Ciò può essere illustrato dalla reazione seguente, in cui un'ammina rimuove un protone dall'acqua per formare ioni ammonio sostituiti (ad esempio NH₄⁺) e ioni idrossido (OH^-):

Le ammine sono uno degli unici gruppi funzionali neutri considerati basici. Ciò è una conseguenza diretta della presenza di una coppia di elettroni non condivisi sull'azoto. La coppia di elettroni non condivisi è meno stretta dall'azoto di un'ammina rispetto all'ossigeno corrispondente di un alcol, il che la rende più disponibile ad agire come base. Come esempio specifico, la metilammina reagisce con l'acqua per formare lo ione metilammonio e lo ione OH^-.


Esempio: Ammoniaca
Tutte le basi hanno delle somiglianze con l'ammoniaca e quindi inizieremo a vedere il motivo delle sue proprietà di base. Ai fini di questo argomento, prenderemo la definizione di base come “una sostanza che si combina con ioni idrogeno (protoni)”. Per avere una misura di ciò, osserviamo la facilità con cui le basi sottraggono ioni idrogeno alle molecole d'acqua quando sono in soluzione nell'acqua. L'ammoniaca in soluzione stabilisce questo equilibrio: NH₃+H₂O⇌NH+4+OH⁻(2.10.1) Si forma uno ione ammonio insieme a ioni idrossido. Poiché l'ammoniaca è solo una base debole, non si aggrappa allo ione idrogeno in più in modo molto efficace e quindi la reazione è reversibile. In qualsiasi momento, circa il 99% dell'ammoniaca è presente come molecola non reagita. La posizione di equilibrio si trova ben a sinistra. L'ammoniaca reagisce come base a causa della coppia solitaria attiva sull'azoto. L'azoto è più elettronegativo dell'idrogeno e quindi attrae verso di sé gli elettroni di legame della molecola di ammoniaca. Ciò significa che, oltre alla coppia solitaria, c'è un accumulo di carica negativa intorno all'atomo di azoto. Questa combinazione di negatività extra e di coppia solitaria attiva attira il nuovo idrogeno dall'acqua. Acid 3Abase reaction of ammonia with water illustrating dipole moments on ammonia

Osservando la tabella seguente, è chiaro che la basicità dei composti contenenti azoto è fortemente influenzata dalla loro struttura. La variazione della basicità di questi composti può essere spiegata principalmente dagli effetti della delocalizzazione degli elettroni discussi in precedenza.

Tabella 2.9.1: pK_a degli acidi coniugati di una serie di ammine (bisogna immaginare di aggiungere un protone all'azoto rispetto alle formule riportate sotto) .

Composto	Lewis structure of piperidine	Lewis structure of cyclohexylamine	Lewis structure for pyrrolidine	Lewis structure for ammonia	Lewis structure of pyridine	Lewis structure of aniline	Lewis structure of para-nitroaniline	Lewis structure of 1H-pyrrole	Lewis structure of a generic amide	Lewis structure of acetonitrile
pK_a	11.0	10.7	10.7	9.3	5.2	4.6	1.0	0.0	-1.0	-10.0

Effetti induttivi nella basicità dell'azoto

Le alchilammine sono più basiche dell'ammoniaca poiché i gruppi alchilici donano elettroni all'azoto più elettronegativo. Questo effetto induttivo fa sì che la densità di elettroni sull'azoto dell'alchilammina sia maggiore di quella dell'azoto dell'ammonio. Ciò significa che sull'atomo di azoto si accumulerà una piccola quantità di carica negativa supplementare. Questa negatività extra intorno all'azoto rende la coppia solitaria ancora più attraente per gli ioni idrogeno. Di conseguenza, le ammine alchiliche primarie, secondarie e terziarie sono più basiche dell'ammoniaca.

Il gruppo metilico spinge la densità di elettroni verso l'azoto, rendendolo più basico.

Il fatto di rendere l'azoto più negativo aiuta la coppia solitaria a raccogliere uno ione idrogeno. Che effetto ha lo ione metilammonio positivo che si forma? È più stabile di uno ione ammonio semplice? Confrontate lo ione metilammonio con uno ione ammonio:

Nello ione metilammonio, la carica positiva viene diffusa intorno allo ione grazie all'effetto di “spinta elettronica” del gruppo metilico. Quanto più è possibile diffondere la carica intorno allo ione, tanto più stabile diventa uno ione. Nello ione ammonio non c'è modo di diffondere la carica.

Riassumendo:

L'azoto è più negativo nella metilammina che nell'ammoniaca e quindi raccoglie più facilmente uno ione idrogeno.

Lo ione formato dalla metilammina è più stabile di quello formato dall'ammoniaca e quindi ha meno probabilità di liberarsi nuovamente dello ione idrogeno.

L'insieme di queste caratteristiche fa sì che la metilammina sia una base più forte dell'ammoniaca.

Composti	pK_a
NH₄⁺	9.3
CH₃NH₃⁺	10.66
(CH₃)₂NH₂⁺	10.74
(CH₃)₃NH⁺	9.81

Effetti di risonanza nella basicità dell'azoto

L'effetto di risonanza spiega anche perché un atomo di azoto è basico quando si trova in un'ammina, ma non è significativamente basico quando fa parte di un gruppo ammidico. Mentre la coppia di elettroni solitari di un azoto amminico è localizzata in un punto, la coppia solitaria di un azoto ammidico è delocalizzata per risonanza. La coppia solitaria è stabilizzata dalla delocalizzazione per risonanza. Ecco un altro modo di pensare: la coppia solitaria di un azoto ammidico non è disponibile per il legame con un protone - questi due elettroni sono troppo stabili perché fanno parte del sistema di legame pi greco delocalizzato. La mappa del potenziale elettrostatico mostra l'effetto della risonanza sulla basicità di un'ammide. La mappa mostra che la densità elettronica, indicata in rosso, è quasi completamente spostata verso l'ossigeno. Ciò diminuisce notevolmente la basicità degli elettroni della coppia solitaria sull'azoto in un'ammide.

Ad esempio confrontiamo la metilammina e la metilammide

La metilammide protonata è molto più acida perché il suo azoto è meno basico a causa della delocalizzazione elettronica sul gruppo carbonilico.

Nella metilammina (CH₃NH₂):
- L’azoto possiede una coppia elettronica libera e localizzata.
- È quindi più disposto a legarsi a un protone → base forte.
- Di conseguenza, la sua forma protonata (CH₃NH₃⁺) è stabile e poco acida (non tende a perdere H⁺).
Nella metilammide (CH₃CONH₂):
- L’azoto è coniugato con il gruppo carbonilico (C=O).
- La coppia elettronica su N è delocalizzata per risonanza: CH3C(=O)–NH2↔CH3C(–O⁻)=NH2+
- Questo rende l’azoto meno basico → molto meno disposto ad accettare un protone.
- Di conseguenza, la forma protonata (CH₃CONH₃⁺) è instabile e tende facilmente a perdere H⁺ → più acida.


Ammina	Ammide
pK_a dell'acido coniugato ~ 11	pK_a dell'acido coniugato ~ −1
Lewis structure of generic amine 1	Lewis structure of a generic amide 2
Electrostatic potential map for ethylamine	Electrostatic potential map for a generic amide

L'anilina, l'analogo amminico del fenolo, è sostanzialmente meno basica di un'ammina (come evidenziato dal pK_a degli acidi coniugati).

Cicloesilammina pK_a dell'acido coniugato ~ 10	Anilina pK_a dell'acido coniugato ~ 5
Lewis structure of cyclohexylamine	Lewis structure of aniline
10.7	4.6

Possiamo utilizzare lo stesso ragionamento che abbiamo fatto per confrontare l'acidità di un fenolo con quella di un alcol. Nell'anilina, la coppia solitaria sull'atomo di azoto è stabilizzata dalla risonanza con il sistema pi greco aromatico, rendendolo meno disponibile per il legame e quindi meno basico.

In questi casi, sembra che ogni volta si rompa lo stesso legame ossigeno-idrogeno e quindi ci si potrebbe aspettare che le forze siano simili. Il fattore più importante nel determinare le forze acide relative di queste molecole è la natura degli ioni formati. Si ottiene sempre uno ione idronio, che è costante, ma la natura dell'anione (lo ione negativo) varia notevolmente da caso a caso.

Ossidazione e riduzione in chimica organica

Obiettivi	Dopo aver completato questa sezione, dovresti essere in grado di: identificare le reazioni organiche come ossidazioni, riduzioni, o nessuna delle due; classificare i composti dati in ordine di livello di ossidazione.
Parole chiave	ossidazione riduzione eteroatomo

Reazioni Generali di Redox

I corsi di chimica generale descrivono l’ossidazione e la riduzione: quando un composto o un atomo viene ossidato perde elettroni, e quando viene ridotto guadagna elettroni. Inoltre, le reazioni di ossidazione e riduzione avvengono in coppie: se una specie è ossidata, un’altra deve essere ridotta contemporaneamente. Pertanto, la combinazione di una reazione di ossidazione e una di riduzione è chiamata una "reazione redox". La maggior parte delle reazioni redox che hai visto nei corsi di chimica generale ha tipicamente coinvolto il flusso di elettroni da un metallo a un altro, come nella reazione tra ioni di rame in soluzione e zinco metallico:

Riduzione

Cu²⁺(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn²⁺(aq)

Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Ossidazione

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻

Per tenere traccia degli elettroni nelle molecole organiche, si usa una formalità dello stato di ossidazione. Gli stati di ossidazione non rappresentano la carica effettiva su un atomo, ma permettono di determinare quanti elettroni vengono guadagnati o persi da un determinato atomo durante una reazione.

Determinazione dello Stato di Ossidazione del Carbonio

Per calcolare lo stato di ossidazione di un atomo di carbonio, si usano le seguenti regole:

Un legame C-C non influisce sullo stato di ossidazione di un carbonio. Quindi un carbonio legato a 4 carboni ha uno stato di ossidazione pari a zero.

Ogni legame C-H riduce lo stato di ossidazione del carbonio di 1.

Ogni legame C-X aumenta lo stato di ossidazione del carbonio di 1. Dove X è un atomo elettronegativo, come azoto, ossigeno, zolfo o un alogeno.

Guardando gli stati di ossidazione del carbonio nei gruppi funzionali comuni mostrati qui sotto, si può dire che il carbonio perde densità elettronica man mano che diventa più ossidato. Utilizzeremo una serie di composti a carbonio singolo come esempio. Il metano (CH₄) è al livello di ossidazione più basso del carbonio perché ha il numero massimo di legami con l’idrogeno. Il diossido di carbonio (CO₂) è al livello di ossidazione più alto perché ha il massimo numero di legami con un atomo elettronegativo.

Questo schema è valido per i gruppi funzionali rilevanti sulle molecole organiche con due o più atomi di carbonio:

Reazioni Redox Organiche

È importante essere in grado di riconoscere quando una molecola organica viene ossidata o ridotta, poiché questa informazione ti dice di cercare la partecipazione di un agente redox corrispondente che sia ridotto o ossidato. Se una reazione converte un composto a un livello di ossidazione più alto, quella è un’ossidazione. Se converte un composto a un livello di ossidazione più basso, quella è una riduzione. Se il livello di ossidazione del reagente non cambia, non si tratta di una reazione redox.

Due esempi di reazioni redox organiche sono mostrati qui sotto. La conversione di un alcol in una chetone è considerata un’ossidazione perché il livello di ossidazione del carbonio aumenta da 0 a +2. Ciò implica che la reazione richiederà un agente ossidante. Allo stesso modo, la conversione di una chetone in un alcol è una riduzione e richiederebbe un agente riducente. La conversione di un alcano in alchene è un’ossidazione perché il livello di ossidazione di entrambi i carboni aumenta, mentre la reazione inversa sarebbe una riduzione.

La conversione di alcol a chetone è un’ossidazione perché il carbonio passa dallo stato di ossidazione 0 (alcol) a +2 (chetone). La conversione di chetone a alcol è una riduzione (+2 a 0). La conversione di alcano a alchene è un’ossidazione perché i carboni passano dallo stato di ossidazione -2 e -3 (alcano) a -1 e -2 (alchene). Alchene a alcano è una riduzione.

Le reazioni di bromurazione radicalica del metano a bromometano sono un’ossidazione, poiché il livello di ossidazione del carbonio aumenta da -4 a -3.

Il metano reagisce con Br₂ per dare bromo metano e HBr. Il livello di ossidazione del carbonio va da -4 a -3, il che rende la halogenazione radicalica una reazione di ossidazione.

L’addizione elettrofila di Br₂ a un alchene per dare un 1,2-dibromuro è un’ossidazione perché entrambi i carboni aumentano il loro livello di ossidazione da -2 a -1. Tuttavia, l’addizione elettrofila di HBr a un alchene per dare un alchil alogenuro non è una reazione redox, poiché il livello di ossidazione complessivo dei carboni coinvolti non cambia. Un carbonio ha il suo livello di ossidazione diminuito da -2 a -3, mentre l’altro carbonio ha il suo livello di ossidazione aumentato da -2 a -1. In generale, il cambiamento complessivo nel livello di ossidazione si annulla, lasciando invariato il livello di ossidazione del composto.

Dovresti imparare a riconoscere quando una reazione comporta un cambiamento nello stato di ossidazione di un reagente organico. Osservando la seguente trasformazione, ad esempio, dovresti essere in grado di riconoscere rapidamente che si tratta di un'ossidazione: un gruppo funzionale alcolico viene convertito in un chetone, che rappresenta un gradino più in alto nella scala di ossidazione.

Allo stesso modo, la reazione successiva comporta la trasformazione di un derivato di un acido carbossilico (un tioestere) prima in un'aldeide, poi in un alcol: si tratta di una doppia riduzione, poiché il substrato perde due legami con gli eteroatomi e ne acquisisce due con gli idrogeni.

Una reazione di trasferimento di acile (ad esempio la conversione di un fosfato di acile in un'ammide) non è considerata una reazione redox: lo stato di ossidazione della molecola organica non cambia quando il substrato viene convertito in prodotto, perché un legame con un eteroatomo (ossigeno) è stato semplicemente scambiato con un legame con un altro eteroatomo (azoto).

Esercizio 10.8.1Classifica i seguenti composti in ordine crescente di livello di ossidazione:

Risposta

Il modo più semplice per risolvere questo problema è calcolare il livello di ossidazione del carbonio in ciascun composto. Ricordando che gli idrogeni diminuiscono il livello di ossidazione di uno, gli elementi elettronegativi lo aumentano di uno, e i carboni non cambiano il livello di ossidazione, si può calcolare il livello di ossidazione di ogni carbonio:

Il carbonio in CH₃OH ha tre legami con idrogeno e uno con ossigeno, quindi il suo livello di ossidazione è 3(-1) + 1(+1) = -2.

Il carbonio in HCN ha un legame con idrogeno e tre con azoto, quindi il suo livello di ossidazione è 1(-1) + 3(+1) = +2.

Il carbonio in CH₂NH ha due legami con idrogeno e due con azoto, quindi il suo livello di ossidazione è 2(-1) + 2(+1) = 0.

Il carbonio in CCl₄ ha zero legami con idrogeno e quattro con cloro, quindi il suo livello di ossidazione è 0(-1) + 4(+1) = +4.

I composti ora possono essere elencati in ordine crescente di livello di ossidazione: metanolo, cianuro di idrogeno, metanimina e carbonio tetracloruro

Esercizio 10.8.2: In ciascun caso, stabilisci se la reazione è un’ossidazione o una riduzione del composto organico:

Risposta

A – Riduzione

B – Ossidazione

Fonti

LibreTexts Chemistry: Organic Chemistry (Morsch et al.) - Polar Covalent Bonds; Acids and Bases