Herr Vorsitzender, meine Damen und Herren.
Als erstes möchte ich mich herzlich bei Graf Bernadotte und dem Kuratorium sowie bei Herrn Oberbürgermeister Steurer
und der Stadt Lindau für die freundliche Einladung und die mir hier erwiesene großzügige Gastfreundschaft bedanken.
Ich habe heute Morgen das Vergnügen, über die chemische Reaktion und über mein Leben zu sprechen.
Ich wurde 1918, im selben Jahr wie Professor Barton, in Nara in Japan geboren.
Nara ist eine ehemalige Hauptstadt Japans, und mein Geburtshaus war das Haus einer alten Familie,
die seit vielen Generationen am selben Ort ansässig war.
Einen Großteil meiner Kindheit verbrachte ich in diesem Haus und führte vertraute Zwiegespräche mit der Natur.
Mein Vater war kein Naturwissenschaftler;
er machte seinen Abschluss an einer Handelsakademie ersten Ranges und arbeitete im Außenhandel.
Durch Zufall wählte ich die Chemie zu meinem Spezialgebiet.
Als ich in die Oberstufe meiner Schule ging, zog mein Vater einen seiner Bekannten zu Rate,
um dem weiteren Lebensweg seines Sohns eine Richtung zu geben.
Der Bekannte meines Vaters war Professor für Chemie an der Kaiserlichen Universität Kyoto.
Dieser Professor wurde später mein lebenslanger Lehrer.
Als mein Vater diesem Professor von meiner Begeisterung für Mathematik und Physik erzählte,
schlug er ihm vor, mich an seine Fakultät zu schicken.
Zu dieser Zeit, im Jahr 1937, stufte man in Japan die Bedeutung der Mathematik für die Chemie nicht besonders hoch ein.
Der Vorschlag des Professors war sehr ungewöhnlich, aber tatsächlich sehr weitsichtig.
Ungefähr 20 Jahre später veränderte sich der Charakter der Chemie rapide.
Heute setzt man sowohl Mathematik als auch Physik erfolgreich ein,
um der Chemie den Charakter einer logischen Wissenschaft zu verleihen.
Diese heutige Situation der Chemie wurde meiner Ansicht nach auf folgende Weise herbeigeführt.
Der Fortschritt im Bereich der Computer war unerwartet schnell.
Zudem wurden die chemische Analyse und die Strukturbestimmung
durch die außerordentliche Weiterentwicklung von physikalisch-chemischen Instrumenten erheblich erleichtert.
Zusammen mit den Fortschritten auf dem Feld der quantenmechanischen Theorien
beschleunigten diese beiden bemerkenswerten Trends den Wandel im Wesen der Chemie.
Für einen mathematisch orientierten Oberstufenschüler war es ein glücklicher Umstand,
dass er – dank des Vorschlags des Professors – bereits im Jahr 1937 Chemie zu seinem Spezialgebiet gemacht hatte.
Eine solche Geschichte legt nahe, dass meine Entscheidung nicht selbstständig war.
Allerdings glaube ich, dass ich meine Laufbahn selbst wählte.
Denn wer durch die Voraussicht des Professors etwas mit Begeisterung lernte, war schließlich ich selbst.
Die Abteilung für industrielle Chemie der Kaiserlichen Universität von Kyoto,
an der ich mich 1938 einschrieb, trug zu dieser Zeit einen stark empirischen Charakter.
Aber der Professor riet mir oft, Grundlagenwissenschaften für die Zukunft zu studieren.
Wiederum folgte ich seinem Vorschlag.
Das Selbststudium der Quantenmechanik, das ich während meiner Studentenzeit unternahm,
war mir in den folgenden 40 Lebensjahren als Forscher sehr nützlich.
Auf diese Weise förderten die beiden von mir treu befolgten Ratschläge des Professors
– vor Beginn und während meines Studiums – mein Leben als Forscher.
Meine erste experimentelle Studie führte ich in meinem dritten Jahr an der Universität durch.
Dies war 1940.
Es handelte sich um die Reaktion von paraffinischen Kohlenwasserstoffen mit Antimon(V)-chlorid.
Der deutliche Unterschied in der Aktivität zwischen tertiärem Kohlenstoff und primärem oder sekundärem Kohlenstoff
erregte mein Interesse.
Beiläufig wurde dieses Problem später in meiner Reaktivitätstheorie aus dem Jahr 1961 erklärt.
Nachdem ich 1941 mein Studium an der Kaiserlichen Universität von Kyoto abgeschlossen hatte,
widmete ich mich der Untersuchung einer neuen Methode der Kohlenwasserstoffsynthese,
die mit einem routinemäßigen Isomerisierungsprozess verbunden war.
Anlässlich des erfolgreichen Abschlusses dieser Studie erhielt ich 1944 im Alter von 25 Jahren einen Preis.
Während ich die Isomerisierung von Butan studierte, fand ich heraus,
dass eine Kohlenstoffgruppe sich in einer elektronenarmen Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung
leicht in Richtung des benachbarten Kohlenstoffs verschiebt – entsprechend einer Art von Wagner-Meerwein oder Whitmore-Umlagerung.
Auch diese Fragestellung wurde 1969 in den Woodward-Hoffmann-Regeln der Theorie der 1,2-Sigmatropie mitbehandelt.
Die Forschungsarbeit von Professor Roald Hoffmann, mit dem ich mir 1981 den Nobelpreis teilte,
befasste sich ebenfalls mit dieser Art von Reaktion.
Meine Erfahrung mit experimentellen Studien der Kohlenwasserstoffe
war für den Beginn meiner Studien zu einer Theorie der chemischen Reaktionen vorteilhaft.
1951 wurde ich ordentlicher Professor der Abteilung für Brennstoffchemie der Universität Kyoto.
Diese Abteilung hatte sich auf die Chemie der Kohlenwasserstoffe spezialisiert.
Die zu dieser Zeit herrschende Elektronentheorie war sehr einflussreich,
aber zur Erklärung der Reaktivität der Kohlenwasserstoffe nicht sehr geeignet.
Denn bei normalen Kohlenwasserstoffen ist, wie Sie wissen, die Ladungsdichte im Molekül nahezu gleich.
Von viel entscheidenderer Bedeutung ist,
dass einige Kohlenwasserstoffe an derselben Position sowohl mit Elektronen anziehenden
als auch mit Elektronen abstoßenden Stoffen reagieren.
Es ist offensichtlich, dass ein solches Ergebnis mit der Elektronentheorie,
in der die elektrostatische Kraft zwischen elektrischen Ladungen ein grundlegender Faktor ist, nur schwer zu erklären ist.
Diese Fragestellung weckte meine Aufmerksamkeit, und ich zögerte nicht, dieses Problem anzugehen,
da Kohlenwasserstoffe, wie ich Ihnen zuvor erzählte, seit langer Zeit, seit 1930, ein mir vertrautes Thema waren.
Anhand einer Analogie zu der Rolle, die die unterschiedlichen Selektionen in der Bildung einer Bindung
zwischen zwei Atomen spielen, versuchte ich, die Elektronenverteilung im höchsten energiebesetzten Orbital
bei aromatischen Kohlenwasserstoffen zu berechnen.
Ich fand heraus, dass in der Substitutionsreaktion die Angriffsposition eines Elektronen anziehenden Reagens,
die aus den durch Experimente gewonnenen Daten bekannt war,
mit der Position der höchsten Dichte in diesem speziellen Orbital vollkommen übereinstimmte.
Natürlich war ich von diesem Ergebnis begeistert,
und ich bezeichnete dieses spezielle Orbital aufgrund der Analogie zu den Grenzposten eines Landes als „Grenzorbital“.
Dies war 1951, und der Artikel erschien 1952 im Journal of Chemical Physics.
Wie Sie später sehen werden, bestand meine Forschungskarriere,
in deren Verlauf ich mehr als 470 wissenschaftliche Artikel verfasste, aus vier großen Schritten.
Die Arbeit zum Grenzorbital war der erste Schritt in meinem Leben als Forscher.
Ich übernahm zwei Konzepte, die in gewisser Weise der Physik zuzurechnen sind.
Eines war, dass ich alle Elektronen mit Ausnahme derjenigen mit der größten Energie verwarf;
das andere war, dass ich eine chemische Reaktion als einen Austausch von Elektronen zwischen Molekülen ansah,
also als eine wechselseitige Delokalisierung der Elektronen.
Das Konzept der wechselseitigen Delokalisierung von Elektronen führte mich rasch zu der Idee,
dass in einer Elektronen empfangenden Reaktion das energieärmste unbesetzte Orbital eines Akzeptormoleküls
das Grenzorbital werden würde.
Das bedeutet, dass sich die Reaktion an der Position der größten Amplitude des niedrigsten unbesetzten Orbitals ereignen wird.
Die Grenzorbitale werden häufig als „HOMO“ und „LUMO“ abgekürzt.
Diese Abkürzungen stehen für „Highest Occupied Molecular Orbital“ (höchstes besetztes molekulares Orbital)
und „Lowest Unoccupied Molecular Orbital“ (niedrigstes unbesetztes molekulares Orbital).
Allgemein gesagt, ist es häufig so, dass verschiedene Selektionen wesentlich dafür sind,
dass naturwissenschaftliche Forschungsarbeiten zu einem neuen Ergebnis führen.
Dies betrifft die Selektion des Gegenstands, der Modelle, der Prämisse, der Methode des logischen Denkens und so fort.
In meinem Fall wählte ich von Anfang an als Gegenstand die Reaktion von Kohlenwasserstoffen,
die mit der bestehenden Elektronentheorie kaum zu behandeln war.
Als Modell für eine chemische Reaktion ging ich von einer wechselseitigen Delokalisierung der Elektronen
zwischen den Reaktionspartnermolekülen aus.
Die Details des Mechanismus der Bindungsentstehung und der Bindungslösung waren mithilfe dieses Modells einfach zu verstehen.
Um die Position des Angriffs in einer chemischen Reaktion zu bestimmen,
kann die folgende direkt abgeleitete Prämisse aufgestellt werden.
Diese besagt, dass die chemische Reaktion sich bevorzugt an der Position der größten Amplitude der Grenzorbitale ereignet.
Ich wählte diejenige Berechnungsmethode aus,
bei der der Grad der Annäherung keinen so schwerwiegenden Einfluss auf das theoretische Ergebnis haben würde.
Auf diese Weise konnte ich bei jedem Punkt eine erfolgreiche Auswahl vornehmen.
Das Objekt der theoretischen Behandlung wurde von einfacheren Verbindungen auf komplexere Verbindungen
und von Substitutionsreaktionen auf andere Reaktionen ausgeweitet.
Die Theorie schien allgemeinen Charakter zu haben.
Das erste Dia, bitte.
Dies ist das höchste besetzte molekulare Orbital, das HOMO von Naphthalen.
Ein elektronenarmes Reagens wie NO2+ (Nitriumion) greift Position 1 an,
in der die Amplitude des HOMO größer als in Position 2 ist.
Nächstes Dia, bitte.
Dies ist das niedrigste unbesetzte molekulare Orbital, das LUMO von Naphthalen.
Ein elektronenreiches Reagens wie NH2- greift ebenfalls Position 1 an, in der die Amplitude des LUMO größer als in Position 2 ist.
Nächstes Dia, bitte.
Dies stellt die Grenzelektronendichte des LUMO, die LUMO-Dichte aromatischer Kohlenwasserstoffe dar.
In diesem Fall sind die Grenzelektronendichte beim HOMO und die Grenzelektronendichte beim LUMO gleich.
Der Punkt zeigt die Position der größten Grenzelektronendichte an, die mit der Position des Angriffs übereinstimmt.
Nächstes Dia, bitte.
Hier haben wir die LUMO-Dichte von nicht-planaren Halogenkohlenwasserstoffen.
Die Position des Angriffs bei jedem Wasserstoff lässt sich über den Wert der LUMO-Dichte bestimmen.
Wenn man die Reaktivität unterschiedlicher Moleküle vergleichen möchte, benötigt man einen theoretischen Index.
1954 leitete ich von meiner Theorie eine als „Superdelokalisationsfähigkeit“ (superdelocalisability) bezeichneten Index ab.
Dieses Konzept fand in vielen Aufsätzen Verwendung, um die chemische Reaktivität unterschiedlicher Moleküle zu vergleichen.
Ich freute mich, dass 1981 ein Buch veröffentlicht wurde,
in dem verschiedendstes Zahlenmaterial für die Reaktivitäts-Indices biologischer Moleküle zusammengestellt wurde.
Zwei Drittel des gesamten Inhalts entstammen meiner Theorie.
Nächstes Dia, bitte.
Den zweiten Schritt in meinem Leben als Forscher unternahm ich im Jahr 1964.
Ich berechnete das Phasenverhältnis in einer typischen organischen Reaktion und entdeckte einen interessanten Zusammenhang.
Die Reaktion, die ich erörterte, war eine additionale Reaktion, die üblicherweise als Dien-Synthese bezeichnet wird.
Für die Entdeckung der Dien-Synthese erhielten die Professoren Otto Diels und Kurt Alder 1950 den Nobelpreis für Chemie.
Dies war einige Jahre vor dem Beginn meiner theoretischen Arbeit.
Die bemerkenswerteste Abweichung des Orbitals selbst von der Orbitaldichte besteht darin,
dass die Orbitalfunktion ein „+“- oder „– “-Vorzeichen hat.
Die Orbitaldichte ist das Quadrat der Orbitalfunktion.
Die Grenze zwischen zwei Regionen mit unterschiedlichen Vorzeichen wird als Knoten bezeichnet.
Auf der Knotenebene verschwindet die Orbitaldichte.
Die Regionen mit demselben Vorzeichen in einem Orbital sind in diesem Orbital bindend.
Die Regionen mit unterschiedlichen Vorzeichen sind in diesem Orbital anti-bindend.
Daher wird die Elektronendelokalisierung vom HOMO eines Moleküls zum LUMO des anderen Moleküls
in einer bimolekularen Reaktion eine Veränderung der Bindungs- und Anti-Bindungs-Situationen verursachen.
Auf diesem Dia sind die Grenzorbitale von Butadien und Äthylen dargestellt.
Die Reaktion von Butadien und Äthylen ist hypothetisch, aber sie dient als Prototyp der Dien-Synthese.
Butadien ist der Standard eines Diens, Äthylen ist der Standard eines Dienophils.
Das Phasenverhältnis deutet auf eine für eine gleichzeitige Bindungsbildung
und für einen Bindungsaustausch günstige Situation hin.
Dies ist das HOMO des Diens, und dies ist das LUMO des Dienophils, in dem ein + zu finden ist;
diese durchgezogene Linie gehört zum „+“-Vorzeichen, und diese gestrichelte Linie gehört zum „– “-Vorzeichen.
Sie können sehen, dass die Orbitalphasensituation +/– ist, +/– zu Gunsten einer Diensynthese zwischen Butadien und dem Dienophil.
In diesem Fall sind auch das LUMO des Diens und das HOMO des Dienophils in der Orbitalphasensituation begünstigt.
Auf diese Weise können Sie nachvollziehen, dass die wechselseitige Delokalisierung von Elektronen
einen Austausch chemischer Verbindungen herbeiführen wird, wobei dies nichts anderes als eine chemische Reaktion ist.
Ich habe den elektronischen Mechanismus der Diels-Alder-Reaktion bis ins Detail erforscht und festgestellt,
dass das symmetrische Verhältnis zwischen dem HOMO und LUMO des Diens
und des Dienophils eine gleichzeitige Bindungsentstehung zwischen diesen Reaktanden begünstigte.
So erhielt ich einen ersten Hinweis darauf, dass die Orbitalsymmetrie damit zusammenhängt,
wie leicht sich eine chemische Reaktion ereignet.
Sie können verstehen, dass Grenzorbitale mehr Knoten besitzen als niedrigere Orbitale
und daher besonders effektiv zum Bindungsaustausch beitragen.
Dieser Artikel erschien in einer Monografie, die 1964 zu Ehren von Professor Robert Mulliken,
der 1966 den Nobelpreis für Chemie erhalten hatte, veröffentlicht wurde.
Allerdings erregte dieser von mir verfasste Aufsatz erst nach dem Erscheinen
eines sehr bekannten Artikels von Professor Woodward und Professor Hoffmann im Jahre 1965
die Aufmerksamkeit eines Großteils der Chemiker.
Robert Woodward erhielt den Nobelpreis für Chemie im Jahr 1965 für seine Alkaloidstudie, starb jedoch leider im Jahr 1979.
Mit Roald Hoffmann, der 19 Jahre jünger ist als ich, bin ich seit 19 Jahren befreundet.
Zum ersten Mal traf ich ihn 1964 in Florida.
Seine Forschungstätigkeit stand in einem engen Zusammenhang mit meiner eigenen Forschung
und verhalf meiner Arbeit zu größerer öffentlicher Aufmerksamkeit.
Dies war eine für mich sehr glückliche Fügung.
Mein Artikel aus dem Jahre 1964 wurde von vielen Forschern in zwei Richtungen weiterentwickelt.
Eine von beiden beschäftigte sich mit dem Verhältnis der Grenzorbitalphase und der Selektionsregel chemischer Reaktionen.
In verschiedenen zyklischen Additionen liegt die günstige Situation vor,
dass die Grenzorbitalphasen der Reaktanden sich an beiden Schauplätzen der Reaktion in Einklang befinden.
Die andere dieser beiden Weiterentwicklungen betraf die Regioselektion,
das heißt die regionale Selektion bei zyklischen Additionen.
Die Auswirkung einer Substituentengruppe am Reaktandenmolekül auf die Regioselektion wurde theoretisch erörtert
und mit in Experimenten gewonnenen Daten verglichen.
Es war mir eine Freude, dass 1976 und 1979 in Großbritannien zwei Bücher erschienen,
die sich hauptsächlich mit den Ergebnissen der Anwendung der Interaktionen der Grenzorbitale beschäftigten.
Eines dieser Bücher trug den Titel Frontier Orbitals and Organic Reactions.
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welches der Ursprung der Elektronendelokalisierung in der Interaktion von zwei Reaktanden ist.
Es ist die molekulare Schwingung.
Diese trägt dazu bei, zu Beginn der Interaktion Elektronen aus dem HOMO abzuziehen und in das LUMO strömen zu lassen.
Die Richtung der günstigen Interaktion ist als die Richtung der größten Überschneidung von HOMO und LUMO festgelegt.
Sobald die Reaktion beginnt, reduziert die Elektronendelokalisierung die Abstoßungsenergie, um die Reaktion zu befördern.
Und zur selben Zeit lässt sie bei den reagierenden Molekülen den Reaktionsort entstehen,
wenn das Verhältnis der Grenzorbitalphasen günstig ist.
Das Konzept der HOMO/LUMO-Interaktion wurde auf verschiedene chemische Tatbestände angewendet,
einschließlich der Molekularstabilität.
In diesem Zusammenhang muss ich erwähnen, dass ich Roald Hoffmann zu großem Dank verpflichtet bin,
denn er wies mich auf die Verwendbarkeit des Konzepts der Isolobalität
für die theoretische Interpretation der Eigenschaften von komplizierten Metallkomplexen hin,
und er verwendete das Grenzorbital in seiner Definition des Konzepts der Isolobalität.
Das Ergebnis präsentierte er in seinem Vortrag anlässlich der Verleihung des Nobelpreises 1981 in Stockholm
auf wunderbare Art und Weise.
Nächstes Dia, bitte.
Den dritten Schritt in meiner Karriere als Forscher unternahm ich im Jahr 1970.
Ich schlug ein Konzept des Reaktionspfads vor,
das als intrinsische Reaktionskoordinate (üblicherweise abgekürzt als IRC = intrinsic reaction coordinate) bezeichnet wird.
Dies definiert die zentrale Linie des Reaktionspfads auf der potenziellen Oberfläche.
Sie stellt die Lösung einer als IRC-Gleichung bezeichneten Differenzialgleichung dar.
Die Lösungskurve ist als eine Kurve gewählt, die von einem festen Punkt ausgeht und einen anderen festen Punkt erreicht,
nachdem sie ein Übergangsstadium passiert hat.
Dieses Dia zeigt ein schematisches Diagramm der Oberfläche der potenziellen Energie und des Reaktionspfads.
Die Zick-Zack-Linie stellt einen tatsächlichen klassischen Pfad dar, und die gestrichelte,
die leicht gestrichelte Linie ist die IRC, ist der intrinsische Reaktionskoordinaten-Pfad.
Möglicherweise interessiert Sie die folgende Geschichte.
Als ich 1970 in Chicago war, reichte ich diesen Artikel beim Journal of Physical Chemistry der American Chemical Society ein.
Das Schreiben des Gutachters besagte, dass dieser Aufsatz zwar nicht sehr originell, aber dennoch publizierbar sei.
Das Urteil des Gutachters war durchaus korrekt, denn mein Artikel war zu einfach, um als originell gelten zu können.
Später wurde er in mehrere Richtungen weiterentwickelt und war somit wirklich publizierbar.
Kurz gesagt, ist die IRC der mathematisch definierte, steilste Abstiegspfad aus dem Übergangsstadium herab.
Dies bedeutet, dass die IRC mit dem steilsten Pfad vom Gipfel eines Bergs bis zu seinem Fuß verglichen werden kann.
Im Fall des tatsächlichen Bergs ist es einfach, den Pfad ins Tal zu finden,
aber in Bezug auf den Reaktionspfad stellt sich das Problem,
dass das Ausmaß der Entfernung je nach Anzahl der bei der Reaktion beteiligten Atome variiert.
Der Raum, der die innere Konfiguration des reagierenden molekularen Systems bestimmt,
ähnelt sehr dem Raum, den die allgemeine Relativitätstheorie erörtert.
Dieser Raum wird zweckmäßig mithilfe der Differenzialgeometrie behandelt.
Nächstes Dia, bitte.
Die Theorie der IRC lässt sich auf vieles anwenden.
Ein praktischer Vorteil der Theorie liegt darin,
dass man mit ihr die Höhe und die Gestalt einer potenziellen Reaktionsbarriere bestimmen kann.
Aus dem bereits genannten Grund kann die Breite der potenziellen Barriere von der Menge der Atome beeinflusst werden.
Dies ist eine Art Isotopeneffekt.
Darüber hinaus kann man die Änderung der Gestalt der Reaktandenmoleküle im Verlauf der Reaktion bestimmen.
Man kann ferner die Größe und Richtung der auf jedes Atom einwirkenden Kraft berechnen.
Eine solch nicht-empirische theoretische Analyse habe ich „Reaktions-Ergodografie“ genannt,
wobei „ergodo“ natürlich Energiepfad bedeutet.
Dieses Dia zeigt die Reaktion eines hybriden Anions mit einem Methanmolekül.
Es handelt sich dabei um eine Modellreaktion vom Typ einer SN2-Substitution.
Sie können sehen, wie sich auf dem Weg von hier nach dort, hin zu dem Endzustand, die Molekulargestalt verändert.
Nächstes Dia, bitte.
Dies ist eine potenzielle Barriere einer Methan-Tritium-Reaktion, einer Radikalenreaktion.
Die durchgezogene Linie steht für nicht-deuteriertes Methan, das sind CH4-Reaktionen,
und die gestrichelte Linie steht für deuterisiertes Methan.
Dies ist eine CD4-Reaktion.
Nächstes Dia, bitte.
Hier sehen Sie das IRC-Diagramm für die HNC-HCN-Reaktion, die Isomerisierung von Cyanwasserstoff.
Dies ist ein am Ursprung festes Stickstoffatom,
dies ist ein Kohlenstoffatom und dies ist der Pfad eines Wasserstoffatoms entlang des Reaktionspfads.
Dies ist der Punkt des Übergangsstadiums.
Sie können erkennen, dass sich das Kohlenstoffatom nur wenig bewegt, sich fast nur innerhalb dieses Bereichs verändert.
Die zweite praktische Anwendung besteht darin, dass sich gegen die IRC jede beliebige Größe grafisch abtragen lässt,
die in Hinblick auf jeden Punkt auf der IRC theoretisch berechnet werden kann.
Bei dieser Größe kann es sich um die Energie des elektronischen Zustands jedes Elektrons, die Energie jedes Molekularorbitals,
die Frequenz und den Modus jeder normalen Schwingung, die Krümmung der IRC usw. handeln.
Das Diagramm dieser grafischen Darstellungen könnte generell als Korrelationsdiagramm bezeichnet werden,
und das Korrelationsdiagramm der Molekularorbitale könnte dazu dienen,
das Woodward-Hoffmann-Diagramm zu einem quantitativen Diagramm zu machen.
Die Diagramme der Schwingungs- und Krümmungskorrelationen
können für die Erforschung selektiver Laserreaktionen von Bedeutung sein, denn sie helfen bei der Erörterung der Frage,
welche Methode aktiviert werden sollte, um eine gewünschte chemische Reaktionsselektivität herbeizuführen.
Die dritte Anwendungsmöglichkeit ergibt sich,
wenn man die absolute Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion berechnen oder qualitativ betrachten möchte.
Zu diesem Zweck wird der innere Konfigurationsraum für das molekulare Reaktionssystem
durch die Zusammenstellung der Lösungen der IRC-Gleichung in Zellen eingeteilt.
Dies ist eine mathematische Aufteilung des Raums.
In jeder Zelle haben wir einen stabilen Gleichgewichtspunkt, der mit einem stabilen molekularen System korrespondiert.
Man kann die chemische Reaktion theoretisch als einen wellenmechanischen Transfer,
als den Prozess eines wellenmechanischen Transfers betrachten,
wobei ein Wellenpaket zunächst auf die Anfangszelle beschränkt ist
und dann von dieser Zelle bis zur letzten Zelle übertragen wird.
Dieses Modell ist hilfreich, um ein theoretisches Bild unserer chemischen Reaktion,
einschließlich dieses Tunneleffekts, zu gewinnen.
Die vierte Anwendung der IRC-Theorie besteht darin, das allgemeine Merkmal chemischer Reaktionen zu erfassen.
Man kann zeigen, dass die chemische Reaktion dem Variationsprinzip folgt,
ebenso wie dies andere physikalische Gesetze wie zum Beispiel das Fermatsche Prinzip,
das Prinzip von Maupertuis, das Prinzip der kleinsten Wirkung, das Hamiltonsche Prinzip usw. tun.
In diesem Modell wird die chemische Reaktion als eine Art großer Amplitudenbewegung angesehen,
die im Wesentlichen nicht von einer üblichen molekularen Schwingungsbewegung unterschieden werden kann.
Auch in einem sehr großen System wie der DNA oder einem Eiweißmolekül bleibt die Situation unveränderlich.
Die Selbstbewegung der DNA könnte mit einer großen Amplitudenbewegung im Konfigurationsraum in Verbindung stehen.
In der großen Amplitudenbewegung mit einer solch großen Anzahl von Freiheitsgraden
sollte eine große Menge an verbrauchter Energie auf einem separaten Weg bereitgestellt werden.
Nächstes Dia, bitte.
In den letzten beiden Jahren meiner Professur an der Universität von Kyoto, 1981 und zu Beginn des Jahres 1982,
tat ich in meinem Forscherleben einen vierten Schritt.
Ich untersuchte die Grenzorbitale von zwei reagierenden Moleküle auf dem Weg der IRC –
also das Interaktions-Grenzorbital, üblicherweise abgekürzt als IFO (interaction frontier orbital).
Ich war bei dieser Untersuchung erfolgreich, da ich die Delokalisierungsenergie zwischen den zwei Molekülen orthogonalisierte,
um auf diese Weise die Molekularorbitale in Form von Paaren zu erhalten.
Jedes auf diese Weise gewonnene Orbital eines Reaktanden-Moleküls
kann nur mit einem entsprechenden Orbital des Partner-Moleküls interagieren.
Das Paar, das am meisten beiträgt, wird als IFO bezeichnet.
Das Grenzorbital eines jeden isolierten Reaktanden trägt am meisten zum IFO bei.
Dieses Dia zeigt das IFO, das Interaktions-Grenzorbital der Protonierung von Hexatrien.
Das obere rechte Orbital ist das Grenzorbital von Hexatrien, das zusammen mit anderen Hexatrien-Orbitalen angezeigt wird.
Das linke Orbital ist ein IFO, bei dem die Position des Protons sich einem anderen Punkt nähert,
der sich 1,5 Å über der Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung am linken Ende befindet – 1,5 Å über dieser Bindung.
Nächstes Dia, bitte.
Dieses Dia zeigt ein Interaktions-Grenzorbital der Dimerisierungsreaktion der Akroleine.
Sie können sehen, dass die für die Additionsreaktion wesentlichen Orbitale hier sichtbar gemacht wurden.
Nächstes Dia, bitte.
Dieses Dia zeigt den Modellverlauf der Reaktion von Methan und des bereits erwähnten hybriden Anions in neun Diagrammen.
Die Reaktion beginnt hier links oben und verläuft nach rechts unten.
Die Art und Weise des Bindungsaustausches lässt sich am besten mithilfe eines Orbitalbildes nachvollziehen.
Aber dieser gestrichelte Bereich ist ein Bereich eines anti-bindenden IFO.
Zu Beginn der Reaktion wird hier also eine anti-bindende Region erzeugt, doch danach wird hier die bindende Region erzeugt,
um hier eine neue Bindung herzustellen, und eines der Wasserstoffatome des Methans wird als hybrides Anion hinausgedrängt.
Ganz offensichtlich sollte diese Arbeit die Arbeit des dritten Schritts mit der Arbeit des ersten Schritts verbinden.
Man kann die Abfolge der IFOs entlang der IRC anhand einer grafischen Darstellung wiedergeben,
die man ohne die Verwendung empirischen Zahlenmaterials von einem Computer bekommt.
Wenn Sie über genug Geld verfügten, könnten Sie einfach einen Animationsfilm einer chemischen Reaktion produzieren,
in dem gezeigt wird, wie eine Bindung eingegangen und gelöst wird.
Ein solcher Film würde zweifellos für den Chemieunterricht sehr lehrreich sein,
da er als eine Visualisierung der chemischen Reaktion dienen könnte.
Auf diese Weise trug zur Entwicklung der als Grenzorbitaltheorie bekannten Theorie
ein bestimmtes Konzept physikalischer Natur bei, das ich in einer für mich sehr günstigen Atmosphäre entwickelt hatte.
Meine Auswahl dessen, was und wie ich es tun würde,
war glücklicherweise ebenfalls der Welt der Chemie angemessen, in der diese Auswahl wesentlich war.
Als Student träumte ich einen sehr eingebildeten Wunschtraum, in welchem ich dazu beitragen würde,
den eher empirischen Charakter der Chemie, den ich zu jener Zeit an der Universität von Kyoto wahrnahm, zu reduzieren.
Ich glaube, dass mein Wunsch – ich hoffe, dass mein Wunsch – zumindest bis zu einem gewissen Grad erfüllt wurde.
Die Umstände, die die Wissenschaften und die Menschheit umgeben,
insbesondere die Situation hinsichtlich der Ressourcen und der Energie, scheinen der Chemie eine schwere Bürde aufzuerlegen.
Dies bedeutet, dass die Chemie dafür verantwortlich ist, einen wissenschaftlichen Beitrag zu leisten,
um Ressourcen und Energien zu sparen, zu sammeln, zu recyceln, neu zu entwickeln und zu erschaffen.
Um dieser Pflicht gerecht zu werden,
sollte die Chemie zukünftig die in ihr verborgene Weisheit der Natur exakter und detaillierter aufdecken und erklären,
um diese Weisheit der Natur nachzuahmen.
Dies zu erwähnen, ist unnötig.
Aber es reicht nicht aus, dass die Chemie ihrer Verantwortung gerecht wird, sondern es wird außerdem notwendig sein,
Mechanismen und Weisheiten zu entwickeln und nutzbringend einzusetzen, die in der Natur, so wie sie ist, nicht existieren.
Um ohne direkten Rückgriff auf die Weisheit der Natur eine Weisheit aus unserem Geist heraus zu entwickeln,
müssen wir ein neues Prinzip heraufbeschwören und die Auswirkungen seiner Umsetzung abschätzen und beurteilen –
idealerweise ohne auf die Unterstützung der Erfahrung angewiesen zu sein.
In diesem Sinne ist zu wünschen, dass zumindest einige Felder, einige Teilbereiche der Chemie,
insbesondere der physikalischen Chemie, aus dem genannten Grund ihren weniger empirischen Charakter verstärken müssen.
Vielen Dank.
(Applaus)