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 prive di vita. Nel 1828-1829 avvenne la sintesi di composti organici a partire da composti inorganici (urea a partire dal cianato di sodio per riscaldamento). Nel 1845, Kolbe sintetizzò l’acido acetico. Tra il 1856 e il 1863, Berholet sintetizzò l’acetilene a partire dal metano. Nel 1960 Kekulé 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.

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.

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.

Elettronegatività

Ossigeno: 6 elettroni di valenza. Azoto: 5 elettroni di valenza. Carbonio: 4 elettroni di valenza.

Legami covalenti polari: elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attirare gli elettroni verso di sé. 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.

Mappe di potenziale elettrostatico

Le mappe 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 sono legati tra loro e se qualche atomo possiede coppie solitarie 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 assegnata a un atomo ed è chiamata carica formale.

La carica formale è la differenza 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.

Legami degli elementi

• Idrogeni e alogeni hanno ognuno un legame covalente.
• Ossigeno ha sempre due legami covalenti.
• Azoto ha sempre tre legami covalenti.
• Carbonio ha quattro legami covalenti.

Passi per scrivere correttamente una struttura di Lewis

• Determinare il numero totale di elettroni di valenza.
• Usare gli elettroni di valenza per formare i legami e riempire gli ottetti con coppie solitarie di elettroni.
• 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.
• 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 solitarie più metà degli elettroni di legame.

Strutture di Kekulé

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 atomici

Un orbitale è una regione tridimensionale intorno al nucleo dove c’è un’alta probabilità di trovare un elettrone. 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, il nodo radiale.

Il nodo è una 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 il nodo dell’orbitale atomico 2s è in realtà una superficie sferica all’interno dell’orbitale atomico 2s. Mentre gli orbitali s assomigliano a sfere, gli orbitali p hanno due lobi, che hanno fase opposta. Il nodo dell’orbitale p è un piano che passa attraverso il nucleo, separando i suoi due lobi.

Ci sono tre orbitali p degeneri. L’orbitale px è simmetrico intorno all’asse x, l’orbitale py è simmetrico intorno all’asse y e l’orbitale pz è simmetrico intorno all’asse z. L’energia dell’orbitale atomico 2p è leggermente maggiore di quella dell’orbitale 2s poiché la posizione media dell’elettrone nell’orbitale atomico 2p è più distante dal nucleo.

Introduzione alla teoria degli orbitali molecolari

Teoria degli orbitali molecolari (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 probabile trovare l’elettrone.

Il legame covalente che si forma quando due orbitali si sovrappongono (vedi molecola di H₂) è detto legame sigma (σ). Un legame σ ha simmetria cilindrica. 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, ciò 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, finché 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 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’Aufbau 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.