Lezione 1/2- Introduzione alla chimica organica

CARBONIO

Caratteristiche: è un atomo in grado di legarsi ad un altro elemento. Ha la capacità di legarsi a se stesso formando catene che possono avere una lunghezza infinita (legame singolo, doppio, triplo). Modificando l'ordine ed i legami si vanno a creare i gruppi funzionali caratteristici della chimica organica.

I composti del carbonio:

• A- di origine naturale: metano (CH4), glucosio, valina, adenina
• B- di origine sintetica: fibre (nylon), plastiche (polipropilene)
• C- farmaci (parzialmente di origine naturale): aspirina (acido salicilico), voltaren (diclofenac), atorvastatina

Legame chimico: Gli atomi tendono a riempire il loro guscio esterno. La tendenza a riempire il guscio di valenza è particolarmente comune per gli elementi dei gruppi principali (da IA a VIIA) e può avvenire tramite:

1. Trasferimento completo di elettroni da un atomo ad un altro (LEGAME IONICO)
2. Condivisione di elettroni tra atomi (LEGAME COVALENTE)
3. Trasferimento parziale di elettroni da un atomo

All'altro (LEGAME COVALENTE POLARE)Il carbonio ha 4 elettroni intorno al suo nucleo (acquistare o perdere 4 elettroni non è favoritoenergicamente) quindi il carbonio fa SEMPRE legami covalenti per raggiungere l'ottetto. Può fare 4 legamicon 4 molecole diverse (es. metano CH4) oppure legami multipli mettendo in condivisione più di unelettrone con 1 solo atomo (es. etene C2H4).Valutare il carattere di legame.Grazie alla scala di Pauling è possibile misurare l'elettronegatività, quindi misurare la tendenza di un atomoad attrarre elettroni che esso condivide in un legame chimico con un altro atomo. (Cresce da basso versol'alto e da sinistra verso destra).Si misura la differenza di elettronegatività tra i 2 atomi coinvolti nel legame:- Se è >= ->1.9 LEGAME IONICO- Se è compresa tra 0.5 e 1.9-> LEGAME COVALENTE POLARE- Se è < 0.5-> LEGAME COVALENTE(Queste differenze si

riferiscono al singolo legame ma se sono presenti altri legami possono avvenire delle "interferenze" che vanno a modificare l'elettronegatività.)

Eccezioni alla regola dell'ottetto:
1- molecole che coinvolgono atomi del gruppo 13 (IIIA) (es. boro e alluminio, ecc...)
2- molecole con atomi del terzo periodo (s,p) che hanno orbitali 3d e che quindi possono contenere più di 8 elettroni nel loro guscio di valenza (es. fosforo e zolfo, ecc...)

Polarità:
Momento dipolare di legame: dato dal prodotto di una delle cariche per la distanza che le separa (MISURALA POLARITÀ DI UN LEGAME COVALENTE). È una grandezza vettoriale (con un verso ed una direzione).
La polarità del legame non rende necessariamente la molecola polare.
Il momento dipolare di una molecola dipende alla geometria della molecola e dalla polarità dei singoli legami.

Forma delle molecole:
Il Modello VSEPR (Valence-Shell Electron-Pair Repulsion) predice la geometriadelle molecole basandosi sulla minimizzazione delle repulsioni elettroniche.

1. Quando una struttura di Lewis mostra quattro regioni di densità elettronica intorno ad un atomo centrale, la geometria della molecola è, più o meno, tetraedrica con angoli di circa 109.5°.

2. Se la molecola nella struttura di Lewis mostra 4 regioni di densità elettronica intorno ad un atomo centrale, di cui 1 è una coppia di elettroni, l'angolo di legame si riduce a 107.3° e la struttura è piramidale.

3. Se la molecola nella struttura di Lewis mostra 4 regioni di densità elettronica intorno ad un atomo centrale, di cui 2 sono una coppia di elettroni, l'angolo di legame si riduce a 104.5° e la struttura è angolare.

4. Quando una struttura di Lewis mostra tre regioni di densità elettronica intorno ad un atomo, la geometria della molecola è planare con angoli di circa 120° tra le tre zone di densità elettronica.

Una struttura di Lewis mostra due sole regioni di densità elettronica attorno ad un atomo centrale. La geometria della molecola è lineare con angoli di 180°. Come gli elettroni sono condivisi tra gli atomi durante un legame?

MODELLO DELLA SOVRAPPOSIZIONE DEGLI ORBITALI ATOMICI (s,p) o modello del legame covalente

Gli orbitali s sono orbitali sferici ed il loro centro corrisponde al nucleo dell'atomo.

Gli orbitali p sono orbitali bilobati che giacciono su una linea retta ed il loro "nodo centrale" corrisponde al nucleo dell'atomo. Sono 3 px, py, e pz.

Quando 2 atomi mettono in condivisione gli elettroni degli orbitali s, comportano la sovrapposizione degli orbitali s formando un nuovo orbitale dalla forma allungata, dando origine ad un legame sigma.

Il legame sigma si forma anche se gli orbitali p si sovrappongono lungo una linea retta, in modo lineare. Gli orbitali p possono sovrapporsi anche in modo laterale/perpendicolare, in questo caso si forma un legame pigreco.

Il legame pigreco è meno stabile del legame sigma in quanto la sovrapposizione è minore.

MODELLO DEL CARBONIO

Configurazione elettronica del carbonio: 1s², 2s², 2p²

Tranne poche eccezioni, il carbonio forma SEMPRE 4 legami.

IBRIDAZIONE= si vanno a formare nuovi orbitali che non sono né p né s (cambia la forma, la stabilità e l'energia) e sono degeneri (tutti con la stessa energia)

- ibridazione sp³: 1 orbitale s e 3 orbitali p → 4 orbitali sp³ che si vanno a disporre ai vertici di un tetraedro. (Legami semplici : 1 legame sigma) Lunghezza dei:

• legame C-C è 1.54 amstrong,
• legame C-H è 1.10 amstrong

- Ibridazione sp²: 1 orbitale s e 2 orbitali p → 3 orbitali sp² si dispongono su un piano ad angoli di 120° (trigonale planare); mentre il 3° orbitale p rimane invariato e si dispone perpendicolarmente al piano individuato dagli orbitali sp² (legami doppi C=C : 1 legame sigma + un legame pigreco) Lunghezza legami C=C

è 1.33 amstrong• ibridazione sp: 1 orbitale s e 1 orbitale p —> 2 orbitali sp che si dispongono lungo una retta; i 2orbitali p restano invariati e di dispongono al di sopra e al di sotto del piano generato dagli orbitalisp.(triplo legame carbonio carbonio: 1 legame sigma e 2 legami pigreco) Lunghezza legame 1.06amstrong• ibridazione dell’azoto: nella configurazione dell’ammoniaca tuti gli orbitali p hanno almeno 1elettrone, quindi non si ha la promozione elettronica. Con l’ibridazione si ottengono 4 orbitali sp3degeneri di cui uno è occupato da un doppietto elettronico libero (geometria piramidale trigonale).L’azoto può avere anche un ibridazione sp2 e sp.• Ibridazione dell’ossigeno: nella configurazione dell’ammoniaca tuti gli orbitali p hanno almeno 1elettrone, quindi non si ha la promozione elettronica. Con l’ibridazione si ottengono 4 orbitali sp3degeneri di cui 2 sono occupati da un doppietto

elettronico libero (geometria angolare). L'azotopuò avere anche un ibridazione sp2.

ATOMI DEL 3° PERIODO

• ibridazione sp3d: 1 orbitale s + 3 orbitali p + 1 orbitale d → 4 orbitali sp3d (geometria trigonalebipiramidale)
• ibridazione sp3d2: 1 orbitale s + 3 orbitali p + 2 orbitale d → 4 orbitali sp3d2 (geometriaottaedrica)

Forze intermolecolari

INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO

Molecole diverse caratterizzate da legami covalenti polari interagiscono l'una con l'altra. In questemolecole l'estremità con parziale carica positiva attrae l'estremità con la parziale carica negativa di unamolecola adiacente, formando legami di tipo elettrico.

FORZE DISPERSIVE DI LONDON

Sono di natura elettrostatica e riguardano le molecole apolari. Una molecola apolare è in grado di trasformarsi in un DIPOLO ISTANTANEO in cui si genera una parzialecarica positiva e una parziale carica negativa. Il dipolo instantaneo è in grado

di trasformare la molecola adiacente in un DIPOLO INDOTTO.

LEGAME A IDROGENO

Il legame a idrogeno si realizza in molecole in cui un atomo di IDROGENO (H) è legato a un eteroatomo come OSSIGENO (O), AZOTO (N) o FLUORO (F), cioè elementi elettronegativi caratterizzati dalla presenza di elettroni non condivisi.

Il legame idrogeno si genera a causa dell'attrazione tra la parziale carica negativa di un atomo di ossigeno/azoto in una molecola e la parziale carica positiva di un atomo di idrogeno legato a un ossigeno/azoto in un'altra molecola adiacente. È il più forte tra le forze intermolecolari, per questo le molecole con legami ad idrogeno hanno Teb alti rispetto a quello che si può prevedere (Teb etanolo che da legami idrogeno > Teb dimetiletere che non da legami idrogeno; anche se hanno la stessa formula bruta C2H6O) e alla Teb degli altri composti idrogenati del loro gruppo. (Es. HF > HCl; NH3 > PH3; H2O > H2S)

Idrogeno

elemento con 1 elettrone ed 1 protone —> è molto piccolo e di conseguenza è in grado di avvicinarsi molto agli elettroni non condivisi di atomi molto elettronegativi.

I LEGAMI IDROGENO NON HANNO TUTTI LA STESSA ENERGIA: dipende dall'elettronegatività (N > O)

Solventi e polarità
Un SOLVENTE è un liquido che scioglie un SOLUTO (g, liquido o gassoso), dando luogo ad una SOLUZIONE.
Se meno di 1g di sostanza si discioglie in 100g di solvente è considerata INSOLUBILE.
Se più di 10 grammi di sostanza si disciolgono in 100 gr (o 100mL) di solvente la sostanza è considerata SOLUBILE.
Solventi e soluti possono essere classificati come polari e apolari.
La polarità di un composto può essere misurata mediante due parametri:
- costante dielettrica (è una grandezza fisica che quantifica la tendenza della molecola a contrastare l'intensità del campo elettrico presente al suo interno).
- momento dipolare

(è una grandezza vettoriale che quantifica la separazione tra le cariche positive e negative). Il carattere polare o apolare di un solvente determina la natura dei composti che il solvente può sciogliere e la natura degli altri liquidi con i quali si può miscelare. Di norma, solventi polari sciolgono meglio composti polari e solventi non polari sciolgono meglio composti non polari: il simile scioglie il simile.

IDROFILIA= affinità per l’acqua

IDROFOBIA= non affinità per l’acqua

LIPOFILIA= affinità per i grassi e gli oli

I solventi polari possono a loro volta essere suddivisi in solventi protici (=capacità di donare legami idrogeno es. acqua, ammine, acidi carbossilici, ecc..) e aprotici. I primi presentano almeno un H legato ad un eteroatomo (più frequentemente ossigeno).

LEZIONE 2 – INTRODUZIONE ALLE MOLECOLE ORGANICHE

Rappresentazioni delle molecole organiche

Formula bruta o formula molecolare = non si vede la struttura ma si

in