Teil 2: Organische Chemie - uni-marburg.de · Die kovalente (oder Atom-)Bindung ist eine chemische Bindung, bei der sich ... 2. Struktur: Triebkraft für die Ausbildung von Bindungen

Dr. Sabrina Höbenreich SoSe 2019 Philipps-Universität Marburg Veranstaltungsnummer: LV-20-107-006

Experimentalchemie

für Mediziner, Zahnmediziner und Biologen (LA)

Teil 2: Organische Chemie

I. Organisatorisches: Allgemeine InformationenZielgruppe: Studierende der Humanmedizin, Zahnheilkunde und Biologie (Lehramt)

SWS: 2

Vorlesungsbeginn: 8:15 st!

Zeitaufteilung: ca. 90 min. Vorlesung + 5 min Pause + 10 min Übungen (bis 10:00 Uhr)

Zeitraum: 26.04-19.07.2019 (12 Termine)

Skript: wöchentlich zum Download bereitgestellt

(Link: http://www.uni-marburg.de/fb15/studium/praktika/nebenfach/medprakt)

Sprechstunde: direkt im Anschluss an die Vorlesung (bei inhaltlichen Fragen)

Organisation: Fragen zu Organisatorischem sind an Herrn Prof. Neumüller zu richten

I . Organisatorisches: Literaturempfehlungen

1. C . Schmuck, Basisbuch Organische C hemie, Pearson Studium

2. A. Zeeck, S. G rond, I . Papastav rou, S. C . Zeeck, C hemie f. Mediziner, E lsev ier

3 . B. K rieg, C . J aniak, C hemie für Mediziner und Studierende anderer Life Sciences, G ruy ter

4. J . C lay den, N. G reev es, S. Warren, Organische C hemie, Springer-Verlag

5. u.v .m.

5

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)

I. Organisatorisches: Vorlesungsinhalte und Lernziele

6

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

I. Organisatorisches: Vorlesungsinhalte und Lernziele


1. Einführung: Relevante Elemente der organischen Chemie

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Sr

Ba La/Ln

Y

ScCa

Be

Mg

Zr Nb

WTaHf

Mo

MnVTi Cr Fe Co

RuTc

Re

Ni

Rh

PtIrOs

Pd

TlAu

InCdAg

Hg

Cu Zn Ga

Al

B

Pb

Sn

Ge

Si

C

Bi

Sb

As

P

N

Po

Te

S

O

At

Cl

F

Se Br

I

1

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

PSE, grob nach Wichtigkeit der Elemente für die OC markiert (ohne Vollständigkeit!)

Fr Ra Ac/An SgDbRf Bh DsMtHs NhRg Cn Fl Mc Lv Ts

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rd

18

Og

s-Block d-Block p-Block


1. Einführung: Untersuchungsgebiet der organischen Chemie

Definition:

Die Organische Chemie (OC, Organik) befasst sich mit Verbindungen und Reaktionen organischer Moleküle, die:

• 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)

Beispiel:

anorganisch: organisch: anorganisch: organisch:


1. Einführung: Untersuchungsgebiet der organischen Chemie

• immer C-Atome

• immer H-Atome

• meistens O- und N-Atome

• gelegentlich P- und S-Atome


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) https://de.wikipedia.org/wiki/Natriumdampflampe; b) https://de.wikipedia.org/wiki/Natrium-D-Linie




Begegnung im Alltag: Na-Dampflampe Physikalische Grundlage





Begegnung im Alltag: Na-Dampflampe Physikalische Grundlage Dominante Spektrallinien



1. Einführung: Die Quantenzahlen


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: Die Elektronenkonfiguration

A. Zeeck, S. Grond, I. Papastavrou, S. C. Zeeck, Chemie f. Mediziner, 8. Aufl., 2014 Elsevier GmbH, München

Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an.


1. Einführung: Die Elektronenkonfiguration

J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, Organische Chemie, 2. Ed., 2013, Springer-Verlag Berlin Heidelberg

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.


1. Einführung: Orbitale – Das 1s Niveau


Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik. Das Betragsquadrateiner Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das sie beschreibt.














1. Einführung: Orbitale – Das 2p Niveau




1. Einführung: Orbitale – Das 2p Niveau




2. Struktur: Die chemische Bindung

Quelle: https://de.wikipedia.org/wiki/Natriumchlorid

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.

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2. Struktur: Triebkraft für die Ausbildung von Bindungen

Vollhardt, Organische Chemie, 2012, Wiley-VCH

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


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



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Hybridisierung:

Ein Hybridorbital ist ein Orbital, das rechnerisch aus

einer Linearkombination der Wellenfunktionen

der grundlegenden Atomorbitale entsteht



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Hybridisierung:


Kohlenstoff ist in der Regel vierbindig, d.h. Kohlenstoff bildet vier kovalente Bindungen

Einfachstes Beispiel Methan CH4

Vier Einfachbindungen (s-Bindungen) „tetraedrisch“ angeordnet (Kohlenstoff sp3-hybridisiert)

Tetraeder

Tetraedrisches konfiguriertes C-Atom führt zu dreidimensionalen Molekülstrukturen

27



28

2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethans



29

2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethens



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2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethens

P. Y. Bruice, Organische Chemie, Pearson, 2007


31

2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethins



32

2. Struktur: Die Hybridisierung am Beispiel des Ethins



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Übung 1: Atombau und die chemische BindungAufgaben:

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 (NH3)? Begründen Sie Ihre Antwort!

6. Formaldehyd hat die Summenformel CH2O. 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?

343. Grundlegende Reaktionsklassen und wichtige reaktive Intermediate

3. Wichtige Reaktionsklassen: Allgemeiner ÜberblickDie vier elementaren Reaktionstypen in der organischen Chemie

Substitution: Beispiel:Austausch eines Substituenten durch einen anderen

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)

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3. Wichtige Reaktionsklassen: Allgemeiner ÜberblickEinordnung der Reaktionspartner

Radikal: (R.) Beispiele:

Teilchen mit mindestens einem ungepaarten Valenzelektron Alkylradikale: R3C.

Stickstoffmonoxid: NO.

Sauerstoff: .O-O

.

Nucleophil: (Nu oder Nu–)

Teilchen, das als Elektronenpaardonor (z.B. als Anion oder Hydroxidion: HO–

mit freiem Elektronenpaar bzw. π-Bindung) neue Bindungen knüpft Alkohole: ROH

Amine: RNH2, R2NH, R3N

Elektrophil: (E oder E+)

Teilchen, das als Elektronenpaarakzeptor (z.B. als Kation oder Carbocationen: R3C+

Gruppe mit stark polarisierten s- oder π-Bindungen) neue Proton: H+

Bindungen knüpft Carbonyle: R2C=O

Imine: R2C=NR‘3. Grundlegende Reaktionsklassen und wichtige reaktive Intermediate

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4. Alkane: Definition und EigenschaftenDefinition:

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 CnH2n+2 beschreiben lassen.

4. Alkane

Name: Valenzstrichformel: Summenformel: Skelettformel: Kugel-Stab-Modell:

Methan CH4

Ethan C2H6

Propan C3H8

Butan C4H10

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4. Alkane: Physikalische Eigenschaften

4. Alkane

Methan CH4 16,04 g·mol−1 90,65 K 111,4 K

Ethan C2H6 30,07 g·mol−1 90 K 185 K

Propan C3H8 44,10 g·mol−1 85 K 231 K

n-Butan C4H10 58,12 g·mol−1 135 K 272,5 K

n-Pentan C5H12 72,15 g·mol−1 144 K 309 K 0,626 g/cm3

n-Hexan C6H14 86,18 g·mol−1 178 K 342 K 0,659 g/cm3

n-Heptan C7H16 100,2 g·mol−1 182 K 371 K 0,684 g/cm3

n-Octan C8H18 114,2 g·mol−1 216 K 399 K 0,703 g/cm3

n-Nonan C9H20 128,3 g·mol−1 222 K 424 K 0,718 g/cm3

n-Decan C10H22 142,3 g·mol−1 243 K 447 K 0,73 g/cm3

n-Undecan C11H24 156,3 g·mol−1 248 K 469 K 0,74 g/cm3

n-Dodecan C12H26 170,3 g·mol−1 263 K 489 K 0,75 g/cm3

Name: Summenformel: Mol.-Masse: Smp. Sdp. Dichte

Quelle: https://de.wikipedia.org/wiki/Alkane

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4. Alkane: Schmelz- und Siedepunkte

4. Alkane

Quelle: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=50293855

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).

Tem

p. [C

°]Anzahl der C-Atome = Sdp. = Smp.

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/r6).

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4. Alkane: Schmelz- und Siedepunkte

4. Alkane


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.

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4. Alkane: Isomerie bei Alkanen

4. Alkane

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 0.5 –138.3 n-Hexan 68.7 –95.3

Isobutan 11.7 –159.4 2-Methylpentan 60.3 –153.6

C5 3-Methylpentan 63.3 –118.0

2,2-Dimethylbutan 49.7 –100.0

n-Pentan 36.1 –129.8 2,3-Dimethylbutan 58.0 –128.4

Isopentan 29.9 –159.9

Neopentan 9.4 –16.0

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4. Alkane: Isomerie bei Alkanen

4. Alkane


London-Kräfte:

Name Zahl der KonstitutionsisomereZahl 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 18 24

n-Nonan 35 55

n-Decan 75 136

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