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

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1 Chemie für Biologen Vorlesung im WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02 Paul Rademacher Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 3: ) MILESS: Chemie für Biologen 47

2 Sonderfälle der chemischen Bindung 1.) Polare kovalente Bindung Zwischenform zwischen ionischer A + B und kovalenter Bindung A B. Das Bindungselektronenpaar ist nicht gleichmäßig auf die Bindungspartner verteilt. Tritt immer auf bei Bindungen zwischen Atomen mit stark unterschiedlicher Elektronegativität. δ+ δ- A B oder A B δ+ δ- δ+ δ- Beispiele: F Cl δ+ δ+ δ- Diese Moleküle besitzen eine unsymmetrische Ladungsverteilung und ein elektrisches Dipolmoment. 48

3 Sonderfälle der chemischen Bindung 2.) Koordinative Bindung Kovalente Bindung, in der ein Partner beide Elektronen liefert. : A + B A B Akzeptor Donor Beispiele: : + + N 3 Proton Ammoniak N 4 + Ammonium-Ion : 3 B + - Boran ydrid-ion : B 4 - Borhydrid-Ion 3 + ydronium-ion 49

4 Sonderfälle der chemischen Bindung 3.) Komplexverbindungen Koordinative Bindung in Metall-Komplexen. Viele sind biologisch wichtig, z. B. Chlorophyll (Mg), ämoglobin (Fe), Vitamin B 12 (Co). Zentralatom : Cu N 3 Ammoniak N 3 3 N Cu N 3 N 3 Ligand 2+ oder [Cu(N 3 ) 4 ] 2+ Kupfertetrammin-Komplex tiefblau 50

5 Sonderfälle der chemischen Bindung 4.) Mesomerie Für bestimmte Moleküle und Ionen kann man verschiedene Formeln angeben. Die tatsächliche Struktur entspricht dem Mittelwert. Carbonat-Ion: C 3 2- (Dianion der Kohlensäure) C C C Nitrat-Ion: N 3- (Anion der Salpetersäure) N N N Alle drei C - bzw. N -Bindungen sind gleich lang. Die neg. Ladung ist gleichmäßig verteilt. Acetat-Anion: C 3 C 2- (Anion der Essigsäure) 3 C C 3 C C Beide C - Bindungen sind gleich lang und gleich stark. 51

6 Sonderfälle der chemischen Bindung 5.) Wasserstoffbrücken Die Wechselwirkung zwischen den Wassermolekülen führt zu einer Assoziation. Dies bedingt den relativ hohen Schmelz- und Siedepunkt des Wassers. Analoge Wechselwirkungen gibt es auch bei ydroxy-gruppen (in Alkoholen R, Carbonsäuren R C 2, Kohlenhydraten) und Amino-Gruppen (in Aminen, Aminosäuren und Nucleinsäuren: R N 2 u.a.). Dipol Dipol δ - δ + Zwischenmolekulare Kräfte: auptsächlich Dipol-Dipol-Wechselwirkung 52

7 Wasserstoffbrücken Siedepunkte von assoziierten und nicht-assoziierten Molekülen Sdp. [ C] F F Cl 2 2 S 3 N 3 P F F 140 Assoziation von füssigem Fluorwasserstoff 53

8 -Brücken in Protein-Strukturen Intramolekular Intermolekular α-elix, z. B. aar, Wolle β-faltblatt, Faltblattstruktur, z. B. Seide z.b. Seide 54

9 Erscheinungsform der Materie: Aggregatzustände Fest Flüssig Gasförmig Beispiel: Eis Wasser Wasserdampf Teilchen sind unbeweglich beweglich frei beweglich Nah- und Fernordnung Nahordnung keine rdnung feste Gestalt keine Gestalt keine Gestalt festes Volumen festes Volumen kein festes Volumen 55

10 Phasenumwandlungen Flüssig Siedepunkt Sdp. Verdampfen (Sieden) Kondensieren Gasförmig Schmelzen Schmelzpunkt Schmp. Erstarren (Gefrieren) Fest Sublimieren Kondensieren 56

11 Zwischenmolekulare Kräfte Zwischenmolekulare Wechselwirkungen sind wichtig zur Beschreibung von Feststoffen Flüssigkeiten Lösungen Chemischen Reaktionen Teilchen Art der WW Kraft Beispiel Ion Ion elektrostatisch ~ 1/r 2 NaCl Schmp. 801 C Sdp C Ion Dipol elektrostatisch ~ 1/r 3 wäßr. NaCl-Lösung (solvatisierte Ionen) Dipol Dipol elektrostatisch ~ 1/r 4 Wasser Schmp. 0 C Sdp. 100 C Atom Atom Molekül Molekül van der Waals ~ 1/r 6 Kr Schmp C Sdp C 2 Schmp C Sdp C 57

12 Allgemeines Gasgesetz für ideale Gase V, T-Diagramm für ein ideales Gas p V = n R T p = Druck (in Pa), V = Volumen (in m 3 ), n = Stoffmenge (in mol), R = 8.31 J mol -1 K -1 allgemeine Gaskonstante, n = 1 mol: Molvolumen bei 0 C 273 K und T = Temperatur (in K) 10 5 Pa: V = / ( ) = m 3 = 22.4 l Atome oder Moleküle 58

13 Feststoffe amorphefeststoffe (Gläser, Gummi, olz,...) besitzen keinen festen Schmp., erweichen allmählich bei höherer Temperatur kristalline Feststoffe besitzen eine regelmäßige Struktur Beim Schmelzen bricht das Kristallgitter zusammen. NaCl Diamant Ionen-Gitter Atom-Gitter 59

14 omogene und heterogene Systeme Ein Stoffsystem, das in einer Phase (gasförmig, flüssig oder fest) vorliegt, bezeichnet man als homogen. Beispiele: 1 Ballon gefüllt mit 2 -Gas 1 Glas gefüllt mit Wasser 1 Goldbarren Atemluft Gemisch von Gasen: 78% N 2, 21% 2, 0.036% C 2 + Edelgase und Wasserdampf (Luftfeuchtigkeit) Kochsalzlösung: Na + Cl - in 2 Messing: Legierung aus 56-57% Cu % Zn eterogene Systeme enthalten zwei oder mehrere homogene Systeme. Sie sind mehrphasig. Beispiele: Eis / Wasser, Schneeflocken / Luft, Erbsensuppe 60

15 eterogene Systeme Aggregatzustand Bezeichnung Beispiel fest/fest Gemenge, Konglomerat Granit, Aspirin- Tablette fest/flüssig Aufschlämmung, Suspension erdtrübes Wasser, Kalkmilch flüssig/flüssig Emulsion Creme, Milch fest/gasförmig Aerosol Staub, Rauch flüssig/gasförmig Aerosol Nebel, Schaum 61

16 Einteilung der Stoffe * = Trennung durch physikalische Methoden; ** = Überführung durch Stoffumwandlung (chemische Methoden) 62

17 Lösungen, Löslichkeit 358 g Kochsalz (Na + Cl - ) in 1 l 2 (Sättigungskonzentration) ca. 80 g Diethylether (C 3 -C 2 --C 2 -C 3 ) in 1 l 2 ca. 80 g 1-Butanol (C 3 -C 2 -C 2 -C 2 --) in 1 l 2 Ethanol (C 3 -C 2 -) völlig mischbar mit 2 Verantwortlich für die gute Löslichkeit von Na + Cl - sind Ion-Dipol- Wechselwirkungen und Wasserstoffbrücken. δ + Η δ + Η Η δ+ Ο δ- Ο Ηδ + Η δ + Na + Ο δ - δ + Η δ - Ο Η ydrat-(solvat)-ülle δ + δ - Ηδ + Ο Ηδ + δ + Η Ηδ + δ - Ο Η δ + δ + Η Cl (-) Η Ο δ + δ - Ηδ + δ - Ο δ Η + Ηδ + δ + Η Ο Wasserstoffbrückenbindung 63 δ -

18 Lösungen, Konzentration Viele chemische Reaktionen werden nicht durch direkte Umsetzung der beteiligten Stoffe durchgeführt sondern in Lösung, z. B. in Wasser. Dabei ist es wichtig, neben den absoluten Mengen der Stoffe ihre Konzentration zu kennen, also den Stoffgehalt pro Volumen- oder Masseeinheit des Lösungsmittels. Konzentration = Konzentration = Konzentration = Masse des gelösten Stoffes Masse des Lösungsmittels Masse des gelösten Stoffes Volumen des Lösungsmittels Volumen des gelösten Stoffes Volumen des Lösungsmittels (Masse / Masse) (Masse / Volumen) (Volumen / Volumen) z.b. bei Spirituosen: Vol. % Alkohol Zweckmäßig: Volumen der Lösung statt Volumen des Lösungsmittels. 64

19 Einheiten der Konzentration Konzentration des Stoffes A: c A = [A] übliche Einheit : g/l molare Konzentration, Molarität: 1 M = 1 mol/1 l z. B g NaCl / 1 l Lösung = 1 molar M = 1 mmol/l Beispiel: Physiologische (isotonische) Kochsalzlösung: 0.9 % NaCl 0.90 g NaCl 100 g Wasser ~ 9.0 g NaCl 1 l Wasser (9.0/58.45) mol NaCl = 1 l Wasser = 0.15 mol/l = 0.15 M 65