Organische Chemie I. OC I Lehramt F. H. Schacher 1

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1 Organische Chemie I OC I Lehramt F. H. Schacher 1

2 Organisatorisches Kontakt: Felix H. Schacher IOMC, Lessingstr. 8, Raum jena.de Termine: Vorlesung: Freitag Uhr Hörsaal, Humboldtstraße 8 Klausur: Uhr Hörsaal, Humboldtstraße 8 Skript: jena.de/ IOMC, Lehre Organische Chemie I (Lehramt) (C LA I) OC I Lehramt F. H. Schacher 2

3 Organisatorisches Termine Einleitung Karfreitag Alkane Cycloalkane Stereoisomerie Halogenalkane / Substitution Eliminierung / Alkene entfällt Alkene / Alkine Aromaten I Aromaten II Alkohole Ether (Dies academicus) Amine / Fragen Klausur OC I Lehramt F. H. Schacher 3

4 Bücher Schmuck 29,90 Vollhardt 89,90 Brückner 79,99 OC I Lehramt F. H. Schacher 4

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6 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 OC I Lehramt F. H. Schacher 6

7 Begriff: Organische Chemie + Jena Friedlieb Ferdinand Runge Studium Medizin + Chemie (u.a. Jena) Promotion 1819 (Jena) Beschreibung von: Phenol Bakelit Anilin Koffein OC I Lehramt F. H. Schacher 7

8 Organische Chemie heute Verbindungen, die Kohlenstoff enthalten Medikamente Lebensmittel Zusatzstoffe Kunststoffe Farbstoffe OC I Lehramt F. H. Schacher 8

9 Periodensystem der Elemente OC I Lehramt F. H. Schacher 9

10 Chemische Bindung Atombindung Das bindende Elektronenpaar ist nicht gleichmäßig zwischen den Atomen verteilt unsymmetrische Bindung ein Dipol liegt vor Unpolar ΔEN = 0 Polar ΔEN = ,7 Die Bindungspolarisation wird durch δ+ und δ symbolisiert (Partialladungen). Beispiele Wasserstoff EN=2,1 Methan H EN=2,1 H C H H EN=2,5 Sauerstoff EN=3,5 Chlormethan H EN=3,0 H C Cl H EN=2,5 OC I Lehramt F. H. Schacher 10

11 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

12 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

13 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: C 2 H 6 O OC I Lehramt F. H. Schacher 13

14 Molekülorbitale a) Orbitale Durch Endüberlappung zweier einfach besetzter Atomorbitale. Die Elektronendichte ist auf der Kernverbindungsachse lokalisiert. Bindung H H H C C C C Cl b) Orbitale Durch seitliche Überlappung zweier einfach besetzter Atomorbitale. Die Elektronendichte ist ober und unterhalb der Kernverbindungsachse lokalisiert. Bindung Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007 C=C OC I Lehramt F. H. Schacher 14

15 Hybridisierung Kohlenstoff besitzt im Grundzustand die Elektronenkonfiguration 1s 2, 2s 2, 2p 2. Von den 4 Valenzelektronen liegen 2 als Elektronenpaar (2s 2 ) und 2 frei (ungepaart, 2p 2 ) vor. Theoretisch wäre Kohlenstoff zweibindig mit einem Bindungswinkel von 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

16 Hybridisierung a) sp 3 Orbitale Durch Hybridisierung eines s und dreier p Orbitale entstehen vier sp 3 Hybridorbitale. Ein sp 3 Orbital ist energieärmer als ein p Orbital, aber energiereicher als ein s Orbital. Hybridorbitale gleicher Art sind entartet (energetisch gleichartig)! Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007 OC I Lehramt F. H. Schacher 16

17 Hybridisierung b) sp 2 Orbitale Durch Hybridisierung eines s und zweier p Orbitale entstehen drei sp 2 Hybridorbitale. c) sp Orbitale Durch Hybridisierung eines s und eines p Orbitales entstehen zwei sp Hybridorbitale. Pearson Studium, P. Bruice, Organische Chemie, 5. Aufl., 2007 OC I Lehramt F. H. Schacher 17

18 Hybridisierung Bindungsmodelle Kohlenstoff : Einfachbindung 154 pm Ethan (C 2 H 6 ) Kohlenstoff: Doppelbindung Ethen (C 2 H 4 ) 134 pm Breitmaier/Jung, Organische Chemie, 4. Auflage 2001 OC I Lehramt F. H. Schacher 18

19 Hybridisierung Kohlenstoff : Dreifachbindung Überlappung zweier sp Hybridorbitale und zweimal zwei p Orbitalen. Ethin (C 2 H 2 ) 120 pm OC I Lehramt F. H. Schacher 19

20 Hybridisierung Zusammenfassung: Bindungstypen zwischen Kohlenstoffatomen Bindung Bindende Orbitale sp 3 sp 2, p z sp, p y, p z Bindungstyp + z + y + z Winkel zw. den Bindungen 109, Bindungslängen [pm] Bindungsenergie [kj*mol 1 ] freie Drehbarkeit um C C ja nein nein OC I Lehramt F. H. Schacher 20

21 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:! Da Resonanzformeln hypothetischer Natur sind, lassen sich die ihnen entsprechenden Spezies weder beobachten noch isolieren! 2- O O O Resonanzhybrid OC I Lehramt F. H. Schacher 21

22 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

23 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

24 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

25 Reaktionspartner Radikal: Teilchen mit mind. einem ungepaarten Elektron Nucleophil: Elektronenpaar Donator Anion oder Gruppe mit freiem Elektronenpaar oder elektronenreicher Π Bindung Elektrophil: Elektronenpaar Akzeptor Kation mit einer Elektronenlücke oder Gruppe mit positiver Polarisierung 25

26 Reaktionen, Kinetik, Thermodynamik Organisch Chemische Reaktionen können meist einem von sieben Hauptreaktionstypen zugeordnet werden: ADDITION ELIMINIERUNG SUBSTITUTION A + B C C A + B A B + C A C + B KONDENSATION A + B C + D D... kleines Molekül (H 2 O o. HX) UMLAGERUNG ISOMERISIERUNG REDOXREAKTION A B A B A B OC I Lehramt F. H. Schacher 26

27 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

28 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) Carbokationen z.b. R 3 C + b) Carbanionen z.b. R 3 C: c) Radikale z.b. CR 3 d) Carbene z.b. :CR 2 e) Radikal Ionen z.b. (R 2 C=O ) OC I Lehramt F. H. Schacher 28

29 Reaktive Zwischenstufen Hybridisierung reaktiver Zwischenstufen: OC I Lehramt F. H. Schacher 29

30 Carbokationen (Carbeniumionen) Carbeniumionen besitzen an einem C Atom eine positive Ladung (R 3 C + ) (6 statt 8 Valenzelektronen). Trigonale, planare Struktur (sp 2 hybridisiertes Kation). Stabilisierung durch +I Effekt von Alkylgruppen (Elektronen Donoren), Hyperkonjugation (Delokalisierung von Bindungselektronen) und mesomere Effekte. Carbokationen werden gebildet durch: S N 1 Reaktionen Zerfall von Diazonium Ionen Addition eines Protons an z.b. Alkene Folgereaktionen von Carbokationen: Reaktionen mit einem Nucleophil (S N 1) Abspaltung eines Protons (E1) Umlagerungen Anlagerung an eine Mehrfachbindung OC I Lehramt F. H. Schacher 30

31 Carbokationen (Carbeniumionen) Hyperkonjugation STABILITÄT von Carbokationen: methyl < primär << sekundär < tertiär < allyl < benzyl REAKTIVITÄT von Carbokationen: methyl > primär >> sekundär > tertiär > allyl > benzyl Volhardt/Shore, Organische Chemie, 4. Auflage, 2006 OC I Lehramt F. H. Schacher 31

32 Carbanionen Carbanionen besitzen an einem C Atom eine negative Ladung (R 3 C: )(Elektronenoktett). Tetraedrische Struktur (sp 3 hybridisiertes Anion). Carbanionen werden gebildet durch: Deprotonierung (Verhalten als Säure) durch starke Basen (z.b. BuLi, NaNH 2 ) 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

33 Radikale Radikale sind Teilchen mit einem oder mehreren ungepaarten Elektronen ( CR 3 ). 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

34 Carbene Carbene sind Teilchen mit einem neutralen, zweibindigen C Atom (:CR 2 ) (Elektronensextett). Zwei elektronische Zustände sind möglich: Singulett und Triplett Carben Struktur. Beispiel: Carben (Methylen) aus Diazomethan. OC I Lehramt F. H. Schacher 34