Chimica Organica 9 CFU

Prof. Marotta Raffaele

Dipartimento di Ingegneria Chimica

Tel: 0817682968 E-mail: raffaele.marotta@unina.it

Orario di ricevimento: lunedi (12-14)venerdi (14-15)

Libri consigliati:

Bruno Botta

CHIMICA ORGANICA, Ed. edi-ermes

Brown William H., Foote Christopher S, Anslyn,

CHIMICA ORGANICA, Ed. EDISES, 2009

Chimica Organica

Il termine chimica organica deriva dal fatto che una volta con questo termine si definivano i composti che potessero essere sintetizzati da organismi viventi, come ad esempio legno, ossa, vestiti, cibi, medicine, e le sostanze complesse che formano il nostro corpo (in antitesi con la chimica inorganica che era quella basata sui composti sintetizzati artificialmente).Questa teoria fu abbandonata nel 1828 quando il chimico tedesco Friedrich Wohler prepar lurea (componente dellurina quindi materiale chiaramento organico) riscaldando un sale inorganico: il cianato di ammonio.

Fu quindi evidente che una sostanza organica poteva essere sintetizzata anche in laboratorio oltre che da organismi viventi. Nonostante ci si ritenne opportuno mantenere la vecchia divisione tra materiali organici ed inorganici

I carbonati, il biossido di carbonio e i cianuri metallici sono uneccezione in quanto vengono classificati come composti inorganici. Una definizione pi corretta :

La chimica dei composti contenenti legami carbonio-carbonioIl carbonio lunico elemento capace di legarsi fortemente con se stesso e formare lunghe catene o anelli e allo stesso tempo capace di legarsi fortemente con elementi non metallici come idrogeno, ossigeno, azoto e con gli alogeni.

Per queste sue propriet questo elemento d origine a miriadi di composti (sono noti diversi milioni di composti, corrispondenti a circa il 98% di tutte le sostanze chimiche note, e il loro numero continua a crescere)

La chimica organica la chimica dei composti contenenti carbonio

1. Assegnare struttura e nome ai principali composti organici.

2. Predire di una molecola le principali propriet chimico-fisiche.

3. Comprendere leffetto della struttura sulla reattivit(velocit della reazione e posizione dellequilibrio)

4. Studiare le principali vie di sintesi e di reazione di molecole organiche.

SINTESI TOTALE

Perch si progetta e si esegue una sintesi totale ?

Per confermare la struttura molecolare di sostanze isolate da fonti naturali

Per costruire nuovi composti strutturalmente correlati a molecole naturali biologicamente attive, per valutarne lattivit e studiare la relazione struttura attivit

Per produrre molecole naturali biologicamente attive, presenti in natura solo in piccolissime quantit

Per migliorare la sequenza sintetica che porta ad un determinato prodotto (selettivit, resa, economia di processo, ....)

Per modificare le caratteristiche di una sostanza, in modo da migliorarne alcune caratteristiche (stabilit, biodisponibilit, ....)

Per costruire nuovi composti, valutarne le caratteristiche ed i possibili impieghi

SM TM

SMTM

SM

SM

LEGENDA:reagenti = Starting Materials (SM);molecola da sintetizzare = Target Material (TM)passaggi sintetici = Steps

Sintesi lineare

Sintesi convergente

BREVI RICHIAMI

SULLA STRUTTURA ATOMICA

1 pm = 10-12 m

CENNI SU ORBITALI ATOMICI

Erwin Erwin SchrSchredingeredinger (1887(1887--1961)1961)

Salti energetici: passaggi di elettroni da un orbitale ad un altro orbitale con energia superiore

ORBITALI DI TIPO s

ORBITALI DI TIPO p

Gli orbitali p sono degeneri

Piano nodale

ORBITALI DI TIPO d

ORBITALI DI TIPO f

Per n=1 (livello) avremo l=0, quindi un unico sottolivello energetico. Per l=0 il sottolivello contiene lorbitale di tipo s, sferico.Per n=2 avremo l=0 e l=1, quindi due sottolivelli, contenenti orbitali di tipo s e p. Il sottolivello p ha 3 orbitali (px, py e pz). Analogamente si pu vedere che il sottolivello d ha 5 orbitali e il sottolivello f ha 7 orbitali.

FORMAZIONE DI LEGAMI CHIMICI

ORBITALI MOLECOLARI

Nel caso della molecola di idrogeno H2, avendo due elettroni, per la regola di Pauli questi andranno nellorbitale molecolare, legante , a E pi bassa di rispetto alla situazione di non legame: si forma perci un legame.

antilegante

antilegante

legante

legante

Elettronegativit: tendenza di un atomo ad attrarre verso di s gli elettroni di legame

Scala di elettronegativit di Pauling: Il Fluoro ha elettronegativit 4

Differente elettronegativit

La polarit

Le coppie elettroniche condivise tra atomi differenti non lo sono necessariamente in egual misura. In un legame apolare gli elettroni sono ugualmente condivisi tra gli atomi, mentre in un legame (covalente) polare uno dei due atomi li attrae pi fortemente, al limite di dare un legame ionico.La coppia elettronica condivisa risieder di preferenza sullatomo pi elettronegativo.

Il momento dipolare si indica con la lettera e con una freccia con punta verso la carica negativa

Se la somma vettoriale dei momenti dipolari dei vari legami componenti la molecola non nulla, la molecola sar polare.

Molecole biatomiche sono polari se lo il legame(praticamente sempre nel caso di molecole eteronucleari);

Momento dipolare di legame momento dipolare molecolare

C OO- -+

=0

Molecole poliatomiche sono polari se lo sono i legami e se questi sono disposti nello spazio in maniera da non potersi elidere.

C

Cl

Cl Cl Cl

+

-

--

-

=0=0C

H

Cl Cl Cl

+

+

--

-

Interazioni intermolecolariGli stati aggregati (stato solido, liquido) richiedono la presenza di forze intermolecolari tra le molecole che compongono la sostanza.

Tali forze possono originarsi da:- momento di dipolo della molecola (dipolo-dipolo)

- effetti di induzione di un dipolo elettrico da parte di una molecola polare (dipolo-dipolo indotto)

- temporanee interazioni dipolari tra molecole (dipolo indotto-dipolo indotto)

Sono interazioni tra cariche parziali permanenti

Interazioni Dipolo-Dipolo (5-50 kJ mol-1)

STRUTTURA ORDINATA

Interazioni dipolo - dipolo indotto

un dipolo polarizza una molecola non polare il dipolo indotto sempre attrattivo per il

dipolo permanente

dipolo indotto-dipolo indotto

Pu succedere che ad un certo istante gli elettroni si accumulino ad una estremit della molecola, che avrpertanto una carica parziale negativa effimera, lasciando scoperta un'altra zona della molecola, che avr pertanto una carica parziale positiva effimera. Le cariche parziali istantanee delle varie molecole si attrarranno reciprocamente facendo aderire le molecole stesse. Le forze di London agiscono tra tutti i tipi di molecole.

Dispersioni di London (

L'efficacia delle forze di London aumenta all'aumentare della massa molecolare: nuvole elettroniche pi voluminose si deformano pifacilmente (pi polarizzabili), avendo un moto pi"libero".

All'aumentare delle forze di London, le molecole sono pi vicine aumenta la densit si favorisce la debole interazione intermolecolare per cui:

gas liquido solido

Es: alcani C1- C4 gassosiC5 C60 liquidi> C60 solidi (cere)

legame idrogeno in H2O

I dipoli di legame possono interagire con la coppia elettronica non condivisa dell'atomo di azoto, ossigeno o zolfo di una molecola vicina.

Il legame idrogeno risulta sostanzialmente maggiore delle normali interazioni dipolo-dipolo

Legame dIdrogeno (4-120 kJ mol-1)Interazioni Dipolo-Dipolo (5-50 kJ mol-1)

Interazioni ione-dipolo

Interazioni ione-ione

ALTRI TIPI DI INTERAZIONI:

Interazioni ione-dipolo

idratazione degli ioni sono forti nel caso di ioni piccoli e di carica elevata i cationi piccoli e molto carichi risultano meglio

idratati

(50-200 kJ mol-1)

L interazione fra il catione Na+ e la molecola neutra polare H2O.

I legami coordinativi (catione metallico-legante neutro); di tipo essenzialmente elettrostatico nel caso di cationi metallici poco polarizzabili con basi di tipo Lewis:

Interazioni ione-dipolo

Molto forte, in alcuni casi anche pi forte di un legamecovalente (100-350 kJ mol-1)

- Forza attrattiva o repulsiva

- Forza non direzionale

- A lungo raggio (1/r)

+ -

Interazioni Ione-Ione

Interazioni Ione-Ione

NaCl un solido ionico

Dipendenza dalla distanza

Ambienti idrofili ricchi di

dipoli legami idrogeno ioni

disciolgono sostanze polari sostanze che formano legami idrogeno composti ionici

Ambienti idrofobici ricchi di sostanze organiche non polari dominati da forze di London disciolgono sostanze non polari benzina, grassi

Un solvente pu essere classificato in polare o apolare in base al valore della sua costante dielettrica . Essa e definita dallequazione:

F=q1q2/r2

dove F la forza di interazione tra due particelle cariche q1 e q2 presenti alla distanza r.

La costante dielettrica esprime la capacit di separare ioni di carica opposta.

In un mezzo liquido, tanto maggiore il valore della costante dielettrica tanto minore sar la forza per separare le due cariche opposte che si trovano alla distanza r.

Un solvente con alta costante dielettrica definita polare, al contrario un solvente con bassa costante dielettrica definito apolare.

COSTANTE DIELETTRICA

Solvente polare aprotico

Solvente polare protico