introduzione alla chimica organica

I FONDAMENTI: i legami e la struttura molecolare

La chimica organica e la vita

• La chimica organica è lo studio dei composti del carbone. I composti del carbonio rivestono un ruolo centrale per la vita sul nostro pianeta. I composti organici costituiti solo da atomi di idrogeno (H) e carbonio (C) sono detti idrocarburi. Altri elementi spesso presenti nelle molecole organiche sono denominati collettivamente "eteroatomi", e sono l'ossigeno, l'azoto, il fosforo, lo zolfo, e Boro, gli alogeni (Fluoro, Cloro, Bromo e Iodio) ed anche alcuni elementi semimetallici, nonché alcuni metalli, in grado di formare composti di coordinazione col carbonio stesso.

Teoria strutturale

• Le idee centrali di questa teoria sono due:
1. Nei composti organici gli atomi degli elementi possono formare un numero definito di legami, utilizzando gli elettroni dello strato più esterno (elettroni di valenza). Ad esempio, il carbonio è tetravalente, vale a dire, gli atomi di carbonio hanno quattro elettroni di valenza e possono formare quattro legami. L'ossigeno è bivalente, l'idrogeno e gli alogeni sono (in genere) monovalenti.
• C
• O
• H
• Cl
2. L'atomo di carbonio può utilizzarne uno o più dei suoi elettroni di valenza per formare legami con altri atomi di carbonio.

Legami Carbonio-Carbonio

-C-C-

=C=C

-C≡C-

La meccanica quantistica e la struttura atomica

• Questa teoria, chiamata meccanica ondulatoria da Schrödinger e meccanica quantistica da Heisenberg, rappresenta la base concettuale su cui si fonda la moderna comprensione dei legami molecolari e l’uso di immagini; è essenzialmente un linguaggio matematico, basato su equazioni differenziali, matrici e teoria dei gruppi; la formulazione della meccanica quantistica normalmente usata dai chimici è quella di Schrödinger. Nella pubblicazione di Schrödinger il movimento degli elettroni è descritto in termini di funzioni d’onda, che tengono conto della dualità dell’elettrone. L’equazione d’onda serve a calcolare due importanti proprietà:
  1. L’energia associata a un determinato stato dell’elettrone.
  2. La probabilità relativa che un elettrone occupi un certo sottolivello.
• Nei punti in cui l’onda è esattamente a livello medio la funzione d’onda è zero; questi punti si chiamano nodi.

Gli orbitali atomici e le configurazioni elettroniche

• Riportando in un grafico tridimensionale i valori di Ψ in funzione delle tre coordinate X, Y, Z, si ottengono le forme degli orbitali atomici (AO), sfere che si usano come modelli.

1. elettroni isolati detti anche elettroni di valenza;
2. elettroni associati in doppietto che formano un doppietto elettronico non condiviso.

Analizzando la tavola periodica da sinistra a destra, si vede che dapprima il numero degli elettroni di valenza aumenta da 1 a 8 e poi diminuisce da 8 a 1

I gas nobili sono caratterizzati dall'avere orbitali pieni con il massimo numero di elettroni, precisamente 8, e^0 con due elettroni e tutti gli altri ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Questa è una condizione di massima stabilità ed inerzia chimica ed essi non hanno tendenza né a perdere né ad acquistare elettroni. Durante le reazioni chimiche gli elementi hanno tendenza a perdere ed acquistare elettroni in modo da raggiungere la configurazione elettronica dei gas nobili più vicini nel sistema periodico. Gli elementi situati nella parte destra hanno tendenza ad assumere elettroni sono detti elettronegativi. Quelli situati a sinistra tendono a perdere i loro elettroni sono detti elettropositivi. Quelli a posizione intermedia come il carbonio e il silicio, possono con eguale facilità catturare o perdere elettroni.

Legame ionico o eteropolare

• Il legame ionico o eteropolare è un legame di natura elettrostatica fra ioni aventi cariche opposte, risultante dal trasferimento di uno o più elettroni periferici da un elemento elettropositivo allo strato esterno di un elemento elettronegativo. Quando due elementi si combinano per formare un composto ionico l'elemento elettro

✴ Facendo assumere all'angolo un valore inferiore a quello previsto.

COME POSSIAMO PREVEDERE SE UNA MOLECOLA È POLARE O APOLARE?

• Una molecola sarà polare se soddisfa due requisiti:
  • possiede legami polari
  • il baricentro delle parziali cariche positive non coincide con il baricentro delle parziali cariche negative

In una molecola d'acqua, ciascun legame O-H è polare con l'ossigeno, l'atomo più elettronegativo, recante una parziale la carica negativa e ciascun idrogeno recante una parziale carica positiva. Poiché l'acqua è una molecola non lineare, il centro delle parziali cariche positive è tra i due atomi di idrogeno, mentre il centro della parziale carica negativa è sull'ossigeno. Pertanto, l'acqua ha legami polari e, a causa della sua geometria, è una molecola polare.

➚ δ- O δ+ ➚

⬤ H ⬤ H

⇡ ⇡ ⇡

Ilcentro delle parziali cariche positive è tra i due atomi di idrogeno

Acqua (molecola polare)

QUAL È IL MODELLO DEL LEGAME COVALENTE SECONDO LA TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA?

• Il modello di Lewis e la teoria VSEPR non sono sufficienti per spiegare questioni molto importanti della chimica organica come la relazione tra struttura molecolare e reattività chimica. Pertanto, rivediamo il concetto di un modello per il legame covalente che descrive la formazione dei legami covalenti ricorrendo alla sovrapposizione di

LEGAME IDROGENO

• Quando un atomo di idrogeno è legato ad un atomo fortemente elettronegativo come fluoro, ossigeno o azoto, il doppietto elettronico del legame è fortemente spostato verso l’atomo più elettronegativo. L’atomo di idrogeno assume la carica parzialmente positiva e può essere attratto da un altro atomo fortemente elettronegativo (F, O, N) tanto da stabilire con esso un legame di natura elettrostatica più debole però degli ordinari legami ionici o covalenti. Il legame idrogeno può verificarsi fra molecole diverse (legame intermolecolare) o fra atomi di una stessa molecola (legame intramolecolare).

FORZE INTERMOLECOLARI

• I tipi di interazione che esistono tra le molecole vengono chiamate forze intermolecolari. Un gruppo funge nella determinare il tipo e l’intensità di queste interazioni. Ci sono tre tipi diversi di interazione a elencati di seguito in ordine di intensità crescente:
• Forze di van der Waals
• Interazioni dipolo-dipolo

COS'È LA RISONANZA?

• Per descrivere molecole e ioni per i quali non è adeguata una sola struttura di Lewis, si ricorre alla teoria della risonanza.

A. LA TEORIA DELLA RISONANZA

• Le singole strutture di Lewis sono chiamate strutture limite di risonanza. Per mostrare che la reale molecola o ione è un ibrido di risonanza delle varie strutture limite di risonanza, queste vengono interconnesse da frecce a doppia punta. Il metodo della risonanza è un modo per descrivere la reale struttura conservando allo stesso tempo le strutture di Lewis con legami basati su coppie di elettroni.

Strutture limite di risonanza = rappresentazioni di una molecola o ione che differiscono solo per la distribuzione degli elettroni di valenza.

B. FRECCE CURVE E MOVIMENTO DEGLI ELETTRONI

• I chimici, per mostrare come avviene questa ridistribuzione degli elettroni di valenza, usano un simbolo costituito da una freccia curva, che mostra lo spostamento di una coppia di elettroni dal suo punto di partenza (coda della freccia) al suo punto di arrivo (punta della freccia). Tale spostamento può avvenire da un atomo a un legame adiacente o da un legame a un atomo.