Furano

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Furano
formule di struttura e modello molecolare
Nome IUPAC
furano
Nomi alternativi
furfurano
ossido di divinilene
ossaciclopentadiene
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareC4H4O
Massa molecolare (u)68,07
Aspettoliquido incolore
Numero CAS110-00-9
Numero EINECS203-727-3
PubChem8029
SMILES
C1=COC=C1
Proprietà chimico-fisiche
Densità (kg·m−3, in c.s.)936
Temperatura di fusione−85,6 °C (187,35 K)
Temperatura di ebollizione31,4 °C (304,55 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)−62,3
S0m(J·K−1mol−1)177,0
C0p,m(J·K−1mol−1)114,8
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiamma−35 °C (238 K)
Limiti di esplosione2,3 - 14,3% vol.
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta estremamente infiammabile tossico a lungo termine
pericolo
Frasi H224 - 302 - 331 - 315 - 341 - 350 - 373 - 412
Consigli P201 - 210 - 260 - 273 - 281 - 311 [1]

Il furano, altresì conosciuto come furfurano (dal latino furfur, scorza o crusca) o ossido di divinilene (in quanto formalmente è un etere), è un composto organico eterociclico aromatico a cinque termini contenente un atomo di ossigeno. Esso è ottenibile per sintesi e per distillazione del legno, in particolar modo del pino.

Il furano è un liquido mobile incolore, molto volatile, di odore etereo ed altamente infiammabile, con un punto di ebollizione di 31,4 °C; è solubile nei comuni solventi organici, etere, alcool, acetone, pochissimo in acqua, a differenza del suo derivato idrogenato (tetraidrofurano, THF) che invece è completamente solubile. Il suo momento dipolare e la sua costante dielettrica a 25 °C sono più bassi (μ = 0,66 D, εr = 2,95)[2] rispetto al tetraidrofurano (μ = 1,75 D, εr = 7,4)[3]. È tossico e può essere cancerogeno, viene infatti generalmente considerato un inquinante organico persistente.

L'idrogenazione catalitica del furano con un catalizzatore a base di palladio, meno facile che negli alcheni, conduce al tetraidrofurano.

Il furano è aromatico perché attraverso gli orbitali p dei cinque atomi dell'anello vengono condivisi 6 elettroni: uno da ciascun atomo di carbonio e due dall'ossigeno, rispettando così la regola di Hückel. La seconda coppia solitaria dell'ossigeno non è impegnata nell'aromaticità, essa è su un orbitale sp2 giacente sul piano dell'anello, diretto verso l'esterno.

In quattro delle cinque forme di risonanza del furano l'atomo di ossigeno porta una carica formale positiva, sebbente il trasferimento di carica verso il resto dell'anello sia inferiore che nel caso di N nel pirrolo (e anche di S nel tiofene) perché l'atomo O è più elettronegativo di N (e S). Rispetto a pirrolo e tiofene, infatti, il furano presenta per tale motivo minore aromaticità e, per converso, maggiore reattività. Da una parte, ciò si evidenza nel fatto che il furano reagisce facilmente con dienofili (es. anidride maleica) a dare la reazione di Diels-Alder, comportandosi come un diene e perdendo quindi l'aromaticità[4]. Dall'altra, si riflette comunque nella sua molto minore polarità rispetto al THF e nella poca resistenza del furano ad elettrofili forti, H+ compreso.

Reazioni[modifica | modifica wikitesto]

Il furano subisce, con opportune precauzioni, le tipiche reazioni di sostituzione elettrofila aromatica, quali alogenazioni, nitrazioni e reazioni di Friedel-Crafts, nelle quali è considerevolmente più reattivo del benzene[5]; la posizione preferita dell'attacco dell'elettrofilo è la α, quella adiacente all'ossigeno[5]. In queste reazioni è sufficiente (e raccomandabile), data la maggiore reattività del furano rispetto al benzene, che si adoperino condizioni blande (senza uso di catalizzatori acidi di Lewis come AlCl3, basse temperature e impiego di elettrofili in forme di reattività attenuata) e ciò è anche consigliabile per non avere prodotti inattesi[6]. Non ci sono, invece, limitazioni particolari per tutte le principali reazioni di sostituzione nucleofila aromatica, metallazioni comprese. Dato il contributo essenziale dell'atomo di ossigeno all'aromaticità dell'anello, l'ossigeno stesso non si comporta come in un tipico etere alifatico/aliciclico, come ad esempio il tetraidrofurano o il diossano, non è disponibile ad atttacco elettrofilo a dare sali di ossonio, per cui ad esempio non subisce l'alchilazione all'atomo di ossigeno da parte di agenti metilanti.

Il furano è stabile in ambiente basico mentre in ambienti acidi che riescano a protonare l'anello, distruggendone così l'aromaticità, polimerizza. È anche facilmente ossidabile.

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

Industrialmente il furano si può preparare dal furfurolo o per decarbonilazione catalitica, o per ossidazione del ad acido furoico e sua decarbossilazione.

Il furano è inoltre coinvolto nella reazione di Achmatowicz.

A livello preparativo sono possibili due vie retrosintetiche: la sintesi di Paal-Knorr e quella di Feist-Benary[7]:

Sintesi del furano di Paal-Knorr

Questa prima sintesi prevede la ciclizzazione intramolecolare di un composto 1,4 dicarbonilico (variamente sostituito), catalizzata da acidi (acido solforico, polifosforico ecc), che aumentano la elettrofilia del carbonio carbonilico. La "driving force" del processo è la formazione del composto aromatico, per eliminazione successiva di una molecola d'acqua.

Feist-Benary mechanism.png

La sintesi di Feist-Benary consiste in una prima condensazione aldolica (a partire da un enolato stabilizzato), seguita da chiusura intramolecolare e aromatizzazione per perdita di una molecola d'acqua.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ scheda del furano su IFA-GESTIS
  2. ^ (EN) PubChem, Furan, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 giugno 2020.
  3. ^ (EN) PubChem, Tetrahydrofuran, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 24 giugno 2020.
  4. ^ Stockmann, H. J. Org. Chem. (1961) v.26 p. 2025.
  5. ^ a b (EN) C. W. Bird e G. W. H. Cheeseman, Comprehensive Heterocyclic Chemistry, Pergamon, 1º gennaio 1984, pp. 44, ISBN 978-0-08-096519-2. URL consultato il 24 giugno 2020.
  6. ^ J. B. Hendrickson, D. J. Cram e G. S. Hammond, Composti Eterociclici, in Chimica Organica, traduzione di Antonino Fava, II edizione italiana sulla III inglese, Piccin editore - Padova, 1973, pp. 955-6.
  7. ^ T. Eicher, S. Hauptmann, A. Speicher, The Chemistry of Heterocycles, Wiley-VCH, 2012, pp. 71-72.

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