1_Einleitung

Organische Chemie I
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
1
Organisatorisches
• Kontakt:
Felix H. Schacher
IOMC, Lessingstr. 8, Raum 122
Email: felix.schacher@uni‐jena.de
• Termine:
Vorlesung:
Freitag 12‐14 Uhr
Hörsaal, Humboldtstraße 8
Klausur:
11.07.2016
08‐10 Uhr Hörsaal, Humboldtstraße 8
• Skript:
http://www.chemgeo.uni‐jena.de/
 IOMC, Lehre
 Organische Chemie I (Lehramt) (C‐LA‐I)
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
2
Organisatorisches ‐ Termine
07.04.2017
Einleitung
14.04.2017
Karfreitag
21.04.2017
Alkane
28.04.2017
Cycloalkane
05.05.2017
Stereoisomerie
12.05.2017
Halogenalkane / Substitution
19.05.2017
Eliminierung / Alkene
26.05.2017
entfällt
02.06.2017
Alkene / Alkine
09.06.2017
Aromaten I
16.06.2017
Aromaten II
23.06.2017
Alkohole
30.06.2017
Ether
07.07.2017
Amine / Fragen
11.07.2017
Klausur
(Dies academicus)
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
3
Bücher
Schmuck
29,90 €
Vollhardt
89,90 €
Brückner
79,99 €
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
4
Begriff: Organische Chemie
18. Jahrhundert: Isolierung von Reinstoffen
1769: Weinsäure
1773: Harnstoff
1806: erstmalig „Organische Chemie“ für Stoffe aus Organismen
Jakob Berzelius
(„vis vitalis“)
1828:
Synthese von Harnstoff aus Ammoniumcyanat
Friedrich Wöhler
„Paragdigmenwechsel“
1800‐1882
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
http://wikipedia.org
6
Begriff: Organische Chemie + Jena
Friedlieb Ferdinand Runge
Studium Medizin + Chemie (u.a. Jena)
Promotion 1819 (Jena)
Beschreibung von:
1794‐1867
Anilin
Phenol
Koffein
Bakelit
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
http://wikipedia.org
7
Organische Chemie heute
„Verbindungen, die Kohlenstoff enthalten“
Medikamente
Lebensmittel‐
Zusatzstoffe
Kunststoffe
Farbstoffe
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
8
Periodensystem der Elemente
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
9
Chemische Bindung
Das bindende Elektronenpaar ist nicht gleichmäßig zwischen den Atomen verteilt  unsymmetrische Bindung  ein Dipol liegt vor
Atombindung
Die Bindungspolarisation wird durch δ+ und δ‐ symbolisiert (Partialladungen).
Unpolar
Polar
ΔEN = 0
ΔEN = 0 ... 1,7
Beispiele
• Wasserstoff
EN=2,1
H
• Methan
H
• Sauerstoff
EN=3,5
• Chlormethan
H
EN=2,1
C
H
H
EN=2,5
H
C
EN=3,0
Cl
H
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
EN=2,5
10
Darstellung organischer Moleküle
• Die Summenformel gibt die Anzahl der verschiedenen Atome im Molekül an.
• Die Strukturformel gibt an, wie die Atome miteinander verbunden sind.
LEWIS‐Formeln (Valenzstrichformeln)
Schreibweise zur Darstellung organischer Moleküle.
Regeln zum Aufstellen von LEWIS‐Formeln:
1. Zeichnen des Molekülgerüstes
2. Ermittlung der Anzahl der Valenzelektronen
3. Aufteilen der Bindungselektronen(‐paare) nach Oktettregel
4. Ermitteln der Formalladungen
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
11
Darstellung organischer Moleküle
Summen‐
Formel
LEWIS‐Formel
(Valenzstrich‐Formel)
Skelett‐Formel
Name
Methan
Ethen
Protonierter Acetaldehyd
n‐Propanol
typische Elemente
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
12
Weitere Begriffe
• Struktur ... jegliche Ordnung (Organisation) von Teilchen, z.B. Atomen
 Moleküle ... sind aus Atomen aufgebaut
 Verbindung ... besteht aus der gleichen Sorte von Molekülen
• Formel ... beschreibt die Zusammensetzung nach Art und Anzahl der Atome im Molekül (Summenformel) bzw. gibt an, wie die Atome im Molekül untereinander verbunden sind (Strukturformel bzw. Konstitutionsformel)
 Skelettformel ... verkürzte Darstellung organischer Moleküle
• Konstitutionsisomere ... besitzen die gleiche Summenformel, aber unterschiedliche Strukturformeln
Beispiel:
C2H6O
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
13
Molekülorbitale
a)  ‐Orbitale
 Durch „Endüberlappung“ zweier einfach besetzter Atomorbitale.
 Die Elektronendichte ist auf der Kernverbindungsachse lokalisiert.
H–H
H–C
C–C
‐Bindung
C–Cl
‐Bindung
b) ‐Orbitale
Durch seitliche Überlappung zweier einfach besetzter Atom‐
orbitale.
 Die Elektronendichte ist ober‐ und unterhalb der Kernverbindungsachse lokalisiert.
C=C
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007
14
Hybridisierung
• Kohlenstoff besitzt im Grundzustand die Elektronen‐
konfiguration 1s2, 2s2, 2p2.
• Von den 4 Valenzelektronen liegen 2 als Elektronenpaar
(2s2) und 2 frei (ungepaart, 2p2) vor. Theoretisch wäre Kohlenstoff zweibindig –
mit einem Bindungswinkel von 90°...
Oktettregel könnte nicht erfüllt werden!
Experimentell: Kohlenstoff ist vierbindig! (z. B. Methan, Bindungswinkel = 109°)
Methan: Stab‐, Kugel‐Stab‐ und Kalottenmodell
Lösung: HYBRIDISIERUNG
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
15
Hybridisierung
a) sp3‐Orbitale
 Durch Hybridisierung eines s‐ und dreier p‐Orbitale entstehen vier sp3‐Hybridorbitale.
 Ein sp3‐Orbital ist energieärmer als ein p‐Orbital, aber energiereicher als ein s‐Orbital.
Hybridorbitale gleicher Art sind entartet (energetisch gleichartig)!
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007
16
Hybridisierung
b) sp2‐Orbitale
 Durch Hybridisierung eines s‐
und zweier p‐Orbitale entstehen drei sp2‐Hybridorbitale.
c) sp‐Orbitale
 Durch Hybridisierung eines s‐
und eines p‐Orbitales entstehen zwei sp‐Hybridorbitale.
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007
17
Hybridisierung – Bindungsmodelle
Kohlenstoff : Einfachbindung
Ethan (C2H6)
154 pm
Ethen (C2H4)
Kohlenstoff: Doppelbindung
134 pm
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Breitmaier/Jung, Organische Chemie, 4. Auflage 2001
18
Hybridisierung
Ethin (C2H2)
Kohlenstoff : Dreifachbindung
• Überlappung zweier sp‐Hybridorbitale und zweimal zwei p‐Orbitalen.
120 pm
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
19
Hybridisierung
Zusammenfassung: Bindungstypen zwischen Kohlenstoffatomen
Bindung
sp3
sp2, pz
sp, py, pz

 + z
 + y + z
109,5°
120°
180°
Bindungslängen [pm]
154
134
120
Bindungsenergie [kJ*mol‐1]
331
620
812
ja
nein
nein
Bindende Orbitale
Bindungstyp
Winkel zw. den Bindungen
freie Drehbarkeit um C‐C
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
20
Mesomerie
Der Begriff Mesomerie (Resonanz) wird angewendet, wenn eine chemische Struktur (Molekül, Übergangszustand) nicht durch eine einzige Valenzstrichformel (LEWIS‐Formel) – in diesem Falle auch Grenzformel
oder Grenzstruktur genannt – befriedigend beschrieben werden kann.
• Es existieren zwei oder mehrere Strukturen eines Moleküls oder Ions mit identischer Atom‐, aber unterschiedlicher Elektronenanordnung (NICHT Struktur).
• Der verwendete Mesomeriepfeil (↔) ist KEIN Gleichgewichtspfeil ( )!
 Mesomere Grenzstrukturen stehen in keinem chemischen Gleichgewichtsverhältnis.
RESONANZSTRUKTUREN MÜSSEN GÜLTIGE LEWIS‐STRUKTUREN SEIN!
Beispiel:
2O
O
O
! Da Resonanzformeln hypothetischer Natur sind, lassen sich die ihnen entsprechenden Spezies weder beobachten noch isolieren!
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Resonanzhybrid
21
Mesomerie
Regeln für Resonanzformeln bei Nicht‐Equivalenten Grenzformen:
1.
Größtmögliche Anzahl von Elektronenoktetts
2.
Negative Ladungen am Atom mit der größten, positive Ladungen am Atom mit der geringsten EN
3.
Möglichst geringe Ladungstrennung
4.
Oktettregel kann Ladungstrennung erzwingen
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
22
Klassifizierung organischer Verbindungen
a) Nach dem MOLEKÜLGERÜST (acyclisch, carbocyclisch, heterocyclisch).
b) Nach FUNKTIONELLEN GRUPPEN.
Funktionelle Gruppen (FG) sind Atome oder Gruppen von Atomen, die das chemische Verhalten organischer Verbindungen prägen und bei chemischen Umsetzungen (Reaktionen) eine Schlüsselfunktion einnehmen.
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
23
Oxidationsstufen
Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen:
1) Die Bindungselektronen eines jeden Atoms werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet. 2) Besitzen beide Bindungspartner die gleiche Elektronegativität, so werden jedem die Hälfte der Bindungselektronen zugeordnet. Damit erhalten die Atome einer C‐C‐Bindung immer den Wert Null (0).
3) Anschließend wird die Ladung des betreffenden Atoms ermittelt. Sie wird als Oxidationszahl mit römischen Ziffern angegeben; negative Oxidationszahlen erhalten ein Minus‐Vorzeichen, positive ein Plus‐
Vorzeichen.
4) Hilfsregel: Fluor hat immer –I, Sauerstoff –II und Wasserstoff +I
Wichtige Elektronegativitätswerte:
C: 2.5 H: 2.1 O: 3.5 N: 3.0 Cl: 3.0
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
24
Reaktionspartner
Radikal:
Teilchen mit mind. einem ungepaarten Elektron
Nucleophil:
Elektronenpaar‐Donator
Anion oder Gruppe mit freiem Elektronenpaar oder elektronen‐
reicher Π‐Bindung
Elektrophil:
Elektronenpaar‐Akzeptor
Kation mit einer Elektronenlücke oder Gruppe mit positiver
Polarisierung
25
Reaktionen, Kinetik, Thermodynamik
Organisch‐Chemische Reaktionen können meist einem von sieben Hauptreaktionstypen zugeordnet werden:
• ADDITION
A + B  C
• ELIMINIERUNG
C  A + B
• SUBSTITUTION
A‐B + C  A‐C + B
• KONDENSATION
A + B  C + D
• UMLAGERUNG
• ISOMERISIERUNG
• REDOXREAKTION
A  B
A  B
A  B
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
D ... kleines Molekül (H2O o. HX) 26
Reaktionsmechanismus
Als Reaktionsmechanismus bezeichnet man die genaue Abfolge aller
Elementarschritte innerhalb einer chemischen Reaktion, d.h. die Abfolge in der bei
der Umwandlung des Eduktes in das Produkt Bindungen gebrochen und neu geknüpft werden.
Beispiel:
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
27
Reaktive Zwischenstufen
• In der organischen Chemie treten häufig reaktive Zwischenstufen auf.
• Diese sind i.d.R. nicht isolierbar, jedoch nachweisbar (Spektroskopie). • Reaktive Zwischenstufen können zu ungewünschten Nebenreaktionen führen.
Häufige reaktive Zwischenstufen:
a)
b)
c)
d)
e)
Carbokationen
Carbanionen
Radikale
Carbene
Radikal‐Ionen
z.B. R3C+
z.B. R3C:‐
z.B. •CR3
z.B. :CR2
z.B. (R2C=O•)‐
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
28
Reaktive Zwischenstufen
Hybridisierung reaktiver Zwischenstufen:
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
29
Carbokationen (Carbeniumionen)
• Carbeniumionen besitzen an einem C‐Atom eine positive Ladung (R3C+)
(6 statt 8 Valenzelektronen).
• Trigonale, planare Struktur (sp2‐hybridisiertes Kation).
• Stabilisierung durch +I‐Effekt von Alkylgruppen (Elektronen‐Donoren), Hyperkonjugation
(Delokalisierung von Bindungselektronen) und mesomere Effekte.
• Carbokationen werden gebildet durch:
• SN1‐Reaktionen
• Zerfall von Diazonium‐Ionen
• Addition eines Protons an z.B. Alkene
• Folgereaktionen von Carbokationen:
• Reaktionen mit einem Nucleophil (SN1)
• Abspaltung eines Protons (E1)
• Umlagerungen
• Anlagerung an eine Mehrfachbindung
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
30
Carbokationen (Carbeniumionen)
Hyperkonjugation
STABILITÄT von Carbokationen:
methyl < primär << sekundär < tertiär < allyl < benzyl
REAKTIVITÄT von Carbokationen:
methyl > primär >> sekundär > tertiär > allyl > benzyl
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
Volhardt/Shore, Organische Chemie, 4. Auflage, 2006
31
Carbanionen
• Carbanionen besitzen an einem C‐Atom eine negative Ladung (R3C:‐)(Elektronenoktett).
• Tetraedrische Struktur (sp3‐hybridisiertes Anion).
• Carbanionen werden gebildet durch:
• Deprotonierung (Verhalten als Säure) durch starke Basen (z.B. BuLi, NaNH2)
• Entfernung einer positiven Abgangsgruppe (z.B. R‐Li)
• Folgereaktionen von Carbanionen:
• Abspaltung einer negativen Abgangsgruppe (z.B. X‐)  Bildung von Mehrfachbindungen (E1)
• Reaktion mit einem Elektrophil
STABILITÄT von Carbanionen:
methyl > primär > sekundär > tertiär
ACIDITÄT von Kohlenwasserstoffen:
Alkane < Alkene < Alkine
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
32
Radikale
• Radikale sind Teilchen mit einem oder mehreren ungepaarten Elektronen (•CR3).
• Fast planare Struktur.
• Stabilisierung durch +I‐Effekt, Hyperkonjugation (Alkylradikale) und Mesomerie (Allyl‐, Benzyl‐ und Phenylradikale).
• Schwächere Stabilisierung durch Alkylsubstituenten als bei Carbeniumionen.
• Radikale werden gebildet durch homolytische Spaltung von C‐H‐, C‐C‐ oder C‐X‐Bindungen.
Hyperkonjugation
STABILITÄT von Radikalen:
methyl < primär < sekundär < tertiär
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
33
Carbene
• Carbene sind Teilchen mit einem neutralen, zweibindigen C‐Atom (:CR2)
(Elektronensextett).
• Zwei elektronische Zustände sind möglich:
 Singulett‐ und Triplett‐Carben‐Struktur.
Beispiel: Carben (Methylen) aus
Diazomethan.
OC I Lehramt ‐ F. H. Schacher
34