Appunti di Lezione di Chimica Organica - Parte 1

.se/-i aOUnipv.itKs +=Na-AiCl-Cl-=Na-Aies.NaCl

mail Massimo

:

Strutture di Lewis

Kossel nel 1916: quando gli atomi formano ioni, acquistano o perdono elettroni in

modo da avere stesso numero di elettroni del gas nobile con numero atomico più

REGOLA DELL’OTTETTO

prossimo =

Legame ionico

Ogni carica negativa è circondata da cariche positive

1. È dovuto all’interazione elettrostatica tra ioni

2. È lo stesso in ogni direzione

3. È scisso quando un composto ionico si scioglie in acqua

4. Conduzione dell’elettricità

Legame covalente

C’è una condivisione di elettroni tra due atomi H H

! : i

È 4h C. H

:& H H

H

> H

+ A.

:

.

. or or

•

• - -

• ;

•

• 1 ,

VARIE SCRITTURE

La somma di tutti gli elettroni di valenza condivisi e non condivisi presenti intorno a un

atomo, in molti composti covalente stabile è 8 La formula di Lewis non ci dice com’è

?

?

Ò H

ZH distribuita la molecola nello spazio

H

+ >

• . . "

'

' i ELETTRONI

3 CONDIVISI

NON

> # NON LO

H

' H Facciamo

Scrivere correntemente le strutture le Lewis

µ 'N in ogni caso ha una coppia di legame non condivisa

in ≥

=

- - -

Come risalire al numero di elettroni di valenza:

Si calcola gli elettroni di non legame e poi solo uno per ogni legame

È

⑤ No :O

→ →

←

→ ↑ a-

7-

'

5º

è

6 GRUPPO

V11

V GRUPPO

GRUPPO

V1 SPZ TRIANGOLARE

11 PLANARE

c' 00

o ( C

=

= ≥

- -

- poi

top Sp sp

} fa

-

IVGRUPPO

Silicio, fosforo e zolfo si trovano nella chimica organica

tu

Sia Po Sa :S

→ →

→ =

p

p GRUPPO

GRUPPO

V V1

GRUPPO

IV

ce

☒ a

• ⑦ Ha attorno 5 elettroni, perchè appunto appartiene al V gruppo

⑦ Però non segue la regola dell’ottetto perchè ha 10 elettroni

=

⑤

④ espansione dell’ottetto

Cl

Cl p=V GRUPPO

solo quelli del 1 e 2 periodo devono per forza obbedire alla regola dell’ottetto

Carica formale

formalismo

Il si fa per semplificare le cose, è una realtà semplificata perchè non si riesce

a rappresentare la realtà così com’è

⊖

È

( v

:| tutta

La carica negativa è distribuita su la molecola

:

i. ↓ La carica è condivisa da tutti gli atomi

È È

B-

◦

- .

p .

È :O

Ione tretrafluororato -

CARICA FORMALE = n° del gruppo dell’atomo n° di elettroni che circondano l’atomo

formalmente

La carica negativa va sulla carica di

BORO 3-4=-7

> in realtà

boro, ma la carica negativa andrà sul fluoro

> essendo l’elemento più elettronegativo

7-7=0

FLUORO > Il boro ha in realtà una carenza di elettroni

?⃝ Regole per scrivere le strutture di Lewis:

1. L’idrogeno può condividere al massimo 2 elettroni

2. La somma degli elettroni che circonda un atomo (prima e sedono periodo) non può essere

superiore a 8

3. Gli elettroni di non valenza non vengono mostrati nelle strutture di Lewis

4. La carica formale viene riportata con un segno + o - sull’atomo o sugli atomi appropriato

ESEMPI :

È

i. : CARICAVA

la

FORMALMENTE '

SULB '

>

| Ntaoà ?

+

È " ×

È B- Hac

H C N

C

i. :

- - - -

> 6-7=-7

' ' \

.

.

| 7- è

HA ' -

_ HA 7-

ATTORNO e-

-

.

:p - - .

.

. .

:

- . 6-5=+1 CH .

Ò } .

-

H H H

N

C

:

- - -

>

ÈÈ CH

' '

} H

Reazioni di composti elettron-deficienti con base di Lewis

HI CH Carbocationi = carbonio con una carica positiva

è }

/

- elettron-deficienti,

Sono perchè appunto sono carenti di elettroni

{ H } il fluoro tira a se gli elettroni

.IE

÷ 7

:-B : elettrone-deficiente

Il boro è un perchè non riesce a completare

l’ottetto essendo del 2° periodo

i

È :

i. L \ DEFICIENTE

ELETTRON :È

-

.

-

:p :

: ' l

l Il fluoro ha condivisio il

ASSOCIAZIONE

È '

t.fi .

. È

B'

-13 '

:-< doppietto elettronico

F-

i. :

-

" " "

. "

'

| |

in

' DISSOCIAZIONE :p

:p :

: r < \

,

-

Reazione tra acido di Lewis e una base di Lewis (è in grado di donare una coppia di elettroni)

4=-7

3-

curve

frecce

delle

Formalismo

Partono dagli elettroni di un composto e vanno verso il composto elettron-deficiente

È È '

in questo esempio era il boro

: i.

i. :

l

l

È :È

È È

B-

B- >

i. : :

-

e

'

l

I ' ' ' '

l

|

NUCLEOFILO ELETTROFILO :p

:p : : )

\

- '

Nu

La freccia parte da una E

-

doppietta di elettroni -

= _ .

Nù

Nucleofilo = eccesso di carica È

Elettrofilo = carente di elettroni, accetta gli elettroni dal nucleofilo

Le freccie parto dal nucleofilo e arrivano al elettrofilo

Sono gli elettroni che vanno dal fluoro al boro, non è il boro che va a prenderseli

=

= carente di elettroni = elettrofilo

ricco di elettroni = nucleofilo

La somma algebrica delle cariche del reagente deve eguagliare la somma algebrica delle

cariche dei prodotti

CARBOCATIONE

CH CH

} }

c' " c'

J'

Hf CH

> -

- - ,

l' '

/ l

'

NUCLEOFILO H CH

CH }

}

ELETTROFILO CONTARE SEMPRE Gli

VEDERE

PER

VALENZA

È e- D. TORNANO

: CARICHE

i. LE

SE

f

µ

' '

H-N-i-B-FEH.EE

l

>

: il

I

NUCLEOFILO ELETTROFILO H F

'

-

Donazione di elettroni ad atomi non elettron-deficienti

ELETTRONI

DI

COPPIA

H H

> DONATA

1 I

NIHTTÒH

It' ' N

H H H

-1

: - -

e -

"

" I

| ✓ COPPIA di La coppia di elettroni che viene

ELSPOSTATA NUCLEOFILO H

µ ceduta deriva da una coppia di

ELETTROFILO reazione acido-base di Brostend elettroni non condivisa ①

↑ H

H-T3-H~H-0.it - Hit

H H

H

B +

> - - :

li →

µ '

Nobita

DERIVA DA SODIOBORO La coppia di elettroni che viene

IDRURO ceduta deriva da un legame ②

Reazioni di sostituzione

Reazione in cui una coppia di elettroni viene allontanata da un atomo in seguito alla donazione

di una coppia di elettroni da parte di un altro atomo H

H

H È BILANCIO

C' IL

DELLA CARICA

I 1

I ~ . .

S

Pir -

si - NIC :B

H

'

H

H C

N H + :

:<

+

: - ,

-

-

- -

- La

Is 1

1 I -

.

.

.

-

H H

H H

avviene f- 5-

si

si

CONTEMPORANEAMENTE Bt

NH CH

Così il carbonio non supera l’ottetto + -

} } ↳

-

La coppia di elettroni donati può anche provenire da un legame:

H H

I 1

Èl

A H

ALIA Alt CH

H H

C- >

: :

-1

- -

- }

> Li

I l ' '

'

H H

Liallta

DA

DERIVA ÈÈ ÷

(

" :*

"

% "

" c'

A CH cit cit

→ a-

→

- }

>

> È Nita

H .MY

H

H 8- 1

si I I

[

- .

H .

NIC

N È

' H

:-C H N ott

C

> > -

-

- -

-

> '

.

.

/ |

| '

| I

-

NUCLEOF "

" " ""

"

Hgc H CH

CH

H

ELETTROLITA } }

SOSTITUZIONE

REAZIONE PIÙ

FON

DI ELEM ELETTRON

= .

St S - . -

-

. .

HÒ :C

HO

-0 CH

Ha :

+

: > - ,

'

-

'

- |

| - '

NUCLEOF CH

H

( }

} Il cloro viene sostituito dal OH

ELETTROFILO CH

Nu - }

-43%

= >

-

)CÌTÌ Hgc + Pii

-3=+11

( e

,

CH C- CH

c-

> + :

:

} >

Hf I

' '

Questo legame si rompe '

-

ELETTROFILO H

NUCLEOFILO (

CARBOCATIONE POILAREAZIONEANDRÀAVANT )

' ecc .

OZONOLISI : " -0

è

☒ -

H

' "

-

+6-5=+1

" ' MIGLIORE

\

, GRUPPOUSCENTE

:* / ✗

Lo ioduro è più grande, quindi la

f-

H

H - carica negativa è meglio distribuita

, -

I

Cé

H

ELETTROF

NUCL :

-

÷ .

Il movimento elettronico parte dal doppio legame . -

- .

Migliore gruppo uscente = deve essere

più stabile quando è da solo

Gruppo uscente: accetta elettroni dal legame che si rompe

Il composto dove parte la freccia è il nucleofilo, dove arriva la freccia è l’elettrofilo

:È

È :

i. : I

1

È È È

:-B B-

i. : :

>

:

- _

'

_ l

I Posso anche non eliminare un

:|

?

gruppo

:[ :

: gruppo uscente perché il boro non

USCENTE ha ancora raggiunto l’ottetto

Utilizzo delle fecce curve per rappresentare reazione:

1. Reazioni di associazione e dissociazione di basi di Lewis con composti elettron-deficienti

2. Reazioni di spostamento di una coppia di elettroni

Ogni reazione che coinvolge una coppia di elettroni può essere descritta con le frecce

-

curve.

- Se usata correttamente, la simbologia delle frecce curve può essere usata per seguire,

comprendere, semplificare e prevedere le reazioni di chimica organica:

https://www.google.it/url?

sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=&ved=2ahUKEwiNyYf6jqz2AhU357sIHf9JDT8QFnoECBAQAQ&url=https%3A%2F%2Fwww.org

anic-chemistry.org%2F&usg=AOvVaw0BLiNPn-bqrL47t4zgLlJ1

risonanza

di

limite

Strutture è una struttura a separazione di carica

Ìerano :-)

"

" ◦

NE - N' =

H C-

C- ' > >

" I due legami azoto-ossigeno hanno la

Tutte e due le forme scritte giuste stessa lunghezza.

Per rappresentare in maniera giusta la molecola La struttura reale del nitrometano è una

bisogna disegnare entrambe strutture di Lewis via di mezzo delle due strutture di

risonanza

Le strutture limite di risonanza vengono utilizzate quando un determinato composto

necessita di essere descritto da più strutture di Lewis, quando cioè una singola

struttura di Lewis non è sufficiente a rappresentare in maniera adeguata

'

< > <

RISONANZA EQUILIBRIO

Sono due frecce diverse

Se le strutture di risonanza non sono equivalenti (una è più importante dell'altra), la situazione

reale deriva dalla media pesata degli ibridi di risonanza

Queste due strutture di risonzasa non sono uguali, c’è né una più giusta

HZÉ Ò

[ ]

Hac

CH CH

' > - -

} }

- - '

'

' METOSSIMETIL CATIONE (

sa gge

C- =

Coast

, 0=82

Gli elettroni vanno verso -

y

Questo è più giusta perchè gli

l’elettron-deficiente atomi completano l’ottetto

St

Hzc CH

0 - }

struttura ibrida

Parziale carica positiva distribuita sul legame

Una molecola che può essere rappresentata da strutture limite di risonanza (ibrido di

risonanza) è più stabile delle singole strutture limite di risonanza che la descrivono

ÈÉ Ì più stabile

=

richiesta minore energia

v

è più stabile perchè c’è più spazio per muoversi, essendo la carica

delocalizzazione su entrambi i legami (=maggiore spazio)

La delocalizzazione degli elettroni ha come risultato

una maggiore stabilità delle molecole

Scrivere correttamente le strutture limite di risonanza (parte 1)

1. Le strutture di risonanza si usano per composti che non è possibile rappresentare in

maniera adeguata con una singola struttura di Lewis

2. Le strutture di risonanza si riportano in parentesi quadre e sono messe in relazione da frecce

a doppia punta

3. Le strutture di risonanza possono essere «riassunte» in un'unica struttura in cui compaiono

legami tratteggiati e le cariche parziali vengono indicate utilizzando il simbolo delta

4. Le strutture di risonanza non sono in equilibrio, i.e. la molecola che descrivono non passa

parte del suo tempo in una struttura di risonanza e parte nell'altra

5. Anche se cambia la disposizione degli elettroni, gli atomi non si muovono

6. La struttura della molecola è la media pesata delle strutture limite di risonanza che la

descrivono. Quando due strutture di risonanza sono equivalenti sono ugualmente importanti

per descrivere la molecola

7. Gli ibridi di risonanza sono più stabili di ogni contributo fittizio (singola struttura di risonanza).

Le molecole che possono essere descritte da strutture di risonanza si dicono «stabilizzate

per/dalla risonanza»

Utilizzo delle frecce curve per derivare strutture limite di risonanza

Quando si scrivono le strutture di risonanza si deve pensare che le frecce curve indichino

la distribuzione degli elettroni, più che il loro movimento

ÉIÉH È

( CHI

CH

CH >

e -_

>

> ,

{ :-)

À ≈

H

H C- C-

>

<

> > '

"

' ,

Devo fare due movimenti, perchè se no: Hsc

perchè l’azoto fa parte del 1° periodo e non a-

può violare la regola dell’ottetto

Quando è possibile scrivere strutture limite di risonanza:

1. Due atomi con differenti elettronegativita sono uniti da un doppio legame:

È PIÙ GIUSTA )

?

| % Lo si fa sempre quando si ha

:

l' OTTETTO un carbonile (doppio legame

µ

> tra carbonio-ossigeno)

Perchè avendo differente elettronegativa, uno tirerà a se elettroni e quindi induce il movimento

doppietto di non legame libero

2. Un atomo con una coppia elettronica di non :|

:÷

:

collegato

legame è a un atomo elettron-deficiente a

. > PIÙ PER

GIUSTA

Carbocatione .

=

elettron-deficiente

CH

| "

t )

}

è }

/

- I Non può esistere perché N non completa

[ correttamente l’ottetto (è del 1° periodo)

' ' adiacente

3. Un atomo elettron-deficiente è a un doppio legame )

( La carica negativa si è

µ

carbocatione trasferita dal 2° al 4° carbonio

/ Ha CH

;

< ' -

µ µ

, it it

}

( ai

io . > adiacente

4. Un atomo con una coppia di elettroni non condivisa è a un doppio legame

|

( HINDI Hike

,

( ,

< Deve diventare legame semplice

k k per non violare l’ottetto

Visto che nell’altra struttura limite di risonanza questo legame diventa

parziale carattere doppio legame

un doppio, qua c’è un adiacente

4a. Un atomo con una coppia di elettroni non condivisa è a un triplo legame

)

( cit

H a-

c < > =

oppure con un atomo elettron-deficiente

( ÉH )

Hrc

H CH C

>

' =

-

5. Tre doppi legami alternati in un ciclo a 6 atomi Non ha i doppi legami localizzati =

I

I gli elettroni sono delocalizzati su

tutta la molecola

. è una struttura

Entrambe le figure rappresentano bene la molecola dinamica

= meglio fare un movimento elettronico alla volta

Risonanze “complesse” =

freccia curva

Parto da qui perché l’ossigeno, avendo una carica

positiva, amerebbe molto avere gli elettroni

DEFICIENTE

ELETTRON -

È

èreooia H

È H

È

' ☒

> DOPPIO LEGAME ADIACENTE 3º REGOLA

AUNATOMOEK-%ff-gdjaicieni.ee

Ésoaouaia

.

.

,

La carica positiva si trova a una distanza di 6 atomi rispetto l’inizio, quindi la carica è

delocalizzata su 6 atomi

Se vogliono mettere in evidenza solo determinate strutture limite, si possono utilizzare più frecce:

I ÒH

+ is

Indicare le frecce curve che permettono di convertire la struttura a sinistra in quella a destra

DOPPIETTO

ATOMO ELETTRONICO

CON GLI ATOMI

TUTTI

UN

A

condiviso ATOMO

COLLEGATO

NON HANNO L' OTTETTO

DEFICIENTE

ELETTRON - e

] E

÷

① Zolfo ipervalente (ha più di 8e),

quindi li tolgo un po’ di elettroni

attorno, spostandosi sugli ossigeni

ÈÌÉCH&Igrav