Organische Chemie 1 Past Paper PDF

Guten Abend, meine Damen und Herren! Ich begrüße Sie heute zum zweiten Mal zur Vorlesung "Organische Chemie 1". Einige von Ihnen sind heute persönlich hier, während die anderen die Vorlesungen später als Aufzeichnung ansehen werden. Heute Morgen haben wir die Lewis-Schreibweise von Molekülen behande...

Guten Abend, meine Damen und Herren! Ich begrüße Sie heute zum zweiten Mal zur Vorlesung "Organische Chemie 1". Einige von Ihnen sind heute persönlich hier, während die anderen die Vorlesungen später als Aufzeichnung ansehen werden. Heute Morgen haben wir die Lewis-Schreibweise von Molekülen behandelt. Diese dient der elektronischen Buchhaltung, um einen Überblick über die Verteilung der Valenzelektronen im Molekül zu behalten, was für die spätere Chemie wichtig ist. Wir haben auch eine Regel besprochen, die sogenannte Fettregel. Ich habe erwähnt, dass diese Regel streng für die zweite Periode gilt, da keine Orbitale zur Verfügung stehen, um zusätzliche Elektronen aufzunehmen. In höheren Perioden kann jedoch eine Oktett-Erweiterung auftreten, da zusätzliche Orbitale vorhanden sind, die mit Elektronen besetzt werden können. Hier ist ein häufiges Beispiel: Die Nitrogruppe, eine wichtige funktionelle Gruppe in der organischen Chemie. Auf der linken Seite sehen Sie eine fehlerhafte Darstellung, die vermieden werden sollte. Dort ist Stickstoff von 10 Valenzelektronen umgeben, was nicht möglich ist. Die korrekte Darstellung, wie sie auf der rechten Seite gezeigt wird, zeigt, dass jedes Atom ein Oktett hat, einschließlich des Stickstoffs. Das führt jedoch dazu, dass wir Formalladungen einführen müssen. Eine positive Formalladung wird dem Stickstoff zugeordnet, auf die ich später genauer eingehen werde. Hier sind Beispiele aus höheren Perioden: Schwefelhexafluorid (SF6). Schwefel ist mit 6 Fluoratomen verbunden, was 12 Valenzelektronen um den Schwefel herum ergibt. Dies ist erlaubt, da Schwefel ein Element der dritten Periode ist. Ein ähnliches Beispiel ist Phosphor und Phosphat, die in den Lebenswissenschaften eine wichtige Rolle spielen. Die korrekte Schreibweise für das anorganische Phosphat-Anion, das dreifach negativ geladen ist, zeigt, dass Stickstoff fünfwertig ist und 10 Valenzelektronen um sich herum hat. Dies ist akzeptabel, da Phosphor ebenfalls ein Element der dritten Periode ist. In der zweiten Periode sind solche Strukturen jedoch nicht erlaubt. Nun kommen wir zurück zu den Formalladungen. Wenn Atome in ihrer Standardwertigkeit vorkommen, sind Moleküle ungeladen. Wenn ein Atom jedoch von seiner Standardwertigkeit abweicht, wird dies durch eine Formalladung berücksichtigt. Ein Beispiel dafür ist Stickstoff, der normalerweise dreiwertig und ungeladen ist. Im Ammoniakmolekül findet man diese Wertigkeit, wie in der gerade besprochenen Lewis-Schreibweise gezeigt. Im Gegensatz dazu ist im Ammoniumion der Stickstoff vierwertig und trägt eine positive Formalladung, um diese Abweichung von der Standardwertigkeit zu berücksichtigen. Die Formalladung ist eine rein formale Angelegenheit, wie der Name schon sagt. Sie kann einfach berechnet werden und entspricht der Rumpfladung des Atoms, die positiv ist. Die Rumpfladung stammt von den Protonen im Kern, die alle positive Ladungen sind, sowie den vollständig belegten Elektronen der inneren Schale, die negativ geladen sind. Dies ergibt die Rumpfladung. Dann addiert man die Ladung der einzelnen einsamen Elektronen. Zum Beispiel gibt es im Ammoniakmolekül 2 einsame Elektronen am Stickstoff und die Hälfte der Bindungselektronen wird dem Stickstoff und der anderen Bindungspartner, hier Wasserstoff, zugeordnet. Dann wird eine Bilanz gezogen, um die resultierende Ladung zu überprüfen. Wenn sie ungleich null ist, ist das die Formalladung. Wenn sie null ist, wird sie nicht extra angegeben. Der Atom-Rumpf, also das Atom ohne Valenzelektronen, kann auch als Atom minus die Valenzelektronen betrachtet werden. Das ist eine andere Art, das zu sagen, was ich gerade mit den Protonen erklärt habe. Betrachten wir zum Beispiel Stickstoff. Die Rumpfladung beträgt plus 5. Im Periodensystem hat Stickstoff die Ordnungszahl 7, was bedeutet, dass es 7 Protonen im Kern gibt. Die innere Heliumschale ist vollständig gefüllt und enthält 2 Elektronen. Daher bleiben für den AtomRumpf 7 positive Ladungen der Protonen plus 2 negative Ladungen der inneren Schale, was eine 1 Rumpfladung von plus 5 ergibt. Zusätzlich gibt es 2 einsame Elektronen vom Stickstoff, die im Molekül eingebracht werden. Die Bindungselektronen werden hälftig aufgeteilt und jeweils 1 Elektron wird dem Stickstoff und seinem Bindungspartner, hier Wasserstoff, zugeordnet. Insgesamt ergibt sich eine Summe von 3 Ladungen, was zur Formalladung 0 führt. Im Ammoniumion wird ebenfalls die Rumpfladung von plus 5 beibehalten. Es gibt jedoch keine einsamen Elektronen mehr, was zu einer Formalladung von 0 führt. Die Bindungselektronen werden wieder hälftig aufgeteilt und es bleiben viele Elektronen beim Stickstoff übrig, was zu einer Formalladung von plus 1 führt. Es ist wichtig zu beachten, dass die Formalladung nicht unbedingt mit der physikalischen Ladung übereinstimmt, die man durch Messungen ermitteln würde. Die Formalladung ist eine rein elektronische Buchhaltung. Wenn wir jedoch die Ladungen an den Atomen tatsächlich messen, stellen wir fest, dass der Stickstoff in diesem Molekül negative Ladungen trägt, während die Wasserstoffatome positive Ladungen tragen. Dies kann als Partialladung bezeichnet werden, wobei das Delta-Symbol zur Darstellung von Teilwerten verwendet wird. Es handelt sich also um eine negative Partialladung für den Stickstoff und positive Partialladungen für die Wasserstoffatome. Die Unterscheidung zwischen der Formalladung und der tatsächlichen Ladungsverteilung innerhalb eines Moleküls ist wichtig. Die Formalladung basiert auf der einfachen Elektronenzählung, während die Ladungsverteilung die tatsächliche Ladungsverteilung in einem Molekül beschreibt. Hier können Sie ein Beispiel für das NH4+-Ion sehen, bei dem durch Berechnungen die Oberflächenpotenziale des Moleküls dargestellt werden. Diese Berechnungen zeigen, dass die Stickstoffatome negativ geladen sind und die Wasserstoffatome positiv geladen sind. Beachten Sie, dass es sich bei den Ladungen um Partialladungen handelt und keine vollen Einheitsladungen vorliegen. Ein wichtiger Zusammenhang besteht darin, dass die Gesamtladung für das Ammoniumion NH4+ plus 1 beträgt. Diese Plus-1-Ladung ergibt sich aus der Summe der Formalladungen. Der Stickstoff in diesem Ion trägt eine Formalladung von plus 1, während die anderen Atome im Molekül keine Formalladungen tragen. Das bedeutet, in diesem Zusammenhang oben, dass die Summe der physikalischen Ladungen ebenfalls +1 ergibt, wenn wir diese Delta Plus hier betrachten. Das genaue Delta kennen wir nicht, aber wir können sagen, dass wenn wir die 4 Delta Plus hier zusammen mit diesem Delta Minus als physikalische Ladung addieren, wir ebenfalls auf +1 kommen. Das ist ein wichtiger Zusammenhang zwischen Formalladung und physikalischer Ladung. Damit sind wir am Ende der Präsentation angelangt. Wenn es Fragen gibt, können Sie diese gerne stellen. Ansonsten gehen wir zum nächsten Kapitel über, das immer noch im Rahmen der klassischen Strukturlehre liegt. Ein Thema, das uns nun beschäftigen wird, ist die Ableitung der Molekülgeometrie aus den LewisFormeln. Dies ist eine Frage, die bereits erwähnt wurde und zeigt, wie wichtig es ist, mit diesen LewisFormen zu arbeiten. Die räumliche Struktur der Moleküle ist von Interesse, und wenn wir diese qualitativ ableiten können, ist das sehr hilfreich. Eine klassische und überraschend einfache Methode hierfür ist das VSEPR-Modell. Dieses Akronym steht für Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung und wurde bereits in den 1950er Jahren entwickelt. Wir werden es hier auf einer einfachen qualitativen Ebene betrachten, um die Molekülgeometrie ableiten zu können, wenn wir die Lewis-Formel kennen. Wenn Sie sich weiter mit diesem Thema beschäftigen möchten, finden Sie Literaturhinweise in der Zeitschrift "Chemie in unserer Zeit", die speziell für Studierende geschrieben ist und interessante Artikel enthält, die auch für Anfänger verständlich sind. Es gibt auch eine ähnliche Zeitschrift für Biologie. 2 Zusätzlich empfehle ich die Oxford Chemistry Primer-Buchreihe, die dünne Bücher zu verschiedenen Themen umfasst. Diese Bücher sind für Anfänger geschrieben und helfen bei der Erarbeitung grundlegender Kenntnisse. Es gibt auch einen Band über chemische Bindung, der auch das VSEPRModell und andere Modelle behandelt, die wir später besprechen werden. Nun möchten wir uns die chemische Bindung genauer anschauen. Wir werden dies in mehreren Schritten tun und verschiedene Aspekte beleuchten. Die erste Methode, die wir betrachten werden, ist das VSEPR-Modell, das einfachste Modell zur Beschreibung von Bindungen. Wenn wir eine Bindung zwischen Atomen betrachten, möchten wir diese genauer erfassen und beschreiben. Wie bereits erwähnt, spielen die Elektronen eine wichtige Rolle bei der chemischen Bindung, insbesondere in geladenen Systemen. Auf der anderen Seite haben wir die positiv geladenen Atomkerne. Zwischen ihnen wirken Kräfte, die Ihnen wahrscheinlich aus der Schulphysik bekannt sind - die Coulombkraft zwischen geladenen Teilchen. Für zwei geladene Teilchen ist die Kraft, die zwischen ihnen wirkt, abhängig von ihren Ladungen und dem Abstand zwischen ihnen. Wenn sie weiter voneinander entfernt sind, ist die Kraft kleiner, wenn sie näher sind, ist die Kraft größer. Bezüglich der Ladungen - wenn die Ladungen gleich sind, wirkt eine abstoßende Kraft, wenn sie ungleich sind, eine anziehende Kraft. Hier ist es interessant, weil wir positive Atomkerne und negative Elektronen haben. Das führt dazu, dass eine Anziehungskraft besteht, die die Atome in einem Molekül zusammenhält. Der Vorfaktor 1 / 4 epsilon epsilon gibt die elektrische Konstante an, die bei dieser Betrachtung Materie oder das Vakuum sein kann. Wenn wir jedoch mehr als 2 Teilchen haben, können wir das Coulomb-Gesetz nicht mehr so einfach formulieren. Es entstehen viele Wechselwirkungen. Ich zeige hier das Beispiel mit 4 Teilchen, was das einfachste System ist, das wir betrachten können. Das Wasserstoffmolekül besteht aus 2 Teilchen: 2 Protonen und 2 Elektronen. Ab 3 Teilchen können wir es nicht mehr genau beschreiben. Es gibt viel mehr Wechselwirkungen. Es gibt 2 abstoßende (rot) und 4 anziehende (blau) Kräfte. Wir können dieses Problem nicht exakt beschreiben, und das wird uns weiter beschäftigen. Deshalb müssen wir Näherungen verwenden. In diesem Text wird beschrieben, was wir messen können, was tatsächlich passiert, ohne dass wir die genaue Gleichung formulieren können. Wenn wir zum Beispiel 2 Wasserstoffatome haben, die weit voneinander entfernt sind, spüren sie nichts voneinander. Wenn wir die Atome annähern, wirken anziehende Kräfte, und die potenzielle Energie des Systems verringert sich. Alle Systeme streben nach einer möglichst niedrigen Energie. Daher ziehen sich die Wasserstoffatome an und bringen das System in einen günstigeren Zustand. Sie können sich näherkommen, aber es gibt einen Punkt, an dem die Energie wieder steigt. Jetzt dominieren nicht nur anziehende, sondern auch abstoßende Kräfte, und sie sind vom Abstand abhängig. Wenn der Abstand kleiner wird, nehmen die anziehenden Kräfte zu, aber ab einem bestimmten Punkt nehmen die abstoßenden Kräfte viel stärker zu. Dann kommen wir in einen Bereich positiver Energien, was ungünstig ist, weil sich die Atome abstoßen. Der Tiefpunkt dieser Krümmung ist der optimale Abstand der beiden Wasserstoffatome, den wir als Bindungslänge bezeichnen. Aber wir können es nicht genau formulieren, es ist schwierig. Jetzt machen wir eine erste grobe Annäherung und betrachten die Geometrie, warum Moleküle bestimmte Formen annehmen. Hier ist es etwas unklar geworden. Wenn wir das Atom in einen Atomkern und eine innere Schale aufteilen, können wir den Atomrumpf betrachten. Der Kohlenstoff wird als Beispiel genommen. Der Atomrumpf besteht aus 6 Protonen und dem inneren 1s Schalenelektron. Die Valenzelektronen gehören auch zum Rumpf. Es gibt insgesamt 4 positive Ladungen für den Atomrumpf und zusätzlich die Valenzelektronen, die je nach Position im Periodensystem 4 sind. Bei dieser Betrachtung betrachten wir immer den positiv geladenen Atomrumpf und die Valenzelektronen. Das wird hier gezeigt, und wir haben die Rumpfladung. Die einfachste Form ist immer die Ladung der Valenzelektronen. Hier haben wir vier Valenzelektronen, also ist der Kern viermal positiv geladen. Vorausgesetzt, das Atom ist ungeladen. Jetzt können wir uns fragen, welche Geometrie das Methanmolekül einnimmt, wenn wir es betrachten. Wir haben ein Kohlenstoffatom im Zentrum und vier Wasserstoffatome. Die Rümpfe der Atome sind grauschwarz 3 gezeichnet, und die Ladung ist beim Kohlenstoffatom innen hineingeschrieben. Die Valenzelektronen sind insgesamt acht, wie wir bereits bei der Lewis-Formel festgestellt haben. Das sind vier Elektronenpaare, die für Bindungen verwendet werden. Die Valenzelektronen bestimmen die geometrische Anordnung. Was ist energetisch günstigsten? Da die Valenzelektronen negativ geladen sind, stoßen sie sich ab. Bei einem Tetraeder haben sie gleiche Winkel zu allem und das sind die berühmten 109,5 Grad. Es wäre günstiger, den Winkel zu erweitern, aber das würde andere Winkel komprimieren. Auf der anderen Seite, wenn die Abstoßung größer wird, werden die Moleküle instabil. Experimente zeigen, dass die günstigste Anordnung erreicht wird, wenn die Winkel gleich sind und die Bindungen in die Ecken eines regelmäßigen Tetraeders sitzen, wobei das Kohlenstoffatom im Zentrum sitzt. Ein Analogieexperiment mit Luftballons zeigt dies ebenfalls. Auch Luftballons richten sich in die Ecken eines Tetraeders aus. Das führt zu einer tetraederischen Geometrie für das Methanmolekül. Ein Modell zeigt das Kohlenstoffatom im Zentrum, die Bindungen in die Ecken eines Tetraeders und die vier Wasserstoffatome darin. Dieser systematische Ansatz kann angewendet werden. Ein weiteres Beispiel ist das Boramid-Molekül, das kein Okted hat und eine trigonalplanare Geometrie aufweist, bei der die Elektronenwolken und Atomkerne in einer Ebene liegen und die Bindungen in die Ecken eines gleichseitigen Dreiecks zeigen. In der vorliegenden Situation haben wir Folgendes zu beachten. Die Darstellung zeigt das Molekül in Lewis-Schrift, wobei eine Doppelbindung und die übrigen einfachen Bindungen vorhanden sind. Zunächst ist anzumerken, dass die Doppelbindung ebenfalls als eine Elektronenwolke oder Domäne betrachtet werden kann, ohne sie als zwei separate Bindungen zu zählen. Diese Konfiguration ist um die Kohlenstoffatome herum symmetrisch angeordnet. Das Kohlenstoffatom bildet den Kern, um den sich die Bindungselektronenwolken gruppieren, ebenso wie bei den angrenzenden Kohlenstoffatomen. Eine spiegelsymmetrische Darstellung wird hierbei angezeigt. Das Kohlenstoffatom, dessen Kern und die Bindungselektronenwolken sind deutlich zu erkennen. Die trigonal-planare Anordnung wiederholt sich um jedes Kohlenstoffatom herum. Es ist zu beachten, dass wir die Doppelbindung sowie die dreifache Bindung ebenso als Wolke oder Domäne betrachten. Da die Doppelbindung eine höhere Elektronendichte aufweist, kommt es zu einer stärkeren Abstoßung als bei einer einfachen Bindung. Die Auswirkungen sind deutlich sichtbar: Der Bindungswinkel weicht von 120 Grad ab und beträgt nun 121 Grad. Aufgrund der Symmetrie wird der Winkel leicht gestaucht und beträgt weniger als 120 Grad. Die Abweichungen sind gering, jedoch werden sie bei diesem Modell beachtet. Die bindungsgeometrische Struktur wird in diesem Fall erneut als trigonal-planar bezeichnet. Beachten Sie bitte, dass wir nun mit mehr Atomen arbeiten müssen. Das Molekül ist nun größer. Dennoch lässt sich feststellen, dass die bindungsgeometrische Struktur um das Kohlenstoffatom herum trigonal-planar ist, während für das gesamte Molekül eine andere Beschreibung zutrifft. Es handelt sich nun um sechs Atome, was eine andere Situation darstellt, jedoch bleibt die bindungsgeometrische Struktur um ein Kohlenstoffatom herum trigonal-planar. Diese Beobachtung basiert auf einem Modell, welches die Struktur des Ethens zeigt. In diesem Modell sind die Doppelbindungen als leicht gebogene Stäbchen dargestellt und die trigonale Planarität ist deutlich erkennbar. Das gesamte Molekül ist ebenmäßig und die bindungsgeometrische Struktur um ein Kohlenstoffatom herum ist ebenfalls trigonal-planar. Als nächstes betrachten wir Berylliumhydrid. Dies ist eine anorganische Verbindung, die wir hier nur zur Veranschaulichung verwenden, da sie einfach aufgebaut ist und uns zu organischen Molekülen führt. In der Mitte befindet sich das Berylliumatom und daran binden zwei Wasserstoffatome. Es liegen zwei BIH-Bindungen vor. Die Bindungsstruktur gestaltet sich hier relativ einfach. Die günstigste Anordnung besteht darin, dass sich die zwei Elektronenwolken am Berylliumatom in entgegengesetzte Richtungen zeigen und eine Linie bilden, was einem Bindungswinkel von 180 Grad entspricht. Auch hier kann man theoretisch den Winkel vergrößern, um die Abstoßung weiter zu verringern. Allerdings würde dies zu einer Stauchung in der darunterliegenden Region führen, was zu einer insgesamt stärkeren Abstoßung und einem 4 energetisch weniger günstigen Molekül führen würde. Die gegebene Struktur ist also das energetische Minimum. Diese Bindungssituation finden wir auch in organischen Molekülen wie Acetylen. Hierbei liegen am Kohlenstoffatom zwei Bindungselektronenwolken vor, was zu einer linearen Bindungsgeometrie führt, sowohl am betrachteten Kohlenstoffatom als auch am angrenzenden Kohlenstoffatom. Auch hier handelt es sich um ein symmetrisches Molekül. Bei der Betrachtung der Dreifachbindung könnte man fragen, ob aufgrund der erhöhten Elektronendichte eine stärkere Abstoßung als bei anderen Bindungen auftritt. Das ist zwar richtig, aber wie bereits erwähnt, würde eine Erhöhung des Winkels zu einer Stauchung in der darunterliegenden Region führen. Daher bleibt die lineare Anordnung weiterhin energetisch günstig. Auch hier haben wir ein Modell des Acetylens, bei dem die Dreifachbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen in der Mitte deutlich zu erkennen ist und eine lineare Bindungsgeometrie vorliegt. Alle Atome liegen auf einer Linie. Es ist erneut zu betonen, dass unsere Betrachtungen sich stets auf die Bindungsumgebung eines bestimmten Atoms beziehen. Hier ist das Zertum betroffen, ebenso wie im vorherigen Fall. Es liegt erneut eine lineare Bindungsgeometrie vor. Nun stellt sich eine neue Situation dar, nämlich die Existenz von freien Elektronenpaaren. Alle bislang betrachteten Moleküle enthielten keine solchen freien Elektronenpaare. Betrachten wir beispielsweise Ammoniak, ein anorganisches Molekül. Obwohl es sich hierbei um ein anorganisches Molekül handelt, können wir dennoch etwas daraus lernen. Ammoniak besteht aus drei Bindungselektronenpaaren und einem einsamen Elektronenpaar am Stickstoffatom. In Bezug auf die grundlegende Betrachtung ändert dies nichts Wesentliches. Somit haben wir hier vier Elektronenwolken am Stickstoffatom. Wie erfolgt die günstigste Anordnung dieser Elektronenwolken? In den Ecken eines Tetraeders können wir genau das erkennen, was hier unten zu sehen ist. Das rote Symbolisiert ein einsames Elektronenpaar, während das Blaue die Bindungselektronenpaare darstellt. Bei genauer Betrachtung lässt sich feststellen, dass ein einsames Elektronenpaar stärker abstoßend wirkt als ein Bindungselektronenpaar. Dies kann plausibel erklärt werden, indem man bedenkt, dass ein einsames Elektronenpaar nur einen Kern als Gegenpart hat, während die Bindungselektronenpaare in einem positiven Feld zweier Kerne angeordnet sind. Dadurch wird das einsame Elektronenpaar stärker abgestoßen. Folglich erweitern sich die Winkel, wobei der Winkel zum einsamen Elektronenpaar etwas größer als 109 Grad ist. Dies gilt auch für die gegenüberliegende Seite. Im Molekül besteht eine Symmetrie, wodurch die Winkel zwischen den Bindungselektronenpaaren komprimiert werden, etwas kleiner als 109 Grad. Bei den einsamen Elektronenpaaren tritt noch ein weiterer Aspekt hinzu, der hauptsächlich begrifflicher Natur ist. Dieser Aspekt ist wichtig, da es zu Beginn häufig Fehler gibt. Es ist von Bedeutung, wissenschaftlich korrekte Ausdrücke zu verwenden. Wenn wir die Ausrichtung der 4 Elektronenpaare insgesamt betrachten, ohne einen Unterschied zwischen Rot und Blau zu machen, können wir sagen, dass die Elektronenwolken in den Ecken eines Tetraeders angeordnet sind. Diese Aussage ist korrekt. Das bedeutet, dass wir hier 4 Elektronenwolken haben, ohne eine Unterscheidung zu machen. Wenn wir jedoch die Bindungsgeometrie diskutieren, lassen wir die roten Elemente außer Acht. Die einsamen Elektronenpaare werden einfach verborgen, und wir betrachten, was übrig bleibt. Das verbleibende Gebilde besteht aus den blauen und schwarzen Komponenten, das heißt den Atomrümpfen und den Bindungselektronenpaaren. Dadurch wird das Molekül keine Tetraederstruktur, sondern eine dreiseitige Pyramide. Daher wird die Bindungsgeometrie in Ammoniak als trigonalpyramidal bezeichnet, obwohl die Elektronenwolken insgesamt in den Ecken eines Tetraeders angeordnet sind. Ich habe ein Modell mitgebracht, um dies zu verdeutlichen. Hier sehen Sie das Ammoniakmolekül, wobei das einsame Elektronenpaar beigefarben und die 3 Bindungen zu sehen sind. Der blaue Stickstoffatom ist ebenfalls erkennbar. Erneut möchte ich betonen, dass die Elektronenpaare insgesamt in den Ecken eines Tetraeders angeordnet sind, ohne einen Unterschied zwischen Bindungs- und einsamen Elektronenpaaren zu machen. 5 Wenn wir jedoch die Bindungsgeometrie betrachten, lassen wir die einsamen Elektronenpaare außen vor. Ich habe sie hier verdeckt, um zu zeigen, was übrig bleibt: eine dreiseitige Pyramide. Daher sprechen wir von einer trigonalen, pyramidalen Bindungsgeometrie beim Stickstoff. Jetzt machen wir eine Pause an dieser Stelle. Sehr geehrte Damen und Herren, wir werden mit der Vorlesung fortsetzen. Wir sind beim Ammoniak und werden uns nun dem nächsten Molekül zuwenden. Es hat 2 einsame Elektronenpaare, und das einfachste Beispiel hierfür ist das Wassermolekül. Hier sehen Sie die LewisStruktur von Wasser. Es gibt auch eine Elektronenwolke um den Sauerstoff herum. Wiederum wäre die optimale Anordnung für 4 Elektronenwolken eine Ausrichtung in den Ecken eines Tetraeders, wie hier dargestellt. Rot repräsentiert die einsamen Elektronenpaare und blau die Bindungselektronenpaare. Auch hier gilt, dass die einsamen Elektronenpaare stärker abstoßend wirken als die Bindungselektronenpaare. Daher ergibt sich der größte Winkel im Molekül zwischen den beiden roten Elementen. Der zweitgrößte Winkel ist zwischen Rot und Blau, während der kleinste Winkel zwischen den blauen Elementen vorliegt. Hier sehen Sie 104 Grad. Diese Werte können gemessen werden, z. B. in Röntgenkristallstrukturen oder auch in der Gasphase. Daher sind diese Geometrien teilweise experimentell nachgewiesen. Bevor ich Ihnen das Modell für Wasser zeige, möchte ich erneut betonen, dass wir den wichtigen Unterschied in der Ausrichtung der Elektronenwolke machen. Dabei spielt es keine Rolle, ob sie rot oder blau sind, d. h. ob es sich um einsame oder Bindungselektronenpaare handelt. Sie sind in den Ecken eines Tetraeders angeordnet. Wenn wir jedoch die Bindungsgeometrie um den Sauerstoff herum betrachten, blenden wir die roten Elemente aus und sprechen von einer gewinkelten Bindungsgeometrie. In diesem Fall gibt es nur 3 Atome, daher ist es offensichtlich, dass sie in einer Ebene liegen, jedoch nicht auf einer Geraden. Daher handelt es sich um eine gewinkelte Bindungsgeometrie. Hier ist das Modell für Wasser: der Sauerstoff ist rot dargestellt. Wir verfügen über 2 einzelne Elektronenpaare und ein Bindungselektronenpaar. Bei der Betrachtung der Gesamtanordnung in den Ecken eines Tetraeders können wir die einzelnen Elektronenpaare ausblenden und erhalten dadurch eine winkelförmige Bindungsgeometrie. Das nächste Molekül, das wir betrachten, ist HCl. Dabei haben wir 3 einzelne Elektronenpaare und ein Bindungselektronenpaar, insgesamt also 4 Elektronenwolken. Eine energetisch optimale Anordnung besteht darin, die Elektronenwolken in den Ecken eines Tetraeders auszurichten. Es gibt feinere Unterschiede: Die einzelnen Elektronenpaare stoßen sich stärker ab, wodurch die Winkel zwischen den einzelnen Elektronenpaaren größer als 109 Grad sind. Der Winkel zwischen den einzelnen Elektronenpaaren auf Rot und Rot ist der größte, während der Winkel zwischen Rot und Blau überall gleich ist. Im Molekül gibt es eine Symmetrie, die in der Chemie eine wichtige Rolle spielt. Diese Vereinfachung erleichtert oft vieles, und wir werden später genauer auf die Betrachtung der Symmetrie eingehen. Die spezifische Benennung dieser Symmetrie erfolgt zu einem späteren Zeitpunkt. Es ist jedoch offensichtlich, dass das Molekül eine gewisse Symmetrie aufweist, da die Winkel zwischen Rot und Blau sowie zwischen Rot und Rot gleich sind. Bezüglich der Bindungsgeometrie ist die Situation hier sehr einfach. Wir haben lediglich 2 Atome mit einer Bindung dazwischen, und die roten Elektronen können ausgeblendet werden. Dies führt zu einer zwangsläufig linearen Anordnung für das gesamte Molekül. Für die Atome sprechen wir von einem endständigen Chloratom und einem ebenfalls endständigen Wasserstoffatom. Somit ist alles gesagt. Ein Unterschied tritt auf, wenn wir zu Acetylen zurückkehren. In diesem Fall haben wir eine lineare Bindungsgeometrie, jedoch sind die C-Atome hier nicht endständig, sondern befinden sich in der Mitte. Bei diesem Molekül können wir sagen, dass es ebenfalls linear ist, aber die Atome endständig sind. Es ist wichtig, diesen Unterschied zu beachten, da solche Fragen oft in Prüfungen auftauchen. Es ist sinnvoll, Inhalte und vergangene Prüfungen anzusehen, um sich darauf vorzubereiten. Apropos, Geometrieaufgaben sind immer Teil des Prüfungsumfangs. 6 Das entsprechende Modell habe ich hier, nämlich das HCl-Molekül mit 3 einzelnen Elektronenpaaren und einem Bindungselektronenpaar. Alle Elektronenwolken sind in die Ecken eines Tetraeders ausgerichtet, und für die Bindungsgeometrie werden die einzelnen Elektronenpaare erneut ausgeblendet, sodass wir nur die beiden endständigen Atome sehen, die zwangsläufig auf einer Linie liegen. In einem Molekül können verschiedene Bindungsgeometrien auftreten. Dabei sprechen wir von der Bindungsgeometrie um ein spezifisches Atom herum und nicht von der Gesamtgeometrie des Moleküls, da diese in diesem Fall recht komplex wäre. Alle Atome liegen zwar in einer Ebene, aber das geometrische Gebilde ist ansonsten komplex. Daher ist es wichtig, dass wir ausschließlich von der Bindungsgeometrie um ein Atom sprechen. Zum Beispiel betrachten wir hier die Bindungsgeometrie um das N-Atom und das C-Atom. Beginnen wir mit dem Stickstoff. Sie sehen, dass die Situation dieselbe ist wie bei Ethin, wenn wir uns das Lewis-Modell anschauen. Wir haben 3 Bindungselektronenwolken und kein einzelnes Elektronenpaar am Kohlenstoffatom. Die 3 Elektronenwolken sind in die Ecken eines Dreiecks ausgerichtet. Die Geometrie ist hier nicht exakt dreieckig, da es Unterschiede in den Bindungen gibt. Die Doppelbindung stößt aufgrund der zusätzlichen Elektronen stärker ab. Deshalb habe ich keinen exakten Winkel angegeben, sondern lediglich erwähnt, dass er ungefähr 120 Grad beträgt. Wir können jedoch auch sagen, dass dieser Winkel größer als 120 Grad ist, während der Winkel hier kleiner als 120 Grad ist, da es sich um einen Winkel zwischen einfachen Bindungen handelt. Die Bindungsgeometrie am Kohlenstoffatom ist trigonal planar, da keine einzelnen Elektronenpaare ausgeblendet werden müssen, sondern nur die 3 Bindungen trigonal planar sind. Beim Stickstoff haben wir ebenfalls 3 Elektronenwolken, nämlich das Bindungselektronenpaar der einfachen Bindung, das Bindungselektronenpaar der Doppelbindung und das einzelne Elektronenpaar. Alle 3 sind in die Ecken eines Dreiecks ausgerichtet. Hier ist das Dreieck dargestellt. Das Dreieck ist nicht gleichseitig, da es subtile Unterschiede aufweist, die auf die Unterschiede in den Wolken zurückzuführen sind. Das Einsame stößt am stärksten ab, gefolgt von der Doppelbindung und dann der Einfachbindung. Ich habe ungefähr 120 Karten geschrieben. Der größere Winkel befindet sich bereits hier, und es wird etwas schwieriger. Wahrscheinlich ist dieser noch etwas größer als der vorherige. Um es genau zu wissen, sollte man vielleicht experimentell nachprüfen. Jetzt zur Bindungsgeometrie: Wenn wir das Rote ausblenden, können wir sehen, dass die Bindungsgeometrie am Stickstoff einfach gewinkelt ist. Dieser Teil hier ist gemeint. Leider habe ich kein Kühmodell davon. Ich habe zwar ein zusätzliches Modell hier, das wahrscheinlich auf der nächsten Folie erscheint. Es handelt sich um Blausäure. Und hier sehen Sie die Lewis-Formel. Falls Ihnen diese Schreibweisen noch neu sind, vergessen Sie nicht, dass ein Kohlenstoffatom hier sitzt, wo die Dreifachbindung an die Einfachbindung grenzt, haben wir ein Stickstoffatom. Betrachten wir nun die situation am C- und NAtom. Beginnen wir mit dem C-Atom. Es ist analog zu Acetylen. Es gibt keine einsamen Elektronenpaare, sondern 2 Bindungselektronenwolken. Dies sind die beiden Domänen am Kohlenstoff. Die Ausrichtung ist entgegengesetzt auf einer Linie, was bedeutet, dass sie einen 180Grad-Winkel hier haben und eine lineare Bindungsgeometrie am Kohlenstoffatom. Am Stickstoffatom haben wir 2 Elektronenwolken: das einsame Elektronenpaar und die Dreifachbindung auf der anderen Seite, also auch 2 Wolken. Wiederum gibt es eine lineare Ausrichtung der Wolken. Wenn wir uns jetzt die Bindungsgeometrie ansehen, blenden wir das Rote aus und sagen, dass der Stickstoff endständig ist. Das ist im Grunde alles - einfach die Bindung zum Nachbarn, aber auf der anderen Seite haben wir keine Nachbarn. Das ist alles. Ich habe auch ein Modell dazu mitgebracht. Hier sehen Sie den Stickstoff, den Kohlenstoff, den Wasserstoff in der Mitte, und hier ist die Dreifachbindung. Und hier ist das einsame Elektronenpaar, das endständige Stickstoffatom und der Kohlenstoff mit linearer Bindungsgeometrie. Damit haben wir das Modell soweit beschrieben, wie wir es in dieser Vorlesung tun. Wir bleiben rein qualitativ. Wenn es Sie interessiert, kann man es auch 7 semiquantitativ beschreiben und feinere Effekte herausarbeiten. Ich habe die Literatur angegeben, aber diese einfachen Überlegungen helfen uns bereits in vielen Fällen, die Geometrie in einem Molekül zu bestimmen. Wir gehen von der Lewis-Formel aus. Es ist wichtig, dass Sie sie zuerst korrekt formulieren können und dann mithilfe der VRC-Pr-Betrachtung die Geometrie an den Bindungsgeometriezentren ableiten können. Das ist sehr einfach. Nun kommen wir zu etwas anderem. Heute Morgen habe ich über verschiedene Bindungstypen gesprochen, insbesondere über die kovalente Bindung, die in organischen Molekülen am wichtigsten ist. Nach der Vorlesung gab es bereits eine Frage dazu. Ich habe heute Morgen jedoch nichts darüber gesagt, wie die Bindungselektronen innerhalb dieser Bindung verteilt sind. Sie sagten einfach, dass sie sich zwischen den beiden Atomen befinden und geteilt werden. Aber wenn wir unterschiedliche Atome miteinander verbinden, sind diese Elektronen in dieser Bindung nicht gleichmäßig verteilt. Einige Atome ziehen Elektronen stärker an als andere, was zu Zentren erhöhter negativer Ladungsdichte führt. Die Bindungselektronen werden zwar noch geteilt, sind jedoch oft näher bei dem Partner, der sie stärker anzieht. Dies führt zu Zentren erhöhter positiver Ladungsdichte beim Bindungspartner. Die Verteilung dieser Elektronen ist wichtig zu wissen, wenn wir etwas zur chemischen Reaktivität aussagen möchten. Das wird im Frühjahr sehr wichtig sein. Wichtig, Bei der Analyse von Reaktionen geben uns Ladungsverteilungen oft wertvolle Hinweise, indem sie Zentren mit erhöhter Elektronendichte und solche mit verringerter Elektronendichte zeigen. Dies führt uns zu den Begriffen Elektrophilie und Nukleophilie, die ich bereits heute Morgen als äußerst bedeutsam hervorgehoben habe. Nun, wie lässt sich dies korrekt beschreiben? Viele von Ihnen werden bereits aus der Schule mit dem Begriff der Elektronegativität vertraut sein. Elektronegativität ist ein dimensionsloses Maß für die Fähigkeit eines Atoms, genauer gesagt eines Elements in einer bindenden Verbindung, die Bindungselektronen an sich zu ziehen. Hierbei gibt es mehrere wichtige Aspekte. Die bereits erwähnte Fähigkeit des Anziehens haben wir bereits behandelt. Des Weiteren handelt es sich um eine dimensionslose Größe, die keine physikalische Einheit besitzt und keinerlei Naturkonstante ähnelt. Wie gelangen wir überhaupt zur Elektronegativität? Es wurden Modelle entwickelt, die auf physikalischen Grundlagen beruhen und die Fähigkeit eines Elektrons beschreiben, Elektronen an sich zu ziehen. Jedoch gibt es keine übergeordneten Gesetzmäßigkeiten, die dies umfassend beschreiben. Folglich basiert die Elektronegativität auf einem Modell, wie wir heute Morgen bereits erörtert haben. Es existieren oft verschiedene Modelle für dasselbe Phänomen, und dies gilt auch im Fall der Elektronegativität. Manche Modelle sind simpler, andere komplexer. Es wird oft erwartet, dass komplexere Modelle bessere Beschreibungen liefern, aber dies kann auch von den individuellen Interessen und Betrachtungen abhängen. Wenn beispielsweise Metalle im Fokus stehen, können bestimmte Modellannahmen günstiger sein, oder wenn wir uns ausschließlich auf die zweite Periode konzentrieren, und so weiter. Worauf ich hinaus möchte, ist, dass die Zahlen, die Sie in Tabellen finden, nicht als absolute Werte betrachtet werden können. Sie können nicht einfach sagen: Ich werde meine Instrumente verfeinern und die Elektronegativität direkt messen. Erstens existiert kein direktes Messinstrument für die Elektronegativität, und zweitens ließe sie sich nicht mit beliebiger Genauigkeit messen. Wie bereits erwähnt, beruht die Elektronegativität auf Modellannahmen, die durch Berechnungen gewonnen werden. Sie ist jedoch keineswegs willkürlich. Sie basiert auf physikalischen Phänomenen und festen Größen. Auf diese Grundlage werden Modelle entwickelt. Oft geht es auch einfach darum, relative Vergleiche anzustellen, und dafür eignen sich die meisten Tabellen gut, wenn es um die Elemente geht, die wir betrachten, obwohl gelegentliche Umkehrungen auftreten können. Nehmen wir beispielsweise Kohlenstoff und Schwefel in dieser Tabelle, die auf dem sogenannten Pauling-Modell basiert. Pauling führte das Konzept der Elektronegativität ein. Hier haben Kohlenstoff und Schwefel den gleichen Wert. Daraus würde man ableiten, dass die Elektronen in einer Kohlenstoff-Schwefel-Bindung gleichmäßig verteilt sind. Wenn jedoch ein anderes Modell herangezogen wird, können sich die Werte leicht unterscheiden, wobei in einem Modell Kohlenstoff 8 etwas elektronegativer ist und in einem anderen Schwefel. Dies soll verdeutlichen, dass hinter der Elektronegativität ein Modellcharakter steckt. Für viele unserer Betrachtungen finden wir jedoch klar erkennbare Trends, die auch für uns hier relevant sind, wie zum Beispiel in Bezug auf die Bindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff, die in organischen Molekülen sehr häufig vorkommt. Sauerstoff ist deutlich elektronegativer als Kohlenstoff und zieht die Bindungselektronen stärker an sich, was zu einer negativen Partialladung auf dem Sauerstoff führt (Delta minus) und zu einem Delta plus am gebundenen Kohlenstoff. Die Illustration verdeutlicht dies. Wir haben hier 2 Atome, und ich habe hier nur die Kerne als XY und Z dargestellt. Die blaue Darstellung repräsentiert die Bindungselektronenwolke, und wir nehmen an, dass das rechte Atom elektronegativer ist und die Bindungselektronen stärker an sich zieht. Dadurch kommt es zu einer Verformung dieser Elektronenwolke, und wir haben eine höhere Elektronendichte auf der rechten Seite, wo das elektronegativere Atom sitzt. Dadurch entsteht eine negative Teilladung (Delta Minus) an diesem Atom und am anderen Ende der Bindung. Diese Situation führt zu einem elektrischen Dipolmoment, wie Sie es bereits in der Schule gelernt haben: Zwei ungleichnamige Ladungen erzeugen ein elektrisches Dipolmoment dazwischen, und dieses Dipolmoment hat einen bestimmten Betrag, abhängig von den Ladungen oder Partialladungen. Das Dipolmoment ist ebenfalls ausgerichtet. Es handelt sich dabei um einen Vektor, und die Definition lautet wie folgt: Die Ausrichtung verläuft vom Zentrum oder Schwerpunkt aus, genauer gesagt von der positiven Ladung zum Schwerpunkt der negativen Ladung hin. Beachten Sie, dass es in Büchern eine gegensätzliche Darstellung geben kann, was jedoch nicht unbedingt falsch ist. In der Chemie gilt die Konvention für ladungsbezogene Phänomene anders als in der Physik. In der Physik geht man üblicherweise vom Minus- zum Pluspol aus, während in der Chemie die Konvention umgekehrt ist. Dies hat jedoch keine Auswirkungen auf andere Betrachtungen, sondern führt nur zu invertierten Werten aufgrund der unterschiedlichen Konventionen. Wenn Sie also ein physikalisch orientiertes Buch konsultieren, öffnen Sie es bitte ohne Irritation über diese Unterschiede. Der Abstand und die Ladungsgröße sind relevant und werden in der folgenden Gleichung ausgedrückt. In der Physik wird das Dipolmoment oft mit P abgekürzt, während es in der Chemie häufig mit dem Symbol "µ" angegeben wird, um Verwechslungen mit magnetischen Dipolen zu vermeiden. Es ist zu beachten, dass in verschiedenen Fachbereichen nicht immer eine einheitliche Terminologie verwendet wird. In Bezug auf die Einheitlichkeit handelt es sich bei Dipolmomenten um eine physikalische Größe mit einer Einheit im Gegensatz zur elektronegativen Approximation, die auf den internationalen Einheiten basiert. Es wird in der Einheit Coulomb-Meter (C m) gemessen, da es sich um das Produkt von Ladung (Coulomb) und Abstand handelt. Dieser Ausdruck ist jedoch für die Betrachtung von Dipolmomenten in Molekülen sehr groß. Daher wurde in der Chemie eine andere Einheit, das sogenannte Debye (D), eingeführt. Die einfache Umrechnungsformel lautet: 1 D = 3,3 x 10^-30 C m. Um Ihnen ein Gefühl dafür zu geben, wenn wir zwei entgegengesetzte Ladungseinheiten haben, z. B. ein Proton und ein Elektron, die jeweils eine volle Ladungseinheit besitzen, und der Abstand zwischen ihnen beträgt 100 Kilometer oder 1 Ångström (10^-10 m), dann beträgt das damit verbundene Dipolmoment 4,8 Debye. Im Gegensatz zu dieser komplexen Einheit ermöglicht die Verwendung des Debye eine einfachere Darstellung von Ladungen und Abständen in der Chemie. Ein konkretes Beispiel ist das HCL-Molekül mit einem Dipolmoment von 1,08 Debye. Chlor ist elektronegativer als Wasserstoff und zieht die Bindungselektronen stärker an sich. Damit trägt Chlor ein partieller negativer Ladungsdelta (Δ-) und Wasserstoff ein partieller positiver Ladungsdelta (Δ+). Beachten Sie jedoch, dass es sich dabei um partielle Ladungen handelt, nicht um volle Ladungseinheiten. Zusätzlich variiert der Abstand, der auch als Bindungslänge bezeichnet wird, im HCL-Molekül. Dieser Abstand wird als "D" bezeichnet und das Produkt aus Ladung (bzw. partieller Ladung) und Abstand ergibt das Dipolmoment. Im Fall des HCL-Moleküls beträgt dieses 1,08 D und 9 kann experimentell gemessen werden. Im Vergleich dazu beträgt das Dipolmoment für das gesamte Wassermolekül 1,15 D. Bedenken Sie, dass die bisherigen Betrachtungen auf einzelne Bindungen abzielten, es jedoch auch möglich ist, das Dipolmoment für ein ganzes Molekül zu berechnen. Im Folgenden wird dies am Beispiel des Methanolmoleküls illustriert: Der Sauerstoff weist eine höhere Elektronegativität als der Kohlenstoff auf und zieht die Bindungselektronen stärker an sich, sodass ein partieller negativer Ladungsdelta (Δ-) am Sauerstoffatom entsteht. In der C-O-Bindung hat Kohlenstoff ein partiellen positiven Ladungsdelta (Δ+), während der Sauerstoff ein partieller negativen Ladungsdelta (Δ-) trägt. In der C-H-Bindung ist die Elektronegativitätsdifferenz sogar noch größer: Der Sauerstoff zieht die Elektronen aufgrund seiner höheren Elektronegativität stärker an sich und die Wasserstoffatome tragen partielle positive Ladungsdeltas (Δ+). Beachten Sie, dass auch zwischen Kohlenstoff und Wasserstoff eine Unterschied in der Elektronegativität besteht (2,5 für Kohlenstoff und 2,1 für Wasserstoff). Der Unterschied ist zwar nicht so groß wie zum Sauerstoff, dennoch ist Kohlenstoff elektronegativer als Wasserstoff. In diesen Bindungen zieht Kohlenstoff die Bindungselektronen relativ stärker an sich, aber aufgrund ihrer geringeren Bedeutung wurden die Depolmomente vernachlässigt, obwohl sie existieren. Und dann sehen wir insgesamt im Molekül, dass der Sauerstoff das Zentrum der höchsten negativen Ladungsdichte ist. Der Wasserstoff, der direkt an Sauerstoff gebunden ist, ist das Zentrum der größten positiven Ladungsdichte. Dies wird auch bei der Berechnung klar, wenn wir das Oberflächenpotenzial des Moleküls betrachten. Wir erkennen, dass der Sauerstoff negativ geladen ist, daher erscheint er rot an der Oberfläche. Die höchste positive Ladungsdichte, mit der größten blauen Intensität, finden wir beim Wasserstoff, der direkt an Sauerstoff gebunden ist. Es gibt auch intermediäre Ladungen. Ein Unterschied, den wir betrachten können, ist das Dipolmoment in einer bestimmten Bindung. Dabei haben wir immer zwei Partner, die durch diese Bindung miteinander verbunden sind. Die Bindungslänge entspricht dem Abstand und die Partialladungen repräsentieren die Ladungen. In diesem Fall sprechen wir von einem Bindungsdipolmoment. Diese Dipolmomente in Bindungen sind faktorielle Größen, und es können mehrere vorhanden sein. Im Molekül sind hier zwei gezeigt, aber es gibt noch weitere, die nicht gezeigt werden. Wenn wir all diese Vektoren zusammenaddieren, erhalten wir das Moleküldipolmoment, das das Gesamtdipolmoment für das gesamte Molekül darstellt. Die Elektronegativitätsdifferenz beeinflusst die Größe des Bindungsdipolmoments. Je größer die Differenz ist, desto größer ist das Bindungsdipolmoment. Tabellierte Werte zeigen dieses Verhältnis. Um das zu veranschaulichen, habe ich zwei Beispiele ausgewählt. Ein Beispiel ist Chloroform. Hier haben wir drei C-Cl-Bindungen. Chlor ist das elektronegativste Element und elektronegativer als Kohlenstoff. Daher sind die Bindungsdipolmomente in diesen Kohlenstoffbindungen zum Chlor hin ausgerichtet. Es gibt auch eine C-H-Bindung, bei der Kohlenstoff elektronegativer als Wasserstoff ist und daher ein Bindungsdipolmoment aufweist. Wenn wir nun die Vektorsumme machen und die vier Vektoren vektoriell addieren, erhalten wir das Gesamtdipolmoment, das Moleküldipolmoment. Ein weiteres Beispiel ist Tetrachlormethan, ein sehr symmetrisches Molekül. Die C-Cl-Bindungen sind gemäß dem VSEPR-Modell in den Ecken eines Tetraeders angeordnet. Die einzelnen Bindungsdipolmomente sind ähnlich wie zuvor beschrieben. Wenn wir jedoch die Vektorsumme bei dieser tetraedrischen Anordnung machen, ergibt sich ein Dipolmoment von 0 für das Molekül insgesamt, obwohl in den einzelnen Bindungen Bindungsdipolmomente vorhanden sind. Aufgrund dieser Geometrie hat das gesamte Molekül kein Dipolmoment. Die Partialladungen spielen eine Rolle, wenn Moleküle miteinander wechselwirken, insbesondere bei den schwachen Wechselwirkungen in 10 der Biologie, die keine kovalente Bindung darstellen. Trotzdem interagieren diese Moleküle miteinander, da sie Dipole sind. Das Molekül, das hier dargestellt ist, ist Chlormethan. Der Kohlenstoff ist mit drei Wasserstoffatomen und einem Chloratom verbunden. Das Chloratom hat eine negative partielle Ladung (Delta minus), während das andere Ende, das Delta Plus, positiv geladen ist. Diese Ladungen ordnen sich so an, dass Delta Minus des einen Atoms auf Delta Plus des nächsten Atoms stößt. Das geschieht auch in der nächsten Reihe der Moleküle. Delta zieht Delta Plus an, da sich entgegengesetzte Partialladungen anziehen. Gut, aufgrund der Depotmomente sind die Gründe hier zu finden. Selbst wenn ich bereits auf die Biologie hingewiesen habe, spielen diese Dipol-Dipol-Wechselwirkungen eine wichtige Rolle, wenn beispielsweise Wirkstoffe erzeugt und entworfen werden, bei denen sich ein Werkstoff in die aktive Tasche eines Enzyms einlagert. Es ist notwendig, dass er mit dieser Tasche wechselwirkt. Diese Wechselwirkung einzelner Bestandteile darf trotz ihrer Schwäche im Vergleich zu einer kovalenten Bindung nicht vernachlässigt werden. Um es noch einmal zusammenzufassen, Sie können es selbst lesen. Ich habe dies bereits während der Betrachtung erwähnt. Nun gibt es Fragen. Das Publikum ist momentan nicht so groß wie heute Morgen, daher ist es normal, dass es weniger Fragen gibt. Alle haben jedoch nächste Woche erneut die Gelegenheit, Fragen zu stellen. Wir sind ziemlich schnell vorangekommen, vielleicht auch, weil weniger Fragen gestellt wurden. Ich werde bereits mit einer Einführung in das nächste Unterkapitel beginnen, was ich nicht direkt geplant hatte, aber ich denke, es passt zeitlich noch. Wir werden nun versuchen, die Bindung mit einem anderen, etwas komplexeren Modell zu beschreiben, das uns auch zu den Orbitalen führt, die ich heute Morgen erwähnt habe. In Bezug auf die Bindungen haben wir nun die Lewis-Schreibweise geübt, um zu wissen, welche Bindungen zwischen den Atomen bestehen. Dann haben wir uns das VSEPR-Modell angesehen, was ziemlich einfach in Bezug auf die Bindungen war, da es sich nur um die Betrachtung von Elektronenwolken handelte. Dies hat uns jedoch sehr gut ermöglicht, die Geometrie der Bindungen an den Atomen zu ermitteln. Jetzt werden wir uns diese Bindungen jedoch genauer ansehen und zu einem Modell übergehen, das uns auch die Erklärung der Geometrie liefert und darüber hinausgeht. Wir kommen also allmählich zu besseren Methoden, um die Bindungen zu beschreiben und noch mehr daraus abzuleiten. Das nächste Modell, das wir betrachten, wird als Valenzbindung (VB) bezeichnet. Hier beschreiben wir eine Bindung durch die Überlappung von zwei Atomorbitalen. Ein Bindungspartneratom bringt ein Orbital ein, während der andere Bindungspartner ein Orbital einbringt, und dann überlappen diese Orbitale, was uns ermöglicht, die Bindung zu beschreiben. Genau dieses Modell liefert auch Aussagen zur Bindungsgeometrie, und wir werden feststellen, dass es zu demselben Ergebnis wie das VSEPR-Modell kommt, da eine der beiden Aussagen falsch wäre, wenn dies nicht der Fall wäre. Es ist schön zu sehen, dass unterschiedliche Ansätze, trotz ihrer unterschiedlichen Komplexität, zu denselben Ergebnissen führen. Es ist raffiniert und ermöglicht weiterführende Aussagen, die wir jetzt nicht alle behandeln werden, jedoch im Laufe des Jahres immer wieder darauf stoßen werden. Wir werden auch einen kurzen Blick auf das Modell der quantenchemischen Atomorbitale werfen, obwohl dies kein spezifischer Prüfungsstoff ist. Ich werde Ihnen jedoch einige qualitative Informationen darüber geben, damit Sie ein konzeptionelles Verständnis davon haben. Ich denke, das ist heute wirklich wichtig. Es wird jedoch nicht explizit in der Prüfung gefragt. Die Arbeit mit den Ergebnissen des Modells ist jedoch wichtig und wird in der Prüfung abgefragt. Gut, also beschreiben wir die Atomorbitalbindungen durch die Überlappung von Atomorbitalen und bezeichnen dies als Valenzbindung-Methode. Wenn dies für Sie neu ist, gibt es auch ein Buch, den "Oxford Chemistry Primer", in dem das Konzept der chemischen Bindung behandelt wird. Dies wäre ein guter Einstieg für Sie, wenn Sie damit noch nicht vertraut sind. Es gibt auch 11 Websites mit anschaulichen Darstellungen, die ich noch nicht überprüft habe, da ich nicht erwartet hatte, dass sie heute schon relevant sind. Gewöhnlich überprüfe ich immer, ob die Informationen noch aktuell sind. Könnten Sie bitte schnell eine Überprüfung durchführen? Offenbar gibt es derzeit einige Probleme. Ich werde es wahrscheinlich selbst testen oder Sie können es auch für sich testen. Es gibt verschiedene Alternativen, aber ich habe mich sehr für diese hier interessiert. Daher ist es nicht notwendig, dass ich sie jetzt wiederhole, da ich sie bereits zu Beginn der ersten Stunde erwähnt habe. Diese Folie wurde nur zur Erläuterung verwendet. Ich habe sie noch einmal eingefügt, da ich davon ausging, dass wir dies am nächsten Mittwoch besprechen werden, als Einführung in die chemischen Betrachtungen. So bleiben wir relativ oberflächlich, aber wenn wir in sehr kleine Dimensionen, einschließlich atomarer und subatomarer Dimensionen, vordringen, treten Phänomene auf, die uns aus der makroskopischen Welt normalerweise nicht bekannt sind. Dies führt zum Konzept der Teilchenwellen-Dualität. Es beschreibt Phänomene, die wir sonst als Teilchen betrachten würden. Wir stellen plötzlich fest, dass sie sich oft verhalten, als ob sie eine Wahl treffen würden, wenn die Dimensionen sehr klein sind. Es gibt ein sehr einfaches Experiment, das vielen sicherlich aus der Schule bekannt ist. Wenn Elektronen irgendwo erzeugt und dann beschleunigt werden, kann man dies als Elektronenkanone bezeichnen. Anschließend lässt man sie auf eine Blende mit zwei Spalten treffen. Wenn man Elektronen als Kügelchen betrachtet, was oft in vielen Überlegungen gemacht wird, würde man erwarten, dass sie durch das Loch gehen, wenn sie das Kügelchenmodell annehmen. Wenn sie jedoch nicht auf das Loch treffen, würden sie am Bildschirm hängen bleiben. Dann würde man erwarten, dass auf der anderen Seite dieser Bildschirm diese beiden Spalten abbildet, wo die Elektronen hindurchgehen. Tatsächlich beobachtet man jedoch nicht dieses erwartete Muster. Stattdessen sieht man mehrere Streifen in der Mitte, die intensiver sind, und seitlich nehmen sie an Intensität ab. Dies ist mit dem Kügelchenmodell nicht kompatibel. Bei Elektronen werden solche Phänomene jedoch beobachtet. Wenn Licht auf sie scheint und die Schlitze sehr nahe beieinander liegen, in der Größenordnung der Wellenlänge des Lichts, beobachtet man ein Interferenzmuster. Das bedeutet, Elektronen verhalten sich in diesem Experiment in bestimmten Situationen wie Wellen und nicht wie Teilchen oder Kügelchen. Ein weiteres beeindruckendes Beispiel ist das sogenannte Tunneleffekt. In der makroskopischen Welt, wenn Sie zum Beispiel einen Fußball auf eine Wand schießen, prallt er immer zurück. Es wird niemals passieren, dass er durch die Wand hindurchgeht, es sei denn, die Wand ist baufällig und fällt zusammen. Es wird nie passieren, dass die Wand stehen bleibt und der Fußball trotzdem auf der anderen Seite erscheint. Allerdings gibt es in atomaren und subatomaren Dimensionen Phänomene, bei denen tatsächlich eine Barriere existiert, die Teilchen normalerweise nicht durchdringen würden. Doch in gewisser Wahrscheinlichkeit beobachtet man, dass sie auf der anderen Seite der Barriere erkannt werden können. Das alles wird unter dem Begriff Teilchen-Wellen-Dualismus zusammengefasst. Daher kann man Elektronen auch viel differenzierter als nur Teilchen beschreiben, nämlich als Wellen. Dafür wird eine sogenannte Wellenfunktion verwendet. Vielleicht haben Sie in der Physik bereits Wellen beschrieben, sei es Licht oder stehende Wellen, und man beschreibt sie dann anders, nämlich mit solchen Wellenfunktionen. Hier ist sehr einfach gezeigt, wie die Wellenfunktion für das einfachste Atom, das Wasserstoffatom, aussieht. Es hat ein Elektron, und die Wellenfunktion für dieses Elektron kann man graphisch darstellen. Der Abstand vom Kern wäre auf der horizontalen Achse aufgetragen, und dies wäre der Wert der Wellenfunktion auf der vertikalen Achse. Jedoch ist die Wellenfunktion etwas sehr Abstraktes und unanschauliches, sie hat keine Entsprechung in unserer alltäglichen Welt. Sie beschreibt das Teilchen und sein Verhalten, aber wir können nicht sagen, dass 12 sie eine bestimmte Bedeutung hat oder etwas Bestimmtes repräsentiert. Stattdessen wird, wenn wir die Wellenfunktion quadrieren, die Wahrscheinlichkeitsdichte darstellt. Wir haben dann eine entsprechende Darstellung. In der Realität entspricht dies der Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte für das Elektron. In dieser Wellenbetrachtung betrachten wir das Elektron nicht länger als Teilchen, sondern argumentieren und betrachten nur noch mit Wahrscheinlichkeiten. Daher nutzen wir die Wahrscheinlichkeitsdichte. Man kann sie sich vielleicht als einen Nebel vorstellen. Wenn die Nebeltröpfchen eng beieinander sind, haben wir eine hohe Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte, während sie weiter voneinander entfernt sind, ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte niedriger. Je weiter wir uns vom Atomkern entfernen, desto geringer wird die Wahrscheinlichkeit, auf das Elektron zu treffen. Beachten Sie, dass es hier eine Verbindung zum klassischen Modell gibt, da die Wahrscheinlichkeit, das Elektron im Kern zu finden, sehr gering ist. Die Form der Wellenfunktion für das Wasserstoffatom und das Elektron, die wir betrachten, ist kugelsymmetrisch. Wenn wir die Aufenthaltswahrscheinlichkeit auf Kugelschalen um den Kern herum betrachten, müssen wir über das Volumen oder die Oberfläche dieser Kugelschalen integrieren, um zu dieser Funktion zu gelangen. Im Kern hat die Funktion den Wert 0, da wir das Elektron nicht wirklich im Kern finden. Interessanterweise entspricht die Position des Maximums dieser Funktion in gewisser Weise dem klassischen Modell nach Bohr, bei dem Teilchen als Planeten betrachtet werden. Beide Modelle liefern dasselbe Ergebnis und stehen im Einklang miteinander. In der Chemie geht diese Betrachtung ins Unendliche, da die Werte extrem klein werden, aber nicht 0, sondern gegen 0 tendieren. Aus praktischen Gründen setzen wir jedoch eine Grenze und schneiden an einem bestimmten Punkt ab, wo wir sagen, dass die Wellenfunktion endet. Wenn wir den räumlichen Aspekt betrachten, beschränken wir uns auf einen Bereich, in dem wir das Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit, z. B. 95%, antreffen, was zu einer kugelförmigen Form führt. Darüber hinaus ist es theoretisch immer noch möglich, aber die Wahrscheinlichkeit wird so gering, dass wir an dieser Stelle abbrechen. Diese Wellenfunktionen werden als Orbitale bezeichnet. Bereits heute Morgen habe ich Ihnen die Orbitale für Benzol gezeigt. Das 1s-Orbital sieht genauso aus, wenn wir dabei bleiben. Es gibt auch p-Orbitale, bei denen sich die Form ändert. Diese haben eine hantelförmige Struktur mit einem Bereich, in dem die Wahrscheinlichkeit null ist, was als Knotenebene bezeichnet wird. Die Darstellung erfolgt hier in zwei Farben, was einen Vorzeichenwechsel der Funktion darstellt. Ähnlich wie bei mathematischen Funktionen gibt es positivere und negativere Werte. Der Bereich dazwischen hat einen Nullwert. Beachten Sie, dass wenn wir von Aufenthaltswahrscheinlichkeiten sprechen, diese nicht negativ sein können. Achtung!, hier bezieht sich das auf die Funktion selbst. Das Quadrat korreliert mit der Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Durch Quadrieren negativer Werte werden sie positiv, somit ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit entweder positiv oder null. Diese Vorzeichen der Naturmorbitalen werden auch als Verse bezeichnet. Es handelt sich dabei um einen simplen Begriff ohne weitere Bedeutung. Die Formen und Atomorbitalen werden durch die komplizierte Lösung der Schrödingergleichung generiert. Die Schrödingergleichung kann nur für sehr einfache Systeme exakt gelöst werden, während für komplexe Systeme mit mehr Elektronen Annäherungen erforderlich sind. Dieser Prozess ist entsprechend aufwendig. Hier werden lediglich die Ergebnisse präsentiert, wobei mehr oder weniger Vereinfachungen möglich sind. Ich habe hier lediglich die Essenz herausdestilliert. Die Wahrscheinlichkeit steht im Verhältnis zum Quadrat der Funktion. Die grafische Darstellung dieser Orbitale sind die Funktionen selbst, die einen begrenzten Bereich mit einer hohen Elektronenwahrscheinlichkeit (in der Regel 95%) darstellen. An dieser Stelle, es scheint, dass wir bereits über der Zeit sind. Lassen Sie uns hier abschließen und nächste Woche fortsetzen. Es könnte auch sinnvoll sein, einige Konzepte zu wiederholen, da dies für viele neu und relativ komplex ist. Für heute wünsche ich Ihnen einen angenehmen Abend und bis nächste Woche. 13