Appunti Chimica Organica parte 1

Chimica Organica

Nella rappresentazione a punti di Lewis della configurazione elettronica degli elementi ci sono solo gli elettroni del guscio esterno (elettroni in orbitali s e p esterni). Gli elementi stabili sono quelli che possiedono una configurazione elettronica esterna costituita da 8 elettroni (2 nel caso dell’elio). Gli atomi che non possiedono tale configurazione cercano di ottenerla formando legami con altri atomi: regola dell’ottetto. Numero di ossidazione di un elemento: È il numero di elettroni che un atomo di quell’elemento tende a cedere o ad acquistare in modo completo o parziale per raggiungere la configurazione dell’ottetto o altre configurazioni elettroniche esterne anch’esse stabili, ma meno di quella dell’ottetto. Tendenza al completamento dell’ottetto mediante la formazione di: legami ionici: trasferimento netto di elettroni tra atomi; legami covalenti omopolari, polari e dativi: compartecipazione di elettroni ospitati in orbitali molecolari. Questa tendenza può essere prevista sulla base di valori di elettronegatività.

Tabella 1.5 Valori di elettronegatività di alcuni atomi (Scala di Pauling)

• H 2.1
• Li 1.0
• Be 1.5
• B 2.0
• C 2.5
• N 3.0
• O 3.5
• F 4.0
• Na 0.9
• Mg 1.2
• Al 1.5
• Si 1.8
• P 2.1
• S 2.5
• Cl 3.0
• K 0.8
• Ca 1.0
• Sc 1.3
• Ti 1.5
• V 1.6
• Cr 1.6
• Mn 1.5
• Fe 1.8
• Co 1.8
• Ni 1.8
• Cu 1.9
• Zn 1.6
• Ga 1.6
• Ge 1.8
• As 2.0
• Se 2.4
• Br 2.8
• Rb 0.8
• Sr 1.0
• Y 1.2
• Zr 1.4
• Nb 1.6
• Mo 1.8
• Tc 1.9
• Ru 2.2
• Rh 2.2
• Pd 2.2
• Ag 1.9
• Cd 1.7
• In 1.7
• Sn 1.8
• Sb 1.9
• Te 2.1
• I 2.5
• Cs 0.7
• Ba 0.9
• La 1.1
• Hf 1.3
• Ta 1.5
• W 1.7
• Re 1.9
• Os 2.2
• Ir 2.2
• Pt 2.2
• Au 2.4
• Hg 1.9
• Tl 1.8
• Pb 1.8
• Bi 1.9
• Po 2.0
• At 2.2

<1.0 1.5 – 1.9 2.5 – 2.9

1.0 – 1.4 2.0 – 2.4 3.0 – 4.0

legami covalenti omopolari: ΔElettr.< 0.5 legami covalenti polari: 0.5 < ΔElettr.< 1.9 legami ionici: 1.9 < ΔElettr.

Dipolo di legame: in un legame polare sui due atomi è localizzata una carica elettrica parziale di segno opposto. momento di dipolo (D) = m = q x d con (q) : quantità di carica sugli atomi; (d) : distanza tra le due cariche. È schematizzato per mezzo di una freccia diretta dalla carica positiva verso quella negativa. Il momento dipolare molecolare è il risultato della somma vettoriale dei singoli dipoli locali presenti nella molecola. In alcuni casi, per motivi di simmetria, il momento di dipolo molecolare può essere nullo anche in presenza di forti dipoli di legame.

Esempi di atomi che non hanno raggiunto l’ottetto:

H

H - B - H

BORANO

IL C⁺ NON HA L'OCTETTO

Possiamo dire di conoscere la struttura di una molecola se conosciamo:

• la COSTITUZIONE che comprende:
• la formula bruta: conoscenza del tipo e del numero di atomi che costituiscono la molecola.
• la connettività atomica: conoscenza dell’ordine esatto con il qual gli atomi sono legati gli uni agli altri.
• la STEREOCHIMICA: conoscenza della geometria dettagliata con la quale gli atomi sono disposti nello spazio.

Strutture di Lewis: Attraverso l’utilizzo della struttura di Lewis si vuole far vedere in che modo gli atomi sono attaccati gli uni agli altri e se ci possono essere delle separazioni di carica (è questo lo scopo principale dell’utilizzo di tale struttura). Sotto alcuni aspetti attraverso tale struttura possiamo comprendere anche la reattività di una certa molecola.

1. Rispettando la connettività già nota affiancare tra loro gli atomi che costituiscono la molecola, rappresentandoli con il simbolismo a punti di Lewis
2. Ogni coppia di elettroni condivisi da due atomi verrà rappresentata da una linea tra gli atomi mentre ogni coppia di elettroni non condivisa verrà rappresentata con una coppia di punti.

Struttura dell’acido nitrico: Rappresento la condizione di partenza di ciascun atomo: scrivo gli atomi degli elementi costituenti la molecola e posiziono gli elettroni appartenenti alla configurazione elettronica esterna di ciascun elemento attorno al simbolo dell’elemento, tenendo conto del fatto che prima devo riempire l’orbitale di tipo s e poi i tre orbitali di tipo p rispettando la regola di Hund. Ci sono poi atomi che per poter fare più legami tendono ad ibridizzare. In ogni caso devo costruire la molecola facendo in modo che tutti gli atomi se possibile raggiungano l’ottetto (in particolare i metalli tendono a cedere elettroni in modo tale da scoprire l’ottetto dello strato

Esempi:

O: 6 - (6+1) = -1 C: 4 - 3 = +1

N: 5 - (2+3) = 0 O: 6 - (6+1) = -1

O: 6 - (6+1) = -1 C: 4 - 4 = 0 N: 5 - 4 = +1

Determinazione del numero di ossidazione degli elementi nei composti organici

Il numero di ossidazione di un atomo in un composto organico corrisponde all'ipotetica carica che quell'atomo assumerebbe trasferendo gli elettroni implicati in ogni suo legame di volta in volta verso l'elemento più elettronegativo. Naturalmente, gli elettroni coinvolti in un legame tra atomi dello stesso elemento non vanno trasferiti e quindi non contribuiscono alla determinazione della carica. Esempio: Mi fisso su un atomo, considero gli atomi legati ad esso, considero l'elettronegatività e l'elemento con maggiore elettronegatività ipotizzo che riesca a prendere gli elettroni di legame(di cui però uno era già suo e quindi ne considero uno solo che viene preso e metto così -1 che mi si moltiplica per il numero di atomi a cui riesce a "strappare" l'elettrone). Così ottengo il numero di ossidazione di ogni atomo della molecola.

Se su un atomo ho una carica netta, quella la dovrò sommare per calcolare il numero di ossidazione. Esempio:

N°OX = +1 N°OX = 0 N°OX C = -2 N°OX C = -1 N°OX H = +1 2 LEGAMI CON l’O, CON C NON LO CONTO

N°OX = -1 -1 = -2

queste si disporranno tra loro in modo da risultare alla massima distanza possibile.

4 zone di carica elettronica intorno all’atomo: disposizione tetraedrica delle zone con angoli prossimi a 109.5°. (Ad esempio l’O nella molecola di H₂O)

3 zone di carica elettronica intorno all’atomo: disposizione trigonale planare delle zone, con angoli prossimi a 120°.

2 zone di carica elettronica intorno all’atomo: disposizione digonale lineare delle zone, con angoli di 180°.

Esempio:

Orbitali atomici ibridi

L'ibridazione di orbitali atomici è ammessa per spiegare gli angoli di legame comunemente incontrati tra elementi appartenenti ai periodi superiori al primo:

• 109.5° in molecole con solo legami semplici
• 120° tra atomi situati in corrispondenza di doppi legami
• 180° tra atomi situati in corrispondenza di tripli legami

Un orbitale ibrido è il risultato di una combinazione lineare tra orbitali atomici che, nel caso degli elementi più frequentemente incontrati nella chimica organica (C, N, O), sono di tipo s e p. Si formano tanti orbitali ibridi quanti sono gli orbitali atomici di partenza.

Teorie sulle reazioni acido – base

1. Teoria di Arrhenius

Valida solo in soluzioni acquose. La definizione di acido e di base è ristretta al caso di poche specifiche sostanze.

2. Teoria di Brønsted - Lowry

Valida in ogni tipo di solvente. La definizione di acido e di base coinvolge un numero molto più ampio di specie rispetto alla teoria di Arrhenius.

3. Teoria di Lewis

Valida in ogni tipo di solvente. Rispetto alla teoria di Brønsted - Lowry la definizione di acido e di base è estesa ad un numero ancora più ampio di specie.

1. Teoria di Arrhenius

Un acido è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni H⁺

Una base è una sostanza che, sciolta in acqua, libera ioni OH^-

La forza dell’acido o della base è espressa per mezzo della costante di equilibrio relativa al processo di ionizzazione:

K_a = [H⁺][A^-]/[HA]

K_b = [Bⁿ⁺][OH^-]ⁿ/[B(OH)_n]