Chimica organica, Introduzione. Struttura elettronica e legame. Acidi e basi

CHIMICA ORGANICA

STRUTTURA ELETTRONICA E LEGAME

INTRODUZIONE:

Si inizia a parlare di chimica organica nel 1780 circa, quando venne fatta una

distinzione tra composti organici e composti inorganici, i primi derivanti da organismi

viventi e i secondi da fonti privi di vita.

1828-1829: sintesi di composti organici a partire da composti inorganici (urea a partire

dal cianato di sodio per riscaldamento).

1845: Kolbe sintetizza l’acido acetico.

1856-1863: Berholet sintetizza l’acetilene a partire dal metano.

1960 Kekulè definì la chimica organica come la chimica dei



composti del carbonio.

STRUTTURA ATOMICA:

Per il principio di Pauli sappiamo che ogni orbitale contiene al massimo due

- -

elettroni: l’orbitale s avrà quindi 2e e l’orbitale p avrà 6e (3x2).

Gli orbitali s e p rappresentano il guscio più esterno di un atomo, possiedono quindi gli

elettroni di valenza; questi ultimi si posizionano prima nell’orbitale s e poi nell’orbitale

p.

La dimensione degli atomi è importante: essa aumenta lungo il periodo e diminuisce

lungo il gruppo.

LEGAME:

Si forma quando ogni atomo tende a riempire lo strato più esterno, ovvero tende ad

assumere la configurazione del gas nobile più vicino (regola dell’ottetto).

Per rimuovere un elettrone da un atomo occorre energia: questa è detta energia di

ionizzazione.

Gli elettroni che hanno bassa energia di ionizzazione sono detti elettropositivi.

Gli elementi che acquistano facilmente un elettrone sono detti elettronegativi.

Ci sono tre tipi di legami:

Legami ionici: si formano quando è presente un trasferimento di elettroni,

 in modo che uno degli atomi diventi uno ione con carica positiva e l’altro

atomo diventi uno ione con carica negativa.

Legami covalenti: si formano quando un atomo, invece di acquistare o

 Cedere elettroni, condivide elettroni con un altro per raggiungere l’ottetto.

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L’atomo di idrogeno può raggiungere un livello completamente vuoto perdendo un

elettrone. La perdita del suo unico elettrone porta alla formazione di uno ione

idrogeno (protone) carico positivamente.

L’atomo di idrogeno può raggiungere un livello esterno completo acquistando un

elettrone, formando così uno ione carico negativamente detto ione idruro.

Ossigeno: 6 elettroni di valenza.

Azoto: 5 elettroni di valenza.

Carbonio: 4 elettroni di valenza.

Legami covalenti polari: elettronegatività tendenza di un atomo ad attirare

 

gli elettroni verso di

se’. Il legame covalente polare è un legame covalente tra

atomi di diversa elettronegatività. L’elettronegatività cresce

da sinistra verso destra e dal basso verso l’alto.

Il legame covalente polare ha una leggera carica positiva

(δ+) a un’estremità e una leggera carica negativa (δ-)

all’altra. Maggiore è la differenza di elettronegatività

maggiore sarà il carattere polare del legame.

Elettronegatività nella tavola

periodica, 2

Mappe di potenziale elettrostatico: modelli che mostrano come è distribuita la

carica nella molecola che è all’interno della mappa.

I legami covalenti polari posseggono un dipolo, hanno cioè un’estremità positiva e

una negativa. La grandezza del dipolo è indicata dal momento dipolare (μ). Il

momento dipolare di un legame è uguale alla grandezza della carica (e) sull’atomo

moltiplicata per la distanza tra le due cariche (d).

Μ è misurato in un’unità debyte (D).

RAPPRESENTAZIONI DELLA STRUTTURA:

I simboli chimici che usiamo sono detti strutture di Lewis. Esse ci dicono quali atomi

coppie solitarie

sono legami tra loro e se qualche atomo possiede (lone pair) o ha una

carica formale.

Elettroni di valenza che

non sono usati nei legami

sono chiamati elettroni di non legame o coppie solitarie di elettroni o lone pair.

Quando gli atomi e gli elettroni sono al loro posto, bisogna esaminare ogni atomo per

vedere se è necessario assegnargli una carica. La carica positiva o negativa va

carica formale.

assegnata a un atomo ed è chiamata

differenza

La carica formale è la tra il numero di elettroni di valenza che l’atomo ha

quando non è legato ad altri atomi, ed il numero di elettroni che “possiede” quando è

legato.

L’azoto ha cinque elettroni di valenza.

Il carbonio ha quattro elettroni di valenza.

Specie che contiene un atomo con un singolo elettrone spaiato radicale.



L’idrogeno ha un elettrone di valenza e ogni alogeno ha sette elettroni di valenza.

3

Quando un atomo non ha né carica formale né elettroni spaiati:

un

gli idrogeni e gli alogeni hanno ognuno legame covalente;

 due

l’ossigeno ha sempre legami covalenti;

 tre

l’azoto ha sempre legami covalenti;

 quattro

il carbonio ha legami covalenti.



Passi per scrivere correttamente una struttura di Lewis:

1. Determinare il numero totale di elettroni di valenza;

2. Usare gli elettroni di valenza per formare i legami e riempire gli ottetti con

coppie solitarie di elettroni;

3. Se dopo che tutti gli elettroni sono stati assegnati qualche atomo non ha

l’ottetto completo, usare una coppia solitaria per formare un doppio legame.

4. Assegnare la carica formale a ogni atomo per il quale il numero di elettroni di

valenza non sia uguale al numero degli elettroni delle coppie solitaria più metà

degli elettroni di legame.

Strutture di Kekulè gli elettroni di legame sono rappresentati come linee e le



coppie solitarie di elettroni sono, di solito, omesse del tutto.

Strutture condensate le strutture sono spesso rese più semplici omettendo alcuni



dei legami covalenti ed elencando gli atomi legati a un particolare carbonio subito

dopo di esso.

GLI ORBITALI ATOMCI

Un orbitale è una regione tridimensionale intorno al nucleo dove c’è un’alta

probabilità di trovare un elettrone. 4

Principio di indeterminazione di Heisenberg non è possibile determinare



contemporaneamente la precisa posizione e la precisa quantità di moto di una

particella atomica. Quindi non possiamo mai dire precisamente dove si trova un

elettrone, ma possiamo solo descrivere la sua probabile posizione.

Poiché la distanza media dal nucleo è maggiore per un elettrone in un orbitale atomico

2s che per un elettrone in un orbitale atomico 1s, un orbitale atomico 2s è

rappresentato da una sfera più grande.

Un elettrone nell’orbitale atomico 1s può essere in qualunque punto all’interno della

sfera 1s, ma un orbitale atomico 2s ha una zona dove la probabilità di trovare un

elettrone scende a zero nodo (o nodo radiale).



Nodo zona in cui un’onda stazionaria (come una corda di una chitarra) ha ampiezza



uguale a zero.

L’elettrone si comporta come un’onda stazionaria, ma non come la corda di una

chitarra, perché l’elettrone è tridimensionale. Perciò in nodo dell’orbitale atomico 2s è

in realtà una superficie sferica all’intero dell’orbitale atomico 2s.

s p

Mentre gli orbitali assomigliano a sfere, gli orbitali hanno due lobi,

p

che hanno fase opposta. Il nodo dell’orbitale è un piano che passa

attraverso il nucleo, separando i suoi due lobi. Questo è detto piano nodale.

p p

Ci sono tre orbitali degeneri. L’orbitale è simmetrico intorno all’asse x,

x

p p

l’orbitale è simmetrico intorno all’asse y e l’orbitale è simmetrico intorno

y z

all’asse z. 5

L’energia dell’rbitale atomico 2p è legermente maggiore di quella dell’orbitale 2s

poiché la posizione media dell’elettrone nell’orbitale atomico 2p è più distante dal

nucleo.

INTODUZIONE ALLA TEROIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI

Teoria degli orbitali m0lecolari (OM) combina la tendenza degli atomi a riempire

i loro ottetti condividendo elettroni con le loro proprietà ondulatorie. I legami covalenti

risultano dalla combinazione di orbitali atomici per formare orbitali molecolari, che

descrivono la regione di spazio intorno a una molecola dove è probabili trovare

l’elettrone. s

Il legame covalenti che si forma quando due orbitali si sovrappongono (vedi

molecola di H ) è detto legame sigma (σ). Un legame σ ha simmetria cilindrica.

2

Durante la formazione del legame si libera energia quando

gli orbitali atomici iniziano a sovrapporsi, poiché l’elettrone

di ogni atomo è attratto non solo dal suo nucleo, ma

anche dal nucleo carico positivamente dell’altro atomo.

Perciò, quello che tiene gli atomi insieme è l’attrazione

degli elettroni carichi negativamente per i nuclei

carichi positivamente.

Tanto più gli orbitali si sovrappongono, tanto più l’energia scende, finchè gli atomi si

avvicinano l’uno all’altro così tanto che i loro nuclei carichi positivamente iniziano a

respingersi tra loro. Questa repulsione crea un grande aumento di energia. Il massimo

di stabilità (cioè l’energia minima) si ha quando i nuclei sono a una certa distanza tra

loro. Questa distanza è la lunghezza di legame del nuovo legame covalente.

La forza di legame (o energia di dissociazione di legame)

è l’energia necessaria per rompere un legame, l’energia

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che si libera quando il legame si forma.

Gli orbitali si conservano il numero di orbitali



molecolari che si formano deve essere uguale al numero

degli orbitali atomici che si combinano.

Gli orbitali atomici possono combinarsi in due maniere

diverse, una costruttiva e una distruttiva.

Orbitale molecolare σ di legame orbitali atomici si



combinano in maniera costruttiva.

Orbitale molecolare σ* di antilegame gli orbitali atomici si combinano in



maniera distruttiva. Il diagramma OM mostra che l’orbitale

molecolare di legame è più stabile dei

singoli orbitali atomici. Questo accade

perché l’elettrone è tanto più stabile

quanto maggiore è il numero di nuclei con

cui interagisce. L’orbitale molecolare di

antilegame, con minore densità

elettronica tra i nuclei, è meno stabile

degli orbitali atomici.

Il principio dell’Audbau e il principio di esclusione di Pauli valgono anche per gli

elettroni negli orbitali molecolari: gli elettroni occupano sempre gli orbitali a minore

energia disponibili, e non più