Organische Chemie. Neil E. Schore

CF3CH2OH

      5 (e) CH3CH=C(CH3)2

      6 (f)

      Für einige Strukturen der Übungen 1.42 und 1.43 gibt es mehrere richtige Antworten.

      1.44

      Aus Übung 1.40:

      1 (a) –CN

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      5 (e)

      6 (f)

      Aus Übung 1.43:

      1 (a)

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      5 (e)

      6 (f)

      1.45

      1 (a)

      2 (b)

      3 (c)

      4 (d)

      1.46

      1 (a) C5H12. Beginnen Sie mit dem Isomer, in dem alle Kohlenstoffatome geradkettig verknüpft sind. Verkürzen Sie dann die Kette um jeweils ein Kohlenstoffatom, das Sie als Substituenten an innere Positionen der verbliebenen Kette knüpfen, bis jede Möglichkeit gezeichnet ist. Es gibt drei Isomere:(1) CH3–CH2–CH2–CH2–CH3 oder CH3CH2CH2CH2CH3 oder CH3(CH2)3CH3. Alle sind häufig verwendete Formen von Kurzstrukturformeln derselben Verbindung.Strichformel:(2) ist das gleiche Molekül gedreht.(3) ist das Gleiche wie (CH3)4C. Strichformel:

      2 (b) CH3H8O. Auch hier gibt es drei Isomere:(1) CH3–CH2–CH2–OH ist das Gleiche wie CH3 CH2CH2OHStrichformel: (2) (3) CH3–CH2–O–CH3 ist das Gleiche wie CH3–O–CH2–CH3 oder CH3–O–CH2–CH3 oder CH3CH2OCH3. Strichformel:

      1.47

      Zur Erinnerung: Am wichtigsten ist das Vorliegen von Elektronenoktetts an möglichst vielen Atomen (natürlich mit Ausnahme von H). In den folgenden Strukturen haben alle C-, N- und O-Atome Oktetts.

      1 (a) HC≡CCH3 und H2C=C=CH2

      2 (b) Ladungen in CH3CN: für N(;für .

      3 (c) und Keines der obigen Molekülpaare besteht aus Resonanzformeln: In jedem Fall unterscheiden sich die Strukturen durch die relativen Positionen der Atome. Resonanzformeln unterscheiden sich nur in Anordnung der Elektronen.

      1.48

      1 (a)(1) (2) (3) Das Symbol R steht hier für CH3

      2 (b) Die Oktettregel hat Priorität vor den Ladungstrennungsregeln, daher sind bei allen drei Verbindungen die Strukturen mit Doppelbindung bevorzugt.

      3 (c) In jeder Doppelbindungsstruktur trägt ein elektronegatives Atom (F, O oder N) eine positive Ladung. Aufgrund der Elektronegativitätsreihenfolge F > O > N kann F die positive Ladung am schlechtesten aufnehmen. Daher ist die Resonanzform mit Ladungstrennung bei R2BF am ungünstigsten. Diese Resonanzform ist für R2 BOR günstiger und für R2BNR2 noch besser, weil die Fähigkeit des elektronegativen Atoms zur Aufnahme der positiven Ladung in der Reihenfolge F < O < N zunimmt.

      4 (d) Die Resonanzformeln mit der Doppelbindung erfordern in beiden Fällen eine sp2-Hybridisierung.

      1.49

      Jedes markierte Kohlenstoffatom ist mit seinen drei nicht markierten Nachbaratomen trigonal-planar verknüpft. Diese Anordnung lässt sich am besten mit einer sp²-Hybridisierung an C* erklären, wobei die drei sp²-Hybride die Bindungen zwischen jedem C* und seinen CH₂-Nachbarn bilden. Die σ-Bindung zwischen den beiden C^*-Atomen steht senkrecht auf den beiden, durch die sp²-Hybride gebildeten Ebenen und resultiert aus der Überlappung der übrigen reinen p-Orbitale an jedem C^*:

      Die durch Überlappung nicht hybridisierter p-Orbitale gebildete C^*–C^* -Bindung ist länger und wesentlich schwächer als die normale sp³–sp³-Einfachbindung.

      1.50

      1 (a)(1) Das negativ geladene Kohlenstoffatom ist an drei weitere Atome gebunden und hat ein freies Elektronpaar ähnlich wie N in NH3: sp3.(2) Vergleichen Sie mit 1.39(d): Das Kohlenstoffatom ist sp2-hybridisiert (die Doppelbindung benötigt ein p-Orbital).(3)Vergleichen Sie mit 1.39(e): Das Kohlenstoffatom ist sp-hybridisiert (die Dreifachbindung benötigt zwei p-Orbitale).

      2 (b) Wie hängen die Orbitalenergie und die Fähigkeit zur Aufnahme einer negativen Ladung zusammen? Verbindungen mit Elektronen in energiearmen Orbitalen sind stabiler als Verbindungen mit Elektronen in energiereicheren Niveaus. Aus der Reihenfolge der Orbitalenergie sp < sp2 < sp3 ergibt sich das relative Aufnahmevermögen für eine negative Ladung: HC≡C– (Ladung in einem sp-Orbital) > CH2=CH– (sp2) > CH3CH2– (sp3).

      3 (c) Aus (b) ergibt sich, dass HC≡C– stabiler ist als CH2=CH– und dieses stabiler als CH3CH2–. Die Anionen entstehen in den Gleichgewichten

      Damit hat die Säurestärke die Reihenfolge HC≡CH > H₂C=CH₂ > CH₃CH₃.

      1.51

      e > c > d > a > b. Zunächst das Kation; bei den anderen Verbindungen hängt der positive Charakter des Kohlenstoffatoms von der Zahl der (polarisierten) Bindungen zu elektronegativen Atomen ab.

      1.52

      Die Buchstaben in der folgenden Strukturformel entsprechen den Buchstaben in der Übung. In einigen Fällen sind nur repräsentative Bindungen oder Atome bezeichnet

      1.53

      1 (a)

      2 (b) und (c)

      3 (d) Das δ+-Kohlenstoffatom, das vom Cyanid-Ion angegriffen wird, hat bereits ein Oktett. Um die Oktettregel nicht zu verletzen, muss ein Elektronenpaar der Doppelbindung auf das Sauerstoffatom übergehen.

      2

      Struktur und Reaktivität: Säuren und Basen, polare und unpolare Moleküle

      2.31

      Um diese Aufgabe zu lösen, gehen wir davon aus, dass der Raum mit dem Ofen vom umgebenden Universum isoliert ist. Sobald Sie den Ofen ausgeschaltet haben, bleibt der Wärmeinhalt des Systems „Raum + Ofen“ unabhängig vom Stand der Ofentür konstant. Durch Öffnen der Tür verteilt sich der hohe Wärmegehalt des Ofens in den Raum, bis beide im Gleichgewicht dieselbe Temperatur haben, aber die Gesamtenthalpie bleibt konstant. Dagegen führt die Verteilung der Wärmeenergie vom Ofen in den Raum zu einer positiven Gesamtänderung der Entropie. Da ΔS° positiv ist und ΔG° = ΔH° – TΔS° gilt, können wir schlussfolgern, dass die Änderung der freien Energie negativ ist, was einem thermodynamisch günstigen Gesamtprozess entspricht.