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Die Bindung in organischen Molekülen

Die in einer organischen Verbindung enthaltenen Elemente können in der Regel durch einfache Reaktionen nachgewiesen werden. Die Ergebnisse der Elementaranalyse erlauben die Berechnung des Atomzahlenverhältnisses. Diese quantitative Analyse erlaubt es die Substanzformel oder empirische Formel aufzustellen, die das Zahlenverhältnis der Atome wiedergibt. Die Anzahl der im Molekül gebundenen Atome ist aber dadurch nicht bestimmt. So besitzen etwa die Verbindungen mit den Molekülformeln CH3, C2H6, C3H9,...(CxH3X) die gleiche Substanzformel.

Die Molekülformel oder Summenformel kann aber eindeutig festgelegt werden, wenn die molare Masse der Verbindung bekannt ist (über das molare Volumen).

Die chemischen und physikalischen Eigenschaften organischer Verbindungen werden nicht nur durch die Art und Zahl der miteinander verknüpften Atome, sondern auch durch die Art dieser Verknüpfung und die räumliche Anordnung der Atome, also durch die Struktur des Moleküls bestimmt.
Die Struktur oder Konstitution des Moleküls kann bei Verbindungen trotz gleicher Summenformel sehr verschieden sein. Beispielhaft hierfür stehen die stark unterschiedlichen Eigenschaften des Ethanols (Alkohol) und des Ethers (Methylether). Die beide aus 2 C-Atomen, 6 H-Atomen und 1 O-Atom bestehen (C2H6O).

Ethanol (Alkohol)Methylether (Ether)
Sdp.78°C-25°C
Löslichkeit in Wasserin jedem Verhältnis mischbar8g in 100g Wasser
Verhalten mit Natriumbildet Wasserstoffreagiert nicht mit Natrium

Die Unterschiede in der Reaktion mit Natrium werden durch die Annahme verständlich, dass beim Alkohol eines der sechs Wasserstoffatome anders gebunden ist als die restlichen fünf Atome, beim Ether aber alle Wasserstoffatome gleichwertig sind.

Die Strukturformeln der beiden Verbindungen zeigen den Unterschied in der Verknüpfung der Atome:

Ether Ethanol

Die Strukturformeln können vereinfacht werden:

1. Bei der rationellen Formel werden einzelne Elemente zu rationellen Gruppen zusammengefasst:

CH3-CH2OH (Ethanol) --------------- CH3-O-CH3 (Ether)

2. Bei der Gerüstformel werden alle an Kohlenstoffatome gebundene Wasserstoffatome weggelassen; gelegentlich werden noch die Bindungsstriche gezeichnet (an deren Enden Wasserstoffatome zu denken sind):

C-C-OH (Ethanol) --------------------------- C-O-C (Ether)

Ether Ethanol

Strukturtheorie

Jede Atomart besitzt in den organischen Verbindungen eine bestimmte "Wertigkeit" (Valenz, Bindungsarme), mit der sie gleiche oder andere Atome bindet. Der Kohlenstoff ist dabei in der Regel immer vierbindig. Wasserstoff und die Halogene sind einbindig, Sauerstoff zweibindig und Stickstoff dreibindig.

Für bestimmte Verbindungen, so für das Ethylen (Ethen, C2H4) oder das Acetylen (Ethin, C2H2) muß, um die Vierbindigkeit des Kohlenstoffes aufrecht zu erhalten, zwischen den C-Atomen eine Doppelbindung oder Dreifachbindung angenommen werden. In den üblichen Strukturformeln wird die Bindung durch einen Strich symbolisiert. Doppel- oder Dreifachbindungen werden durch zwei bzw. drei Striche symbolisiert:

Ethin Ethen

Einen wesentlichen Fortschritt in den Vorstellungen über die Natur dieser Bindungen brachte im Jahr 1916 der Vorschlag des Chemikers Lewis. Demnach erfolgt die Bindung in organischen Molekülen durch ein beiden Atomen gemeinsames Elektronenpaar oder - bei der Mehrfachbindung - durch mehrere gemeinsame Elektronenpaare. Mit Hilfe dieser (beiden Atomen zuzurechnenden) Elektronen erreichen die Atome der zweiten Periode (Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor) ein Elektronenoktett wie das Atom des Edelgases Neon, der Wasserstoff ein Elektronendublett wie das Edelgas Helium. So besitzen im Methan (CH4) alle Atome eine "Edelgaskonfiguration"; daher ist für das Kohlenstoffatom die "Oktettregel" (umgeben von acht Valenzelektronen) erfüllt. Diese Art der Bindung wird Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung genannt.

Eine andere Möglichkeit, ein Elektronenoktett zu erreichen ist der Elektronenübergang zwischen zwei Atomen, der zur Bildung von Ionen und damit zur Ionenbindung führt.

Es gibt auch Moleküle die die Oktettregel nicht erfüllen. Es existieren Moleküle wie CH2 oder CH3, in denen der Kohlenstoff über ein freies Elektronenpaar bzw. ein einzelnes (einsames, freies ) Elektron besitzt. Solche Moleküle werden als Radikale bezeichnet.

Radikale

Diese Verbindungen, in denen der Kohlenstoff nicht über ein Elektronenoktett verfügt, sind sehr reaktiv und von kurzer Lebensdauer. Dagegen sind Moleküle in denen die Oktettregel erfüllt ist, besonders stabil und werden von den beteiligten Atomen bevorzugt "angestrebt".

Regeln zu Lewis-Formeln

1. Alle Valenzelektronen (VE) werden angegeben. Die Gesamtzahl der VE ergibt sich im neutralen Molekül als Summe der VE der beteiligten Atome und ist in Ionen durch die der Ladung entsprechende Anzahl vergrößert (Anion) oder verkleinert (Kation).
2. Die Verteilung der Elektronen auf die beteiligten Atome erfolgt so, dass die Elemente der zweiten Periode ein Oktett erhalten.

- In einigen Verbindungen ist die Beschreibung der Molekülstruktur mit Hilfe einer Lewis-Formel nicht in befriedigender Weise möglich. Eine Lösung dieser Schwierigkeit bietet die Beschreibung der Molekülstruktur durch mehrere Strukturformeln, von denen jede für sich die Bedingungen der Lewis-Formel erfüllt. Nur die Gesamtheit dieser- gleichsam übereinander zu projizierenden - Grenzformeln beschreibt die Molekülstruktur:

Mesomerie

Wenn die Elektronenverteilung und damit die Molekülstruktur nur durch die Überlagerung mehrere (Lewis-) Grenzformeln dargestellt werden kann, spricht man von Mesomerie (oder Resonanz). Die verschiedenen Grenzformeln eines mesomeren Moleküls werden durch den Doppelpfeil <=> verbunden.

Polare Bindungen, Dipolmoleküle und Van der Waals-Kräfte

In den bislang betrachteten Molekülen sind zwei gleichartige Moleküle kovalent verbunden.
Bei zwei verschiedenen Atomarten kann von beiden eine unterschiedlich starke Anziehung auf die bindenden Elektronen ausgehen: Das bindende Elektronenpaar befindet sich dann häufiger in der Nähe eines Atoms, das elektronegativ genannt wird. Die Elektronenbahn ist verzerrt und asymetrisch ausgebildet. In diesem Fall spricht man von einer polaren Bindung zwischen den Atomen. In der Lewis Formel wird sie durch die Angabe der Partialladung über den Elementsymbolen ausgedrückt.

Partialladung

Ursache der Bindungspolarität sind die unterschiedlich starken Anziehungskräfte der Bindungspartner auf das bindende Elektronenpaar. Nahezu alle in organischen Verbindungen häufig auftretenden Verbindungen (C-O, C=O, O-H, C-Halogen) sind deutlich polar.

Eine polare Bindung bewirkt in einem linearen Molekül stets eine Molekülpolarität: Es liegt ein Dipol(molekül) vor, dessen Eigenschaften stark von denen unpolarer Verbindungen abweichen.

Zwischen unpolaren Molekülen wirken nur schwache Anziehungskräfte, die als Van der Waals-Kräfte bezeichnet werden. Daher sind Verbindungen, die aus unpolaren Molekülen bestehen relativ flüchtig.
Die Van der Waals-Kräfte beruhen, ebenso wie die kovalente Bindung und die Ionenbindung, auf der Anziehung zwischen entgegengesetzten elektrischen Ladungen. In einem Atom, etwa eines Edelgases, oder einem Molekül, etwa von Wasserstoff oder Methan, bewegen sich die Elektronen innerhalb bestimmter Räume um den Atomkern. Dabei kann während kurzer Zeit die Ladungsverteilung unsymetrisch werden, so dass das Atom (Molekül) für einen Moment als Dipol mit positiver und negativer Seite erscheint. Ist in diesem Augenblick ein anderes Atom (oder Molekül) in der Nähe, so werden dessen Elektronen in Richtung der positiven Seite des ersten Atoms (oder Moleküls) verschoben. Dadurch wird auch das zweite Atom (Molekül) zu einem Dipol. Weil ein solcher Dipol erst unter der Einwirkung des äußeren elektrischen Feldes entsteht, nennt man ihn induzierten Dipol.
Van der Waals-Kräfte sind nichts anderes als elektrostatische Kräfte zwischen solchen induzierten Dipolen. Da die Elektronen ständig in Bewegung sind, ändert sich die Ladungsverteilung in Atomen und Molekülen fortwährend. Daher sind die Anziehungskräfte nur schwach. Sie werden um so größer, je größer die Oberfläche der Partikel ist und je leichter die Ladungsverteilung in einem Teilchen polarisiert werden kann. Beide Faktoren erklären die Zunahme der Van der Waals-Kräfte mit steigender Atom- bzw. Molekülmasse: Größere Teilchen haben einerseits größere Oberflächen, andererseits werden die sich weiter vom Kern entfernt bewegenden Elektronen von diesem weniger fest gebunden und sind daher leichter verschiebbar.

Moleküle können aber auch permanente Dipole darstellen. In diesen Fällen sind die Anziehungskräfte zwischen den Dipolmolekülen wesentlich größer als die Van der Waals-Kräfte, weil die Ladungsverteilung im Molekül dauernd unsymetrisch ist.
Die Dipolkräfte sind dann besonders wirksam, wenn ein Wasserstoffatom mit einem stark elektronegativen Atom verbunden ist. Das dann positiv polarisierte Wasserstoffatom wirkt wegen seiner geringen Größe auf ein anderes negativ polarisiertes Atom ganz besonders stark anziehend:

Dipol

Für diese Fälle verwendet man die Bezeichnung Wasserstoffbrücke. Es handelt sich dabei nicht um eine besondere Bindungsart, sondern lediglich um eine besonders stark ausgeprägte Dipolkraft.
Zwischen Dipolmolekülen und Ionen sind ebenfalls starke Wechselwirkungen möglich. Das Ion umhüllt sich in einem polaren Lösungsmittel mit den Dipolmolekülen (Solvation). Handelt es sich bei dem polaren Lösungsmittel um Wasser, so spricht man von Hydration (Hydrat-Hülle ! ).

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