Bazele Chimiei Organice

Transcript

1 Bazele Chimiei Organice An universitar Lector dr. Adriana Urdă Partea a 3-a. Clase de compuși organici; polaritatea legăturilor covalente; aciditate bazicitate; corelații între proprietățile fizice și tipul forțelor de atracție între molecule. Obiectivele acestui curs: În această parte a cursului vor fi prezentate alte noțiuni fundamentale ale chimiei organice: clasele de compuși organici, polaritatea acestora, aciditatea sau bazicitatea lor și influența naturii forțelor de atracție dintre molecule asupra proprietăților lor fizice. Cuprins 1. Reprezentarea structurilor chimice 2. Consecințe ale legăturilor chimice clase de compuși organici, izomerie 3. Polaritatea legăturilor covalente 4. Sarcini formale 5. Acizi și baze 6. Legătura dintre proprietățile fizice (p.t, p.f., solubilitate) și tipul forțelor de atracție dintre molecule 1. Reprezentarea structurilor chimice În structurile compușilor organici discutați anterior, cei doi electroni ai legăturii covalente au fost reprezentați prin două puncte (reprezentări Lewis) sau printr-o o linie între doi atomi (reprezentări Kekulé). Deoarece reprezentarea tuturor legăturilor dintre atomi este greoaie, chimiștii au realizat căi mai rapide pentru scrierea structurilor. În structurile condensate legăturile C H nu sunt prezentate, uneori nici cele C C, ci sunt subînțelese [McMurry, p. 22; Hendrickson, p. 54]. Dacă un atom de carbon este legat de trei atomi de hidrogen, vom scrie CH 3. De ex., 2-metilbutanul (o hidrocarbură din clasa alcanilor) poate fi scris astfel: Structuri condensate sau sau 2-Metilbutan O reprezentare și mai simplificată este cea a structurilor de schelet, care poate fi realizată urmând câteva reguli simple: 1. Atomii de carbon nu sunt reprezentați, ci se subînțelege că există la intersecția a două linii (legături) sau la capătul fiecărei linii. Pentru a diferenția o legătură C C de următoarea, liniuțele sunt așezate la aprox. 120 (unghiul unui hexagon),

2 reprezentând cu aproximație unghiul real al legăturii. Ocazional, atomii de carbon sunt reprezentați pentru claritate sau pentru a fi evidențiați. 2. Atomii de hidrogen nu sunt reprezentați. Știind că atomul de carbon are valența 4, subînțelegem numărul corect de atomi de hidrogen pentru fiecare atom de carbon. 3. Alte tipuri de atomi (în afara celor de carbon și hidrogen) sunt întotdeauna reprezentate. Exemple de reprezentări de schelet: Izopren, C 5 H 8 Metilciclohexan, C 7 H 14 Fenol, C 6 H 6 O Deși grupările CH 3, OH, NH 2 etc. sunt scrise în mod obișnuit cu atomii C, O sau N în fața atomului de hidrogen, ordinea poate fi uneori inversată pentru a face mai clare conexiunile legăturilor din moleculă. Nu facem acest lucru și pentru grupele mai mari, ca de ex. CH 2 CH 3 (care inversată ar fi scrisă 3 HC 2 HC ) pentru a nu introduce confuzii. Ordine inversată pentru a evidenția legătura C C Ordine ne-inversată Ordine inversată pentru a evidenția legătura C O Ordine inversată pentru a evidenția legătura C N 2. Consecințe ale legăturilor chimice: clase de compuși organici, izomerie Există mai mult de 30 milioane de substanțe organice cunoscute, care au fost grupate, în funcție de caracteristicile structurale și reactivitatea chimică, în câteva zeci de familii de compuși. 2

3 Caracteristicile structurale care fac posibilă clasificarea compușilor organici în familii sunt denumite grupe funcționale [McMurry, p. 73]. O grupă funcțională este o grupare de atomi care prezintă aceeași comportare chimică în fiecare moleculă în care apare. Reactivitatea fiecărei molecule organice, indiferent de mărime și complexitate, este determinată de grupele sale funcționale. O moleculă formată doar din carbon și hidrogen se numește hidrocarbură. Grupările funcționale ale unei hidrocarburi sunt doar legăturile duble și triple (π), legăturile σ fiind mult mai puțin reactive. O moleculă sau o grupare fără legături π este numită saturată, în timp ce legăturile multiple constituie nesaturarea. Ceilalți atomi (în afară de C și H) sunt numiți heteroatomi (O, N, S, P, halogeni) și stau la baza majorității grupărilor funcționale. Cele mai importante clase de compuși organici sunt: - alchene: conțin legături C = C - alchine: conțin legături C C - aromate (arene): conțin inele aromatice - compuși halogenați: R X - compuși cu oxigen: R OH alcooli, fenoli; R O R eteri - compuși cu sulf: R SH tioli; R S R tioeteri (sulfuri); R S S R' (disulfuri) - compuși cu azot: R NH 2 amine (amină primară în exemplul alăturat); R NO 2 nitroderivați; imine conțin grupări C = N; R C N nitrili - compuși carbonilici: C = O ( R = H pentru aldehide; R = alchil pentru cetone) R - compuși carboxilici: C = O Z (Z = OH pentru acizi carboxilici, Z = X pentru halogenuri acide, Z = NH 2 pentru amide, Z = OR pentru esteri) Compușii organici care au aceeași formulă chimică dar prezintă structuri diferite se numesc izomeri. Izomeria este de două tipuri [McMurry, p. 310]: - izomerie de constituție (de structură), reprezentând compuși ai căror atomi sunt conectați diferit, și care la rândul ei poate fi împărțită în: - izomerie de catenă - izomerie de poziție - izomerie de funcțiune (funcțională) - tautomerie - stereoizomerie (sau izomerie spațială), reprezentând compuși ai căror atomi sunt conectați în aceeași ordine dar cu geometrie diferită, și care poate fi împărțită în: - izomerie de conformație: izomerii pot trece unul în celălalt prin rotirea în jurul unei legături simple din moleculă - izomerie de configurație, care poate fi la rândul ei împărțită în: enantiomerie (izomerie optică) diastereoizomerie izomerie cis-trans (izomerie geometrică, sau E Z) izomeri polichirali. Toate aceste categorii de izomeri vor fi discutate în partea a 4-a a cursului. 3

4 3. Polaritatea legăturilor covalente În moleculele compuse din atomi sau grupări de atomi identici (ex. H H, CH 3 CH 3 etc.), perechea de electroni a covalenței este repartizată uniform între cele două nuclee (în cazul etanului, între cei doi carboni) [Avram, p. 27; McMurry, p. 35]. În acest caz legătura covalentă este nepolarizată, iar molecula în ansamblu este nepolară. Cele mai multe dintre legături nu sunt, însă, nici complet ionice, nici complet covalente, ci între cele două extreme, fiind denumite legături covalente polare [McMurry, p. 35]. Aceste legături apar în moleculele formate din atomi diferiți, iar cei doi electroni ai legăturii covalente sunt atrași spre unul din nuclee datorită electronegativității diferite a celor doi atomi care formează legătura: distribuția electronilor între atomi nu este simetrică. Caracter ionic Legătură covalentă Legătură covalentă Legătură ionică nepolară polară Fig. 1. Distribuția electronilor în legăturile covalente nepolare, covalente polare și ionice [McMurry, p. 36]. Electronegativitatea reprezintă capacitatea unui atom de a atrage electronii puși în comun într-o legătură covalentă. Valorile electronegativității variază de la cesiu (EN = 0,7 cel mai puțin electronegativ element) la fluor (EN = 4,0 cel mai electronegativ). Carbonul are electronegativitatea 2,5, iar hidrogenul 2,1. În principiu, dacă diferența de electronegativitate dintre doi atomi este mai mică de 0,5 legătura este considerată covalentă nepolară; pentru o diferență de electronegativitate între 0,5 și 2 legătura este covalentă polară, iar pentru diferențe mai mari de 2 legătura este ionică [McMurry, p. 36]. Ca urmare, legăturile C H sunt relativ nepolare, în timp ce legăturile C O sau C N sunt covalente polare, electronii acestor legături fiind atrași spre O sau N. Acești atomi capătă o sarcină parțial negativă (notată δ ), în timp ce atomul de carbon, mai puțin electronegativ, va avea o sarcină parțială pozitivă (notată δ +), ca în exemplul clorurii de metil: CH 3 δ+ Cl δ- Săgeata tăiată este utilizată pentru a indica direcția de polaritate a legăturii (electronii se deplasează în direcția săgeții), de la δ+ către δ. Moleculele care conțin legături covalente polare pot fi, la rândul lor, polare. Polaritatea moleculei rezultă din însumarea vectorială a tuturor polarităților legăturilor și a contribuțiilor perechilor de electroni neparticipanți [McMurry, p. 38]. Polaritatea moleculelor este importantă, deoarece moleculele polare se dizolvă mai ales în solvenți polari (cum este apa), în timp ce moleculele nepolare sunt insolubile în apă. Polaritatea unei molecule este măsurată printr-o mărime denumită moment de dipol (μ). Dacă centrul de masă al tuturor sarcinilor pozitive din H Cl δ C δ+ H H 4

5 moleculă (nuclee) și centrul de masă al tuturor sarcinilor negative (electroni) nu coincid, atunci molecula are moment de dipol. Momentul de dipol al moleculei depinde de mărimea sarcinii electrice (δ + și δ ), de distanța ce separă sarcinile, de prezența perechilor de electroni neparticipanți, ca și de factori geometrici. În molecule ca tetraclorura de carbon, datorită simetriei, momentul de dipol molecular devine μ = Sarcini formale În strânsă legătură cu ideile de polaritate a legăturii și moment de dipol este conceptul de atribuire a sarcinilor formale anumitor atomi dintr-o moleculă, în special celor care au un număr aparent anormal de legături. Sarcinile formale sunt un formalism și nu implică prezența unor sarcini ionice reale într-o moleculă. Ele sunt doar un mod de numărare a electronilor: chiar dacă într-o legătură covalentă cei doi atomi participanți pun în comun câte un electron, fiecare atom poate fi considerat că deține electronul. De exemplu, în metan, carbonul are câte un electron din fiecare legătură C H, deci 4 electroni. Deoarece atomul neutru (izolat) de carbon are tot patru electroni de valență, sarcina formală a carbonului din metan va fi zero [McMurry, p. 41]: C H H C H Atom de C izolat, ce deține 4 e Atom de C din metan, deține tot 4 e Același lucru este valabil pentru atomul de azot din amoniac: el are trei legături covalente N H și o pereche de electroni neparticipanți. Azotul atomic are cinci electroni pe stratul de valență, iar azotul din amoniac tot cinci electroni (câte unul în fiecare din cele trei legături N H și doi în perechea neparticipantă), deci atomul de azot din amoniac are sarcina formală tot zero. În multe situații sarcina formală nu este zero. De exemplu, în dimetilsulfoxid (CH 3 SOCH 3, un solvent utilizat pentru păstrarea celulelor biologice la temperaturi scăzute), atomii de sulf și de oxigen au sarcini formale diferite de zero. Atomul de sulf are șase electroni de valență, dar sulful din dimetilsulfoxid are doar cinci (câte unul în legăturile simple C S, unul în legătura simplă S O și doi în perechea de electroni neparticipanți). Astfel, atomul de sulf a pierdut în mod formal un electron și are o sarcină pozitivă. Oxigenul are șase electroni de valență, dar atomul de oxigen din dimetilsulfoxid are șapte (unul în legătura simplă S O și șase în cele trei perechi neparticipante), deci a câștigat în mod formal un electron și are sarcină negativă. Sarcina totală a moleculei este, însă, zero: sarcina negativă a oxigenului este compensată de cea pozitivă a sulfului. H 5

6 În general, sarcina formală a unui atom se calculează ca diferență între numărul de electroni de valență dintr-un atom neutru, izolat, și numărul de electroni pe care îi posedă atomul într-o moleculă. Acesta din urmă este egal cu jumătate din numărul de electroni de legătură plus numărul de electroni din perechile neparticipante. Sarcinile formale dau deseori informații despre reactivitatea chimică, deci este util să le putem identifica și calcula corect. 5. Acizi și baze Un alt concept legat de electronegativitate și polaritate este cel de aciditate și bazicitate. O mare parte din chimia moleculelor organice poate fi explicată prin comportamentul lor acidobazic [McMurry, p. 49]. Acizii (și bazele) pot fi clasificați în două categorii mari: acizi și baze Brönsted, respectiv Lewis. Acizii Brönsted sunt acei acizi care pot ceda un proton (mai sunt denumiți acizi protonici), iar bazele Brönsted pot accepta un proton. Exemple de acizi Brönsted: HCl, H 2 SO 4 etc. Exemple de baze Brönsted: NaOH, NH 3 etc. Acizii Lewis sunt molecule cu deficit de electroni (care acceptă o pereche de electroni), în timp ce bazele Lewis pot ceda o pereche de electroni. Exemple de acizi Lewis: H +, AlCl 3, BF 3 etc. Exemple de baze Lewis: NH 3, HO. Este evident că o bază Lewis este și bază Brönsted, ceea ce nu este întotdeauna adevărat pentru acizii Lewis (ex. Ag +, CH 3 +, BF 3 etc.). Un acid și o bază care se formează reciproc prin donarea sau acceptarea unui proton se numesc pereche acid-bază conjugată; acidului HA îi corespunde baza conjugată A : H A + :B :A + H B + Acid Bază Bază Acid conjugată conjugat Cu cât acidul este mai tare, cu atât baza conjugată este mai slabă. Echilibrul în reacțiile de transfer de protoni favorizează formarea acizilor mai slabi și a bazelor mai slabe din acizii și bazele mai tari. Perechile acid bază conjugată (B: și H B + ; H A și A: ) pot fi exemplificate prin acizii carboxilici și anionii lor carboxilat (RCOOH și RCOO ) sau baze de tipul aminelor (RNH 2 ) și sărurile lor (RNH 3 + ). Aceste două grupări funcționale sunt cei mai importanți acizi și baze din chimia organică. Tăria exactă a unui acid HA în soluție apoasă este descrisă cu ajutorul constantei de echilibru (K) pentru echilibrul de disociere a acidului: HA + H 2 O A + H 3 O + în care concentrațiile speciilor din parantezele pătrate sunt exprimate în moli/l (concentrație molară, M). În soluțiile apoase diluate utilizate pentru măsurarea acidității, concentrația apei rămâne aproape constantă la aprox. 55,5 M în urma acestei reacții. De aceea putem rescrie expresia echilibrului folosind constanta de aciditate, K a, care reprezintă produsul dintre constanta de echilibru și concentrația molară a apei: 6

7 Acizii mai tari au echilibrele deplasate spre dreapta și, deci, au constante de aciditate mai mari, în timp ce acizii mai slabi au echilibrele deplasate spre stânga și constante mai mici de aciditate. Valorile K a variază de la pentru acizii cei mai tari până la pentru cei mai slabi. Disocierea acizilor și bazelor în alți solvenți decât apa implică transferul de proton la, sau de la, solvent. Ex.: ionizarea unui acid în acetonitril sau a unei baze în etanol: HA + CH 3 C N: CH 3 C N + H + A:.. B: + C 2 H 5 OH + BH + C 2 H 5.. O: De multe ori este convenabil să se exprime constantele de disociere în unități logaritmice. Pentru a putea compara numere pozitive (și nu negative), se folosește logaritmul negativ (pk a ) al constantei de aciditate. Pentru acidul acetic în apă, K a = 1, , iar pk a = lg (1, ) = 4,76. Un acid mai tare (K a mai mare) are pk a mai mic, iar un acid mai slab (K a mai mic) are pk a mai mare. Atunci când se folosesc valorile pk a trebuie să ținem cont că ele reprezintă puteri ale lui 10 ale constantelor de aciditate, iar o diferență de o unitate de pk a între doi acizi înseamnă că unul dintre ei este de zece ori mai acid ca celălalt. Putem prevedea dacă o anumită reacție acido-bazică are loc, deoarece H + va trece întotdeauna de la acidul mai tare la baza mai tare. Astfel, acidul va dona un proton către baza conjugată a unui acid slab, sau baza conjugată a acidului slab va îndepărta protonul de la acidul tare: Acid acetic Ion hidroxid Ion acetat Apă (pk a = 4,76) (pk a = 15,74) În ex. de mai sus, deoarece apa (pk a = 15,74) este un acid mai slab decât acidul acetic (pk a = 4,76), ionul hidroxid va reține protonul mai puternic decât ionul acetat. De aceea, ionul hidroxid reacționează cu acidul acetic, CH 3 COOH, pentru a forma ionul acetat și apă (acidul tare scoate acidul slab din sărurile lui). Un alt mod de a prezice reactivitatea acido-bazică este faptul că acidul conjugat produs în reacție (H 2 O) trebuie să fie mai slab și mai puțin reactiv decât acidul inițial (CH 3 COOH), iar baza conjugată produsă (CH 3 COO ) trebuie să fie mai slabă și mai puțin reactivă decât baza inițială (HO ). Legătura covalentă formată între un acid Lewis și o bază Lewis se numește legătură coordinativă. Ea nu se deosebește fizic de alte legături covalente, ci doar prin modul unilateral de donare a perechii de electroni la formarea covalenței. Legăturile coordinative au caracter dipolar: 7

8 H 2 O + HCl H 3 O + + Cl Direcția donării de electroni dinspre bază (H 2 O:) către acid (HCl) poate fi arătată folosind săgeți curbe, care arată direcția deplasării electronilor [McMurry, p. 59]: Acid Bază Acid Bază conjugat conjugată 6. Legătura dintre proprietățile fizice (p.f, p.t. etc.) și tipul forțelor de atracție dintre molecule Tipul forțelor de atracție dintre moleculele individuale determină multe dintre proprietățile compușilor organici [Bruice, p ]. Vom discuta, din acest punct de vedere, influențele asupra punctelor de fierbere, punctelor de topire și solubilității în diverși solvenți. Punctul de fierbere (p.f.) al unui compus este temperatura la care forma lichidă a compusului trece în fază de vapori (se vaporizează). Pentru a se vaporiza, forțele care mențin moleculele apropiate în faza lichidă trebuie depășite: cu cât aceste forțe sunt mai puternice, cu atât punctul de fierbere va fi mai ridicat, și va trebui să furnizăm mai multă energie pentru a vaporiza acel compus. De ex., moleculele alcanilor sunt menținute împreună de forțe slabe. Deoarece sunt alcătuiți doar din carbon și hidrogen, ale căror electronegativități sunt apropiate, legăturile din alcani sunt nepolare, deci nu există sarcini parțiale semnificative. Cu toate acestea, electronii se mișcă în atomii moleculelor continuu, deci în orice moment densitatea de electroni într-o parte a moleculei poate fi puțin mai mare decât în altă parte, ceea ce dă naștere unui dipol temporar. Acest dipol poate induce un dipol temporar într-o moleculă vecină, și se produc atracții slabe între părțile cu dipol de semn contrar ale moleculelor vecine. Interacțiile de acest tip, între dipoli temporari, se numesc forțe van der Waals și sunt cele mai slabe dintre toate atracțiile moleculare. Intensitatea forțelor van der Waals depinde direct de aria de contact dintre molecule. Dacă urmărim variația punctelor de fierbere ale alcanilor, vom constata că acestea cresc cu creșterea mărimii moleculei: - metan - 161,5 C - etan - 89 C - propan - 42,1 C - butan - 0,5 C - pentan + 36,1 C Această creștere este normală, pentru că o moleculă mai mare va avea o arie de contact mai mare cu moleculele vecine. Alcanii ramificați au, însă, puncte de fierbere mai scăzute decât cei neramificați, deoarece molecula ramificată este mai compactă și are o arie de contact mai scăzută decât una neramificată. Ex., următoarele puncte de fierbere: - pentan 36,1 C - i-pentan 27,9 C - neopentan 9,5 C Aceste observații sunt valabile pentru orice serie omoloagă de compuși organici (serie omoloagă = serie în care fiecare termen este urmat de unul mai mare cu o unitate). 8

9 Punct de topire ( C) Moleculele polare, care conțin legături polare în care unul dintre atomi este mai electronegativ, au un moment de dipol, iar părți diferite ale moleculei au sarcini parțiale diferite. Aceste molecule se pot alinia astfel încât capătul pozitiv al unui dipol este vecin cu cel negativ al altui dipol. Aceste interacțiuni, denumite interacțiuni dipol dipol, sunt mai puternice decât forțele van der Waals, dar nu la fel de puternice precum legăturile chimice. Ex.: ciclopentanul (p.f. = 49,3 C) și tetrahidrofuranul (C 4 H 8 O, eter ciclic, p.f. = 65 C). Alcoolii au puncte de fierbere mai ridicate decât alcanii corespunzători deoarece, pe lângă forțele van der Waals și interacțiunile dipol-dipol, alcoolii pot forma legături de hidrogen. Legătura de hidrogen este un caz special al interacțiunilor dipol-dipol, care se produce între un atom de hidrogen legat de un atom de oxigen, azot sau fluor, și perechea de electroni neparticipanți a unui alt atom de oxigen, azot sau fluor dintr-o altă moleculă. Legătura de hidrogen nu este la fel de puternică precum o legătură covalentă, dar este mai puternică decât o legătură dipol-dipol. Ex.: influența legăturilor de hidrogen asupra punctului de fierbere al apei. Tăria legăturilor de hidrogen depinde de electronegativitatea atomilor implicați. Oxigenul este mai electronegativ decât azotul, deci legăturile de hidrogen în molecule ce contin oxigen (ex. alcooli) sunt mai puternice decât în moleculele care conțin azot (ex. amine). În cazul aminelor, cele primare formează mai multe legături decât cele secundare, deci vor avea puncte de fierbere mai ridicate. Aminele terțiare nu formează legături de hidrogen (de ce?). Punctul de topire (p.t.) este temperatura la care un solid este transformat în lichid. Punctele de topire cresc în seria omoloagă a alcanilor, dar creșterea este mai puțin regulată decât în cazul punctului de fierbere, deoarece temperatura de topire este influențată de împachetarea moleculelor în solid. Cu cât împachetarea este mai compactă, cu atât mai multă energie este necesară pentru topire. Alcanii cu număr impar de atomi de carbon sunt împachetați mai puțin compact decât cei cu număr par, deoarece grupările metil de la capete conduc la o împachetare mai slabă, deci o temperatură de topire mai mică. Număr par de atomi de carbon Număr impar de atomi de carbon Număr de atomi de carbon Fig. 2. Creșterea punctelor de topire ale alcanilor [Bruice, p. 86]. Solubilitatea poate fi explicată pe baza regulii că substanțele care se aseamănă se dizolvă unele în altele: compușii polari se dizolvă în solvenți polari, iar compușii nepolari în solvenți nepolari. Acest lucru se întâmplă pentru că un solvent polar (cum este apa) are sarcini parțiale care pot interacționa cu sarcinile parțiale ale unui compus polar. Polii negativi ai moleculelor de solvent înconjoară polul pozitiv al compusului polar (și invers), iar aglomerarea de molecule de 9

10 solvent în jurul moleculei de compus polar îndepărtează această moleculă de altele similare, ceea ce produce dizolvarea. Interacțiunea dintre solvent și molecula dizolvată se numește solvatare: Fig. 3. Solvatarea unei molecule polare de către moleculele de apă [Bruice, p. 86]. Deoarece compușii nepolari nu au sarcini nete, solvenții polari nu sunt atrași de aceste molecule. Dimpotrivă, acești compuși se dizolvă în solvenți nepolari, deoarece interacțiunile de tip van der Waals sunt similare. Pentru moleculele care au atât grupări polare cât și grupări nepolare, solubilitatea într-un anumit solvent depinde de mărimea celor două tipuri de grupări. Pe măsură ce mărimea grupărilor nepolare crește, compusul devine din ce în ce mai puțin solubil în solvenți polari. De ex., alcoolii cu mai puțin de patru atomi de carbon sunt solubili în apă, în timp ce alcoolii cu mai mult de patru atomi de carbon sunt insolubili în apă (solubilitatea depinde și de forma grupării nepolare; alcoolul terț-butilic este mai solubil în apă decât cel n-butilic). Rezumatul cursului Moleculele organice sunt reprezentate în mod obișnuit folosind fie structuri condensate, fie structuri de schelet. În structurile condensate, legăturile C H (și uneori și cele C C) nu sunt prezentate. În structurile de schelet reprezentăm doar legăturile, nu și atomii. Atomul de carbon se presupune că se află la capetele și intersecțiile liniilor, iar numărul de atomi de hidrogen se subînțelege. Moleculele organice au deseori legături covalente polare datorită distribuției nesimetrice a electronilor în legăturile covalente, ca urmare a electronegativității diferite a atomilor. Multe molecule sunt, la rândul lor, polare datorită legăturilor polare pe care le conțin și prezenței electronilor neparticipanți. Polaritatea moleculei se măsoară prin momentul de dipol (μ). Ca urmare a prezenței legăturilor polare, se utilizează semnele + și pentru a indica prezența sarcinilor formale la atomii unei molecule. Sarcina formală a unui atom se calculează ca diferență între numărul de electroni de valență dintr-un atom neutru, izolat, și numărul de electroni pe care îi posedă atomul într-o moleculă. Acesta din urmă este egal cu jumătate din numărul de electroni de legătură plus numărul de electroni din perechile neparticipante. Acizii Brönsted (acizi protonici) sunt acei acizi care pot ceda un proton, iar bazele Brönsted pot accepta un proton. Acizii Lewis sunt molecule cu deficit de electroni (care acceptă o pereche de electroni), iar bazele Lewis pot ceda o pereche de electroni. Un acid și o bază care se formează una din cealaltă prin donarea sau acceptarea unui proton se numesc pereche acidbază conjugată. 10

11 Tăria unui acid HA în soluție apoasă este descrisă cu ajutorul constantei de echilibru (K) pentru disocierea acidului sau a constantei de aciditate K a = K [H 2 O]. Deseori se utilizează pk a = - lgk a. Legătura covalentă formată între un acid Lewis și o bază Lewis se numește legătură coordinativă. Ea nu se deosebește fizic de alte legături covalente, ci doar prin modul unilateral de donare a perechii de electroni la formarea covalenței. Punctul de fierbere (p.f.) al unui compus este temperatura la care forma lichidă a compusului trece în fază de vapori (se vaporizează). Pentru a se vaporiza, forțele care mențin moleculele apropiate în faza lichidă trebuie depășite: cu cât aceste forțe sunt mai puternice, cu atât punctul de fierbere va fi mai ridicat. Moleculele alcanilor sunt menținute împreună de forțe slabe, numite forțe van der Waals, a căror intensitate depinde de aria de contact dintre molecule. Punctele de fierbere ale alcanilor cresc cu creșterea mărimii moleculei. Alcanii ramificați au puncte de fierbere mai scăzute decât cei neramificați, deoarece molecula lor este mai compactă. Moleculele polare au un moment de dipol, și se pot alinia astfel încât capătul pozitiv al unui dipol este vecin cu cel negativ al altui dipol. Aceste interacțiuni, denumite interacțiuni dipol dipol, sunt mai puternice decât forțele van der Waals, dar nu la fel de puternice precum legăturile chimice. Alcoolii au puncte de fierbere mai ridicate decât alcanii corespunzători deoarece, pe lângă forțele van der Waals și interacțiunile dipol-dipol, alcoolii pot forma legături de hidrogen. Legătura de hidrogen se produce între un atom de hidrogen legat de un atom de oxigen, azot sau fluor, și perechea de electroni neparticipanți a unui alt atom de oxigen, azot sau fluor dintr-o altă moleculă. Legătura de hidrogen nu este la fel de puternică precum o legătură covalentă, dar este mai puternică decât o legătură dipol-dipol. Punctul de topire (p.t.) este temperatura la care un solid este transformat în lichid. Temperatura de topire este influențată de împachetarea moleculelor în solid: cu cât împachetarea este mai compactă, cu atât mai multă energie este necesară pentru topire. Alcanii cu număr impar de atomi de carbon sunt împachetați mai puțin compact decât cei cu număr par, deoarece grupările metil de la capete conduc la o împachetare mai slabă. Solubilitatea poate fi explicată pe baza regulii că substanțele care se aseamănă se dizolvă unele în altele: compușii polari se dizolvă în solvenți polari, iar compușii nepolari în solvenți nepolari. Interacțiunea dintre solvent și molecula dizolvată se numește solvatare: Bibliografie 1. Avram, M. (1983). Chimie Organică, vol. 1, Editura Academiei RSR, București 2. Bruice, P. (2003). Organic Chemistry, 4 th edition, Pearson Education 3. Hendrickson, J. B., Cram, D. J., Hammond, G. S., Chimie Organică (1976). Editura Științifică și Enciclopedică, București 4. McMurry, J., Organic Chemistry (2008). 7th ed., Thomson Brooks/Cole 11