Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen

Transkript

1 Chemie für Biologen Vorlesung im WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02 Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 2: ) MILESS: Chemie für Biologen 24

2 Aufbau von chemischen Verbindungen aus Atomen Atome vereinigen sich zu Molekülen, den Bausteinen der chemischen Verbindungen Beispiele: Wasser besteht aus zwei Atomen Wasserstoff und einem Atom Sauerstoff. Chlorwasserstoff besteht aus einem Atom Wasserstoff und einem Atom Chlor. Kohlendioxid besteht aus zwei Atomen Sauerstoff und einem Atom Kohlenstoff. Summenformel: 2 O Cl CO 2 N 3 C 4 C 4 N 2 O Ammoniak Methan arnstoff Strukturformel: 104 O Cl O C O N 107 C N C O 2 N Moleküle, die jeweils aus gleichen Atomen bestehen Wasserstoff Stickstoff Sauerstoff Chlor Summenformel: 2 N 2 O 2 Cl 2 Strukturformel: N N [O=O] Cl Cl (keine einfache Strukturformel möglich) 25

3 Relative Molare Massen aus relativen Atommassen Ein Wasserstoffatom 1 wiegt g, ein Kohlenstoffatom 12 C wiegt g, ein Sauerstoffatom 16 O wiegt g usw. Das mittlere relative Atomgewicht von Kohlenstoff beträgt In g Kohlenstoff (= 1 mol) befinden sich C-Atome (NA - Avogadro-Konstante). In jedem mol (relative Atommasse in g) eines Elementes befinden sich Atome, z. B. in g -Atome, g N-Atome, g O-Atome. Relative Molmassen : 1 mol einer Verbindung enthält Moleküle. 26

4 Relative molare Massen aus relativen Atommassen Beispiele Wasser Kohlendioxid Glucose 2 : C: C: O: O: : O: O: CO 2 : C 6 12 O 6 : mol = g 1 mol = g 1 mol = g 27

5 Nieder- und hochmolekulare Verbindungen Niedermolekular: ochmolekular: Molmasse 1000 g Molmasse > 1000 g Die bisher bekannten höchstmolekularen Verbindungen haben eine Molmasse von ca g (Proteine, Nucleinsäuren DNA). 28

6 Chemische Bindungen halten die Atome in Verbindungen (in Molekülen) zusammen. Es gibt drei Grundtypen: (1) metallische Bindung (2) ionische Bindung (heteropolare Bindung) (3) kovalente Bindung (isopolare, Atombindung) (1) Metallische Bindung Die positiv geladenen Atomrümpfe (mit den inneren abgeschlossenen Elekronenschalen) sind in einem Gitter angeordnet, das durch die negativ geladenen Valenzelektronen zusammengehalten wird. Die Valenzelektronen sind leicht beweglich (delokalisiert) und ergeben die elektrische Leitfähigkeit. Auch andere typisch metallische Eigenschaften werden erklärt: Wärmeleitfähigkeit, Metallglanz, Verformbarkeit (Duktilität). 29

7 (2) Ionische Bindung Elektrostatische Anziehungskräfte, die gegensätzlich geladene Ionen M + (Kationen) und X - (Anionen) zusammenhalten. Die Neigung der Ionenbildung lässt sich mit der Elektronegativität (EN) beurteilen. hoher EN-Wert Elektronen werden angezogen (Bildung von Anionen) niedriger EN-Wert Elektronen werden abgegeben (Bildung von Kationen) Ladungswechselwirkung: Coulombsches Gesetz 1 K = ε e 1 e 2 r 2 K Kraft e 1, e 2 Ionenladungen r Anion-Kation-Abstand ε Dielektrizitätskonstante, charakteristisch für das Medium, in dem sich die Ionen befinden z.b. Wasser besitzt einen hohen ε-wert geringere Wechselwirkung der Ionen untereinander in Wasser als in einem Lösungsmittel mit kleinerem ε-wert. 30

8 Edelgas-Konfiguration Eine abgeschlossene Elektronenschale (Edelgas-Konfiguration) ist besonders günstig. + e ydridion, isoelektronisch mit e Li Li Li + e Li Lithium-Kation isoelektronisch mit e F F + e F F Fluorid-Anion isoelektronisch mit Ne Li + F Li F Lithiumfluorid - ein Salz 31

9 Bildung von Natriumchlorid (Kochsalz) Na Na - e Cl + e Cl Na Na Cl Cl isoelektronisch mit Ne (Neon) isoelektronisch mit mit Ar (Argon) Na + Cl Na Cl Natriumchlorid Kochsalz NaCl-Gitter NaCl- Kristall 32

10 Anionen und Kationen (Beispiele) Kationen Anionen K + Kalium-Ion (Ar) S 2- Sulfid-Ion (Ar) Ca 2+ Calcium-Ion (Ar) - ydrid-ion (e) Cs + Caesium-Ion (Xe) F - Fluorid-Ion (Ne) Ba 2+ Barium-Ion (Xe) Cl - Chlorid-Ion (Ar) + Proton Br - Bromid-Ion (Kr) I - Iodid-Ion (Xe) Cu 2+ Kupfer(II)-Ion O - ydroxid-ion Cu + Kupfer(I)-Ion 2- SO 4 Sulfat-Ion Fe 2+ Eisen(II)-Ion - NO 3 Nitration Fe 3+ Eisen(III)-Ion 3- PO 4 Phosphat-Ion Co 2+ Cobalt(II)-Ion - CO 3 ydrogencarbonat-ion + N 4 Ammonium-Ion 2- CO 3 Carbonat-Ion C 3 COO - Acetat-Ion 33

11 Ionische Verbindungen (Salze) Beispiele Na + Cl - Natriumchlorid NaCl K + I - Kaliumiodid KI Ca 2+ F 2-2 Calciumfluorid CaF 2 Na + CO - 3 Natriumhydrogencarbonat NaCO 3 Ba 2+ SO 2-4 Bariumsulfat BaSO 4 Ag + NO - 3 Silbernitrat AgNO 3 Fe 2+ SO 2-4 Eisen(II)sulfat FeSO 4 Fe 3+ Cl 3-3 Eisen(III)chlorid FeCl 3 Fe 3+ PO 3-4 Eisen(III)phosphat FePO 4 34

12 (3) Kovalente Bindung (isopolare Bindung) Atome können sich Valenzelektronen teilen und zur Ausbildung von Bindungen nutzen. Elektronenpaar-Bindung + m olekularer W asserstoff 2 Triebkraft der Bindungsbildung ist das Erreichen der Edelgaskonfiguration. jedes -Atom im 2 -Molekül besitzt zwei Valenzelektronen e E + BE BDE = 436 kj/mol r - Bindungsabstand BDE Bindungsdissoziationsenergie Bindungsenergie BE 74pm r r 35

13 Beispiele für kovalente Bindungen, Valenzstrichformeln C + 4 C C C 4 Methan Elektronenkonfiguration des C-Atoms im Methan Ne, der -Atome im Methan e N + 3 N N N 3 Ammoniak N-Atom Ne, -Atome e O + 2 O O 2 O Wasser O-Atom Ne, -Atome e F + F F F Fluorwasserstoff F-Atom Ne, -Atom e 36 Nur die Elektronen der äußersten Schale (Valenzelektronen) werden berücksichtigt. Jeder Valenzstrich symbolisiert ein Elektronenpaar. Lewis-Strukturen.

14 Moleküle mit Mehrfachbindungen.. Molekularer Stickstoff N 2 N... : :.. +. Ṇ. N. : N : N N.... Molekularer Sauerstoff O 2 O : + : Ọ O: : O Kohlendioxid CO 2 Ọ : (Diese Formel ist falsch!) + + : Ọ.... : C :. Ọ : : :... C: Ọ. _ O O _ O C O Ethin C 2 2 C: C.... :. +. C:. : C. C C 37

15 Oktett-Regel Jedes Atom des Moleküls besitzt in seiner äußersten Elektronenschale ein Elektronen-Oktett, also eine abgeschlossene Neon-Elektronenschale. Die Oktett-Regel gilt streng genommen, nur für die 1. Achterperiode der Elemente. C + 2 C C C 2 Methylen Elektronensextett am C-Atom: keine abgeschlossene Neon-Elektronenschale Das Teilchen ist instabil. 38

16 Fragen, auf die die einfache Valenztheorie keine Antwort gibt a. Einfach- und Mehrfachbindungen Wie unterscheiden sich Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen? Warum gibt es keine Vierfachbindung? C 2 C::::C ist unbekannt. b. Bindungswinkel O O 104 c. dreidimensionale Struktur S S 90 O C O O C O 180 N Warum ist Methan C 4 nicht planar sondern tetraedrisch? Warum ist Ethen C 2 4 planar und nicht verdrill? C C N 107 C C C 109 C 39

17 Fragen, auf die die einfache Valenztheorie keine Antwort gibt d. magnetische Eigenschaften von molekularem Sauerstoff O 2 erwartet wird eine O=O-Doppelbindung mit abgeschlossenen Valenzschalen (alle Elektronen sind gepaart) diamagnetisch. O + O O O O O Experimentell finded man jedoch: Paramagnetismus: Es gibt ungepaarte Elektronen. O O (Diradikal-Struktur) Auch diese Formel ist falsch. O 2 besitzt eine Doppelbindung 40

18 Orbital-Modell der kovalenten Bindung Löschung der Elektronendichte Knotenfläche + Verstärkung der Elektronendichte σ* (MO) + 1s Atomorbital (AO) 1s Atomorbital (AO) r - Bindungsabstand Überlappung von AOs σ Molekülorbital von 2 (MO) Das Wasserstoff-Molekül 2 41

19 Orbitaldiagramme von Molekülen E Molekularer Wasserstoff 2 (stabil) und dimeres elium e 2 (instabil) antibindend 2 Elektronen 4 Elektronen stabil instabil bindend 2 e 2 In Molekülen befinden sich die Elektronen in Molekülorbitalen (MOs). MOs können aus AOs konstruiert werden. MOs können bindend, nichtbindend oder antibindend sein. 42

20 Orbitaldiagramme von Molekülen Fluor F 2 Fluorwasserstoff -F 2 F F 2 σ*-mo + F F σ*-mo 2p z -AO von F 2p z -AO 2p z -AO 1s-AO von σ-mo σ-mo 43

21 MO-Diagramm der π-bindung E π -MO antibindend 2p y -AO 2p y -AO π-mo bindend Eine Doppelbindung besteht aus einer σ- und einer π-bindung. Eine Dreifachbindung besteht aus einer σ- und zwei π-bindungen. 44

22 MO-Schema von molekularem Sauerstoff O 2 O-Atom O 2 -Molekül * σ p O-Atom + 95 kj/mol Energie 2p x,y,z π x * * π y π x π y σ p 2p x,y,z Triplett-Sauerstoff 3Σ - g -Zustand r o-o = 120,7 pm Singulett-Sauerstoff 1 g -Zustand r o-o = 121,6 pm + 63 kj/mol * σ s Singulett-Sauerstoff 1Σ + g -Zustand r o-o = 122,8 pm 2s 2s σ s O 2 ist ein Diradikal mit einem Triplett-Grundzustand. Es besitzt zwei ungepaarte Elektronen mit parallelen Spin. Singulett-O 2 ist hochreaktiv. 45

23 Molekülorbitale des Methans C 4 2 z 1 y 3 x 4 C a 1 t 2x t 2y t 2z 46