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

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|[[Image:Orbitale pi.jpg|150px|thumb|Esempio di legame di tipo π, caratterizzato da una doppia nuvola eletronica, una per ciascun lobo di orbitali p uniti]]
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Per indicare come a seguito di legami chimici gli elettroni dei singoli atomi si ridispongono all'interno di tutta la molecola, è stata formulata la '''teoria degli Orbitali Molecolari'''. <ref>[http://www.mpcfaculty.net/mark_bishop/molecular_orbital_theory.htm Sito di Chimica di Mark Bishop]</ref> Questa descrive le molecole in termini di orbitali, diagrammi di orbitali e configurazioni elettroniche, esattamente come già visto per gli atomi. Un tipico diagramma di orbitali è riportato a destra. Gli orbitali molecolari, al centro, sono indicati come derivanti dai corrispettivi atomici. <u>Tanti orbitali molecolari, quanti orbitali atomici<u>. </br>
Il modo in cui gli orbitali atomici si riarrangiano a dare quelli molecolari è tutt'altro che banale. Per molecole diatomiche è stata formulata una utile semplificazione che prevede che gli orbitali molecolari siano formati per '''Combinazione Lineare di Orbitali Atomici''' (il cui acronimo in inglese è LCAO). Secondo tale modello
# Gli orbitali molecolari si formano per sovrapposizione di quelli atomici. La forza del legame tra due atomi è proporzionale alla sovrapposizione tra i rispettivi orbitali atomici.
Di tutto ciò che è stato detto fino ad ora, il concetto forse più difficile da apprezzare è quello degli orbitali di antilegame. Per familiarizzare con questa entità è opportuno descrivere la molecola dell'ossigeno. La configurazione elettronica di questa molecola, inoltre, è alla base di alcune importanti reazioni che verranno descritte nelle pagine di questo libro.</br>
'''Stato fondamentale''': Gli orbitali di due atomi di ossigeno si combinano a dare gli orbitali della molecola di O<sub>2</sub> in modo tale che <u>i due orbitali di antilegame a più bassa energia risultano degeneri</u>. Nello stato a più bassa energia (stato fondamentale) in ciascuno di tali orbitali si trova un elettrone. Dalla regola di Hund sappiamo che elettroni spaiati in orbitali degeneri possono essere caratterizzati da un medesimo spin, così che lo spin totale S della molecola sia 1. Una tale configurazione elettronica è detta di '''tripletto''' dal momento che gli spin possono allinearsi rispetto ad un campo magnetico esterno in 3 modi diversi. È interessante verificare come l'occupazione di orbitali di antilegame da parte di elettroni indebolisca in effettiil legame ossigeno-ossigeno. Per rendersene conto è sufficiente notare come nella molecola di azoto, che non presenta elettroni occupanti orbitali di antilegame, i due atomi siano legati più saldamente.</br>
'''Stati eccitati''': Gli stati ad energia immediatamente più alta rispetto a quello fondamentale sono detti di '''singoletto'''. Come mostra la figura a destra, gli elettroni che occupano gli orbitali ad enegia più alta ora sono appaiati all'interno dello stesso. L'origine del nome è facilmente deducibile da quella del tripletto. Tra lo stato di tripletto e quelli di singoletto c'è una differenza di energia di circa 3625 kelvin. <ref>[http://dx.doi.org/doi:10.1021/cr60272a004 D.R. Kearns. Physical and chemical properties of singlet molecular oxygen. ''Chemical Reviews'' '''71'''(4):395-427 (1971)]</ref><ref>[http://dx.doi.org/10.1002/chin.200329267 C. Schweitzer and R. Schmidt Physical Mechanisms of Generation and Deactivation of Singlet Oxygen. ''Chemical Reviews'' '''103''':1685-1757 (2003)]</ref>
<ref>[http://dx.doi.org/10.1002/chin.200329267 C. Schweitzer and R. Schmidt Physical Mechanisms of Generation and Deactivation of Singlet Oxygen. ''Chemical Reviews'' '''103''':1685-1757 (2003)]</ref>
 
=== Orbitali molecolari - Postilla 1 - l'ibridazione (sp<sup>3</sup> - sp<sup>2</sup> - sp) ===
* quando un atomo forma 3 legami, le caratteristiche degli orbitali con cui forma tali legami possono essere ricavate per combinazione lineare tra 2 orbitali p e un s. Ecco perché a tali orbitali viene dato il nome di ('''sp<sup>2</sup>''');
* quando un atomo forma 2 legami, infine, gli orbitali con cui forma tali legami vengono definiti '''sp'''.
ÉÈ necessario sottolineare come la combinazione di 2 orbitali p e 1 s a dare 3 sp<sup>2</sup> lasci libero un orbitale p, che tende quindi a disporsi '''pependicolarmente''' al piano identificato dai 3 orbitali sp<sup>2</sup>.
I due orbitali sp lasciano 2 orbitali p non ibridati, che sono perpendicolari tra loro e perpendicolari alla direzione dei 2 orbitali sp.
 
 
== Forze repulsive o attrattive tra molecole ==
Secondo la IUPAC le forze attrattive o repulsive tra le molecole o loro parti si possono suddividere in <ref>{{GoldBookRef | file=V06597 |title=van der Waals forces | year=1994}}</ref>
* '''Interazioni elettrostatiche''' di ioni con altri ioni o molecole neutre
* '''Legami chimici''', cioè interazioni così stabili da poter far considedrare l'aggregato risultante come una entità unica
* '''Forze di Van der Waals''', definite come tutte le interazioni che non rientrano nelle prime due categorie.
Le forze di Van der Waals, così definite dal nome di chi le ha definite per primo, comprendono <ref>"[http://www.britannica.com/EBchecked/topic/622645/van-der-Waals-forces van der Waals forces]" Encyclopædia Britannica. 2008. Encyclopædia Britannica Online. 19 Aug. 2008. </ref>
* '''Interazioni dipolo-dipolo''', che si stabiliscono tra molecole caratterizzate da dipoli elettrici permanenti
[[Image:Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D.png| center| 200px| Esempio di interazione dipolo-dipolo|center]]
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