Teil 2. Organische Chemie

11. Nomenklatur der Organischen Chemie

11.1 Übungsaufgaben

12. Isomerie

12.1 Konstitutionsisomerie

12.1.1 Kettenisomerie

12.1.2 Stellungsisomerie

12.1.3 Isomerie funktioneller Gruppen

12.1.4 Keto-Enol-Tautomerie

12.2 Konfigurationsisomerie

12.2.1 Enantiomerie (Optische Isomerie)

12.2.2 Diastereomerie

12.2.3 π-Diastereomerie (cis-trans-Isomerie)

12.2.4 σ-Diastereomerie

12.3 Konformationsisomerie

12.4 Übungsaufgaben

13. Induktivität und Mesomerie

13.1 Der Induktive Effekt

13.2 Der Mesomere Effekt

13.3 Übungsaufgaben

14. Organische Reaktionen

14.1 Zur Klassifizierung organischer Reaktionen

14.2 Substitution (Austauschreaktion)

14.2.1 Radikalische Substitution (S_R)

14.2.2 Monomolekulare nukleophile Substitution (S_N1)

14.2.3 Bimolekulare nukleophile Substitution (S_N2)

14.2.4 Elektrophile Substitution (S_E)

14.2.5 Zweitsubstitution

14.3 Addition (Anlagerungsreaktion)

14.3.1 Elektrophile Addition (A_E)

14.4 Eliminierung (Abspaltungsreaktion)

14.4.1 Monomulekulare Eliminierung (E1)

14.4.2 Bimolekulare Eliminierung (E2)

14.5 Redoxreaktionen

14.5.1 Oxidationszahlen

14.5.2 Oxidation von Alkoholen

14.5.3 Oxidation von Thioalkoholen

14.5.4 Oxidation von Aldehyden

14.5.5 Silberspiegelprobe

14.5.6 Fehlingreaktion

14.6 Übungsaufgaben

15. Verbindungsklassen

15.1 Übersicht einiger Funktionalitäten

15.2 Übungsaufgaben

16. Kohlenwasserstoffe

16.1 Alkane C_nH_2n+2

16.1.1 Wichtige Reaktionen der Alkane

16.2 Alkene C_nH_2n

16.2.1 Wichtige Reaktionen der Alkene

16.3 Alkine C_nH_2n-2

16.3.1 Wichtige Reaktionen der Alkine

16.4 Benzol und seine Derivate

16.4.1 Aromatische Radikale

16.4.2 Wichtige Reaktionen der Aromaten

17. Verbindungen mit funktionellen Gruppen

17.1 Alkohole R-OH

17.1.1 Wichtige Reaktionen der Alkohole

17.2 Phenole

17.2.1 Wichtige Reaktionen der Phenole

17.3 Ether R₁-O-R₂

17.4 Amine

17.5 Übungsaufgaben

18. Carbonylverbindungen

18.1 Aldehyde R-CHO

18.1.1 Wichtige Reaktionen der Aldehyde

18.2 Ketone

18.2.1 Wichtige Reaktionen der Ketone

18.3 Übungsaufgaben

19. Carbonsäuren und ihre Derivate

19.1 Monocarbonsäuren

19.1.1 Gesättigte Monocarbonsäuren

19.1.2 Ungesättigte Monocarbonsäuren

19.1.3 Aromatische und heterocyclische Monocarbonsäuren

19.2 Dicarbonsäuren

19.2.1 Gesättigte Dicarbonsäuren

19.2.2 Ungesättigte Dicarbonsäuren

19.2.3 Aromatische Dicarbonsäuren

19.3 Substituierte Carbonsäuren

19.3.1 Halogencarbonsäuren

19.3.2 Hydroxycarbonsäuren

19.3.3 Ketocarbonsäuren

19.3.4 Wichtige Reaktionen der Carbonsäuren

19.3.5 Medizinisch wichtige Substanzen

19.4 Carbonsäurederivate

19.4.1 Wichtige Reaktionen der Carbonsäurederivate

19.5 Carbonsäurehalogenide

19.5.1 Darstellung

19.6 Anhydride

19.7 Ester

19.7.1 Cyclische Ester (Lactone)

19.7.2 Thioester

19.7.3 Ester anorganischer Säuren

19.8 Amide

19.8.1 Cyclische Amide (Lactame)

19.9 Übungsaufgaben

20. Naturstoffe

20.1 Zucker

20.1.1 Einteilung nach Zahl der Kohlenhydrat-Reste

20.1.2 Einteilung nach funktionellen Gruppen

20.1.3 Einteilung nach der Anzahl der Sauerstoffatome

20.1.4 Optische Aktivität

20.2 Pentosen

20.3 Hexosen

20.3.1 D-Glucose

20.3.2 D-Mannose

20.3.3 D-Galactose

20.3.4 D-Fructose

20.4 Ringformeln (Haworth-Formeln)

20.5 Disaccharide

20.5.1 Saccharose

20.5.2 Lactose

20.5.3 Maltose

20.6 Polysaccharide

20.6.1 Stärke

20.6.2 Glycogen

20.6.3 Cellulose

20.7 Aminosäuren (AS)

20.7.1 AS mit unpolaren Substituenten

20.7.2 AS mit polaren Substituenten

20.7.3 AS mit von Carbonsäuren abgeleiteten Subtituenten

20.7.4 AS mit basischen Substituenten

20.7.5 Peptidbindung

20.8 Fette

20.9 Übungsaufgaben

21. Lösungen der Aufgaben

21.1 Zum Kapitel 1

21.2 Zum Kapitel 2

21.3 Zum Kapitel 3

21.4 Zum Kapitel 4

21.5 Zum Kapitel 5

21.6 Zum Kapitel 6

21.7 Zum Kapitel 7

21.8 Zum Kapitel 8

21.9 Zum Kapitel 9

21.10 Zum Kapitel 10

21.11 Zum Kapitel 11

21.12 Zum Kapitel 12

21.13 Zum Kapitel 13

21.14 Zum Kapitel 14

21.15 Zum Kapitel 15

21.16 Zum Kapitel 17

21.17 Zum Kapitel 18

21.18 Zum Kapitel 19

21.19 Zum Kapitel 20

Kapitel 1

Der Atombau - eine Modellvorstellung

Die Atome sind die kleinsten Masseteilchen der Elemente, die noch die Eigenschaften des jeweiligen Elements aufweisen. Sie sind auf chemischem Weg nicht teilbar.

Nach E. Rutherford (1911) besteht jedes Atom aus Atomkern und Elektronenhülle. Die Elektronenhülle besteht aus Elektronen, die den Atomkern umkreisen.

Elektronen tragen eine negative Elementarladung und haben eine äußerst geringe Masse (¹/₁₈₃₆ der Masse des Wasserstoffkerns). Die Masse eines Atoms ist fast vollständig im Kern konzentriert.

Zwischen dem Atomkern und den Elektronen bestehen sehr große Abstände. Der Durchmesser eines Atoms, d.h. der Durchmesser der Elektronenhülle eines Atoms liegt in der Größenordnung von 10^-10 m. Der Durchmesser eines Atomkerns liegt dagegen in der Größenordnung von 10^-15 m, er beträgt also nur etwa ¹/₁₀₀₀₀₀ Atomdurchmessers.

1.1 Der Atomkern

Die Atomkerne bestehen aus zwei Arten von Nukleonen (Kernbausteine), die nahezu massegleich sind: den Protonen und den Neutronen.

Das Proton trägt eine positive Elementarladung. Das Neutron ist ungeladen. Die Atome eines Elements besitzen die gleiche Protonenzahl, die als Ordnungszahl Z (Kernladungszahl) bezeichnet wird und für jedes Element charakteristisch ist.

In jedem ungeladenen Atom ist die Anzahl der positiv geladenen Protonen gleich der Anzahl der negativ geladenen Elektronen.

Während die Anzahl der Protonen bei allen Atomen eines Elements gleich ist, kann die Anzahl der Neutronen unterschiedlich sein. Die Gesamtzahl der Nukleonen (Protonen+Neutronen) wird Massenzahl A genannt. Die Zahl der Neutronen ergibt sich somit zu (A-Z).

Der allgemeinere Begriff Nuklid kennzeichnet jede Atomkernart mit gegebener Massenzahl A und Ordnungszahl Z. Die Nuklide werden in der Schreibweise dadurch gekennzeichnet, dass die Massenzahl dem Elementsymbol als Superscript vorangestellt wird und die Ordnungszahl als Subscript angeführt wird (z.B. C).

Nuklide, die die gleiche Ordnungszahl besitzen und daher zum gleichen Element gehören, bezeichnet man als Isotope. Alle Isotope haben die gleichen chemischen Eigenschaften.

1.2 Die Elektronenhülle

Nach der Modelvorstellung von N. Bohr (1913) umkreisen Elektronen als Träger der negativen Ladung den Atomkern. Demnach bewegt sich jedes Elektron auf einer eigenen Bahn um den Kern. Gruppen von Elektronen mit ähnlichem Energiezustand bezeichnet man als Elektronenschalen. Die Elektronenschalen werden von innen nach außen nummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P und Q bezeichnet. Die maximale Besetzung einer Elektronenschale beträgt 2n², wobei n die Nummer der Elektronenschale (Hauptquantenzahl) ist. Demnach beträgt

• für die K-Schale (n=1) die maximale Elektronenzahl 2·(1)²= 2,
• für die L-Schale (n=2) 2·(2)² = 8, usw.

Die Elektronen der äußersten Schale eines Atoms werden Valenzelektronen genannt. Sie werden vom Kern am wenigsten fest gebunden und können daher relativ leicht abgespalten werden. Nur die Valenzelektronen werden bei einer chemischen Reaktion benötigt.

Die Belegung der jeweils äußersten Schale mit 8 Elektronen (erste Schale nur zwei) ist ein energetisch stabiler Zustand. Man nennt ihn Edelgaskonfiguration, da alle Edelgase (außer Helium) diese Zahl von Valenzelektronen aufweisen. Alle Atome sind bestrebt, diesen stabilen Zustand zu erreichen, was z.B. durch Aufnahme zusätzlicher Valenzelektronen von anderen Atomen oder durch Abgabe eigener Valenzelektronen erreicht werden kann.

Da Elektronen gleichzeitig Teilchen- und Welleneigenschaften haben, reicht das Bohrsche Atommodel nicht aus, um den Wellencharakter der Elektronen zu beschreiben. Dies ist mit Hilfe der Schrödinger-Gleichung möglich. Sie vereinigt die von Bohr geforderte Quantenbeschränkung der Energie des Elektrons mit seiner Beschreibung als Welle. Mit Hilfe der Schrödinger-Gleichung lässt sich eine Funktion ableiten, die das Elektron als Energiewelle oder als eine Wolke negativer Ladung mit unterschiedlicher Ladungsverteilung beschreibt. Die Lösungsfunktionen dieser Gleichung (Wellenfunktionen) geben die Wahrscheinlichkeit an, mit der ein Elektron in einer bestimmten Entfernung vom Kern anzutreten ist.

Dieser Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum der Elektronen wird als Orbital bezeichnet.

Die Orbitale müssen mathematisch bestimmte Bedingungen erfüllen, um physikalisch sinnvoll zu sein.

1.3 Quantenzahlen

Die Gliederung der Elektronen in Orbitale erfolgt durch die Quantenzahlen.

• N (Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3, … n) (Schalennummer, Periodennummer) beschreibt Energie und Ausdehnung eines Orbitals (relative Entfernung des Elektrons vom Kern).
• L (Nebenquantenzahl l = 0, 1, 2 … n-1) beschreibt die Symmetrie eines Orbitals. Sie wird durch die Buchstaben s (l=0), p (l=1), d (l=2) und f (l=3) gekennzeichnet.
• M (magnetische Quantenzahl m = +l, +(l-1), … 0, … -(l-1), -l) beschreibt die räumliche Orientierung eines Orbitals.
• S (Spinquantenzahl s = +½, -½) beschreibt den Eigendrehimpuls eines Elektrons.

Jedes Elektron kann demnach durch die vier Quantenzahlen beschrieben werden.

1.4 Pauli-Prinzip

Die Elektronen in einem Atom müssen sich in mindestens einer der vier Quantenzahlen unterscheiden.

1.5 Hundsche Regel

Beim Auffüllen der Atomhülle werden die Orbitale mit den gleichen Quantenzahlen n, l und m zunächst mit je einem Elektron besetzt; erst wenn alle Orbitale einfach besetzt sind, werden die Orbitale mit Elektronen von entgegengesetztem Spin aufgefüllt. Das entspricht dem niedrigsten Energiezustand des Atoms. Beim Auffüllen der d- und f-Orbitale mit Elektronen nehmen halbbesetzte Orbitale eine Sonderstellung ein als energetisch besonders stabil. Entsprechendes gilt für die Vollbesetzung.

1.6 Elektronenkonfiguration

Die Besetzung der Orbitale kann durch Elektronenkonfiguration wiedergegeben werden. Beim Auffüllen der Orbitale soll man mit dem energieärmsten 1s-Orbital beginnen sowie das Pauli-Prinzip und Hundsche Regel beachten.

In der Schreibweise wird als erstes die Hauptquantenzahl, dann die Nebenquantenzahl und dann die Anzahl der Elektronen, die sich in dem jeweiligen Orbital befinden, als Exponent dargestellt.

Um die Reihenfolge der Niveaubesetzung behalten zu können, werden zahlreiche Gedächtnisstützen vorgeschlagen. Eine dieser Methoden ist in der Abbildung dargestellt.

1.7 Elektronegativität

Die Elektronegativität (EN) kennzeichnet das Bestreben der Atome eines Elements, Elektronen anzuziehen. Elemente mit geringer Elektronegativität geben relativ leicht Elektronen ab. Elemente mit hoher Elektronegativität bauen leicht Elektronen in ihre äußere Schale ein. Willkürlich wird die Elektronegativität des elektronegativsten Element Fluor gleich 4 gesetzt. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Gruppe ab und innerhalb einer Periode (von links nach recht) zu.

1.8 Übungsaufgaben

1. Aus welchen Elementarteilchen (Baueinheiten) ist ein Atom aufgebaut? Beschreiben Sie die Eigenschaften der einzelnen Elementarteilchen.
2. Wie viele Neutronen besitzen die am häufigsten vorkommenden Isotope folgender Elemente: Fluor, Argon, Eisen, Gold, Chlor?
3. Wie viele Neutronen enthält das Kohlenstoff-Isotop C
   (A) 4
   (B) 6
   (C) 12
   (D) 13
   (E) keine der Alternativen trifft zu.
4. Welche der folgenden Aussagen über das Teilchen K ⁺ trifft nicht zu?
   (A) Die relative Atommasse beträgt 39.
   (B) Im Atomkern sind 19 Protonen.
   (C) Im Atomkern sind 20 Neutronen.
   (D) in der Elektronenhülle sind 19 Elektronen.
   (E) Die Elektronenkonfiguration ist 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.
5. Was haben die Elemente einer Gruppe und einer Periode gemeinsam und worin unterscheiden sie sich?
6. Was haben die Nebengruppenelemente gemeinsam?
   (A) Sie sind alle Metalle.
   (B) Sie stimmen in der Elektronenkonfiguration überein.
   (C) In der äußeren Schale werden d-Orbitale aufgefüllt.
   (D) In der äußeren Schale werden p-Orbitale aufgefüllt.
   (E) Sie sind biochemisch ohne Bedeutung.
7. Welches der folgenden Atome hat die höchste Elektronegativität?
   (A) H
   (B) N
   (C) C
   (D) Li
   (E) Na

Kapitel 2

Chemische Bindung

2.1 Ionenbindung

Die Ionenbindung ist die elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Sie ist ungerichtet. Gitterenergie beträgt ca. 700 - 2000 kJ/mol und hängt von der Ladungsdichte der Ionen ab.

Positive Ionen werden als Kationen, negative als Anionen bezeichnet. So wird z.B. bei der Reaktion eines Natriumatoms mit einem Chloratom ein Elektron von Natrium auf Chlor übertragen:

Na + Cl → Na⁺ + Cl^-

Die Elektronenkonfiguration des Natriums ist 1s²2s²2p⁶3s¹ und die des Chlors 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Nach der Reaktion erreichen beide die Edelgaskonfiguration (Na⁺: 1s²2s²2p⁶; Cl^-: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶).

Wenn Sauerstoff eine ionische Reaktion eingeht, nimmt jedes Sauerstoffatom (1s²2s²2p⁴) zwei Elektronen auf und erreicht damit Neon-Konfiguration (1s²2s²2p⁶) Das Oxidion trägt die Ladung -2.

Bei Reaktion von Natrium mit Sauerstoff werden für jedes einzelne Sauerstoffatom zwei Natriumatome benötigt, weil die Anzahl der aufgenommenen Elektronen gleich der Anzahl der abgegebenen Elektronen sein muss:

2Na + O → 2Na⁺ + O^2-

Die Formel des Reaktionsprodukts (Natriumoxid) ist Na₂O. In der Formel zeigt der Index 2 für Natrium und der (nicht geschriebene) Index 1 für Sauerstoff das einfachste Verhältnis der in jedem Kristall dieser Substanz vorhandene Ionen an.