Chimica organica - esame di chimica organica

Struttura degli atomi

Atomo: formato da un nucleo di protoni e neutroni, attorno al quale orbitano gli elettroni. as Il nucleo costituisce la maggior parte della massa dell’atomo ed ha un diametro che varia dai 10 ai 10 m. Gli elettroni occupano un volume maggiore rispetto al nucleo.

• Protoni: di carica positiva.
• Neutroni: elementi uguali con diverso numero di neutroni formano gli isotopi.
• Elettroni: di carica negativa, sono delocalizzati e stanno mediamente ad una certa distanza dal nucleo.
• Guscio elettronico: regione di spazio nel nucleo che può essere occupata da elettroni ed è caratterizzata da un numero quantico, ogni guscio può contenere fino a 2n² elettroni (n è il numero del guscio), gli elettroni del primo guscio sono i più vicini e sono quindi i più trattenuti, quelli più lontani sono invece i meno trattenuti.
• Sottogusci: indicati con le lettere s, p, d, f. All’interno dei sottogusci gli elettroni sono raggruppati in orbitali.
• Orbitale: regione dello spazio che può contenere due elettroni e che possiede una specifica energia quantizzata.
• Delocalizzazione: distribuzione della densità elettronica su un ampio volume di spazio.

Configurazioni elettroniche

Gli orbitali sono schermati in modo diverso nel momento in cui si riempiono con gli elettroni, i diversi orbitali hanno livelli di energia differenti.

• Configurazione elettronica dello stato fondamentale: configurazione elettronica a più bassa energia, determinata sulla base di tre regole:

• Principio dell’Aufbau (costruzione): gli orbitali si riempiono in ordine di energia crescente.
• Principio di esclusione di Pauli: solo due elettroni possono occupare un orbitale e i loro spin devono essere appaiati (spin opposti).
• Regola di Hund: quando sono disponibili orbitali di uguale energia (degeneri) ma non ci sono abbastanza elettroni per riempirli completamente, si pone un elettrone in ogni orbitale vuoto prima di aggiungere un secondo elettrone in un orbitale che ne contiene già uno. Inoltre afferma che i singoli elettroni negli orbitali degeneri semipieni debbano avere lo stesso spin (gli elettroni hanno carica negativa e il parziale riempimento minimizza la repulsione elettrostatica reciproca).

Regola dell’ottetto: gli elementi deidi Enel c'èformare ununlegame guadagnosempre gruppi IA-VIIA reagiscono in modo dai raggiungere un guscio elettronico con 8di Imaxspin2 Hund99 possibileRegolap a elettroni di valenza peaeccezione aagg unapama g ayam au t icon legamiconseguenza1s Tl enel c'èinterniè non untogliere1s 2s diIp esterniEnel solo èrifarli i glilegamiguadagno coinvolgono

• Stato eccitato: uno stato del sistema a energia più alta rispetto allo stato fondamentale.
• Potenziale di ionizzazione: energia necessaria per estrarre un elettrone.
• Elettroni di valenza: contenuti nel guscio più esterno.

Strutture di Lewis

Sono strutture che servono ad indicare la configurazione elettronica del guscio più esterno di un atomo, servono anche per prevedere quanti legami un atomo può formare.

Il simbolo atomico indica il “core” (nucleo) e tutti gli elettroni più interni, mentre i puntini sono il numero di elettroni del guscio più esterno di un atomo di quell’elemento.

Per C, N, O e F gli elettroni di valenza appartengono IA HA NANA VIA VIAVA VIVA al 2º guscio. Per Si, P, S e Cl gli elettroni di valenza fanno parte del 3º guscio (parzialmente riempitoii i perché gli orbitali 3s e 3p sono completi ma i cinque orbitali 3d possono ospitare 10 elettroni)me

Legami chimici

• Elettronegatività: misura della forza di attrazione di un atomo per gli elementi (tendenza ad attrarre elettroni), questa è maggiore negli alogeni poiché serve loro solo un elettrone per la configurazione di un gas nobile (stabile).
• Affinità elettronica: energia necessaria per aggiungere elettroni ad un atomo (opposta al potenziale di ionizzazione).

A seconda dei valori di elettronegatività è possibile classificare i legami in diverse tipologie:

• Legame ionico: il legame è principalmente dovuto dall’attrazione tra gli ioni di carica opposta formando un’interazione ionica (> di 1.9).
• Gli ioni si formano per trasferimento di elettroni dal guscio di valenza di un atomo meno elettronegativa a quello di un atomo più elettronegativo ÈNa Nate.
• Legame covalente [puro]: un atomo può condividere elettroni con uno o più atomi per completare il suo guscio di valenza (< di 0,5), quando si verifica tra atomi di uguali elementi si dice puro (tra 0 e 0,5) si IiHAHA HH 4 di deldirezione polarità legame.
• Legame covalente polare: i legami sono parzialmente ionici e parzialmente covalenti e gli elettroni sono condivisi in modo asimmetrico (tra 0,5 e 1,9).
• Momento dipolare di legame: misura la polarità di un legame covalente ed è dato dal prodotto della carica + a quella - dei due atomi coinvolti nel legame covalente polare per la distanza tra i rispettivi nuclei (sbilanciamento di elettroni che rende la molecole polare, se i momenti sono uguali a zero la molecola non è polare e quindi è simmetrica come ad esempio la CO2) èLa.

Strutture di Lewis di molecole e ioni poliatomici

1. Determinare il numero di elettroni di valenza di una molecola o ione:
   • Sommare il numero di elettroni di valenza forniti da ciascun atomo.
   • Per gli ioni, aggiungere un elettrone per ogni carica negativa sottrarre un elettrone per ogni carica positiva.
2. Determinare lo scheletro degli atomi nella molecola o ione: esistono vari scheletri alternativi di una stessa formula molecolare e sono chiamati isomeri.
3. Unire gli atomi tra loro con legami semplici e disporre gli elettroni rimanenti a coppie completando i gusci esterni (ottetto).

Ogni coppia di elettroni condivisa tra due atomi (elettroni di legame) si indica con una linea, le coppie di elettroni non condivise (elettroni di non legame) si indicano con una coppia di puntini.

Due atomi che condividono una coppia di elettroni forma un legame singolo, due coppie forma un legame doppio, tre coppie forma un legame triplo HHHQ HH HHÈ G di etileneHa cloruroNH metano attHao ammoniaca citaAcqua idrogenofunzionalegruppoIgÈ _AH HCEC t'ioo formaldeideCH acidoAcetilene Italo carbonicoCaltaC!ica formale.

È la carica di un atomo in una molecola o in uno ione poliatomico, si calcola facendo: numero di elettroni valenza - (elettroni condivisi + elettroni non condivisi). N SHH 3 O2IIE"

Eccezioni alla regola dell’ottetto

Il modello di Lewis è focalizzato sugli elettroni di valenza e sulla necessità di ogni atomo nella formazione di un legame covalente che completi il guscio di valenza con 8 elettroni, ad eccezione dell’H.

Le eccezioni più importanti riguardano gli elementi del gruppo IIIA (nel trifloruro di boro e nel tricloruro di alluminio), qua i gusci sono parzialmente riempiti e i composti trivalenti mostrano un’elevata reattività verso i composti che hanno elettroni “in eccesso” poiché consentono loro di completare l’ottetto. tutti orbitali conferiscegli unas eriempire pici bassastabileelettroni6 nei econfigurazione energiaF diB valenzagusci Ig lo 3dorbitalil'attetozolfo Anche utilizzando glipuòespandere

Legami di coordinazione

Ci sono casi in cui si ha la formazione di legami in cui la coppia di elettroni proviene da un solo atomo o gruppo, mentre l’altro atomo coinvolto non condivide alcun elettrone. Questo tipo di legame si chiama dativo o di coordinazione, per evidenziarlo si usa una freccia che va dall’atomo donatore a quello che accetta gli elettroni. BFHIT BEHA

Per prevedere la struttura delle molecole si utilizza la teoria VSEPR che spiega la geometria delle molecole. Tale geometria è influenzata dagli elettroni non condivisi nei legami che determinano un cambiamento della struttura poiché queste coppie occupano più spazio del legame semplice e comprime l’angolo di legame. Per esempio la molecola di acqua ha due coppie di elettroni non condivise e queste influenzano l’angolo di legame comprimendolo, infatti la sua geometria è detta angolata (104°) e non lineare (180°).

Molecole polari e apolari

Il momento dipolare molecolare è dato dal vettore somma di tutti i singoli dipoli di legame, a volte i dipoli di legame si annullano a vicenda a causa della geometria della molecola.

Le densità di carica possono essere calcolate tramite software appositi che formano dei modelli di molecole con aree colorate, le aree rosse indicano regioni cariche negativamente, quelle blu cariche positivamente. In accordo con i momenti dipolari e con le previsioni tramite VSEPR, l’atomo più elettronegativo ha una carica negativa significativa in entrambe le molecole di acqua e ammoniaca.

Forma degli orbitali atomici s e p

Gli orbitali s hanno una forma sferica con nucleo al centro della sfera.

Gli orbitali p sono formati da 3 orbitali a forma di clessidra (due lobi disposti lungo una linea retta passante per il nucleo), sono perpendicolari tra loro e sono indicati come 2px, 2py e 2pz. dic'èchesfumatura indica meno probabilitàtrovare elettroniorbitali cambiamaugualiilsolo pianoi

Secondo la teoria VB i legami sono localizzati tra due atomi adiacenti piuttosto che delocalizzati su diversi atomi. Il modello VB rispecchia le strutture di Lewis dove i due elettroni di un legame sono localizzati tra gli atomi coinvolti nel legame stesso.

Secondo la teoria dell’orbitale molecolare (MO) gli elettroni dell’atomo si trovano in orbitali atomici e allo stesso modo quelli delle molecole si trovano in orbitali molecolari. Gli orbitali molecolari si estendono sull’intera molecola poiché tutti gli orbitali di tutti gli atomi prendono parte alla costruzione degli orbitali molecolari. di atomiaistabilerispettoformazione una singoliconfigurazionepiùformaorbitaliatomici si2aorbitale densitàelettronicaoatomi delocalizzata2ira oorbitale1 motivo sicuiper distessolivelloilforma legamechimico energia dellefunzionid'ondanodo41antiorbitale legante orbitalemolecolare

• Orbitale molecolare di legame: orbitale molecolare in cui gli elettroni hanno energia minore che negli orbitali atomici da cui ha avuto origine.
• Teoria dell’orbitale molecolare (MO): teoria del legame chimico secondo la quale gli elettroni occupano orbitali molecolari che si estendono sull’intera molecola e che sono formati dalla combinazione di tutti gli orbitali atomici della molecola stessa.
• Orbitale molecolare sigma (σ): orbitale molecola in cui la densità elettronica è concentrata lungo l’asse che unisce i due nuclei e ha simmetria cilindrica.
• Orbitale molecolare di antilegante: orbitale in cui gli elettroni hanno energia più alta rispetto a quella nei corrispondenti orbitali atomici singoli.
• Stato fondamentale: stato elettronico a più bassa energia di un atomo o molecola.
• Stato eccitato: qualsiasi stato diverso da quello fondamentale in cui l’energia è più alta.
• Teoria dei legami di valenza (VB): un modello di legame che colloca una coppia di elettroni tra atomi adiacenti per descrivere la formazione dei legami.

Orbitali ibridi e angoli di legame

• Orbitali ibridi: è il risultante della combinazione di due o più orbitali atomici (orbitale sp3, sp2, sp).
• Ibridizzazione: combinazione di più orbitali atomici di tipo differente 9E E.
• Orbitale ibrido di tipo sp3: risultante della combinazione di un orbitale 2s e tre orbitali 2p E eo.
• Orbitale ibrido di tipo sp2: risultante della combinazione di un orbitale 2s e due orbitali 2p È.
• Orbitale ibrido di tipo sp: risultante della combinazione di un orbitale 2s e di un orbitale 2p.

Nella formazione dei legami covalenti, gli atomi di carbonio, azoto ed ossigeno impiegano gli orbitali atomici 2s e 2p. I tre orbitali atomici 2p sono tra loro perpendicolari e, se gli atomi del secondo periodo usassero questi orbitali per formare legami covalenti, gli angoli di legame dovrebbero essere tutti di circa 90°. Tutte le evidenze sperimentali dicono però che nel metano i legami sono tutti equivalenti. Per spiegare ciò questi legami devono essere osservati sperimentalmente e si propose di combinare gli orbitali tra loro per creare un nuovo set di orbitali detti ibridi. Si tratta di un modello matematico approssimato che spiega la maggior parte delle proprietà delle molecole organiche allo stato fondamentale. formanoNONlegami4 legami uguali 3 elegamiuguali1 doppietto

Per convenzione si mette da parte l’orbitale z da parte, esso rimane allineato sull’asse z.

Maggiore è il carattere s e più corto è il legame.

Non c’è un guadagno di energia negli orbitali ibridi.

50% di carattere s e 50% di carattere p fa sì che l’orbitale tenda ad essere più sferico, mentre gli orbitali pz e py sono lasciati fuori.

Per creare orbitali localizzati tra atomi si sommano o si sottraggono gli orbitali atomici su atomi adiacenti, allineati per sovrapporsi, la sovrapposizione forma un orbitale molecolare chiamato σ e ha una energia più bassa rispetto ai singoli orbitali atomici.

Orbitali molecolari eantilegamedeicombinazionecheportaorbitali2 diad orbitaleunlegamesp adche orbitaleunassiemedi It ilformas un legamehc stesso di uncomportamentoaggdisovrapposizioneibridiorbitali2 sp sp sp

Composto più semplice a due atomi di carbonio è l’etano che contiene un legame sigma C-C e sei legami sigma C-H ibridatoorbitale nona spai Indecolapiatta sp spa1 alegame1 ae legameli orbitali esp spliberidegliascianocheorbitali conrimangono ha elettroneciascuno 1 echesielettrone possono forma orbitaleunformando aovrapporreorbitale a soloorbitale aantifasidiscordi a legamelobidiscordi La combinazionedi due orbitaliparalleli 2pdanno origine aun’orbitalemolecolare dilegame π e a unorbitalelegame a molecolare diantilegame π*haorbitale 1ciascun lefasielettrone concordie sono acetilenelineare orbitalise sonogli ortogonaliNon possonosovrapporsia

Risonanza

Per rappresentare la reale molecola o ione si ricorre a due o più strutture di Lewis chiamate limite e di risonanza. I invecei sonouna legamiaspetto tutti nellestanzaminore arica ugualiformale diformulealtri risonanzaaglispetto legami stessa lunghezzaspfrecce indicanoe ridistribuzionea dielettroniagli traalenza unalimitetruttura eina successivavesteformule silesoloambiano atomideglielettroniosizioni glisenzavariare

• Risonanza: teoria secondo la quale numerose molecole sono meglio rappresentate come ibridi di varie strutture di Lewis.
• Strutture limite: rappresentazione di una molecola o ione che differiscono tra loro solo per la distribuzione degli elettroni di valenza.
• Ibrido di risonanza: una molecola, uno ione o un radicale rappresentati da un insieme di più strutture limite di risonanza.
• Freccia a doppia punta: simbolo usato per indicare che le strutture ai lati della freccia sono strutture limite di risonanza.

Regole per scrivere formule limite accettabili

1. Tutte le strutture devono avere lo stesso numero di elettroni.
2. Tutte le strutture devono seguire la regola su cui si basa il legame covalente (regola dell’ottetto).
3. Nelle formule di struttura variano solo le posizioni degli elettroni di valenza.
4. Tutte le strutture devono avere lo stesso numero di elettroni spaiati.

Regole di preferenza per le strutture

1. Con gli ottetti completi danno un maggiore contributo.
2. Le strutture con un numero maggiore di legami covalenti contribuiscono di più.
3. Le strutture che hanno le cariche opposte NON separate contribuiscono di più all’ibrido di risonanza rispetto a quelle che ce le hanno separate (perché tenerle separate ha un costo energetico).
4. Le strutture che portano una carica negativa sull’atomo più elettronegativo danno un contributo maggiore rispetto a quelle in cui la carica negativa è su un atomo meno elettronegativo, al contrario invece, le strutture che portano una carica positiva sull’atomo meno elettronegativo danno un contributo maggiore rispetto a quelle che lo portano sull’atomo più elettronegativo.

Gli orbitali atomici di partenza non sono energeticamente equivalenti, gli orbitali molecolari risultanti invece somigliano maggiormente all’orbitale atomico più vicino in energia e perciò c’è la preferenza della carica negativa sull’atomo più elettronegativo.

La delocalizzazione di carica ha un effetto stabilizzante, in genere si usano delle linee tratteggiat