Allgemeine Organische Chemie - Exam

Aufgabe 1)

Ein wichtiges Konzept der Allgemeinen Organischen Chemie ist die Hybridisierung und die resultierende Molekülgeometrie. Es gibt verschiedene Typen der Hybridisierung, die unterschiedliche Bindungswinkel und molekulare Anordnungen erzeugen:

• sp-Hybridisierung: 180°, linear
• sp²-Hybridisierung: 120°, trigonal planar
• sp³-Hybridisierung: 109,5°, tetraedrisch
• sp³d-Hybridisierung: 90°, 120°, trigonal-bipyramidal
• sp³d²-Hybridisierung: 90°, oktaedrisch
• Zur Bestimmung der Bindungswinkel und der Geometrie eines Moleküls benutzt man das VSEPR-Modell.

a)

Bestimme die Hybridisierung und die Molekülgeometrie von SF₆. Zeichne die 3D-Struktur und erkläre Schritt für Schritt, wie Du zur Lösung kommst. Beachte dabei die Anzahl der Bindungen und die Verwendung des VSEPR-Modells.

Lösung:

Um die Hybridisierung und Molekülgeometrie von SF₆ zu bestimmen, folge diesen Schritten:

• 1. Bestimme die Valenzelektronen: Schwefel (S) hat 6 Valenzelektronen und jedes Fluoratom (F) hat 7 Valenzelektronen. Für 6 Fluoratome ergibt das 6 × 7 = 42 Valenzelektronen. Total hat das Molekül 6 (von S) + 42 (von F) = 48 Valenzelektronen.
• 2. Bestimme die Elektronenpaare: Jedes Fluoratom bildet eine Einfachbindung mit dem Schwefelatom. Es gibt daher 6 Einfachbindungen im SF₆-Molekül.
• 3. Bestimme die Hybridisierung: Schwefel muss sechs Bindungen eingehen und daher sechs Hybridorbitale erstellen. Dies wird durch d²sp³-Hybridisierung erreicht. Daher lautet die Hybridisierung von Schwefel in SF₆ sp³d².
• 4. Verwende das VSEPR-Modell, um die Molekülgeometrie zu bestimmen: Mit sechs Bindungen und keiner freien Elektronenpaare wird die Geometrie des Moleküls durch ein oktaedrisches Modell beschrieben. Die Bindungswinkel betragen 90° und das Molekül hat eine oktaedrische Form.

Die 3D-Struktur des Moleküls sieht dabei folgendermaßen aus:

Zusammengefasst: Die Hybridisierung des zentralen Atoms Schwefel in SF₆ ist sp³d² und die Molekülgeometrie ist oktaedrisch, mit einem Bindungswinkel von 90°.

b)

Betrachte das Molekül C₂H₄ (Ethen). Analysiere die Hybridisierung der Kohlenstoffatome und erkläre, warum die Bindungswinkel 120º betragen. Zeichne auch die Lewis-Struktur und die 3D-Anordnung.

Lösung:

Um die Hybridisierung und die Bindungswinkel des Ethen-Moleküls (C₂H₄) zu analysieren, können wir die folgenden Schritte befolgen:

• 1. Bestimme die Valenzelektronen: Jedes Kohlenstoffatom hat 4 Valenzelektronen und jedes Wasserstoffatom hat 1 Valenzelektron. Für C₂H₄ ergibt das 2 × 4 (von C) + 4 × 1 (von H) = 12 Valenzelektronen.
• 2. Zeichne die Lewis-Struktur:

  H       H   \     /    C = C   /     \  H       H

• 3. Bestimme die Hybridisierung: Jedes Kohlenstoffatom in Ethen ist an drei Atome gebunden (zwei Wasserstoffatome und ein anderes Kohlenstoffatom). Daher wird sp²-Hybridisierung verwendet. Dies bedeutet, dass jedes Kohlenstoffatom drei sp²-Hybridorbitale und ein p-Orbital hat.
• 4. Erkläre die Bindungswinkel: Bei der sp²-Hybridisierung bilden die drei sp²-Hybridorbitale eine trigonal planare Anordnung, was bedeutet, dass die Bindungswinkel ungefähr 120° betragen. Dies erklärt die 120°-Bindungswinkel im Ethen-Molekül.
• 5. Zeichne die 3D-Anordnung: Die 3D-Struktur von Ethen entspricht einem flachen, planar angeordneten Molekül:

  H       H   \     /    C = C   /     \  H       H      

Zusammengefasst:

• Die Hybridisierung der Kohlenstoffatome in Ethen ist sp².
• Die Bindungswinkel betragen 120° aufgrund der trigonal-planaren Anordnung der sp²-Hybridorbitale.
• Die Lewis-Struktur zeigt die Doppelbindung zwischen den Kohlenstoffatomen und die Einfachbindungen zu den Wasserstoffatomen.
• Das Molekül hat eine planerische Geometrie.

Aufgabe 2)

Du hast die Struktur von Molekülen und die Konzepte der kovalenten Bindungen und Molekülgeometrien mithilfe des VSEPR-Modells und der Hybridisierung kennengelernt. Für das Molekül H₂O (Wasser) sind zwei Wasserstoffatome kovalent an ein Sauerstoffatom gebunden. Der Bindungswinkel beträgt ungefähr 104,5 Grad.

a)

Erstelle die Lewis-Struktur für das Wasser-Molekül (H₂O). Achte darauf, die Oktettregel zu berücksichtigen und die Valenzelektronen korrekt zu verteilen.

Lösung:

Um die Lewis-Struktur für das Wasser-Molekül (H₂O) zu erstellen, folge diesen Schritten:

• Bestimme die Gesamtzahl der Valenzelektronen: Sauerstoff (O) hat 6 Valenzelektronen, und jedes Wasserstoffatom (H) hat 1 Valenzelektron. Insgesamt haben wir daher: 6 (von O) + 2 x 1 (von H) = 8 Valenzelektronen.
• Zeichne die Atome und verteile die Elektronen: Das Sauerstoffatom ist das zentrale Atom, da es das elektronegativere Element ist. Verbinde die Wasserstoffatome mit dem Sauerstoffatom durch kovalente Bindungen.
• Prüfe die Oktettregel: Sauerstoff strebt nach 8 Elektronen in seiner Valenzschale. Jedes Wasserstoffatom hat nach einer kovalenten Bindung 2 Elektronen, was für Wasserstoffatome ausreichend ist (sie folgen der Duplettregel). Überprüfe, ob der Sauerstoff 8 Elektronen hat.
• Verteile die verbleibenden Elektronen: Nachdem jeder Wasserstoff eine kovalente Bindung (2 Elektronen) mit Sauerstoff hat, verbleiben noch 4 Elektronen (von den insgesamt 8 Valenzelektronen). Diese verbleibenden Elektronen werden als zwei freie Elektronenpaare (Lone Pairs) auf dem Sauerstoffatom verteilt. Die Lewis-Struktur für H₂O sieht folgendermaßen aus:

  H H - O \  \  \     (mit 2 freien Elektronenpaaren auf dem Sauerstoff)

b)

Erkläre mithilfe des VSEPR-Modells, warum das Wassermolekül einen Bindungswinkel von ca. 104,5 Grad hat. Welche Form hat das Molekül laut diesem Modell?

Lösung:

Um zu erklären, warum das Wassermolekül (H₂O) einen Bindungswinkel von etwa 104,5 Grad hat, verwenden wir das VSEPR-Modell (Valence Shell Electron Pair Repulsion Modell). Das VSEPR-Modell hilft uns dabei, die molekulare Geometrie zu verstehen, indem wir die Abstoßung der Elektronenpaare in der Valenzschale des zentralen Atoms betrachten.

• Bestimmung der Anzahl der Elektronenpaare: Das zentrale Atom im Wasser-Molekül ist Sauerstoff (O). Es hat 6 Valenzelektronen. Da es zwei Wasserstoffatome (H) an sich gebunden hat, sind 2 der 6 Valenzelektronen in kovalenten Bindungen beteiligt. Die übrigen 4 Valenzelektronen bilden zwei freie Elektronenpaare (Lone Pairs) auf dem Sauerstoffatom.
• VSEPR-Modell-Prinzip: Laut dem VSEPR-Modell ordnen sich die Elektronenpaare um das zentrale Atom so an, dass die Abstoßung zwischen ihnen minimiert wird. In diesem Fall haben wir insgesamt 4 Elektronenpaare (2 Bindungspaare und 2 freie Elektronenpaare) um das Sauerstoffatom.
• Form des Moleküls: Die 4 Elektronenpaare streben nach einer Anordnung, die der einer Tetraederform ähnelt, um die maximale Distanz zueinander zu gewährleisten. Allerdings nehmen die Lone Pairs mehr Platz ein und verursachen eine stärkere Abstoßung als die bindenden Elektronenpaare. Dies führt dazu, dass die Bindungswinkel zwischen den Wasserstoffatomen kleiner als die idealen 109,5 Grad eines perfekten Tetraeders sind.
• Ergebnis: Die stärkere Abstoßung der Lone Pairs drückt die Wasserstoffatome näher zusammen, was zu einem Bindungswinkel von ungefähr 104,5 Grad führt.

Zusammengefasst hat das Wassermolekül laut dem VSEPR-Modell eine gewinkelte (gebogene) Struktur mit einem Bindungswinkel von etwa 104,5 Grad.

c)

Berechne die Hybridisierung des Sauerstoffatoms im Wasser-Molekül. Welche Hybridorbitale werden gebildet und wie beeinflussen sie die Molekülgeometrie?

Lösung:

Um die Hybridisierung des Sauerstoffatoms im Wassermolekül (H₂O) zu berechnen, gehen wir Schritt für Schritt vor:

• Bestimme die Anzahl der Elektronenpaare um das zentrale Atom: Das zentrale Atom in H₂O ist Sauerstoff (O). Wie zuvor festgestellt, hat Sauerstoff 6 Valenzelektronen. Es bildet zwei kovalente Bindungen mit zwei Wasserstoffatomen (H), und es bleiben zwei freie Elektronenpaare (Lone Pairs) übrig. Insgesamt sind also 4 Elektronenpaare um das zentrale Atom (2 Bindungspaare und 2 Lone Pairs).
• Bestimme die Art der Hybridisierung: Die Anzahl der Elektronenpaare um das zentrale Atom bestimmt die Art der Hybridisierung: - 2 Elektronenpaare: sp-Hybridisierung - 3 Elektronenpaare: sp²-Hybridisierung - 4 Elektronenpaare: sp³-Hybridisierung Da es 4 Elektronenpaare gibt, unterliegt das Sauerstoffatom einer sp³-Hybridisierung.
• Bildung von Hybridorbitalen: In der sp³-Hybridisierung mischen sich ein 2s-Orbital und drei 2p-Orbitale des Sauerstoffatoms und bilden 4 gleichwertige sp³-Hybridorbitale.
• Einfluss auf die Molekülgeometrie: Aufgrund der sp³-Hybridisierung streben die 4 Hybridorbitale danach, sich in einer tetraedrischen Anordnung zu positionieren, um die Abstoßung zwischen ihnen zu minimieren. Dabei besetzen zwei dieser Hybridorbitale freie Elektronenpaare (Lone Pairs), und die anderen zwei bilden Sigma-Bindungen mit den Wasserstoffatomen. Allerdings üben die Lone Pairs eine stärkere Abstoßung aus und verkleinern den Bindungswinkel von den idealen 109,5 Grad (eines perfekten Tetraeders) auf etwa 104,5 Grad.

Zusammengefasst: Das Sauerstoffatom im Wasser-Molekül ist sp³-hybridisiert. Die vier sp³-Hybridorbitale führen zu einer gebogenen Molekülgeometrie mit einem Bindungswinkel von etwa 104,5 Grad.

Aufgabe 3)

Angesichts der Reaktionstypen in der organischen Chemie sowie ihrer grundlegenden Mechanismen, analysiere die folgenden Szenarien:

a)

a) Reaktionsmechanismus und -produkte bestimmen: Betrachte die folgende chemische Reaktion: \(\text{CH}_3-\text{CC}-\text{CH}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{CH}_3-\text{C}(\text{Cl})-\text{C}(\text{H})-\text{CH}_3\). Identifiziere den Reaktionstyp und beschreibe den Mechanismus der Reaktion. Begründe Deine Antwort und zeichne die Elektronenbewegung in jedem Schritt des Mechanismus.

Lösung:

a) Reaktionsmechanismus und -produkte bestimmen: Betrachte die folgende chemische Reaktion:

\[\text{CH}_3-\text{C}\equiv\text{C}-\text{CH}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{CH}_3-\text{C}(\text{Cl})=\text{CH}-\text{CH}_3\]

Die obige chemische Reaktion zeigt die Addition von HCl an ein Alkin. Dies ist ein Beispiel für eine elektrophile Addition. Reaktionen, bei denen ein Molekül (in diesem Fall HCl) auf eine Dreifachbindung addiert wird, fallen in die Kategorie der elektrophilen Addition. Betrachten wir den Mechanismus der Reaktion genauer:

• Schritt 1: Bildung des Elektrophils und NukleophilsZunächst zerfällt die HCl-Bindung heterolytisch und erzeugt ein H⁺-Ion (Elektrophil) und ein Cl^--Ion (Nukleophil).
• Schritt 2: Anlagerung des ElektrophilsDas H⁺-Ion wird von der Elektronendichte der Pi-Bindung der Dreifachbindung angezogen. Dies führt zur Bildung eines Carbeniumions als intermediäres Produkt.
• Schritt 3: Anlagerung des NukleophilsDas Cl^--Ion lagert sich an das Carbeniumion an und führt zur Bildung des Endprodukts CH₃-C(Cl)=CH-CH₃.

Hier ist die Elektronenbewegung in jedem Schritt des Mechanismus:

• Schritt 1:

   \[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \] 

• Schritt 2:

   \[ \text{CH}_3-\text{C}\equiv\text{C}-\text{CH}_3 + \text{H}^+ \rightarrow \text{CH}_3-\text{C}^+-\text{C}H-\text{CH}_3 \] 

• Schritt 3:

   \[ \text{CH}_3-\text{C}^+-\text{C}H-\text{CH}_3 + \text{Cl}^- \rightarrow \text{CH}_3-\text{C}(\text{Cl})=\text{CH}-\text{CH}_3 \] 

b)

b) Vergleichende Analyse: Vergleiche die energetischen Profile einer Substitution und einer Addition an Ethylen. Gehe dabei auf die Aktivierungsenergie, die Übergangszustände und die zwischenzeitlichen Produkte der Reaktionen ein. Zeichne die Energieprofile für beide Reaktionen und erkläre die Unterschiede.

Lösung:

b) Vergleichende Analyse:

Vergleiche die energetischen Profile einer Substitution und einer Addition an Ethylen. Gehe dabei auf die Aktivierungsenergie, die Übergangszustände und die zwischenzeitlichen Produkte der Reaktionen ein. Zeichne die Energieprofile für beide Reaktionen und erkläre die Unterschiede.

Ethylen (C₂H₄) kann sowohl Substitutions- als auch Additionsreaktionen eingehen. Um die energetischen Profile beider Reaktionen zu vergleichen, betrachten wir jeweils die Aktivierungsenergie, die Übergangszustände und die Zwischenprodukte.

• Substitutionsreaktion:Eine typische Substitutionsreaktion könnte die radikalische Substitution (SR) sein, wie sie bei der Reaktion von Ethylen mit Chlor (Cl₂) unter Einwirkung von UV-Licht stattfindet:\[\text{C}_2\text{H}_4 + \text{Cl}_2 \xrightarrow{hv} \text{C}_2\text{H}_3\text{Cl} + \text{HCl}\]
• Additionsreaktion:Eine typische Additionsreaktion ist die elektrophile Addition von Wasserstoff (H₂) an Ethylen unter Verwendung eines Katalysators:\[\text{C}_2\text{H}_4 + \text{H}_2 \xrightarrow{Pd/C} \text{C}_2\text{H}_6\]

Die Energiediagramme der beiden Reaktionen lassen sich wie folgt darstellen:

• Substitutionsreaktion:
  • Aktivierungsenergie (E_a): Erforderlich, um die Chlor-Cl-Bindung zu brechen und freie Radikale zu erzeugen.
  • Übergangszustände: Der Übergangszustand zeigt die Bildung eines molekularen Radikals auf einem Ethylen-Kohlenstoffatom.
  • Zwischenprodukte: Radikale, Zwischenprodukte aufgrund der Homolyse der Cl₂-Bindung.
• Additionsreaktion:
  • Aktivierungsenergie (E_a): Niedriger, da Wasserstoff und Ethylen in Gegenwart eines Katalysators einfach zusammengeführt werden.
  • Übergangszustände: Zeigt die Paarbildung der Gasphasenadsorption.
  • Zwischenprodukte: Keine; die Reaktion erfolgt in einem einzigen Schritt.

Die Energieprofile dargelegt:

• Substitutionsenergieprofil:

• Additionsenergieprofil:

Erklärung der Unterschiede:

• Die Substitutionsreaktion zeigt ein höheres Energiemaximum wegen der größeren Aktivierungsenergie durch die Bindungsbrechung.
• Die Additionsreaktion dagegen hat eine niedrigere Aktivierungsenergie und erfolgt oft homogener durch direkte Interaktion mit den Reagentien und Katalysatoren.

Aufgabe 4)

Eine wichtige Reaktion in der organischen Chemie ist die S_N1-Reaktion. Diese Reaktion verläuft über zwei Hauptstufen und beinhaltet einen Übergangszustand (TS) und ein Zwischenprodukt (IP). Die erste Stufe ist die Abspaltung der Abgangsgruppe, die zur Bildung eines Karbokations führt, welches als Zwischenprodukt bezeichnet wird. Die zweite Stufe ist der Angriff eines Nukleophils auf das Karbokation, welches zum Endprodukt führt. Betrachte das Energiediagramm einer typischen S_N1-Reaktion und beantworte die folgenden Fragen.

a)

a) Zeichne ein Energiediagramm für die S_N1-Reaktion. Bezeichne die Achsen und markiere die Stellen, die den Übergangszustand (TS) und das Zwischenprodukt (IP) darstellen.

Lösung:

• Um das Energiediagramm einer S_N1-Reaktion zu zeichnen, beginne mit der Beschriftung der Achsen. Die x-Achse stellt den Reaktionskoordinaten dar und die y-Achse die Energie.
• Zeichne zu Beginn der Reaktion (links auf der x-Achse) das Ausgangsmaterial (SM). Dies hat eine bestimmte Energie.
• Zeichne dann einen Anstieg der Energie zu einem Maximum, das den Übergangszustand (TS1) darstellt. Markiere diesen Punkt als TS1.
• Nach TS1 folgt ein kleiner Abfall der Energie, der das Intermediat oder Zwischenprodukt (IP) darstellt. Markiere diesen Punkt ebenfalls.
• Von IP geht die Energie wieder nach oben zu einem zweiten Übergangszustand (TS2), der den Angriff des Nukleophils darstellt. Markiere diesen Punkt als TS2.
• Zum Schluss fällt die Energie wieder zu einem Endprodukt (EP), das als stabiler Zustand am Ende der Reaktion dargestellt wird.

    Energie      |      |                          TS1                  TS2      |      SM  ________  IP  ________      |____/\                             /\           EP      |      -------------------------------------------------                          Reaktionskoordinate

b)

b) Erkläre die Begriffe 'Übergangszustand' und 'Zwischenprodukt' und diskutiere den Unterschied in ihrer Stabilität und Isolierbarkeit.

Lösung:

• Übergangszustand (TS): Ein Übergangszustand ist ein hochenergetischer, kurzlebiger Zustand einer chemischen Reaktion, in dem die Reaktanten weder vollständig in Produkte umgewandelt noch vollständig geblieben sind. Es handelt sich um einen temporären Zustand, der entlang des Reaktionskoordinaten vorkommt, und er stellt einen Energieberg (Maximum) im Energiediagramm dar. Übergangszustände haben aufgrund ihrer hohen Energie eine sehr geringe Stabilität und sind daher in der Regel nicht isolierbar. Sie sind theoretische Konstrukte, die zur Erklärung des Reaktionsverlaufs dienen.
• Zwischenprodukt (IP): Ein Zwischenprodukt ist eine relativ stabilere Spezies, die während der Reaktion gebildet und vorübergehend isoliert oder zumindest detektiert werden kann. In der S_N1-Reaktion ist das Karbokation das Zwischenprodukt, das nach dem ersten Übergangszustand gebildet wird. Zwischenprodukte haben eine niedrigere Energie im Vergleich zu den Übergangszuständen, sind jedoch in der Regel instabiler als die Reaktanten oder Endprodukte.
• Unterschied in Stabilität: Übergangszustände sind energetisch viel höher liegend und somit instabiler als Zwischenprodukte. Während ein Übergangszustand nur für einen extrem kurzen Zeitraum existiert und aufgrund seiner hohen Energie sofort in das nächste stabile Zwischenprodukt oder Endprodukt übergeht, kann ein Zwischenprodukt eine messbare Lebensdauer haben und möglicherweise isoliert werden.
• Isolierbarkeit: Aufgrund ihrer extrem kurzen Lebensdauer und hohen Instabilität sind Übergangszustände praktisch nicht isolierbar. Zwischenprodukte, hingegen, können unter bestimmten Bedingungen isoliert oder zumindest nachgewiesen werden, z.B., durch spektroskopische Methoden oder bei niedrigen Temperaturen.

c)

c) Angenommen, die Aktivierungsenergie der ersten Stufe der S_N1-Reaktion beträgt 80 kJ/mol und die der zweiten Stufe 50 kJ/mol. Berechne die Gesamtaktivierungsenergie, die erforderlich ist, um das Endprodukt zu erhalten. Verwende das Prinzip der Energieaddition für aufeinanderfolgende Reaktionen.

Lösung:

• Prinzip der Energieaddition: Bei aufeinanderfolgenden Reaktionen addieren sich die Aktivierungsenergien der einzelnen Stufen, um die Gesamtaktivierungsenergie zu bestimmen, die für den Verlauf der gesamten Reaktion erforderlich ist.
• Gegebene Aktivierungsenergien:
• Aktivierungsenergie der ersten Stufe (Abspaltung der Abgangsgruppe): 80 kJ/mol
• Aktivierungsenergie der zweiten Stufe (Angriff des Nukleophils): 50 kJ/mol
• Berechnung der Gesamtaktivierungsenergie:
• Die Gesamtaktivierungsenergie ergibt sich einfach durch die Addition der beiden Aktivierungsenergien:
• Gesamtaktivierungsenergie = Aktivierungsenergie der ersten Stufe + Aktivierungsenergie der zweiten Stufe
• Gesamtaktivierungsenergie = 80 kJ/mol + 50 kJ/mol = 130 kJ/mol
• Die Gesamtaktivierungsenergie, die erforderlich ist, um das Endprodukt zu erhalten, beträgt daher 130 kJ/mol.

d)

d) Angenommen, die Energie des Edukts beträgt 25 kJ/mol und die Energie des Endprodukts beträgt -10 kJ/mol. Berechne die Reaktionsenthalpie (\triangle H) der Gesamtreaktion und interpretiere, ob die Reaktion exotherm oder endotherm ist.

Lösung:

• Definition der Reaktionsenthalpie (\(\Delta H\)): Die Reaktionsenthalpie (\(\Delta H\)) ist der Unterschied in der Energie zwischen den Produkten und den Edukten einer chemischen Reaktion. Sie gibt an, ob bei der Reaktion Energie freigesetzt (exotherm) oder aufgenommen (endotherm) wird.
• Gegebene Energien:
• Energie des Edukts: 25 kJ/mol
• Energie des Endprodukts: -10 kJ/mol
• Berechnung der Reaktionsenthalpie (\(\Delta H\)):
• \(\Delta H = \text{Energie des Endprodukts} - \text{Energie des Edukts}\)
• \(\Delta H = -10 \text{kJ/mol} - 25 \text{kJ/mol}\)
• \(\Delta H = -35 \text{kJ/mol}\)
• Interpretation: Da die Reaktionsenthalpie (\(\Delta H\)) negativ (\(\Delta H = -35 \text{kJ/mol}\)) ist, handelt es sich um eine exotherme Reaktion. Das bedeutet, dass bei der S_N1-Reaktion mehr Energie freigesetzt wird, als zugeführt werden muss, und somit die Reaktion insgesamt Energie an die Umgebung abgibt.