Chimica veterinaria

ORBITALI IBRIDI

La forma delle molecole può influire anche sulla polarità.

Metano CH . Tetraedrico, 109 gradi, 4 coppie stereo attive. Gli orbitali

4

del carbonio sono S e tre orbitali P. Poiché gli orbitali P hanno ampiezza

di 90 gradi, il carbonio non usa gli orbitali S e P puri, ma ricombina le

funzioni d’onda di S e P e origina gli orbitali ibridi. La loro caratteristica è

quella di risentire della forma e dell’energia degli orbitali di partenza.

Hanno una forma bilobata, ma un lobo è più piccolo e uno più grande.

Indica che la densità elettronica è direzionata (nel più grande è

maggiore). Gli orbitali ibridi consentono una maggiore capacità di

sovrapposizione delle nubi elettroniche. Gli orbitali ibridi possono avere

la disposizione spaziale più idonea a minimizzare le repulsioni tra le

cariche degli elettroni. Infatti nel metano servono 4 orbitali ibridi. Si

parte da 4 orbitali puri. Orbitale S del carbonio +3 orbitali P del carbonio

si ricombinano, si formano 4 orbitali ibridi uguali che vengono disposti

3

lungo i vertici di un tetraedro, si chiamano SP . Gli orbitali si legano con i quattro elementi di H.

=

Etilene C H . Il carbonio ha 3 coppie stereo attive. Anche in questo caso si ricombinano un orbitale S + due

2 4 2

orbitali P. Si formano tre orbitali ibridi SP che sono diretti verso i vertici di un triangolo equilatero con 120

gradi. Al carbonio rimane un orbitale P puro che si trova disposto perpendicolarmente al piano su cui

2 π π

giacciono gli ibridi SP . Il P pure serve a formare il legame . Il legame è sempre puro (formato da orbitali

π

P o D). i due legami dei due atomi di carbonio si legano insieme.

15 11 2010

Anidride carbonica CO2. O=C=O. Il carbonio ha due coppie stereo attive. L’ibrido è SP (due) che legano con

legami sigma all’ossigeno. Al carbonio rimangono due orbitali P puri per formare i due legami pi greco, uno

con un ossigeno, l’altro con l’altro ossigeno.

La presenza di legami eteropolari può contribuire alla polarità della molecola. Perché una molecola sia

polare (cioè distribuzione sbilanciata delle cariche) devono essere presenti legami covalenti eteropolari.Ma

questo non basta: conta molto anche la simmetria della struttura (ad esempio l’acqua è polare mentre la

CO2 è apolare). Nell’anidride carbonica le cariche parziali si annullano per via della disposizione spaziale

della CO2 (geometria lineare). Nell’acqua invece la disposizione è diversa e le cariche parziali non si

annullano. La polarità influisce sulla solubilità in acqua e nei lipidi.

LEGAMI DEBOLI

Legami di natura elettrostatica. Derivano da interazioni elettrostatiche deboli tra molecole, tra singoli atomi

o tra ione e molecola. Il legame ionico è un’interazione elettrostatica molto forte fra ioni perché c’è stato

uno spostamento di un elettrone da un atomo all’altro. Nei legami deboli invece sono perlopiù tra cariche

parziali presenti in una molecola. Sono molto importanti perché determinano molte proprietà fisiche delle

sostanze e concorrono allo stabilizzarsi di determinate strutture delle macromolecole biologiche e perché

intervengono nella realizzazione di complessi sopra molecolari (come membrana citoplasmatica).

 +

Ione- dipolo permanente: si chiama anche legame ipocoordinato. Esempio ione Na e H2O. Lo ione

sodio interagisce con più molecole d’acqua. Le cariche parziali negative dell’acqua (ossigeno) si

-

dispongono verso lo ione, le cariche parziali positive (idrogeno) verso l’esterno. Con lo ione Cl

avverrebbe il contrario. Si costituisce un alone di idratazione e il numero di molecole di acqua che

possono interagire con lo ione è variabile. Potenziale ionico: rapporto fra carica dello ione e raggio.

A parità di carica, più è alto il potenziale ionico, più lo ione è in grado di idratarsi.Lungo i gruppi

dall’alto verso il basso il potenziale ionico diminuisce.Riguarda anche i reticoli cristallini dei Sali.

 Ione- dipolo indotto

 Dipolo permanente– dipolo permanente (legame o ponte a idrogeno). Si ha una molecola con un

atomo molto elettronegativo legato a un atomo di idrogeno. La carica di H è parzialmente positiva

mentre l’altra è parzialmente negativa. La carica parziale positiva di H si lega anche (fa da ponte) a

un altro atomo sempre parzialmente negativa (Y (Δ-)-H(Δ+) --

------Y(Δ-)-H(Δ+) ) il legame fra Y e H è covalente mentre tra

H e l’altra molecola Y è a idrogeno. Il legame a idrogeno si

forma anche fra molecole di acqua. Una molecola di acqua

può formare fino a 4 legami a idrogeno. È un legame fra

molecole. Questo legame è molto importante perché

condiziona le proprietà dell’acqua. L’acqua a temperatura

ambiente dovrebbe essere un gas. Per passare dallo stato

liquido allo stato gassoso si devono spezzare tutti i legami a

idrogeno: si rompono tutti alla temperatura di ebollizione

(100°). La maggior densità dell’acqua è a 4°, anche se

congela a 0°. In questo modo il ghiaccio galleggia sull’acqua.

Si dispongono su linea retta per minimizzare le forze

repulsive tra cariche dello stesso segno. Il reticolo cristallino è a maglie larghe e meno denso

dell’acqua fluida. Gli atomi coinvolti nel legame a idrogeno sono il fluoro, l’ossigeno e l’azoto.

 Dipolo permanente – dipolo indotto.

 Dipolo indotto – dipolo indotto (o forze di dispersione di London). Riguarda delle molecole apolari

che per qualche particolare condizione del sistema, possono assumere delle cariche parziali (dipoli).

Questo legame può essere fatto da gas nobili o da idrocarburi (lunghe catene di C e H apolari

perché la differenza di elettronegatività è minima).

Sono elencate in ordine di energia decrescente. Di solito le forza di Van der Waals sono catalogate come

interazioni dipolo dipolo. Dipolo permanente: è sempre una struttura dipolare in virtù della propria forma

(come molecola di acqua). Dipolo indotto: la struttura di per sé non è polare ma in presenza di condizioni

particolari è indotta a formare un dipolo. Gli idrocarburi sono generalmente apolari, ma può accadere che

in queste molecole si addensino in una porzione gli elettroni, si sbilanciano le cariche e si crea un dipolo ( è

un dipolo temporaneo, dipendono sempre dalle condizioni del sistema).

18 11 2010

ACIDI E BASI

Tre teorie

 Teoria di Arrhenius: utilizzata molto per comportamento acido base delle molecole. Vengono

+

classificati come acidi le sostanze che in soluzione acquosa dissociano ioni H . Esempio: HCl. In

+ - -

acqua dissocia H e Cl . La base invece è una sostanza che in soluzione acquosa dissocia ioni OH .

+ - +

Esempio: NaOH. In acqua dissocia Na e OH . Potrei pensare che NaOH possa dissociare H e non

-

OH . Questo dubbio è chiarito grazie a una proprietà di Na. L’ossigeno prende un elettrone

dall’atomo meno elettronegativo, cioè il sodio. Atomi poco elettronegativi tenderanno a formare

ossidi basici mentre atomo molto elettronegativi tenderanno a formare ossidi acidi. L’ammoniaca

NH ha un comportamento come base, si spiega il perché con la seconda teoria.

3

 Teoria di Bronsted-Lowry: la distinzione tra acido e base viene fatta sulla capacità delle sostanze di

+

donare o acquistare protoni. Per protone si intende H perché ha un solo elettrone e un solo

protone, se H perde un elettrone, rimane un solo protone. Gli acidi vengono definiti come sostanze

+

in grado di donare protoni (H ). La base invece è una sostanza in grado di accettare protoni. In

questa teoria non si fa riferimento al solvente. Il solvente è importante: infatti quando l’ammoniaca

4+ -

è nel solvente acqua abbiamo: NH + H O = NH + OH . L’ammoniaca fa quindi aumentare la

3 2

-

quantità di OH . L’ammoniaca si comporta come base mentre l’acqua si comporta come acido.

- +

Quando si ha CH3COOH (acido acetico). Immerso nell’acqua: CH COOH + H O = CH COO + H O .Gli

3 2 3 3

+

H sono presi dall’acqua. L’acido acetico si comporta come acido mentre l’acqua si comporta come

+

base perché riceve protoni H . Le sostanze come l’acqua sono dette anfotere perché si può

+ -

comportare come base o come acido. H2O = H + OH . Precisazioni della teoria. Una base

+

acquistando un protone si trasforma nel suo acido coniugato. Ad esempioNH4 è l’acido coniugato

+ -

dell’ammoniaca, cioè può tornare a cedere H . OH invece è la base coniugata dell’acqua perché

può acquistare un protone. In questa teoria viene inoltre specificata la forza reciproca tra acido e la

sua base coniugata o tra base e suo acido coniugato. Un acido è tanto più forte tanto più debole è la

sua base coniugata: tanto è più forte una base tanto è più debole il suo acido coniugato. NON è

UGUALE A DIRE: SE L’ACIDO è FORTE ALLORA LA BASE CONIUGATA è DEBOLE O VICEVERSA. La

proporzionalità è indiretta. Se l’acido è mediamente debole, la base coniugata è debole.

 Teoria di Lewis: ci permette di comprendere molte altre sostanze. Si fa riferimento alla struttura

elettronica della molecola. L’acido è la sostanza che possiede almeno un atomo con una lacuna di

doppietto elettronico nel livello di valenza. Se possiede una lacuna di doppietto elettronico,

+

significa che l’acido è un accettore doppietto elettronico. Ad esempio H è un esempio evidente di

un atomo che ha una lacuna di doppietto elettronico, cioè è un acido di Lewis. La base è una

sostanza che contiene almeno un atomo che presenta un doppietto di elettroni disponibile (non

impegnato in legami) nel livello di valenza (donatore di doppietto elettronico). Ad esempio una

-

base di Lewis è l’OH o NH3. Ad esempio BF3 non era classificato secondo le prime due teorie

mentre con quella di Lewis viene classificato come acido di Lewis perché il B ha una lacuna di

doppietto elettronico.

Le reazioni tra acidi e basi vengono chiamate: salificazione, neutralizzazione o reazione acido-base.

Reazione tra acido e base nella teoria di Arrenius:

HCl + NaOH = H2O + NaCl. Acido reagisce con base: si forma acqua e sale

Reazione tra acido e base nella teoria di Bronsted-Lowry

-

NH3 + H2O = NH4 + OH . acido reagisce con base: competizione per un protone tra due basi (in questo caso

-

le basi sono NH3 e OH ).

Reazione tra acido e base nel