Fluorene

Fluorene
	Formula di struttura
	Modello a sfere e bastoncini
	Modello 3D della molecola
Nome IUPAC
	9H-fluorene
Nomi alternativi
	difenilenmetano; metano HSDB 2165; difenilene-NSC 6787; o-bifenilenmetano; 2,2'-metilenbifenile
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	C13H10
Massa molecolare (u)	166,223
Aspetto	solido cristallino bianco
Numero CAS	86-73-7
Numero EINECS	201-695-5
PubChem	6853
SMILES	C1C2=CC=CC=C2C3=CC=CC=C31
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	1,202
Costante di dissociazione acida a 293 K	2,51 * 10−23
Temperatura di fusione	116-117 °C
Temperatura di ebollizione	295
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiamma	> 93 °C
Simboli di rischio chimico
	attenzione
Frasi H	410
Consigli P	273
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Il fluorene è un idrocarburo triciclico aromatico avente formula molecolare C₁₃H₁₀.

Caratteristiche generali

A temperatura ambiente e pressione atmosferica si presenta sotto forma di cristalli bianchi, dall'odore simile al naftalene. È dotata di fluorescenza violacea (da cui il nome) ed è combustibile. È insolubile in acqua, mentre è solubile in benzene e in etere dietilico. La molecola del fluorene è quasi planare,^[2] infatti ognuno dei due anelli benzenici è complanare con il carbonio centrale (il numero 9).^[3]

Proprietà

Il fluorene ha blande caratteristiche acide, infatti gli idrogeni del carbonio 9 sono debolmente acidi (pK_a = 22,6 in dimetilsolfossido^[4]). La deprotonazione dà l'anione stabile fluorenile (C₁₃H₉^-), che è aromatico ed ha un intenso colore arancio. L'anione è un nucleofilo e molti composti elettrofili reagiscono con esso, aggiungendosi al carbonio 9. La purificazione del fluorene sfrutta la sua acidità e la bassa solubilità dei suoi derivati di sodio in idrocarburi. Tutti e due i protoni possono essere rimossi dal carbonio 9. Ad esempio, il 9,9-dipotassio-fluorenile può essere ottenuto trattando il fluorene con potassio metallico in diossano bollente.^[5]

Usi e produzione

Viene in genere ricavato dal catrame, ma può essere prodotto anche tramite deidrogenazione del difenilmetano.^[6]

Il fluorene è usato nella produzione di medicine, tinture e poliammidi aromatiche. I composti derivanti dal fluorene, hanno molte applicazioni. L'acido 9-flurenoico, un acido carbossilico, è usato nella preparazione di farmaci. Il 2-amminofluorene, il 3,6-bis-dimetilamminofluorene e il 2,7-diiodiofluorene sono usate nei processi di produzione dei coloranti. L'ossidazione del fluorene dà il fluorenone, che viene nitrato per dare composti commercialmente utili. Il 9-fluorenilmetil-cloroformiato (clorato Fmoc) è usato per introdurre il carbammato di 9-fluorenilmetile sulle ammine nella sintesi peptidica.^[6]

Il fluorene dà origine anche a dei polimeri (il polifluorene). Nel polifluorene il carbonio 7 di una unità è legato al carbonio 2 di un'altra unità, al netto di due atomi di idrogeno, questo polimero è capace di condurre elettricità e ha proprietà di fotoluminescenza e di elettroluminescenza, infatti è stato a lungo studiato per applicazioni nel campo degli OLED (Organic Light-Emitting Diode).

Tossicità

Gli studi effettuati su ratti (esposti da 0, 125, 250 o 500 mg/kg al giorno per 13 settimane) evidenziano: incremento della salivazione, ipoattività; la percentuale di presenza dei seguenti sintomi è correlata alla quantità dispensata. Ad una concentrazione elevata è stato registrata una difficile respirazione e blefaroptosi (palpebre cadenti).^[7] Nelle femmine trattare con 250 mg/kg/giorno di fluorene, si registra un significante calo dei globuli rossi, diminuzione dell'emoglobina ed un incremento dei livelli di bilirubina. Tuttavia questi sintomi, anche se dipendenti dalla quantità somministrata, non sono statisticamente significanti.

Uno studio sugli aspetti cancerogeni del fluorene effettuato da Wilson nel 1947, ha introdotto varie concentrazioni del composto nella dieta di due gruppi di ratti albini. Una parte dei ratti fu esposta ad elevate concentrazioni (tra lo 0,062% e l'1%) per 104 giorni. Si registrò una significante riduzione della loro velocità di crescita, ma per altri aspetti, nulla di significante.^[7] Alla seconda parte dei ratti, fu somministrata una percentuale di fluorene oscillante tra i 0,125% e lo 0,5% nella dieta per 453 giorni e solo un ratto sviluppò un piccolo adenoma tubolare benigno ad un rene.^[7] Il numero totale di animali esaminati non fu indicata.

Gli studi effettuati su gatti mostrano una diminuzione di peso (sia per i maschi che per le femmine), per dosi elevate sono stati registrati danni alla milza e ai reni, accompagnati da un aumento istopatologico della quantità di emosiderina nella milza e nelle cellule di Kupffer del fegato. ^[7]Inoltre, dopo sette iniezioni sottocutanee di 10 mg di fluorene in dieci gatti, non si evincono siti tumorali.^[8]

Immagini 3D della molecola

Note

^ Sigma Aldrich; rev. del 12.05.2014
^ D. M. Burns, John Iball (1954), Molecular Structure of Fluorene Nature volume 173, p. 635. DOI: 10.1038/173635a0
^ R. E. Gerkin, A. P. Lundstedt and W. J. Reppart (1984) Structure of fluorene, C₁₃H₁₀, at 159 K Acta Crystallographica, volume C40, pp. 1892–1894 DOI: 10.1107/S0108270184009963
^ F. G. Bordwell, Equilibrium acidities in dimethyl sulfoxide solution, in Acc. Chem. Res., 1988, pp. 456-463, DOI:10.1021/ar00156a004.
^ G. W. Scherf and R. K. Brown (1960), POTASSIUM DERIVATIVES OF FLUORENE AS INTERMEDIATES IN THE PREPARATION OF C9-SUBSTITUTED FLUORENES. I. THE PREPARATION OF 9-FLUORENYL POTASSIUM AND THE INFRARED SPECTRA OF FLUORENE AND SOME C9-SUBSTITUTED FLUORENES Archiviato il 16 dicembre 2012 in Archive.is.. Canadian Journal of Chemistry, Vol. 38, p. 697.
^ ^a ^b Karl Griesbaum, Arno Behr, Dieter Biedenkapp, Heinz-Werner Voges, Dorothea Garbe, Christian Paetz, Gerd Collin, Dieter Mayer, Hartmut Höke “Hydrocarbons” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002 Wiley-VCH, Weinheim. DOI: 10.1002/14356007.a13_227
^ ^a ^b ^c ^d U.S. EPA. 1989. Mouse oral subchronic toxicity study. Prepared by Toxicity Research Laboratories, LTD., Muskegon, MI for the Office of Solid Waste, Washington, DC.
^ Shear, 1983

Altri progetti

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Collegamenti esterni

(EN) National Pollutant Inventory - Polycyclic Aromatic Hydrocarbon Fact Sheet, su npi.gov.au. URL consultato il 15 marzo 2010 (archiviato dall'url originale il 18 maggio 2006).
(EN) Fluorene in the National Institute of Standards and Technology database.

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[1] Sigma Aldrich; rev. del 12.05.2014

[burns-2] D. M. Burns, John Iball (1954), Molecular Structure of Fluorene Nature volume 173, p. 635. DOI: 10.1038/173635a0

[gerkin-3] R. E. Gerkin, A. P. Lundstedt and W. J. Reppart (1984) Structure of fluorene, C₁₃H₁₀, at 159 K Acta Crystallographica, volume C40, pp. 1892–1894 DOI: 10.1107/S0108270184009963

[4] F. G. Bordwell, Equilibrium acidities in dimethyl sulfoxide solution, in Acc. Chem. Res., 1988, pp. 456-463, DOI:10.1021/ar00156a004.

[scherf-5] G. W. Scherf and R. K. Brown (1960), POTASSIUM DERIVATIVES OF FLUORENE AS INTERMEDIATES IN THE PREPARATION OF C9-SUBSTITUTED FLUORENES. I. THE PREPARATION OF 9-FLUORENYL POTASSIUM AND THE INFRARED SPECTRA OF FLUORENE AND SOME C9-SUBSTITUTED FLUORENES Archiviato il 16 dicembre 2012 in Archive.is.. Canadian Journal of Chemistry, Vol. 38, p. 697.

[Ullmanns-6] Karl Griesbaum, Arno Behr, Dieter Biedenkapp, Heinz-Werner Voges, Dorothea Garbe, Christian Paetz, Gerd Collin, Dieter Mayer, Hartmut Höke “Hydrocarbons” in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2002 Wiley-VCH, Weinheim. DOI: 10.1002/14356007.a13_227

[USEPA-7] U.S. EPA. 1989. Mouse oral subchronic toxicity study. Prepared by Toxicity Research Laboratories, LTD., Muskegon, MI for the Office of Solid Waste, Washington, DC.

[8] Shear, 1983

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