Hinweis

 

Zum Verständnis organischer chemischer Vorgänge benötigt man eine Reihe von Grundkennt-
nissen. Diese wurden zum Teil bereits in den Jahrgangsstufen 9 mit 11 behandelt.
Das notwendige „Handwerkszeug“ zur Beschreibung organischer Reaktionen soll im folgenden
erklärt, an Übungsbeispielen wiederholt und vertieft werden. Die Reihenfolge der dargestellten
Grundbegriffe ist noch nicht systematisch geordnet. Sie ergibt sich vielmehr aus dem aktuellen
Unterrichtsverlauf meines Leistungskurses im 2. Kurshalbjahr.

 

 Übersicht


Diese Grundbegriffe werden im Folgenden genauer behandelt:

Die Chemische Bindung 
Hybridisierung und Molekülgeometrie
Formale Ladung
Mesomerie

1. Die chemische Bindung

Moleküle gibt es, weil die Atome durch chemische Bindungen zusammengehalten werden.
Diese beruhen auf der elektrostatischen Anziehung zwischen positiv geladenen Atomkernen
und negativ geladenen Elektronen, den “Bindungselektronenpaaren“. Dieser Anziehung wirkt
die elektrostatische Kern - Kern – Abstoßung sowie die Elektron – Elektron – Abstoßung der
Bindungselektronen entgegen. Das Gleichgewicht dieser entgegengesetzten Kräfte führt zur
chemischen Bindung und bestimmt den Abstand zweier verbundener Atome, die
Bindungslänge, in einem Molekül.

Orbitale sind die Aufenthaltsbereiche der Elektronen. Sind Atome chemisch verbunden,
so überlappen deren Orbitale.

Sigma-Bindungen können durch Überlappung folgender Orbitale entstehen:
s – s (H – H), s – p  (H – Cl), s – sp³ (H - C in Methan),  s – sp² (H – C in Ethen),
s – sp (H – C in Ethin), sp³- sp³ (C – C in Ethan), sp² - sp² (C – C in Ethen),  sp – sp (Ethin),
aber auch Überlappungen  unterschiedlicher Hybridorbitale, z.B.: sp³ - sp^2,  sp^{3 –} sp, sp – sp².

Atome, die durch Sigma-Bindungen verbunden sind, sind um ihre Bindungsachse frei drehbar,
da sich bei der Drehung die Elektronendichte der Überlappung nicht verändert. Die Bindung
wird hierdurch nicht geschwächt.

Pi-Bindungen entstehen durch Überlappung parallel stehender p – Orbitale. Freie Drehbarkeit
ist hier nicht möglich.

Pi-Bindungen treten zusätzlich zu Sigma-Bindungen auf in Doppel- oder Dreifachbindungen 
(CH₂=CH₂,  Ethin).

2. Hybridisierung und Molekülgeometrie

Obwohl Kohlenstoff unterschiedliche Orbitale besitzt, sind die chemischen Bindungen zu an-
deren Atomen gleichwertig, haben z. Bsp. gleiche Bindungsabstände. Dies wird verständlich,
wenn man sich vorstellt, dass  s- und p- Orbitale zu gleichartigen Mischorbitalen (Hybridorbitale)
kombinieren.

Die Molekülgeometrie wird bestimmt durch die abstoßenden Kräfte der Bindungselektronen bzw.
der Elektronenwolken nicht direkt miteinander verknüpfter Atome in einem Molekül. Diese ab-
stoßenden Wechselwirkungen fixieren die relativen Positionen von Kernen, die nicht durch eine
chemische Bindung miteinander verbunden sind. Um die Abstoßung zu minimieren, sind die von
einem Atom ausgehenden Bindungen so angeordnet, dass sie möglichst weit voneinander
entfernt sind.


sp³ – Hybridisierung

“Vermischung“ des s – Orbitals mit drei p – Orbitalen zu vier gleichwertigen sp³ – Hybridorbitalen.
Vorkommen: Gesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkane), Kohlenstoff mit vier Einfachbindungen.
C – Atom tetraedrisch von vier Nachbaratomen umgeben, Bindungswinkel 109°

sp² – Hybridisierung

Ein s- und zwei p- Orbitale bilden drei gleichwertige sp² –Hybridorbitale, p_z - Orbital bleibt übrig.
Vorkommen: Ungesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkene), Kohlenwasserstoffe mit Doppelbindungen.
C – Atom und drei weitere gebundene Atome liegen in einer Ebene, p –Orbital senkrecht darauf,
Bindungswinkel 120°.

sp – Hybridisierung

Hier vermischen sich nur ein s- und ein p- Orbital zu zwei gleichwertigen sp – Hybridorbitalen,
p_y- und p_z – Orbitale beteiligen sich nicht daran.  Vorkommen: Alkine, Kohlenwasserstoffe mit
Dreifachbindungen.
Atome X – C – Y liegen auf einer Linie, Bindungswinkel 180°.

Vorkommen: Alkine, Kohlenwasserstoffe mit Dreifachbindungen.
Atome X – C – Y liegen auf einer Linie, Bindungswinkel 180°.  
 
 


Übungsaufgaben zu 1. und 2.

Beschreiben Sie chemische Bindungen und Molekülgeometrie in Alkanen, Alkenen, Alkinen
oder Mischformen aus diesen Kohlenwasserstoffen! Welche Gestalt haben die Moleküle?
Welche Atome liegen in einer Ebene? Wo liegt freie Drehbarkeit vor, wo sind die Bindungen
fixiert? Konstruieren Sie komplizierte Kohlenwasserstoffe mit Verzweigungen, unterschiedlichen
Bindungsarten.

 

3. Formale Ladungen

Organische Reaktionen laufen oft über  Zwischenstufen ab, in denen Ladungen auftreten können.

Die formale Ladung eines Atoms wird berechnet, indem man die Zahl der Valenzelektronen im
neutralen Atom mit de Summe der Anzahl nicht bindender „freier“ Elektronen plus der Hälfte der
Zahl der bindenden Elektronen vergleicht.

Formale Ladung = Zahl der Valenzelektronen des Atoms                          - Zahl nichtbindender Elektronen                          - ½ . Zahl bindender Elektronen

Beispiel: Formale Ladung des Kohlenstoffs in CH₄:
                              4 Valenzelektronen
                            - 0 nichtbindende Elektronen
                            - 8/2 bindende Elektronen
                          =   0  

Übungsaufgaben zu 3.

1. Berechnen Sie die formale Ladung aller Atome in folgenden Lewis - Strukturen:

2. Berechnen Sie die formale Ladungen der Atome in folgenden Valenzstrichformeln:

   

 

4. Mesomerie (Resonanz)

Manche Moleküle lassen sich durch zwei gleichwertige Formeln beschreiben, z.B. das Ozon:

Nach diesen Formeln hätte das Molekül eine längere Einfach- und eine kürzere Doppelbindung.
Tatsächlich sind die Bindungen aber gleich lang. Zur Lösung des Problems gibt man beide Formeln an und
schreibt einen Doppelpfeil zwischen ihnen.  

Diese Art von Formulierung nennt man Mesomerie oder Resonanz, die einzelnen Formeln werden
mesomere Grenzformeln genannt.

Die tatsächliche Struktur ist als Zwischending zwischen den beiden Grenzformeln zu verstehen.
Die Bindungen sind weder Einfach- noch Doppelbindungen, sondern haben einen mittleren 
Bindungsgrad. Jedes der entständigen Atome hat eine Formalladung von ½ ^_ . Die Elektronen
springen nicht hin und her, und die Moleküle entsprechen nicht zeitweise der einen, zeitweise
der anderen Grenzformel. Eine Lewisformel allein kann das Molekül nicht richtig beschreiben.

Beispiel Salpetersäure:

Die Bindungen zwischen dem N – Atom und den O – Atomen in der rechten Molekülhälfte sind
ein Mittelding zwischen Einfach- und Doppelbindung. Beide sind 121 pm lang. Die dritte Bindung
zwischen  N und O, die in beiden Grenzformeln als Einfachbindung erscheint, ist länger: 141 pm.

Beispiel Carbonat-Ion:

Das Carbonat-Ion ist planar, alle Bindungen sind gleich lang und nehmen Werte zwischen Doppel-
und Einfachbindung ein. Die Summe der formalen Ladungen entspricht der Ladung des Ions.

Delokalisation

Die Mesomerie bringt zum Ausdruck, dass die Ladung des Carbonat-Ions nicht genau lokalisiert
werden kann. Man sagt, die Ladung sei delokalisiert. Sie verteilt sich gleichmäßig auf alle drei
Sauerstoffatome.

Regeln zum Erstellen von Grenzformeln:

1. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung der Elektronen. Die räumliche Anord-
    nung der Atomkerne muß für alle mesomeren Grenzformeln die gleiche sein.

2. Zwei aneinander gebundene Atome sollen keine Formalladungen mit gleichem Vorzeichen 
    haben.

3. Die wichtigsten Grenzformeln sind diejenigen mit der kleinsten Anzahl von Formalladungen 
    und mit den kleinsten Beträgen für diese Ladungen. Am günstigsten sind Grenzformeln ohne 
    Formalladungen.

4. Bei den wichtigeren Grenzformeln entspricht die Verteilung von positiven und negativen Formal-
    ladungen den Elektronegativitäten der Atome. Das elektronegativste Atom soll keine positive 
    Formalladung erhalten.  

Beispiel Cyanat-Ion


Die Atome sind nur in der Reihe OCN^- aneinander gebunden. NOC^- oder CNO^- kommen als 
Grenzformeln nicht in Betracht (Regel1).
Grenzformel (c) ist ohne Bedeutung, da sie mehr Formalladungen als die anderen hat. (Regel 3).
Wegen der Elektronegativität ist Grenzformel (a) die wichtigste Formel.


Beispiel Nitrylfluorid


Hier ist Grenzformel (c) ohne Bedeutung. Benachbarte Atome haben jeweils eine positive 
Ladung (Regel 2).


Beispiel Nitrosylfluorid
 

Die rechte Grenzformel ist von geringer Bedeutung, da Fluor als das elektronegativste Atom
eine positive Formalladung hat (Regel 4). Auch nach Regel 3 ist (b) wegen der größeren Zahl 
der Formalladungen ungünstiger.

 

Übung:

1. Formulieren Sie die Mesomerie des N₂O – Moleküls. Es ist linear gebaut mit der Reihen-
    folge NNO.
Lösung:
Gesamtzahl der Valenzelektronen: N 2^.5 = 10,  O = 6, Ges. 16
Zahl der Bindungselektronen = 8^.(Zahl der Atome) – (Zahl der Valenzelektronen) = 8 ^. 3 
– 16 = 8
Danach müssen vier Bindungen vorhanden sein. Damit kann man drei Lewisformeln notieren:


Grenzformel ( c ) hat gleiche Formalladungen an benachbarten Atomen und entfällt damit.
Ergebnis:

2. Vervollständigen Sie die folgenden Grenzformeln mit einsamen Elektronenpaaren und For-
    malladungen.
    Welche Grenzformel trägt zu den tatsächlichen Bindungsverhältnissen am stärksten bei, 
    welche ist unbedeutend?

a) [O-N=N-O ßà O=N-N-O ßà O-N-N=O]^2-

b) H-O-N=S ßà H-O=N-S

c) F-N=N-F ßà F=N-N-F ßà F-N-N=F

3. Sind die NO-Bindungen im NO₂^- oder NO₂⁺ kürzer?

4. Formulieren Sie die Mesomerie für
  a) HNSO, b) FNNN, c) [O₂CCO₂]^2-, d) S₂N₂ (ringförmiges Molekül mit abwechselnden 
      S- und N- Atomen.