Grundlagen der Chemie - Leibniz-Institut für Katalyse
Grundlagen der Chemie - Leibniz-Institut für Katalyse Grundlagen der Chemie - Leibniz-Institut für Katalyse
Grundlagen der Chemie Angelika Brückner, Thomas Werner Leibniz-Institut für Katalyse e. V. an der Universität Rostock Bitte ! 1
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- Seite 4 und 5: Überblick über den Vorlesungsteil
- Seite 6 und 7: 1.1. Was ist Organische Chemie? End
- Seite 8 und 9: Metallorganische Verbindungen Metal
- Seite 10 und 11: Duft- und Aromastoffe • Cycloalka
- Seite 12 und 13: Arzneistoffe O O O Aspirin OH CH 3
- Seite 14 und 15: 1.2.2. Atommodell von Thomson 1. Ko
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- Seite 44: • Ähnlich wie man für einzelne
<strong>Grundlagen</strong> <strong>der</strong> <strong>Chemie</strong><br />
Angelika Brückner, Thomas Werner<br />
<strong>Leibniz</strong>-<strong>Institut</strong> <strong>für</strong> <strong>Katalyse</strong> e. V. an <strong>der</strong> Universität Rostock<br />
Bitte !<br />
1
Informationen<br />
Vorlesung<br />
Dienstag, 11:00-12:30, LHSL<br />
Mittwoch, 11:30-13:00, AE3A/HS1<br />
Vorlesungsfreie Tage<br />
21.12.2009 bis 03.01.2009<br />
Seminar<br />
Montag, 07.12, 15:00-17:00, Gruppe B, 15:15-17:00, LHSK<br />
Montag, 14.12, 15:00-17:00, Gruppe A, 15:00-17:00, JLAG<br />
Montag, 04.01, 15:00-17:00, Gruppe B, 15:00-17:00, JLAG<br />
Montag, 11.01, 15:00-17:00, Gruppe A, 15:15-17:00, LHSK<br />
Montag, 18.01, 15:00-17:00, Gruppe B, 15:00-17:00, JLAG<br />
Montag, 25.01, 15:00-17:00, Gruppe A, 15:15-17:00, LHSK<br />
alle Folien nach <strong>der</strong> Vorlesung abrufbar unter:<br />
http://www.catalysis.de/index.php?id=580<br />
2
Bücher <strong>für</strong>s Selbststudium<br />
Organische <strong>Chemie</strong><br />
K. P. C. Vollhardt, N. E. Schore<br />
Wiley-VCH, 3. Auflage 2000<br />
Organische <strong>Chemie</strong><br />
Latscha, Kazmaier, Klein<br />
Springer, 5. Auflage 2002<br />
<strong>Chemie</strong> <strong>für</strong> Mediziner<br />
A. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, S. C. Zeeck<br />
Elsevier Urban & Fischer, 6. Auflage 2005<br />
3
Überblick über den Vorlesungsteil: Organische <strong>Chemie</strong><br />
1. Einführung<br />
2. Alkane<br />
3. Alkene<br />
4. Alkine<br />
5. Halogenalkane<br />
6. Aromaten<br />
7. Alkohole<br />
8. Ether<br />
9. Aldehyde und Ketone<br />
10. Carbonsäuren und Derviate<br />
11. Amine<br />
4
Inhalt Kapitel 1. Einführung<br />
1. Einführung<br />
1.1. Was ist Organische <strong>Chemie</strong>?<br />
1.2. Atommodelle und Atombau<br />
1.2.1. Atommodell von Dalton<br />
1.2.2. Atommodell von Thomson<br />
1.2.3. Atommodell von Rutherford<br />
1.2.4. Atommodell von Bohr<br />
1.2.5. Wellenmechanisches Atommodell<br />
1.2.5.1. Schrödinger Gleichung und Quantenzahlen<br />
1.2.5.2. Aufbau und Elektronenkonfiguration von Mehrelektronen-Atomen<br />
1.3. Kovalente Atombindung<br />
1.3.1. Konzept <strong>der</strong> Elektronenpaarbindung<br />
1.3.2. Bindigkeit und angeregter Zustand<br />
1.3.3. Valenzbindungstheorie (VB-Theorie)<br />
1.3.3.1. Methan (CH 4 ): Konzept <strong>der</strong> Hybridisierung<br />
1.3.3.2. Ethan (C 2 H 6 ): C–C-Einfachbindung<br />
1.3.3.3. Ethen (C 2 H 2 ): C–C-Doppelbindung<br />
1.3.3.4. Ethin (C 2 H 2 ): C–C-Dreifachbindung<br />
1.3.4 Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie)<br />
5
1.1. Was ist Organische <strong>Chemie</strong>?<br />
Ende 18. Jahrhun<strong>der</strong>ts:<br />
• Verbindungen mineralischer Natur = anorganische<br />
• Verbindungen aus lebenden Organismen = organische<br />
Dogma:<br />
Anorganische Verbindungen lassen sich außerhalb von Lebewesen<br />
nicht in organische Verbindungen umwandeln!<br />
Geburtsstunde <strong>der</strong> Organischen <strong>Chemie</strong>:<br />
Harnstoffsynthese von Friedrich Wöhler 1828<br />
6
• Das Element Kohlenstoff nimmt eine herausragende Rolle ein.<br />
• 98% <strong>der</strong> organischen Substanzen heutiger Lebewesen bestehen<br />
aus den Elementen Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff und<br />
Stickstoff.<br />
H<br />
Li<br />
Na<br />
K<br />
Rb<br />
Cs<br />
Be<br />
Mg<br />
Ca<br />
Sr<br />
Ba<br />
B<br />
Al<br />
Ga<br />
In<br />
Tl<br />
C<br />
Si<br />
Ge<br />
Sn<br />
Pb<br />
N<br />
P<br />
As<br />
Sb<br />
Bi<br />
O<br />
S<br />
Se<br />
Te<br />
Po<br />
F<br />
Cl<br />
Br<br />
I<br />
At<br />
He<br />
Ne<br />
Ar<br />
Kr<br />
Xe<br />
Rn<br />
7
Metallorganische Verbindungen Metallkomplexe<br />
CH 3CH 2<br />
CH 3CH 2<br />
Pb<br />
CH 2CH 3<br />
CH 2CH 3<br />
Tetraethylblei<br />
CH 3CH 2MgCl<br />
Ethylmagnesiumchlorid<br />
(Beispiel <strong>für</strong> Grignard-Reagenz)<br />
H 3C<br />
H 3C<br />
HO O<br />
N N<br />
Fe<br />
N N<br />
Häm b<br />
CH 3<br />
O<br />
CH 3<br />
OH<br />
8
Die Organische <strong>Chemie</strong> tangiert alle Bereiche unseres täglichen Lebens!<br />
Energierohstoffe<br />
• Alkane (Kapitel 2)<br />
9
Duft- und Aromastoffe<br />
• Cycloalkane (Kapitel 2)<br />
• Alkohole (Kapitel 7)<br />
Textilfarbstoffe<br />
O<br />
N<br />
H<br />
H<br />
N<br />
O<br />
Indigo<br />
• Ketone (Kapitel 9)<br />
• Aromaten (Kapitel 6)<br />
• Amine (Kapitel 11)<br />
10
Monomere <strong>für</strong> die<br />
Kunststoffproduktion<br />
H<br />
H<br />
H<br />
Etylen<br />
H<br />
Löschmittel<br />
F<br />
Br<br />
F Cl<br />
Halon 1211<br />
Metallverarbeitung<br />
H<br />
C C H<br />
Acetylen<br />
• Alkene (Kapitel 3) • Halogenalkane (Kapitel 5) • Alkine (Kapitel 4)<br />
11
Arzneistoffe<br />
O<br />
O<br />
O<br />
Aspirin<br />
OH<br />
CH 3<br />
• Aromaten (Kapitel 6)<br />
• Carbonsäuren (Kapitel 10)<br />
• Carbonsäurester (Kapitel 10)<br />
HO<br />
H<br />
N CH 3<br />
O<br />
Paracetamol<br />
• Alkohole (Kapitel 7)<br />
• Aromaten (Kapitel 6)<br />
• Carbonsäureamide (Kapitel 10)<br />
12
1.2.1. Atommodell von Dalton<br />
1809 schlug Dalton ein Atommodell vor:<br />
1. Atome (unteilbar) sind die kleinsten Teilchen chemischer Elemente.<br />
2. Die Atome unterschiedlicher Elemente besitzen unterschiedliche<br />
Massen.<br />
3. Alle Atome eines Elements sind untereinan<strong>der</strong> gleich.<br />
4. Die Atome werden als kugelförmig angenommen.<br />
+ Deutung <strong>der</strong> bis dahin experimentell gefundenen Verbindungsgesetze<br />
• Gesetz von <strong>der</strong> Erhaltung <strong>der</strong> Masse (Lavoisier, 1785)<br />
• Gesetz <strong>der</strong> konstanten Proportionen (Proust, 1797)<br />
• Gesetz <strong>der</strong> multiplen Proportionen (Dalton, 1808)<br />
− Grenzen<br />
• Keine Erklärung <strong>für</strong> chemische Bindung<br />
• Keine Erklärung <strong>für</strong> elektrische und magnetische Erscheinungen<br />
13
1.2.2. Atommodell von Thomson<br />
1. Kompakten Kugeln mit gleichmäßiger postiver Ladungsverteilung<br />
2. Elektronen sind in den Atomen wie „Rosinen in einem Teig“<br />
eingelagert<br />
3. Die Atome erscheinen nach außen hin neutral<br />
4. Atome sind teilbar; die negativen Elektronen können entfernt werden<br />
5. Elektronen haben immer die gleiche Masse und Ladung<br />
+ Deutung elektrischer und magnetischer Erscheinungen<br />
− Grenzen<br />
• Keine Erklärung <strong>für</strong> das Durchdringen energiereicher Elektronen o<strong>der</strong><br />
Heliumkerne durch Metallfolien.<br />
14
1.2.3. Atommodell von Rutherford<br />
1911 entwickelte Rutherford basierend auf seinem berühmten<br />
Streuversuch folgendes Modell:<br />
1. Jedes Atom besteht aus einem Atomkern und einer Atomhülle<br />
2. Der Atomkern vereinigt (nahezu) die gesamte Masse des Atoms<br />
3. Die positive Ladung befindet sich im Atomkern<br />
4. Die positive Ladung wird durch entsprechend viele Elektronen<br />
ausgeglichen, so dass das Atom nach außen hin neutral erscheint.<br />
5. Die Elektronen bilden in ihrer Gesamtheit die Atomhülle<br />
6. Die Elektronen umkreisen den Atomkern wie die Planeten die Sonne<br />
+ Erklärung <strong>für</strong> das weitgehend störungsfreie durchdringen von<br />
geladenen Teilchen durch Metallfolien<br />
− Grenzen<br />
• Wi<strong>der</strong>spruch zur klassischen Elektrizitätslehre<br />
• Deutung scharfer Spektrallinien<br />
15
1.2.4. Atommodell von Bohr<br />
Bohr ging von Rutherfords Atommodell aus und machte zwei wesentliche<br />
Einschränkungen (Postulate):<br />
1. Das Elektron darf sich nicht in beliebigen Abständen vom Kern<br />
aufhalten, son<strong>der</strong>n kann sich nur auf ganz bestimmten Kreisbahnen<br />
strahlungsfrei um den Kern bewegen.<br />
2. Da nur ganz bestimmte Zustände erlaubt sind, können Übergänge <strong>der</strong><br />
Elektronen nur zwischen solchen, erlaubten Zuständen, erfolgen.<br />
+ Deutung scharfer Spektrallinien<br />
− Grenzen<br />
• Wi<strong>der</strong>spruch zur klassischen Elektrizitätslehre<br />
16
1.2.5. Wellenmechanisches Atommodell<br />
Diese Theorie verzichtet weitgehend auf begriffliche Anschaulichkeit. Sie<br />
arbeitet mit komplizierten mathematischen Methoden. Grundlage<br />
waren im wesentliche zwei Entdeckungen:<br />
1. Welleneigenschaften von Elektronen (de Broglie 1924)<br />
• „Ausbildung stehen<strong>der</strong> Wellen – Erklärung <strong>für</strong> Bohrsche Postulate“<br />
2. Unbestimmtheitsbeziehung (1927 Heisenberg)<br />
• „Elektron ist an einem bestimmten Punkt nur mit einer gewissen<br />
Wahrscheinlichkeit anzutreffen“ – Vorstellung einer über das Atom<br />
verteilten Elektronenwolke<br />
17
1.2.5.1. Schrödinger Gleichung und Quantenzahlen<br />
• Elektronen besitzen Welleneigenschaften<br />
• diffuse Wolke mit verän<strong>der</strong>licher Ladungsdichte<br />
• Position des Elektrons im Atom wird als Wahrscheinlichkeitsdichte<br />
diskutiert<br />
• Elektronenwolken sind dreidimensional schwingende Systeme - <strong>der</strong>en<br />
mögliche Schwingungszustände dreidimensional stehende Wellen sind<br />
Diese Eigenschaften des Elektrons können durch die von Schrödinger 1926<br />
aufgestellte Wellenfunktion Wellenfunktion Ψ(x,y,z) – <strong>der</strong> Schrödinger<br />
Gleichung – beschrieben werden.<br />
• Die Wellenfunktion Ψ selbst hat keine anschauliche Bedeutung<br />
• Das Quadrat <strong>der</strong> Wellenfunktion Ψ 2 ist ein Maß <strong>für</strong> die<br />
Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons<br />
• Die Schrödinger Gleichung ist <strong>für</strong> das Wasserstoffatom exakt lösbar<br />
• Für an<strong>der</strong>e Atome sind nur Näherungslösungen möglich<br />
• Für H-Elektron begrenzte Anzahl an Schwingungszuständen, räumliche<br />
Ladungsverteilung und Energien. Diese Zustände sind durch drei<br />
Quantenzahlen festgelegt. Eine vierte Quantenzahl ist erfor<strong>der</strong>lich, um<br />
spezielle Eigenschaften eines Elektrons im Magnetfeld zu beschreiben.<br />
18
Quantenzahlen<br />
• Hauptquantenzahl n<br />
• Nebenquantenzahl l<br />
• Magnetische Quantenzahl m<br />
• Spinquantenzahl s<br />
19
Hauptquantenzahl n<br />
Die Haupquantenzahl kann nur ganzzahlige Werte annehmen<br />
n = 1, 2, 3, 4…∞. Sie entspricht <strong>der</strong> jeweiligen Bohrschen Bahn n<br />
und bestimmt die Größe eines Orbitals.<br />
Schale<br />
n<br />
K<br />
1<br />
L<br />
2<br />
M<br />
3<br />
N<br />
4<br />
20
Nebenquantenzahl l<br />
n und l sind über die Beziehung l ≤ n-1 verknüpft.<br />
Die Nebenquantenzahl kann also die Werte l = 0, 1, 2… n-1<br />
annehmen. Sie bestimmt die räumliche Gestalt <strong>der</strong> Orbitale.<br />
n<br />
l<br />
Schale<br />
Bezeichnung<br />
1<br />
0<br />
s<br />
K<br />
2<br />
0 1<br />
s p<br />
3<br />
0 1 2<br />
s p d<br />
Die K-Schale besteht nur aus s-Zuständen.<br />
Die L-Schale besteht aus s- und p-Zuständen.<br />
Die M-Schale besteht aus s-, p- und d-Zuständen usw.<br />
L<br />
M<br />
4<br />
N<br />
0 1 2 3<br />
s p d f<br />
21
Magnetische Quantenzahl m<br />
m kann Werte von –l bis +l annehmen. Die Anzahl <strong>der</strong> m-Werte gibt also an,<br />
wie viele s-, p-, d-, und f-Zustände existieren. Die magnetische Quantenzahl<br />
beschreibt die Anzahl <strong>der</strong> Orientierungsmöglichkeiten, die ein bestimmtes<br />
Atomorbital relativ zur Richtung eines angelegten Magnetfeldes<br />
einnehmen kann.<br />
Bezeichnung<br />
s<br />
p<br />
d<br />
l<br />
0<br />
1<br />
2<br />
m<br />
0<br />
-1, 0, +1<br />
-2, -1, 0, +1, +2<br />
Anzahl <strong>der</strong> Zustände<br />
2l +1<br />
ein s-Zustand<br />
drei p-Zustände<br />
fünf d-Zustände<br />
Die Orbitale können graphisch dargestellt werden. Diese graphische<br />
Darstellung ist <strong>für</strong> die Diskussion z. B. <strong>der</strong> chemischen Bindung sehr nützlich.<br />
22
Die Nebenquantenzal l bestimmt die räumliche Gestalt eines Orbitale.<br />
Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Größe eines Orbitals<br />
Die magnetische Quantenzahl m beschreibt die Orientierung im Raum.<br />
Die Vorzeichen + und – haben ihren Ursprung in <strong>der</strong> mathematischen Darstellung <strong>der</strong> Wellenfunktion.<br />
Das Vorzeichen ist <strong>für</strong> die Diskussion chemischer Bindungen relevant.<br />
23
• Die durch die drei Quantenzahlen n, l und m charakterisierten<br />
Quantenzustände werden als Atomorbitale (AO) bezeichnet.<br />
• Die Energie nimmt mit zunehmendem Abstand vom Kern zu. Alle<br />
Atomorbitale einer Schale haben im Wasserstoffatom die gleiche<br />
Energie, sie sind entartet.<br />
24
Spinquantenzahl s<br />
Die Spinquantenzahl beschreibt zwei mögliche Zustände eines<br />
Elektrons, die anschaulich gedeutet, die Rotation eines Elektrons<br />
rechts o<strong>der</strong> links um seine eigene Achse darstellt. Diese Rotation<br />
wird als Spin bezeichnet. Die Quantenzahlen <strong>für</strong> beide Zustände<br />
sind +½ und -½.<br />
25
Für die ersten drei Bahnen ergeben sich somit folgende unterscheidbare Zustände<br />
Schale<br />
K<br />
L<br />
M<br />
Hauptquantenzahl<br />
1<br />
2<br />
3<br />
Nebenquantenzahl<br />
0<br />
(s-Elektronen)<br />
0<br />
(s-Elektronen)<br />
1<br />
(p-Elektronen)<br />
0<br />
(s-Elektronen)<br />
1<br />
(p-Elektronen)<br />
2<br />
(d-Elektronen)<br />
Magnetischequantenzahl<br />
0<br />
-1<br />
0<br />
+1<br />
-1<br />
0<br />
+1<br />
-2<br />
-1<br />
0<br />
+1<br />
+2<br />
Spinquantenzahl<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
±½<br />
Anzahl <strong>der</strong><br />
unterscheidbaren<br />
Zustände<br />
2<br />
2<br />
6<br />
2<br />
6<br />
10<br />
Gesamtzahl <strong>der</strong><br />
unterscheidbaren<br />
Zustände<br />
2<br />
8<br />
18<br />
26
Aufbau und Elektronenkonfiguration von Mehrelektronen-Atomen<br />
• Elektronenhüllen ist aus Schalen aufgebaut<br />
• Anzahl <strong>der</strong> Orbitale entspricht denen des Wasserstoffatoms<br />
• Atomorbitale ähneln denen des Wasserstoffatoms<br />
• Wesentlicher Unterschied zum Wasserstoffatom – Aufhebung <strong>der</strong><br />
Entartung<br />
– Im Wasserstoffatom besitzen alle Orbitale einer Schale die gleiche<br />
Energie<br />
– In Mehrelektronen-Atomen hängt die Energie <strong>der</strong> Orbitale nicht nur<br />
von <strong>der</strong> Hauptquantenzahl n (Schale) ab, son<strong>der</strong>n auch von <strong>der</strong><br />
Nebenquantenzahl l<br />
27
Mögliche Atomorbitale im Wasserstoffatom<br />
bis n = 4<br />
Reihenfolge <strong>der</strong> Besetzung von<br />
Orbitalen in Mehrelektronensystemen<br />
28
1.3.1. Konzept <strong>der</strong> Elektronenpaarbindung<br />
Lewis (1916)<br />
• Atombindung o<strong>der</strong> kovalent Bindung<br />
• Zwischen Nichtmetallatome die eine chemische Bindung eingehen<br />
• „Gemeinsame Nutzung eines Elektronenpaars“<br />
� Lewis-Formel<br />
29
1.3.2. Bindigkeit und angeregter Zustand<br />
• Durch die gemeinsam bindenden Elektronenpaare erreichen die<br />
Atome in den Molekülen eine abgeschlossene stabile<br />
Edelgaskonfiguration.<br />
� Oktetregel<br />
• Die Anzahl <strong>der</strong> Atombindungen die ein Element ausbilden kann,<br />
hängt von seiner Elektronenkonfiguration ab.<br />
� Bindigkeit<br />
• Wasserstoff- und Chloratome erreichen durch eine<br />
Elektronenpaarbindung die Helium- bzw. Argonkonfiguration.<br />
Sauerstoffatome müssen zwei, Stickstoff drei Bindungen ausbilden<br />
um ein Elektronenoktett zu erreichen.<br />
30
• Vorhersage wie viele kovalente Bindungen ein bestimmtes<br />
Nichtmetallatom ausbilden kann.<br />
• Für Elementen <strong>der</strong> 5.-8. Hauptgruppe stimmt die Anzahl ungepaarter<br />
Elektronen mit <strong>der</strong> Bindigkeit überein.<br />
Hauptgruppe<br />
2. Periode<br />
Elektronen-konfiguration<br />
<strong>der</strong> Valenzschale<br />
Zahl möglicher<br />
Elektronenpaarbindungen<br />
Experimentell<br />
nachgewiesene einfache<br />
Wasser-stoffverbindungen<br />
s p<br />
4<br />
C<br />
2<br />
CH 4<br />
s p<br />
5<br />
N<br />
3<br />
NH 3<br />
6<br />
O<br />
s p<br />
2<br />
H 2 O<br />
31
• Eine Elektronenkonfiguration des C-Atoms mit vier ungepaarten Elektronen<br />
entsteht durch den Übergang eines 2s-Elektrons in das 2p-Orbital. Man nennt<br />
diesen Vorgang Anregung.<br />
Grundzustand Angeregter Zustand<br />
C:<br />
2s 2p x ,2p y ,2p z<br />
2s 2p x ,2p y ,2p z<br />
• Notwendige Energie wird durch die freiwerdende Bindungsenergie kompensiert.<br />
• Mit <strong>der</strong> Theorie von Lewis konnte formal das Auftreten bestimmter Moleküle<br />
erklärt werden. Sauerstoff und Wasserstoff können das Molekül H 2 O bilden, aber<br />
Beispielsweise nicht ein Molekül <strong>der</strong> Zusammensetzung H 4 O.<br />
• Keine Aussage über räumlichen Bau das entstandene Moleküls möglich.<br />
C * :<br />
32
1.3.3. Valenzbindungstheorie (VB-Theorie)<br />
• Wechselwirkung <strong>der</strong> Atome bei ihrer Annäherung<br />
• Entstehung lokalisierter Bindungen durch Überlappung bestimmter<br />
geeigneter Atomorbitale.<br />
– Darstellung durch die üblichen Strukturformeln<br />
- Annäherung führt zur Überlappung <strong>der</strong> 1s Orbitale<br />
- Entstehung eines gemeinsamen Orbitals<br />
- Besetzung mit einem Elektronenpaar (Pauli-Prinzip)<br />
- Elektronen sind ununterscheidbar<br />
- Erhöhung <strong>der</strong> Elektronendichte zwischen den Kernen<br />
- Anziehung zwischen den positiven Kernen und <strong>der</strong> negativen Elektronenwolke<br />
33
• Eine Bindung erfolgt nur wenn die überlappenden Atomorbitale<br />
eine geeignete Symmetrie besitzen!<br />
Positive Überlappung - Orbitale mit gleichen<br />
Vorzeichen <strong>der</strong> Wellenfunktion Überlappen<br />
Überlappung Null – Die Bereiche positiver<br />
und negativer Überlappung kompensieren<br />
sich.<br />
Negative Überlappung führt zur Abstoßung –<br />
Durch die Überlappung von Orbitalen mit<br />
verschiedenen Vorzeichen treten Knotenflächen<br />
zwischen den Kernen auf.<br />
34
1.3.3.1. Methan (CH 4 ): Konzept <strong>der</strong> Hybridisierung<br />
• Über den räumlichen Aufbau von Molekülen erhält man Auskunft,<br />
wenn man feststellt, welch Atomorbitale bei <strong>der</strong> Ausbildung einer<br />
Elektronenpaarbindung überlappen.<br />
Angeregter Zustand<br />
C * :<br />
2s 2p x ,2p y ,2p z<br />
• Dem angeregten C-Atom stehen ein s-Orbital und drei p-Orbitale zur<br />
Bildung von vier σ-Bindungen zur Verfügung. Die C-H Bindungen<br />
sollten nicht äquivalent sein! Sind sie aber!<br />
35
• CH 4 ist ein völlig symmetrisches tetraedrisches Molekül mit vier<br />
äquivalenten C-H Bindungen.<br />
• Folgerung: Das C-Atom besitzt im Bindungszustand vier äuquivalente<br />
Orbitale, die auf die Ecken eines Tetrae<strong>der</strong>s ausgerichtet sind.<br />
• Kombination des s- und <strong>der</strong> drei p-Orbitalen zu vier äuquivalenten<br />
Orbitalen<br />
� Hybridisierung<br />
� Hybridorbitale<br />
C:<br />
Hybridisierung<br />
vier gleiche Orbitale<br />
s p sp 3<br />
36
• 25% s- und 75% p-Charakter<br />
• sp 3 -Hybridorbitale: Deutet die Zusammensetzung aus einem s- und<br />
drei p-Orbitalen an.<br />
• Die vier sp 3 -Hybridorbitale sind entartet<br />
37
• Jedes sp 3 -Hybridorbital des C-Atoms ist mit einem ungepaarten<br />
Elektron besetzt.<br />
• Durch Überlappung mit den 1s-Orbitalen des Wasserstoffs<br />
entstehen im CH4-Molekül vier s-Bindungen.<br />
38
• Theoretisches Konzept<br />
• Kombination unterschiedliche Atomorbitale zu Hybridorbitalen (gleicher<br />
Energie und Form)<br />
• Erklärung <strong>der</strong> räumlichen Struktur von Molekülen<br />
• Hybridzustand ist in einem isolierten Atom nicht herstellbar und auch<br />
nicht zu messen<br />
• Anzahl <strong>der</strong> Hybridorbitale = Anzahl <strong>der</strong> Atomorbitale aus denen sie<br />
gebildet werden<br />
• Es kombinieren nur Atomorbitale ähnlicher Energie zu Hybridorbitalen,<br />
z. B. 2s – 2p, 3s – 3p – 3d, 3d – 4s – 4p usw.<br />
39
1.3.3.2. Ethan (C 2 H 6 ): C–C-Einfachbindung<br />
H<br />
· ·<br />
H· ·C·<br />
· ·<br />
· ·<br />
H<br />
·<br />
·C· ·H<br />
H<br />
H<br />
H<br />
_<br />
C + C _<br />
H<br />
H<br />
H<br />
C-C-Einfachbindung<br />
H C C<br />
H H<br />
H H<br />
4 x sp3 1s1 σsp 3,<br />
s<br />
σ Winkel: 109°28'<br />
sp 3, sp 3<br />
σ sp , sp -MO<br />
3 3<br />
• Kohlenstoffatome im Ethan sind sp3-hybridisiert • Je Kohlenstoffatom stehen vier sp3-Orbitale zur Verfügung<br />
• C–C-Einfachbindung durch die Überlappung zweier sp3-Hybridorbitale.<br />
H<br />
H<br />
H<br />
zwei eckenverknüpfte Tetrae<strong>der</strong><br />
40
1.3.3. Ethen (C 2 H 4 ): C–C-Doppelbindung<br />
• planares Molekül<br />
• Bindungswinkel H,C,H von etwa 120°<br />
• C–C-Doppelbindung (σ-Bindung zwischen zwei sp2-Hybridorbitalen und π-Bindung durch Überlappung <strong>der</strong> pz-Orbitale) • π-Bindungen sind nicht rotation-symmetrisch zur Bindungsachse.<br />
+<br />
+<br />
- -<br />
41
1.3.3.4. Ethin (C 2 H 2 ): C–C-Dreifachbindung<br />
• lineares Molekül<br />
• Winkel: 180°<br />
• C–C-Dreifachbindung (σ-Bindung zwischen zwei sp-Hybridorbitalen und<br />
zwei π-Bindungen durch Überlappung <strong>der</strong> p y-Orbitale bzw. p z-Orbitale)<br />
+<br />
+ +<br />
-<br />
-<br />
+<br />
-<br />
-<br />
42
1.3.4. Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie)<br />
• einheitlichen Elektronensystem des Moleküls<br />
• Elektronen halten sich nicht in AO auf, son<strong>der</strong>n in Molekülorbitalen<br />
• Molekülorbitale sind in <strong>der</strong> einfachsten Nährung Linearkombinatio-nen von<br />
Atomorbitalen (LCAO-Näherung - linear combination of atomic orbitals)<br />
1s 1s<br />
1s 1s<br />
H 2<br />
x<br />
Addition<br />
Subtraktion<br />
1s + 1s<br />
1s - 1s<br />
x<br />
Konzentration <strong>der</strong><br />
Elektronendichte<br />
x<br />
s b -MO<br />
(bindendes MO)<br />
s*-MO<br />
(antibindendes MO)<br />
Knotenebene (Nullstelle)<br />
43
• Ähnlich wie man <strong>für</strong> einzelne Atome ein Energieniveauschema von<br />
Atomorbitalen aufstellt, stellt man in <strong>der</strong> MO-Theorie <strong>für</strong> Moleküle<br />
als Ganzes ein Energieniveauschema von Molekülorbitalen auf.<br />
Unter Berücksichtigung des Pauli-Verbots und <strong>der</strong> Hundschen<br />
Regel werden die Molekülorbitale mit den Elektronen des Moleküls<br />
besetzt.<br />
Energiegewinn (2x)<br />
44