Legami nei composti organici

Storia della teoria dei legami di carbonio nei composti organici

Già nel 1858 due scienziati, August Kekule e Archibald Couper, pubblicarono lavori indipendenti in cui affermavano che l’atomo di carbonio in tutti i composti organici è in grado di legare quattro sostituenti. Fu quindi definito che il carbonio aveva quattro centri di affinità con altre unità, il che significava in pratica che gli atomi di carbonio a quattro valenze sono in grado di produrre quattro legami chimici, il che porta alla formazione di composti stabili. August Kekule ha anche affermato che gli atomi di carbonio possono legarsi tra loro per produrre catene di carbonio più lunghe. Il passo successivo sono state le teorie sulla possibile esistenza di legami multipli. Alexander Crum Brown ha proposto l’esistenza di un doppio legame C=C nell’etilene, mentre Emil Erlenmeyer – l’esistenza di un triplo legame C≡C nella molecola di acetilene. Nel 1865 Kekule diede un altro contributo sviluppando il concetto di atomi di carbonio che si legano non solo in modo semplice ma anche piegandosi e chiudendosi per formare anelli. Nel 1874, Jacobus vant’t Hoff e Joseph Le Bel introdussero un’altra dimensione nella chimica delle molecole assumendo che i legami di carbonio esistenti nello spazio non sono orientati in modo caotico ma hanno una disposizione spaziale specificata. Siamo così giunti al modello attualmente esistente dell’atomo di carbonio quadrivalente, i cui legami nello spazio formano un tetraedro, e i cui vertici sono disposti non solo su una linea piatta ma anche davanti e dietro al piano della linea dell’osservatore.

Perché si formano i legami chimici?

Gli atomi si legano tra loro per rendere la molecola prodotta il più stabile possibile. Tale forma è più duratura e ha un’energia inferiore rispetto ai singoli atomi separatamente. Alla formazione di un legame chimico, l’energia del sistema viene rilasciata e ridotta. L’analisi della formazione di tali legami si basa anche sulle informazioni sullo stato del loro guscio di valenza elettronica. Il fatto è che la massima stabilità è mostrata da quegli elementi che hanno un ottetto in quel guscio, mentre gli elementi che non hanno un ottetto in uno stato libero tendono ad adottare la configurazione elettronica di un gas nobile . A seconda del gruppo, il percorso verso quello stato può richiedere, ad esempio, la perdita di un elettrone. La quantità di energia necessaria per eseguire tale operazione è definita dall’energia di ionizzazione (E _j ).

Legami ionici

I metalli situati sul lato sinistro della tavola periodica tendono a produrre ioni positivi (cationi) cedendo i loro elettroni. Al contrario, gli alogeni e altri non metalli reattivi attraggono elettroni aggiuntivi, producendo ioni negativi (anioni). L’elemento chiave che influenza il comportamento degli atomi rispetto agli elettroni è la loro affinità elettronica (E _pe ), che è specifica per ciascuno degli atomi analizzati. Un elettrone che si lega alla maggior parte degli elementi provoca il rilascio di energia, quindi la maggior parte dei valori E _pe sono negativi. Il legame ionico è il caso più semplice per l’analisi: esiste tra un metallo con un basso valore E _j e un non metallo con un alto valore assoluto E _pe .

Il legame atomico

Gli elementi situati al centro della tavola periodica non possono formare legami ionici a causa della loro configurazione elettronica . Il carbonio, l’elemento più importante per la chimica organica, se consideriamo la struttura più semplice del metano (CH ₄ ), ha la seguente configurazione: 1s ¹ 2s ² 2p ² , quindi sarebbe molto difficile che accetti o ceda elettroni per raggiungere la configurazione di un gas nobile. Gli atomi di questo tipo agiscono in modo diverso, condividendo i loro elettroni con altri atomi. Tale schema fu proposto per la prima volta da Gilbert N. Lewis nel 1916. Il legame era chiamato legame covalente e l’insieme di atomi ad esso legati era chiamato molecola. Il metodo per presentare la notazione di tali legami si basa sulle formule strutturali di Lewis, in cui gli elettroni di valenza sono rappresentati da punti. La massima stabilità molecolare si ottiene quando la configurazione dell’atomo raggiunge la configurazione elettronica di un gas nobile e ha i suoi orbitali s e p di valenza pieni. Il numero di legami atomici che possono formarsi dipende dal numero di elettroni di valenza dell’atomo. Se l’atomo contiene uno, due o tre elettroni di valenza, questo è il numero di legami che può produrre. Se l’atomo ha quattro o più elettroni di valenza, produce tanti legami quanti sono sufficienti a riempire i livelli s e p dei loro gusci, fino a raggiungere un ottetto.

La teoria dei legami di valenza

Presuppone che un legame chimico di tipo atomico si formi quando gli atomi si avvicinano l’uno all’altro a una distanza tale che i loro orbitali riempiti individualmente si sovrappongono. Gli elettroni accoppiati in questo modo sono attratti dai nuclei di entrambi gli atomi, mentre si collegano tra loro. La forza di un tale legame dipende in gran parte dal grado di sovrapposizione degli orbitali: maggiore è la sovrapposizione, più forte è il legame. Questo ci porta al punto successivo della teoria: l’orientamento dei legami nel caso di sovrapposizione di orbitali diversi da s. Se c’è un’interazione, ad esempio tra un orbitale 2p e 1s, si sviluppa lungo l’asse dell’orbitale p direzionale. In base alla forma degli orbitali sovrapposti, possiamo anche ottenere la sezione trasversale del legame. Per fare un esempio: se due atomi di idrogeno condividono gli elettroni dell’orbitale s a forma di sfera, anche la sezione trasversale di quel legame sarà un cerchio e la simmetria del legame HH sarà cilindrica. Un legame formato da una sovrapposizione frontale di orbitali lungo la linea tra i nuclei è un legame sigma (σ), che è il più comune. Un altro è il legame pi (π), essendo il risultato della sovrapposizione di orbitali 2p riempiti individualmente. Impedisce la rotazione, ad esempio attorno al legame CC. È più debole del legame sigma e più facile da spezzare, il che lo rende più reattivo. Le assunzioni più importanti della teoria dei legami di valenza sono le seguenti:

1. I legami atomici possono formarsi grazie alla sovrapposizione di orbitali molecolari che hanno un elettrone con spin opposto.
2. Ogni atomo che partecipa alla formazione del legame mantiene i suoi orbitali atomici, mentre la coppia di elettroni situata negli orbitali sovrapposti è condivisa.
3. Più gli orbitali si sovrappongono, più forte è il legame chimico.

Termini come la forza del legame o la lunghezza del legame sono specifici per ogni legame atomico. Forza – definisce la quantità di energia che deve essere fornita al sistema per rompere la molecola in atomi. Può essere calcolato confrontando l’energia del prodotto stabile con l’energia del substrato. Ad esempio, se la connessione di atomi di idrogeno fa sì che la molecola rilasci 436 kJ/mol, l’energia del prodotto sarà inferiore di quel valore, e questa sarà la forza del legame. Per romperlo, dovremmo fornire almeno quella quantità di energia. La lunghezza di un legame si riferisce alla distanza ottimale determinata tra i nuclei. Se sono troppo vicini, si allontaneranno a vicenda a causa della loro carica positiva. Se sono troppo distanti tra loro, non saranno in grado di condividere i loro elettroni di legame.

La teoria degli orbitali molecolari

Assume la definizione di legami atomici come combinazioni matematiche di funzioni d’onda che formano orbitali molecolari. Sono considerati come componenti dell’intera molecola, non di un particolare atomo. Pertanto, un orbitale molecolare definisce la parte nello spazio della molecola in cui è più probabile che siano presenti gli elettroni. Come nel caso degli orbitali atomici, i valori caratteristici includono dimensione, forma ed energia. A differenza di loro, gli orbitali molecolari possono interagire in due modi diversi: in modo additivo o sottrattivo. Prendendo come esempio la molecola di idrogeno, se gli orbitali si collegano in modo additivo, la loro forma assomiglierà a un uovo. Il collegamento sottrattivo causerà la sottrazione reciproca di questi orbitali e lo spazio tra i nuclei includerà solo un nodo della funzione d’onda, che si traduce in una bassa densità della nuvola di elettroni e nella mancanza di riempimento. Nel caso del collegamento additivo, l’energia dell’orbitale è inferiore a quella dei singoli orbitali 1s di un atomo di idrogeno e costituisce un orbitale di legame. L’energia di un orbitale formato dalla combinazione sottrattiva è superiore all’energia dei singoli orbitali atomici e tale orbitale è indicato come orbitale antilegame. Ciò è dovuto al fatto che gli elettroni presenti in un tale orbitale non possono essere situati nello spazio dei nodi e, di conseguenza, non sono in grado di produrre legami. Le ipotesi di base della teoria degli orbitali molecolari includono quanto segue:

1. Gli orbitali molecolari sono la stessa parte nelle molecole degli orbitali atomici negli atomi. Poiché sono possibili da descrivere, possiamo presentare la parte spaziale nella molecola in cui è più probabile che siano presenti gli elettroni. Ogni orbitale molecolare ha la sua specifica dimensione, forma e livello di energia.
2. Gli orbitali molecolari sono formati dalla conversione degli orbitali atomici. Il loro numero è uguale al numero degli orbitali atomici presenti che hanno prodotto le combinazioni.
3. A seconda dell’energia di un orbitale molecolare in relazione agli orbitali atomici, possono essere leganti o non leganti. Se l’energia di un orbitale molecolare formato è inferiore, stanno legando orbitali; se è più alto, sono orbitali di non legame.