Chimica Organica

Prof.ssa Maria Michela Corsaro

corsaro@unina.it

CHIMICA ORGANICA 3 crediti CHIMICA ORGANICA DEI SISTEMI BIOLOGICI 2 crediti ESERCITAZIONI NUMERICHE DI CHIMICA ORGANICA 1 credito

Esame orale con voto finale unicoProve intercorso scritte valide per le sedute di Giugno, Luglio e SettembreLe esercitazioni numeriche sono obbligatorie e saranno tenute durante il corso

Sito web www.docenti.unina.it1

Libri di testo consigliati:

T.W.G. SolomonsFONDAMENTI DI CHIMICA ORGANICAZanichelli

W. Brown T. PoonINTRODUZIONE ALLA CHIMICA ORGANICAEdises

2

3

C C C CC

CC

C

CC

C C C C

C C C C

C

C CC C C C CC

C

C C C

C

SiO

OOO

SiSiO

O

il carbonio l'unico elemento capace di dare strutture pluriatomiche stabilinell'atmosfera terrestre

Il legame covalente caratterizza le molecole ed essendo direzionale imponedeterminate geometrie molecolari che comportano definite forme tridimensionali

Il legame covalente, la formazione di macrostrutture e la forma spazialedelle molecole sono essenziali per la vita

PERCHE' il CARBONIO ?

Chimica organica

anche il silicio sarebbe capace di dare strutture pluriatomiche ma nell'atmosferaterrestre il legame Si-Si si ossida per dare i silicati caratterizzati dai legami

chimica del legame covalente del carbonio

Il carbonio forma solo legami covalenti

C

LE DATE DELLA CHIMICA ORGANICA

1769: Isolamento dei primi prodotti organici da fonti naturali (Scheele)

1784: Analisi elementare (Lavoisier) : tutti i materiali organici contenevano Carbonio

in combinazione con altri elementi

1807: Definizione di sostanze organiche (Berzelius)

1828: Sintesi dell'urea dal cianato di ammonio (Wlher): cade la teoria della vis

vitalis. Data di inizio della Chimica Organica

NH4

+CNO-

Sintesi dellAcido Acetico dai suoi componenti (Kolbe)

1895: Sintesi dellAspirina (Acido Acetilsalicilico)

1923: H2O, CO

2, N

2, CH

4, NH

3(A.J. Oparin)

OCH3C

OC

HO

O

H2N NH2

O

CH3 OH

O

41950: scarica elettrica amminoacidi

a) modello atomico di Rutherford

b) gli orbitali atomici

c) descrizione della configurazione elettronica degli atomi

d) perch gli atomi reagiscono?

e) in quale modo reagiscono gli atomi?

f) valenza

g) strutture di Lewis

h) risonanza

h) orbitali molecolari

i) ibridazione

ATOMI e MOLECOLE

5

Na Cl

elettroni di valenza

modello atomico di Rutherford

N. atomico = 11 N. atomico = 17

6

7

+ + +- - -

nodo ampiezza

Orbitali ATOMICI

Equazione d'onda di Schrdinger

1syx

z

Principio di indeterminazione di Heisenberg

2s

+

y

x

z

+

-

In ciascuno degli orbitali possono trovarsi solo due elettroni con spin opposti

zz

z

x x xy y y

2px 2pz 2py

+-

nodo

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ATOMO: distribuzione degli

elettroni e descrizione degli orbitali

TAVOLA PERIODICA

Carbonio: C, numero atomico: 6, peso atomico: 12 u.m.a.1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f

energia

1)PRINCIPIO DELLAUFBAU: lordine degli orbitali dipende dalla loro energia

2)PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: max. 2 elettroni per orbitale

3)REGOLA DI HUND (o di massima molteplicit)

REGOLA DEL GAS NOBILE: cedere o condividere un numero di elettroni tali

da raggiungere la configurazione del gas nobile della stessa riga

8

9

10

PERCHE' GLI ATOMI REAGISCONO?

H2.1

Li1.0

Na0.9

Be1.5

Mg1.2

B2.0

Al1.5

C2.5

Si1.8

N3.0

P2.1

O3.5

S2.5

F4.0

Cl

Ne

Ar

He

Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa

Il numero del gruppo corrrisponde agli elettroni di valenza nel guscio pi esterno, quello delperiodo al numero quantico principale

gas nobili

Un atomo reagisce per raggiungere una configurazione elettronica a cui compete unamaggiore stabilit e che corrisponde a quella del gas nobile a lui pi vicino

K0.8

Br Kr

I

II

III

IV

Potenziale di ionizzazione = Energia spesa per allontanare un elettrone del guscio esternodall'atomo in fase gassosa. Genera ioni positivi.Affinit elettronica = Energia (di solito) guadagnata quando un elettrone si addizione ad unatomo in fase gassosa. Genera ioni negativi.Elettronegativit = Propriet di attrarre gli elettroni di legame da parte degli atomi.Responsabile della polarizzazione del legame.Tutte queste grandezze aumentano da sinistra verso destra lungo il periodo ediminuiscono dall'alto verso il basso lungo il gruppo.

2.8

3.0

IN QUALE MODO REAGISCONO GLI ATOMI?

+

+

Na Cl

Na Cl+ -

+

Ne Ar

LEGAME IONICO= cessione di elettroni dall'atomo con basso P.I a quello con alta A.E. conconseguente formazione di ioni, rispettivamente positivo e negativo, e quindi attrazione.

Il legame ionico non

direzionale e non d

origine a molecole,

ma a solidi ionici

= Cl- = Na+

11

IN QUALE MODO REAGISCONO GLI ATOMI?

+Cl

LEGAME COVALENTE = Messa in compartecipazione di un elettrone da parte

di ciascuno atomo impegnato nel legame. Gli elettroni devono avere spin opposti

in modo da formare un doppietto elettronico di legame

Cl

Il legame covalente, a differenza di quello ionico, direzionale induce quindi una

certa geometria molecolare e caratterizza le molecole.

ClCl

12

13

He

C

N

O

F

Ne

2s2 px py pz

1s1

2p6

1s2monovalente

monovalente

bivalente

trivalente

tetravalente

N

F

O

C

H

Il numero di legami covalenti che un certo atomo pu formare dipende dal numero di elettroni che gli occorrono (per compartecipazione) per raggiungerela configurazione elettronica del gas nobile a lui pi vicino nel sistema periodico

H

Regola dell'ottetto. La pi comune configurazione elettronica stabile quellache prevede otto elettroni nel guscio pi esterno.

Valenza

+ 1

+ 3

+ 1

+ 2

+ 4

I periodo

II periodo

HH NH

H O H

STRUTTURE DI LEWIS

2H

I legami covalenti sono indicati con le strutture di Lewis che mostrano tutti glielettroni di valenza sia quelli non condivisi, indicati con punti, che quelli condivisi,cio quelli di legame. Questi di solito sono indicati da un trattino che indica unacoppia di elettroni con spin opposti.

O

HCl H

N+ 3H

ClH

+ ClCl

H

+ 4H+ C

H H

HO HH

Cl Cl2 H2O

NH3

_Cl

C

N

CH4H CH

HH

C CH

H

H

H C CH HN

Le valenze di un atomo possono essere saturate, cio soddisfatte, anche da legami multipli

N

etene etino

N NHH N

H

H+

catione ammonioazoto14

CARICA FORMALE

Elettroni di valenza dell'atomo neutro - elettroni non condivisi - 1/2 elettroni condivisi

H

O N

O

O

+- 6-6-1 = -1

5-4 = +1

6-4-2 = 0

6-4-2 = 0

Acido nitrico

H

O C

O

O 6-4-2 = 0

6-4-2 = 0

6-4-2 = 0

H

Acido carbonico

15

RISONANZA: LO IONE CARBONATO CO32-

C O

O

O

(-)

(-)

C O

O

O

(-)

(-)

C O

O

O

(-)

(-)

Le strutture rappresentabili con pi formule di risonanza sono pi stabili delle singole strutture che contribuiscono allibridoNessuna singola struttura rappresenta la realt, ma solo linsieme delle varie forme canoniche di risonanza

FORME CANONICHE DI RISONANZA O STRUTTURE LIMITE DI RISONANZA

16

C

O

O O -

-

-ibrido di risonanza

FORMALISMO DELLE FRECCE RICURVE

Disegnare la struttura con gli elettroni del guscio di valenza

C O

O

O

(-)

(-)

Spostare a due a due gli elettroni La punta indica la destinazione, la coda il punto da cui gli elettroni

partono

C O

O

O

(-)

(-)

C O

O

O

(-)

(-)

C O

O

O

(-)

(-)

17

HC

HC

CH

CH

CH

HC

HC

HC

CH

CH

CH

HC

benzene

C C C C

H

H

H

H

HH

C C C C

H

H

H

H

HH

+ -

butadiene

C OC O+ -

LA RISONANZA: UN FENOMENO DIFFUSO IN CHIMICA ORGANICA

il gruppo carbonilico

18

REGOLE DELLA RISONANZA

1. Due strutture di risonanza si differenziano solo per la distribuzione degli elettroni, ma hanno la stessa identica posizione dei nuclei

2. La molecola reale un ibrido di due o pi strutture di risonanza che non hanno esistenza reale ma servono per descrivere la situazione elettronica effettiva che la media ponderata delle strutture limiti

3. La struttura pi stabile d il maggior contributo4. La risonanza importante quando le strutture che contribuiscono allibrido hanno

un contenuto energetico simile5. Sono pi stabili le strutture con pi legami e quelle in cui non c separazione di

carica

H NC H CNe NON sono strutture di risonanza

O C O