Ich hab mal aufgeschrieben, was ich so denke, was bei diesem Thema alles so zu beachten ist... Kann natürlich gut sein, dass ich was vergessen hab oder so...
1) Zwischenmolekulare Kräfte
a) Wasserstoffbrückenbindungen:
Wasserstoff besitzt nur eine Schale. Werden seine Elektronenin Richtung eines stark elektronegativen Atoms verschoben, so befindet sich der Atomkern am Rande der Atomhülle. Dadurch kann er freie Elektronenpaare anderer Moleküle sehr stark anziehen.
-> Stärkste zwischenmolekulare Kräfte
-> hohe Siedepunkte
-> polar
b) Van-der-Waals-Kräfte
Die Eletkronen in der Hülle sind nicht immer symmetrisch verteilt. Dadurch entstehen kurzzeitige schwache Dipole, die wiederum in anderen Molekülen Dipole induzieren können.
-> relativ schwache zwischenmolekulare Kräfte
-> niedrige Siedepunkte
-> unpolar
Mit zunehmender Kettenlänge steigen auch die Van-der-Waals-Kräfte (größere Oberfläche).
2) Effekte
a) I-Effekt (induktiver Effekt):
Er drückt die Ladungsverschiebung aufgrund einer Elektronegativitätsdifferenz aus.
+I-Effekt:
- negative Ladung wird ins System verschoben
- Substituent wird selbst positiv geladen
z.B. Alkylgruppen
-I-Effekt:
- Substituent zieht negative Ladung zu sich hin (größere EN)
z.B, -NO2, -NH2, -OH
F < Cl < Br < I
b) M-Effekt (mesomerer Effekt):
- führt zu mesomeren Grenzstrukturen
+M-Effekt:
- Substituent besitzt ein freies Elektronenpaar in Konjugation zum Bezolring
- Elektronenpaar kann ins Ringsystem mit einbezogen werden
- Elektronendichte im Ring wird größer
-M-Effekt:
- Substituent besitzt eine Doppelbindung in Konjugation zum Ring
- Benzolring wird desaktiviert
- Ring wird negativ teilgeladen
- -> Reaktion unter erschwerten Bedingungen
3) Bindungsarten
a) Einfachbindung (Sigma-Bindung):
- freie Drehbarkeit
- größerer Bindungsabstand als bei Doppelbindungen
- eine Doppelbindung ist energieärmer als zwei Einfachbindungen
b) Doppelbindung (Pi-Bindung):
- Elektronenwolke (negatives Zentrum)
- Bei konjugierten Doppelbindungen werden die Pi-Elektronen delokalisiert, was zu einem stabilen, energiearmen Zustand führt.
- nicht frei drehbar
4) Substituentenstellung:
a) Cis-Stellung:
- Substituenten auf der gleichen Seite
- Effekte verstärken sich
- energiereich
b) Trans-Stellung:
- Substituenten auf unterschiedlicher Seite (gegensätzlich)
- Effekte heben sich auf
- energiearm
5) Struktur:
- Beispiel Lewis-Säuren:
è Elektronenlücke (trigonal eben, keine Pi-Bindungen) -> „oben und unten“ Angriffsmöglichkeiten für freie Elektronenpaare
- Moleküllänge
1) Zwischenmolekulare Kräfte
a) Wasserstoffbrückenbindungen:
Wasserstoff besitzt nur eine Schale. Werden seine Elektronenin Richtung eines stark elektronegativen Atoms verschoben, so befindet sich der Atomkern am Rande der Atomhülle. Dadurch kann er freie Elektronenpaare anderer Moleküle sehr stark anziehen.
-> Stärkste zwischenmolekulare Kräfte
-> hohe Siedepunkte
-> polar
b) Van-der-Waals-Kräfte
Die Eletkronen in der Hülle sind nicht immer symmetrisch verteilt. Dadurch entstehen kurzzeitige schwache Dipole, die wiederum in anderen Molekülen Dipole induzieren können.
-> relativ schwache zwischenmolekulare Kräfte
-> niedrige Siedepunkte
-> unpolar
Mit zunehmender Kettenlänge steigen auch die Van-der-Waals-Kräfte (größere Oberfläche).
2) Effekte
a) I-Effekt (induktiver Effekt):
Er drückt die Ladungsverschiebung aufgrund einer Elektronegativitätsdifferenz aus.
+I-Effekt:
- negative Ladung wird ins System verschoben
- Substituent wird selbst positiv geladen
z.B. Alkylgruppen
-I-Effekt:
- Substituent zieht negative Ladung zu sich hin (größere EN)
z.B, -NO2, -NH2, -OH
F < Cl < Br < I
b) M-Effekt (mesomerer Effekt):
- führt zu mesomeren Grenzstrukturen
+M-Effekt:
- Substituent besitzt ein freies Elektronenpaar in Konjugation zum Bezolring
- Elektronenpaar kann ins Ringsystem mit einbezogen werden
- Elektronendichte im Ring wird größer
-M-Effekt:
- Substituent besitzt eine Doppelbindung in Konjugation zum Ring
- Benzolring wird desaktiviert
- Ring wird negativ teilgeladen
- -> Reaktion unter erschwerten Bedingungen
3) Bindungsarten
a) Einfachbindung (Sigma-Bindung):
- freie Drehbarkeit
- größerer Bindungsabstand als bei Doppelbindungen
- eine Doppelbindung ist energieärmer als zwei Einfachbindungen
b) Doppelbindung (Pi-Bindung):
- Elektronenwolke (negatives Zentrum)
- Bei konjugierten Doppelbindungen werden die Pi-Elektronen delokalisiert, was zu einem stabilen, energiearmen Zustand führt.
- nicht frei drehbar
4) Substituentenstellung:
a) Cis-Stellung:
- Substituenten auf der gleichen Seite
- Effekte verstärken sich
- energiereich
b) Trans-Stellung:
- Substituenten auf unterschiedlicher Seite (gegensätzlich)
- Effekte heben sich auf
- energiearm
5) Struktur:
- Beispiel Lewis-Säuren:
è Elektronenlücke (trigonal eben, keine Pi-Bindungen) -> „oben und unten“ Angriffsmöglichkeiten für freie Elektronenpaare
- Moleküllänge
Ich hab das noch gefunden 
Siede- und Schmelztemperaturen:
sind durch zwischenmolekulare Kräfte begründet
-> Van-der-Waals-Kräfte etc.
-> je verzweigter die Moleküle sind, desto tiefer liegt die Siedetemperatur
-->Pentane:
n-Pentan (unverzweigt) siedet bei 36,2°C
2Methylbutan (verzweigt) siedet bei 27,9°C
2,2-Diemethylpropan (fast kugelförmig) siedet bei 9,5°C
Die gleichen Strukturmerkmale wirken sich auf die Schmelztemperaturen anders aus:
-sperrige, unsymmetrische Verzweigungen erschweren die Zusammenlagerung der Moleküle zu regelmäßigen Kristallen. Aus dem geringen Zusammenhalt im Festkörper resultieren niedrige Schmelztemperaturen.
-> 2-Methylbutan schmilzt bei -159,9°C
2,2-Dimethylpropan bei -16,6°C
Die Löslichkeit ist von der Polarität des Stoffes abhängig:
-> "Gleiches löst sich in Gleichem"
d.h. unpolare Stoffe, wie nOctan, lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln, da n-Octan unpolar ist.
sie sind damit auch hydrophob, je nachdem, ob sie sich in Fett lösen lassen sind sie auch lipohil
Siede- und Schmelztemperaturen:
sind durch zwischenmolekulare Kräfte begründet
-> Van-der-Waals-Kräfte etc.
-> je verzweigter die Moleküle sind, desto tiefer liegt die Siedetemperatur
-->Pentane:
n-Pentan (unverzweigt) siedet bei 36,2°C
2Methylbutan (verzweigt) siedet bei 27,9°C
2,2-Diemethylpropan (fast kugelförmig) siedet bei 9,5°C
Die gleichen Strukturmerkmale wirken sich auf die Schmelztemperaturen anders aus:
-sperrige, unsymmetrische Verzweigungen erschweren die Zusammenlagerung der Moleküle zu regelmäßigen Kristallen. Aus dem geringen Zusammenhalt im Festkörper resultieren niedrige Schmelztemperaturen.
-> 2-Methylbutan schmilzt bei -159,9°C
2,2-Dimethylpropan bei -16,6°C
Die Löslichkeit ist von der Polarität des Stoffes abhängig:
-> "Gleiches löst sich in Gleichem"
d.h. unpolare Stoffe, wie nOctan, lösen sich gut in unpolaren Lösungsmitteln, da n-Octan unpolar ist.
sie sind damit auch hydrophob, je nachdem, ob sie sich in Fett lösen lassen sind sie auch lipohil
