Wie schreibt man Torsionswinkel?

Erklärung für Torsionswinkel

Der Dieder- oder Torsionswinkel beschreibt in der Geometrie den Winkel zwischen zwei durch jeweils drei ebene Punkte aufgespannten Flächen. Dies gilt insbesondere innerhalb der chiralen Struktur einer chemischen Verbindung für den Winkel zwischen zwei von Atomen aufgespannten ebenen Flächen. Dabei wird der Diederwinkel α an der Schnittlinie durch ein Paar von zwei Atomen auf dieser Schnittlinie und die Positionen von zwei weiteren Atomen zueinander definiert. Dies entspricht im Beispiel der organischen Verbindung Ethan dem Winkel, den die beiden an der Linie C C {\displaystyle CC} schneidenden und durch R C C {\displaystyle RCC} und C C R ′ {\displaystyle CCR^{\prime }} aufgespannten Ebenen zueinander einnehmen, wie in nachstehender Abbildung dargestellt ( C {\displaystyle C} und C {\displaystyle C} sind die beiden verbundenen Kohlenstoffatome, R {\displaystyle R} und R ′ {\displaystyle R^{\prime }} zwei der gebundenen Wasserstoffatome): Sind die beiden Kohlenstoffatome durch eine Einfachbindung (σ-Bindung) verbunden und nicht in einem cyclischen Molekül arretiert, kann der Diederwinkel kontinuierlich alle Werte von 0° bis 180° annehmen. Aufgrund von abstoßenden Wechselwirkungen der Substituenten R {\displaystyle R} und R ′ {\displaystyle R^{\prime }} ist in der Regel ein Winkel von α = 180 ∘ {\displaystyle \alpha =180^{\circ }} (trans, s. u.) am günstigsten. Die Tatsache, dass viele Zucker unerwarteterweise eine Konformation einnehmen, in der einige Substituenten einen Diederwinkel von α = 120 ∘ {\displaystyle \alpha =120^{\circ }} bevorzugen, wird dem anomeren Effekt zugeschrieben. Die mit der Drehung um die Bindung variierende Enthalpie des Moleküls kann durch eine spezielle Funktion angenähert berechnet werden: E = A ( 1 + cos ⁡ α ) + B ( 1 − cos ⁡ 2 α ) + C ( 1 + cos ⁡ 3 α ) {\displaystyle E=A\left(1+\cos \alpha \right)+B\left(1-\cos 2\alpha \right)+C\left(1+\cos 3\alpha \right)} mit E: Torsionsenergie; A, B, C: Skalierungsfaktoren; α: Diederwinkel Die sich aus dieser Funktion ergebende Potentialkurve (angenähert mit Werten für A , B {\displaystyle A,B} und C {\displaystyle C} wie bei n-Butan) sei zur Illustration unten abgebildet. Im Falle des Ethans werden A und B Null, wodurch die Gleichung in das Pitzer-Potential übergeht. Die Rotationsbarrieren liegen in der Regel bei wenigen kJ/mol. Dies bedeutet, dass immer ein kleiner Teil (< 20 %) der Moleküle einen Diederwinkel von α = 0 ∘ {\displaystyle \alpha =0^{\circ }} aufweisen. Dabei muss noch berücksichtigt werden, dass die gauche-Formen einen Entropie-Vorteil von 1,7 kJ/mol haben, da sie in zwei Rotationsisomeren (+/− synklinal) auftreten. Die für bestimmte Werte des Diederwinkels entstehenden Konformere haben eigene Bezeichnungen: Die Formen mit α = 60 ∘ {\displaystyle \alpha =60^{\circ }} respektive 300 ∘ {\displaystyle 300^{\circ }} sind Enantiomere. Ist die Rotationsbarriere zu hoch, sind die beiden sich ergebenden Formen nicht in der Lage, durch Rotation ineinander überzugehen. Sie können dann unter Umständen einzeln isoliert werden. Dies wird im Fall von speziellen Binaphthylderivaten genutzt, um außerordentlich selektive Reagenzien zu gewinnen. Falls zwischen den Kohlenstoffatomen eine Doppelbindung existiert, ist die Rotation stark eingeschränkt, da hierfür ein Bindungsbruch erfolgen müsste. Es sind nur zwei Winkel möglich: α = 180 ∘ {\displaystyle \alpha =180^{\circ }} (trans/anti) und α = 0 ∘ {\displaystyle \alpha =0^{\circ }} (cis). Sind die Substituenten sehr voluminös, kann es in letzterem Fall aber zu Abweichungen von dem 0°-Winkel kommen. Zur Bestimmung der Diederwinkel realer Verbindungen stehen verschiedene Methoden zur Verfügung. Dazu gehören die Messung des Dipolmomentes, die Aufnahme von Elektronenbeugungsspektren, die Messung von Kopplungskonstanten mittels NMR oder die Berechnung der optimalen Molekülgeometrie mittels spezieller Computerprogramme.

Quelle: wikipedia.org