Acido acetoacetico

composto chimico
Acido acetoacetico
formula di struttura
modello molecolare
Nome IUPAC
acido 3-ossobutanoico
Nomi alternativi
acido diacetico
acido β-chetobutirrico
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareC4H6O3
Massa molecolare (u)102.09 g/mol
Numero CAS541-50-4
PubChem96
DrugBankDB01762
SMILES
CC(=O)CC(=O)O
Proprietà chimico-fisiche
Costante di dissociazione acida (pKa) a 291 K3,6
Solubilità in acqua(20 °C) solubile
Temperatura di fusione36.5 °C (309.5 K)
Temperatura di ebollizionedecomposizione
Indicazioni di sicurezza

L'acido acetoacetico è un composto chimico avente formula C4H6O3. Possedendo, oltre al gruppo carbossilico (acido), un gruppo chetonico sul carbonio 3 (o carbonio β), è considerato un β-chetoacido della cui famiglia è il più semplice.

BiochimicaModifica

In condizioni fisiologiche (pH = 7), l'acido acetoacetico è presente sotto forma della sua base coniugata, l'acetoacetato.

L'acetoacetato viene prodotto nei mitocondri delle cellule epatiche a partire dall'acetoacetil Coenzima A (CoA). All'inizio viene aggiunto un ulteriore gruppo acetile (derivante da una molecola di acetil CoA) al 3-idrossiisovaleril CoA, in seguito tramite la perdita di una molecola di acetil CoA viene ottenuto l'acetoacetato.[1]

Nei mammiferi, l'acetoacetato (insieme a due altri corpi chetonici) viene rilasciato nel flusso sanguigno per essere utilizzato come fonte di energia nei periodi di digiuno, durante l'esercizio fisico o come conseguenza del diabete mellito di tipo 1.[2] Prima di essere utilizzato all'interno delle cellule viene riconvertito in acetoacetil CoA tramite l'aggiunta di una molecola di CoA. In seguito viene spezzato in due molecole di acetil CoA dall'enzima tiolasi che quindi entrano nel ciclo dell'acido citrico.[1]

Alcuni tessuti, fra i quali il muscolo cardiaco e la corticale renale, preferiscono utilizzare come fonte di energia l'acetoacetato al posto del glucosio.

Sintesi e proprietàModifica

L'acido acetoacetico può essere preparato tramite l'idrolisi del dichetene, dimero dell'etenone. Lo stesso procedimento può essere utilizzato per ottenere gli esteri dell'acido acetoacetico utilizzando il corrispondente alcol al posto dell'acqua.[3]

Generalmente l'acido acetoacetico viene prodotto in situ a 0 °C e utilizzato immediatamente poiché tende a decomporsi in acetone e anidride carbonica.[4] La forma acida ha un tempo di emivita di 140 minuti a 37 °C in acqua, mentre la base coniugata ha un tempo di emivita di 130 ore.[5]

L'acido acetoacetico in soluzione è in equilibrio tautomerico con la sua forma enolica, la quale viene stabilizzata tramite una coniugazione estesa e legame a idrogeno intramolecolare. Questo equilibrio è fortemente solvodipendente: la forma chetonica è predominante in solventi protici (98% di abbondanza in acqua) mentre la forma enolica rappresenta il 25-49% in solventi non polari.[6]

ApplicazioniModifica

Gli esteri acetoacetici sono usati per la reazione di acetoacetilazione, che è ampiamente usata nella produzione di gialli di arilidi e coloranti di diarilide. Sebbene gli esteri possano essere usati in questa reazione, il dichetene reagisce anche con alcoli e ammine a dare i corrispondenti derivati dell'acido acetoacetico.[7]

NoteModifica

  1. ^ a b (EN) Lubert Stryer, Biochemistry, 2ª edizione, 1981, p. 393.
  2. ^ Stryer, Lubert., Biochemistry, 4th ed, W.H. Freeman, 1995, ISBN 0716720094, OCLC 30893133. URL consultato il 24 febbraio 2019.
  3. ^ Bohnet, Matthias, 1933-, Ullmann's encyclopedia of industrial chemistry, Sixth edition, ISBN 9783527306732, OCLC 751968805. URL consultato il 24 febbraio 2019.
  4. ^ METHYLGLYOXAL-ω-PHENYLHYDRAZONE, in Organic Syntheses, vol. 32, 1952, pp. 84, DOI:10.15227/orgsyn.032.0084. URL consultato il 24 febbraio 2019.
  5. ^ (EN) Rw Hay e Ma Bond, Kinetics of the Decarboxylation of Acetoacetic acid, in Australian Journal of Chemistry, vol. 20, n. 9, 1967, pp. 1823, DOI:10.1071/CH9671823. URL consultato il 24 febbraio 2019.
  6. ^ (EN) Karen D. Grande e Stuart M. Rosenfeld, Tautomeric equilibriums in acetoacetic acid, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 45, n. 9, 1980-4, pp. 1626–1628, DOI:10.1021/jo01297a017. URL consultato il 24 febbraio 2019.
  7. ^ Knorr Cyclizations and Distonic Superelectrophiles, in J. Org. Chem., vol. 72, n. 25, 2007, pp. 9761–9764, DOI:10.1021/jo7013092.

Collegamenti esterniModifica

  Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia