Struttura e proprietà
Entrando nel sito attivo di un enzima : comprendere
Interleuchina e recettore : comprendere
Molecular docking: prevedere
Amprenavir e HIV proteasi: modificare
1
Geometria molecolare: modello
VSEPR (Gillespie, 1940)
Il modello di Lewis non si occupa della
disposizione spaziale degli atomi, ma
solamente della loro connettività. Tuttavia
dalla forma delle molecole dipendono le
proprietà chimico-fisiche delle sostanze.
Il modello VSEPR può rappresentare
tridimensionalmente le molecole, anche se
rappresentazioni migliori si ottengono
utilizzando il modello quantomeccanico.
3
VSEPR
VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion
Le coppie di elettroni appartenenti al livello di valenza
si respingono in modo da disporsi nello spazio alla
maggior distanza possibile l’una dall’altra.
Una corretta struttura di Lewis è la base per una buona
predizione della struttura tridimensionale.
4
Modello VSEPR
Considera:
Tutte le coppie di elettroni del guscio di valenza (anche
quelle solitarie) e le divide in domini di legame e
domini di non legame. I domini tendono a disporsi il
più lontano possibile tra di loro. Ogni legame
multiplo viene considerato come un unico dominio di
legame, ogni coppia solitaria come un dominio di
non legame.
Lunghezza di legame: distanza internucleare.
Ampiezza dell’angolo di legame: angolo tra le linee che
uniscono tre atomi (angolo compreso tra due legami
5
adiacenti).
VSEPR: Strutture molecolari
Lineare AX2 (BeH2): angoli di 180°.
Ibridazione sp.
Trigonale planare AX3 (BF3): angoli di 120°.
Ibridazione sp2 (MO-LCAO).
Tetraedrica AX4 (CH4): angoli di 109.5°.
Ibridazione sp3 ( MO-LCAO).
7
VSEPR: Strutture molecolari
Trigonale piramidale (NH3) : angoli 107.3°.
Ibridazione sp3 ( MO-LCAO).
Angolata (H2O) : angoli 104.5°.
Queste ultime due strutture derivano da una
distorsione della struttura tetraedrica (Tetraedro
distorto): le coppie solitarie, più vicine al nucleo, si
respingono più di quelle legate, deformando l’angolo
8
dal suo valore ideale.
VSEPR: strutture molecolari
Espansione dell’ottetto nel caso di atomi del terzo
periodo:
Bipiramide trigonale AX5 (PCl5).
Bipiramide tetragonale o ottaedrica AX6 (SF6).
9
VSEPR: strutture molecolari
10
Legami multipli
I legami multipli nel modello VSEPR si trattano come se
fossero un legame singolo: costituiscono un unico
dominio di legame.
Gli angoli di legame vengono tuttavia leggermente
modificati (da 120° a 118° per etilene: CH2=CH2) per
effetto della maggior densità elettronica di legame.
Conferiscono rigidità rotazionale alla molecola.
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Legame chimico e proprietà
Forma molecolare e tipologia di legame conferiscono
proprietà elettriche alle molecole. Il modello VSEPR
permette di prevederle.
• Il legame chimico tra atomi (intramolecolare)
determina le proprietà chimiche (tipo di reattività)
delle sostanze.
• I legami chimici tra molecole (intermolecolare)
determinano le proprietà fisiche delle sostanze.
Sono interazioni deboli.
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Proprietà elettriche: Polarità
Si può avere attrazione elettrica:
• tra specie cariche (cationi ed anioni o cationi ed
elettroni)
• tra specie neutre, ma a distribuzione di carica
asimmetrica.
Molecole caratterizzate da una distribuzione di carica
asimmetrica si definiscono molecole polari (o dipoli).
Le sostanze da esse formate sono sostanze polari.
13
Polarità di legame
Dipolo elettrico: sistema di cariche puntiformi uguali e
di segno opposto (δ+ e δ-) poste ad una distanza r
l’una dall’altra.
Può essere misurato utilizzando la grandezza vettoriale
momento dipolare elettrico:
15
Polarità di molecola
Una molecola è considerata polare se il suo momento
dipolare complessivo è non nullo.
Il momento dipolare misura la tendenza di una molecola
polare ad orientarsi qualora venga esposta ad un
campo elettrico.
16
Polarità di molecola
Il momento dipolare di una molecola è dato dalla somma
vettoriale dei momenti dipolari dei suoi legami e può
essere determinato sperimentalmente.
19
Polarità di molecola
La polarità di una molecola neutra può essere
attribuita quindi a due principali contributi:
• diversa elettronegatività degli atomi costituenti che
determinano la formazione di legami polari.
• geometria della molecola.
Inoltre una molecola non polare può essere polarizzata
per interazione con cariche elettriche esterne. Si
forma un dipolo istantaneo, non permanente.
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Sostanze covalenti polari
• Molecole lineari formate da atomi diversi a diversa
elettronegatività (es. HCl).
• Molecole non lineari formate da atomi diversi, con
momento dipolare complessivo non nullo (es. H2O).
N.B. La polarità dei legami NON
necessariamente la polarità della molecola.
implica
23
Apolarità
Molecole aventi una distribuzione di carica simmetrica
si definiscono apolari.
Anche in presenza di legami polari, se la struttura
tridimensionale della molecola è simmetrica, il
momento dipolare può essere nullo, e quindi la
molecola (e di conseguenza la sostanza) può essere
apolare.
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Sostanze covalenti apolari
• Molecole formate da atomi uguali (es. H2,F2).
• Molecole formate da atomi diversi, ma con
momento dipolare complessivo nullo (es. CO2, CCl4).
Spesso nelle molecole complesse coesistono zone
polari con zone apolari (es. proteine, fosfolipidi,
saponi).
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Membrana cellulare: fosfolipidi
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Sapone
cleansing action simple
Sale sodico (o di potassio) di un acido grasso a lunga
catena:
cleansing action
Si possono individuare una
testa idrofilica (polare) e una
lunga coda idrofobica (apolare).
Le molecole di sapone in acqua
si dispongono in micelle, con le
code apolari all’interno e le
teste polari esposte all’acqua.
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Proprietà fisiche
La differenza nelle proprietà meccaniche delle sostanze
è attribuibile al tipo di legame presente tra gli atomi
che le costituiscono:
Metalli: solidi duri (eccetto il mercurio e il gallio, che
sono liquidi a T ambiente), duttili e malleabili.
Sostanze ioniche: solidi duri, fragili.
Sostanze covalenti: possono essere solide, liquide o
gassose.
31
Legame metallico e ionico
Effetto dello scorrimento di piani reticolari gli uni
sugli altri in un cristallo metallico (a) e in un cristallo
ionico (b).
Metalli:
Duttili e malleabili
Solidi ionici:
Fragili
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Conducibilità elettrica e termica
• Metalli: Conducono grazie ad un flusso di elettroni.
Gli elettroni di valenza sono delocalizzati. Non c’è
trasporto di massa.
• Sostanze ioniche: Non conducono allo stato solido, a
causa delle posizioni ‘fisse’ occupate dagli ioni nel
reticolo cristallino.
Conducono allo stato liquido o in soluzione grazie ad un
flusso di particelle cariche (ioni positivi o negativi).
C’è trasporto di massa.
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Conducibilità elettrica e termica
• Sostanze covalenti: Non conducono. Gli elettroni di
valenza sono localizzati.
Fa eccezione la grafite (solido reticolare): piani di tre
legami con un elettrone libero di muoversi. Ciò
spiega anche la sua sfaldabilità.
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Temperature di passaggio di stato
Più forti sono le forze di interazione elettrica tra
molecole, maggiore risulta la temperatura di fusione
ed ebollizione (es. metalli, ioni, solidi covalenti
reticolari - diamante - ).
Sostanze molecolari hanno ampio range di temperature
di fusione ed ebollizione, dipendente proprio dalle
forze di interazione tra molecole.
41
Tabella riassuntiva
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Proprietà fisiche delle sostanze
covalenti
Data la variabilità di struttura tridimensionale conferita
alle molecole dai legami covalenti, le proprietà fisiche
delle sostanze covalenti sono più difficilmente
prevedibili, rispetto a quelle di metalli e sostanze
ioniche.
Le previsioni si possono effettuare considerando,
contemporaneamente, le proprietà ad esse conferite
dal legame chimico: polarità, apolarità, forze
intermolecolari, forma, massa molecolare.
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Legami intermolecolari
Sono forze deboli (legami chimici secondari), dell’ordine del
4-10% di quelle del legame chimico intramolecolare
(legame chimico primario), ma sufficienti a determinare
le proprietà fisiche delle sostanze covalenti.
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Legami intermolecolari
Legame a idrogeno (o ‘a ponte idrogeno’ o ‘H-Bond’)
Interazione ione - dipolo
Forze di Van der Waals: sono riconducibili all’esistenza
di dipoli, anche non permanenti, all’interno delle
molecole.
• Interazione dipolo – dipolo
• Forze di London:
Interazione dipolo istantaneo - dipolo
Interazione dipolo istantaneo - dipolo istantaneo
46
Interazioni intra e intermolecolari
48
Legame a idrogeno
E’ la più forte delle interazioni deboli (circa 5 volte), ma è
molto più debole di un legame covalente (circa il 10 %).
Si instaura tra atomi di H legati covalentemente ad atomi
di F, O, N (ad alta elettronegatività) e atomi ad alta
elettronegatività di una molecola diversa. Si indica con
una linea tratteggiata:
-X-H --- X- , ove X = N, O, F
molecola 1 ↑ molecola2
Legame a H
Può sopravvivere anche allo stato gassoso.
49
H bond donor e acceptor
‘H-bond donor’ (donatore di legame H): ci si riferisce
così all’atomo elettronegativo cui l’idrogeno è legato
con legame covalente.
‘H-bond acceptor’ (accettore di legame H): ci si riferisce
così all’atomo elettronegativo che fornisce la coppia
di elettroni per formare il legame a H.
50
Legame a H nel gruppo
51
Legame a H
E’ una delle interazioni deboli che la natura utilizza per
conferire alle macromolecole biologiche (DNA,
proteine, polisaccaridi) le particolari strutture
tridimensionali che ne rendono possibile l’attività.
La capacità di formare legami a idrogeno conferisce
inoltre all’acqua le sue peculiari proprietà di solvente
nei confronti di molte sostanze di interesse biologico:
53
Legame a H: DNA
54
Proteine: struttura secondaria e terziaria
Struttura ad elica
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Struttura a foglietto beta
Proteine strutturali: Collagene
La tripla elica si assembla ed è mantenuta grazie ai
legami a H.
59
Interazione ione - dipolo
Forze di attrazione elettrica tra ioni e molecole
polari (con dipoli permanenti).
61
Interazione ione - dipolo
I legami polari dell’acqua si orientano in modo da
presentare allo ione la zona del dipolo avente carica
opposta.
E’ grazie a queste interazioni che l’acqua manifesta le
sue particolari proprietà di solvente nei confronti di
molti sali inorganici.
62
Forze di van der Waals
Sono forze di attrazione elettrica tra molecole la cui
intensità diminuisce al diminuire della polarità delle
sostanze.
Tutte le sostanze, anche quelle apolari, possiedono dei
dipoli interni. Nel caso di sostanze apolari essi sono
transienti, istantanei, e sono dovuti a spostamenti
momentanei della nuvola elettronica all’interno della
molecola.
63
Forze di van der Waals: interazioni
dipolo - dipolo
Forze di attrazione elettrica tra molecole polari (con
dipoli permanenti).
Esempio: HCl e F2
Le forze di van der Waals hanno intensità maggiore
nella molecola di HCl e sono classificabili
principalmente come forze di interazione dipolodipolo.
64
Interazione dipolo-dipolo
65
Forze di van der Waals: Forze di
London
Forze di attrazione elettrica tra molecole apolari.
Le molecole apolari possono avere piccole asimmetrie
di carica elettrica: dipoli istantanei indotti dalla
presenza di dipoli permanenti esterni, o dovuti a
movimenti casualmente ‘sincroni’ degli elettroni.
Tali dipoli indotti sono i responsabili delle forze di
London.
L’intensità delle forze di London dipende dalla
polarizzabilità delle molecole coinvolte: a maggior
polarizzabilità corrisponde una maggior intensità
67
delle forze di London.
Dipolo indotto
Considerando una media nel tempo la nuvola elettronica
di una molecola apolare è perfettamente simmetrica,
ma, ad un dato istante, essa può addensarsi da un lato
e, ad un istante successivo, dall’altro. Ciò crea un dipolo
istantaneo variabile nel tempo, che induce un dipolo
nelle molecole vicine.
68
Interazione tra dipoli istantanei
Una
fluttuazione
della
distribuzione elettronica in
due
molecole
adiacenti
genera due momenti di
dipolo elettrici istantanei che
si attraggono a vicenda.
Ciascun nuovo assetto in una
molecola induce nell’altra un
assetto
che
sfocia
nell’attrazione reciproca.
69
Polarizzabilità
E’ espressione della tendenza di una molecola a lasciar
deformare la sua nuvola elettronica se posta in
vicinanza di cariche elettriche. Quando ciò avviene si
formano dei dipoli indotti.
Polarizzabilità dipende da:
• dimensioni della nuvola elettronica appartenente agli
atomi di una molecola (è maggiore per molecole
ricche di elettroni)
• tipo e numero di atomi costituenti la molecola (atomi
grandi sono più polarizzabili)
• forma della molecola
71
Polarizzabilità dipende da forma
73
Solventi: miscibilità e solubilità
Sono due proprietà dovute alle forze intermolecolari.
Esempi:
‘Aggressione’ dell’H2O al saccarosio: distacco di
molecole più esterne.
Interazione ione-dipolo nella dissoluzione di composti
ionici (NaCl).
Sostanze polari sono molto coese e non si mescolano
con sostanze apolari.
Tra sostanze apolari: forze di London tra soluto e
solvente.
74
Previsione delle proprietà fisiche
Le proprietà fisiche sono un compromesso tra:
• Presenza di legami a idrogeno
• Interazioni deboli
• Massa molecolare/dimensioni
• Forma delle molecole
Massa molecolare e forma influenzano la quantità e
l’intensità delle interazioni intermolecolari. Molecole
grandi ed estese hanno, generalmente, interazioni
maggiori.
78
Previsioni sulla solubilità
L’energia per distruggere le forze di interazione tra le
molecole di soluto viene fornita dalla formazione di
nuove interazioni tra le molecole di soluto e di
solvente.
Un processo di dissoluzione avviene solo se le nuove
interazioni soluto-solvente sono più forti di quelle
soluto-soluto.
Spesso i solventi modificano il decorso di una reazione,
soprattutto in chimica organica.
79
Previsioni sulla solubilità
Si valutano simultaneamente:
Legami intermolecolari, in particolare la presenza (o
assenza) di legami a H e interazioni deboli.
Polarità/apolarità: si applica la regola ‘simile scioglie
simile’ (analisi dei gruppi funzionali).
Massa molecolare: molecole con massa maggiore sono
meno solubili, a parità di altre caratteristiche.
Forma: molecole più ramificate sono più solubili, a
parità di altre caratteristiche.
80
Esercizio: prevedi la solubilità in acqua
acido salicilico
paracetamolo
aspirina
82
Previsioni sulla Tf
Fusione: energia termica fornita è sufficiente a superare
le forze elettrostatiche presenti nel reticolo
cristallino.
Tf sono molto maggiori nei composti ionici e metallici,
che in quelli covalenti.
La differenza di Tf tra composti covalenti è da attribuirsi
alla diversa entità delle forze intermolecolari.
84
Previsione delle Tb
Si valutano simultaneamente:
Legami intermolecolari, in particolare la presenza (o
assenza) di legami a H e interazioni deboli: molecole
con legami a H hanno Tb maggiori, a parità di altre
caratteristiche.
Polarità/apolarità (gruppi funzionali).
Massa molecolare: molecole più pesanti hanno Tb
maggiore, a parità di altre caratteristiche.
Forma: molecole più ramificate (compatte) hanno punto
di ebollizione minore, a parità di altre caratteristiche.
85
Previsione della Tb
• Esercizi: considera le tre coppie. Chi bolle
prima?
87
Gruppi funzionali
Un’ utile indicazione nella previsione della struttura
tridimensionale e delle proprietà molecolari nel caso
di molecole organiche si ottiene identificando i
gruppi funzionali in esse presenti.
Le molecole organiche vengono infatti classificate in
base alla presenza, in esse, di gruppi di atomi legati
in modo peculiare (gruppi funzionali) che si
distinguono per avere una precisa geometria nello
spazio, una definita reattività e una polarità
facilmente prevedibile.
89
Gruppi funzionali
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Polarità e gruppi funzionali
CnH2n+2: alc-ani
CnH2n: alch-eni
CnH(2n -2): alch-ini
ROH
ROR
RCOR1
RCHO
RCOOH
RCOOR1
RCONH2
RNH2
(es. C6H14: es-ano) apolare
(es. C6H12: es-ene) apolare
(es. C6H10: es-ino) apolare
alcoli, molto polare
eteri, poco polare
chetoni, poco polare
aldeidi, poco polare
acidi carbossilici, molto polare
esteri, poco polare
ammidi, poco polare
ammine primarie, molto polare
91
