CONCETTI BASE

TI BASE

​NOMENCLATURA

La nomenclatura IUPAC è un sistema standardizzato per assegnare nomi alle molecole organiche. La vecchia nomenclatura IUPAC, nota come radico-funzionale, si basava sulla descrizione dei radicali alchilici e dei gruppi funzionali presenti nella molecola. Ad esempio, il nome etil alcol descrive una molecola contenente un radicale alchilico etilico e un gruppo funzionale alcolico.

La moderna nomenclatura IUPAC, invece, è detta sostitutiva perché si basa sulla descrizione della catena principale della molecola e dei suoi sostituenti. La procedura per assegnare un nome IUPAC sostitutivo ad una molecola può essere suddivisa in quattro punti principali:

1. Determinare la catena principale

2. Numerare la catena principale ed assegnarle un nome

3. Assegnare il nome e il numero d’ordine ad ogni sostituente

4. Scrivere il nome completo

1) DETERMINARE LA CATENA PRINCIPALE.

La catena principale è la catena più lunga che contiene il gruppo funzionale principale della molecola. Il gruppo funzionale principale è quello a maggiore priorità e viene nominato con un suffisso, gli altri gruppi funzionali vengono declassati a semplici sostituenti e vengono nominati con un prefisso. Qui di seguito è riportato l’elenco dei gruppi funzionali in ordine crescente di priorità: ammina, alcol, chetone, aldeide, derivati degli acidi (nitrile, ammide, cloruro, estere, anidride, acido).

Se ci sono più gruppi funzionali principali identici, la catena principale è quella che ne contiene di più. In caso di parità tra più catene quella principale è la più lunga. Quando la molecola è solo un alcano, un alchene o un alchino la catena principale è semplicemente la catena più lunga che contiene il doppio o il triplo legame. In caso di parità tra più catene, la principale è la catena con più doppi o tripli legami. Se la parità persiste, va scelta la catena con più doppi legami. Poi quella con più ramificazioni, poi quella con la prima ramificazione più vicina al bordo, (la seconda, la terza...). Poi quella che ha la prima ramificazione con priorità alfabetica, (la seconda, la terza...). Se la parità persiste allora le due catene principali sono identiche.

2) NUMERARE LA CATENA PRINCIPALE ED ASSEGNARLE UN NOME

La catena può essere numerata in due modi opposti, partendo da un capo o dall’altro della catena. Va numerata a cominciare dal lato che assegna il numero più basso al gruppo funzionale principale. 

Per alcheni e alchini, il legame multiplo deve avere il numero più basso possibile. Se i legami multipli sono più di uno, in caso di parità di posizione del primo legame multiplo, si assegna il numero più basso al secondo e poi al terzo legame multiplo. Nel caso di presenza di doppio e triplo legame se la parità persiste si dà la preferenza al doppio legame dell’alchene. Se la disposizione dei doppi e tripli legami è simmetrica allora si valuta la catena. Si assegna il numero più basso alla prima ramificazione, (alla seconda, alla terza...) Se la parità persiste si considera la prima ramificazione da entrambi i lati, si assegna il numero più basso a quella con priorità alfabetica, (si considera la seconda, la terza,...). Se la parità persiste allora la catena è perfettamente simmetrica. Una catena di 6 carboni va nominata sostituendo il suffisso ano di esano con ene o ino preceduto dal numero d’ordine: es-2-ene; es-2-ino; esa-1,3-diene; esa-1,3-diino; es-1-en-3-ino.

3) ASSEGNARE IL NOME E IL NUMERO D’ORDINE AD OGNI SOSTITUENTE

Si assegna la nomenclatura E/Z e R/S ai doppi legami e ai centri stereogenici. Si assegna un nome ad ogni sostituente facendolo precedere dal numero d’ordine. Esempio: 4-etil. Il nome dei sostituenti alchilici si ottiene da quello dell’alcano corrispondente sostituendo la desinenza –ano con –il. I sostituenti ramificati più semplici si indicano facendoli precedere dal prefisso iso, sec, terz come è indicato nella seguente figura.

In caso di sostituenti complessi, il loro nome va ricavato applicando al sostituente le 4 regole IUPAC e il nome ottenuto, terminante con –il, va messo tra parentesi. Nei sostituenti complessi, la catena principale e la numerazione devono iniziare dal punto di ramificazione. Esempio: 4-(2,2-dicloroetil).

4) SCRIVERE IL NOME COMPLETO

Il nome della molecola va scritto in un unico blocco, le varie parti devono essere unite da trattini. Le configurazioni E/Z e R/S vanno indicate tra parentesi prima del nome, precedute da un numero d’ordine e separate da virgole.

Il nome della catena principale va scritto per ultimo preceduto dal nome dei sostituenti. Questi vanno elencati in ordine alfabetico, preceduti dal loro numero d'ordine. In caso di sostituenti uguali, questi vanno raggruppati e nominati insieme facendoli precedere da tutti i loro numeri d’ordine separati da virgole e da un prefisso di quantità (di, tri, tetra, ecc.). Esempio: 2,4,4-trimetil. Se vengono raggruppati sostituenti complessi, si devono usare prefissi di quantità greci (bis, tris, tetrakis, ecc.). Esempio: 4,6,8-tris-(2,2-dicloroetil).

CARICA FORMALE

E' la carica assegnata a un atomo in una molecola o in uno ione poliatomico, assumendo che gli elettroni di legame siano equamente condivisi indipendentemente dall’elettronegatività di ciascun atomo. E' utile per determinare la distribuzione di carica in una molecola, evidenziando gli atomi che hanno una carica positiva o negativa. In generale, gli atomi con carica formale positiva tendono a essere meno elettronegativi di quelli con carica formale negativa. Inoltre, gli atomi con carica formale negativa tendono a avere una maggiore densità elettronica rispetto agli atomi con carica formale positiva.

CF = V – N – B

• V è il numero di elettroni di valenza dell’atomo isolato nello stato fondamentale

• N è il numero degli elettroni di valenza di non legame dell'atomo nella molecola

• B è il numero totale dei legami (coppia di elettroni)

​FORMULE DI STRUTTURA

• Formula bruta: rapporto tra le molecole del composto: Es Pentano C5H12, mentre l'esano C6H14 diventa C3H7. Ad una unica formula bruta possono corrispondere più composti e quindi più formule di struttura. Ad esempio, alla stessa formula bruta C4H10 corrispondono due composti che presentano formule di struttura diverse. I composti sono il n-butano e l'isobutano: Isomeri di struttura del butano. Il limite più grande delle formule di struttura è che non danno informazioni sulla disposizione spaziale degli atomi. ​

• Formula molecolare evidenzia gli elementi chimici e il numero di atomi di ciascun elemento che costituiscono la specie chimica in questione. La formula grezza non ci fornisce alcuna informazione sulla connettività degli atomi, ovvero sul modo in cui gli atomi sono legati tra loro.   C5H12

• Sterioformula: Nello spazio rispetto ad un atomo centrale.

• Proiezioni sul piano​

• Formula semplificata: 

• Formula a bastoncello: Si esplicitano sempre i legami multipli e le ramificazioni.

​FORMALISMO DELLE FRECCE CURVE

• Frecce curve: devono partire o da coppie elettroniche solitarie o da legami in genere di tipo π. Se la freccia curva parte da un doppietto elettronico solitario, presente in genere su atomi di ossigeno o di azoto, l’atomo diventa carico positivamente. Se la freccia curva parte da un doppio legame ciò implica la rottura del legame. L’atomo su cui termina la freccia curva assume carica negativa.

• a doppia punta: per indicare il movimento di una coppia di elettroni

• a punta singola: o frecce ad amo, servono per indicare il movimento di un solo elettrone come avviene nelle scissioni omolitiche o nelle reazioni radicaliche.​ ​

​GEOMETRIA MOLECOLARE

TEORIA DI GILLESPIE - VSEPR 

I legami covalenti sono direzionali, nel senso che essi formano tra loro angoli caratteristici che determinano la geometria (da 3 atomi in su). Essa può essere prevista in modo applicando la teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pairs Repulsion = repulsione tra doppietti elettronici dello strato di valenza). Secondo tale teoria i doppietti elettronici più esterni (strato di valenza), essendo carichi negativamente, si respingono, tendendo a disporsi il più lontano possibile gli uni dagli altri, in modo da rendere minima la forza repulsiva e più stabile l'intera molecola. La molecola assume perciò una geometria secondo un atomo preso di riferimento (atomo centrale) descrivibile con una sigla: A Xn Em

La teoria prevede inoltre che: i doppietti solitari tendano ad occupare un volume maggiore rispetto ai doppietti elettronici condivisi ed esercitino pertanto una forza repulsiva più intensa. I legami doppi e tripli vengono considerati alla stregua di legami semplici e la geometria di una molecola dipende unicamente dal numero di legami e di coppie solitarie che presenta l’atomo centrale.

• Geometria lineare (AX2) 2 soli legami e nessun doppietto solitario (AX2) risultano lineari, con le coppie di legame che, respingendosi, si dispongono equidistanti, formando angoli di legame di 180° X―A―X. I legami possono essere indifferentemente singoli, doppi o tripli. Presentano, ad esempio, geometria lineare l’idruro di Berillio (BH2), l’anidride carbonica (CO2) e l’acido Cianidrico (HCN): H―Be―H, O=C=O, H―C ≡ N.

• Geometria trigonale planare (AX3, AX2E) 3 legami e nessun doppietto solitario (AX3) risultano trigonali planari, con le coppie di legame disposte equidistanti su di un piano, con angoli di legame di 120°, come il cloruro di Boro (BCl3) e l’acetone (H2CO). Molecole con due legami ed un doppietto solitario (AX2E) risultano angolate, con un angolo di legame leggermente inferiore a 120° a causa della maggior repulsione del doppietto solitario sui doppietti di legame. Presenta una geometria angolata l’anidride solforosa (SO2)

• Geometria tetraedrica (AX4, AX3E, AX2E2) Molecole con 4 legami e nessun doppietto solitario (AX4) risultano tetraedriche, con le coppie di legame disposte equidistanti ed angoli di legame di 109,5°. Come il metano (CH4) la cui molecola può essere rappresentata con legami a cuneo. Si utilizzano cunei pieni per rappresentare i legami che escono dal piano avvicinandosi all’osservatore e cunei tratteggiati per rappresentare i legami che si allontanano. 

• 3 legami ed 1 doppietto solitario (AX3E) presentano una geometria piramidale di derivazione tetraedrica, con la coppia solitaria ad un vertice del tetraedro che comprime gli angoli di legame, portandoli ad un valore inferiore rispetto a quello caratteristico della geometria tetraedrica. E’ il caso dell’ammoniaca (NH3) 107°.

• 2 legami e 2 doppietti solitari (AX2E2) presentano una geometria angolata di derivazione tetraedrica, con le due coppie solitarie ai due vertici del tetraedro che esercitano una forte repulsione e comprimono l’angolo di legame, portandolo ad un valore inferiore rispetto a quello caratteristico della geometria tetraedrica. E’ il caso dell’acqua, 104,5°:

• Geometria bipiramidale trigonale (AX5, AX4E, AX3E2, AX2E3) Molecole con 5 legami e nessun doppietto solitario (AX5) hanno 3 legami che si dispongono su di un piano (legami equatoriali) a 120° l’uno dall’altro e gli altri 2 legami (legami assiali) disposti perpendicolarmente, uno sopra e l’altro sotto al piano equatoriale, a formare due piramidi a base triangolare unite per la base. E’ il caso del pentacloruro di fosforo (PCl5).

• Molecole con 4 legami e 1 doppietto di non legame (AX4E) presentano una geometria a tetraedro irregolare (detta anche forma a stella) di derivazione bipiramidale, con un doppietto elettronico di non legame che si dispone nel piano equatoriale; così facendo la coppia solitaria trovandosi in una zona meno ingombrata rispetto a quella assiale (angolo 120° rispetto a 90°) risente meno della repulsione delle coppie elettroniche di legame.

• Anche ulteriori doppietti elettronici di non legame si collocano nel piano equatoriale in molecole AX3E2 (ClF3 – forma aT) e AX2E3 (XeF2 – lineare):

• Geometria ottaedrica (AX6, AX5E, AX4E2, AX3E3, AX2E4) Molecole con sei legami e nessun doppietto solitario (AX6) risultano ottaedriche con quattro legami equatoriali distanziati di 90° e due legami equatoriali. Presenta questa geometria l’esafluoruro di zolfo (SF6): Molecole con doppietti elettronici di non legame (AX5E, AX4E2, AX3E3, AX2E4), collocano i doppietti di non legame a partire dalle posizioni assiali, in quanto, in questo caso, essendo tutti gli angoli di legame di 90° risente meno della repulsione delle coppie elettroniche di legame trovandosi sopra o sotto il piano. Solo a partire dalla 3^ coppia elettronica solitaria,questa viene collocata sul piano equatoriale.

​STRUTTURA DI LEWS

Nella maggior parte dei casi gli elettroni coinvolti nelle reazioni chimiche sono i 2 + 6 = 8 elettroni contenuti nell’orbitale s e nei tre orbitali p del livello energetico più esterno. Per questo motivo tali elettroni vengono convenzionalmente rappresentati utilizzando un metodo introdotto da Lewis.

• Secondo tale metodo i 2 + 6 elettroni degli orbitali s e p del livello più esterno (elettroni di valenza) vengono rappresentati come punti o coppie di punti disposte ai quattro lati del simbolo chimico dell'elemento. Idealmente, ogni lato del simbolo chimico è associato ad un orbitale.

• La configurazione di Lewis è per elementi appartenenti al 2° periodo.

• Quando si rappresenta un ossiacido l'idrogeno è legato all'ossigeno.

CONIUGAZIONE

Un sistema coniugato è costituito da doppi legami alternati a legami singoli, che permettono la delocalizzazione degli elettroni π lungo tutta la catena. Questa delocalizzazione conferisce al sistema proprietà particolari, come ad esempio una maggiore stabilità e una maggiore reattività.

• Un atomo con una coppia non condivisa può sostituire l'atomo di carbonio in corrispondenza di un doppio legame, formando un nuovo legame con l'atomo di carbonio adiacente. Questo tipo di sostituzione è chiamato sostituzione nucleofila ed è comune in molte reazioni organiche.

• Un atomo con un ottetto incompleto può sostituire un doppio legame, formando un nuovo legame con l'atomo di carbonio adiacente. Questo tipo di sostituzione è chiamato sostituzione elettrofila ed è comune in molte reazioni organiche.

Un gruppo funzionale a legami multipli, come ad esempio il gruppo carbonile (-C=O), il gruppo nitrile (-C≡N) o il gruppo nitro (-NO2), può sostituire un doppio legame, formando un nuovo legame con l'atomo di carbonio adiacente. Questo tipo di sostituzione è chiamato addizione elettrofila e si verifica quando il gruppo funzionale reagisce con la regione di alta densità elettronica del doppio legame.

Non coniugati: i doppi legami sono indipendenti.

Cumulato se il sistema ha legami doppi adiacenti e i doppi legami sono indipendenti.

​RISONANZA E IBRIDI DI RISONANZA

Vi sono molecole le cui proprietà non sono ben spiegate da una singola struttura di Lewis che tenga conto cioè delle proprietà osservate (contenuto energetico, lunghezza dei legami, comportamento chimico…). Si è allora costretti a sostituire a una singola formula un insieme di formule di Lewis. Si trova nei sistemi coniugati.

Le forme di risonanza o forme contributive si differenziano solo per la posizione degli elettroni. Solo gli e- (lone pairs o π) possono muoversi. I nuclei e gli angoli di legame restano gli stessi. La risonanza genera una delocalizzazione di carica elettrica. Devono essere presenti doppi legami. Teoria nata nel 1800 con la scoperta che il benzene che aveva una reattività diversa degli alcheni, infatti l'addizione non avviene se non con catalizzatori, ma avviene in genere una sostituzione nucleofila.

Le strutture di  risonanza non sono reali (non rappresenta in modo adeguato la struttura), non sono in equilibrio tra loro (non c’è movimento di elettroni da una all’altra), non sono isomeri.

Quindi:

• L'ibrido di risonanza è più stabile di ogni singola forma di risonanza individuale

• Maggiore è il numero di forme di risonanza, più stabile è il composto

• Nell'ibrido di risonanza, tutti i legami C-C sono equivalenti, a metà tra singoli e doppi. (1.22A-1.30A-1.43A, determinate usando la cristallografia raggi-X di cristalli di CaCO3)

• Alla costituzione dell'ibrido contribuiranno di più le forme limite più stabili (L’ibrido è la media pesata delle strutture di risonanza contribuenti

Altre informazioni nel paragrafo dei dieni.

​ORBITALI

Parlando della Meccanica quantistica nella sezione di chimica avevamo detto che non è possibile misurare contemporaneamente la posizione e la velocità delle particelle con precisione arbitraria. Meglio misuriamo la posizione di una particella, più incerta è la misura della sua velocità e viceversa. Non è un limite sperimentale, ma un confine dato alla nostra conoscenza dalla natura e viene chiamato principio di indeterminazione di Heisenberg.

Per riuscire a descrivere questa struttura bisogna studiare la funzione d’onda degli elettroni che si trovano attorno al nucleo, individuando quelle zone in cui è più probabile trovare gli elettroni, quando li cerchiamo. Le zone adiacenti al nucleo in cui è più probabile trovare gli elettroni sono chiamate orbitali atomici. Si chiamano così perché sostituiscono l’idea di orbita non più utilizzabile. Per convenzione gli orbitali sono quelle aree in cui la probabilità di trovare l’elettrone è superiore al 95%. Significa quindi che l’elettrone potrebbe trovarsi anche fuori da quella zona, ma con una probabilità sempre più bassa man mano che ci si allontana.

​IBRIDIZZAZIONE

Combinando  insieme un 2s e tre 2p si ottengono quattro orbitali uguali con un lobo grande e uno piccolo.

In tutti gli idrocarburi saturi i carboni sono sp3 e l'ibridizzazione è necessaria per spiegare la geometria della molecola. Nelle varie molecole si cerca di diminuire le cariche di repulsione tra i vari gruppi.

Inoltre varia la distanza e l'energia di legame in base alla presenza o meno di legami multipli. (elettronegatività)

​ACIDI E BASI

ARRHENIUS 1887: Definisce acido una sostanza che contiene H e che in acqua è capace di liberare ioni H+, mentre una base una sostanza capace di liberare ioni OH-.

BRONSTED E LOWRY 1923: Si basa sul comportamento di una sostanza in acqua, prendendo come riferimento l’acqua. La sostanza si dissocia e l’acidità di un acido è tanto maggiore quanto è più debole la sua base associata, e viceversa. Si tratta di reazioni che avvengono sempre in coppia: la coppia elettronica della base forma un nuovo legame con l’H+ e l’acido H-A perde un protone, lasciando la coppia elettronica su A-. in seguito alla reazione si avrà che: ad ogni acido sarà associata la sua base coniugata e ad ogni base spetta il suo acido coniugato.

LEWIS: Una base è una sostanza in grado di dare un legame covalente dativo con un acido di Lewis, che è in grado di riceverlo in quanto ha una lacuna elettronica.

• Il “movimento” degli e- nelle reazioni può essere illustrato usando la notazione della freccia curva.

• La perdita di un protone da parte di un atomo forma la sua base coniugata

• L’acquisto di un protone da parte di una base forma il suo acido coniugato

• Una doppia freccia di reazione è posta tra le sostanze di partenza e i prodotti di reazione per indicare che la reazione procede sia in senso diretto che in senso inverso (equilibrio)​

Poiché la concentrazione del solvente H2O è circa costante, la Ka è definita cosi:

pKa= -log Ka

Fattori che determinano la forza acida:

Qualsiasi cosa che stabilizzi una base coniugata A:¯ rende l’acido di partenza H—A più acido. Quattro fattori condizionano l’acidità di H—A. Essi sono:

1. Effetti dell’elemento

2. Effetti induttivi

3. Effetti della risonanza

4. Effetti dell’ibridazione

Indipendentemente da quale fattore sia oggetto di studio, per confrontare l’acidità di due acidi qualsiasi si segue sempre la stessa procedura:

• Disegnare sempre la basi coniugate.

• Determinare quale base coniugata sia più stabile

• Più è stabile la base coniugata, più acido è l’acido.

1) Effetti dell’elemento—Tendenze nella tavola periodica

• Scendendo lungo una colonna della tavola periodica, l’acidità di H-A cresce con l’aumento della dimensione di A. E’ la dimensione, non l’elettronegatività, il fattore determinante l’acidità lungo una colonna

• L’acidità di H-A cresce sia da sinistra a destra attraverso una riga, sia scendendo lungo una colonna della tavola periodica

• Sebbene l’acidità complessiva di un particolare atomo di idrogeno sia determinata da quattro fattori, gli effetti dell’elemento-l’identità di A costituiscono il valore singolo più importante ne determinare l’acidità del legame H—A.

2) Effetti induttivi:

• Un effetto induttivo è l’attrazione della densità elettronica attraverso i legami s causata da differenze di elettronegatività tra gli atomi.

• Nell’esempio quando si confrontano le acidità dell’etanolo e del 2,2,2-trifluoroetanolo, si nota che quest’ultimo è molto più acido del primo a causa della stabilità della base coniugata.

• Quando la densità elettronica viene richiamata lontano dalla carica negativa attraverso legami s da parte di atomi molto elettronegativi, si parla di effetto induttivo di attrazione elettronica

• Atomi più elettronegativi stabilizzano regioni ad alta densità elettronica con un effetto induttivo di attrazione elettronica

• Maggiore l’elettronegatività dell’atomo e maggiore la sua vicinanza al sito della carica negativa, maggiore sarà l’effetto

• L’ acidità di H—A aumenta con la presenza in A di gruppi elettron-attrattori.

3) Effetti della risonanza:

• Nell’esempio seguente, confrontando le acidità dell’etanolo e dell’acido acetico, si nota che il 2 è più acido del 1. Quando si confrontano le basi coniugate delle due specie, risulta evidente che la base coniugata dell’acido acetico è stabilizzata per risonanza (più strutture sono possibili più la molecola sarà stabile), mentre quella dell’etanolo non lo è.

4) Effetti dell’ibridazione: Più alta è la percentuale del carattere s dell’orbitale ibrido, più la coppia solitaria è mantenuta vicino al nucleo, e più stabile è la base coniugata.

LEWS:

Una base di Lewis è un donatore di una coppia di e-. Le basi di Lewis sono strutturalmente identiche delle basi di Bronsted-Lowry. Entrambe hanno una coppia di elettroni disponibile, una coppia solitaria o una coppia elettronica di un legame p. Una base di Bronsted-Lowry dona sempre questa coppia di e- a un protone, mentre una base di Lewis dona questa coppia a qualsiasi atomo sia carente di e-.

Un acido di Lewis deve essere in grado di accettare una coppia di e-. Tutti gli acidi di Bronsted-Lowry sono anche acidi di Lewis, ma il contrario non è sempre vero. Qualsiasi specie che sia carente di e- e in grado di accettare una coppia elettronica è anche un acido di Lewis. Esempi comuni di acidi di Lewis (non di Bronsted-Lowry) comprendono BF3 e AlCl3.

Una reazione acido-base di Lewis illustra un comportamento generale in chimica organica, le specie elettron-ricche reagiscono con specie elettron-povere. Nella più semplice reazione acido-base di Lewis si forma unicamente un legame.

Un acido di Lewis è anche detto un elettrofilo. Quando una base di Lewis reagisce con un elettrofilo diverso dal protone, la base di Lewis è detta un nucleofilo.

Nucleofilo → base di Lewis, dona densità elettronica (H2O)

Elettrofilo → acido di Lewis, accetta densità elettronica (BF3)

Il doppio legame del cicloesene è formato da un legame sigma e un legame pi. Quest’ultimo è il centro nucleofilo dato che è un legame diffuso e mette a disposizione densità elettronica. L’acido di Lewis è l’HCl, il quale H rappresenterà il centro elettrofilo. Il cicloesene dopo la rottura del legame pi risulterà protonato perché acquista H+ e si ottiene un ulteriore centro nucleofilo uno ione cloruro Cl-. Il nuovo centro nucleofilo reagirà con il cicloesene protonato formando un acido alogenidrico.

​TEORIA LEGAME DI VALENZA

E' una teoria che spiega la formazione dei legami chimici in termini di condivisione di elettroni di valenza tra gli atomi. Secondo questa teoria, i legami chimici si formano dalla sovrapposizione di orbitali atomici semioccupati degli atomi coinvolti nella formazione del legame. 

Nella formazione di un legame covalente, gli atomi condividono gli elettroni di valenza per raggiungere la configurazione elettronica stabile di gas nobile. Questa condivisione può avvenire tramite la sovrapposizione di orbitali atomici semioccupati o tramite la condivisione di un doppietto di elettroni.

TEORIA ORBITALE MOLECOLARE

Formazione di molecole con l'utilizzo di tutti gli e- degli atomi presenti. Si formano quindi orbitali molecolari originati dagli orbitali atomici. La teoria degli OM si basa sulla risoluzione dell'equazione di Schrödinger per le molecole, una soluzione della teoria quantomeccanica, e prende in considerazione tutti gli elettroni degli atomi coinvolti nella formazione del legame. Si ha una somma e una differenza degli orbitali atomici.

• orbitale legante: energia inferiore

• orbitale antilegante: energia superiore

​ISOMERIA

Composti con la stessa formula molecolare, ma diversa struttura. Si dividono in due tipi principali STRUTTURA (o COSTITUZIONALI) e STERIOISOMERI

STRUTTURA o COSTITUZIONALI: si verifica all'interno di molecole, con 4 atomi in su, che cambiano la disposizione di legame tra gli atomi coinvolti per la formazione del composto. Si divide in:

• CATENA: varia la linearità della catena, ci possono essere ramificazioni e quindi variano a parità di peso molecolare la temperatura di fusione ed ebollizione. Più sono ramificate le catene più cala il punto di ebollizione, perché ci sono meno legami di Van Der Walls.

• ​POSIZIONE: gli isomeri si differenziano per la diversa posizione di un gruppo funzionale presente o di un doppio o triplo legame. Quindi hanno formula bruta identica ma diversa connettività. Sono composti aventi la stessa formula molecolare ma diversa formula di struttura.

• FUNZIONE: gli isomeri presentano due gruppi funzionali diversi​. Non è presente negli alcani.

STERIOISOMERIA: Si divide in 3 gruppi principali ed è data dalla diversa disposizione nello spazio dei gruppi nella molecola. 

• GEOMETRICA: detta anche cis-trans e avviene quando tra due atomi esiste un impedimento alla libera rotazione, se i sostituenti su ciascuno dei due atomi sono diversi, si hanno due configurazioni possibili. Il doppio legame deve trovarsi in mezzo alla molecola e non come terminale. Nei casi seguenti si deve rompere il legame per ruotare la molecola. Il legame sigma è total-simmetrico e può ruotare liberamente. E' cis se entrambi i gruppi funzionali si trovano dalla stessa parte, sennò è trans.

--> E-Z: Si stabilisce un'ordine di priorità tra i gruppi legati, secondo la regola di Cahn Ingold e Prelog. 

• se dalla stessa parte Z 

• se da parti opposte E

--> trans ed E sono più stabili

Nel 1950 i chimici Cahn, Ingold e Prelog proposero una serie di regole universali e non ambigue per specificare la configurazione assoluta delle molecole che presentano un centro chirale. (Questo metodo fu chiamato sistema R,S e incorporato nelle regole IUPAC di nomenclatura.)

Regole per determinare la priorità:

1. regola del numero atomico (1 più alto, 4 più basso) degli atomi  direttamente legati al carbonio. Si ruota la molecola mettendo il meno importante dietro.

2. isotopi dello stesso atomo

3. regola della priorità della catena

4. regola dei legami multipli

• CONFORMAZIONALE: Dipende dalle conformazioni assunte dalla molecola per rotazione attorno ad un legame singolo. Portano a differenti livelli di energia. (alcani e cicloalcani in genere)

• OTTICA: è presente un carbonio asimmetrico detto chirale ovvero un atomo di carbonio legato a quattro sostituenti diversi. Tali molecole non sono sovrapponibili, ma una è l’immagine speculare dell’altra e i due isomeri vengono detti enantiomeri. Contrariamente agli altri tipi di isomeri che presentano proprietà fisiche e chimiche diverse gli isomeri ottici differiscono solo per il fatto che hanno un diverso potere ottico rotatorio. Un esempio è costituito dall’acido 2-idrossipropanoico che si presenta in due enantiomeri. Le molecole che non hanno un carbonio chirale sono dette achirali.

Oriento la molecola con il gruppo a priorità minore dalla parte opposta all’osservatore (sulla linea tratteggiata). Collego i gruppi 1-2-3. 

Rotazione destrogira (oraria): configurazione R

Rotazione levogira (antioraria): configurazione S

L’ immagine speculare di un oggetto achirale è identica e sovrapponibile all’oggetto originale

--> Enantiomeri: se due molecole sono l'immagine speculare una dell'altra

--> Diastereoisomeri: stereoisomeri che non sono immagini speculari

--> Composto meso: pur avendo 2 atomi di C stereogenici, non è chirale perché è simmetrico. Si definisce composto meso un composto chimico la cui molecola contiene più stereocentri ma nel suo complesso, a causa dell'esistenza di un piano di simmetria interno, risulta otticamente inattivo.

--> Miscela racemica: se nella miscela sono presenti in ugual quantità i due isomeri, essa non ha attività ottica.​

--> Polarimetro: è uno strumento utilizzato per misurare la rotazione ottica di una sostanza. La rotazione ottica è la deviazione del piano di polarizzazione della luce polarizzata quando attraversa una sostanza che possiede una struttura molecolare chirale. La luce polarizzata è una luce in cui il vettore elettrico oscilla in un solo piano. La luce polarizzata può essere ottenuta dal passaggio della luce ordinaria attraverso un filtro polarizzatore e la direzione del vettore elettrico della luce polarizzata è definita come il piano di polarizzazione.

Quando la luce polarizzata attraversa una sostanza chirale, come ad esempio una molecola organica, la sua direzione di polarizzazione viene ruotata. La quantità di rotazione dipende dalla concentrazione della sostanza, dalla lunghezza d'onda della luce e dal percorso attraverso la sostanza. Questa rotazione ottica può essere misurata utilizzando un polarimetro. Il polarimetro consiste di una sorgente di luce polarizzata, un tubo di misurazione contenente la sostanza da analizzare e un analizzatore che misura l'angolo di rotazione della luce. L'angolo di rotazione della luce è proporzionale alla concentrazione della sostanza e alla lunghezza del percorso ottico attraverso la sostanza.