Prof.ssa Alessandra Napolitano Chimica Organica Prof.ssa Alessandra Napolitano alesnapo@unina.it CHIMICA ORGANICA 5 crediti CHIMICA ORGANICA DEI SISTEMI BIOLOGICI 2 crediti LABORATORIO DI CHIMICA ORGANICA 1 credito Le esercitazioni di laboratorio e le lezioni in aula di spiegazione delle esercitazioni sono obbligatorie e saranno tenute durante il corso. E’ necessario iscriversi al laboratorio. Sito web www.docenti.unina.it

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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 (Wölher): cade la teoria della vis vitalis. Data di inizio della Chimica Organica NH4+CNO- 1847: Sintesi dell’Acido Acetico da materiali inorganici (Kolbe) 1895: Sintesi dell’Aspirina (Acido Acetilsalicilico) Mancano figure al chemdraw (urea e aspirina) 1923: H2O, CO2, N2, CH4, NH3 (A.J. Oparin, L'Origine della Vita sulla Terra) : un "brodo primordiale" di molecole organiche si sarebbe creato in un'atmosfera povera di ossigeno per azione della luce solare. 1953: scariche elettriche ad un cocktail di acqua, metano, idrogeno ed ammoniaca producono un miscuglio di amminoacidi (Stanley L. Miller) ,

Modelli atomici: Thomson: l'atomo è costituito da una sfera omogenea carica di elettricitá positiva in cui gli elettroni sono distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare. Rutherford: la massa e la carica positiva sono concentrate in una parte molto piccola dell'atomo chiamata nucleo, e gli elettroni si trovano nella zona periferica, a grande distanza dal nucleo. Bohr: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato. Il momento angolare degli elettroni é quantizzato. Esso puó assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non puó assumere i valori intermedi fra quelli permessi. Basati sulla teoria di Planck della quantizzazione dell’energia

Teoria atomica moderna Principio di indeterminazione di Heisenberg « non è possibile conoscere simultaneamente posizione e quantità di moto di un dato oggetto con precisione arbitraria » Non è possibile considerare l’elettrone solo come una particella classica, dal momento che esso si comporta anche come un’onda. Pertanto il moto degli elettroni può essere rappresentato con delle funzioni d’onda. Orbitali: le funzioni che si ottengono come soluzione dell'equazione d’onda di Schroedinger; sono visualizzabili come regioni dello spazio intorno al nucleo, nelle quali é possibile trovare l'elettrone.

Gli orbitali atomici sono descritti dai numeri quantici Una regione di spazio attorno ad un nucleo atomico in cui la probabilità di trovare un elettrone è massima (di solito superiore ad un limite convenzionalmente fissato nel 90%) è usata per rappresentare graficamente un orbitale atomico di quell‘elettrone. Gli orbitali atomici sono descritti dai numeri quantici Numeri quantici Il numero quantico principale n, che può assumere valori interi non inferiori a 1, definisce il livello dell'energia, l'estensione dell'orbitale ed il numero totale di nodi. I livelli principali di energia sono detti GUSCI. numero quantico di spin (quanto di spin) ms numero quantico magnetico (quanto magnetico) ml numero quantico azimutale (quanto azimutale) l numero quantico principale (quanto principale) o di Bohr n valori nome simbolo Il numero quantico azimutale (o numero quantico angolare) l, che può assumere valori interi positivi compresi tra 0 ed n-1, a cui è legato il numero di nodi non sferici e, indirettamente, la simmetria dell'orbitale; Il numero quantico magnetico ml, che può assumere valori interi compresi tra +l e -l, a cui sono legati il tipo di nodo - planare o conico - la sua orientazione nello spazio e la molteplicità degli orbitali. Numero quantico di spin ms relativo al senso di rotazione (spin) dell’elettrone ed all’orientazione del campo magnetico generato.

Tutti gli orbitali di tipo s hanno simmetria sferica e la loro funzione d'onda è sempre positiva; per ottenere la forma tridimensionale dell'orbitale basta pensare ad una rotazione di 180° attorno ad un asse qualsiasi. Le dimensioni aumentano all'aumentare del numero quantico n. Orbitali di tipo p: la simmetria è assiale; un orbitale p ha un piano nodale perpendicolare al suo asse. L'orbitale tridimensionale si può generare per rotazione attorno al suo asse di simmetria. Anche nel caso degli orbitali p le dimensioni aumentano all'aumentare del numero quantico n

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f  energia  CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DI UN ATOMO: descrizione degli orbitali occupati dagli elettroni. 1) PRINCIPIO DELL’AUFBAU: l’ordine degli orbitali dipende dalla loro energia 2) PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI: max. 2 elettroni per orbitale con spin opposti (si indicano con frecce con orientazione opposta) 3) REGOLA DI HUND (o di massima molteplicità): se sono disponibili orbitali equivalenti, un solo elettrone viene aggiunto a ciascuno di tali orbitali, prima di aggiungere un secondo elettrone ad uno qualsiasi di essi. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f  energia  Ogni guscio può contenere fino a 2n2 elettroni dove n è il numero del guscio

Figure Number: 01-00-06T02UN Title: Table 1.2 The Ground State Electronic Configuration of the Smallest Atoms Caption: The ground-state electronic configurations of the lightest atoms. Notes: The ground-state electronic configuration of an atom is a description of the orbitals occupied by an atom's electrons when they are all in the lowest available energy orbitals.

Gruppi Periodi

Elettronegatività e classificazione dei legami chimici