Chimica organica/Richiami di chimica generale: differenze tra le versioni

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* Il moto degli elettroni è caratterizzato da una <u>fase</u>. Non stupisce dunque che gli orbitali atomici, che in fondo descrivono il moto degli elettroni, siano pure loro caratterizzati da fasi. Negli orbitali p le due fasi coincidono con i due lobi, l'uno positivo e l'altro negativo. Negli orbitali s il volume a fase positiva e quello a fase negativa sono due volumi sferici l'uno dentro l'altro.
* Qualunque equazione passa da valori positivi a valori negativi passando per lo zero. Questo vale anche per le due fasi degli orbitali atomici. Negli orbitali p il punto nel quale c'è una probabilità pari a zero di trovare l'elettrone coincide col nucleo. Questo punto prende il nome di '''nodo'''. Negli orbitali s esiste una '''superficie nodale''', di forma sferica, che sta tra la sfera con segno positivo e quella con segno negativo.
* Gli orbitali p sono perpendicolari gli uni agli altri e sono detti <u>degeneri</u>, poichèpoiché caratterizzzati da una medesima energia.
; Disposizione degli elettroni negli orbitali atomici
* '''Principio dell' Aufbau''': Il principio dell'Aufbau (costruzione, in tedesco) stabilisce che gli orbitali elettronici di un atomo vengono "riempiti" dagli elettroni a partire da quello a minore energia verso quello a più alta energia.
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=== Gli atomi legati a dare molecole ===
 
Tra gli atomi che si trovano nel medesimo sistema possono stabilirsi interazioni, cumulativamente indicate col termine di '''legame chimico''', grazie alle quali cominciano a comportarsi come una <u>entità individuale</u> ('''la molecola''') se sottoposti a sollecitazioni esterne. La spinta principale alla formazione della molecola è data dal fatto che gli atomi all'interno di questa possono mettere in compartecipazione i propri elettroni, raggiungendo la configurazione elettronica dei gas nobili, che, con termini poco rigorosi ma efficaci, possiamo definire particolarmente "vantaggiosa". Per capire in termini più rigorosi in cosa consista tale vantaggio dovremmo ora introdurre il concetto di energia. PoichèPoiché questo porterebbe ad una divagazione per il momento non necessaria, lo lasceremo per alcuni capitoli in sospeso. '''Ciò che è utile sottolineare al momento è che la compartecipazione degli elettroni fa si che questi debbano essere considerati come delocalizzati all'interno di tutta la molecola e non più confinati all'atomo di origine'''.
 
==== Forza e lunghezza di un legame ====
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dove <math>x</math> rappresenta il valore dell'elettronegatività (dell'atomo A e B), il Δ rappresenta la differenza tra l'energia di legame determinata sperimentalmente e quella calcolata (media delle energie di legame tra A-A e A-B), e 23,06 è una costante arbitraria. Di conseguenza, assegnando il valore di elettronegatività di 4 all'atomo di Fluoro, e determinando le energie di legame tra i vari atomi, è stato possibile ricavare il valore dell'elettronegatività di tutti gli elementi.
 
L'elettronegatività è molto importante poichèpoiché rende polare il legame tra atomi differenti e da ciò ne deriva la reattività di particolari gruppi chimici (ad es. gruppi carbonilici), come sarà bene messo in evidenza nei capitoli successivi di questo libro.
 
== La distribuzione delle cariche nelle molecole organiche: i dipoli ==
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Le molecole costituiscono '''dipoli molecolari''' quando sono caratterizzate da momenti dipolari, a causa della distribuzione non uniforme delle cariche negative e di quelle positive sui vari atomi. I dipoli molecolari possono essere distinti in tre tipologie:
* '''Dipoli permanenti''': si hanno quando due atomi della molecola sono caratterizzati da una differente elettronegatività. PoichèPoiché l'atomo più elettronegativo attrae gli elettroni più dell'altro, risulta caratterizzato da una parziale carica negativa, inducendo sul secondo una parziale carica positiva. Le molecole con dipoli permanenti vengono definite ''polari''. Vedi la voce "dipole-dipole attraction" nella sezione inglese di wikipedia. Un esempio è dato da
(<math>\delta</math>+) H-Cl (<math>\delta</math>-)
* '''Dipoli istantanei''': si hanno quando gli elettroni di una molecola (non necessariamente polare) hanno fluttuazioni della loro distribuzione creando momentanee differenze di carica elettrica. Dai una occhiata alla voce "intermolecular force#London dispersion forces" nella sezione inglese di wikipedia. Un esempio è dato da
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[[Image:Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D.png| center| 200px| Esempio di interazione dipolo-dipolo|center]]
: Tra le interazioni dipolo-dipolo è opportuno ricordare il '''legame a idrogeno''' o '''ponte idrogeno''', in cui è implicato un atomo di idrogeno legato con legame covalente ad elementi molto elettronegativi come fluoro, ossigeno o azoto (regola FON). Questi attraggono a sé gli elettroni di valenza, acquisendo una parziale carica negativa (δ-) lasciando l'idrogeno con una parziale carica positiva (δ+). Per avere un maggior numero di informazioni su questo tipo di interazioni rimando a [[w:Legame a idrogeno | questa]] pagina di wikipedia italiana.
* '''Interazioni (forze) di London''' o '''Interazioni (forze) di dispersione''', che si stabiliscono tra una molecola caratterizzata da un dipolo istantaneo ed una caratterizzata da un dipolo istantaneo dovuto alla vicinanza con la prima molecola. La ragione per la quale questa seconda molecola è in grado di essere polarizzata è che i suoi elettroni sono liberi di muoversi lungo tutta la molecola, adattandosi così ai dipoli circostanti. Questa visione aiuta a capire perché <u>le molecole più grandi risultano più polarizzabili</u>.</br> ÉÈ opportuno notare che <u>le interazioni di dispersione si possono stabilire tra tutte le molecole</u>, anche tra quelle con dipoli permamenti, e che sono <u>di solito più forti rispetto a quelle dipolo-dipolo</u>.
* '''Interazioni dipolo-dipolo indotto''', che si stabiliscono tra una molecola caratterizzata da un dipolo elettrico permanente e una caratterizzata da un dipolo elettrico indotto dalla vicinanza alla prima molecola. Spesso ci si riferisce solo a queste ultime interazioni col termine di "Forze di Van der Waals".