Die sp-Hybridisierung

INHALTSVERZEICHNIS
1.AllgemeineGrundlagen
2.Grundbegriffeorganisch-chemischerReaktionen
3.Stereochemie
4.Stoffgruppen
4.1.Alkane
4.2.Alkene,Alkine
4.3.AromatischeSysteme
4.4.Halogenkohlenwasserstoffe
4.5.Alkohole
4.6.Phenole
4.7.Amine
4.8.Carbonyle– Aldehyde,Ketone,(Chinone)
4.9.CarbonsäurenundDerivate
4.10.Heterocyclen
EMPFOHLENESLEHRBUCH
Latscha,Kazmaier,ChemiefürBiologen,3.Auflage,2008,SpringerVerlag
6
Biochemie
LehrederchemischenVorgängeinLebewesen
Biomolekulare
Strukturen
Stoffwechsel
Informationsfluss
inundzwischenOrganismen
OrganischeChemie
ChemiederKohlenstoffverbindungen
Nomenklatur
derVerbindungen
Analytische
OrganischeChemie
z.B.Strukturaufklärung
Reaktionen
AnorganischeChemie
Chemiederkohlenstoff-freienSubstanze,derKohlensäure,
derBlausäureundSalzedieserSubstanzen
Chemie
derMetalle
Komplexchemie
Kristallographie
7
ZusammensetzungdesmenschlichenKörpers
Element
Massenanteilin%
Sauerstoff(Element-Symbol:O)
Kohlenstoff(Element-Symbol:C)
Calcium(Element-Symbol:Ca)
Natrium(Element-Symbol:Na)
Kalium(Element-Symbol:K)
Magnesium(Element-Symbol:Mg)
Wasserstoff(Element-Symbol:H)
Phosphor(Element-Symbol:P)
Stickstoff(Element-Symbol:N)
65
19.5
1.5
0.2
0.4
0.1
9.5
0.2
3.3
Summe
99.7
Rest– Spurenelemente(Cu,Co,Cr,Fe,usw.)
8
WozubrauchenBiologenorganischeChemie?
(1) Verständnis für Struktur und Funtkion von Biomolekülen (Proteine, Nukleinsäuren, Vitamine)
(2) Reaktivitäten (à
à Funktion) von Biomolekülen folgen Regeln der Organischen Chemie
Protein
VitaminC
DNA
Thiaminpyrophosphat
VitaminB1
VitaminD2
9
DasEnzym- DNAPolymerase
O
O
O
O
O
O
H
H
H H
H
H
H
H H
H H
+H N C C N
C C N C C N C C N C C N C C O3
CH2
CH2
CH2
CH3
CH2
CH2
C O
CH2
C O
OH
C O
OH
HN
NH2
OH
Hybridisierung,
Funktionelle
Gruppen
Eigenschaften,
Wechselwirkungen
(fG),
zwischen
Säure-Base
fG
(z.B.
Wasserstoff-Brücken), ...
10
DasEnzym- DNAPolymeraseunddiekatalysierteReaktion
DNA
O
NH2
N
O
O
O P OH
O
N
N
DNA
O
N
NH2
DNA Polymerase
N
N
O
O
O P OH
O
O
O
N
O
N
NH2
OH
+
O
O
O
HO P O P O P O
OH OH OH
N
N
N
O
O
O P OH
O
N
NH2
N
N
O
O
O P OH
O
NH
N
NH2
O
O
N
N
O
O
O
N
O
NH2
NH
O
NH
N
O
O
O P OH
O
NH
N
O
OH
OH
Verstehen von Funktion und Reaktivität von Biomolekülen à
z.B. PCR (Polymerase Chain Reaction, Nobelpreis 1993)
11
1.AllgemeineGrundlagen
12
AufbauderMaterie
ATOMKERN
ATOMHÜLLE
ProtonenundNeutronen
Elektronen
Massenzahl
Ladungszahl
ELEMENTSYMBOL
Ordnungszahl
zB: Fluor
19 0
F
9
Bohr‘schesAtommodell
Ein chemisches Element ist durch die Anzahl der Protonen im Kern charakterisiert.
Anzahl der Protonen = Kernladungszahl = Ordnungszahl.
Ein chemisches Element ist elektrisch neutral.
Anzahl Protonen = Anzahl Elektronen.
Die Summe der Zahl der Protonen und Neutronen wird Nukleonenzahl bzw. Massenzahl genannt.
Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl
Quantenmechanische
Betrachtung
Isotopen eines chemischen Elements unterscheiden sich durch die Anzahl von Neutronen, d.h. unterschiedliche Massenzahl aber
gleiche Protonenzahl.
Symbol
LLadung
Ruhemasse
Elektron
e-
-1 (-e = - 1.60 x 10-19 C)
me = 9.11 x 10-31 kg
Proton
p+
+1 (+e =+ 1.60 x 10-19 C)
mp = 1.673 x 10-27 kg
Neutron
n0
0
mn = 1.675 x 10-27 kg
Elementarteilchen
13
PeriodensystemderElemente
14
Atomorbitaltheorie(AO-Theorie)
Einführung/Wiederholung:
Zustände von Elektronen eines Atoms können mit einer sogenannten Wellenfunktionen (WF, Ψ) beschrieben werden.
Von diesen WF Ψ kann die Energie der Elektronen (Schrödinger Gleichung HΨ = EΨ) abgeleitet werden.
Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen ergibt sich aus Ψ2 (à Atomorbitale).
Wellenfunktionen Ψ, die Lösungen der Schrödinger Gleichung sind, heißen Eigenfunktionen.
Die Energiewerte E, welche zu diesen Funktionen gehören, heißen Eigenwerte.
WellenfunktionenΨn,l,m =f(n,l,m)
n=1,2,3,...,∞(ganzeZahlen)
Hauptquantenzahl
l=0,1,2,...bisn-1
Nebenquantenzahl
m=+l,+(l-1),...,0,...,-(l-1),-l
MagnetischeQuantenzahl(maximal2l+1Werte)
Name
ausgeschrieben
Wert von l
Aussehen
s-Orbital
sharp
l=0
radialsymmetrisch
p-Orbital
principal
l=1
hantelförmig in den drei Raumachsen
d-Orbital
diffuse
l=2
gekreuzte Doppelhantel
f-Orbital
fundamental
l=3
rosettenförmig
15
Atomorbitaltheorie(AO-Theorie)
Wellenfunktionen Ψn,l,m = f(n,l,m)
n = 1,2,3,...,∞ (ganze Zahlen)
Hauptquantenzahl
l = 0,1,2,... bis n-1
Nebenquantenzahl
m = +l, +(l-1),...,0,...,-(l-1),-l
Magnetische Quantenzahl (maximal 2l+1 Werte)
Um die Elektronenzustände vollständig zu definieren braucht es eine vierte Quantenzahl:
Spinquantenzahl s à s= +1/2 oder -1/2
Damit wird der Eigendrehimpuls des Elektrons ‚umschrieben‘.
Durch die vier Quantenzahlen n, l, m und s ist der Zustand eines Elektrons im Atom eindeutig charakterisiert.
n
„Schale“ (zB K, L, M, ...), Energie, Orbitalgröße
l
Form des Orbitals (s, p,d, ...)
m
Orientierung im Raum
s
Richtung des Elektronen-Eigendrehimpulses
16
GraphischeDarstellungderOrbitale
z
y
1s-Orbital: n=1,l=0,m=0:radialsymmetrisch
x
z
z
y
y
x
z
x
y
x
2p-Orbitale: l=1,m=-1,0,+1:px,py,pz-Orbital,hantelförmig,Vorzeichenwechsel
17
Mehrelektronen-Systeme
Mehrelektronen-System können näherungsweise durch bisher gezeigtes wiedergegeben werden.
Pauli-Verbot
Zwei Elektronen dürfen nicht in allen vie r Quantenzahlen übereinstimmen ! Ein Atomorbital kann höchstens mit 2
Elektronen und zwar mit antiparallelen Spin (s=+1/2 und s=-1/2) besetzt werden !
Hundsche Regel
Besitzt ein Atom energetisch gleichwertige (entartete) Elektronenzustände, und werden mehrere Elektronen
eingebaut, so erfolgt der Einbau derart, daß die Elektronen die Orbitale zuerst mit parallelem Spin besetzen.
Anschließend erfolgt die paarweise Besetzung mit antiparallelem Spin.
px
py
pz
2p-Orbitale: l=1,m=-1,0,+1:px,py,pz-Orbital,hantelförmig,Vorzeichenwechsel
18
Bindungsarten
ChemischeBindung– Bindungsarten
1.starke Bindungen:ionische,kovalenteundmetallische Bindungenà energiereich, nichtleichtzubrechen.
2.schwache Bindungen:Wasserstoffbrückenbindung, VanderWaalsWechselwirkungà leicht(er)zubrechen.
KovalenteBindung(auchAtombindung)
v.a.wichtiginOrganischerChemie!!
Kovalente(Elektronenpaar-)BindungenbildensichzwischenPartnernmitähnlicherElektronegativität(EN)aus.
Beispiele:
1.Elementegleicher EN:Cl-Cl(=Cl2).Elektronenpaar-Bindungensindgerichtet,zwischenBindungspartner
existiert erhöhteElektronendichte).
Cl
Cl
Valenzstrichformel
Cl Cl
2.Elementeunterschiedlicher EN:H-FFluorwasserstoff,CO2 Kohlendioxid,H2OWasser
δ-
F H
δ+
δ+
O C O
δ-
δ-
δδ+ H
O
H δ+
19
KovalenteBindungeninorganischenVerbindungen
Bindung
BindendeOrbitale
sp3
sp2,pz
sp,pz,py
Bindungstyp
σ
σ,π
σ,π ,π
WinkelzwischendenBindungen
109,5°
120°
180°
Bindungslänge/pm[10-12 m]
154
134
120
Bindungsenergie/kJmol-1
331
620
812
DrehbarkeitumC-C
ja
nein
nein
20
MolekülorbitaleinderOrganischenChemie
indenmeistenorganischenVerbindungensindnurdieEnergieniveausmitdenHauptquantenzahlenn=1und2mitElektronen
besetzt.
n=1:1skugelsymmetrischesOrbitalmit2Elektronen
n=2:2skugelsymmetrischesOrbitalmit2Elektronen,3x2pOrbitalmit6Elektronen
2s
1s
2pz
2py
2px
21
MolekülorbitaleinderOrganischenChemie
ElektronenkonfigurationdesKohlenstoff-Atoms:
1s2 2s2 2p2=[He]2s2 2p2
BetrachtendasKohlenstoff-AtomimGrundzustand(GZ):
4e- inäußererSchaleà stehenzurAusbildungvonBindungenzurVerfügung.
Energiezufuhr
Energie
2p
2s
Energie
2p
2s
Grundzustand
angeregter
Zustand
BeiEnergiezufuhr:e- aus2sOrbitalin2pOrbital
22
nunstehen4ungepaarteElektronenzurAusbildungvonBindungenzurVerfügungà C-AtombildetinderRegel4Bindungenaus!!
ProblemedesModells
Kohlenstoff-Atom
Energie
2p
4xWasserstoff-Atom
Energie
2s
1s
1s
1s
1s
Überlappungwürdezu4Bindungenführen,eineohnefestgelegteRichtung(2s+1s)unddreisenkrecht
zueinanderstehenden(1s+2px bzw.2py bzw.2pz)
Manfindetaber,dassdie4BindungenimMethanmolekülgleichwertig(gleichlang)sindunddasMolekül
vollkommensymmetrischaufgebautist!!
Methan
23
MethanCH4 – dasHybridisierungsmodell
Summenformel:CH4
Hybridisierungs-Modell:
DievierOrbitaledesC-Atoms(2s,2px,2py,2pz)sindgemischt(hybridisiert) odergekreuzt.
à FOLGE: 4neueenergetisch-entartete(=gleiche) sp3-Orbitale.
Hybridisierung
Energie
2p
Energie
2s
4xsp3 Orbitale
24
Diesp3-Hybridisierung
GraphischeDarstellungeinessp-Hybridorbitals
Energie
4xspOrbitale(sp3-Hybridisierung)
2s
2p
sp
z
Elektron
C
y
x
TetraedrischeAnordnungdurchAbstoßungderElektronen:
2Bindungenliegeninz/y-Ebene,1Bindungvorderz/y-Ebene(vollerKeil),1Bindungdahinter(gestrichelterKeil)
25
Dieσ
σ-Bindung
!
Beispiel:WasserstoffmolekülH2 Darstellung:H-H
1s
1s
!
Beispiel:H-C-BindungDarstellung:H-C
sp
1s
Beispiel:C-C-BindungDarstellung:C-C
!
sp
sp
à SubstanzenmitdergrößtmöglichenAnzahlvonσ-Bindungen(zBMethanCH4)nenntman gesättigteVerbindungen.
à wichtigeEigenschaftvonσ-Bindungen:Siesindfreirotierbar entlangderBindung.
Beispiel:Ethan C2H6
H
H
H
C
C
H
H
H
H
8xsp-Orbitalevon2sp -hybridisiertenC-Atomen
3
H
H
C
C
H
H
H
FreieDrehbarkeit
6x1s-OrbitalvonH-Atomen
6xs-spCH-σ
σ-Bindungen
σ-Bindungen
1xsp-spCC-σ
à 7σ
σ-Bindungen
26
Ethan
H
H
H
C
C
H
H
Seitenansicht
H
Frontansicht
(s.Pfeil)
27
Diesp2-Hybridisierung
sp2-Hybridisierung
sp -Hybridisierung
2
1x2pOrbital
Energie
3xspOrbitale
3xsp-Orbital
1x2p-Orbital
z
C
y
x
planareAnordnunginsp2-hybridisiertenC-Atomen:
Alle4(3σ- und1π-)Bindungenliegeninz/y-Ebene
28
Dieπ
π-Bindung
Beispiel:inC-C-DoppelbindungDarstellung:C=C
2p
2p
à verbindungenmitMehrfachbindungennenntmanungesättigteVerbindungen.
à wichtigeEigenschaftvonπ-Bindungen:
SiesindNICHT freirotierbar entlangderBindung(aufgrundVorzeichenwechselinp-Orbital).
Beispiel:Ethen C2H4
H
C
H
H
6xsp-Orbitalevon2sp2-hybridisiertenC-Atomen
H
2xp-Orbitalevon2sp2-hybridisiertenC-Atomen
H
H
C
C
H
C
H
KEINEfreieDrehbarkeit
4x1s-OrbitalvonH-Atomen
σ-Bindungen
4xs-spCH-σ
σ-Bindungen
1xsp-spCC-σ
σ-Bindungen
à 5σ
π-Bindung
1xp-pCC-π
à 1π
π-Bindung
29
Ethen
H
H
C
H
Seitenansicht
C
H
Frontansicht
(s.Pfeil)
30
Diesp-Hybridisierung
2x2pOrbital
sp-Hybridisierung
Energie
2xspOrbitale
2xsp-Orbital
2x2p-Orbital
z
C
y
x
lineareAnordnunginsp-hybridisiertenC-Atomenaus2σ- und2π-Bindungen
31
Diesp-Hybridisierung– BeispielEthin
H
C
C
H
4xsp-Orbitalevon2sp-hybridisiertenC-Atomen
2xs-spCH-σ
σ-Bindungen
σ-Bindungen
1xsp-spCC-σ
σ-Bindungen
à 3σ
π-Bindungen
2xp-pCC-π
à 2π
π-Bindungen
Seitenansicht
4xp-Orbitalevon2sp-hybridisiertenC-Atomen
2x1s-OrbitalvonH-Atomen
Frontansicht
32
Zusammenfassung
KovalenteBindungeninorganischenVerbindungen
sp3-Hybridisierung
aus2s-Orbitalund32p-Orbitalenentstehen4sp3-Orbitale.
à gesättigter Kohlenstoff:bildetrotationssymmetrischeσ-Bindungaus– z.B.CH4,C2H6,C3H8
sp2-Hybridisierung
aus2s-Orbitalund22p-Orbitalenentstehen3sp2-Orbitaleundein2p-Orbitalbleibtübrig.
à ungesättigterKohlenstoff:bildet3σ-Bindungenundeineπ-Bindung,d.h.wirerhalteneineDoppelbindungzueinem
Bindungspartner– z.B.Ethen C2H4.DurchdieDoppelbindungwirddieRotationsfreiheitumdieMehrfachbindungsachse
aufgehoben.
H3C
H
C C
H
CH3
Nichtgleich
E-But-2-en
H3C
H
C C
CH3
H
Z-But-2-en
sp-Hybridisierung
aus2s-Orbitalund12p-Orbitalentstehen2sp-Orbitaleundzwei2p-Orbitalebleibenübrig.
à ungesättigterKohlenstoff: bildet2σ-Bindungenund2π-Bindung,d.h.wirerhalteneineDreichfachbindungzueinem
Bindungspartner– z.B.EthinC2H2.
H C C H
33
Mesomerie
Bisher:
sp3,sp2 undspHybridisierungà Einfach-,Doppel- undDreichfachbindungenà kovalenteBindungen.
KovalenteBindungen:
sindElektronenpaarbindungen(ausValenzelektronen),wobeijeweilseinElektronvoneinemderBindungspartnerzurVerfügung
gestelltwird(BindungwirdalsStrichzwischenAtomendargestellt)à Valenzstruktur.
BisherkonntenwirdieBindungsverhältnisseeinesMolekülsdurchEINEValenzstrukturangeben.EsgibtaberFällebeidenensich
MEHREREValenzstrukturenfüreinMolekül formulierenlassenà MESOMERIE.
O
H3C
O
Essigsäure
H
-H+
O-
O
H3C
O-
H3C
O
2gleichwertigemesomere
GrenzstrukturendesAcetat-Anions
34
MolekülemitmehrerenDoppelbindungen
1.
IsolierteDoppelbindungen: mehralseineEinfachbindungAbstand
2.
KonjugierteDoppelbindungen: Doppelbindungdurcheine'Einfachbindung'verbunden
KürzererAbstand
alserwartetfürEinfachbindung
4xsp2 hybridisierteC-Atome
Elektronensinddelokalisiert
35
Aromatizität
BesondererFall:
cyclisch-konjugierte,planareπ-Systememit4n+2π Elektronen
bekanntesterVertreter:BenzolC6H6
hypothetisch2Formenmöglich– mitunterschiedlichenBindungslängen(Einfach- undDoppelbindungen)
à ABER:
ExperimentellerBefunde:
① AlleBindungeninBenzolsindgleichwertigundzeigeneinenAbstandvon1.39Å(vgl.r(C-C)=1.54Åundr(C=C)=1.34Å).
② AlleC-Atomesindsp2-hybridisiert.
°.
③ Bindungswinkelbetragen120°
à allezwölfAtome(C6H6)bildeneineEbene,diep-Orbitalealler6sp2-hybridisiertenC-Atomeüberlappenundsindsomitober- und
unterhalbderRingebenedelokalisiert!
à BenzolzeichnetsichdurcheineerhöhteStabilitätausundistinReaktionenträgeralsAlkene.
36
Aromatizität- Benzol
37
Aromatizität– DieHückelRegel
NachHückelgilt:
π –Elektronen aufweist!
eineVerbindungistaromatisch,wennsieineinemcyclischenSystem(4n+2)π
n=0:2π-Elektronen
n=1:6π-Elektronen
n=2:10π-Elektronen
n=3:14π-Elektronen
…
CyclopropenylKation
Benzol
CyclopentadienylAnion
Naphtalin
Anthracen
38
SystematikorganischerVerbindungen
OrganischeVerbindungen
AcyclischeVerbindungen
(kettenförmig)
Gesättigte
Kohlenwasserstoffe
(Alkane)
CyclischeVerbindungen
(ringförmig)
Ungesättigte
Kohlenwasserstoffe
(Alkene,Alkine)
Carbocyclen
Alicyclen
Heterocyclen
gesättigt
Cycloalkane,Cycloalkene,
Cycloalkine
ungesättigt
aromatisch
Aromaten
39
ChemischeFormelsprache
Beispiel: D-Glucose
Verhältnisformel: gibtkleinstmöglichesVerhältnisderElemente einerorganischenVerbindung
(CH2O) n
C6H12O6
Summenformel: Anzahldereinzelnen ElementeinorganischerVerbindung
Konstitutionsformel: WelcheAtomeüberwelcheBindungmiteinanderverknüpftsind,keineInformationüber
dieräumlicheAnordnung.
O
C
C
C
C
C
C
H
H
H
OH
H
OH
H
OH
H
OH
H
OH
HO
C
H
H
OH
H
C OH
H
C OH
C H
H
C OH
H
C
O
40
ChemischeFormelsprache
Beispiel: D-Glucose
Konfigurationsformel: RäumlicheAnordnungderAtomeineinemMolekülmitbekannterKonstitution.
O
C
H
H
C
OH
HO
C
H
H
C
OH
H
C
OH
H
C
OH
HO
CH2
O H
H
H
OH H
HO
H
OH
OH
H
Fischer-Projektion
Haworth-Ringformel
Konformationsformel: RäumlicheAnordnungderAtomeineinemMolekülmitbekannterKonstitutionunter
BerücksichtigungvonRotationenumEinfachbindungen.
H OH
HO
HO
H
HO
H O
H
Sessel1
OH
H
OH
H
H
OH
O
H
OH
H
H
OH
Sessel2
OH
41
Isomerie
Definition:
AlsIsomere bezeichnetmanMolekülemitgleicher Summenformel,diesichjedochinderSequenzderAtome
(Konstitutionsisomere)oderderenräumlichenAnordnung(Stereoisomere)unterscheiden.
Isomere
Konstitutionsisomere
z.B.Pentan
Stereoisomere
z.B.
Enantiomere
cis-/trans-Isomere
42