Chimica Organica

Riassunto Chimica organica – Aricò

Legami covalenti ed orbitali molecolari

Elementi più comuni: C, H, O, circa 100 milioni molecole. 2

Elettroni atomo gusci = livelli principali energia (n), ognuno contiene 2n elettroni;



suddivisi in sottogruppi detti orbitali (probabilità di trovare elettrone in determinato volume,

possono contenere 0, 1 o 2 elettroni). Numeri quantici:

n – principale (1,2,3, ..) livelli energia quantizzata elettroni (periodi tavola

 

periodica);

l – secondario o angolare (0 – n-1) sottolivelli energetici forma orbitale atomico

  

orbitali s, p, d, f (l = 0, 1, 2, 3);

m – magnetico (-l – 0 – +l) numero orbitali;

 

ms – di spin senso rotazione elettroni.

 

Configurazione elettronica = modo in cui elettroni riempiono orbitali; segue 3 regole:

1. Orbitali riempiti in ordine di energia crescente principio dell’Aufbau (= costruzione,



Bohr);

2. Ogni orbitale può contenere al max due elettr con spin appaiati e antiparalleli = due

elettroni ruotano in direzione opposta principio esclusione di Pauli;



3. Se disponibili orbitali con stessa energia (es 2px, 2py, 2pz) e non abbastanza elettroni

per riempirli (es N, O, F) si aggiungono prima elettroni con spin parallelo, configuraz più

stabile regola di Hund.



Strutture di Lewis: disposizione elettroni guscio più esterno elettroni e guscio di valenza



(in base a orbitali, es C: 2s pieno, 2px un elettr, 2py un elettr, 2pz vuoto). Doppietti = orbitali

pieni.

Modello di Lewis regola dell’ottetto: ogni atomo tende a reagire in modo da



completare il suo guscio di valenza (8 e-), raggiungendo configuraz elettronica gas nobile più

vicino (ottetto completo: struttura stabile, poco reattivi); ciò si ha tramite legami chimici ionici

o covalenti, dipende da differenza elettronegatività.

Elettronegatività: misura della forza attrazione tra del nucleo di un atomo per elettr

condivisi in legami chimici, non ha valore energetico Scala di Pauling (anni ’50): fluoro



elem più elettronegativo (4), valore di tutti gli altri valutati in base ad esso. Elettroneg

aumenta lungo il periodo (dx-sx) aumento protoni; diminuisce lungo il gruppo (alto-basso)



maggiore raggio atomico, distanza elettr nucleo e aumento elettr, nube atomica scherma i



protoni.

Tipi legame in base a differenza elettroneg atomi partecipanti:

Ionico diff ≥ 1,9: attrazione elettrostatica tra catione (cede 1 o più elettr) e anione

 

(li riceve), spesso tra metallo e non metallo, es NaCl;

Covalente diff < 1,9: vale per entrambi (co-valente), condivisione elettr, tra non

 

metalli (o non metalli e metalloidi);

Apolare (diff < 0,5): elettr condivisi equamente, molecole biatomiche, es H , Cl ;

o 2 2

Polare (diff tra 0,5 e 1,9): condivisione disuguale, es HCl nube atomica più



o ampia attorno atomo più elettroneg (Cl), carica parziale negativa δ- (dipolo

negativo), carica parziale positiva δ+ (dipolo positivo) sull’altro (H).

Es acido nitrico HNO : ossiacido, N (5 elettr valenza) legato a tre O (uno di cui a H); prima si

3

forma legame doppio con secondo O; N ha raggiunto ottetto, ma ultimo O no legame



dativo, N dona doppietto a O, N acquista carica +, O carica -.

Possibile più di una rappresentazione struttura molecola (2 nell’HNO , ciascuna contribuisce al

3

50% a vera str) ogni struttura detta struttura limite di risonanza, composto detto



ibrido di risonanza; str limite rappresentate con frecce a doppia punta, passaggio da una

struttura all’altra (spostamento elettr) con frecce curve.

Rappresentazione tridimensionale molecole e angoli legame, due modi:

1) Modello VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion (repulsione doppietti elettronici

guscio di valenza)

Atomi coinvolti in legami semplici, doppi o tripli; ogni legame crea una densità elettronica

attorno all’atomo; tali densità si dispongono in modo da essere a maggiore distanza possibile

tra loro (repulsione per legge Coulomb). Doppietti di non legame (liberi) occupano più spazio

rispetto quelli di non legame. Limite: no analisi energetica.

- 4 regioni densità elettronica, legami singoli str tetraedrica:



Metano CH : 4 doppietti di legame, max repulsione possibile angoli di 109,4°;

 

4

Ammoniaca NH : 3 doppietti di legame + 1 di non legame, esso respinge gli altri

 3

restringendo angolo legame tra essi 107,3°;



Acqua: 2 di legame e 2 di non legame, ancora più repulsione su doppietti legame

 

104,5°.

- 3 densità di cariche, un doppio legame str trigonale planare, angoli ∼120°:



Formaldeide CH O (IUPAC metanale): doppio legame C=O;

 2

Etilene C H (IUPAC etene): doppio legame C=C.

 2 4

- 2 densità di cariche, un triplo legame o due doppi legami str lineare (congiungente



nuclei, densità simile a palloncino), angoli 180°:

An. carbonica: due doppi legami C=O;

 Acetilene C H (IUPAC etino): triplo legame C≡C.

 2 2

Polarità molecola: legami polari, baricentro cariche negative non coincide con quello delle

positive dipolo, carica parziale δ+ (blu = fredda, non reagisce) e δ- (rossa = calda,



reagisce).

Simile scioglie il simile: molecole polari sciolgono polari e viceversa. Saponi: parte apolare

testa scioglie sporco, polare coda trasporta via lo sporco in acqua (tensioattivi).

Composti polari (acqua, ammoniaca) conducono elettricità; composti che ricordano

struttura acqua solitam sono polari.

Apolari (metano): atomo centrale legato a sostituenti uguali, sottoposto a forze della stessa

intensità che si annullano.

2) Orbitali ibridi (Pauling): orbitali atomici atomi che partecipano a legame si combinano in

orbitali molecolari ibridi isoenergetici (spiegazione numero legami C nel metano).

Ibridazione orbitali C (valido anche per atomi di gruppi successivi):

3 : unione orbitale 2s e 3 orbitali 2p (75% carattere 2p, 25% 2s, energia

 s p

leggermente inferiore a orb 2p non ibridizzati).

Metano: 4 orb ibridi formano tetraedro, angoli 109,4° (conferma VSEPR); unione

o orb 1s idrogeno e ibrido sp3 forma legame σ, semplice, densità elettronica

lungo congiungente nuclei (stesso per unione 2 orb sp3);

Ammoniaca: N 2s2-2p3, elettrone in più rispetto C va a saturare primo orbitale

o ibrido, 4° lobo doppietto disponibile che prende più spazio, angoli 107,3°;

Acqua: stesso ragionamento ma 2 doppietti, angoli 104,3°.

o

2 : orbitale 2s + 2 orbitali 2p (66% 2p, 33% 2s, energia leggermente inferiore a

 s p

precedente), rimane 1 orbitale 2p (es 2py) inalterato, C interagisce solo con tre atomi.

Etilene (etene): 4 legami σ C-H e 1 leg σ C-C; orbitali 2py (⊥ lunghezza molecola) di

entrambi C si sovrappongono a formare legame π doppio legame (molecola +



corta), str planare, angoli 120°;

: orbitale 2s + orbitale 2p (50% 2p, 50% 2s, energia a metà tra 2s e 2p), 2 orbitali

sp

 2p (2py, 2pz) inalterati, C interagisce solo con 2 atomi. Acetilene (etino): 2 legami σ C-

H, 1 leg σ C-C, 2 legami π tra orbitali 2py e 2pz (⊥ tra loro e a lungh molecola) 

triplo legame, str lineare, angoli 180°.

Quindi:

4 legami semplici (C e gruppi successivi) sp3;

 

1 doppio legame sp2;

 

1 triplo legame sp;

 

2 doppi legami (es CO2) sp.

 

Gruppi precedenti:

B in BCl3: 3° gruppo, solo 3 elettroni esterni (2s2-2p1) max ibridizzazione possibile

 

sp2 (stesso per Al ecc);

Be in BeCl2: 2° gruppo, solo 2 elettroni esterni (2s2) max ibridizzazione possibile sp

 

(stesso per Mg ecc).

Acidi e basi

3 definizioni A e B importanti:

1) Arrhenius (1887): acidi si dissociano in acqua liberando ioni H+, basi si dissociano in

acqua liberando ioni OH-; essi reagiscono tra loro dando acqua.

2) Bronsted e Lowry: acido è sostanza che dona un protone a una base che accetta un

protone; acido non esiste senza base corrispondente coppia acido-base coniugati; acido



può essere specie a carica positiva (H3O+), negativa (HSO4-) o neutra (HCl). Acidità

relativa: mescolando due acidi più acido funzionerà da acido, meno acido da base (es acido

solforico e nitrico).

Forza acidi e basi: es HCl in acqua si dissocia in H3O+ e Cl-, reazione inversa non avviene (Ka

molto elevata, eq totalmente a dx) HCl definito acido forte. Viceversa acido acetico dà



reaz di equilibrio, solo poche molecole acido dissociate acido debole.



3) Lewis: acido è specie che può formare nuovo legame accettando doppietto elettronico,

detto elettrofilo (amico degli elettroni, cariche -), dato spesso da matrimonio elementi 3° e

7° gruppo (es Al e Cl); base dona un doppietto elettronico, detta nucleofilo (amico dei

nuclei, +).

Basi Lewis con carica – esplicita molto forti (es OH-, CH O-), no ioni alogenuro (es Cl-, I-)

3

perché basi coniugate di acidi forti.

Forza acidi/basi in relazione a struttura molecolare:

Elettronegatività: acidità dirett proporzionale;

 Raggio atomico: acidità inversam proporzionale;

 Risonanza/delocalizzazione: se base coniugata acido stabilizzata per risonanza

 allora corrispondente acido è più forte rispetto acido cui base coniugata non ha ibridi

risonanza. Esempi: +¿ ¿

−¿+ H O

Acido acetico, debole: , ione acetato (base

o 3 ¿

+

C H COOH H O⇄ C H CO O

3 2 3

coniugata) stabilizzato per risonanza (2 str limite), in esso facile spostare le

cariche; +¿ ¿

−¿+ H O

Etanolo: dissociaz non avviene, ione etossido

o 3 ¿

⇄C

+

C H C H OH H O H C H O

3 2 2 3 2

non è ibrido risonanza base fortissima, quindi etanolo acido debolissimo.



Effetto induttivo (I-): riferito a spostamento carica negativa confronto acido

 

C F COOH

acetico con ac. trifluoroacetico ( ): quest’ultimo è molto più acido perché F,

3

molto elettroneg, attira molta carica negativa, mettendone una positiva su C, quindi

legame O-H si romperà molto più facilmente.

Alcani e cicloalcani C H

Alcani: idrocarburi saturi, solo legami semplici, formula bruta .

n 2 n+2

Isomeri costituzionali: da “iso” = stessa e “mer” = parte, composti con stessa formula

bruta ma differente struttura, organizzazione spaziale (def valida per tutti gruppi funzionali),

C H

quindi diverse proprietà fisico-chimiche (es punto ebollizione). Es: butano,



4 10

C H

isobutano (metilpropano), pentano, isopentano, neopentano. Prima trovare più



5 12

semplice, lineare, poi tutte possibili diverse combinaz spostando gruppi metilici; se con

nomenclatura viene stesso nome str sarà uguale.

Regole nomenclatura IUPAC:

1. Individuare catena alchilica più lunga: alcano di riferimento;

2. Identificare sostituenti: suffisso –ile metile, etile, propile, butile, ecc; in nome



molecola -e finale si elide.

Propile: isomero isopropile (biforcazione, lingua serpente);

 Butile: isomeri isobutile (lingua serpente), secbutile (legato a catena centrale a

 2° atomo C), terzbutile (croce).

3. Numerare sostituenti: numero più piccolo possibile (devo partire da lato che me lo

permette), separato da nome con trattino; se due sostituenti sono in posiz equivalente

usare ordine alfabetico;

4. Se più sostituenti uguali usare prefissi di, tri, tetra ecc;

5. Scrivere sostituenti in ordine alfabetico; prefissi di, tri, tetra, sec, terz non

considerati, considerare solo iso.

Classificazione atomi carbonio: C detto primario, secondario, terziario, quaternario se

legato a 1, 2, 3, 4 altri C.

Alcani possono assumere diverse disposizioni spaziali in seguito a rotazione attorno legame

C-C: ogni disposizione detta conformazione, rappresentata da proiezioni di Newman

(visione da un’estremità). Conformaz eclissata: CH dietro eclissati da quelli davanti, situaz

instabile per elevata tensione torsionale tra H vicini più stabile conformaz sfalsata



(rotazione 60°). Energia per passare da una all’altra 3 Kcal/mol (1 Kcal = En termica per

aumentare T di 1 Kg acqua da 14,5° a 15,5°).

Possibile proiezione anche in alcani successivi, basta siano noti due C centrali; possibili più

alternative. Propano: tensione torsionale maggiore, config eclissata ancora più instabile

(repulsione tra H e CH3). Butano (guardando due C al centro): config più stabile con due

gruppi metile opposti, (più lontani possibile).

C H

Cicloalcani: formula bruta , prefisso ciclo- prima di nome alcano. Natura rigida: non

n n

ruotano attorno legame C-C, struttura presenta tensione torsionale e tensione angolare,

dovuta ad angoli legame costretti a valore < 109° (maggiore nel ciclobutano).

Ciclopentano: conformazione planare presenta 5 coppie H eclissate conformaz preferita è



ripiegata a busta (porto in alto un CH2), minore tensione torsionale.

Cicloesano: primo con angoli 109°, struttura comoda per tutti atomi, gradi libertà elevati

(posso muoverlo molto più rispetto precedenti), numerose conformaz due più comode



(stabili energicamente) sono dette a sedia (speculari), due estremità ripiegate in direz

opposte, con 3 idrogeni rivolti in alto e 3 in basso (assiali) e 6 paralleli a piano molecola, rivolti

verso l’esterno (equatoriali); abbassando una delle due estremità si hanno due conformaz a

semisedia, le più instabili; se entrambe estr alzate conformaz detta a barca.

NB per un sostituente più comoda posizione in equatoriale, minori interazione con altri H (es

metilcicloesano) ingombro sterico: ingombro di cariche.



Isomeria cis-trans in cicloalcani disostituiti (solo questi + alcheni): stessa formula

molecolare e stesso ordine con cui legati atomi, ma diversa disposizione spaziale sostituenti

cis = dalla stessa parte, trans = dalla parte opposta; essi non possono essere



interconvertiti per rotazione intorno legame C-C. Nomenclatura: prefisso cis- o trans- davanti a

nome molecola.

Es trans-1,4-dimetilcicloesano: due configuraz a sedia, quale la più stabile?

NB: se ho stessi sostituenti non so quale str è più stabile (no preferenze); se sono diversi str

più stabile quando gruppo con maggiore ingombro sterico (es terzbutile rispetto metile) è in

equatoriale.

Combustione: reazione alcani/cicloalcani con ossigeno, come prodotti an carbonica e acqua.

7

+ +

C H O → 2 C O 3 H O

Es etano: da 1 mole etano si formano 2 moli anidride



2 6 2 2 2

2

carbonica e 3 acqua. Regole bilanciamento: prima C, poi H, infine O.

Fonti alcani: gas naturale o il petrolio (miscela di più composti); alcani separati per

distillazione frazionata, a piatti, ogni piatto corrisponde a pto ebolliz di un composto.

Alcani tendenzialmente apolari; gassosi fino a butano, poi liquidi, densità < acqua.

Alcheni e alchini C H

Alcheni lineari: formula bruta , doppio legame (1 σ, 1 π), ibridizzazione

 n 2 n

2 , planare, angoli 120°;

s p C H

Alchini lineari: formula bruta , triplo legame (1 σ, 2 π), ibridizzazione ,

sp

 n 2 n−2

lineare, angoli 180°.

Energie legame (Kcal/mol): semplice 83, doppio 146, triplo 196.

Legame π è gruppo funzionale, più reattivo rispetto leg σ (per questo alcheni/alchini soggetti

a più reazioni), energia 146-83 = 63 Kcal/mol.

Nomenclatura: nome