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ORGANISCHE CHEMIE und BIOCHEMIE für Landwirte
ORGANISCHE CHEMIE
Struktur organischer Verbindungen:
Atome, Moleküle, chemische Bindungen
Einführung
Die verschiedenen Zweige der Chemie
Anorganische
Chemie Chemie aller
Elemente ausgenommen
des Kohlenstoffs
Organische Chemie
Chemie der (Mehrzahl der)
Verbindungen des
Kohlenstoffs
Biochemie
Bioorganische
Chemie
Chemie, die in lebenden
Organismen abläuft
Weitere Gebiete: Analytische Chemie, Physikalische Chemie,
Theoretische Chemie, Polymerchemie usw.
Organische Chemie
• Chemie der Kohlenstoffverbindungen
• außer wenigen “traditionell anorganischen” Molekülen:
CO, CO2, HCN etc.
• vor allem beteiligt:
Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff
Arbeitsgebiete:
• Synthese (vorhandener oder neuer) organischer Moleküle
und Strukturbestätigung
• Gewinnung von Naturstoffen und Strukturaufklärung
Organische Chemie
Historisch:
Gewinnung und Untersuchung von Stoffen “animalischer” oder
“vegetabilischer” Herkunft
Organische Stoffe können sich nur unter Wirkung der “vis vitalis”
(Lebenskraft) bilden, aber nicht im Laboratorium erzeugt werden.
Anorganische Chemie
Organische Chemie
Vis vitalis
- aus toter Materie
- Mineralien, Erze, Säuren
- sehr viele Elemente beteiligt
- Bildung und Umwandlung im Labor
- aus lebender Materie
- wenige Elemente beteiligt
- keine Bildung im Labor
1828: Friedrich Wöhler : Erste Synthese eines organischen Stoffes im Labor,
“Geburt” der organischen Chemie, Bildung von Harnstoff aus Ammoniumcyanat
NH4OCN
NH2-CO-NH2
Kohlenstoff
• Grundlage für alle Lebensvorgänge
• Bildung von stabilen Bindungen zu anderen Kohlenstoffatomen
• Ausbildung von Kohlenstoffketten (Catenation)
und Kohlenstoffringen (Cyclisierung)
• Bildet stabile Bindungen zu vielen anderen Elementen
• Bildung von Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen und Aromaten
C: carboneum, von carbo (lat.) = Kohle
Kohlenstoff
Das Element Kohlenstoff existiert in
vier verschiedenen Formen
(Allotrope).
• Ruß
• Graphit
• Diamant
• Fullerene
Ruß
Graphit
• Schichtstruktur
• Ebenen aus Sechsringen
• Ebenen leicht verschiebbar
(Schmiermittel)
• Stromleitung in den Ebenen
• amorph (“gestaltlos”)
• keine bestimmte Struktur
Diamant
• Tetraedrische Geometrie
• Jedes C sitzt im Mittelpunkt
eines regelmäßigen
Tetraeders aus 4 anderen C
• extrem hart
Fullerene
• C60- oder C70-”Buckyballs”
• sehr stabil
• regelmäßige Sechs- und
Fünfringstrukturen
• Grundlage für “Nanostrukturen”
Fette,
Kohlenhydrate,
Proteine,
Nukleinsäuren
Hormone,
Vitamine
Plaste,
Kunstfasern,
Farben
Organische
Kraftstoffe,
Heizmittel
Pharmaka,
Kosmetika
Chemie
Insektizide,
Herbizide
Holz,
Papier,
Fasern
Organische Chemie
• Oktanzahl
• Ozonloch
• PAK, Bodenbelastung
• Cholesterin
• Nikotin
• ungesättigte Fettsäuren
• Farb- und Aromastoffe
• Papier
• chlorfreie Bleiche
• DDT, Insektizide, Herbizide
• Alkoholvergiftung
• Sekundenkleber
• Düngemittel
• Drogen und Narkotika
Elementarteilchen
Teilchen
Ladung (Coulomb)
AMU
- 1,60 × 10-19
-1
5.4x10-4
Proton (p)
1,673 × 10-27 - 1,60 × 10-19
+1
1.0
Neutron (n)
1,675 × 10-27
0
1.0
Elektron (e-)
Masse (kg)
9,11 × 10-31
0
Die Masse des Wasserstoffatoms beträgt 1.67 × 10-27 kg.
Die schwersten Atome wiegen 5 × 10-25 kg. Das Proton ist
1836 mal schwerer als ein Elektron.
Atombau
Die Massenzahl A gibt die Gesamtzahl
der Nukleonen, d.h. der Protonen und
Neutronen, an.
Die Ordnungszahl Z gibt die Anzahl der
Protonen an und bestimmt die Stellung
des Elements im Periodensystem.
Jedes Atom ist eindeutig durch die zwei
Zahlen Ordnungszahl Z und
Massenzahl A charakterisiert.
12
6
C
Atombau - Isotope
Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl
nennt man Isotope. Die unterschiedliche Massenzahl ergibt sich aus
einer unterschiedlichen Zahl von Neutronen.
Isotope haben sehr ähnliche chemische und physikalische
Eigenschaften.
Beispiel:
Vom Kohlenstoff (Z = 6) kommen in der Natur 3 Isotope vor:
A = 12 (6 Protonen, 6 Neutronen), ca. 99% Häufigkeit
A = 13 (6 Protonen, 7 Neutronen), ca. 1% Häufigkeit
A = 14 (6 Protonen, 8 Neutronen), sehr geringe Häufigkeit
Schreibweise: 14C, 13C, 12C
Atombau - Molare Masse (Atommasse)
1 mol ist diejenige Stoffmenge, die aus genau so vielen Teilchen
besteht, wie Atome in 12 g von Kohlenstoff-12 enthalten sind. 1 mol
eines Elements enthält daher immer gleich viele Atome, nämlich
6,022 × 1023 (Avogadro-Zahl NA: 6,022045 × 1023).
Die Stoffmenge, die aus 6,022 × 1023 Atomen besteht, nennt man
ein Mol (SI-Einheit: mol). Das Mol ist eine Basiseinheit.
Ein Mol eines Elements wiegt soviel, wie seine Atommasse angibt. Man
spricht von der molaren Masse M. Sie wird in g / mol angegeben.
MC = 12.01 g/mol
MH = 1.008 g/mol
MCl = 35.45 g/mol
1 mol S
6,022 × 1023
Atome
1 mol C
6,022 × 1023
Atome
1 Mol Hg
6,022 × 1023
Atome
1 mol Cu
6,022 × 1023
Atome
1 mol Fe
6,022 × 1023
Atome
Atombau
Die molare Masse einer Verbindung (Molekülmasse)
Ein Mol einer Verbindung enthält 6,022045 × 1023 Moleküle dieser
Verbindung.
Eine Verbindung wiegt soviel, wie ihre Molekülmasse angibt. Die
Molekülmasse ist die Summe der Atommassen. Man spricht von
der molaren Masse M der Verbindung. Sie wird in g / mol
angegeben.
Je höher die Molmasse, desto mehr wiegt ein Mol der Verbindung.
MHCl = 1.008 + 35.45 = 36.458 g/mol (Chlorwasserstoff)
MC2H5OH = 2 x 12.01 + 6 x 1.008 + 1 x 15.999 = 46.067 g/mol (Ethanol)
MC9H8O4 = 9 x 12.01 + 8 x 1.008 + 4 x 15.999 = 180.15 g/mol (Aspirin)
MC29H50O2 = 29 x 12.01 + 50 x 1.008 + 2 x 15.999 = 430.29 g/mol (Vitamin E)
MInsulin = ~ 6000 g/mol
MCellulose = ~ 1*106 g/mol
Die chemische Bindung
Eine chemische Bindung zwischen Atomen wird durch Elektronen
vermittelt. Sie bildet sich freiwillig aus, wenn das daraus resultierende
Molekül eine geringere Energie (E) als die Ausgangsstoffe aufweist.
•
Ionenbindung: Kompletter Transfer eines oder mehrerer
Elektronen zwischen den bindenden Atomen
E [Na(g) + Cl(g)] > E [Na+Cl-]
•
Kovalente Bindung: Die bindenden Atome teilen sich
Elektronen (Bindungs-Elektronenpaar)
E [N2(g) + 3 H2(g)] > E [2 NH3]
An der Bindungsbildung sind nur Valenzelektronen beteiligt.
Ionenbindung
• Abgabe von einem oder mehreren
Valenzelektronen eines Atoms an ein
anderes. Beide erreichen eine stabile
Elektronenkonfiguration
(Edelgaskonfiguration).
• Bildung von positiv geladenen Kationen
(z.B.: Na+, Ca2+) und negativ geladenen
Anionen (z.B. Cl-, S2-)
• Metalle werden zu Kationen, Nichtmetalle
zu Anionen.
• Elektronegative Elemente tendieren zur
Elektronenaufnahme (Halogene,
Chalkogene), elektropositive Elemente zur
Elektronenabgabe (Alkali-, Erdalkalimetalle).
Na .
+
.. .
.Cl .
..
NaCl
.. _
..]
Na+ [..Cl
..
Verbindungen mit Ionenbindung sind (meist) Salze oder salzartig, d.h.
kristallin, spröde, hochschmelzend. Viele dissoziieren in Wasser (Trennung
in solvatisierte Kationen und Anionen).
Kovalente Bindung
Die kovalente Bindung zwischen zwei Atomen entsteht durch
gegenseitige Beteiligung an einem oder mehreren
Elektronenpaaren.
Beide Bindungspartner erreichen dadurch eine stabile (Edelgas-)
Elektronenkonfiguration. Für die Elemente der 2. Periode (Li, Be, B,
C, N, O, F) gilt streng die Oktettregel (acht Elektronen in der
Außenschale).
Cl2
Die kovalente Bindung (ein Bindungselektronenpaar) wird in
der Konstitutionsformel als einfacher Strich dargestellt, z.B.
Cl-Cl (Cl2), oder H-H (H2), H-Cl, C-O, C-C, C-Cl, O-H.
Die kovalente Bindung
Einsame Elektronenpaare sind an einem Atom lokalisiert und
nicht an der Bindung beteiligt. Jedes Halogenatom hat z.B.
drei einsame Elektronenpaare.
Die Anzahl der Elektronen, die ein Atom in Bindungen einbringt, ist
seine Valenz. Die Valenz von Wasserstoff ist 1, die von Kohlenstoff
4. Ein Element kann verschiedene Valenzen haben, z.B. Schwefel:
SO2: 4, SO3: 6, H2S: 2.
Die polar-kovalente Bindung
Ionenbindung und kovalente Bindung sind „Extremfälle“ der
chemischen Bindung. C-C-Bindungen sind meist rein kovalent.
Häufig liegt die Natur einer chemischen Bindung „dazwischen“:
die polar-kovalente Bindung. Je größer der Unterschied der
Elektronegativität der Bindungspartner, desto polarer wird die
kovalente Bindung.
Die sog. Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines
Atoms, das bindende Elektronenpaar zu sich zu ziehen.
Der stärker elektronegative Bindungspartner trägt die negative
Partialladung (Teilladung).
δ+H-Clδδ+C-Oδ-
Kohlenstoff und die kovalente Bindung
• Kohlenstoff hat vier Außenelektronen (4 freie Valenzen)
• geringe Neigung zur Elektronenaufnahme (C4-) oder
Elektronenabgabe (C4+)
• Ausbildung kovalenter Bindungen
• Durch Ausbildung von vier gemeinsamen Elektronenpaaren erhält
Kohlenstoff acht Außenelektronen, die stabile NeonElektronenkonfiguration wird erreicht.
• C-C
• C-H
• C-Cl, C-N, C-O
kovalent, stabil, kein Dipolmoment (unpolar)
kovalent, stabil, sehr geringes Dipolmoment
polar-kovalent, Dipolmoment,
Kohlenstoff trägt die positive Partialladung
Kohlenstoff und die kovalente Bindung
H
..
H : .C. : H
H
H
.. ..
H : .C. : Cl
.. :
H
.. H
..
H:C
.. : H
.. : C
H
H
H H
H
H
H
H
C
C
H
H
C
H
H
Methan
H
C
_
Cl
_
H
Chlormethan
H
Ethan
H
Kovalente Mehrfachbindungen
Die an der Bindung beteiligten Atome stellen mehr als ein
Bindungselektronenpaar zur Verfügung.
Zwei Elektronenpaare:
Drei Elektronenpaare:
..
..
.O
. :: C :: O. .
Doppelbindung
Dreifachbindung
H..
..
.C
. :: O. .
H
..
H : C .. .. N ..
..
H : C .. .. C : H
H
H
H
O=C=O
C
O
C
N
C
C
H
H
Kohlendioxid
Formaldehyd
Blausäure
(Cyanwasserstoff)
Ethin
(Acetylen)
Kohlenstoff und kovalente Bindungen
H
H
H
C
C
H
H
Ethan
H
H
H
C
C
H
H
C
C
H
H
Ethen
Ethin
Alle organischen Verbindungen sind aus Kombinationen von
Kohlenstoffatomen aufgebaut, die durch Einfach-, Doppelund Dreifachbindungen miteinander verknüpft sind. Die
unterschiedlichen Bindungsarten bedingen unterschiedliche
Geometrien am Kohlenstoff.
Die chemische Bindung: quantenchemische Beschreibung
Das wellenmechanische Atommodell betrachtet das Elektron
als stehende Welle.
Die Grundgleichung der Quantenchemie, die SchrödingerGleichung, verknüpft die Wellenfunktion des Elektrons mit
seiner potentiellen und kinetischen Energie.
H(ψ) = E•ψ
H = Hamilton-Operator
E = Gesamtenergie
ψ = Wellenfunktion des Elektrons
Mit Hilfe der Schrödinger-Gleichung können Wellenfunktionen
und Energien für die Elektronen in Atomen berechnet werden.
Für Moleküle gibt es nur Näherungslösungen.
Die räumliche Darstellung der Wellenfunktion eines Elektrons im
Atom wird als Atomorbital des Elektrons bezeichnet. Die
Wellenfunktion ψ ist der mathematische Ausdruck für die Orbitale.
Jedes Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt werden. Die
zwei Elektronen in einem Orbital haben immer einen
unterschiedlichen (entgegengesetzten) Spin.
Die graphische Darstellung eines Atomorbitals entspricht dem Raum,
in dem sich das Elektron mit 90%iger Wahrscheinlichkeit aufhält.
Die Wellenfunktion hängt sowohl vom Abstand zum Kern r als
auch von den Polarkoordinaten θ und ϕ ab: Ψ = Ψ (r, θ, ϕ).
Orbitale
Es gibt vier Arten von Orbitalen: s-, p-,d- und f-Orbitale.
s
p
d
f
sharp
principal
diffus
fundamental
Anzahl
1
3
5
7
Anzahl Elektronen
2
6
10
14
Jedes Orbital im Energiediagramm kann maximal zwei Elektronen
aufnehmen.
Kohlenstoff im Grundzustand
hat Elektronen nur in s- und pOrbitalen, für die organische
Chemie sind daher nur die sund p-Orbitale von Bedeutung.
„Steckbrief“ eines Elektrons: die Quantenzahlen n, l, m, s
Die Wellenfunktion eines Elektrons ist
durch vier Quantenzahlen festgelegt.
HAUPTQUANTENZAHL (n)
n legt die Energie des Elektrons fest („Schale“ oder „Periode“ im PSE).
NEBENQUANTENZAHL (l): s, p, d oder f.
Jede „Schale“ n wird in (n-1) „Unterschalen“ unterteilt: l = 0, 1, 2, n - 1.
l legt die „Form“ des Orbitals fest.
n=1
n=2
n=3
n=4
l=0
l = 0, l = 1
l = 0, l = 1, l =2
l = 0, 1, 2, 3
1 Unterschale: s
2 Unterschalen: s und p
3 Unterschalen: s, p und d
4 Unterschalen: s, p, d und f
„Steckbrief“ eines Elektrons: die Quantenzahlen n, l, m, s
MAGNETQUANTENZAHL (m): px, py oder pz
Jedes Orbital („Unterschale“) l kann (2l+1) Ausrichtungen haben:
-l, -l+1,...0...l-1, l, m legt die räumliche Lage der Orbitale fest.
l=0
l=1
l=2
l=3
ml = 0
ml = +1, 0, -1
ml = +2, +1, 0, -1, -2
ml = +3, bis -3
(2l + 1) = 1
(2l + 1) = 3
(2l + 1) = 5
(2l + 1) = 7
1 s-Orbital
3 p-Orbitale
5 d-Orbitale
7 f-Orbitale
SPINQUANTENZAHL (s): ↑ oder ↓
Jedes Elektron kann zwei „Spinrichtungen“ haben: +1/2 oder -1/2
s legt den Spin des Elekrons fest.
Orbitale
Es gibt vier Arten von Orbitalen: s-, p-,d- und f-Orbitale.
Keine zwei Elektronen in einem Atom stimmen in allen vier
Quantenzahlen überein (Pauli-Prinzip).
Zwei Elektronen innerhalb eines Orbitals haben die gleiche
Wellenfunktion, denn sie besetzen das gleiche Orbital.
n, l, und ml sind für diese zwei Elektronen gleich.
Elektronen in einem Orbital unterscheiden sich im Wert für s:
sie haben entgegengesetzte Spins (gepaarte Elektronen,
Elektronenpaar). Jedes Orbital im Energiediagramm kann
somit maximal zwei Elektronen aufnehmen.
Für die organische Chemie sind (fast) nur die s- und p-Orbitale
von Bedeutung.
Das s-Orbital
• kugelförmig
• n >0, l = 0
• mit höherem Energieniveau
wird der “Kugeldurchmesser”
größer
s-Orbital
Die drei p-Orbitale
py
px
+
pz
-
+
+
-
• hantelförmig, nicht kugelsymmetrisch
• n > 1, l = 1 (Unterschale) , m = -1, 0, +1 (räumliche Ausrichtung)
• p-Orbitale sind räumlich gerichtet in x-, y-, und z-Richtung, sie stehen
senkrecht aufeinander.
• Durch den Atomkern verläuft je eine “Knotenebene”, in der die
Aufenthaltswahrscheinlichkeit 0 ist.
• p-Orbitale höherer Hauptquantenzahl (3p, 4p) sind „größer“ (die
größte Ladungsdichte wird weiter vom Kern entfernt erreicht).
Die fünf d-Orbitale
• doppelhantelförmig
• n > 2, l = 2 (Unterschale)
• m = -2, -1, 0, +1, +2
• 5 verschiedene Formen
und Ausrichtungen
• Nebengruppenelemente
+
+
+
dyz
+
+
x
y
-
dx2-y2
-
+
y
dzx
-
z
+
-
-
z
-
+
+
dxy
z
x
-
x
+
dz2
y
Die sieben f-Orbitale
• komplex geformt
• n > 3, l = 3 (Unterschale)
• m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
• 7 verschiedene Formen / Ausrichtungen
• Lanthanide, Aktinide
l=2
d
l=1
p
l=0
s
l=1
p
l=0
s
l=0
s
Die chemische Bindung
= Überlappung von Atomorbitalen
= Atome “nutzen” Elektronen gemeinsam
Überlappung von Atomorbitalen führt zur Ausbildung von
Molekülorbitalen, die Bindungselektronen “gehören” jetzt mehreren
Atomen (Bindungselektronenpaare). Es gilt stets: ΣAO = ΣMO.
σ∗ (antibindend)
Energie
HA
σ (bindend)
HA-HB
HB
Die Bindungsstärke einer chemischen Bindung ist durch die
Dissoziationsenergie (EDiss) festgelegt, z. B.:
H-Cl(g) → H(g) + Cl(g)
EDiss = 419 kJ/mol
Atomorbitale (AO) des Kohlenstoffatoms
Kohlenstoff steht in der 2. Periode und
vierten Hauptgruppe des Periodensystems.
C hat vier Außenelektronen, die sich an
vier kovalenten Bindungen beteiligen.
Elektronenkonfiguration im Grundzustand: 1s2, 2s2, 2p2
Atomorbitale (AO) des Kohlenstoffatoms
Frage: In Verbindungen, z.B. Methan CH4, geht C
vier gleichwertige Bindungen ein. Wie paßt das zur
Elektronenkonfiguration?
Antwort: In allen organischen Verbindungen existieren Hybridorbitale
(Mischformen) aus den 2s- und 2p-Orbitalen des Kohlenstoffs.
Elektronenkonfiguration in Verbindungen mit Einfachbindung: sp3
2p
sp3
2s
Energie
Die Energie der sp3-Hybridorbitale ist höher als die des 2s-AO und etwas geringer
als die der 2p-AO.
sp3-Hybridorbitale: die Einfachbindung
Aus einem 2s-Orbital und
drei 2p-Orbitalen werden
vier gleichwertige sp3Hybridorbitale gebildet.
+
z
"
z
y
x
"
y
x
sp3-Hybridorbitale sind nach den Ecken eines regelmäßigen Tetraeders ausgerichtet
(Tetraederwinkel von 109.5°). sp3-Hybridorbitale sind verschoben hantelförmig.
sp3-Hybridorbitale: die Einfachbindung
sp3-Hybridorbitale liegen bei allen Einfachbindungen von Kohlenstoff vor.
Einfach gebundener Kohlenstoff hat eine tetraedrische Geometrie.
Einfachbindungen sind rotationssymmetrisch um die Bindungsachse
angeordnet, man spricht von σ-Bindungen.
C-C-Einfachbindung:
C-H-(Einfach)bindung:
C-Cl-(Einfach)bindung:
sp3-sp3-σ-Bindung
sp3-s-σ-Bindung
sp3-p-σ-Bindung
sp3-Hybridorbitale: die Einfachbindung
C-C-Einfachbindung: sp3-sp3-σ-Bindung
C-H-(Einfach)bindung: sp3-s-σ-Bindung
Methan
Ethan
Jedes Kohlenstoffatom mit vier Einfachbindungen ist tetraedrisch
von seinen vier Bindungspartnern umgeben. sp3-sp3-σ-Bindungen
und alle anderen σ-Bindungen sind frei drehbar.
sp3-Hybridorbitale: die Einfachbindung
Beispiele:
C-C
C-H
C-Cl
C-O
C-N
Ethan
Länge der C-C-Einfachbindung: 0.154 nm
sp2-Hybridorbitale: die Doppelbindung
Aus einem 2s-Orbital und zwei 2p-Orbitalen (2px, 2py) werden
drei gleichwertige sp2-Hybridorbitale gebildet. Das pz-Orbital
bleibt unverändert.
2p
p
sp 2
2s
Energie
Die Energie der sp2-Hybridorbitale ist höher als die des 2s-AO und
geringer als die des 2pz-AO.
sp2-Hybridorbitale: die Doppelbindung
sp2-Hybridorbitale sind in die Ecken
eines gleichseitigen Dreiecks
gerichtet, (Winkel von 120°), das
2pz-AO steht darauf senkrecht.
sp2-Hybridorbitale sind ebenfalls
verschoben hantelförmig.
Bindungen durch seitliche
Überlappung von freien (nicht
hybridisierten) p-Orbitalen heißen
π-Bindungen. π-Bindungen sind
nicht frei drehbar.
sp2-Hybridorbitale: die Doppelbindung
sp2-Hybridorbitale liegen bei allen Doppelbindungen von Kohlenstoff vor.
Doppelt gebundener Kohlenstoff hat eine trigonale Geometrie.
C-C-Doppelbindung:
C-H-(Einfach)bindung:
- eine σ-Bindung (sp2-sp2-σ-Bindung)
- eine π-Bindung (Überlappung der zwei
parallel stehenden 2pz- Orbitale: 2pz-2pz-πBindung)
sp2-s-σ-Bindung
sp2-Hybridorbitale: die Doppelbindung
C-C-Doppelbindung: sp2-sp2-σ- und 2pz-2pz-π-Bindung
C-H-(Einfach)bindung: sp2-s-σ-Bindungen
2pz-2pz-p-Bindungen sind nicht frei drehbar, da die π-Bindung gebrochen werden
müßte. Die Bindungsverhältnisse bei Doppelbindungen des Kohlenstoffs mit anderen
Elementen (O, N) sind analog. Die Doppelbindung besteht aus einer sp2-p-σ-Bindung
und einer 2pz-p-π-Bindung.
sp2-Hybridorbitale: Die Doppelbindung
Beispiele:
C
C
Ethen (Alkene)
C
O
Carbonylverbindungen
(Ketone, Aldehyde)
Besondere Formen der Doppelbindungsanordnung:
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
Isolierte Doppelbindung
Konjugierte Doppelbindung
Kumulierte Doppelbindung
Länge der C-C-Doppelbindung: 0.134 nm (C-C: 0.154 nm)
sp-Hybridorbitale: die Dreifachbindung
Aus einem 2s-Orbital und einem 2p-Orbital (2px) werden zwei gleichwertige
sp2-Hybridorbitale gebildet. Die pz- und py-Orbitale bleiben unverändert.
2p
2s
p
sp
Ener gi e
Die Energie der sp-Hybridorbitale ist höher als die des 2s-AO und
geringer als die des 2pz-AO.
Die 2pz- und 2py-Orbitale stehen senkrecht zu den sp-Hybridorbitalen.
sp-Hybridorbitale sind ebenfalls verschoben hantelförmig.
sp-Hybridorbitale:
Die Dreifachbindung
sp-Hybridorbitale liegen bei
allen Dreifachbindungen von
Kohlenstoff vor.
Dreifach gebundener
Kohlenstoff hat eine lineare
Geometrie.
C-C-Dreifachbindung:
C-H-(Einfach)bindung:
- eine σ-Bindung (sp-sp-σ-Bindung)
- zwei π-Bindungen (Überlappung der zwei parallel
stehenden 2py-Orbitale und der senkrecht dazu parallel
stehenden 2pz-Orbitale : 2py-2py-π-Bindung und 2pz2pz-π-Bindung)
sp-s-σ-Bindung
sp-Hybridorbitale: die Dreifachbindung
C-C-Dreifachbindung: sp-sp-σund zwei 2p-2p-π-Bindungen
C-H-(Einfach)bindung: sp-s-σBindungen
Die Bindungsverhältnisse bei
Dreifachbindungen des Kohlenstoffs
mit anderen Elementen (N) sind analog.
Die Dreifachbindung besteht dann aus
einer sp-p-σ-Bindung, einer 2pz-p-πBindung und einer 2py-p-π-Bindung.
sp-Hybridorbitale: die Dreifachbindung
Beispiele:
C
C
C
Ethin (Alkine)
C
N
Nitrile, Cyanide
C
C
Kumulierte Doppelbindung
Länge der C-C-Dreifachbindung: 0.120 nm
(C-C: 0.154 nm, C=C: 0.134 nm)
Aromatische Verbindungen
Grundkörper der Aromaten: Benzol
Ein besonders stabiler, energiearmer Bindungszustand liegt in aromatischen
Verbindungen (Aromaten) vor.
Die Kohlenstoffatome in Aromaten sind sp2-hybridisiert. Dabei entstehen aus einem 2sOrbital und zwei 2p-Orbitalen (2px, 2py) drei gleichwertige sp2-Hybridorbitale. Zwei
davon binden die nächsten Kohlenstoffe im aromatischen Ring, eines ein H oder einen
anderen Bindungspartner. Es entsteht ein regelmäßiges Sechseck.
Die sechs verbleibenden pz-Orbitale überlappen zu einer “Elektronenwolke”
(π-Elektronensextett). Die Ladung (Aufenthaltswahrscheinlichkeit) befindet
sich ober- und unterhalb der Ringebene.
Der Bindungswinkel beträgt 120°, die Bindungslänge (0.139nm) liegt zwischen
Einfach- (0.154nm) und Doppelbindung (0.134nm).
Aromatische Verbindungen
Aromatische Bindung:
drei σ-Bindungen
ein π-Elektronensextett (Überlappung der
sechs parallel stehenden 2pz- Orbitale)
C-H-(Einfach)bindung im Aromaten:
sp2-s-σ-Bindung
Damit eine aromatische Verbindung (Aromatizität) vorliegt,
müssen vier Voraussetzungen erfüllt sein:
1. Ringbildung
2. Vollständig konjugierte Doppelbindungen
3. Ebener Bau
4. (4n+2) π-Elektronen (Hückel-Regel, n= 0,1,2,3...)
Aromatische Bindungen sind nicht frei drehbar, da die das Elektronensextett
(π-Bindung) zerstört werden müßte. Der Kohlenstoff in Aromaten kann durch
andere Elemente (O, N) ersetzt werden. Diese steuern dann nichthybridiserte
p-Orbitale zum π-Elektronensextett bei.
Aromatische Verbindungen
H
Mesomerie
H
H
H
H
H
Alle Bindungen weisen den gleichen Abstand auf, also müssen
beide Kekulé-Strukturen gleichzeitig gültig sein.
Die Tatsache, daß der Zustand einer Verbindung nicht mit einer Formel beschrieben
werden kann, heißt Mesomerie. Die mesomeren Formeln werden auch
Grenzstrukturen oder Resonanzstrukturen genannt. Alle Aromaten sind typische
Resonanzhybride und Musterbeispiele für mesomere Strukturen.
Generell stabilisiert Resonanz ein Molekül durch Verringerung seiner Gesamtenergie.
Die Resonanzstrukturen haben eine idente atomare Anordnung, aber eine
unterschiedliche Anordnung von Elektronenpaaren.
Aromatische Verbindungen
Vergleich der Bindungstypen
Aromat, sp2 / π-Sextett
C-C
Bindungsabstand (nm)
0.154
Bindungswinkel (°)
109
Mittlere Bindungsenergie,kJ/mol 347
Hybridisierung
sp3
Einfachbindung, sp3
C(aromat.)
0.139
120
480
sp2,,π-Sextett
Doppelbindung, sp2
C=C
0.134
120
619
sp2
C=C
0.120
180
812
sp
Dreifachbindung, sp