L'aggettivo "aromatico" è usato dai chimici organici con un significato abbastanza diverso da quello applicato nel linguaggio comune. Esso trae origine da certe sostanze naturali, come la scorza di cannella, le foglie di gaultheria del Canada, i semi di vaniglia, per esempio, contenenti composti fragranti aventi proprietà in comune ma inattese. La scorza di cannella, per esempio, rilascia un composto di odore piacevole, di formula C9H8O, chiamata aldeide cinnamica. A causa del basso rapporto idrogeno/carbonio in questo ed in altri composti aromatici (notare che il rapporto H:C in un alcano è > 2), i chimici si aspettavano che le loro formule strutturali dovessero contenere un largo numero di doppi e tripli legami. Poiché i doppi legami vengono facilmente spezzati da reagenti ossidanti come il permanganato di potassio o l'ozono, e addizionano rapidamente bromo e cloro, queste reazioni furono sperimentate sui composti aromatici. Con grande sorpresa, furono ottenuti prodotti che conservavano molti doppi legami, e questi prodotti mostravano un alto grado di stabilità chimica in confronto con gli alcheni ed i cicloacheni conosciuti (composti alifatici).Trattando con soluzione calda di permanganato, l'aldeide cinnamica dava un composto stabile e cristallino con formula C7H6O2, oggi chiamato acido benzoico. Il rapporto H:C nell'acido benzoico è < 1, che suggerisce ancora la presenza di diversi doppi legami. L'acido benzoico fu alla fine convertito nell'idrocarburo stabile benzene, C6H6, del quale fu dimostrata la non reattività rispetto alle trasformazioni dei comuni doppi legami, come mostrato sotto. Per confronto, sono mostrate anche le reazioni del cicloesene, un alchene tipico, con questi stessi reagenti (finestra verde). Fu acquisita un'evidenza sperimentale per un vasto assortimento di composti, che incorporavano questo nucleo a sei atomi di carbonio eccezionalmente stabile che finì per essere denominato "aromatico".
Se il benzene è forzato a reagire aumentando la temperatura e/o aggiungendo un catalizzatore, esso subisce reazioni di sostituzione piuttosto che reazioni di addizione che sono tipiche degli alcheni. Questo conferma ulteriormente le precedenti indicazioni che il nucleo benzenico a sei atomi di carbonio è insolitamente stabile verso modificazioni chimiche. La contraddizione concettuale presentata dall'alto grado d'insaturazione (basso rapporto H:C) e l'alta stabilità chimica del benzene e dei relativi composti rimase un puzzle insoluto per molti anni. Alla fine, fu adottata una struttura ad anello planare di carbonio, esagonale regolare, tutt'ora accettata, e l'eccezionale stabilità chimica e termodinamica di questo sistema fu attribuita alla stabilizzazione di risonanza di un triene ciclico coniugato.
Qui, sono riportate due strutture elettroniche strutturalmente ed energeticamente equivalenti, ma nessuna delle due strutture presa singolarmente fornisce rappresentazione accurata o almeno adeguata della vera molecola. L'anello a sei membri del benzene è un esagono perfetto (tutti i legami carbonio-carbonio hanno una lunghezza identica di 1,40 Å). Le due strutture di un normale cicloesatriene dovrebbero mostrare lunghezze alternate dei legami, con i doppi legami più corti (1,34 Å) dei legami singoli (1,54 Å). Una rappresentazione grafica alternativa del benzene (un cerchio all'interno di un esagono) enfatizza la delocalizzazione degli elettroni p in questa molecola ed ha il vantaggio dei rappresentarlo con una singolo diagramma. In casi come questi, la delocalizzazione elettronica descritta dalla risonanza accresce la stabilità della molecola, ed i composti formati da tali molecole mostrano spesso un'eccezionale stabilità e proprietà a questa connesse.
Prova dell'accresciuta stabilità termodinamica del benzene fu ottenuta misurando il calore rilasciato quando i doppi legami di un qualunque tipo di anello a sei atomi di carbonio vengono idrogenati (l'idrogeno viene aggiunto cataliticamente) per dare cicloesano come prodotto comune. Nel diagramma seguente, il cicloesano rappresenta un punto di riferimento a più bassa energia. L'addizione dell'idrogeno al cicloesene produce cicloesano e rilascia un ammontare di 28,6 kcal per mole di calore. Se prendiamo questo valore per rappresentare il costo energetico per l'introduzione di un doppio legame in un anello a sei atomi di carbonio, dovremmo aspettarci il cicloesadiene per un rilascio di 57,2 kcal per mole dopo completa idrogenazione, ed il 1,3,5-cicloesatriene per un rilascio di 85,8 kcal per mole. Questi calori di idrogenazione rifletterebbero la relativa stabilità termodinamica dei composti. In pratica, l' 1,3-cicloesadiene è leggermente più stabile di quanto atteso, di circa 2 kcal, presumibilmente dovuta alla coniugazione dei doppi legami. Il benzene, invece, si presenta più stabile di quanto atteso di uno straordinario valore di 36 kcal/mole. Questo genere di accresciuta stabilità è oggi accettata come una caratteristica di tutti i composti aromatici.
Una descrizione dell'orbitale molecolare del benzene fornisce una più soddisfacente e più generale trattamento del termine "aromaticità". Noi sappiamo che il benzene ha una struttura esagonale planare in cui tutti gli atomi di carbonio hanno ibridizzazione sp2, e tutti i legami carbonio-carbonio hanno uguale lunghezza. Come mostrato appresso, la restante schiera di sei orbitali p (uno su ogni carbonio) si sovrappongono per formare sei orbitali molecolari, tre di legame e tre di antilegame. I segni più e meno mostrati nel diagramma non rappresentano cariche elettrostatiche, ma si riferiscono al segno delle fasi nell'equazione che descrive questi orbitali (nel diagramma, le fasi sono codificate anche da un colore). Quando le fasi corrispondono, gli obitali si sovrappongono per formare una comune regione con la stessa fase, con quegli orbitali aventi la massima sovrapposizione (e.g. π1) in quanto corrispondenti alla minima energia. I restanti elettroni di valenza del carbonio occupano allora questi orbitali molecolari a coppie, formando un insieme completamente occupato (sei elettroni) di orbitali molecolari di legame. E' questo insieme completamente riempito di orbitali di legame , o guscio chiuso, che conferisce all'anello benzenico la sua stabilità chimica e termodinamica, proprio come un ottetto di un guscio riempito di valenza conferisce stabilità ai gas inerti.
Per esaminare un modello Chime degli orbitali p componenti degli orbitali p del benzene
Per osservare un modello animato degli orbitali molecolari p del benzene
Per esaminare un modello Jmol degli orbitali molecolari p del benzene
Anelli di benzene possono essere uniti insieme (fusi insieme) per formare composti policiclici più grandi. Qualche esempio è mostrato appresso, insieme con la numerazione schematica accettata dei derivati di sostituzione. Gli atomi di carbonio periferici (completamente numerati con esclusione degli ultimi tre esempi) sono tutti legati ad atomi d'idrogeno. I sei anelli di benzene nel coronene sono fusi insieme per dare un anello planare; mentre i sei anelli dell'esalicene non sono uniti insieme per formare un anello più grande, ma assumono una disposizione ad elica, dovuta ad un affollamento degli atomi terminali dell'anello. Questa configurazione ad elica rende l'esaelicene una molecola chirale, ed è stata separata in enantiomeri stabili aventi rotazioni specifiche di 3700º. Modelli Chime del corannulene, coronene e esaelicene possono essere esaminati cliccando sulla corrispondente struttura del diagramma.
All'aumentare della grandezza di questi composti aromatici, il rapporto tra idrogeno e carboni diminuisce. Per esempio, il composto esaciclico simmetrico coronene ha un rapporto H/C = 1/2; in confronto, il benzene ha H/C = 1. Se immaginassimo sitemi di anelli di questo tipo fusi tra essi che aumentassero ulteriormente nello spazio, il rapporto H/C si avvicinerebbe sempre più a zero, ed il composto risultante sarebbe formato solo da carbonio. Un tale allotropo del carbonio esiste e si chiama grafite. Un altro allotropo del carbonio ben caratterizzato è il diamante. Le strutture di queste due forme del carbonio sono molto differenti e sono mostrate sotto. Il diamante è formato da un insieme esteso di atomi di carbonio con ibridizzazione sp3; la grafite invece consiste di fogli sovrapposti di atomi di carbonio con ibridizzazione sp2 disposti in un modello esagonale. Si possono esaminare modelli Chime delle strutture parziali del diamante e della grafite cliccando sul corrispondente diagramma.
Un confronto fra i modelli del coronene e del corannulene svela un'importante differenza delle loro forme. Il coronene è assolutamente piatto e, a parte gli idrogeni periferici, assomiglia ad uno strato di grafite. Il suo punto di fusione molto alto riflette questa rassomiglianza. Il coranulene, d'altra parte, è leggermente curvato, dando luogo ad una forma simile ad una tazza.
Se estendiamo la struttura del coranulene aggiungendovi strutture cicliche a cinque anelli di benzene simili a sé stesso, la curvatura della molecola risultante dovrebbe aumentare fino a racchiudersi su sé stessa per formare una sfera di atomi di carbonio Il composto archetipo di questo genere (C60) è stato denominato buckminsterfullerene a causa della sua rassomiglianza alle strutture geodetiche create da Buckminster Fuller. Esso rappresenta un membro di una famiglia di simili strutture di carbonio chiamate fullereni. Questi materiali rappresentano una terza classe di allotropi del carbonio. Sulla destra sono mostrate strutture che si alternano tra di loro e che comprendonola rappresentazione simile ad un pallone da calcio, con una superficie composta da 12 anelli a cinque atomi di carbonio e da 20 anelli a sei atomi di carbonio. Cliccando su questo grafico, è possibile osservare un modello Chime del C60. Sebbene C60 sia composto da anelli benzenici fusi assieme, la sua reattività chimica ricorda più quella dei cicloalcheni che del benzene. Infatti, l'esposizione alla luce e all'ossigeno degrada i fullereni costringendoli a formare prodotti a struttura aperta. La maggior parte delle reazioni del C60 sin qui esaminate sono di addizione, piuttosto che di sostituzione, al nucleo della struttura. Queste reazioni comprendono idrogenazione, bromurazione e idrossilazione. La tensione introdotta dalla curvatura della superficie può essere responsabile dell'accresciuta reattività del C60.I fullereni più grandi, come C70, C76, C82 e C84 hanno struttura sferiche distorte o sferoidali, e sono state rinvenuti insiemi simili al fullerene oltre il C240. Un'affascinante aspetto di queste strutture è che lo spazio all'interno del carbonio può imprigionare atomi, ioni o piccole molecole. Tali specie sono dette fullereni endoedrici. La cavità del C60 è relativamente piccola, ciononostante sono stati osservati composti di elio, litio ed azoto atomico incapsulati. Sono stati trovati fullereni più grandi che incapsulano atomi dei lantanidi.
L'interesse per i fullereni ha guidato la scoperta di un gruppo di strutture del carbonio, ad essi connessi, denominati nanotubi. Come mostrato nell'illustrazione seguente, i nanotubi sono stati considerati come segmenti arrotolati di grafite. I componenti principali della struttura sono anelli a sei atomi di carbonio, ma variazioni del diametro dei tubi, diversificazioni riguardanti parti interne del tubo e delle superfici ricoprenti le estremità, sono compiute dalla fusione con anelli a cinque e a sette atomi di carbonio. Molte applicazioni interessanti sono state proposte per queste inusuali strutture.
Molti composti ciclici insaturi hanno proprietà eccezionali che noi consideriamo caratteristiche dei sistemi "aromatici". I casi seguenti sono illustrativi.
I primi tre composti (polieni ciclici) hanno proprietà in generale associate agli alcheni. Ognuno di essi reagisce facilmente con il bromo per dare prodotti di addizione, come fa la maggior parte degli alcheni. La variazione termodinamica per introduzione di doppi legami nell'anello di atomi di carbonio è tipica anche degli alcheni (una destabilizzazione di ca. 26 kcal/mole per ogni doppio legame). La coniugazione compensa questo incremento di energia di una piccola quantità (4-6 kcal/mole).
I restanti quattro composti esibiscono proprietà molto differenti, e sono considerati aromatici. Il benzene e la piridina sono relativamente non reattivi con il bromo, richiedendo riscaldamento e/o catalisi per forzare la reazione, il risultato della quale è di sostituzione piuttosto che di addizione. Il furano e il pirrolo reagiscono molto rapidamente con il bromo ma anche essi forniscono prodotti di sostituzione. Questa tendenza a favorire la sostituzione piuttosto che l'addizione suggerisce che il sistema ad anello insaturo capostipite fornisce eccezionale stabilità. Misure termodinamiche supportano questa conclusione. L'accresciuta stabilità, spesso denominata stabilizzazione aromatica, che varia (per i casi mostrati sopra) da un basso 16 kcal/mole per il furano ad un 36 kcal/mole per il benzene.
Una struttura ciclica planare (o vicina a quella planare) di atomi di carbonio con ibridizzazione sp2, con orbitali p orientati parallelamente l'un l'altro. Questa sovrapposizione di orbitali p generano un insieme di orbitali molecolari p.
Questi orbitali p sono occupati da 4n + 2 elettroni (dove n è un numero intero o zero). Questo requisito è conosciuto con il nome di regola di Hückel. Tutti i composti aromatici discussi prima hanno 6 elettroni p (n = 1).
Entrambi l' 1,3-Ciclopentadiene e l' 1,3,5-cicloeptatriene non posseggono il primo requisito, dal momento che un atomo di carbonio di ogni anello è nello stato di ibridizzazione sp3 e non ha orbitali p. Il cicloottatetraene fallisce su entrambi i requisiti, sebbene esso abbia un anello di atomi sp2. Questa molecola non è planare (una geometria che dovrebbe avere angoli di legame di 135º). La tensione sugli angoli è mitigata dall'adozione di una conformazione a forma di vaschetta; di conseguenza, gli orbitali p possono sovrapporsi solo come coppie isolate e non sull'intero anello. Inoltre, il cicloottatetraene ha 8 elettroni p, un numero che non risponde alla regola di Hückel.
Il benzene è l'archetipo dei composti aromatici. Esso è planare con angoli di legame di 120º, tutti gli atomi di carbonio sono ibridizzati sp2, e gli orbitali p sono occupati da sei elettroni. La piridina è simile al benzene, ma è essenziale sottolineare che la coppia di elettroni di non legame sull'azoto occupa un orbitale sp2 giacente nel piano dell'anello, e non fa parte del sistema di elettroni p. Quindi la piridina ha 6 elettroni p e 2 elettroni sp2 di non legame. Il furano ed il pirrolo hanno anelli a cinque atomi, in cui un atomo non è di carbonio (un eteroatomo) ed ha almeno una coppia di elettroni di non legame nel guscio di valenza. Per ibridizzazione, questo eteroatomo è in uno stato sp2, creato da un orbitale p occupato da una coppia di elettroni ed orientati parallelamente agli orbitali p del carbonio. Il risultante anello planare soddisfa il primo requisito di aromaticità, ed il sistema p è occupato da sei elettroni, 4 dai due doppi legami e 2 dall'eteroatomo, soddisfando dunque la regola di Hückel.
Altri quattro esempi di composti aromatici sono mostrati sopra. Gli atomi dell'anello con ibridizzazione sp2 sono connessi da legami color marrone, le coppie di elettroni p ed i legami che costituiscono l'anello aromatico sono colorati in blu. Legami e coppie di elettroni che non fanno parte dei costituenti aromatici dell'anulene sono in nero. Il primo esempio è l'imidazolo, un eterociclico avente due atomi di azoto. Notare che solo una delle coppie di elettroni di non legame dell'azoto è utilizzata per la formazione del sestetto aromatico di elettroni p. Il secondo ed il terzo composto hanno anelli a dieci membri, forzati ad assumere una struttura planare, o approssimativamente planare, dal legame a ponte o da un gruppo metilenico. Questi sono sistemi a dieci elettroni p che sono idonei ai requisiti di aromaticità. Infine, l'ultimo esempio ha un anello quattordici membri con 7 doppi legami. I legami e gli atomi a ponte forzano esso ad essere planare. Il numero di elettroni p in questo sistema aromatico è di 14.
Composti monociclici costituiti da doppi legami coniugati alternati sono chiamati annuleni. Il benzene ed il 1,3,5,7-cicloottatetrane sono esempi di annuleni; essi vengono denominati [6]annulene e [8]annulene, rispettivamente, in accordo con un sistema generale di nomenclatura in cui il numero degli elettroni p in un annulene è designato da un numero tra parentesi quadre. Alcuni annuleni sono aromatici (come il benzene), mentre molti non lo sono a causa della loro non planarità o perché non soddisfano la regola di Hückel. I composti classificati come [10]annuleni (un sistema che soddisfa la regola di Hückel) servono ad illustrare questi fattori. Come illustrato nel diagramma seguente, il 1,3,5,7,9-ciclodecapentaene non adotta una conformazione planare, né nelle configurazione cis, né nella sua forma isomerica 1,5 trans. L'affollamento dell'idrogeno transanulare che destabilizza la forma trans, può essere eliminato sostituendo gl'idrogeni interni con un legame o un corto ponte (colorato in magenta nel diagramma). Come ci si aspetta, gli annuleni derivati, con 10 elettroni π, esibiscono stabilità e reattività aromatica come risulta dalla caratteristica anisotropia della corrente di anello nella nmr. Il naftalene e l'azulene analoghi del [10]annulene stabilizzati da un legame transanulare. Sebbene la struttura a ponte CH2 sulla destra del naftalene nel diagramma non sia esattamente planare, l'anello a 10 elettroni π è sufficientemente vicino alla planarità da ottenere stabilizzazione aromatica. Anche il composto a ponte [14]annulene sulla estrema destra possiede proprietà aromatiche.
Un [10] annulene modificato, aromatico secondo i criteri della nmr, è stato recentemente preparato dai chimici del California Institute of Technology. Ragguardevolmente, questo idrocarburo risulta chimicamente instabile, a differenza della maggior parte degli altri idrocarburi aromatici. Per saperne di più clicca qui,
Anche i carbanioni ed i carbocationi possono mostrare stabilizzazione aromatica. Alcuni esempi sono:
Il catione ad anello a tre membri ha 2 elettroni p ed è sorprendentemente stabile, considerando la tensione indotta sull'anello. Il ciclopentadiene è acido come l'etanolo, riflettendo la stabilità della sua base coniugata a 6 elettroni p. I sali del catione ciclopentatrienile (ione tropilio) sono stabili in soluzione acquosa, riflettendo ancora la stabilità di questo catione a 6 elettroni p.
I sistemi ad anello coniugato aventi 4n elettroni p (ad es. 4, 8, 12, ecc. elettroni) non solo non mostrano alcuna proprietà aromatica, ma appaiono essere meno stabili e più reattivi di quanto atteso. Come notato sopra, l' 1,3,5,7-cicloottatetraene non è planare e adotta una conformazione a forma di vaschetta. Il composto si prepara facilmente, ed è sottoposto a reazioni di addizioni tipiche degli alcheni. L'idrogenazione catalitica di questo tetraene produce cicloottano. Gli anuleni planari dotati di ponti, aventi 4n elettroni p hanno dato prova di essere relativamente instabili. Esempi di sistemi a 8 e 12 elettroni p sono appresso mostrati, insieme ad un composto aromatico similare a 10 elettroni p.
Il semplice idrocarburo pentalene, C8H6, non esiste come composto stabile, ed il suo derivato esafenile si decompone all'aria. L'analogo eptalene a 12 elettroni p è stato preparato, ma è estremamente reattivo (più del ciclootaatetraene). D'altra parte, l'azulene è un idocarburo stabile a 10 elettroni p che esibisce proprietà strutturali di entrambi il pentalene e l'eptalene. L'azulene è un solido cristallino stabile di colore blu che si sottopone ad un numero di tipiche reazioni aromatiche di sostituzione. L'inattesa instabilità degli anuleni a 4n elettroni p è stata denominata "antiaromaticità". Si possono citare altri esempi. Così, tutti i tentativi di isolare l' 1,3-ciclobutadiene hanno condotto ad avere il suo dimero, oppure prodotti da reazioni con altri composti introdotti nel sistema di reazione. In modo simile, il catione ciclopentadienile (4 elettroni p) ed il catione ciclopentatrienile (8 elettroni p) mostrano elevata reattività quando se ne forza la produzione.
Il cicloottatetraene è un composto affascinante. Per saperne di più sulla sua chimica, cliccare qui.
Richiamiamo le definizioni di elettrofilo e nucleofilo:
Elettrofilo: An electron deficient atom, ion or molecule that has an affinity for an electron pair, and will bond to a base or nucleophile. Nucleophile: An atom, ion or molecule that has an electron pair that may be donated in bonding to an electrophile (or Lewis acid).
Molti gruppi funzionali hanno atomi di carbonio debolmente elettrofili (do colore rosso nei seguenti esempi). Questi includono alogenuri alchilici ed esteri solfonati {C-X e C-OSO2R}, così come i composti del carbonile quali aldeidi e chetoni {C=O}. Queste funzioni elettrofile possono reagire con nucleofili (basi) in due modi distinti:
(i) Sostituzione o addizione al carbonio (ciò riflette la nucleofilia) (ii) β-Eliminazione o formazione di anione enolato (ciò riflette la basicità)
Poiché questi reagenti elettrofili sono deboli, tali reazioni, per procedere, richiedono normalmente nucleofili o basi forti. Tuttavia, se avviene una ionizzazione preliminare su un carbocatione fortemente elettrofilo: [ C-X ——> C(+) + X(–) ] o se il gruppo carbonile è convertito nel suo acido coniugato, più elettrofilo: [ C=O + A(+) ——> (+)C-O-A] possono allora avere luogo reazioni con nucleofili o basi molto più deboli.
Qualche confusione nel distinguere la basicità (forza di base) e la nucleofilia (forza di nucelofilia) è inevitabile. Dal momento che la basicità è un concetto meno problematico, è conveniente partire da esso. La basicità si riferisce all'abilità di una base ad accettare un protone. La basicità può essere messa in relazione al pKa del corrispondente acido coniugato, come mostrato sotto. Le basi più forti hanno gli acidi coniugati più deboli e viceversa. La scala delle basicità inclusa nella tabella seguente è rimarchevole, in quanto copre oltre cinquanta potenze di dieci! In un equilibrio acido-base l'acido più debole e la base più debole saranno predominanti (essi saranno necessariamente dallo stesso lato dell'equilibrio). Imparare i valori di pKa dei composti comuni rappresenterà un utile fondamento su cui elaborare la comprensione dei fattori acido-base nei meccanismi di reazione.
La nucleofilia è una proprietà più complessa. Essa di solito si riferisce alla velocità delle reazioni di sostituzione all'atomo di carbonio portatore dell'alogeno di un alogenuro alchilico di riferimento, come CH3-Br. Quindi, la nucleofilia del reagente Nu:(–) nella seguente reazione di sostituzione varia come mostrato nel diagramma:
Nucleofilia: CH3CO2 (–) < Cl(–) < Br(–) < N3(–) < CH3O(–) < CN(–) < I(–) < CH3S(–)
La scala delle reattività abbracciato da questi reagenti è di oltre 5000 unità, con il tiolato che si presenta come il più reattivo. Chiaramente, vi sono differenze importanti tra queste nucleofilie e le basicità prima discusse.
Alcuni comportamenti utili da sapere sono stati documentati: (i) Per un dato elemento, le specie caricate negativamente sono più nucleofile (e basiche) delle specie neutre equivalenti. (ii) Per un dato periodo della tavola periodica, la nucleofilia (e la basicità) diminuisce spostandosi da sinistra a destra. (iii) Per un dato gruppo della tavola periodica, la nucleofilia cresce dall'alto verso il basso (con l'aumentare delle dimensioni), sebbene si verifichi una dipendenza dal solvente dovuta ai legami idrogeno. La basicità varia in modo opposto.
Di due o più molecole contenenti atomi nucleofili delle stessa carica e tipo, la base più forte è generalmente la nucleofila più forte. Quindi, il 2,2,2-trifluoroetossido (pKa 12) è una base ed un nucleofilo più debole dell'etossido (pKa 16). Un'eccezione notevole a questa regola avviene quando un atomo vicinale (adiacente) trasporta una coppia di elettroni di non legame. Due esempi comuni di questa eccezione, chiamata effetto alfa, sono lo ione idrossido (pKa 15,7) confrontato con lo ione perossido (pKa 11,6), e l'ammoniaca (pKa 9,3) confrontata con l'idrazina (pKa 8,0). In ognuna di queste coppie la base più debole è il nucleofilo più forte.
La solvatazione degli anioni nucleofili ne influenza marcatamente la reattività. Le nucleofilie succitate furono sono state ottenute da reazioni in soluzione di metanolo. I solventi polari, protici come l'acqua e gli alcoli solvatano gli anioni attraverso interazioni con legami idrogeno, come mostrato nel diagramma a destra. Queste specie solvatate sono più stabili e meno reattive rispetto agli anioni "nudi" non solvatati. I solventi polari, aprotici come il DMSO (dimetil sulfossido), il DMF (dimetil formammide) e l'acetonitrile non solvatano gli anioni bene come il metanolo, ma forniscono una buona solvatazione dei cationi associati. Di conseguenza, la maggior parte dei nucleofili qui contemplati reagiscono più rapidamente se preparati in questi solventi. Questi effetti del solvente sono più pronunciati per piccoli anioni basici che per anioni più grandi e più debolmente basici. Così, per reazione in soluzione di DMSO, noi osserviamo il seguente ordine di reattività
Nucleofilia: I(–) < Br(–) < Cl(–) ~ N3(–) < CH3CO2 (–) < CN(–) ~ CH3S(–) < CH3O(–)
Notare che questa scala è approssimativamente in ordine crescente di basicità (vedere sopra).
Come abbiamo notato, molte reazioni organiche comuni procedono mediante legami tra siti nucleofili ed elettrofili delle molecole reagenti. Tre esempi sono mostrati nelle equazioni dalla 1) alla 3); gli elettrofili sono colorati di rosso ed i nucleofili di blu.
La reazione 1) è un esempio di reazione di sostituzione SN2. Il carbonio elettrofilo dell' 1-clorobutano è attaccato dal nucleofilo anione bromuro in un processo di spostamento in un solo stadio. Le parentesi graffe racchiudono una struttura dello stato di transizione di questa reazione.
Le reazioni 2) e 3) sono sequenze in due stadi. Nella prima reazione di addizione, il bromo (un elettrofilo) attacca il doppio legame nucleofilo dell' 1-butene per dare un intermedio di bromonio ciclico elettrofilo (racchiuso in parentesi quadre) accompagnato da uno ione bromuro nucleofilo. La coppia di ioni ha un vita molto breve; un altro legame tra un nucleofilo ed un elettrofilo conduce al prodotto (1,2-dibromobutano). Nella reazione 3) (una reazione di sostituzione) l'atomo elettrofilo di carbonio del carbonile si lega all'atomo nucleofilo di ossigeno dell'alcool etilico per formare un intermedio (in parentesi quadre) che elimina HCl, producendo l'estere acetato di etile. In tutti questi esempi la reattività degli elettrofili e dei nucleofili è sufficiente a permettere alla reazione di procedere spontaneamente a temperatura ambiente.
Non è difficile, tuttavia, trovare combinazioni di composti molto simili che non reagiscono del tutto o lo fanno con estrema lentezza. Le equazioni 4) e 5) illustrano questo comportamento di composti analoghi nelle prime tre reazioni.
I fattori che influenzano tali differenze possono essere complessi, ma nei casi su citati sono largamente dovute ad un gruppo anionico di partenza insufficiente (eq. 4); alla stabilizzazione aromatica e la ridotta nucleofilia di un sistema di elettroni p coniugati (eq.5); ad un carattere di ridotta elettrofilia di un gruppo carbonile sostituito (eq. 6).
Prima di tutto, confrontare la reazione 1 con la 4. Dal momento che l'ossigeno è leggermente più elettronegativo del cloro (3,5 contro 2,8 nella scala delle elettronegatività di Pauli), dovremmo aspettarci che il legame C-O sia più polare del legame C-Cl. Una più accurata misura del carattere elettrofilo di un atomo di carbonio deriva dallo spostamento chimico in risonanza magnetica nucleare (sia in 1H che 13C), e queste indicano che i sostituenti ossigeno e cloro esercitano effetti simili quando legati ad atomi di carbonio sp3 ibridizzati. In ogni caso, il fallimento della reazione 4) non può essere dovuta alle differenze di elettrofilia e nucleofilia dei reagenti. Qui, il fattore chiave è la stabilità dell'anione di partenza (cloro contro idrossido). Noi sappiamo che l' HCl è un acido molto più forte dell'acqua (di oltre 15 potenze di dieci), e questa differenza si rifletterà nelle reazioni che formano le loro basi coniugate. Quindi, lo ione cloruro è molto più stabile e meno reattivo dello ione idrossido, sicché il primo è un migliore e più comune gruppo di partenza. Per la verità, il fallimento degli alcoli a sottoporsi a reazioni di sostituzione SN2 fa di essi solventi utili per molte di tali reazioni, compresa la 1).
Nel caso della reazione 5), la stabilizzazione aromatica rende l'anello benzenico meno suscettibile all'attacco, da parte di elettrofili, degli alcheni semplici. Quindi, il bromo elementare non è sufficientemente elettrofilo per provocare una reazione con il benzene, nonostante quest'ultimo sia nucleofilo.
Infine, le reazioni 3) e 6) illustrano le differenze di reattività dei composti del carbonile. Noi sappiamo che l'atomo di carbonio di un gruppo carbonile è elettrofilo e reagisce con una varietà di nucleofili. Tuttavia, questo carattere elettrofilo può essere esaltato o depresso dai sostituenti. Se noi indichiamo le aldeidi sature (RCH=O) quale riferimento, il sostituente alchilico addizionale presente nei chetoni riduce leggermente questa elettrofilia, ma il tipo generale di reattività resta simile per queste classi di composti. D'altra parte, un cloro sostituente preleva induttivamente elettroni ed aumenta l'elettrofilia del carbonio del carbonile in maniera significativa. Quindi, i cloruri acidi sono molto reattivi con una grande varietà di nucleofili, compreso l'acqua e gli alcoli (eq.3). L'ossigeno e l'azoto sostituenti presenti in esteri ed ammidi hanno un effetto induttivo simile, ma anche un pronunciato carattere di donatori di elettroni attraverso un'interazione di risonanza. Di conseguenza, l'atomo di carbonio del carbonile diventa meno elettrofilo e questi gruppi funzionali sono meno reattivi di altri composti del carbonile. Quindi, il fallimento della reazione dell'acetato di etile con acqua (eq. 6) riflette il ridotto carattere di elettrofilia del suo gruppo carbonile.
Fortunatamente, questi fattori ritardanti possono spesso essere superati da catalisi acida o basica, che in generale esalta l'elettrofilia (acidi) o la nucleofilia (basi). Le equazioni dalla 7) alla 9) mostrano come questa tattica possa essere effettivamente applicata agli esempi di non reattività forniti sopra.
In acido forte, la reazione 4) procede bene, come mostrato nell'equazione 7). Questo perché il gruppo di partenza si è trasformato da ione idrossido ad acqua (l'acidità dell'acido coniugato H3O(+) è vicina a quella di HCl). Nel secondo esempio vi sono due ovvie strade da percorrere per aggirare il fallimento della reazione del benzene con il bromo: • Il bromo può essere indotto a diventare più elettrofilo. • L'anello benzenico può essere indotto a diventare più nucleofilo. La prima strategia può essere attuata miscelando il bromo con bromuro ferrico, un catallizzato acido di Lewis. Ciò genera li catione bromonio, Br(+), un potente elettrofilo. L'equazione 8) illustra questo metodo. La seconda strategia richiede che l'anello benzenico venga disattivato (rendendolo più nucleofilo) per sostituzione con un gruppo donatore di elettroni come OH o NH2. Per esempio, abbiamo scoperto che il fenolo (idrossibenzene) reagisce rapidamente con il bromo in assenza di alcun catalizzatore.
Infine, possiamo osservare che ci sono due metodi per facilitare le reazione di idrolisi degli esteri: • Possiamo usare un più forte nucleofilo dell'acqua, come lo ione idrossido. • Possiamo aumentare la reattività elettrofila convertendo l'estere nel suo acido coniugato, CH3C(OH)OC2H5 (+). L'equazione 9) mostra il primo metodo, che è un esempio dei catalisi basica. Anche la catalisi acida di questa reazione funziona bene.