Gemeinsame Bindungsmuster in organischen Strukturen
Die oben beschriebenen Methoden zum Zeichnen von Lewis-Strukturen und zur Bestimmung formaler Ladungen an Atomen sind ein wesentlicher Ausgangspunkt für einen Anfänger organischer Chemiker und funktionieren recht gut, wenn es um kleine, einfache Strukturen geht. Aber wie Sie sich vorstellen können, werden diese Methoden unangemessen langwierig und zeitaufwändig, wenn Sie mit größeren Strukturen arbeiten. Es wäre zum Beispiel unrealistisch, Sie zu bitten, die Lewis-Struktur unten (eines der vier Nukleosidbausteine, aus denen die DNA besteht) zu zeichnen und alle formalen Ladungen zu bestimmen, indem Sie die Valenzelektronen atomweise addieren.
Und doch werden Sie als organische Chemiker und insbesondere als organische Chemiker, die sich mit biologischen Molekülen befassen, bald erwartet, dass Sie regelmäßig die Struktur großer Moleküle wie dieses zeichnen. Natürlich müssen Sie die Fähigkeit entwickeln, schnell und effizient große Strukturen zu zeichnen und formale Gebühren zu bestimmen. Glücklicherweise ist diese Fähigkeit nicht sehr schwer zu bekommen – alles, was man braucht, sind ein paar Abkürzungen und etwas Übung, um gemeinsame Bindungsmuster zu erkennen.
Beginnen wir mit Kohlenstoff, dem wichtigsten Element für organische Chemiker. Kohlenstoff soll vierwertig sein, was bedeutet, dass er dazu neigt, vier Bindungen zu bilden. Wenn Sie sich die einfachen Strukturen von Methan, Methanol, Ethan, Ethen und Ethin in den Abbildungen aus dem vorherigen Abschnitt ansehen, sollten Sie schnell erkennen, dass das Kohlenstoffatom in jedem Molekül vier Bindungen und eine formale Ladung von Null aufweist.
Dies ist ein Muster, das für die meisten organischen Moleküle gilt, die wir sehen werden, aber es gibt auch Ausnahmen.
In Kohlendioxid hat das Kohlenstoffatom auf beiden Seiten Doppelbindungen zu Sauerstoff (O = C= O). Später in diesem Kapitel und in diesem Buch werden wir Beispiele für organische Ionen sehen, die als Carbokationen und Carbanionen bezeichnet werden, in denen ein Kohlenstoffatom eine positive bzw. negative formale Ladung trägt. Wenn ein Kohlenstoff nur drei Bindungen und eine ungefüllte Valenzschale hat (mit anderen Worten, wenn er die Oktettregel nicht erfüllt), hat er eine positive formale Ladung.
Wenn es andererseits drei Bindungen plus ein einzelnes Elektronenpaar hat, hat es eine formale Ladung von -1. Eine andere Möglichkeit ist ein Kohlenstoff mit drei Bindungen und einem einzelnen, ungepaarten (freien Radikal) Elektron: In diesem Fall hat der Kohlenstoff eine formale Ladung von Null. (Eine letzte Möglichkeit ist eine hochreaktive Spezies namens Carben, bei der ein Kohlenstoff zwei Bindungen und ein einzelnes Elektronenpaar aufweist, was ihm eine formale Ladung von Null verleiht. Sie können Carbene in fortgeschritteneren Chemiekursen begegnen, aber sie werden in diesem Buch nicht weiter diskutiert).
Sie sollten auf jeden Fall die Methoden anwenden, die Sie gelernt haben, um zu überprüfen, ob diese formalen Gebühren für die oben angegebenen Beispiele korrekt sind. Noch wichtiger ist, dass Sie, bevor Sie in Ihrem Studium der organischen Chemie viel weiter voranschreiten, diese Muster (und die unten beschriebenen Muster für andere Atome) einfach erkennen und in der Lage sein müssen, Kohlenstoffe zu identifizieren, die positive und negative formale Ladungen tragen durch eine schnelle Inspektion.
Das Muster für Wasserstoffatome ist einfach: Wasserstoffatome haben nur eine Bindung und keine formale Ladung. Die Ausnahmen von dieser Regel sind das Proton H + und das Hydridion H-, das ein Proton plus zwei Elektronen ist. Da wir uns in diesem Buch auf die organische Chemie konzentrieren, wie sie auf Lebewesen angewendet wird, werden wir jedoch keine ’nackten‘ Protonen und Hydride als solche sehen, weil sie zu reaktiv sind, um in dieser Form in wässriger Lösung vorhanden zu sein. Nichtsdestotrotz wird die Idee eines Protons sehr wichtig sein, wenn wir die Säure-Basen-Chemie diskutieren, und die Idee eines Hydridions wird viel später im Buch sehr wichtig werden, wenn wir organische Oxidations- und Reduktionsreaktionen diskutieren. In der Regel haben jedoch alle Wasserstoffatome in organischen Molekülen eine Bindung und keine formale Ladung.
Wenden wir uns als nächstes den Sauerstoffatomen zu. Typischerweise sehen Sie eine Sauerstoffbindung auf drei Arten, die alle die Oktettregel erfüllen.
Wenn es wie in Wasser zwei Bindungen und zwei einsame Paare hat, hat es eine formale Ladung von Null. Wenn es eine Bindung und drei einsame Paare hat, wie in Hydroxidion, wird es eine formale Ladung von-1 haben. Wenn es drei Bindungen und ein einzelnes Paar hat, wie in Hydronium Ion, wird es eine formale Ladung von +1 haben.
Wenn wir zu unserer Diskussion der Radikalchemie in Kapitel 17 kommen, werden wir andere Möglichkeiten sehen, wie zum Beispiel, wo ein Sauerstoffatom eine Bindung, ein einzelnes Paar und ein ungepaartes (freies Radikal) Elektron hat, was ihm eine formale Ladung von Null gibt. Konzentrieren Sie sich jedoch vorerst auf die drei wichtigsten nicht radikalen Beispiele, da diese praktisch alles erklären werden, was wir bis Kapitel 17 sehen.
Stickstoff hat zwei Hauptbindungsmuster, die beide die Oktettregel erfüllen:
Wenn ein Stickstoff drei Bindungen und ein einzelnes Paar hat, hat er eine formale Ladung von Null. Wenn es vier Anleihen hat (und kein einsames Paar), hat es eine formale Ladung von +1. In einem ziemlich ungewöhnlichen Bindungsmuster hat negativ geladener Stickstoff zwei Bindungen und zwei einsame Paare.
Zwei Elemente der dritten Reihe werden häufig in biologischen organischen Molekülen gefunden: Schwefel und Phosphor. Obwohl diese beiden Elemente andere Bindungsmuster aufweisen, die in der Laborchemie relevant sind, folgt Schwefel in einem biologischen Kontext fast immer dem gleichen Bindungsmuster / formalen Ladungsmuster wie Sauerstoff, während Phosphor in Form von Phosphationen vorliegt (PO43-), wo es fünf Bindungen hat (fast immer zu Sauerstoff), keine einsamen Paare und eine formale Ladung von Null. Denken Sie daran, dass Elemente in der dritten Reihe des Periodensystems d-Orbitale in ihrer Valenzschale sowie s- und p-Orbitale haben und daher nicht an die Oktettregel gebunden sind.
Schließlich sind die Halogene (Fluor, Chlor, Brom und Jod) in der Labor- und medizinischen organischen Chemie sehr wichtig, in natürlich vorkommenden organischen Molekülen jedoch seltener. Halogene in organischen Verbindungen werden normalerweise mit einer Bindung, drei einsamen Paaren und einer formalen Ladung von Null gesehen. Manchmal, besonders im Fall von Brom, werden wir auf reaktive Spezies stoßen, bei denen das Halogen zwei Bindungen (normalerweise in einem dreigliedrigen Ring), zwei einsame Paare und eine formale Ladung von +1 hat.
Wenn Sie diese Regeln gelernt und verinnerlicht haben, sodass Sie nicht einmal darüber nachdenken müssen, können Sie recht schnell große organische Strukturen mit formalen Gebühren zeichnen.
Sobald Sie den Dreh raus haben, Lewis-Strukturen zu zeichnen, ist es nicht immer notwendig, einzelne Paare auf Heteroatomen zu zeichnen, da Sie davon ausgehen können, dass die richtige Anzahl von Elektronen um jedes Atom herum vorhanden ist, um der angegebenen formalen Ladung (oder deren Fehlen) zu entsprechen. Gelegentlich werden jedoch einsame Paare gezeichnet, wenn dies dazu beiträgt, eine Erklärung klarer zu machen.