Benzol und die Aromaten

Inhaltsverzeichnis

1 Benzol und seine mysteriöse Struktur
- 1.1 Geschichte von Benzol
- 1.2 Strukturfindung von Benzol
2 Das Orbitalmodell als Erklärung für die merkwürdige Benzol-Struktur

Benzol und seine mysteriöse Struktur

Benzol (auf englisch Benzene) ist eine flüssige, organische Verbindung mit einem charakteristischen aromatischen Geruch. Dieser Geruch prägt eine Gruppe von Verbindungen, deren Struktur ähnlich wie die vom Benzol sind und daher den Namen Aromaten bekommen haben. Die Verbindung mit der Summenformel C₆H₆ ist ein Kohlenwasserstoff und der einfachste Vertreter dieser Gruppe. Benzol ist mischbar mit fast allen organischen Lösungsmitteln, jedoch kaum mit Wasser. Als Lösungsmittel war Benzol früher sehr gebräuchlich. Es hat seine Bedeutung verloren, da es krebserregend ist. Im Benzin kommt es noch vor.

Geschichte von Benzol

Der Name Benzol wurde im Jahr 1843 erstmals von Justus von Liebig verwendet. Liebig änderte damit die seit 1833 gebräuchliche Bezeichnung, nach der das Benzol als "Benzin" bezeichnet wurde. Im englisch- und französisch-sprachigen Raum wurde die alten Bezeichnung (franz: benzène, engl: benzene) weiterhin benutzt.

In der zweiten Hälfte des 17. Jahrhunderts wurde Benzol von Johann Rudolph Glauber bei der Destillation von Steinkohlenteer entdeckt. Die Zusammensetzung war für ihn jedoch unbekannt, daher nannte er es ein „subtiles und liebliches Oleum“, vermutlich wegen dem auffälligen Geruch.

Im Jahre 1825 wurde Benzol von dem englischen Physiker Michael Faraday im Leuchtgas entdeckt, als er dieses Öl aus flüssigen Rückständen isolierte, die sich beim Verbrennen von Walölen in den Londoner Straßenlaternen aus der Gasphase abschieden. Er schlug deshalb den Namen „Pheno“ (gr. phainein = leuchten) vor. Diese Vorsilbe findet sich in der Bezeichnung Phenol wieder, ein Stoff bei dem es sich um Benzol mit einer OH-Gruppe handel, also ein "Phen"-Alkohol.

Ein Jahr später erkannte man das dieses "Öl" ein reiner Kohlenwasserstoff ist.

Im Jahre 1834 stellte der deutsche Chemiker Eilhard Mitscherlich Benzol aus Benzoesäure und Calciumoxid, außerdem setzte er Benzol zu Nitrobenzol, Azobenzol und Benzolsulfonsäure um. Er benannte den Stoff wegen seiner Verwandtschaft zu Benzoesäure als „Benzin“. Außerdem erstellte er die richtige Summenformel C₆H₆.

1845 isolierte der englische Chemiker Charles Mansfield während seiner Arbeit unter Leitung von August Wilhelm von Hofmann Benzol ebenfalls aus Steinkohlenteer.

Strukturfindung von Benzol

Um die korrekte Strukturformel des Benzols herrschte lange ein Streit unter den Gelehrten. Es folgten viele Vorschläge, die in der Tabelle aufgeführt wurden.

Erst im Jahre 1861 formulierte der österreichische Chemiker Loschmidt, damals noch Schullehrer, einige mögliche Strukturformeln des Benzols, von denen man vermutet, dass sie die der deutsche Chemiker August Kekulé dann 1865 als Anregung für seine Kekulé-Strukturformel übernahm. Einer Legende nach kam Kekulé dieser Einfall im Traum. Er träumte von einer Schlange, die sich selbst in den Schwanz biss. Kekulé beschreibt dies in seiner Rede zum 25-jährigen Jubiläum des Benzolrings 1890.

Kekulés Struktur war die erste, die die Tatsache, das man beim Benzol festegestellt hat, dass alle Kohlenstoffatome gleichwertig sind, erklären konnte. Allerdings konnten damit noch nicht alle Besonderheiten des Benzols erklärt werden, wie beispielsweise seine ungewöhnlich niedrige Reaktivität. Merkwürdig war zum Beispiel, dass Benzol nicht Bromwasser reagiert, was bei Strukturformel mit drei Doppelbindungen eigentlich zu erwarten wäre. Der Beweis der Gleichwertigkeit der Wasserstoffe im Benzolmolekül konnte von 1869 bis 1874 erbracht werden.

Vorgeschlagene Strukturformeln

Von Adolf Karl Ludwig Claus (1867)	Von James Dewar (1867)	Prisman-Struktur von Albert Ladenburg (1869)	Von Henry Edward Armstrong (1887), [Adolf von Baeyer (1888)	Von Friedrich Karl Johannes Thiele (1899)	Von August Kekulé (1872)

Das Orbitalmodell als Erklärung für die merkwürdige Benzol-Struktur

Das wir die Elektronen, die ja für die Atom-Bindungen zuständig sind, neu betrachten müssen, wird in den folgenden Videos gezeigt. Es geht dabei um das sogenannte Doppelspalt-Experiment, das den Wissenschaftler Rätsel aufgab:

Videos zum Doppelspalt-Experiment:

01 Das Reich der Quanten und Elementarteilchen ... sehr ausführliches und gut erklärendes Video zum Doppelspaltxperiment bei Photonen.
- Das Mysterium - Quantenbewusstsein ... als Comic dargestellt, kürzer aber nicht so genau.

Filme auf dem Rheinland-Pfälzischen Omega-Server (nur mit Account nutzbar)

Aus diesen Videos lernt man: Kleine Teilchen wie Elektronen und Photonen können sich wie eine Welle oder wie ein Teilchen verhalten. Man nennt diese Eigenschaft "Welle-Teilchen-Dualismus".

De Broglie gilt als einer der bedeutendsten Physiker des 20. Jahrhunderts, der für seine Entdeckung der Wellennatur des Elektrons in seiner Dissertation 1929 den Nobelpreis für Physik erhielt.

Stehende Wellen

Mit der Möglichkeit Elektronen als Wellen anzusehen, ergaben sich neue Möglichkeiten die Bewegung bzw. die Position der Elektronen in der Atomhülle neu zu beschreiben. Elektronen als stehende Wellen in Elektronenschalen ermöglichen eine Erklärung für die Strahlungsfreiheit. Indem man die Wellenlängen der Elektronen in Abhängigkeit vom Umfang der Elektronbahn so festlegte, dass sich stehende Welle ausbilden können. Da diese ihre Energie speichert, bleibt dadurch auch das Elektron strahlungsfrei.

Die folgende Animation zeigt eindimensionale stehende Wellen mit verschiedenen Frequenzen und Wellenlängen:

Das Prinzip der stehenden Welle kann auf die Schalen der Atome übertragen werden. Die folgende Animation soll nur das Prinzip zeigen, dass bei größeren Schalen mehr Möglichkeiten zu unterschiedlichen Schwingungen bestehen.

Die folgenden Videos zeigen weitere Beispiele für Schwingungen und stehende Wellen in verschiedenen Dimensionen.

Chladnische-Klang-Figuren verdeutlichen zwei-dimensionale stehende Wellen, ebenso wie das Schwingungsverhalten einer Kaffee-Tasse.

Bei schwingenden Seifenblasen kann man stehende Wellen bei drei-dimensionalen Körpern erzeugen. Verallgemeinert kann dies in Schwingungen bei Kugeloberflächen, die man aber nicht so einfach in einem realen Experiment darstellen kann. Dazu kommen weitere Schwingunsarten, die sich bei der Seifenblase nicht erzeugen lassen.

Das folgende Video ist nicht so einfach zu verstehen, aber es beschreibt den Übergang von den stehenden Wellen aus den verschiedenen Beispielen hin zu den Zuständen, die für das eine Elektron bei einem Wasserstoff-Atom möglich sind.

ACHTUNG - nur für Physik-Leistungs-Kursler zu empfehlen!

Orbitale - die "Lösungen" zu der Schrödinger-Gleichung

Die berühmte Schrödinger-Gleichung kann man vereinfacht so verstehen, dass sie beschreibt, unter welchen Bedingungen Elektronen-Wellen einen stabilen Zustand haben, also eine stehende Welle sind. Es gibt aber nicht nur eine Lösung für diese Gleichung, denn die "Lösung" hängt von Parametern ab, wie etwa die Schalennummer (meist mit n bezeichnet), die Anzahl der Knotenlinien (mit l bezeichnet, mit ganzzahligen Werten von 0 bis n-1), wie sie auch in den gezeigten Animationen vorkommen und deren räumliche Ausrichtungen (mit ganzahligen Werten von -l bis +l). Dazu kommen noch der sogenannte "Spin" für die Drehrichtung des Elektrons.

Die Position der Elektronen in den Atomen (und damit ihre Zuordnung zu einem Orbital) kann mit Hilfe von vier verschiedenen Quantenzahlen beschrieben werden:

Die Hauptquantenzahl n entspricht der Schalennummer n = 1, 2 ,3, ...
Die Nebenquantenzahl l gibt die Form des Orbitals an, was auch der Anzahl der Knotenflächen entspricht l = 0, 1, ..., n-1
Die Magnetquantenzahl m gibt die Ausrichtung des Orbitals an. Die möglichen Werte sind m= -l, ..., 0, ... +l
Die Spinquantenzahl s, gibt die Drehrichtung des Elektrons an.

Aus diesen Möglichkeiten ergeben sich die sogenannten Orbitale als die Bereiche, in denen die Wahrscheinlichkeit am größten ist, dass sich das betreffende Elektron dort aufhält.

Orbitale sind die Oberflächen von Raumbereichen, in denen sich ein bestimmtes Elektron mit großer Wahrscheinlichkeit (meist 90%) aufhält.

Dabei gibt es verschiedene Arten bzw. Formen von Orbitalen, wie sie im folgenden Bild zu sehen sind. Man bezeichnet sie als s-, p-, d-, f-Orbitalen, je nach ihrer Form:

Das Video Atomorbitale zeigt noch einmal, wie man von den stehenden Wellen zu den Atomorbitalen kommt.

Für die Chemie spielen eigentlich nur die Haupt- und die Nebenquantenzahl eine Rolle. Vor allem die Form hat eine wesentliche Bedeutung, denn der Bereich mit der höchsten Wahrscheinlichkeit für die Position der Elektronen wird eine Auswirkung auf die Atom-Bindungen und ihre Anordnung haben.

Wichtig ist für uns, dass klar ist, dass mit eine höherer Schalennummer mehr Formen möglich sind. So gibt es in der 1. Schale nur s-Orbitale, in der zweiten Schale aber sowohl s-Orbitale als auch p-Orbitale. Entsprechend weiter geht es für die folgenden Schalen:

Energiestufen der Orbitale

Viele Dinge, die bis hierher besprochen wurden, dienen vor allem dem Verständnis des Orbital-Modells. Für die Chemiker sind sie von untergeordneter Bedeutung. Wichtig ist dagegen, wie die Elektronen auf die verschiedenen Orbitale verteilt werden. Dies wird in dem Video Periodensystem genau erklärt.

Folgende Regeln beim Befüllen der Orbitale mit Elektronen gelten:

Es werden zuerst die Orbitale mit dem niedrigsten Energie-Inhalt befüllt.
Pauli-Prinzip: Keine zwei Elektronen dürfen in allen Quantenzahlen übereinstimmen
Hundsche Regel: Orbitale mit gleichem Energie-Inhalt werden zunächst einzeln befüllt.

Um sich die Reihenfolge der Befüllung leicht merken zu können, gibt es eine einfaches Schema, dass die Reihenfolge genau bestimmt.


Die Darstellung zeigt an, welche Arten von Orbitale es gibt. Die Anzahl der Orbitale eines Types sollt man sich merken können. Wichtig sind für uns im allgemeinen sowieso nur die s- und die p-Orbitale.		Fügt man parallele Pfeile ein, die von rechts oben nach links unten verlaufen, ergibt sich dadurch eindeutig die Reihenfolge, in der die Orbitale gefüllt werden.

Hinter der Reihenfolge steht ein energetischer Grund und man kann daher die Energie der in den Orbitalen vorkommenen Elektronen so darstellen:


Die Orbitale nach dem Energieinhalt sortiert.		Gleiche Anordnung der Orbitale, aber mit der Angabe der durchschnittlichen Energie der Schalen.

Das interessante ist, dass sich mit Hilfe der Orbitale viele Dinge erklären lassen, die vorher noch nicht ganz klar waren:

So zeigt sich am Aufbau des Periodensystems deutlich, in welchem Bereich welche Arten von Orbitalen mit Elektronen aufgefüllt werden.

Und auch die Ionisierungsenergie, über die wir anfänglich das Schalenmodell hergeleitet haben, gibt nun seine letzten Geheimnisse preis. Man kann zum Beispiel bei den Elementen der zweiten Schale - Lithium bis Neon - deutlich erkennen, wann das s-Orbital gefüllt wird und das zunächst die drei p-Orbitale der 2. Schale mit je einem Elektronen befüllt werden. Ab Sauerstoff erfolgt dann das Auffüllen auf zwei Elektronen pro p-Orbital.

Hier einige Beispiele für die Verteilung der Elektronen auf die Schalen.

Beispiel für Elektronenkonfigurationen

Die Besetzung bei Natrium ist relativ umkompliziert.

Beim Mangan gilt es zu beachten, dass es als Nebengruppen-Element in der 4. Periode Elektronen in die d-Orbitale der 3. Schale eingefüllt bekommt.

Trotz klarer Regelung beim Verteilen der Elektronen, kann es aber zu Ungenauigkeiten kommen, die aber erklärbar sind. Beim Kupfer ist das 4s-Orbital nur mit einem Elektron besetzt, obwohl auch Elektronen in den 3d-Orbitalen sind. Aufgrund des geringeren Energie-Gehaltes des 4s-Orbitals sollte es aber gefüllt. Grund für die Abweichung ist die Tatsache, dass dadurch die 3. Schale voll mit 18 Elektronen gefüllt ist. Dies ist energetisch insgesamt günstiger, als wenn das 4s-Orbital zwei Elektronen und bei den fünf 3d-Orbitalen ein Elektronen fehlen würde.

Schreibweise für die Elektronenkonfiguration ohne Kästchen

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms kann durch das notieren der Anzahl der Elektronen je Orbtial-Typ geschehen:

Der Nummer der Schale folgt der Buchstabe für die Unterschale (den orbital-Typ) und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Unterschale/den Orbitlaen des Typs. So ergibt sich z.B. für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale (l = 1 bzw. p) der 3. Schale (n = 3 bzw. M) die Schreibweise 3p⁵.
Ab der dritte Schale erfolgt das Auffüllen bei den d-Orbitalen erst in den folgenden Perioden. Man kann beim Aufschreiben entweder Orbitale und die enthaltenen Elektronen entsprechend der energetischen Reihenfolge notieren, oder aber alle entsprechend der gemeinsamen Schale zusammenfassen: Aus 2s² 2p³ wird 2s² p³.

Da damit immer die Elektronen der äußersten Schale hinten stehen (meist s- und p-Orbitale) führt das aber dazu, dass man nicht erkennt, welches Elektron zuletzt dazu gekommen ist. Der nächste Punkt verhindert dieses "Durcheinander" ein wenig.

Bei einer weiter verkürzten Schreibweise wird das Kürzel des Edelgases mit der nächstkleineren Ordnungszahl in eckige Klammern gesetzt und die fehlenden Unterschalen/Elektronen des darzustellenden Elements angegeben.

Beispiel Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ →[Ne] 3s² 3p⁵.

Dabei werden die Unterschalen nicht nach dem Energieniveau anzugeben, sondern in der Reihenfolge der Hauptquantenzahl; also z. B. für Europium: [Xe] 4f⁷ 6s².

Und nun du?

Beim Kupfer zeigte sich, dass die Reihenfolge bei der Verteilung der Elektronen, nicht immer genau den Regeln folgt. Wie die tatsächliche Verteilung der Elektronen ist, kann man auf den folgenden Seiten nachschauen: