Passa ai contenuti principali

Chimica Generale/Organica: Teorie sugli orbitali

Chimica Organica/Generale
Teorie sugli orbitali

Legame di valenza:
Il  legame secondo la teoria del legame di valenza afferma che una coppia di elettroni con spin opposto localizzata tra un coppia di atomi costituisce un legame.
I legami sono formati dalla sovrapposizione di due orbitali atomici, inoltre il legame si forma per abbassare l’energia potenziale dei due elettroni spaiati, in questo modo si stabilizza l’atomo. La stabilizzazione è, dunque, un abbassamento dell’energia potenziale. La distanza di legame è fissa, poiché esiste un equilibrio fra le forze attrattive e repulsive; le prime fra l’elettrone e i protoni del nucleo, repulsive fra i due elettroni di legame e soprattutto fra i due nuclei.
Ibridazione:
Prendiamo il metano come esempio. CH₄. Descriviamolo ora secondo la teoria del legame di valenza:
Per fare 4 legami con i 4 H il carbonio centrale dovrebbe avere 4 elettroni di valenza, primo problema, il carbonio ha solo 2 elettroni sullo strato più esterno. Inoltre gli angoli di legame sono errati, nel metano sono 109,5 gradi, mentre gli orbitali 2p, quelli di valenza del carbonio, formano fra loro legami di 90 gradi, mentre i 2s sono sferici e quindi liberi di formare legami con ogni angolo.
Pauling risolse il problema con la teoria dell’ibridazione: gli orbitali atomici s,p ed eventualmente d, possono mescolarsi tra loro per formare nuovi orbitali ibridi. La teoria è regolata da 3 principi:
1.       Il numero degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali atomici che si sono combinati.
2.       Gli orbitali ibridi si costruiscono combinando sempre un orbitale s, con p o d, in numero sufficiente da avere orbitali ibridi per accogliere gli elettroni di legame e le coppie di non legame sull’atomo centrale.
3.       I nuovi orbitali sono diretti dall’atomo centrale verso gli atomi esterni, in modo da sovrapporsi meglio e formare forti legami.
Posso quindi avere orbitali ibridi sp, sp², sp³, sp³d, sp³d².
Orbitali molecolari:
Gli orbitali atomici s e p si combinano a formare orbitali più delocalizzati.
Primo principio: il numero degli orbitali molecolari è sempre uguale al numero degli orbitali atomici che si sono combinati.
Esempio: H₂, Idrogeno molecolare. 1s. Si combinano due orbitali s, quindi nascono due orbitali molecolari. Uno orbitale si è quello dove ho la maggior probabilità di trovare gli elettroni,lo chiamo orbitale legante, sigma. L’altro sarà quello in cui la probabilità di trovare elettroni sarà molto bassa, si chiama antilegante, sigma star.
Secondo principio: l’orbitale legante ha minor energia degli orbitali atomici, l’orbitale antilegante ha maggior energia.
Terzo principio: gli elettroni vengono assegnati ad orbitali avente energia via via crescente.
Quarto principio: gli orbitali si combinano nel modo migliore pre formare orbitali molecolari se hanno energie simili.


Etichette:

Commenti

Posta un commento

Post popolari in questo blog

Biochimica: Shuttle malato-aspartato e DHAP-glicerolo

Sistemi di navetta malato-aspartato e DHAP-glicerolo Il NADH + H⁺ prodotto dalla glicolisi non può entrare nei mitocondri così com’è, quindi, essendo la catena mitocondriale degli elettroni interna all’organello si potrebbe pensare che il NADH resti nel citosol per fabbisogni futuri. Invece questo coenzima di ossidoriduzione partecipa attivamente alla catena di trasporto, grazie ai due sistemi navetta. Un sistema navetta è un meccanismo cellulare che permette, mediante conversioni tra substrati, l’arrivo di un substrato in alcuni distretti cellulari, irraggiungibili dal composto di partenza. Sistema navetta malato-aspartato Esiste un trasportatore del malato e dell’aspartato, perciò questi composti possono entrare ed uscire dai mitocondri facilmente. 1.        Il NADH + H si trova esternamente, non fa altro che ridurre una molecola di Ossalacetato in una di malato, passaggio inverso di quanto avviene nell’ultimo step del ciclo di Krebs. L’enz...
Posta un commento
Continua a leggere

Analisi dei farmaci II: prove al coccio di sostanze di interesse farmaceutico

Prova al coccio MO N Nome sostanza Classe Comportamento 1 Cloramina MO Brucia il residuo organico, rimane un residuo opaco, simil carbone 2 Calcio Glicerol P MO Polvere finissima, aderisce al coccio, dopo un po’ di tempo diventa marrone, poi nera, non lucida 3 Calcio Lattato MO Polvere bianca, dopo un po’ sembra sparire, lascia residui giallini, che imbruniscono e diventano grigi opachi 4 Potassio Sorbato MO Polvere bianca panna, con alcuni granellini più grossi. Si muove e cresce, diventando nero e opaco con il tempo e lasciando residuo 5 Calcio Glu MO Cresce e si espande, prima le estremità poi il centro, cresce dal centro all’esterno 6 Sodio Benzoato MO Polvere bianca, brucia e diventa grigio perlata, rigonfiandosi un po’ ...
Posta un commento
Continua a leggere

Tecniche farmaceutiche: Supposte

Supposte: Nella preparazione di supposte si ha una non irrilevante perdita di materiale, dunque si eseguono i calcoli delle quantità di eccipiente e attivo in modo da preparare una supposta in eccesso rispetto a quelle date. (nel nostro caso 7 invece che 6). Per preparare delle supposte si ricorre a due metodi, in base alla quantità di principio attivo che si deve inserire all’interno delle supposte: se la quantità fosse inferiore ai 50 mg per unità, si può considerare la quantità di principio attivo trascurabile. Per determinare la quantità di eccipiente quindi taro lo stampo, preparando una miscela di eccipiente adatta alla mia preparazione, nelle dovute proporzioni, per riempire lo stampo e poi si pesano le supposte ottenute di solo eccipiente. In questo modo so quanto eccipiente devo impiegare. Se la quantità di principio attivo supera i 150 mg per unità non posso considerarla trascurabile. Quindi calcolo il peso dell’eccipiente dalla seguente formula. Q eccipiente = Q sta...
Posta un commento
Continua a leggere