12/1 Chemie Gk

Chemie 12/1 1) Geschichtliches Altertum: Feuer, Wasser, Erde, Luft -> 4 Elemente Mittelalter: Mineralchemie: – Man Experimentierte vorrängig mit Mineralien. – Falls man einen Versuch nich t rational erklären konnte, brachte man ihn in Verbindung mit Religion & Mystik (Bsp: Sublimation von Iod). – Die bekannten Elemente wurden Planeten zugeordnet – Glaube: Einfluss des Geistes auf Reaktionen – Beispiel: Liebestränke – Alchimisten versuchten Gold herzustellen und suchten nach dem Stein der Weisen 17.- 18. Jahrhundert: – Tier- und Pflanzenkörper werden untersucht – Mit Kohlenhydraten, Eiweißen, Fetten gelangen nur Analysen, keine Synthesen --> Folgerung: „vis vitalis“ haust in Lebewesen, nur damit gelingen Synthesen – Vertreter dieser Theorie bis 1847: „Borzelius“ ( Chemie-Papst) 1777: Bergmann unterteilte in organische und anorgansiche Chemie, weil er glaubte, dass in Lebewesen andere Prozesse ablaufen. 1828: Wöhler konnte synthetisch Harnstoff herstellen aus Ammoniumcyanat durch Erhitzung. [formel] 1847: Abschaffung der Vitaltheorie --> Genauere Unterteilung zwischen organisch und anorganisch nötig. --> Organische Chemie wird zur Chemie der Kohlenstoffverbindungen. Organische Chemie Anorganische Chemie Alle C-Verbindungen mit H2, O2, N2, P, S, Halogene bis auf:

Chemie der anderen 109 Elemente

CO, CO2, H2CO3, CO32-, Graphit, Diamant, Metallcarbide 2. Das C-Atom 2.1.Atombau • Ordnungszahl 6 • Atommasse 12 • 4. Gruppe: --> 4 Valenzelektronen • 2. Periode --> 2 Schalen K2, L4 (2 auf der K-Schale und 4 auf der L-Schale) 1s2 2s2 2p2 2.2.Bindungsverhalten Das Element muss eine hohe Elektronenaffinität haben damit C 4 Elektronen abgibt bzw. Es muss eine niedrige Elektronenaffinität haben damit C 4 Elektronen aufnimmt. (Die Elektronenaffinität ist bestimmbar über Elektronenegativität) Elektronegativität nimmt von F bis Cs ab (oben-unten und rechts-links) EN von C: 2,5 Bei  EN 1,8 sind Ionen bildbar

Bei  EN 1,8 sind keine Ionen bildbar Frage: Mit welchen Elementen bildet C Ionen? a) Reaktion mit Flour EN F −EN C =4,0−2,5=1,5 b) EN C −EN Cs =2,5−0,7=1,8 --> Wahrscheinlichkeit der Ionenbildung liegt bei 47% --> Kohlentoff geht keine Ionenbindungen ein, und kann somit nur kovalente bzw. Atombindungen ausbilden. Kohlenstoff sit streng 4-Bindig/Wertig 3) Grundgerüste organischer Verbindungen Aliphatische Verbindungen Arten: Ketten (acyclisch) und Ringe (cyclisch) a) acyclische Verbindungen unverzweigte Ketten | | | | | | | -C–C–C–C–C–C–C| | | | | | | verzweigte Ketten | | | | -C–C–C-C| | | | -C- -C| | unverzweigte Kette mit C=C \ | | / C=C-C=C / \ verzweigte Ketten mit C=C | | | / -C-C-C=C | | \ -C| unverzweigte Ketten mit C≡C | | -C- C≡C -C| |

verzweigte Ketten mit C≡C | | | -C- C≡C -C-C| | | -C|

b) cyclische Verbindungen Einfachbindungen:

(C-Atome immer an den Ecken) Es gibt keine 3-Ringe, da da de Winkelspannung zu groß wäre und diese zu Ketten aufbrechen würden. Doppelbindung:

Dreifachbindungen:

3.2.Aromatische Verbindung 1. Muss cyclisch sein 2. Im Ring immer Wechsel Einfach-/Doppelbindungen 3. Zahl der Doppelbindungen muss 3, 5 oder 7 sein a) Homoaromaten

Benzol

Naphthalin

b) Heteroaromaten

N Pyridin 4.) Charakteristische Eigenschaften organsicher Verbindungen 4.1.Zersetzbarkeit a) Hitze [V] Weißer, kristallisierter Feststoff wird erhizt (Zucker) [B] siedet und wird schwarz Alle organsichen Stoffe sind durch Hitze zersetzbar. Die Reaktion ist irreversibel b) Chemikalien [V] Zucker + dest. Wasser + Konz. Schwefelsäure [B] Langsam ablaufende Reaktion, Zucker wird schwarz, CO2 entsteht und bläht das Zuckergebilde auf --> Chemikalien zersetzen organische Verbindugen 4.2.Löslichkeit [V] Glycerin + Wasser [B] Zuerst Trennschicht zwischen den beiden Stoffen, auch nach Schütteln bildet sich diese wieder aus. --> Alle organischen Verbindungen sind in polaren Lösungsmittelnnicht löslich 4.3.Brennbarkeit Alle Organischen Verbindungen sind brennbar 4.4.Geruch komplette Bandbreite von stinken bis aromatisch Beispiele: Buttersäure, Essigsäureethylen 4.5.Schmelzpunkt Wegen der kovalenten Bindungen sind die Schmelzpunkte relativ niedrig 4.6.Reaktionsgeschwindigkeit Wegen fehlen der Ionen laufen die Reaktionen langsam ab 4.7.Leitfähigkeit Nein, da keine Ionen vorhanden 5. Einführung is die Orbitallehre 5.1.Energiestufen Gesamtenergie eines Elektrons: E Ges=E KinE Pot Elektronen auf der inneren Schale haben eine hohe kinetische Energie (aufgrund der Anziehung des Kerns) aber eine niedrige potentielle. Die Elektronen auf der äußersten Schale haben eine hohe Potentielle Energie, aber eine niedrige kinetische, und sind somit am Energiereichsten. Wird einem Atom Energie zugeführt springen die Elektronen auf eine höhere Schale. Wird die Energiezufuhr unterbrochen, so fallen sie wieder auf die ursprüngliche Schale zurück und geben Licht ab.

Bohrsche Atommodell war falsch --> Orbitaltheorie K² --> 1s² L8 --> 2s²; 2p6 M18 --> 3s²; 3p6; 3d10 N32 --> 4s²; 4p6; 4d10; 4f14 50 O --> 5s²; 5p6; 5d10 Weil der Energieinhalt nicht stimmt, kommt das Elektron bei Kalium statt auf 3d auf eine höherliegende Schale, 4s. 5.2.Heisenberg'sche Unschärferelation Es is unmöglich, Ort und Geschwindigkeit eines sich bewegenden Elektrons gleichzeituig zu bestimmen. – Man kann nur die Wahrscheinlichkeit des Aufhaltens bestimmen. – Orbitale sind Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume 5.3.„Form“ der Orbitale S-Orbiale: y z x

p-Orbitale: y z x

px-Orbitale

y z x

py-Orbitale

y z x

pz-Orbitale 5.4.Pauli-Prinzip In einem Orbital haben maximal 2 Elektronen Platz He: 1s² 5.5.Hund'sche Regel Alle Orbitale werden zunächst einfach besetzt 5.6.Ausbildung kovalenter Bindungen

+ H(1s1)

---> H(1s1)

Überlappungsraum H2 (1s²)

Atomorbital

Molekülorbital

[Orbitalmodell von H2O] Je weiter sich die Prbitale überlappen, desto stärker ist dei Bindung 5.7.Sigma-BIndung Koaxial a) y z +

x

--> back lope

b)

+

-->

6. Grundzustand des C-Atoms Den Zustand des Atoms, wenn keine äußeren Einflüsse einwirken --> Grundzustand 1s², 2s², 2p² E

2px 2py 2pz 2s² 1s² R (Reaktionskoordinate := Zeit) Grundzustand des C Problem: C ist nur 2-bindig auf dem Papier, in Versuchen allerdings 4-bindig --> Spinentkoppeling im 2s-Orbital, ein Elektron dreht bei Energiezufuhr (Aktivierungsenergie) seinen Spin um und wird in das freie 2pz Orbital gehoben. Promotion: Man hebt etwas an --> Elektron in höhere Schale

2px 2py 2pz 2s² 1s² angeregter Zustand s-p3-Hybridisierung

q1 q2 q3

q4 <- Hybridorbitale

1s² Hybrid/Valenz – Zustand Promotionsenergie = Anhebungsenergie Alle 4 Bindungselektronen sind Energiegleich --> Energetische Durchmischung: p-Elektrinen geben ab, s-Elektronen nehmen auf

Form der Hybridorbitale

+

+

s-Orbitale

+

p-Orbitale

4 sp3-Hybridorbitale q-Orbitale Winkel im Tetraeder: 109,7° Die 4 q-Orbitale bilden einen Tetraeder 7. Aliphatische, acyclische Kohlenstoffverbindungen 7.1.Gesättigte Kohlenwasserstoffe = Alkane ( = Paraffine) gesättigte Kohlenwasserstoffe tragen immer AN als Endung 7.1.1.Homologe Reihe Haltstrukturformel: Bsp CH3 – CH2 – CH3 CH4

Methan

CH3 – CH3

Ethan

CH3 – CH2 – CH3

Propan

CH3 – CH2 – CH2 – CH3

Butan

- CH2 – Gruppe: Methylengruppe Angehörige einer Reihe von Verbindungen, die sich nur durch dne Mehrgehalt einer Methylengruppe unterscheiden nennt man homolog, sie bilden eine homologe Reihe CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Pentan C6H14

Hexan

C7H16

Heptan

C8H18

Oktan

C9H20

Nonan

C10H22

Dekan

Allgemeine Strukturformel: CnH2n+2 7.1.2.Nomenklatur

Radikale = Alkylreste CH3 Methylrest („an“ wird druch „hyl“ ersetzt) Gruppierungen innerhalb eines Moleküls

CH3 Methylgruppe Primäres CAtom

CH2 Methylengruppe Sekundäres CAtom

CH3

CH3

CH

C

Methingruppe tertiäres C-Atom

CH3

CH3 quartäres C-Atom

8. Isomerie Def.: Isomere Verbidungen: – Bindungen identisch – gleiche Art – selbe Summenformel – gleiche Anzahl – selbe Masse Aber: Unterscheiden sich in mindestens einer phyiskalischen Eigenschaft Konstitutionsisomere: C–C–C–C

C–C–C | C Nur die Art, wie die C-Atome aneinandergehängt werden, ist unterschiedlich Konformationsisomere: Ergeben sich durch die Dregund der Molekülteile um die C – C Verbindungsgruppe Konfigurationsisomere: Verhalten sich zwei isomere Verbindungen wie Bild und Spiegelbild, so heißen sie Konfigurationsisomere 8.1.Konstitutionsisomere CH3 – CH2 – CH2 – CH3 Normales Butan n-Butan CH3 – CH – CH3 | CH3 Iso-Butan i-Butan n-Pentan: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Iso-Pentane: CH3 – CH – CH2 – CH3 |

CH3 CH3 | CH3 – C – CH3 | CH3 8.2.Genfer-IUPAC-Nomenklatur International Union of pure and applied Chemistry Nomenklaturregeln: C | C | C–C–C–C–C–C–C–C | C | C | C Regel 1: Man sucht die längste Kette, egal ob geknickt oder gerade Regel 2: ;am scjait macj der moedrogstem Zahö an einem Verzweigungspunkt, und wählt je nach dem die Kette Regel 3: Verzweigungen benennen, Bsp: Diethyl (Anzahl der Ketten + Name) Regel 4: Schauen an welchem C-Atom die Ketten hängen Regel 5: Gruppennamen alphabetisch ordnen Regel 6: An einer Verzweigung darf nie noch ein sitzen 4,4 – Diethylnonan C–C–C–C | C 2- Methylbutan C | C-C–C | C 2,2-Dimethylpropan C | C | C–C–C–C–C–C–C–C | | C C–C | C–C |

C 4,4-Diethyl-2,3,5-trimethylnonan

C C | | C–C–C–C–C–C | C | C 3-Ethyl-2,3-dimethylhexan C | C C | | C–C–C–C–C–C–C | C | C | C | C–C | C 7-Ethyl-2,6-dimethyl-6-prophylnonan (Quersumme 21) 3 – Ethyl-4,8-dimethyl-4-prophylnonan (Quersumme 19, somit richtig da kleiner)+ Protokoll vom 14.10.05 Protokollant: Max-Josef Kell Fehlende Kollegiaten: Abgefragte Kollegiaten: Zech Sebastian, Purrucker Lisa Stoff der Abfrage: Genfer-IUPAC-Nomenklatur Stoff der Stunde: Konstitutionsisomere Übungen: C C | | C–C–C–C–C–C–C | | | C C C | C | C

6-Ethyl-2,2,4-trimethylnonan C | C C C | | | C–C–C–C–C–C–C–C | | | C C C | | C C 4,6-Diethyl-2,2,6-trimethyldekan C C | | C C C | | | C–C–C–C–C–C–C–C | | | C C C | C | C 5-Ethyl-2,2,4-trimethyl-6-propyldekan

C C | | C–C–C–C–C–C | | | C C C | | C C | C 3-Ethyl-4,5-dimethyl-4-propylheptan Konstitutionsisomere: Hexane

1) n – Hexan

C–C–C–C–C–C 2) 2-Methylpentan C–C–C–C–C | C 3) 3-Methylpentan C–C–C–C–C | C 4) 2,2-Dimethylbutan C | C–C–C–C | C 5) 2,3-Dimethylbutan C | C–C–C–C | C Konstitutionsisomere: Heptane 1) n-Heptan C–C–C–C–C–C–C 2) 2-Methylhexan C–C–C–C–C–C | C 3) 3-Methylhexan C–C–C–C–C–C | C

4) 3-Methylpentan C–C–C–C–C | C | C 5) 2,3-Dimethylpentan C–C–C–C–C | | C C 6) 3,3-Dimethylpentan C | C–C–C–C–C |

C 7) 2,4-Dimethylpentan C–C–C–C–C | | C C 8) 2,2-Dimethylpentan C | C–C–C–C–C | C 9) 2,2,3-Trimethylbutan C C | | C–C–C–C | C Bennenung substituierter Kohlenwasserstoffe Substituierte KW: Ein oder mehrere Wasserstoffatome ersetzt durch Fremdatome Beispiel: CH3 – CH – CH3 --> Substituition (-H/+Cl) CH3 – CH – CH3 | | ∣Cl∣ H (Propan) ^Substituent Benennungsregel: Substituenten werden wie Nebengruppen behandelt --> 2-Chlorpropan CH3 – CH – CH3 CH3 – CH – CH3 CH2 – CH2 – CH3 | | | ∣Cl∣ ∣Cl∣ CH3 (2-)Methylpropan 2-Chlorpropan 1-Chlorpropan Übungsbeispiele: C5H11Br a) CH2Br – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CHBr – CH2 – CH2 – CH3 CH3 - CH2 – CHBr – CH2 – CH3 b) C–C–C–C | | Br C Br | C–C–C–C | C

1-Brompentan 2-Brompentan 3-Brompentan

1-Brom-2-methylbutan

Br | C–C–C–C 2-Brom-2-methylbutan | C Nur bei gleicher Quersumme kommen die Alkylreste vorne hin. Halbstrukturformel: CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH3 | CH2Cl 1-Chlor-2-ethylbutan CH2Cl – CH2 - CBr2 - CH - CH2 – CH3 | CH3 3,3-Dibrom-1-chlor-4-methylhexan Aufgabe: Finde die am meisten verzweigten C6H14 Isomere und schreibe alle Möglichkeiten, ein BrAtom hinzuhängen auf! a) 1) CH2Br – CH – CH – CH3 | | CH3 CH3 2) Br | CH3 – C – CH – CH3 | | CH3 CH3 b) 1) CH3 | CH2 – C – CH2 – CH3 | | Br CH3 2) CH3 | CH2 – C – CH2 – CH3 | | CH3 Br

3) CH3 | CH2 – C – CH2 – CH3 | | CH3 Br Alkane: – Keine Doppelbindungen: --> gesättigte Kohlenwasserstoffe Alkane: Methan Herstellung von Methan im Labor: a) Aus Aluminiumcarbid Al4C3 + 12 H2O --> 4 Al(OH)3 + CH4 ^heißer Wasserdampf b) aus Natriumacetat organische Salze |O| |O| || || CH3 – C −O - H --> CH3 – C - O |(-) Na(+) + NaOH --> CH4↑ + Na2CO3 Essigsäure Natriumacetat Verbrennungsgleichung: CH4 + 2 O2 --> CO2 + 2 H2O + E Großtechnische Herstellung von Methan a) aus Elementen C + H2 --> CH4↑ Temperatur: 200°C; Katalysatoren: Ni od. Pt b) aus Wassergas CO + H2 --> CH4 ↑ + H2O Natürliches Vorkommen: – Erdöl gewinnung – Bei allen Prozessen wenn pflanzliches Material unter Luftausschluss durch Bakterien zersetzt werden, entsteht Methan Verwendung von Methan: a) als Heizgas b) Wasserstoffherstellung Verhalten der KW gegenüber Halogenen [V] Br2: braun + flüssiges Alkan Durchsichtige Glasschale, in die das Hexan reinkommt und das Br2 hinzugetröpfelt wird Nach kurzem Warten & Lichteinfluss – farblos – Gas entwickelt sich Gas wird in Silbernitrat (1) und in eine Schale mit Lackmus geleitet (2). (1) gelber Niederschlag --> AgBr (2) rote Färbung --> Sauer Erklärung: Nur Br2 ist braun. Trennung von Br2 in Atome/Ionen durch Licht

Was ist passiert? H | H – C – H + | Br | H

H | Br | --> H – C - Br | + H | H Substitutionsprodukt

Substitution, Licht AgNO3 + Hbr --> AgBr↓ + HNO3 ^unlöslich, gelb Konzentrationserhöhung: 1) H H | | H – C - Br | + | Br - Br | ----> H – C | | H

Br |

Br | + H-

Br |

|Br|

2) H | H–C| |Br| 3)

Br | + | Br -

Br | ----> | Br

H | –C| |Br|

Br | + H-

Br |

∣Br∣ H | | Br Br Br Br Br | –C|+| | ----> | – C - Br | + H| | |Br| |Br| Bennennung der Substituionsprodukte Formel Genfer Nomenklatur

Br |

Trivialname

CH3-Cl

Chlormethan

Methylchlorid

CH2-Cl2

Dichlormethan

Methylenchlorid

CH-Cl3

Trichlormethan

Methinchlorid/Chloroform

CCl4

Tetrachlormethan

Tetrachlorkohlenstoff: „Tetra“ (Lösungsmittel)

Reaktionsmechanismus: Schritt-für-Schritt Beschreibung Reaktionsmechanismus der Halogenisierung Zuerst muss Br2 aufgespalten werden --> Möglichkeiten der Spaltung kovalenter Bindungen: Kennzeichen einer kovalenten Bindung: Teilen sich ein Elektronenpaar a1) heterolyse = ionische Spaltung A – B --> A|- + B+ Ionen a2) Homolyse = radikalische Spaltung (nur bei Licht)

A – B --> A- + -B

(- für einen Punkt, ein Elektron)

Radikale Ablauf des Mechanismuses 1) Schritt: Spaltung der Cl2- Moleküle in Radikale |Cl −Cl | ------------> |Cl⋅|Cl⋅ 2) Schritt: Zusammenstoß der |Cl⋅ mit andern Molekülen a) Cl2-Molekül |Cl −Cl || Cl⋅ ----------> |Cl⋅|Cl Cl | wahrscheinlich, aber erfolglos b) Methan-Molekül: CH 4|Cl⋅ ----------> CH 3⋅H −Cl | ^Methylradikal wahrscheinlich und erolfgreich 3) Schritt: Zusammenstoß der CH3-Radikale mit anderen Molekülen a) mit CH4-Molekülen CH 4CH 3⋅ ---------------> ⋅CH 3 CH 4 wahrscheinlich, aber erfolglos b) Cl2 – Moleküle |Cl −Cl |⋅CH 3 -----------> ⋅Cl ||Cl−CH 3 wahrscheinlich und erfolgreich c) Hcl – Moleküle H −Cl |⋅CH 3 ----------> H −CH 3|Cl⋅ H −Cl |⋅CH 3 ----------> |Cl −CH 3⋅H (passiert nicht, man weiß nicht genau weshalb nicht, Vermutun: zu geringe Hcl Konzentration) Immer reagiert das Molekül mit dem Energie-günstigeren Partner/Energie tiefer 4) Schritt: Zusammenstoß der Radikale untereinandern a) ⋅CH 3 ⋅CH 3 ------> CH 3−CH 3 b) ⋅Cl |⋅Cl | --------> |Cl −Cl | c) ⋅CH 3 ⋅Cl | --------> CH 3−Cl | Die Substitution verläuft nach dem Radikal-Kettenmechanismus: 1) Kettenstart 2) Kettenfortsetzung 3) Kettenabbruch (wenn nur Radikale miteinander reagieren) Zusammenfassung des Radikalkettenmechanismuses Kettenstart: ∣Cl−Cl∣ ---------------> ⋅Cl |⋅Cl | Kettenfortsetzung: CH 4|Cl⋅ -----------------> ⋅CH 3 H −Cl | ⋅CH 3 ∣Cl−Cl∣ ---------------> CH 3−Cl |⋅Cl | Kettenabbruch: ⋅CH 3 ⋅CH 3 -------> CH 3CH 3 ⋅Cl |⋅Cl | ----------> Cl 2 ⋅Cl |⋅CH 3 ----------> CH 3 Cl Nebenprodukte: Hcl CH3 – CH3 Cl2

(CH3-Cl) |Cl −Cl | --------------> ⋅Cl |⋅Cl | CH 3−Cl⋅Cl | -------------> ⋅CH 2 ClHCl ⋅CH 2 ClCl 2 -----------> CH 2 Cl 2⋅Cl |Cl⋅⋅Cl -------------> Cl 2 ⋅CH 2 Cl⋅Cl | -----------------> CH 2 Cl 2 Dichlormethan ⋅Cl−CH 2⋅CH 2−Cl | ------------> |Cl −CH 2 −CH 2−Cl | 1,2-Dichlorethan

Radikalkettenmechanismus 1) Kettenstart: ∣Cl−Cl∣ ---------------> ∣Cl⋅⋅Cl∣ CH 3−CH 3⋅Cl | ---------> CH 2−CH 3⋅HCl 2) Kettenfortsetzung: ⋅CH 2−CH 3Cl 2 ---------> ClCH 2−CH 3⋅Cl | ∣Cl⋅⋅Cl∣ ---------> Cl 2 3) Kettenabbruch: CH 3−C˙ H 2CH 3−C˙ H 2 --------> CH 3−CH 2−CH 2−CH 3 CH 3−C˙ H 2⋅Cl | -----------> CH 3−CH 2 Cl Radikalkettenmechanismus für Propan Kettenstart: ∣Cl−Cl∣ ----------> ∣Cl⋅⋅Cl∣ Kettenfortsetzung: CH 3−CH 2−CH 3| Cl⋅ (1)--------> ⋅CH 2−CH 2−CH 3HCl (2)--------> CH 3−C˙ H −CH 3HCl CH 3−CH 2−C˙ H 2∣Cl−Cl∣ --------> CH 3−CH 2−CH 2 Cl⋅Cl | CH 3−C˙ H −CH 3∣Cl−Cl∣ ---------> CH 3−CHCl−CH 3⋅Cl | Kettenabbruch: |Cl⋅| Cl⋅ -----------> Cl 2 CH 3−C˙ H −CH 3|Cl -------> CH 3−CH Cl−CH 3 CH 3−CH 2−C˙ H 2|Cl⋅ ------> CH 3−CH 2−CH 2 Cl 2 CH 3−CH 2−C˙ H 2 ---------> CH 3−CH 2−CH 2−CH 2−CH 2−CH 3 2 CH 3−C˙ H −CH 3 ----------> CH3 – CH – CH3 | CH3 – CH – CH3 2,3-Dimethylbutan CH 3−CH 2−C˙ H 2CH 3 −C˙ H −CH 3 -----> 2-Methylpentan HA: Radikalkettenmechanismus von butan machen! Siehe Blatt Ch-01 Lass Methylbutan mit Chlor reagieren Siehe Blatt Ch-02 Weitere Alkylhalogenide Formel CHBr3

Genfer Nomenklatur Tribrommethan

Trivialnamen Bromoform

Aggregartsz. flüssig

Verwendung früher gegen Keuchhusten

Formel

Genfer Nomenklatur

Trivialnamen

Aggregartsz.

Verwendung

CHJ3

Trijodmethan

Jodoform

Feststooff

Wundantiseptikum

CF4

Tetraflourmethan

Tetraflourkohlen- gasförmig wasserstoff

Kältemittel

CH3-CH2Cl

Chlorethan

Ethylchlorid

flüssig

Vereisungsmittel

CF2Cl2

Dichlordiflourmet Freon 12 han

gasförmig

Kühlflüssigkeit

CFCl3

Trichlorflourmeth Frigen an

flüssig

Treibgas

Synthese langkettiger Alkane Wurtz'sche Synthese Allgmein: 2 CH 3 Cl2 Na -----------> 2 NaClCH 3−CH 3 a) geradkettige Alkane aus gleichen Alkylhalogeniden 2 CH 3−CH 2−Cl |2 Na ------> CH 3−CH 2−CH 2−CH 32 NaCl b) geradlinige Alkane aus ungleichen Alkylhalogeniden CH 3−Cl |CH 3−CH 2−Cl |2 Na ---------> CH 3−CH 2−CH 2−CH 32 NaCl c) verzweigte Alkane CH3 – CH – CH3 CH 3 ClCH 3−CHCl−CH 32 Na --------> | + 2 NaCl CH3 Nebenprodukte: Cl2 CH3 – CH – CH3 | CH3 CH3 – CH3 CH3 – CH – CH3 | CH3 – CH – CH3 2,3-Dimethylbutan

Physikalische Eigenschaften der Alkane 1) Aggregatszustand, Farbe, Geruch

C-Zahl

Aggregatszustand

Farbe

Geruch

C1 . .

gasförmig

farblos

geruchlos

C4 C5

flüssig (leicht)

.

farblos

. C15

flüssig (zäh)

ab C16

fest

benzinartig geruchlos

Weiß

geruchlos

2. Zusammenhang zwischen Molekülen und Physikalischen Eigenschaften organischer Verbindungen 2.1.Vorgänge beim Übergang einer Festsubstanz in den Dampfzustand 2.1.1.Bei ionogen gebauten Molekülen a) fester Zustand Beispiel NaCl Koordiantionszahl: 6 Schmelzpunkt: 800°C Ionengitter b) flüssiger Zustand Gitter brechen auf, allerdings bleiben sie partiell erhalten c) gasförmiger Zustand Einzelne Ionen als Gas oder Ionenpaare 2.1.2.Bei kovalent gebauten Molekülen a) fester Zustand Auch bei kovalenten Molekülen gibt es Gitterkräfte die wirken: – Zwischenmolekulare Kräfte – Elektronegativität spielt eine große Rolle – Element mit größerer EN zieht Elektronenpaar zu sich -> permanenter Dipol a1) Permanetner Dipol δ+ δδ+ δδ+ δH −Cl | H −Cl | H −Cl | Wasserstoffbrückenbindungen (Sonderfall) nur zwischen: – H&F – H&O – H&N

Wegen hoher EN-Differenz

H −O | | H

H −O | | H

elektrostatische Anziehungskräfte a2) induzierter Dipol

CH4

H −O | | H polare Atombindung

CH4

Anhäufung von Elektronen Verschiebt sich immer Ungleichmäßig dissoziiert: Flüssigkeiten mit induzierten Dipolen b) Flüssig Hohe Energie bei permanenten Dipolen Geringe Energie bei induzierten Dipolen (um zu shcmelzen erforderlich) c) Gasförmig siehe b) Kräfte zwischen induzierten Dipolen: Van-der-Waal'sche Kräfte Assoziierte Flüssigkeiten: Flüssigkeiten mit Wasserstoffbrückenbindungen 2. Siedepunkte bei Alkanen a) unverzweigte – Mit steigender C-Zahl steigt der Siedepunkt – Je größer die Oberfläche eines Moleküls desto höher der Siedepunkt b) verzweigte – haben grundsätzlich geringeren Siedepunkt als die unverzweigten – je verzweigter desto niedriger der Siedepunkt – je kugelförmiger ein Molekül, desto kleiner ist dei Oberfläche – > niedrigerer Siedepunkt Siedepunkte wichtig für Klausur!! Auch abhängig von der Zahl der C-Atome Je verzweigter ein Molekül, dest eher nähert es sich der kugelform, desto kleiner ist dei Oberfläche desto niedriger ist der Siedepunkt 1) C – C – C – C – C C | 2) C – C – C | C

3) C – C – C – C | C C C | | 4) C – C – C – C | | C C Ordnen sie die Moleküle nach steigendem Siedepunkt Niegrigster -> 2 – 3 – 1 – 4 <- Höchster 4) Schmelzpunkt der Alkane a) unverzweigte Alkane Je mehr C- Atome, desto höher der Schmelzpunkt (Oberflächenzunahme) b) verzweigte Alkane Ungeradzahlige sieden niedriger als Geradzahlige Entropie Entropie: Unordnungszustand eines Systems Bsp.: NaCl fest: Entropie ist gering, wegen Gitterstruktur NaCl gasförmig: Entropie am höchsten Bei Alkanen Bsp.: Kugelförmige Alkane haben schon etwas Entropie weil sich die Kugeln leicht in einem Gitter einfügen lassen, sich aber in diesem etwas bewegen können --> Man muss realtiv viel Energie aufwenden, denn es hat schon Entropie und will nicht mehr davon. Das verzweigteste Alkan hat den höchsten Schmelzpunkt, da es sich der Kugelform nöhert, demzufolge leicht in ein Gitter einbauen lässt, demzufolge bereits im festen Zustand eine gewisse Entropie besitzen, um dieses Isomere in den flüssigen Zustand zu bringen (höhere Etropie) ist viel Energie notwendig --> hoher Schmelzpunkt Unregelmäßig verzweigte verhaken sich --> wenig Entropie im festen Zustand --> niedriger Schmelzpunkt 1) C–C–C–C–C 2) C | C–C–C | C 3) C–C–C–C | C

4) C C | | C–C–C–C | | C C Siedepunkte: Niedrigster: 2 - 3 – 1 – 4 Höchster Schmelzpunkt: niedrigster: 3 – 1- 2 – 4 Höchster 1) C–C–C 2) C–C–C–C–C–C 3) C C C | | | C–C–C–C–C–C–C

4) C C C | | | C–C–C–C–C–C–C | | | C C C Siedepunkt: Niedrig: 1 – 2 – 3 – 4 Höchster Schmelzpunkt: Niedrig: 1 – 2 – 3 – 4 Höchster Bei 1 bis 2 C-Atom unterschied hat Kugelform Vorrang! Ansonsten ist die Anzahl der C-Atome entscheidend. Lösungsverhalten der Alkane a) Festsubstanz in Flüssigkeit a1) Auflösen der Gitterkräfte des Lösestoffes +

+

+

+

+

+

a2) Auflösen der Gitterkräfte des Lösungsmittels +

+

a3) Solvatation ( Umgebung der Moleküle durch Wasser) + + E 1E 2 E 3 nur dann löst sich der Stoff 1) Polar-polar NaCl + H2O 2) Unpolar-polar I2 + H2O Keine Lösung, da H2O nicht an den kovalenten Bindungen von I2 angreifen kann / keine lösung, weil Jod eine kov. Bindung (EN gleich), keine Pole, Wim Wasser sind Dipole die Dipole suchen, da es keine gibt, findet die Lösung nicht statt 3) Unpolar-unpolar Benzol + I2 --> Mischung

--> Polares lößt sich nur in Polarem, Unpolares nur in Unpolarem b) Lösung von Flüssigkeiten in Flüssigkeiten 1) polar polar Methanol (Methan statt einem H eine O-H-Gruppe) + Wasser jeweils Wasserstoffbrückenbindung die Lsg findet statt 2) polar – unpolar Methanol + Hexan keine Lösung 3) unpolar – unpolar Benzol + Hexan lösbar Einfach ungesättigte KW-Alkene (Olefine) – eine C – C Doppelbindung 1. Homologe Reihe der Alkene CH2 = CH2 Ethen; Ethylen CH2 = CH – CH3 Propen; Propylen CH2 = CH – CH2 – CH3 Buten; Butylen CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH3 Penten allgemeine Formel: CnH2n 2. Nomenklatur C=C–C–C | C 2-Methyl-(1)-Buten

1. 2. 3. 4.

Längste Kette, in der die Doppenbindung enthalten ist C-Atome mit Doppelbindung müssen die kleinere Zahl erhalten Kleinere Zahl der Doppelbindung kommt vor dem Grundnamen Bei beidseitiger Durchnummerierung mit gleicher Quersumme, erhalten die Verzweigungen (Seitenketten) Vorrang

3. Konstitutionsisomere a) Konstitutionsiomere Butene CH2 = CH – CH2 – CH3 (1)-Buten CH3 – CH = CH – CH3 (2)-Buten CH2 = C – CH3 | CH3 b) Konstitutionsiomere Pentene CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH3 (1)-Penten CH3 – CH = CH – CH2 – CH3 (2)-Penten CH2 = C – CH2 – CH3 2-Methyl-(1)-buten | CH3 CH2 = CH – CH – CH3 3-Methyl-(1)-buten | CH3 CH3 – C = CH – CH3 2-Methyl-(2)-buten | CH3 Radikalnomenklatur CH2 = C˙ H EthenylVinyl- Radikal CH2 = CH −C˙ H 2 PropenylRadikal AllylC C | | C–C=C–C–C–C | | | C C Br | C | C 5-Brom-3,4-dimethyl-4-propyl-(2)-hepten CH2 = C – CH2 – CH2 – CH3 | CH3

2-Methyl-(1)-penten CH2 = CH – CH – CH2 – CH3 | CH3 3-Methyl-(1)-penten CH3 | CH3 = C – C – CH3 | CH3 2,3-Dimethyl-(1)-buten Physikalische Eigenschaften der Alkene Aggregatszustand: Erste 3 gasförmig, dann wie Alkane Siedepunkte: Steigt mit Zunehmender C-Zahl, nicht linear (siehe Alkane) Durch Verzweigung erniedrigt sich der Siedepunkt (siehe Alkane) Schmelzpunkt Geradzahlig siehe Alkane Löslichkeit wie die Alkane Das Wesen der C = C – Sigma Bindung: Immer wenn q-Orbitale beteiligt sind – Kohlenstoff ist auch in den Alkenen 4-bindig --> Zwischen C-Atomen müssen sigma-Bindungen wirken Widerspruch mit 1) Bindungsdissoziationsenergie C–C C=C 83 Kcal/mol je Spaltung 147 kcal/mol 2) Bindungsabstand C–C 1,54⋅10−10 m

C=C 1,34⋅10−10 m

E

E 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2s²

2s²

1s² Grundzustand

t

1s² angeregter Zustand

t

E 2pz q1 q2 q3

1s² sp2-Hybridzustand

t Bindungsabstand wird geringer, da die beiden p-Orbtale

überlappen müssen Ethenmolekül

π

σ

σ σ σ

σ π

H H \ / π C=C σ / \ H H In Wirklichkeit überlappen sich die Hantelförmigen p-Orbitale Je Energiereicher eine Verbindung, desto instabiler ist sie --> σ-π-BIndung ist instabiler als σ-σ-Bindung (Erklärung für Dissoziationsenergie) Stärke der π-Bindung π-Bindung ist instabil, da man für das annähern der Atome Energie aufwenden muss Folgen der π-Bindung Keine freie Drehbarkeit weil sonst die π-Bindung aufreißt. Cis-trans-Isomerie |Cl

Cl | \ / C=C / \

H H cis-1,2-Dichlorethan µ=1,86 (Dipolmoment) Höherer Siedepunkt, da Dipolcharakter und der Stoff ordnet sich im Gitter an --> Hohe Oberfläche Cl | \ / C=C / \ |Cl H H

trans-1,2-Dichlorethan µ=0 H H H \ | | C=C–C-H / | H H Propen (Halbstruktur)

(2)-Buten H H H | | | H–C–C=C–C–H | | | H H H cis CH3 CH3 \ / C=C / \ H H trans CH3 \

H /

C=C / \ H CH3 (1)-Buten H H H H \ | | | C=C–C–C–H / | | H H H

Nachweis der C = C Benötigt: Bromwasser (Br2 gelöst ind Wasser -> braunfarbige Lösung) [V] Bromwasser + Hexen [B] Bromwasser entfärbt sich 1) Entfärbung von Bromwasser CHBr = CHBr + H2 x CH2 = CH2 + Br2 CH2Br – CH2Br Addition Bei Substitution müssten zuerst Radikale entstehen! Wird an die Aome, die durch C = C Doppelbindung verbunden sind, durch Aufbrechen der  Bindung weitere Atome angelagert, so spricht man von Addition 2) Baeyer-Probe Entfärbung einer angesäuerten Kaliumpermagnat-Lösung Oxidationszahl: Doe Ladung, die ein Atom tragen würde, wenn die Verbindung aus Ionen aufgebaut wäre KMnO4 violett MnO2 Braunstein (braun) Mn2+ farblos – Metalle immer positiv, außer bei Verbindung mit H – F hat immer -I CuH 2 SO 4 CuSO 4SO 2H 2 O Ox: Cu  Cu2 2 e − 2− −  Red: SO 4 2e 4H  SO 22 H 2 O

Redox: Cu + SO42- + 4H+ -----> Cu2+ + SO2 + 2 H2O K2Cr2O7 + HCl ----> KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O Red: Cr2O72- + 6e- + 14 H+ -------> 2 Cr3+ + 7 H2O Ox: 2 Cl- ---> Cl2 + 2 eRedox: Cr2O72- + 14H+ + 6Cl- ----> 2 Cr3+ + 7H2O + 3Cl2 Stoffgl.: K2Cr2O7 + 14HCl ---> 3 Cl2 + 7H2O + 2CrCl3 + 2 KCl (notiert: 6H+; 2 K+; 14 CL-) Red.: MnO4- + 5e- + 8H+ ----> Mn2+ + 4 H2O Ox: CH2 = CH2 ---> CH2 - CH2 + 2eGesamtoxzahl: - IV | | |O – H |O – H Gesamtoxzahl: -II (unpolar, deswegen gleich aufgeteilt, C hat höhere EN --> zieht Elektronenpaar von H an --> 6 elektronen --> aber nur 4 bindig --> ox-Zahl -II) [V] KMnO4 + Hexen in NaOH Red.: 2 H2O + MnO4- + 3 e- -----> MnO2 + 4 OHOx: CH2 = CH2 + 2 OH-----> CH2OH – CH2OH + 2eRedox: 4 H2O + 2 MnO4- + 3 CH2 = CH2 + 6 OH- -----> 2 MnO2 + 8 OH- + 3 CH2OH – CH2OH Stoff: 2 KMnO4 + 4 H2O + 3 CH2 = CH2 -----> 2 MnO2 + 2 KOH + 3 CH2OH – CH2OH K2Cr2O7 --> Cr3+ Reaktionsmechanismus der Addition a) Hydrierung CH2 = CH2 + H2 --------> CH3 – CH3 (300°C, Katalysatoren: Pt, Ni, Pd) b) Halogenierung 1. Schritt: Heterolyse des Br2 Moleküls  − | Br−Br || Br | Br | Bromoniumion +I +VI -II

-II

Bromidion -I

-III

+III

K2Cr2O7 + CH2 = CH – CH3 ------------> Cr3+ Red.: Cr2O72- + 6e- + 14H+ ------------> 2Cr3+ + 7H2O H H H | | | Ox: CH2 = CH – CH3 + 2 H2O --------> H – C – C – C – H + 2e- + 2H+ | | | |O-H |O-H H Cr2O72- + 14H+ + 3 CH2 = CH – CH3 + 6 H2O -----> 2Cr3+ + 7H2O + 3CH2OH – CHOH – CH3 + 6H+ 2. Schritt: Bildung des ¿ -Komplexes und Addizion des Bromoniumions \ / C || C

| Br−Br |

\ / C ---------> | | C

δ δ | Br−Br | +

-

| - C - Br | ---> | C(+)

+ | Br | − 

/ \

/ \

/ \

 -Komplex

δ-Komplex - Carboniumion - Carbeniumion - Carbokation

3.Schritt: Addition des Bromidions H H | | H – C - Br | H – C - Br | | + | Br | (-) -------------> | (+) | Br - C – H C / \ Rückseiten- | H angriff Schema des Reaktionsmechanisums H H H H \ / \ / C=C + | Br−Br | ---------> C = C + | Br / \ / \ H H H H

(+)

+ | Br |

elektrophiles Teilchen elektrophil H H \ / C=C / \ H H

H H | | (+) C–C| | H H

elektrophiler ---------------------------> Angriff

Br |

(-)

nucleophiles Teilchen Nucleophil

H H | | (+) C – C - Br | | | H H Carbokation

nucleophiler ----------------------------> Angriff

H H | | | Br - C – C | | H H

Br |

Wird als Elektrophile Addition bezeichnet, weil die RG von dem elektrophilen Angriff abhängt. Beweise für den Ionenmechanismus a) Interhalogenverbindung | Br Cl |

b) Halogenmoleküle + andere Ionen Immer mindestens ein Bromatom (Flouridionen, Bromidionen, Bromidiumion) Bloß positive an  -Bindung Elektronenverteilung im Molekül einer organischen Verbindung Induktiver Effekt | | | | | δ + δCl | -C–C–C–C–C | | | | | Zwischen 4. und 5. C-Atom wird nichts mehr verschoben Schlüsselatom = Auslöser des Effekts (in diesem Fall: Cl) Wirkung und Stärke des I-Effekts H | C–C–C–H | H Zwischen C und H: I-Effekt ist null (Zur Vereinfachung) „-I“-Effekt: angezogen (OH—Gruppen) „+I“-Effekt: wird weggestoßen (CH3-Gruppen) Den +-I-Effekt von Alkylgruppen auf sp2-hybridisierte C-Atome

sp2-Orbital 33,3% s-Anteil

sp3-Orbital 25% s-Anteil

q2

p

δ-

q3

q4

q3 + C δ

C

q2

q1

q1

Mitte C-C Abstand

Stärke des I-Effekts: CH3 tert. CH3 sek. -C

CH3

CH3

H prim. | - C CH3 | H

- C CH3 | CH3

H

| -C |

O -H

| -C |

Hal

0 - I Effekt

+I Effekt

Addition von Halogenwasserstoff an die C = C a) symmetrische Alkene H2C = CH2 + H -

Br |

nucleophiler angriff

CH3 – CH = C – CH3 | CH3

H | H3C – C (+) | H Carbokation

elektrophiler angriff

H | H3C – C | H

Br |

----------> x \---------->

CH3 | CH3 – CHBr – CH - CH3 CH3 | CH3 – CH2 – C – CH3 | Br

CH2 = CH -CH3 + HBr -------------> CH2Br – CH2 – CH3 --------------> CH3 – CHBr – CH3 Markownikow Regel Das Wasserstoffatom geht immer an das Atom, wo schon mehr Wasserstoffatome vorhanden sind. b) unsymmetrische Alkene CH2 = CH – CH3 + Hbr --------> CH3 < CH(+) > CH3 + Br(-) --> Carbokation wird stabilisiert Erklärung für Markownikow H | G > C(+) ---> Elektronen werden von C-Atom abgezogen

| --> G: Elektronen-akzeptor H Folge: Carbokation wird noch positiver pos. Ladung wird verstärkt Carbokation verliert an Stabilität H | G < C(+) | H G: Elektronendonator Folgen: – Positive Ladung abgeschwächt – Carbokation Stabilisiert Bei der elektrophilen Addition von Halogenwasserstoff an dei C-C- Doppelbindung wird beim ersten Reaktionsschritt das Stabilere Carokation gebildet. An dieses lagert sich das nucleophile Teilchen an Stabilität verschiedener Carbokationen H H H H | | | ↓ H – C(+) R < C(+) R < C(+) R < C(+) | | ↑ ↑ H H R H -------------------------------------------> Stabilitätszunahme ein Tertiäres Carbokation ist das Stabilste! HF HCl HBr HI <--------------------------Zunahme der RG CH3 – C(+) - CH3 | Cl

Stabiler

CH2(+) - CH – CH3 | Cl

CH2 – C(+) -CH2 – CH3 | | Br CH3

Stabiler

CH(+) - CH – CH2 – CH3 | | Br CH3 Herstellungmethode für Alkene a) Dehydratisierung von Alkoholen (= Wasserentzug) 350°C Al2O3

H2C – CH2 | | |O – H H

|---------> H2O + ------| H2SO4 |---------> H2O + 130°C

H2C = CH2 H2C = CH2

Elemenierung: Bildung der Doppelbindung b) Aus Dihalogeniden Zink H2C – CH2 ----------> H2C = CH2 + Br2 | | Br Br Elemenierung Alkine 1) Homologe Reihe HC≡CH HC≡C−CH 3 HC≡C−CH 2−CH 3 H 3 C−C≡C−CH 3

Ethin Propin 1-Butin 2-Butin

2) Nomenklatur Regeln wie bisher Am Ende „in“ 3) Konstituitonsisomere a) Pentine HC≡C−CH 2−CH 2−CH 3 H 3 C−C≡C−CH 2−CH 3 HC≡C−CH −CH 3 | CH3 b)Hexine C≡C−C−C−C−C C−C≡C−C−C−C C−C−C≡C−C−C C≡C−C−C−C | C – –

1-Pentin 2-Pentin 3-Methyl-1-butin

1-Hexin 2-Hexin 3-Hexin 3-Methyl-1-pentin

C≡C−C−C−C | C

4-Methyl-1-pentin

C−C≡C−C−C | C

4-Methyl-2-pentin

C |

C≡C−C−C | C

3-Dimethyl-1-butin

Acetylen Carbide: Kohlenstoff direkt mit Metallverbindungen CaC2 <-- Richtige Formel, usere Vermutung war: Ca2C ∣C≡C∣ Ca2+ Acetylidion Calciumcarbid CaC2 + 2 H2O ------------------> C2H2 + Ca(OH)2 unvollständige Verbrennung von Methan Carbidschlamm 4 CH4 + O2 ----------> C2H2 + 2 CO + 7H2 Bindungsverhältnisse im Ethin a) Bindungsabstand −10 C–C 1,54⋅10 m −10 C=C 1,34⋅10 m H −C≡C−H 1,20⋅10−10 m 1,09⋅10−10 m b) Bindungsdissoziationsenergie kcal 83 H3C – CH3 mol kcal 147 H2C = CH2 mol kcal mol kcal tatsächlicher Wert: 193 mol erwarteter Wert: 211

HC≡CH

sp-Hybridisierung

↑↓ 1s2

↑↓ 2s2

↑ ↑ 2px2py2pz ↑↓ 1s2

↑ 2s2

↑ ↑ ↑ 2px2py2pz

angeregter Zustand

↑ ↑ q1 q2

↑ ↑ 2py2pz

↑↓ 1s2 sp-Hybridzustand

p

p

p q

q p

p

p q

q p

p

Aromatische Kohlenwasserstoffe Wenn sich einfach und Doppelbindungen abwechseln: konjugierte Doppelbindung 1) Benzol a) physikalische Eigenschaften 1. Löslichkeit unlösbar in polarem löslich in unpolarem --> Benzol muss unpolar sein 2. Brennbarkeit Brennt mit gelber Flamme, stark rußend b) Die Benzolformel Verhältnisformel: C:H = 1:1 Summenformel: C6H6 Halbstrukturformel: H 2 C=C=C=C=CH −CH 3 H 2 C=CH −CH =C=C=CH 2 H 2 C=C=CH −CH =C=CH 2 HC≡C−CH 2−CH 2−C≡CH HC≡C−C≡C−CH 2−CH 3 H 2 C=CH −C≡C−CH =CH 2 Nachweisreaktion für Doppelbindung: – Bromwasser entfärbt sich – Kaliumpermagnat wird zu Braunstein Beide Reaktionen schlagen bei Benzol fehl! (Keine Addizion bzw. Oxidation)

Schlussfolgerungen: Eigentlich dürfen keine Doppel bzw. Dreifachbindungen existieren Benzol 1) Addiert nicht, sondern substituiert 2) Zeigt nur ein Monosubstitutionsprodukt Dann kam Kékulé Er hat alle Versuche nachvollzogen, kam zum selben Ergebnis Er hatte jedoch ein sehr großes Vorstellungvermögen So träumte Kékulé eines Tages von 6 Affen, die sich untereinander die Arme reichten. 3 Affen verbanden zusätzlich ihre Schwänze. Er wachte sofort auf und ihm wurde klar: Die Affen mussten Benzol geschnüffelt haben! 1) Substitutionsprodukte a) Monosubstitutionsprodukte

b) Disubstitutionsprodukte Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl 1,2-Dichlorbenzol

1,3-Dichlorbenzol

1,4-Dichlorbenzol

oder:

-meta-

-para-

-ortho-

-m-

-p-

-o-

c) Trisubstitutionsprodukte Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl Cl Cl

Cl

1,2,3-Tri.

1,2,4-Tri.

1,3,5-Tri.

-vicinal-

-unsymm.-

-symm.-

aber: Es muss 2 ortho-Dichlorbenzole geben Kékulé sagte jedoch, dass sich die Elektronen komplett über den Ring verteilen

Mesomere Grenz-Strukturen Wenn es sich um konjugierte Doppelbindungen handelt, kann es zu Grenzstrukturen kommen, Elektronen pendeln (=oszillieren) zwischen den Atomen -> Man kann es zeichnerisch nicht fassen Oszillationstheorie von Kékulé Benzol in der Orbitalvorstellung a) Bindungslänge −10 C–C 1,54⋅10 m −10 C=C 1,34⋅10 m −10 C≡C 1,20⋅10 m Vermutung: Hypothetisches Cyclohexatrien - Bindungslängen alternierend,  -Elektronene lokalisiert kurz lang

lang

kurz

kurz lang

--> Hätte Dipolmoment Aber: 1,40⋅10−10 m alle Bindungen sind gleich lang Benzol Bindungslängen gleich groß, π-Elektronen delokalisiert

Mesomere Grenzstrukturen Film über Kekulé Beweise fpr die Delokalisation der π-Elektronen des Benzols -> Freie Beweglichkeit der Elektronen -> stabiler, energieärmer 28,6 Kcal/mol

H2 Kat.

Cyclohexen

Cyclohexan 2 H2

57,2 Kcal/mol

Kat.

Cyclohexan

Cyclohexadien

erwarteter Wert: 85,8 tatsächlicher Wert: 49,8 ------------------36

3 H2 Kat. Hypoth. Cyclohexatrien

Cyclohexan

-> Mesomerieenergie des Benzols: 36 kcal/mol

бπ

Energiediagramm

36 kcal/mol

t Delokalisation der Elektronen 1. Ringverbindung 4n + 2 л – Elektronen müssen vorhanden sein (n ist eine kleine ganze Zahl 2. Konjungierte Doppelbindung 3. Planar gebaut Warum substituiert Benzol=? Weil sobald es addiert wären die Elektoronen nicht mehr delokalisiert -> Der Zustand wäre energiereicher, die Atome wollen aber einen möglichst energiearmen Zustand Sustitutionsreaktion am Benzol 1) Halogenierung 1. Schritt: Elektrophile Addition + | Br−Br | ------------------>

+

δ+ δ| Br−Br | + FeBr3 (Kataly.)

H Br +

--------->

+ FeBr4-

H Carbokation H

H Br

H Br

+

Br

+ H

+

H

H

mesomere Grenzsturkturen H

2. Schritt: nucleophiler Angriff H Br + FeBr4-

+ H

Br addition |--x--> | -------------| | | | |-----> eleminierung

Br H

Br + HBr + FeBr3 H

Addition + Eleminierung = Substitution Elektrophile aromatische Substitution

Zusammenfassung Hal

Hal + Hal2

Energiediagramm

----------------->

------------>

+

Übergangszustand pi-komplex

E

+

Hal

Zwischenstufe

+Hal2 Edukt

Hal

Produkt t

+ H-Hal

2) Nitrierung von Benzol Nitriersäure: Konz Schwefelsäure 8 : 7 konz. Salpetersäure Gemisch Salpetersäure wirkt in diesem Falls als Base H2SO4 + HNO3 ---------> HSO4- + H2NO3+ H2NO3+ ---------> H2O + NO2+ H2SO4 + H2O ---------> H3O+ + HSO42 H2SO4 + HNO3 ---------> 2 HSO4- + H3O+ + NO2+ ^da schon positiv kein Kat erforderlich

+ NO2+ ------>

NO2+ ------> H

H H --->

pi-Komplex H

H +

H

H

+ +

NO2 H

NO2 H

NO2 H

sigma-Komplex H +

---->

NO2 H

+ H+ NO2 H

+ NO2+ + 2 HSO4- + H3O+ -------->

NO2 Nitrobenzol

+ H3O+

+ HNO3 ------------>

+ H2O NO2 H

3) Sulfonierung von Benzol H2SO4 + H2SO4 S-B-Reaktion H2SO4 + H2SO4 H3SO4+

----> H3SO4+ + HSO4----> H2O + HSO3+

H

+ H2SO4 + HSO4-

HSO3+ + H2O 2 H2SO4

----> H3O+ + SO3 ----> HSO4- + H3O+ + SO3 (formale innere Ladung) H + SO3 -------->

SO3H

SO3 ------>

SO3 +

+ H +H

Carbokation

--->

Benzolsulfonsäure (= Koservationsmittel) Sauerstoffhaltige organische Verbindungen I. Alkohole 1. Definition Alkohole sind Verbindungen, die an einem parafinartigen (einefach Bindung) C-Atom eine Hydroxidgruppe besitzen allgemeine Formel: R−O−H Alkylrest Hydroxilgruppe (sp3) funktionelle Gruppen (bestimmen die Eigenschaften) 2. Gruppeneinteilung a) nach Art des Restes R a1) gesättigete Alkohole

|O -H | H–C- O -H | H Kein Alkohol, da 2 Hyrodilgruppen vorhanden sind a2) ungesättigte Alkohole CH2 = CH – CH2 - O -H CH3 – CH = CH - O - H Enol, kein Alkohol a3) aromatische Alkohole CH 2−O−H |O−H H | H – C - O - H; | H

b) nach Anzahl der Hydroxilgruppen

b1) einwertige Alkohole CH 3−CH 2−O−H Trink-Alkohol b2) mehrwertige Alkohole α) Zweiwertige Alkohole CH2 - CH2 | | |O –H |O – H Glykol β) Dreiwertige Alkohole CH2 – CH – CH2 | | | |O –H |O –H |O –H Glycerin Einteilung der einwertigen Alkohole CH 3 OH  nullärer Alkohol ; R−CH 2 OH  primärer Alkohol ; RR−CH OH sekundärer Alkohol  ; RRR−C OH tertiärer Alkohol  Nomenklatur a) Genfer Nomenklatur C−C −C−C 3-Methylbutan – 2 – ol C

OH

b) Halbtrivialname Akanrestnahme + Alkohol, also zB Methylalkohol Einwertige gesättigte Alkohole = Alkanole 1) homologe Reihe der Alkonole

CH3OH

Methanol

Methylalkohol

Holzgeist

CH3-CH2OH

Ethanol

Ethylalkohol

Weingeist

CH3-CH2-CH2OH

Propan-1-ol

Primäres Propanol

CH3CHOH-CH3

Propan-2-ol

Sekundäres Propanol

Butan-1-ol

Prim. Butanol

Butan-2-ol

Sek. Butanol

2-Methylpropan-2-ol

Tert. Butanol

2. Kontitutionsisomere Pentanole Pentan-1-ol Pentan-2-ol Pentan-3-ol 2-Methylbutan-1-ol 2-Methyl-butan2-ol 3-Methylbutan-2-ol 3-Methylbutan-1-ol 2,2-Dimethylpropan-(1)-ol