Programma Chimica Organica (VE a.a. 2015-16) Obiettivi formativi: La chimica organica studia la struttura dei composti del carbonio di origine naturale.

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1 Programma Chimica Organica (VE a.a. 2015-16) Obiettivi formativi: La chimica organica studia la struttura dei composti del carbonio di origine naturale e sintetica. Il corso si propone pertanto di dare un’informazione di base sulle principali caratteristiche delle sostanze organiche, permettendo allo studente di comprendere la ragione delle proprietà fisiche e del comportamento chimico di ogni composto organico. Programma dettagliato Teoria strutturale in chimica organica; legami covalente e ionico; elettronegatività; orbitali atomici e orbitali molecolari; struttura delle molecole; isomeria e isomeri strutturali; la risonanza; gruppi funzionali e principali classi di composti organici; nomenclatura tradizionale e IUPAC; nomenclatura dei derivati del benzene; reazioni acido-base. Alcani e cicloalcani: nomenclatura e proprietà fisiche; stereochimica: analisi conformazionale; reazione di sostituzione radicalica degli alcani; il petrolio. Cicloalcani: nomenclatura; tensione d'anello: tensione angolare e tensione torsionale; stereochimica: analisi conformazionale del cicloesano. La stereoisomeria: stereoisomeri; enantiomeri e molecole chirali; elementi di simmetria; rappresentazione degli enantiomeri; nomenclatura degli enantiomeri: il sistema R-S; attività ottica: il polarimetro; composti con più centri chirali: configurazione eritro e treo; la mesoforma. Alogenuri alchilici: metodi di preparazione e reattività; reazioni di sostituzione nucleofila alifatica; meccanismo SN1 e SN2; reazioni di eliminazione; meccanismo E1 ed E2; competizione tra sostituzione nucleofila ed eliminazione.

2 Composti organometallici: reattivi di Grignard, cadmiolitio-rame- zinco-organici. Alcoli: struttura e nomenclatura; acidità e ioni alcolato; metodi di preparazione dagli alcheni e dai composti carbonilici; sintesi di Grignard; reattività: sostituzione nucleofila; disidratazione; formazione di eteri; ossidazione. Epossidi: sintesi e reattività: preparazione di aloidrine. Dioli: aspetti stereochimici. Tioli: acidità, nomenclatura; tioli naturali; disolfuri. Alcheni: nomenclatura, struttura ed isomeria geometrica; nomenclatura E-Z; reazioni di addizione elettrofila: stereochimica ed orientamento; addizione di alogeni ed acidi alogenidrici; idrogenazione; addizione di ozono; idroborazione; epossidazione; ossidazione. Alchini: struttura e reattività; acidità degli alchini terminali; ioni acetiluri e sintesi degli alchini superiori; idrogenazione; reazioni di addizione elettrofila di acidi alogenidrici, alogeni ed acqua. Aromaticità: proprietà e struttura dei composti aromatici; la struttura del benzene; la regola di Huckel; ioni aromatici; composti aromatici policiclici ed eterociclici penta ed esatomici; sostituzione elettrolifila aromatica: meccanismo; effetto dei sostituenti: reattività ed orientamento. Fenoli: acidità e preparazione.

3 Ammine: nomenclatura e formazione di sali; preparazione: alchilazione dell'ammoniaca. Aldeidi e chetoni: nomenclatura e proprietà; preparazione: ossidazione degli alcoli; idratazione degli alchini; acilazione; reattività: il meccanismo della reazione di addizione nucleofila: addizione di alcoli (acetali e chetali); addizione dei derivati dell'ammoniaca; tautomeria cheto-enolica: catalisi acida e basica; reazioni via enolo e ione enolato: condensazione aldolica. Acidi carbossilici e derivati: nomenclatura e acidità; preparazione: ossidazione degli alcoli, idrolisi dei nitrili; reattività: il meccanismo della reazione di sostituzione nucleofila acilica; formazione dei derivati degli acidi e loro reattività. Lipidi: trigliceridi, fosfolipidi, cere, terpeni e steroli: struttura, proprietà, aspetti biosintetici e ruolo biologico. Carboidrati: Definizione, classificazione e ruolo biologico; chiralità dei monosaccaridi; strutture cicliche dei monosaccaridi; anomeria e mutuarotazione; i legami glicosidici; disaccaridi e polisaccaridi. Amminoacidi e proteine: amminoacidi proteogenici; proprietà acido-base; proprietà del legame peptidico; peptidi; proteine: struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Acidi nucleici: struttura generale, le basi eterocicliche e struttura dei nucleotidi.

4 Testi consigliati W. Brown, T. Poon. Introduzione alla chimica organica. Quarta ed, 2011 EdiSES G. Solomons, C. B. Fryhle. Chimica Organica Terza ed italiana Zanichelli. 2008 J. McMurry. Chimica Organica. Piccin L. G. WADE Fondamenti di Chimica Organica, I ed. italiana Piccin 2014 Esercizi: M.V. D’Auria, O. Taglialatela-Scafati, A. Zampella Guida Ragionata allo Svolgimento degli esercizi di Chimica Organica Seconda Ed. Loghia 2009.

5 Programma di Chimica Organica in sintesi -Legami chimici -Struttura Molecolare -Acidi e Basi -Gruppi Funzionali -Nomenclatura -Stereochimica -Aromaticità -Reattività -Importanti classi di composti naturali

6 La chimica organica è la chimica dei composti contenenti carbonio I carbonati, il biossido di carbonio e i cianuri metallici sono un’eccezione in quanto vengono classificati come composti inorganici. Una definizione più corretta è: La chimica dei composti contenenti legami carbonio-carbonio Il carbonio è l’unico elemento capace di legarsi fortemente con se stesso e formare lunghe catene o anelli e allo stesso tempo capace di legarsi fortemente con elementi non metallici come idrogeno, ossigeno, azoto e con gli alogeni. Per queste sue proprietà questo elemento dà origine a miriadi di composti (sono noti diversi milioni di composti, corrispondenti a circa il 98% di tutte le sostanze chimiche note, e il loro numero continua a crescere)

7 Breve storia della chimica organica Teoria del vitalismo Il termine chimica organica deriva dal fatto che una volta con questo termine si definivano i composti che potessero essere sintetizzati da organismi viventi, come ad esempio legno, ossa, vestiti, cibi, medicine, e le sostanze complesse che formano il nostro corpo (in antitesi con la chimica inorganica che era quella basata sui composti sintetizzati artificialmente). Friedrich Wohler: 1828 Questa teoria fu abbandonata nel 1828 quando il chimico tedesco Friedrich Wohler preparò l’urea (componente dell’urina quindi materiale chiaramento organico) riscaldando un sale inorganico: il cianato di ammonio. Fu quindi evidente che una sostanza organica poteva essere sintetizzata anche in laboratorio oltre che da organismi viventi. Nonostante ciò si ritenne opportuno mantenere la vecchia divisione tra materiali organici ed inorganici Jöns Jacob Berzelius: 1807

8 Esempi di semplici composto organici

9 Esempi di composti organici complessi

10 Obiettivi del capitolo Rivedere alcuni concetti di chimica generale quali:  struttura elettronica dell’atomo  strutture di Lewis  regola dell’ottetto  legami chimici  elettronegatività  cariche formali Rivedere il concetto della risonanza Rappresentazione dei composti organici Reazioni acido-base

11 Gli atomi più frequenti nei composto organici

12 Tabella Periodica degli Elementi

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14 La funzione d’onda ed i piani nodali

15 Gli orbitali atomici di tipo “s”

16 L’orbitale atomico di tipo “p”

17 Gli orbitali atomici di tipo “p”

18 Configurazione elettronica degli atomi più piccoli

19 Teoria Strutturale  Legame ionico: Na + Cl -  Legame Covalente: H-H  Legame Covalente polare: HCl

20 Elettronegatività

21 Esempio di Composto Salino

22 La formazione della molecola di idrogeno

23 La formazione delle molecole: la molecola di idrogeno

24 Orbitali molecolari (MO)

25 Orbitali molecolari sigma

26 Alcune molecole semplici rosso < arancione < giallo < verde < blue il potenziale elettrostatico negativo più alto positivo più alto

27 Cariche formali Carica formale (CF)=[gruppo]-[elettroni di valenza]-1/2 [elettroni condivisi] H 3 O + H 3 N-BH 3 Strutture di Lewis Risonanza

28 Ibridazione sp 3, sp 2 e sp del carbonio, dell’ossigeno e dell’azoto: esempi di semplici molecole organiche:  sp 3 :  sp 2 :  sp:

29 I differenti modi per rappresentare la molecola del metano

30 Ibridazione sp 3 del carbonio

31 Tetravalenza del carbonio e ibridazione sp 3

32 Formazione dei legami sigma C-H nel metano: CH 4

33 Formazione della molecola di metano: CH 4

34 Orbitali molecolari sigma del Carbonio

35 Formazione della molecola di etano CH 3 -CH 3

36 Ibridazione sp 2 del carbonio

37 Orbitali molecolari π

38 Orbitali sigma e  nella molecola di etene: CH 2 =CH 2

39 I differenti modi per rappresentare la molecola dell’etene

40 Ibridazione sp del carbonio

41 Orbitali sigma e  nella molecola di etine: CH ☰ CH

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43 I differenti modi per rappresentare la molecola dell’etino

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45 I differenti modi per rappresentare il carbocatione metilico

46 I differenti modi per rappresentare il radicale metilico

47 I differenti modi per rappresentare il carbanione metilico

48 I differenti modi per rappresentare la molecola dell’acqua

49 I differenti modi per rappresentare la molecola dell’ammoniaca

50 I differenti modi per rappresentare lo ione ammonio

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54 Mappa elettrostatica delle molecole più semplici

55 I differenti modi per rappresentare la molecola di acido fluridrico

56 La struttura degli acidi alogenidrici

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58 La polarità delle molecole: momento di polare (  ) Il momento dipolare si misura in Debey=lunghezza del legame in A°x la carica (unità elettrostatiche)

59 La polarità delle molecole più semplici

60 Isomeria strutturale Composti con la stessa formula molecolare ma diversa formula di struttura Proprietà chimico-fisiche molto diverse: Proprietà chimico fisiche simili:

61 ALCOLI ED ETERI

62 AMMINE

63 ALCHENI

64 Il gruppo carbonilico

65 Struttura degli acidi e derivati

66 Gli alchini e i nitrili

67 La struttura del benzene

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69 La struttura del benzene: le formule di risonanza di Kekulè

70 Teoria degli orbitali molecolari

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72 La regola di Hckel applicata agli annuleni Aromatico=4n+2Antiaromatico=4n

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74 L’aromaticità e l’antiaromaticità seondo la teoria degli orbitali molecolari

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76 catione cicloeptatrienile catione ciclopropenile

77 I composti eterociclici aromatici a 5 e 6 termini

78 LA CONIUGAZIONE 1,3-BUTADIENE

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83 REAZONI IN CHIMICA ORGANICA Reazioni di sostituzione Reazioni di addizione Reazioni di eliminazione Reazioni di trasposizione

84 L’acidità dei composti Organici La definizione di Bronsted Lowry Acido forte: HCl Base forte: NAOH Acido debole: Acido Acetico Base debole: Ammoniaca

85 Il pka di alcuni acidi semplici

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87 L’acidità e la basicità di liquidi molto conosciuti o usati

88 Esempio di un acido e di una base

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90 Acidità relativa

91 Relazione acidità-stabilità della base coniugata

92 Definizione dell’acidità e basicità secondo Lewis

93 Effetto iduttivo

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