Organische Experimentalchemie

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1 Dr. Franziska Thomas Georg-August-Universität Göttingen SoSe 2018 Veranstaltungsnummer: Organische Experimentalchemie Für Studierende der Humanmedizin, Zahnmedizin und Biologie (Lehramt) Marburg, 12. April 2018

2 I. Organisatorisches: Allgemeine Informationen und Termine Zielgruppe: Studierende der Humanmedizin, Zahnheilkunde und Biologie (Lehramt) SWS: 3 Vorlesungsbeginn: 8:00 st! Zeitaufteilung: ca. 90 min. Vorlesung + ca. 20 min. Übungen (integriert) Zeitraum: (14 Termine) Skript: wöchentlich zum Download bereitgestellt (Link: Sprechstunde: direkt im Anschluss an die Vorlesung (bei inhaltlichen Fragen) Organisation: Fragen zu Organisatorischem sind an Herrn Prof. Neumüller zu richten 2

3 I. Organisatorisches: Allgemeine Informationen und Termine Klausurtermine: 1. Klausurtermin: ; 09:00-10:30 h (alle) 2. Klausurtermin: ; 18:30-20:00 h (Humanmedizin und Zahnmedizin) 3. Klausurtermin: ; 09:00-10:30 h (Biologie) Ort, Zeit, Zuteilung: 3

4 I. Organisatorisches: Allgemeine Informationen und Termine Literaturempfehlungen: 1. A. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, S. C. Zeeck, Chemie f. Mediziner, 8. Aufl., 2014 Elsevier GmbH, München 2. B. Krieg, C. Janiak, Chemie für Mediziner und Studierende anderer Life Sciences, Auflage: 7., 2004, Gruyter 3. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 4. P. Y. Bruice, Organische Chemie, Pearson, u.v.m. 4

5 I. Organisatorisches: Vorlesungsinhalte und Lernziele Inhaltsverzeichnis: 1. Einführung in die Organische Chemie 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 3. Grundlegende Reaktionsklassen und wichtige reaktive Intermediate 4. Alkane 5. Alkene 6. Alkine 7. Aromatische Kohlenwasserstoffe 8. Thermodynamik und Kinetik chemischer Reaktionen 9. Struktur und Reaktionen funktioneller Gruppen 10. Grundlagen der Stereochemie 11. Organische Moleküle in lebenden Systemen (Biomoleküle) 5

6 I. Organisatorisches: Vorlesungsinhalte und Lernziele Lernziele: 1. Erwerb von Grundlagenkenntnissen über organische Moleküle a. Sicherer Umgang mit Stoffklassen (funktionelle Gruppen) b. Strukturelle Merkmale (er)kennen und zeichnen können 2. Grundlegende chemische Reaktionen beschreiben und darstellen können a. Reaktionsklassen (er)kennen und grafisch darstellen können b. Reaktive Intermediate benennen und deren Struktur grafisch wiedergeben können c. Aufstellen von Reaktionsgleichungen 3. Stereochemische Eigenschaften organischer Verbindungen beschreiben und darstellen können a. Isomerien erkennen und Moleküle gemäß stereochemischer Kriterien einteilen können 4. Kenntnisse über die wichtigsten Moleküle lebender Systeme besitzen 6

7 1. Einführung: Relevante Elemente der organischen Chemie 1 18 H He Li Be PSE, grob nach Wichtigkeit der Elemente für die OC markiert (ohne Vollständigkeit!) B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La/Ln Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rd Fr Ra Ac/An Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og s-block d-block p-block 1. Einführung in die Organische Chemie 7

8 1. Einführung: Untersuchungsgebiet der organischen Chemie Definition: Die Organische Chemie (OC, Organik) befasst sich mit Verbindungen und Reaktionen organischer Moleküle, die: Beispiel: immer ein oder mehrere Kohlenstoffatome, (C) immer ein oder mehrere Wasserstoffatome, (H) Sehr häufig Sauerstoff- und Stickstoffatome, (O, N) gelegentlich Phosphor- und Schwefelatome enthalten (P, S) anorganisch: organisch: anorganisch: organisch: 1. Einführung in die Organische Chemie 8

9 1. Einführung: Untersuchungsgebiet der organischen Chemie immer C-Atome immer H-Atome meistens O- und N-Atome gelegentlich P- und S-Atome 1. Einführung in die Organische Chemie 9

10 1. Einführung: Struktur und chemische Bindung Elektronen, die den Atomkern umgeben, unterscheiden sich in ihrer Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus Begegnung im Alltag: Na-Dampflampe Quelle: a) b) 1. Einführung in die Organische Chemie 10

11 1. Einführung: Struktur und chemische Bindung Elektronen, die den Atomkern umgeben, unterscheiden sich in ihrer Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus Begegnung im Alltag: Na-Dampflampe Physikalische Grundlage Quelle: a) b) 1. Einführung in die Organische Chemie 11

12 1. Einführung: Struktur und chemische Bindung Elektronen, die den Atomkern umgeben, unterscheiden sich in ihrer Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus Begegnung im Alltag: Na-Dampflampe Physikalische Grundlage Dominante Spektrallinien Quelle: a) b) 1. Einführung in die Organische Chemie 12

13 1. Einführung: Die Quantenzahlen Elektronen, die den Atomkern umgeben, unterscheiden sich in ihrer Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus Pauli-Prinzip: Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein! A. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, S. C. Zeeck, Chemie f. Mediziner, 8. Aufl., 2014 Elsevier GmbH, München 1. Einführung in die Organische Chemie 13

14 1. Einführung: Die Elektronenkonfiguration Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an. A. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, S. C. Zeeck, Chemie f. Mediziner, 8. Aufl., 2014 Elsevier GmbH, München 1. Einführung in die Organische Chemie 14

15 1. Einführung: Die Elektronenkonfiguration Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an. Hund sche Regel: Die Orbitale einer Unterschale (z.b. die drei entarteten 2p-Orbitale) werden so besetzt, dass die Zahl der Elektronen mit gleicher Spinrichtung maximal wird. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 15

16 1. Einführung: Orbitale Das 1s Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 16

17 1. Einführung: Orbitale Das 1s Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 17

18 1. Einführung: Orbitale Das 2s Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 18

19 1. Einführung: Orbitale Das 2s Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 19

20 1. Einführung: Orbitale Das 2p Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 20

21 1. Einführung: Orbitale Das 2p Niveau Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt. J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1. Einführung in die Organische Chemie 21

22 2. Struktur: Die chemische Bindung Wichtigste Bindungstypen: 1. Ionische Bindung 2. Kovalente Bindung Die ionische Bindung ist eine chemische Bindung, die auf der elektrostatischen Anziehung positiv und negativ geladener Ionen basiert. Die kovalente (oder Atom-)Bindung ist eine chemische Bindung, bei der sich zwei Atomkerne ein sich zwischen ihnen befindliches Elektronenpaar teilen und dadurch eine attraktive Wechselwirkung erfahren. Quelle: 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 22

23 2. Struktur: Triebkraft für die Ausbildung von Bindungen Edelgasregel: Wellenbetrachtung chemischer Bindungen: Atome anderer Elemente streben die gleiche Anzahl an Elektronen an wie bei einem Edelgas (Edelgaskonfiguration). Oktettregel: Elektronenkonfiguration von Atomen der Hauptgruppenelemente ab der zweiten Periode des Periodensystems kann in Molekülen maximal acht äußere Elektronen (Valenzelektronen) betragen. Dieser Zustand (Edelgaskonfiguration) wird naturgemäß angestrebt. konstruktive Interferenz destruktive Interferenz Vollhardt, Organische Chemie, 2012, Wiley-VCH 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 23

24 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Methans Hybridisierung: Ein Hybridorbital ist ein Orbital, das rechnerisch aus einer Linearkombination der Wellenfunktionen der grundlegenden Atomorbitale entsteht J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 24

25 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Methans Hybridisierung: Ein Hybridorbital ist ein Orbital, das rechnerisch aus einer Linearkombination der Wellenfunktionen der grundlegenden Atomorbitale entsteht J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 25

26 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Methans Hybridisierung: J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 26

27 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Methans Kohlenstoff ist in der Regel vierbindig, d.h. Kohlenstoff bildet vier kovalente Bindungen Einfachstes Beispiel Methan CH 4 Vier Einfachbindungen (s-bindungen) tetraedrisch angeordnet (Kohlenstoff sp 3 -hybridisiert) Tetraeder Tetraedrisches konfiguriertes C-Atom führt zu dreidimensionalen Molekülstrukturen 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 27

28 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethans J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 28

29 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethens J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 29

30 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethens P. Y. Bruice, Organische Chemie, Pearson, Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 30

31 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethins J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 31

32 2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethins J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg 2. Die Struktur und chemische Bindung organischer Moleküle 32

33 Übung 1: Atombau und die chemische Bindung Aufgaben: 1. Wodurch werden die chemischen Eigenschaften eines Elementes bestimmt? 2. Bitte geben Sie die Elektronenkonfiguration des Natrium- und des Chloratoms an. 3. Was ist die Triebkraft für eine Reaktion zwischen den vorgenannten Elementen? 4. Ordnen Sie die folgenden Atomorbitale in der Reihenfolge ihrer Besetzung beginnend mit dem energieärmsten und geben Sie die maximal mögliche Besetzung mit Elektronen an: 3s, 2p, 3d, 4s, 3p, 1s, 4p, 2s. 5. Welche räumliche Struktur hat Ammoniak (NH 3 )? Begründen Sie Ihre Antwort! 6. Formaldehyd hat die Summenformel CH 2 O. Zu welchem Kohlenwasserstoff weist dieses Molekül eine strukturelle Analogie auf? 7. Die Reaktion zwischen Kaliumhydroxid (KOH) und Blausäure (HCN) liefert das anorganische Salz Kaliumcyanid. Handelt es sich bei der Blausäure ebenfalls um ein anorganische Molekül? 33

34 3. Wichtige Reaktionsklassen: Allgemeiner Überblick Die vier elementaren Reaktionstypen in der organischen Chemie Substitution: Austausch eines Substituenten durch einen anderen Beispiel: Addition: Anlagerung eines Moleküls an eine Mehrfachbindung (Doppel- oder Dreifachbindung) eines anderen Moleküls Eliminierung: Formale Abspaltung eines Moleküls aus einer Verbindung unter Ausbildung einer Mehrfachbindung (Doppel- oder Dreifachbindung). Umlagerung: Reaktion, bei der die Bindungen innerhalb eines Moleküls neu ausgerichtet werden (Veränderung der Konnektivität) 3. Grundlegende Reaktionsklassen und wichtige reaktive Intermediate 34

35 3. Wichtige Reaktionsklassen: Allgemeiner Überblick Einordnung der Reaktionspartner Radikal: (R. ) Beispiele:. Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Valenzelektron Alkylradikale: R 3 C. Stickstoffmonoxid: NO Nucleophil: (Nu oder Nu ) Sauerstoff:. O-O. Teilchen, das als Elektronenpaardonor (z.b. als Anion oder Hydroxidion: HO mit freiem Elektronenpaar bzw. π-bindung) neue Bindungen knüpft Alkohole: ROH Amine: RNH 2, R 2 NH, R 3 N Elektrophil: (E oder E + ) Teilchen, das als Elektronenpaarakzeptor (z.b. als Kation oder Carbocationen: R 3 C + Gruppe mit stark polarisierten s- oder π-bindungen) neue Proton: H + Bindungen knüpft Carbonyle: R 2 C=O Imine: R 2 C=NR 3. Grundlegende Reaktionsklassen und wichtige reaktive Intermediate 35

36 4. Alkane: Definition und Eigenschaften Definition: Als Alkane bezeichnet man die Stoffgruppe der gesättigten (keine Mehrfachbindung), acyclischen (keine Ringstrukturen) Kohlenwasserstoffe, deren Vertreter nur aus den beiden Elementen Kohlenstoff (C) und Wasserstoff (H) bestehen und die sich über die Summenformel C n H 2n+2 beschreiben lassen. Name: Valenzstrichformel: Summenformel: Skelettformel: Kugel-Stab-Modell: Methan CH 4 Ethan C 2 H 6 Propan C 3 H 8 Butan C 4 H Alkane 36

37 4. Alkane: Physikalische Eigenschaften Name: Summenformel: Mol.-Masse: Smp. Sdp. Dichte Methan CH 4 16,04 g mol 1 90,65 K 111,4 K Ethan C 2 H 6 30,07 g mol 1 90 K 185 K Propan C 3 H 8 44,10 g mol 1 85 K 231 K n-butan C 4 H 10 58,12 g mol K 272,5 K n-pentan C 5 H 12 72,15 g mol K 309 K 0,626 g/cm 3 n-hexan C 6 H 14 86,18 g mol K 342 K 0,659 g/cm 3 n-heptan C 7 H ,2 g mol K 371 K 0,684 g/cm 3 n-octan C 8 H ,2 g mol K 399 K 0,703 g/cm 3 n-nonan C 9 H ,3 g mol K 424 K 0,718 g/cm 3 n-decan C 10 H ,3 g mol K 447 K 0,73 g/cm 3 n-undecan C 11 H ,3 g mol K 469 K 0,74 g/cm 3 n-dodecan C 12 H ,3 g mol K 489 K 0,75 g/cm 3 Quelle: 4. Alkane 37

38 Temp. [C ] 4. Alkane: Schmelz- und Siedepunkte Siedepunkte: Die Siedepunkte (Sdp.) der geradkettigen Alkane steigen regelmäßig mit zunehmender C-Zahl. Die Unterschiede zwischen den Siedepunkten benachbarter Glieder der homologen Reihe werden nach den höheren Verbindungen hin geringer (Bedeutung für Trennung durch Destillation). Die Schmelzpunkte (Smp.) der Alkane steigen mit wachsender Kettenlänge unter Wechsel von stärkerem und schwächerem Anstieg der Schmelzpunkte. Geradzahlige Alkane schmelzen relativ zu ihrer Atommasse bei höheren Temperaturen als ungeradzahlige (odd-even-effekt). Begründung: Bessere Packung und höhere Ordnung bei geradzahligen Ketten; Zwischen den Alkan-Ketten wirken Van-der-Waals Kräfte (London-Kräfte, Abstandsabhängigkeit 1/r 6 ). Quelle: 4. Alkane Anzahl der C-Atome = Sdp. = Smp. 38

39 4. Alkane: Schmelz- und Siedepunkte London-Kräfte: London-Kräfte (benannt nach Fritz Wolfgang London) sind schwache Anziehungskräfte zwischen unpolaren Molekülen und Atomen, die durch spontane Polarisation eines Teilchens und dadurch induzierte Dipole in benachbarten Teilchen entstehen. Quelle: 4. Alkane 39

40 4. Alkane: Isomerie bei Alkanen n-butan Isobutan (2-Methylpropan) n-pentan Isopentan (2-Methylbutan) Neopentan (2,2-Dimethylpropan) C4 Sdp. [C ] Smp. [C ] C6 Sdp. [C ] Smp. [C ] n-butan n-hexan Isobutan Methylpentan C5 3-Methylpentan ,2-Dimethylbutan n-pentan ,3-Dimethylbutan Isopentan Neopentan Alkane 40

41 4. Alkane: Isomerie bei Alkanen London-Kräfte: Name Zahl der Konstitutionsisomere Zahl der Konstitutionsisomere und Konfigurationsisomere Methan 1 1 Ethan 1 1 Propan 1 1 n-butan 2 2 n-pentan 3 3 n-hexan 5 5 n-heptan 9 11 n-octan n-nonan n-decan Quelle: 4. Alkane 41