2. La Struttura dei Composti Organici

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1 Tecniche Erboristiche Chimica Organica 2. La Struttura dei Composti Organici 1. Caratteristiche dei legami chimici Giuseppe G. Carbonara Dip. di Farmacia-Scienze del Farmaco metano

2 Caratteristiche dei legami chimici OBIETTIVI DI APPRENDIMENTO Descrivere i concetti fondamentali della struttura atomica. Spiegare i vari aspetti del legame chimico e della struttura delle molecole organiche. Imparare a scrivere formule molecolari. La Struttura e la Reattività La Struttura dei Composti Organici e le Caratteristiche Chimico-Fisiche COS E LA CIMICA ORGANICA? La Sintesi dei Composti Organici - Le molecole della vita - I materiali - L Ambiente e la Salute GC_FA_TE_ORG2.1_

3 La struttura dei composti organici 1. Caratteristiche dei legami chimici I. Struttura atomica II. Legame ionico e legame covalente III. Formule strutturali ed isomeri IV. Ioni covalenti e strutture isoelettroniche V. Orbitali atomici VI. Orbitali molecolari VII. Ibridazione e legami covalenti VIII.Distanze ed angoli di legame IX. Energie di legame X. Elettronegatività e dipoli XI. Legame d idrogeno GC_FA_TE_ORG2.1_

4 2.1I Struttura atomica Cosa rende il Carbonio tanto speciale? Perché ci sono tanti composti che contengono carbonio? cedono elettroni acquistano elettroni Li Be B C N O F elementi della seconda riga della Tavola Periodica Il carbonio, situato al centro della riga, è più propenso a condividere elettroni, cioè è più propenso a formare legami. Il carbonio forma legami sia con altri atomi di carbonio, sia con molti altri atomi differenti: formazione di milioni di composti stabili. La velocità di formazione o di scissione dei legami dipende dal tipo di elettroni coinvolti e dal tipo di atomi a cui appartengono. GC_FA_TE_ORG2.1_

5 2.1I Struttura atomica gusci elettronici quantizzati diametro atomico circa m = 1 angstrom (Å) = 0,01 picometri (pm) diametro del nucleo circa 1/10000 dell atomo (10 4 Å) (n.b. l atomo rappresentato non è in scala) 2e - N protoni + N neutroni N di massa M massa del protone e del neutrone circa g ( g = 1 a.m.u. o u) massa dell elettrone 1/1800 di quella del protone peso atomico peso di 1 mole di atomi (circa , numero di Avogadro N A ) espresso in grammi/mole. e N protoni carica del nucleo Z numero atomico N 12 Abbondanza naturale 98,89% 1,11% isotopo 6 C 13 6 C proprietà chimiche e fisiche masse diverse, stesso numero atomico = ISOTOPI GC_FA_TE_ORG2.1_

6 2.1I Struttura atomica (numeri quantici) 2e - n = 1 n = 2 Orbitali Atomici con stessi numeri n ed l, quindi stessa energia, si dicono degeneri e differiscono per la loro orientazione nello spazio N quantico magnetico m = 0, ±l 2n 2 elettroni per ogni guscio (n = numero del guscio) N quantico principale n Gli elettroni sono contenuti in sottogusci (o sottolivelli energetici) detti Orbitali Atomici s, p, d, f N quantico azimutale l = 0 (n-1) Orbitale Atomico = spazio 3D posto a distanza ed energia quantizzate dal nucleo, la cui forma rappresenta la probabilità di trovare l elettrone in quel volume di spazio. Gusci N totale di elettroni per guscio (2n 2 ) Energie relative N e tipi di orbitali per ogni guscio 4 32 alte 4s, 4p x, 4p y, 4p z, cinque 4d e sette 4f s, 3p x, 3p y, 3p z e cinque 3d 2 8 2s, 2p x, 2p y, 2p z 1 2 basse 1s GC_FA_TE_ORG2.1_

7 2.1I Struttura atomica La configurazione elettronica dello stato fondamentale di un atomo può essere determinata applicando i seguenti tre principi della meccanica quantistica: Principio di aufbau: gli orbitali vengono occupati dagli elettroni a partire dall orbitale a energia più bassa, seguito da quelli a energia più alta. E E Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può contenere massimo due elettroni, e, se sono presenti entrambi gli elettroni, devono avere spin opposto (N quantico magnetico di spin). Es.: i due elettroni dell elio devono occupare l orbitale 1s con spin opposto. e 1s 2 = 1sE Regola di und: quando sono presenti orbitali degeneri (che hanno la stessa energia, es. i tre orbitali 2p) ma non vi sono elettroni sufficienti a riempirli completamente, gli orbitali verranno occupati prima da un singolo elettrone non appaiato. N 1s 2 2s 2 2p 3 = 1sE 2sE 2p x 2p y 2p z GC_FA_TE_ORG2.1_

8 2.1I Struttura atomica La configurazione elettronica di un atomo descrive il numero di elettroni posseduti dall atomo e gli orbitali in cui sono sistemati (es. C = 1s 2 2s 2 2p 2 ). Le configurazioni elettroniche dei diversi atomi possono essere rappresentate utilizzando i simboli dei gas nobili, per indicare gli elettroni dei gusci più interni, seguiti dagli elettroni degli orbitali esterni (es. C = [e] 2s 2 2p 2 ). La valenza è il numero di elettroni che un atomo deve perdere o guadagnare per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Gli elettroni degli orbitali più esterni sono detti elettroni di valenza [es. C 4e - (2s 2 2p 2 ) = e]. E Primo periodo Secondo periodo Terzo periodo Energia crescente e 2 1s 2 Ne 10 [e] 2s 2 2p 6 Ar 18 [Ne] 3s 2 3p 6 F 9 [e] 2s 2 2p 5 Cl 17 [Ne] 3s 2 3p 5 O 8 [e] 2s 2 2p 4 S 16 [Ne] 3s 2 3p 4 N 7 [e] 2s 2 2p 3 P 15 [Ne] 3s 2 3p 3 C 6 [e] 2s 2 2p 2 Si 14 [Ne] 3s 2 3p 2 B 5 [e] 2s 2 2p 1 Al 13 [Ne] 3s 2 3p 1 Be 4 [e] 2s 2 Mg 12 [Ne] 3s 2 1 1s 1 Li 3 [e] 2s 1 Na 11 [Ne] 3s 1 GC_FA_TE_ORG2.1_

9 2.1I Struttura atomica La tavola periodica degli elementi è un metodo tabellare di riportare le configurazioni elettroniche degli atomi con i periodi diposti in orizzontale e i gruppi disposti in verticale. e Li Be B C N O F Ne GC_FA_TE_ORG2.1_

10 2.1I Struttura atomica Mendeleev, con la sistemazione degli elementi in tabella, evidenziò che le proprietà chimiche erano ricorrenti e simili nei diversi gruppi ("periodiche"). Lo schema della tavola è stato rifinito col tempo, man mano che venivano scoperti nuovi elementi e venivano sviluppate nuove teorie per spiegarne il comportamento chimico. Dmitri Ivanovich Mendeleev (8 Febbraio Febbraio 1907) Chimico e inventore russo A lui è attribuita la creazione della tavola periodica degli elementi. Utilizzando la tavola predisse l esistenza di elementi non ancora scoperti. GC_FA_TE_ORG2.1_

11 2.1I Struttura atomica Elettronegatività Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia È la capacità di un atomo impegnato in un legame chimico di attrarre verso di se gli elettroni di legame. È misurata da una scala di valori, per cui gli elementi più elettronegativi esercitano un attrazione maggiore. a I valori di elettronegatività sono relativi, non assoluti. Per questo esistono varie scale di elettronegatività. Le elettronegatività qui indicate sono quelle della scala sviluppata da Linus Pauling. GC_FA_TE_ORG2.1_

12 2.1I Struttura atomica polare; Elettronegatività Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia Differenza di elettronegatività 0 o < 0.5: legame covalente non : legame covalente polare; 2.0 o maggiore: legame ionico. a I valori di elettronegatività sono relativi, non assoluti. Per questo esistono varie scale di elettronegatività. Le elettronegatività qui indicate sono quelle della scala sviluppata da Linus Pauling. GC_FA_TE_ORG2.1_

13 2.1I Struttura atomica 1 angstrom (Å) = m 1 picometro (pm) = m Il raggio atomico è, convenzionalmente, la metà della distanza internucleare tra due atomi dello stesso elemento, legati in modo covalente. Nel SI il raggio atomico si misura in picometri (pm), nella pratica i chimici continuano ad utilizzare l angstrom (Å). Il raggio ionico indica il raggio dall'atomo dopo essere stato ionizzato, supposto sferico e definito, ovvero privato o fornito di un certa quantità di elettroni di valenza: diminuisce con l'aumentare del numero di ionizzazioni che l'atomo ha subito. Il raggio di Van der Waals di un atomo è il raggio di una sfera immaginaria che rappresenta il volume di spazio occupato dall'atomo. I raggi di Van der Waals vengono determinati dalla misurazione degli spazi interatomici tra coppie di atomi privi di legami presenti nei cristalli. GC_FA_TE_ORG2.1_

14 2.1II Legame ionico e legame covalente Gli Atomi tendono a formare i legami per raggiungere una configurazione elettronica stabile (gas nobile più vicino). Gli elettroni posti nei gusci più esterni sono detti elettroni di valenza e il livello energetico in cui sono situati è detto guscio di valenza: sono quelli utilizzati per formare i legami. Gli elettroni dei gusci più interni completi non sono coinvolti nella formazione dei legami. Per formare un legame, un elettrone di valenza spaiato h di un atomo si accoppia con un elettrone di valenza spaiato h di un atomo vicino; il legame contiene due elettroni accoppiati con spin opposti E. Per rappresentare gli elettroni di valenza di un atomo si usano le formule di Lewis. guscio interno guscio di valenza 4e - 2e - n = 1 n = 2 Carbonio 1s 2 2s 2 2p 2 oppure formula di Lewis 4 elettroni di valenza GC_FA_TE_ORG2.1_

15 2.1II Legame ionico e legame covalente Il legame ionico è dovuto al trasferimento di uno o più elettroni da atomi, o meno elettronegativi, verso atomi. Gli atomi elettropositivi perdono uno o più elettroni di valenza per diventare, mentre quelli più elettronegativi guadagnano uno o più elettroni diventando. I legami ionici: sono dovuti all attrazione elettrostatica tra ioni carichi positivamente e negativamente, e i composti ionici sono uniti da cariche di segno opposto; si formano normalmente tra metalli reattivi (elementi elettropositivi - a sinistra nella tav. per.) e non-metalli (elementi elettronegativi - a destra nella tav. per.). Esempio strutture di Lewis Na ([Ne]3s 1 ) + Cl ([Ne]3s 2 3p 5 ) Na + ([Ne]3s 0 ) + Cl - ([Ne]3s 2 3p 6 ) Na + Cl - GC_FA_TE_ORG2.1_ GC_FA_TE_ORG2.1_

16 2.1II Legame ionico e legame covalente Dovuto all attrazione elettrostatica tra ioni carichi positivamente e negativamente I composti ionici sono uniti da cariche di segno opposto. GC_FA_TE_ORG2.1_

17 2.1II Legame ionico e legame covalente Legame covalente: è formato da elementi non troppo elettonegativi, né troppo elettropositivi, o con elettronegatività simile, che condividono un doppietto elettronico. C,,N,O (P, S, Alogeni) formando i legami covalenti tendono a completare l ottetto elettronico dei gusci elettronici di valenza per assumere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Non c è un acquisto o una perdita netta di elettroni. Due o più atomi legati tra loro mediante legami covalenti formano una molecola. Nei legami costituiti da atomi dello stesso tipo la nuvola elettronica del legame è distribuita equamente tra i due atomi. - F-F 3 C-C 3 GC_FA_TE_ORG2.1_

18 2.1II Legame ionico e legame covalente Il Legame covalente polare è formato tra atomi aventi diversa elettronegatività. La nuvola elettronica del legame non è distribuita equamente tra i due atomi, ma presenta una maggiore densità nelle vicinanze dell atomo più elettronegativo (legame polarizzato). La polarità del legame covalente è indicata con i simboli d + e d - che significano rispettivamente parziale carica positiva e parziale carica negativa. La direzione della polarità del legame può essere indicata con una freccia la cui punta è diretta verso l atomo più elettronegativo. GC_FA_TE_ORG2.1_

19 Il potenziale elettrostatico è l energia (ev) di interazione di una carica positiva con la nuvola elettronica di una molecola. Rappresenta il bilancio tra le interazioni repulsive della carica positiva rispetto ai nuclei carichi positivamente e le interazioni attrattive con gli elettroni carichi negativamente. Le regioni dove il bilancio è a favore dell attrazione sono 2.1II Legame ionico e legame covalente dette elettron-ricche (basiche o nucleofile). La polarità del legame può anche essere indicata utilizzando le mappe di potenziale elettrostatico. Mostrano la distribuzione elettronica, e di carica elettrica, su un singolo legame, o su una intera molecola, in conseguenza dell attrazione esercitata da un atomo più elettronegativo sugli elettroni. Evidenziano la forma tridimensionale e le dimensioni della nuvola elettronica di una molecola (raggio di Van der Waals). Blu > Verde > Giallo > Arancio > Rosso poteziale elettrostatico + positivo d + d - d + d - Li F poteziale elettrostatico + negativo GC_FA_TE_ORG2.1_

20 2.1II Legame ionico e legame covalente Il legame covalente polare, comportando una separazione parziale di carica (d + d - ), possiede un dipolo elettrico. La grandezza del dipolo di legame è misurata dal momento dipolare m. Legame m = e x d dove: - e è la grandezza della carica - d è la distanza tra le cariche Momento dipolare (D) Legame Unità di misura del momento dipolare è il debye (D): - carica dell'elettrone 4,80x10-18 unità elettrostatiche (esu) - distanza tra le cariche circa 10-8 cm. Per esempio, un momento dipolare di 1,5x10-18 esu x cm è scritto più semplicemente 1,5 D. Momento dipolare (D) -C 0,4 C-C 0 -N 1,3 C-N 0,2 -O 1,5 C-O 0,7 -F 1,7 C-F 1,6 -Cl 1,1 C-Cl 1,5 -Br 0,8 C-Br 1,4 -I 0,4 C-I 1,2 GC_FA_TE_ORG2.1_

21 2.1III Formule strutturali ed isomeri Le formule in Chimica Organica Formula bruta o molecolare Indica in modo conciso la qualità e la quantità di ogni atomo che costituisce la molecola. Formule di struttura di Lewis e di Kekulé Indicano il modo con cui i singoli atomi sono legati tra loro, mostrando i doppietti liberi (Lewis) e senza precisare angoli e lunghezze dei legami (Lewis e Kekulé). Formule di struttura a linee e prospettiche Indicano il modo con cui i singoli atomi sono legati tra loro, evidenziando alcuni angoli (linee) o impiegando artifici grafici per evidenziare la disposizione dei legami nello spazio 3D (prospettiche). Formule condensate Indicano solo gli atomi di carbonio, con o senza legami, seguiti dagli idrogeni, con il numero riportato in pedice, gli eteroatomi ed eventuali idrogeni legati. Lewis C O O C 2 6 O C etere metilico Kekulé C C O O C 3 C 3 -O-C 3 (C 3 ) 2 O Me 2 O C 3 -C 2 -O C 2 5 O EtO alcol etilico o etanolo C GC_FA_TE_ORG2.1_

22 2.1III Formule strutturali ed isomeri La valenza è il numero di elettroni degli orbitali più esterni che un atomo deve perdere o guadagnare per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Le strutture elettroniche di Lewis permettono di valutare rapidamente quanti elettroni di valenza vengono utilizzati per i legami e di predire il tipo di legame formato. GC_FA_TE_ORG2.1_

23 2.1III Formule strutturali ed isomeri Le strutture di Lewis forniscono informazioni sul tipo di atomi che formano un legame e sul numero totale di coppie di elettroni coinvolte. Un atomo può perdere, accettare o condividere elettroni in modo che il suo guscio di valenza contenga otto elettroni e sia completamente pieno. Questa configurazione elettronica più stabile è indicata come ottetto (regola dell ottetto). Per l idrogeno e l elio, il cui guscio 1s può contenere massimo due elettroni; il guscio di valenza completo degli atomi del 2 periodo può contenere massimo otto elettroni (2s 2, 2p 6 ). Questa condizione può essere raggiunta: perdendo o acquistando elettroni formazione di ioni legame ionico condividendo elettroni con altri atomi legame covalente C O C N GC_FA_TE_ORG2.1_

24 2.1III Formule strutturali ed isomeri Per scrivere formule di Lewis considerare prima il numero di elettroni di valenza presenti per ogni elemento: questo numero da indicazione sul numero di elettroni necessari per completare l ottetto (o il doppietto per l idrogeno!) formando legami covalenti. Li Mg B Al C Si N P O S F Cl Br Nessun atomo può formare più di 4 legami. Fanno eccezione P, S, Cl, Br, I che possono estendere l ottetto utilizzando anche gli orbitali d. I Gli ioni sono atomi che per completare l ottetto acquistano o perdono elettroni. -e - +e- catione anione Nei composti organici gli elementi formano un legame covalente condividendo due elettroni, uno per ogni elemento. + GC_FA_TE_ORG2.1_

25 2.1III Formule strutturali ed isomeri Il numero di elettroni necessari per completare l ottetto determina sia il numero sia il tipo di legami che un dato elemento può formare: legame singolo, 1 coppia di elettroni condivisi, 1 legame s legame doppio, 2 coppie di elettroni, 1 legame s + 1 legame p legame triplo, 3 coppie di elettroni, 1 legame s + 2 legami p Il carbonio può completare l ottetto formando legami semplici e multipli anche con altri atomi del secondo periodo (N, O, F), o di periodi superiori (P, S, Cl, Br, I): legame singolo, 1 coppia di elettroni condivisi, 1 legame s C N C O C S C F + C Cl + C Br + C P C I legame doppio, 2 coppie di elettroni, 1 legame s + 1 legame p C N C O C S C P legame triplo, 3 coppie di elettroni, 1 legame s + 2 legami p C N GC_FA_TE_ORG2.1_

26 2.1III Formule strutturali ed isomeri Gli atomi che hanno un guscio di valenza completo, per aver perso o acquistato elettroni, o per formazione di legami, si dice che hanno una configurazione a guscio chiuso. Gli elettroni che non sono condivisi vengono indicati come elettroni di non legame o doppietti elettronici liberi (lone pair), e nelle strutture di Lewis vengono indicati con due punti vicino al simbolo dell elemento. C O Na + Cl - ione sodio ione cloruro C N metanolo metilammina Le specie che hanno elettroni non appaiati sono dette radicali liberi, e vengono indicati con un punto singolo posto vicino all elemento; la configurazione elettronica è detta a guscio aperto. doppietti elettronici non condivisi C metano doppietto elettronico non condiviso radicale idrogeno radicale fluoruro radicale metilico elettrone spaiato GC_FA_TE_ORG2.1_

27 2.1III Formule strutturali ed isomeri In alcuni casi un atomo può completare l ottetto: formando un numero di legami maggiore del numero di elettroni di valenza, non condividendo alcuni doppietti elettronici, formando un numero inferiore di legami rispetto a quelli previsti dalla valenza C N C O C 2 ione metilammonio anione metilato anione metilico carbanione Il Carbonio, a seguito della perdita di elettroni, può non completare l ottetto e mostrare un numero di elettroni di valenza inferiore a quello previsto C+ In tutti questi casi sarà necessario verificare l attribuzione di un eventuale carica elettrica formale all atomo interessato, utilizzando la formula seguente: catione metilico carbocatione carica formale = N elettroni di valenza (N elettroni di non legame + ½ N elettroni di legame) GC_FA_TE_ORG2.1_

28 2.1III Formule strutturali ed isomeri I legami delle strutture di Lewis possono essere rappresentati oltre che da una coppia di elettroni anche con una linea intera ( ). C C Nelle strutture in cui sono presenti eteroatomi (es. N, O, F, ecc.), una volta rappresentati i legami con una linea intera, si scrivono i doppietti elettronici non condivisi (lone pair) vicino agli atomi interessati. C N C N doppietto elettronico non condiviso C O C O doppietti elettronici non condivisi metilammina metanolo GC_FA_TE_ORG2.1_

29 2.1III Formule strutturali ed isomeri Strutture di Kekulé Sono simili alle strutture di Lewis, ma sono evidenziati solo i legami come linee ( ); se sono presenti eteroatomi i doppietti elettronici liberi non vengono indicati, a meno che non si vogliano indicare particolari caratteristiche chimiche. C C C C C Cl C C C O Strutture condensate propano etilcloruro propanolo Sono strutture semplificate in cui vengono omessi i legami a linea o i doppietti condivisi; accanto all atomo di carbonio vengono indicati gli atomi di idrogeno legati, seguiti dal loro numero in pedice, o gli eteroatomi legati, seguiti a loro volta dagli idrogeni. C 3 C 2 C 3 C 3 C 2 Cl C 3 C 2 C 2 O C 3 C 2 C 2 C 2 N 2 propano etilcloruro propanolo butilammina GC_FA_TE_ORG2.1_

30 2.1III Formule strutturali ed isomeri GC_FA_TE_ORG2.1_

31 2.1III Formule strutturali ed isomeri GC_FA_TE_ORG2.1_

32 2.1III Formule strutturali ed isomeri Strutture con legami a linea (scheletri) O N struttura di Lewis Esempi C C C C C (2R)-1-amminopropan-2-olo O C C O O C C C c h O a b f a e N 2 3 Cd neopentano O o d O O acido idrossi acetico ciclopropano f h a. Il legame tra due atomi di C è rappresentato con una linea (scheletro). b. L intersezione (angolo di 120 ) dove si incontrano due linee rappresenta un atomo di carbonio. c. Il simbolo C non è mostrato sia alle intersezioni che alla fine di qualsiasi linea. d. Gli atomi di idrogeno legati ai carboni non sono mostrati. Il numero di atomi di idrogeno legati ad ogni carbonio è tale che ogni carbonio abbia quattro legami. e. Se è presente un eteroatomo (N, O, F, Cl, S, etc.) questo deve essere indicato, così come gli idrogeni legati ad esso. f. Il legame con un eteroatomo è rappresentato con una linea. g. Il carbonio legato all eteroatomo non è mostrato. h. I doppietti elettronici di non legame (lone pair) non sono mostrati. GC_FA_TE_ORG2.1_

33 2.1III Formule strutturali ed isomeri Isomeria, ovvero la molteplicità delle strutture Isomeri costituzionali o strutturali: composti che hanno uguale formula bruta o molecolare (uguale peso molecolare), ma formula di struttura diversa. Formule di struttura isomere rappresentano molecole diverse e distinguibili, con caratteristiche chimico-fisiche diverse. C 2 6 O P.M. 46 C 3 8 O C 3 C 2 C 2 O C 3 C(O)C 3 C 3 C 2 OC 3 P.M. 60 C C O etanolo liquido, p.e. 78,4 C propan-1-olo liquido, p.e. 97,1 C C O C propan-2-olo liquido, p.e. 82,3 C dimetil etere gas, p.e. 23 C metil-etil-etere gas, p.e. 7,6 C C 5 12 P.M. 72 pentano liquido, p.e. 36,1 C isopentano liquido, p.e. 28 C neopentano gas, p.e. 10 C Il numero di isomeri strutturali possibili aumenta rapidamente all aumentare del numero di atomi di carbonio. GC_FA_TE_ORG2.1_

34 2.1IV Ioni covalenti e strutture isoelettroniche Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia Le regole di Lewis permettono di scrivere anche le formule di struttura di ioni inorganici poliatomici contenenti legami covalenti. Gli ioni positvi vengono detti cationi, mentre quelli negativi sono detti anioni. Ogni ione è sempre associato al suo contro-ione capace di bilanciare la carica. Ca 2+ O O C - O - O O - C O - Na + O - O - N + O O - O - N+ O Mg 2+ O O - S O calcio carbonato sodio nitrato magnesio solfato O - O O - S O O - Un anione o un catione inorganico può essere legato ad un residuo organico per dare origine a ioni organici o a molecole neutre organiche O O C O - 2 C C O Na + C N + O - 3 C 3 C C 2 O - 3 C N + C 3 Cl - 3 C N + C 3 C N+ - C 3 C 3 2 O O sodio acetato ammonio cloruro nitrometano GC_FA_TE_ORG2.1_

35 Configurazioni isoelettroniche 2.1IV Ioni covalenti e strutture isoelettroniche B +3 B - B - - carbocatione C +4 C C + + N + ione ammonio (ione fosfonio P + ) N - N Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia Situazioni di legame isoelettroniche di atomi che presentano gusci elettronici di valenza identici. Elettroni di valenza - C carbanione N (o P) +5 ione ammido O (o S) +6 + O + ione ossonio (ione solfonio S + ) O - O ione ossido X (alogeni) +7 + X ione alonio X GC_FA_TE_ORG2.1_

36 2.1V Orbitali Atomici In base ai principi della meccanica quantistica, non è possibile determinare contemporaneamente e con precisione la posizione e la quantità di moto dell elettrone (principio di indeterminazione di eisenberg). Pertanto, un elettrone non ruota attorno al nucleo atomico in un orbita definita, ma occupa una porzione 3D dello spazio in cui vi è la maggiore probabilità di trovarlo (orbitale atomico). Le forme degli orbitali atomici derivano dalle soluzioni, espresse in forma di funzioni d onda (simbolo Ψ), all equazione di Schrödinger, che descrive l energia e la posizione degli elettroni considerati come onde stazionarie, data la loro natura dualistica onda-corpuscolo. La soluzione di una specifica funzione d onda viene chiamata orbitale. Orbitali diversi definiscono energie e distribuzione di elettroni diversi. Ogni orbitale (s, p, d, f) possiede specifici numeri quantici n, l, m. Il modo migliore di rappresentare graficamente le soluzioni delle funzioni d onda Ψ (orbitali) è quello di utilizzarne il quadrato Ψ 2, che è proporzionale alla probabilità di trovare l elettrone in un certo volume di spazio. n=2, l=1, m=+1, 0, -1 z z z 1s 2s 2p 2e - y x nodo 2e - y x piano nodale e - e - y x n=1, l=0, m=0 n=2, l=0, m=0 GC_FA_TE_ORG2.1_

37 2.1V Orbitali Atomici Costituenti principali dei Composti Organici 1 6 C 7 N 8 O GC_FA_TE_ORG2.1_

38 Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VI Orbitali molecolari (OM) Molecola di idrogeno 2: si forma un legame quando due atomi di idrogeno si avvicinano ad una distanza di equilibrio (distanza di legame). Le forze di attrazione dei nuclei sugli elettroni controbilanciano le forze di repulsione delle cariche positive dei nuclei e le forze di repulsione delle cariche negative degli elettroni. La forza gravitazionale, pur essendo presente, incide debolmente. + Distanza grande (10 Å) + Nessuna interazione 1s1 + 1s1 Gli orbitali atomici cominciano ad interagire 1s1 E pot. + Rep>Att distanza di legame 0.74 Å 1s1 Distanza, R (Å) s2 per formare un legame: legante (funzioni d onda in fase ++) antilegante (funzioni d onda non in fase -+) Curva di Morse Att>Rep Alla distanza internucleare di equilibrio le nuvole elettroniche degli OA si fondono in un OM + OM antilegante s* + - energia di legame kcal/mol + OM legante s2 GC_FA_TE_ORG2.1_

39 2.1VI Orbitali molecolari La forma delle molecole organiche Il metodo VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) Si applica all atomo centrale di molecole semplici e tiene conto della repulsione delle coppie elettroniche di legame e dei doppietti liberi. Il metodo del legame di valenza (Valence Bond - VB, Legame di Valenza) Utilizza orbitali atomici ibridi. Prevede l uso di orbitali molecolari localizzati (leganti o antileganti) tra gli atomi che formano il legame. Permette di ottenere una rappresentazione qualitativa della distribuzione elettronica sulla molecola. Il metodo della combinazione lineare di orbitali atomici (Linear Combination of Atomic Orbitals - LCAO, Combinazione Lineare di Orbitali Atomici) Prevede la formazione di tanti orbitali molecolari (leganti e antileganti) delocalizzati su tutta la molecola, quanti sono gli orbitali atomici di partenza. Ogni orbitale molecolare può accogliere al massimo due elettroni, con spin opposto. La forma delle molecole e la distribuzione elettronica sono determinate solo mediante calcoli quanto-meccanici. I calcoli permettono di determinare anche gli orbitali di frontiera (OMO, LUMO e SOMO), necessari per spiegare la reattività delle molecole e le proprietà spettroscopiche. GC_FA_TE_ORG2.1_

40 2.1VI Orbitali molecolari Combinazione lineare di orbitali atomici (Linear Combination of Atomic Orbitals - LCAO) (Lennard-Jones, J.E. (1929) Trans.Faraday Soc. 25, 668) Prevede la formazione di tanti orbitali molecolari (leganti e antileganti) delocalizzati su tutta la molecola, quanti sono gli orbitali atomici di partenza, dove vi è la maggiore probabilità di trovare la coppia di elettroni. Ogni orbitale molecolare può accogliere al massimo due elettroni, con spin opposto. La forma delle molecole e la distribuzione elettronica sono determinate solo mediante calcoli quantomeccanici. I calcoli permettono di determinare anche gli orbitali di frontiera (OMO, LUMO e SOMO), necessari per spiegare la reattività delle molecole e alcune proprietà spettroscopiche. GC_FA_TE_ORG2.1_

41 2.1VI Orbitali molecolari Secondo la teoria quanto-meccanica dell Orbitale Molecolare, i legami covalenti risultano dalla Combinazione Lineare di Orbitali Atomici (AO) per formare Orbitali Molecolari (MO). Le funzioni d onda che descrivono gli AO di partenza possono essere in fase (combinazione costruttiva, legante) o con fase opposta (combinazione distruttiva, antilegante). Si formano tanti OM quanti sono gli OA di partenza. Ogni OM può contenere massimo due elettroni con spin opposto. GC_FA_TE_ORG2.1_

42 2.1VI Orbitali molecolari Sovrapposizione assiale di AO s MO s GC_FA_TE_ORG2.1_

43 2.1VI Orbitali molecolari Sovrapposizione assiale di AO p MO s GC_FA_TE_ORG2.1_

44 2.1VI Orbitali molecolari Sovrapposizione laterale di AO p MO p GC_FA_TE_ORG2.1_

45 2.1VI Orbitali molecolari Energie degli orbitali molecolari formati con AO p GC_FA_TE_ORG2.1_

46 2.1VI Orbitali molecolari Sovrapposizione laterale di AO p di atomi diversi (C=O) GC_FA_TE_ORG2.1_

47 2.1VI Orbitali molecolari 2 e C 4 - calcolati con Spartan 2006 (Wavefunction) OM leganti - 2 elettroni per orbitale OM antilegante s* 2 OM legante s C 4 sovrapposizione degli OM leganti GC_FA_TE_ORG2.1_

48 2.1VI Orbitali molecolari Il metodo VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) Si basa sul presupposto che in una molecola le coppie elettroniche di legame, e gli eventuali doppietti liberi, si dispongono in modo da minimizzare la repulsione dei doppietti elettronici. Prevede che gli elettroni di legame siano localizzati tra due nuclei. La struttura tridimensionale di una molecola AXE (A=atomo centrale, X=n. legami sigma) si ottiene determinando il numero sterico (NS): NS = N doppietti liberi + N dopietti dei legami covalenti s Per NS=2 molecole lineari (sp), NS=3 molecole trigonali planari (sp 2 ), NS=4 tetraedriche (sp 3 ), NS=5 trigonali bipiramidali (dsp 3 ), NS=6 ottaedriche (d 2 sp 3 ). GC_FA_TE_ORG2.1_

49 NS = N doppietti liberi + N dopietti dei legami covalenti Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia Per NS=2 molecole lineari (sp), NS=3 molecole trigonali planari (sp 2 ), NS=4 tetraedriche (sp 3 ), NS=5 trigonali bipiramidali (dsp 3 ), NS=6 ottaedriche (d 2 sp 3 ). 2.1VI Orbitali molecolari SN N. doppietti liberi Ibridazione orbitalica Forma molecolare Esempio 2 0 sp lineare Be 2, CO sp 2 SO 3, BF 3 trigonale planare 3 1 sp 2 SO 2, O 3 angolare 4 0 sp 3 C 4, CF 4 tetraedrica R.J.Gillespie and R.S.Nyholm, Quart.Rev. 11, 339 (1957) GC_FA_TE_ORG2.1_

50 2.1VI Orbitali molecolari SN N. doppietti liberi Ibridazione orbitalica Forma molecolare Esempio 4 1 sp 3 N 3, PF 3 trigonale piramidale 4 2 sp 3 2 O, 2 S angolare 5 0 sp 3 d PF 5, PCl 5 trigonale bipiramidale GC_FA_TE_ORG2.1_

51 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Il metodo del legame di valenza (Valence Bond - VB, Legame di Valenza) Utilizza orbitali atomici ibridi (L. Pauling, JACS, 53, p , 1931). Prevede l uso di orbitali molecolari localizzati (leganti o antileganti) tra gli atomi che formano il legame. Permette di ottenere una rappresentazione qualitativa della distribuzione elettronica sulla molecola. GC_FA_TE_ORG2.1_

52 Energia Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Carbonio configurazione elettronica nello stato fondamentale 1s 2 2s 2 2px 1 2py 1 z z 1s 2 2s 2 y 2pz 1 2e - 2e- e - x x e - x y 2p 2 z e - y GC_FA_TE_ORG2.1_

53 Energia Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Carbonio configurazione elettronica nello stato ibridato sp 3 1s 2sp 31 2sp sp 1 3 z 2sp 3 1 1s y 2e- - e- e- e- e- 2sp3 x GC_FA_TE_ORG2.1_

54 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Legame di Valenza: ibridazione sp 3 dell atomo di C GC_FA_TE_ORG2.1_

55 1) 4 OA ibridi A.A. sp identici; 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Legame di Valenza: ibridazione sp 3 dell atomo di C Orbitali ibridi sp 3 2) 1 e - spaiato per ogni orbitale; 3) orbitali orientati verso i vertici di una piramide regolare (ibridazione tetraedrica); 4) angoli fra gli orbitali: ) 25% di carattere s [2s] z [2p] 90 2e - z e - e - y y x 1 3 x 2e - z e - e - y 4 ibridi x Ibridazione sp 3 1) promozione di 1 e - dal OA 2s 2 al OA 2p; 2) rimescolamento di 1 OA 2s OA 2p e - e - e - e - z 25% carattere s [sp 3 ] y x GC_FA_TE_ORG2.1_

56 Orbitali ibridi sp 2 Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 1) 3 OA ibridi sp 2 identici; 2) 1 e - spaiato per ogni orbitale; 3) orbitali orientati verso i vertici di un triangolo regolare (ibridazione trigonale); 4) angoli fra gli orbitali: 120 ; 2.1VII Ibridazione e legami covalenti 5) 33,3% di carattere s; 6) 1 OA 2p 1 non ibrido, perpendicolare al piano su cui giacciono gli orbitali sp 2, contenete 1 e - spaiato. Legame di Valenza: ibridazione sp 2 dell atomo di C [2s] [2p] 90 2e - z z e - e - y y x 1 2 x 2e - z e - e - y x Ibridazione sp 2 1) promozione di 1 e - dal OA 2s 2 al OA 2p; 2) rimescolamento di 1 OA 2s OA 2p 1. 3 ibridi + 1[2p] 90 z ee - - e - e - e ,3% carattere s [sp 2 ] y x GC_FA_TE_ORG2.1_

57 Orbitali ibridi sp Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 1) 2 OA ibridi sp identici; 2) 1 e - spaiato per ogni orbitale; 3) orbitali orientati lungo una retta (ibridazione lineare); 4) angoli fra gli orbitali: 180 ; 2.1VII Ibridazione e legami covalenti 5) 50% di carattere s; 6) 2 OA 2p 1 non ibridi, perpendicolari tra loro e al piano su cui giacciono gli orbitali sp, contenenti ognuno 1 e - spaiato. Legame di Valenza: ibridazione sp dell atomo di C [2s] [2p] 90 2e - z z e - e - y y x 1 1 x 2e - z e - y x Ibridazione sp 1) promozione di 1 e - dal OA 2s 2 al OA 2p; 2) rimescolamento di 1 OA 2s OA 2p 1. 2 ibridi + 2[2p] 90 e - z e - e % carattere s [sp] y x GC_FA_TE_ORG2.1_

58 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami singoli Csp 3 -Csp 3 Formazione di legami semplici C-C 1) 2 OA ibridi sp 31, uno per ognuno dei due atomi di C, si sovrappongono frontalmente fino alla distanza di equilibrio (distanza di legame di 1.54 Å); 2) si forma 1 OM s C-C, contenete una coppia di e - con spin opposto; 3) i 6 OA sp 3 1 rimanenti si sovrappongono con 6 OA 1s 1 di 6 atomi di per dare 6 OM s C- (distanza di legame 1.10 Å); 4) tutti i legami formano angoli di circa ) il legame s C-C è libero di ruotare; gli atomi di dei due C possono assumere posizioni spaziali reciproche diverse, dette conformazioni. 6) ad ogni conformazione diversa corrisponde un contenuto energetico quantizzato diverso. s s.... s... ṡ Csp 3 -Csp Å 81 kcal/mole.. s C.. s.. s Csp 3 -s 1.10 Å C 2 6 C 3 C 3 C C prospettica formula molecolare formula condensata C Etano formula di Kekulé formula formula 3D proiezione di Newman GC_FA_TE_ORG2.1_

59 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami singoli Csp 3 -Csp 3 s s.... C s.. C 3 butano ṡ Csp 3 -Csp Å 81 kcal/mole C 3.. s C.. s.. s Csp 3 -s 1.10 Å formula 3D proiezione di Newman C 4 10 C 3 (C 2 ) 2 C 3 3 C formula molecolare formula condensata formula a linee formula prospettica C 3 GC_FA_TE_ORG2.1_

60 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami doppi C=C Formazione di legami doppi C=C 1) 2 OA ibridi sp 21, uno per ognuno dei due atomi di C, si sovrappongono frontalmente fino alla distanza di equilibrio (distanza di legame di 1.33 Å); 2) si forma 1 OM s C-C, contenete una coppia di e - con spin opposto; 3) i 4 OA sp 2 1 rimanenti si sovrappongono con 4 OA 1s 1 di 4 atomi di per dare 4 OM s C- (distanza di legame 1.08 Å); 4) il legame s C-C e i 4 legami s C- giacciono tutti sullo stesso piano e formano angoli di circa 120 ; 5) i 2 OA 2p non ibridi, uno per ogni C, si sovrappongono lateralmente per formare 1 OM p C-C, perpendicolare al piano dei legami s (90 ). 6) I doppi legami non possono ruotare spontaneamente..... C 2 4 C 2 =C 2 formula molecolare formula condensata s s Etene (o etilene) C p.... s C ,7 Csp 2 =Csp Å 146 kcal/mole Csp 2 -s 1.08 Å s s formula di Kekulé 116,6 formula prospettica formula 3D proiezione di Newman GC_FA_TE_ORG2.1_

61 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami tripli C C Formazione di legami tripli C C 1) 2 OA ibridi sp 1, uno per ognuno dei due atomi di C, si sovrappongono frontalmente fino alla distanza di equilibrio (distanza di legame di 1.20 Å); 2) si forma 1 OM s C-C, contenete una coppia di e - con spin opposto; 3) i 2 OA sp 1 rimanenti si sovrappongono con 2 OA 1s 1 di 2 atomi di per dare 2 OM s C- (distanza di legame 1.06 Å); 4) il legame s C-C e i 2 legami s C- giacciono lungo una retta e formano un angolo di 180 ; 5) i 2 OA 2p 1 non ibridi, 2 per ogni C, si sovrappongono lateralmente per formare 2 OM p C-C, perpendicolari tra di loro e al piano dei legami s (90 ). 6) i tripli legami non possono ruotare spontaneamente C C s. p Etino (o acetilene) p s s Csp Csp 1.20 Å 198 kcal/mole Csp-s 1.06 Å formula 3D mappa di potenziale elettrostatico proiezione di Newman C 2 2 C C formula molecolare formula condensata formula di Kekulé GC_FA_TE_ORG2.1_

62 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione di legami doppi cumulati C=C=C allene C 3 4 C 2 =C=C 2 formula molecolare 120 formula condensata s s s C C C 180 p s Csp Csp Csp p 2 2 C C C Csp=Csp Å s s formula di Kekulé Csp2-s 1.1 Å formula 3D ball&stick C C C formula prospettica GC_FA_TE_ORG2.1_

63 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Legami del catione metile C 3+, del radicale metile C 3 e dell anione metile C 3 - GC_FA_TE_ORG2.1_

64 Energia Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Azoto configurazione elettronica nello stato fondamentale configurazione elettronica nello stato ibridato sp 3 1s 2 2s 2 2px 1 2py 1 2pz 1 1s 2 2sp 32 2sp 31 2sp 3 1 2sp 3 1 GC_FA_TE_ORG2.1_

65 .. Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami tripli C N (N ibridato sp) Csp-s 1.05 Å C N s. p p 180 s... formula 3D mappa di potenziale elettrostatico Acido cianidrico o cianuro di idrogeno Csp Nsp 1.16 Å 213 kcal/mole proiezione di Newman CN C N N formula molecolare formula condensata formula di Kekulé GC_FA_TE_ORG2.1_

66 Energia Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Ossigeno configurazione elettronica nello stato fondamentale configurazione elettronica nello stato ibridato sp 3 1s 2 2s 2 2px 1 2py 1 2pz 1 1s 2 2sp 32 2sp 2 3 2sp 1 3 2sp 3 1 GC_FA_TE_ORG2.1_

67 .... Università degli Studi di Bari - Dipartimento di Farmacia 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Formazione dei legami doppi C=O (O ibridato sp 2 ) Csp 2 -s 1.08 Å Formaldeide.... C.... O Csp 2 =Osp Å 179 kcal/mole C 2 O C 2 =O O formula molecolare formula condensata 116,5 s s p 121,7 s formula di Kekulé formula prospettica formula 3D mappa di potenziale elettrostatico proiezione di Newman O GC_FA_TE_ORG2.1_

68 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Alogenuri di idrogeno (o acidi alogenidrici) GC_FA_TE_ORG2.1_

69 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Lunghezze e forze di legame -X GC_FA_TE_ORG2.1_

70 2.1VII Ibridazione e legami covalenti Lunghezze e forze di legame C-X GC_FA_TE_ORG2.1_

71 2.1VIII Distanze e angoli di legame Confronto tra lunghezze, angoli e forze di legame dei legami C-C e C- di etano, etilene (etene) ed acetilene (etino) Molecola Ibrid. C Angolo di legame ( ) Lungh. di legame C-C (Å) Forza di legame C-C (kcal/mol) Lung. di legame C- (Å) Forza di legame C- (kcal/mol) sp 3 109,5 1, , Etano sp , , Etene Etino sp 180 1, , Un legame p è più debole di un legame s. Quanto maggiore è la densità elettronica nella zona di sovrapposizione degli orbitali atomici, tanto più forte è il legame. Quanto maggiore è il carattere s, tanto più corto e più forte è il legame. Quanto maggiore è il carattere s, tanto più grande è l'angolo di legame. Possibiltà di rotazione solo nei legami singoli. GC_FA_TE_ORG2.1_

72 2.1VIII Distanze e angoli di legame Distanze di legame normali (espresse in Å). Å (Ångstrom, metri) pm (picometro, metri) La distanza di legame varia molto poco passando da un particolare composto ad un altro, per qualsiasi tipo di legame tra atomi dello stesso periodo. I legami semplici degli elementi del secondo periodo (C, N, O, F) con l idrogeno sono tutti di circa 1 Å. I legami semplici tra elementi del secondo periodo sono tutti di circa 1,5 Å. I legami doppi e tripli tra elementi del secondo periodo sono compresi tra 1,2 e 1,3 Å. Gli elementi di periodi successivi formano legami più lunghi, dovendo utilizzare orbitali di livelli energetici più alti (3s e 3p). -C 1,09 C-C 1,54 C=C 1,33 C C 1,20 -N 1,00 C-N 1,47 C=N 1,30 C N 1,16 -O 0,96 C-O 1,43 C=O 1,22 -F 0,92 C-F 1,35 C-S 1,83 C=S 1,55 C-Cl 1,76 C-Br 1,94 C-I 2,14 GC_FA_TE_ORG2.1_

73 2.1VIII Distanze e angoli di legame Confronto tra angoli e lunghezze di legame in molecole diverse. 107,3 104,5 N C 3114 C 3 C O C 3 3 C 120 C O 1.22 Å 1.05 Å C N C C C Å 1.30 Å 1.1 Å GC_FA_TE_ORG2.1_

74 2.1IX Energie di legame Confronto tra le energie di legami diversi (kcal/mole a 25 C). L energia di legame è l energia necessaria per rompere un legame. In una reazione, dove si rompono dei legami e se ne formano di nuovi, la variazione complessiva di energia è data da: DE = E prodotti E reagenti = SE legami formati SE legami rotti A t.a. le molecole covalenti sono normalmente stabili (energia termica del moto delle molecole a t.a kcal/mole). Per rompere un legame è necessario fornire energia, generalmente sotto forma di calore (pirolisi). -C 99 C-C 83 C=C 146 C C 200 -N 93 C-N 73 C=N 147 C N 213 -O 111 C-O 86 C=O 179 -S 83 C-S 65 C=S 128 N-N 39 C-F 116 N=N 100 N-O 53 C-Cl 81 N=O 145 O-O 35 C-Br 68 S-S 54 C-I 51 GC_FA_TE_ORG2.1_

75 Differenza di elettronegatività 0 o < 0.5: legame covalente non polare; : legame covalente polare; 2.1X Elettronegatività e dipoli 2.0 o maggiore: legame ionico. a I valori di elettronegatività sono relativi, non assoluti. Per questo esistono varie scale di elettronegatività. Le elettronegatività qui indicate sono quelle della scala sviluppata da Linus Pauling. GC_FA_TE_ORG2.1_

76 2.1X Elettronegatività e dipoli Il legame covalente polare, comportando una separazione parziale di carica (d + d - ), possiede un dipolo elettrico. La grandezza del dipolo di legame è misurata dal momento dipolare m. Nelle molecole biatomiche il momento dipolare di legame corrisponde al momento dipolare molecolare. m = e x d dove: - e è la grandezza della carica - d è la distanza tra le cariche Unità di misura del momento dipolare è il debye (D): - carica dell'elettrone 4,80x10-18 unità elettrostatiche (esu) - distanza tra le cariche circa 10-8 cm. Per esempio, un momento dipolare di 1,5x10-18 esu x cm è scritto più semplicemente 1,5 D. Molecole con più di un legame covalente polare. Il momento dipolare molecolare dipende dalla somma vettoriale dei momenti dipolari di tutti i legami e dalla geometria della molecola. GC_FA_TE_ORG2.1_

77 2.1X Elettronegatività e dipoli Molecole apolari Il momento dipolare di molecole che hanno più di un legame covalente dipende dalla geometria della molecola. E determinato sia dal modulo che dalla direzione dei singoli momenti dipolari dei legami (somma vettoriale). Se il momento dipolare molecolare risulta nullo, la molecola è apolare. Cl O C O carbonio diossido m = 0 D Cl Cl Cl carbonio tetracloruro m = 0 D metano m = 0 D GC_FA_TE_ORG2.1_

78 2.1X Elettronegatività e dipoli Molecole polari Se il momento dipolare molecolare risulta non nullo, la molecola sarà polare e ad essa sarà associato un dipolo elettrico molecolare. La maggiore o minore polarità dipende dalla grandezza del momento dipolare molecolare m. Cl clorometano m = 1,87 D acqua m = 1,85 D ammoniaca m = 1,47 D GC_FA_TE_ORG2.1_

79 2.1XI Legame idrogeno Interazioni dipolo-dipolo Le molecole dotate di momento dipolare si attraggono tra loro poiché possono allinearsi in modo che l'estremità positiva di un dipolo risulti adiacente all'estremità negativa di un altro dipolo. Queste forze attrattive elettrostatiche, dette interazioni dipolodipolo, sono più deboli dei legami ionici o covalenti. interazioni dipolo-dipolo GC_FA_TE_ORG2.1_

80 2.1XI Legame idrogeno F... :F (40 kcal/mol) O... :N (6.9 kcal/mol) O... :O (5.0 kcal/mol) N... :N (3.1 kcal/mol) N... :O (1.9 kcal/mol) Legami idrogeno -N:, -O:, -F: Il legame idrogeno è un tipo speciale di interazione dipolo-dipolo tra un idrogeno legato ad ossigeno, azoto o fluoro e il doppietto elettronico su un ossigeno, azoto o fluoro di un'altra molecola adiacente. I legami idrogeno più forti (1,9-40 kcal/mole) sono quelli lineari, con i due atomi elettronegativi e l'idrogeno allineati sulla stessa retta. La lunghezza dipende dalla forza del legame, dalla temperatura e dalla pressione e, in generale, è compresa tra ~1,6 e 2,0 Å. I legami idrogeno sono più forti delle altre interazioni dipolo-dipolo, ma meno dei legami ionici o covalenti. d + d - d + d - Legami idrogeno nell acqua d + d + d - d + d + d - d + d + d + d - d + d - d + d - d + d - doppietto libero GC_FA_TE_ORG2.1_