Chimica organica, Introduzione

LA NOMENCLATURA DEGLI ETERI

Gli eteri sono composti in cui un ossigeno è legato a due gruppi alchilici. Se i due

sostituenti alchilici sono uguali, l’etere è un etere simmetrico. Se i sostituenti sono

diversi, l’etere è un etere asimmetrico.

Il nome d’uso degli eteri è formato dai nomi dei due sostituenti alchilici (in ordine

alfabetico) seguiti dalla parola “etere”.

Secondo il sistema IUPAC, un etere è un alcano con un sostituente RO. Il nome del

sostituente si ottiene sostituendo il suffisso “ile” dei gruppi alchilici con “ossi”.

LA NOMENCLATURA DEGLI ALCOLI

Gli alcoli sono composti in cui l’idrogeno di un alcano è stato sostituito da un gruppo

OH. Gli alcoli sono suddivisi in primari, secondari e terziari a seconda se il gruppo

OH è legato a un atomo di carbonio primario, secondario o terziario.

Il nome d’uso degli alcoli consiste nella parola “alcol” seguita dal nome del gruppo

alchilico a cui è legato il gruppo OH. 8

Il gruppo funzionale è il centro della reattività di una molecola. Negli alcoli il gruppo

funzionale è l’OH il nome sistematico degli alcoli si ottiene sostituendo la “o” finale



del nome dell’idrocarburo genitore con il suffisso “olo”.

Quando necessario, la posizione del gruppo OH è indicata da un numero che precede

immediatamente il nome dell’alcol, oppure precede il suffisso.

La nomenclatura dei composti che prendono il suffisso dal gruppo funzionare segue le

seguenti regole: che contiene il gruppo

1. L’idrocarburo genitore è la catena carboniosa più lunga

funzionale. al suffisso del

2. L’idrocarburo genitore è numerato nella direzione che assegna

gruppo funzionale il numero minore possibile .

3. Anche quando, oltre al suffisso del gruppo funzionale, ci sono sostituenti, al

suffisso del gruppo funzionale va assegnato il numero minore possibile.

4. Se in entrambe le direzioni si ottiene lo stesso numero per il suffisso del gruppo

funzionale, a catena va numerata nella direzione che dà il numero minore

possibile a uno dei due sostituenti. 9

5. Se c’è più di un sostituente, i sostituenti sono citati in ordine alfabetico.

prima

Il nome dei sostituenti va del nome dell’idrocarburo genitore, mentre il

 dopo

suffisso del gruppo funzionale va il nome dell’idrocarburo genitore.

LA NOMENCLATURA DELLE AMMINE

Le ammine sono composti in cui uno o più idrogeni dell’ammoniaca sono sostituiti da

gruppi alchilici. Esistono ammine primarie, ammine secondarie e ammine

terziarie. Questa classificazione si basa sul numero di gruppi alchilici legati all’azoto.

Il nome d’uso delle ammine consiste nel nome dei gruppi alchilici legati all’azoto, in

ordine alfabetico, seguito da “ammina”.

Il sistema IUPAC prevede un suffisso per la nomenclatura delle ammine. La “o” finale

del nome dell’alcano è sostituita dal suffisso “ammina”. Il carbonio a cui è legato

l’azoto è identificato da un numero. Il nome di eventuali altri gruppi alchilici legati

N”

all’azoto è preceduto da un “ per indicare che il gruppo è legato a un azoto e non a

un carbonio. 10

I sostituenti sono disposti in ordine alfabetico, e a ognuno di essi è assegnato un

“N”.

numero o una La catena è numerata nella direzione che dà al suffisso del gruppo

funzionale il numero minore possibile.

I composti azotati con quattro gruppi alchilici legati all’azoto sono chiamati sali di

ammonio quaternari, e viene usata la nomenclatura dei sali ([anione] di [catione]), e

il nome del catione si ottiene dal nome dei gruppi alchilici disposti in ordine alfabetico,

seguito da “ammonio”.

LA STRUTTURA DI ALOGENURI ALCHILICI, ALCOLI, ETERI E AMMINE.

Il legame C – X di un alogenuro alchilico si forma dalla sovrapposizione di un orbitale

sp sp sp

3 3 3

del carbonio con un orbitale dell’alogeno. Il fluoro usa un orbitale 2 , il cloro

3sp 4sp 5sp

3 3 3

un orbitale , il bromo un orbitale e lo iodio un orbitale . Poiché la densità

elettronica di un orbitale cresce al crescere del volume, il legame C – X diventa più

lungo e più debole all’aumentare della dimensione dell’alogeno.

L’ossigeno degli alcoli ha la stessa geometria dell’ossigeno dell’acqua. L’atomo di

sp sp

3 3

ossigeno è ibridato , così come nell’acqua. Uno degli orbitali dell’ossigeno si

sp sp

3 3

sovrappone a un orbitale del carbonio, un altro orbitale si sovrappone

all’orbitale

s sp 3

di un idrogeno, e i restanti due orbitali contengono ciascuno una coppia solitaria.

L’ossigeno degli eteri ha la stessa geometria dell’ossigeno dell’acqua.

L’azoto delle ammine ha la stessa geometria che nell’ammoniaca.

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PROPRIETà FISICHE DI ALCANI, ALOGENURI ALCHILICI, ALCOLI, ETERI E AMMINE

Punto di ebollizione

Il punto di ebollizione di un composto è la temperatura alla quale la forma liquida

del composto diventa un gas (vaporizza) devono essere vinte le forze che tengono



le molecole vicine tra loro il punto di ebollizione di un composto dipende dalle entità



delle forze attrattive tra le molecole.

Le molecole degli alcani sono tenute insieme da forze relativamente deboli. Poiché le

elettronegatività del carbonio e dell’idrogeno sono simile, e legami degli alcani sono

apolari, per cui sugli atomi non ci sono cariche parziali significative.

Tuttavia, in una molecola di alcano è solo la distribuzione di carica media a essere

neutra. Gli elettroni sono in continuo movimento in ogni istante la densità di carica



a estremità della molecola può essere leggermente maggiore di quella all’altra

estremità, dando così alla molecola un dipolo istantaneo.

Il dipolo istantaneo di una molecola può indurre un dipolo istantaneo in una molecola

vicina. Il risultato è che l’estremità negativa di una molecola viene a trovarsi vicina

all’estremità positiva di un’altra molecola. Poiché i dipoli nella molecola sono indotti, le

interazioni vengono chiamate interazioni dipolo indotto-dipolo indotto. Le

molecole degli alcani sono tenute insieme da queste interazioni dipolo indotto-dipolo

indotto, che sono note come forze di dispersione di van der Waals o forze di

London. Le forze di dispersione di va der Waals sono le più deboli tra le interazioni

molecolari.

L’intensità delle forze di dispersione di van der Waals che tengono insieme le molecole

di alcano dipende dall’area di contatto tra le molecole i punti di ebollizione degli



alcani aumentano all’aumentare delle loro dimensioni le ramificazioni abbassano il



punto di ebollizione di un composto.

Il punto di ebollizione dei composti di ogni serie omologa (eteri, alcoli, alogenuri

alchilici e ammine) aumenta all’aumentare del peso molecolare a causa dell’aumento

delle forze di dispersione di van der Waals.

I punti di ebollizione di questi composti, però, sono anche influenzati dal carattere

polare

del legame C – Z (N, O, F, Cl, Br) poiché l’azoto, l’ossigeno e gli alogeni sono più

elettronegativi

del carbonio a cui sono legati. 12

L’entità della differenza di carica tra i due atomi legati è indicata dal momento

dipolare.

Le molecole dotate di momento dipolare si attraggono tra loro poiché possono

allinearsi in modo che l’estremità positiva di un dipolo risulti adiacente all’estremità

negativa di un altro dipolo interazioni dipolo-dipolo, sono più forti delle forze di



dispersione di van der Waals, ma non forti come i legami ionici o covalenti.

Gli eteri hanno generalmente un punto di ebollizione maggiore di quello degli alcani di

peso molecolare simile, perché per far bollire un etere devono essere vinte sia le forze

di dispersione di van der Waals che le interazioni dipolo-dipolo.

Gli alcoli hanno un punto di ebollizione molto maggiore degli alcani o degli eteri di

peso molecolare simile oltre alle forze di dispersione di van der Waals e alle



interazioni dipolo-dipolo dei legami C – O, gli alcoli possono formare legami a

idrogeno. Il legame a idrogeno è un tipo speciale di interazione dipolo-dipolo tra un

atomo di idrogeno legato a ossigeno, azoto o fluoro e la coppia solitaria su un

ossigeno, azoto o fluoro di un’altra molecola.

La lunghezza del legame covalente tra idrogeno e ossigeno è di 0,96 Å. Il legame a

idrogeno tra l’ossigeno di una molecola e l’idrogeno di un’altra molecola è lungo quasi

il doppio i legami a idrogeno non sono forti come i legami covalenti O – H. I legami



idrogeno, però, sono più forti delle altre interazioni dipolo-dipolo. I legami idrogeno più

forti sono quelli lineari, con i due atomi elettronegativi e l’idrogeno allineati sulla

stessa retta.

Anche se ogni singolo legame è debole, le molecole di alcol sono tenute insieme da

molti di questi legami. L’energia aggiunta necessaria per rompere i legami idrogeno è

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la ragione per cui gli alcoli hanno punti di ebollizione molto più alti degli alcani o degli

eteri di peso molecolare simile.

Anche le ammine primarie e secondarie formano legami a idrogeno, per cui queste

ammine hanno un punto di ebollizione maggiore degli alcani con peso molecolare

simile. Tuttavia l’azoto non è elettronegativo come l’ossigeno, e questo fa sì che i

legami a idrogeno tra le molecole di ammina siano più deboli dei legami a idrogeno tra

le molecole di alcol quindi le ammine hanno punti di ebollizione minori degli alcoli



con peso molecolare simile.

Poiché le ammine primarie hanno due legami N – H, i legami a idrogeno sono più

importanti nelle ammine primarie che nelle ammine secondarie. Le ammine terziarie

non possono formare legami a idrogeno poiché non hanno idrogeni legati all’azoto 

le ammine primarie hanno punto di ebollizione maggiore delle ammine secondarie, e

le ammine secondarie hanno punto di ebollizione maggiore delle ammine terziarie.

Poiché un alogenuro alchilico possa bollire, devono essere vinte le forze di dispersione

di van der Waals e le interazioni dipolo-dipolo. All’aumentare delle dimensioni

dell’alogeno, le dimensioni della sua nuvola elettronica aumentano quindi



polarizzabilità

aumentano sia l’area di contatto di van der Waals che la della nuvola

elettronica.

La polarizzabilit