Bezeichnung der Gruppen: (1) bis (18) neuer Vorschlag der IUPAC 1986

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1 folie034 (1) Bezeichnung der Gruppen: (1) bis (18) neuer Vorschlag der IUPA 1986 (18) (2) (13) (14) (15) (16) (17) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12)

2 Massenanteil wichtiger auptgruppenelemente im menschlichen Körper folie035 Element Symbol Anteil in % Element Symbol Anteil in % Sauerstoff O 65 Schwefel S 0.25 Kohlenstoff 18 Kalium K 0.2 Wasserstoff 10 Natrium Na 0.15 Stickstoff N 3 hlor l 0.15 alcium a 1.5 Magnesium Mg 0.05 Phosphor P 1.0 Andere 0.75 Biochemisch wichtige Nebengruppenelemente (Gesamtmenge bei einem 70 kg schweren Erwachsenen) Element Symbol Gesamtmenge Aufgabe Eisen Fe 4-5 g Wichtiges Element bei Redoxvorgängen in der Zelle (ytochrome) und für den O 2 -Transport im ämoglobin. Zink Zn g Essentielles Element für Wachstum, Reifung, Kohlenhydratund Proteinstoffwechsel. Wichtig für DNS und RNS-Bildung und den ormonstoffwechsel. Es ist z.b. in der Speicherform des Insulins enthalten. Kupfer u mg Bestandteil vieler Oxidasen, spielt z.b. bei der Melanin- (autfarbstoff)synthese eine Rolle. Mangan Mn mg Rolle bei der Bildung von Kollagen und Mucopolysacchariden. Es wird für die Blutgerinnung benötigt, bei seinem Fehlen verlängert sich die Prothrombinzeit. Molybdän Mo 5-9 mg Wichtig in der Atmungskette als Bestandteil der Flavoproteine. obalt o mg Bestandteil von Vitamin B 12. hrom r mg Phosphogluco-Mutase, Insulinwirkung.

3 Pharmakologisch und toxikologisch wichtige Elemente folie036

4 Atomradien in Å (1 Å = 10-8 cm = 100 pm = 0.1 nm) folie

5 Ionenbildung bei den Elementen Natrium und Fluor (Änderungen sind durch einen Pfeil markiert) Folie038 Ionisationspotential: IP M M + e (allgemein) + e IP = 1312 KJ/mol Na Na + e IP = 496 KJ/mol Beispiele l l + e IP = 1255 KJ/mol

6 Ionisierungsenergien und -potentiale der ersten 20 Elemente für jeweils das erste Elektron Elektronenaffinität: EA Folie039 M + e M (allgemein) + e l EA = -71 KJ/mol + e l EA = -349 KJ/mol Beispiele Metalle: Elemente, die Elektronen leicht abgeben IP 7 ev Eigenschaften der Metalle: - Metallischer Glanz (Reflektion von sichtbarem Licht) - Elektrische Leiter: Im Metallgitter steht jedem Metallatom ein oder mehrere Valenzelektronen zur metallischen Bindung zur Verfügung, die relativ frei beweglich sind, so daß im elektrischen Feld Elektronen weiter geleitet werden können (D-Zug-Effekt, Elektronengas-Modell). - gute Wärmeleitfähigkeit Nichtmetalle: Elemente, die Elektronen nicht leicht abgeben IP > 10 ev,, N, O, P, S biologisch relevant

7 Aufbau von chemischen Verbindungen aus Atomen Folie040 Periodensystem: 107 Elemente Zahl der chemischen Verbindungen: mehrere Millionen Element chemische Verbindung Atom Molekül Atome vereinigen sich zu Molekülen, den Bausteinen der chemischen Verbindungen Beispiele: Wasser besteht aus zwei Atomen Wasserstoff und ein Atom Sauerstoff hlorwasserstoff besteht aus ein Atom Wasserstoff und ein Atom hlor Kohlendioxid besteht aus zwei Atomen Sauerstoff und ein Atom Kohlenstoff Summenformel: 2 O l O 2 N N 2 O Ammoniak Methan arnstoff (Tetraeder) Strukturformel: N 104 O l O O N O 2 N 107 Moleküle, die jeweils aus gleichen Atomen bestehen Wasserstoff Stickstoff Sauerstoff hlor Summenformel: 2 N 2 O 2 l 2 Strukturformel: - N N (keine einfache l-l Strukturformel)

8 Relative Molare Massen aus relativen Atommassen Folie041 Ein Wasserstoffatom 1 wiegt g, ein Kohlenstoffatom g, 1 6 ein Sauerstoffatom 16 O g usw. 8 beziehen sich auf das reine Kohlenstoffisotop: 12 relative Atommasse Im Periodensystem (Folie 034) findet man gebrochene Zahlen für die Atommassen der meisten Elemente, da diese nicht jeweils aus reinen Isotopen bestehen Beispiel Kohlenstoff :98.9% % 6 13 : = In g Kohlenstoff befinden sich Atome. In jedem Grammatom eines Elementes befinden sich Atome (N A - Avogadro-Konstante). Relative Molmassen : 1 Mol einer Verbindung enthält Moleküle. Wasser Kohlendioxid Glucose 2 : : : O: O: : O: O: O 2 : O 6 : mol g 1 mol g 1 mol g

9 Einteilung von chemischen Verbindungen gemäß ihrer molaren Massen Folie042 Niedermolekular: ochmolekular: Molmasse 1000 g Molmasse > 1000 g Die bisher bekannten höchstmolekularen Verbindungen haben eine Molmasse von 10 7 g (Proteine, DNA). hemische Bindungen halten die Atome im Molekül fest. 3 Grundtypen: (1) metallische Bindung (2) Ionenbindung (3) Atombindung (kovalente Bindung) (1) Metallische Bindungen Die positiv geladenen Atomrümpfe (mit den inneren abgeschlossenen Elekronenschalen) sind in einem Gitter angeordnet, das durch die negativ geladenen Valenzelektronen zusammengehalten wird. Leicht bewegliche Valenzelektronen sind nicht mehr jeweils an einem Atom lokalisiert, sondern halten die Atome wie Kitt zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen zusammen. Sie sind daher leicht beweglich und ergeben im elektrischen Feld die metallische Leitfähigkeit.

10 (2) Ionenbindung (heteropolare Bindung) Folie043 - 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: oulomb sches Gesetz 1 K = e 1 e 2 r 2 K - Kraft e 1, e 2 - Ionenladungen r - Anion-Kation-Abstand - Dielektrizitätskonstante, charakteristisch für das Medium, in dem sich die Ionen aufhalten z.b. 2 O besitzt einen hohen -Wert geringere Wechselwirkung der Ionen untereinander in 2 O als in einem Lösungsmittel mit geringerem -Wert.

11 Nachweis von Ionen im elektrischen Feld (hloralkali-elektrolyse) Folie044 Kathode (-) Anode (+) Anode und Kathode sind Elektroden Anionen wandern zur positiven Anode Kationen wandern zur negativen Kathode Anodenprozess: 2 x l l + e 2 l l 2 Kathodenprozess: 2 x Na + e Na + Energie 2 l + 2 Na l Na Kation Anion 2 O Im geschmolzenen Natriumchloridsalz läßt sich auf diese Weise hlorgas und metallisches Natrium gewinnen. In wässriger Lösung reagiert das metallische Natrium weiter: 2 Na + 2 O 2 NaO + 2 Natronlauge (Alkalilauge) Wasserstoffgas Elektrische Leitfähigkeit von Salzen Ionenwanderung von Metallen Elektronenwanderung

12 Folie045 Abgeschlossene Elektronenschale (Edelgas-Konfiguration) ist besonders günstig + e isoelektronisch mit e [1s] n = 1 l = 0 m = 1 [1s 2 ] n = 1 l = 0 m = 1 s = +½, s = -½ Quantenzahlen Li Li Li Li + e Li isoelektronisch mit e [1s 2, 2s] [1s 2 ] F F + e F F isoelektronisch mit Ne [1s 2, 2s 2, 2p 5 ] [1s 2, 2s 2, 2p 6 ] Li + F Li F Lithiumfluorid - ein Salz

13 Na Na l l Folie046 [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s] - e [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 ] + e Na Na l l [1s 2, 2s 2, 2p 6 ] isoelektronisch mit Ne (Neon) [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 ] isoelektronisch mit mit Ar (Argon) Na + l Na l Natriumchlorid Kochsalz Gitterenergie: Na + l - : -766 KJ/mol

14 Ionenbindungen Folie047 Beispiel für Kationen - 2e Mg Mg 2+ Anionen Magnesium-Ion O + 2e O 2- Oxid-Ion [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2 ] [1s 2, 2s 2, 2p 6 ] [1s 2, 2s 2, 2p 4 ] [1s 2, 2s 2, 2p 6 ] isoelektronisch mit Ne K + Kalium-Ion (Ar) S 2- Sulfid-Ion (Ar) a 2+ alcium-ion (Ar) - ydrid-ion (e) s + aesium-ion (Xe) F - Fluorid-Ion (Ne) Ba 2+ Barium-Ion (Xe) l - hlorid-ion (Ar) + Proton Br - Bromid-Ion (Kr) I - Iodid-Ion (Xe) u 2+ Kupfer(II)-Ion O - ydroxid-ion u + Kupfer(I)-Ion SO 2-4 Sulfat-Ion Fe 2+ Eisen(II)-Ion NO 3 - Nitration Fe 3+ Eisen(III)-Ion PO 3-4 Phosphat-Ion o 2+ obalt(ii)-ion O - 3 ydrogencarbonat-ion N 4 + Ammonium-Ion O 3 2- arbonat-ion 3 OO - Acetat-Ion

15 Ionenbindungen Folie048 Beispiel für Salze Na + l - Natriumchlorid Nal K + I - Kaliumiodid KI a 2+ F 2 2- alciumfluorid af 2 Na + O 3 - Natriumhydrogencarbonat NaO 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+ l 3-3 Eisen(III)chlorid Fel 3 Fe 3+ PO 3-4 Eisen(III)phosphat FePO 4

16 Elektronegativität wichtiger auptgruppenelemente Folie049 hoher EN-Wert kleiner EN-Wert 0 < Elektronegativität (EN) < 4.0 Atom in einer Verbindung hat starke Tendenz, Elektronen zu sich herüberzuziehen Elektronen werden leicht abgegeben Elemente mit stark unterschiedlichen EN-Werten neigen zur gegenseitigen Ionisierung Salzbildung Elemente mit ähnlichen EN-Werten neigen zur Atombindung (kovalente Bindungen) Zn [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10, 4s 2 ] u [..., 3d 10, 4 s ] Zn 2+ [1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 3d 10 ] u + [..., 3d 10 ] Fe [..., 3d 6, 4s 2 ] u 2+ [..., 3d 9 ] Fe 2+ [..., 3d 6 ] Fe 3+ [..., 3d 5 ] halb gefüllte d-schale, stabiler als Fe 2+

17 Energiebilanz der Ionenbildung Folie050 [kj/mol] Na Na + e +496 (Ionisierungsenergie) l + e l -349 (Elektronenaffinität) Na + l Na + l Gitterenergie Die Energie von -619 kj/mol wird frei, wenn ein Grammatom Natrium und ein Grammatom hlor zu kristallinem Kochsalz (Na + l - ) reagieren.

18 (3) Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) Folie051 Atome können sich einsame Valenzelektronen teilen und zur Ausbildung von Bindungen zwischen den Atomen nutzen. Elektronenpaar-Bindung + molekularer Wasserstoff 2 Triebkraft der Bindungsbildung ist das Erreichen der Edelgaskonfiguration. jedes -Atom im 2 -Molekül besitzt zwei Valenzelektronen e E + BDE = 436 kj/mol r - Bindungsabstand BDE - Bindungsdissoziationsenergie 74pm r r

19 Beispiele für kovalente Bindungen Folie Methan Elektronenkonfiguration des -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

20 Beispiele für kovalente Bindungen Folie053 F + F F F F F F 2 Fluorgas jedes F-Atom Ne S + 2 S S 2 S Schwefelwasserstoff S-Atom Ar l + l l l hlorwasserstoff l-atom Ar Oktett-Regel (streng gültig für die Elemente der 1. Achterperiode) Methylen Elektronensextett am -Atom: keine abgeschlossene Neon-Elektronenschale hochreaktiv

21 Folie054 Offene Fragen, die mit der einfachen Valenztheorie nicht zu beantworten sind a. Bindungswinkel: O O 104 S S 90 O O O O 180 N N b. Reaktivität: Ethan: wenig reaktiv 109 ; 121 Ethen: -Doppelbindung reaktiv c. magnetische Eigenschaften von molekularem Sauerstoff O 2 : O + O O O O O erwartet wird O=O-Doppelbindung mit abgeschlossenen Valenzschalen (alle Elektronen sind gepaart) diamagnetisch. Experimentell finded man jedoch: Paramagnetismus: Es gibt ungepaarte Elektronen O O (Diradikal-Struktur)

22 Orbital-Modell der kovalenten Bindung Folie055 Lösung der Elektronendichte Knotenfläche + * (MO) Verstärkung der Elektronendichte + 1s Atomorbital (AO) 1s Atomorbital (AO) r - Bindungsabstand Überlappung von AO e Molekülorbital von 2 (MO)

23 Folie056 Orbitaldiagramm von 2 Orbitaldiagramm von e 2 E *-MO E *-MO antibindend 1s-AO 1s-AO 1s-AO nichtbindend -MO -MO bindend E < E *

24 Folie057 2 F F 2 *-MO + F F *-MO 2p z -AO von F 2p z -AO 2p z -AO 1s-AO von -MO -MO

25 Energieschema für den Kohlenstoff 2s 1s 2p Folie058 Promotionsenergie = kcal/mol KJ/mol [1s 2, 2s, 2p 3 ] angeregter Zustand [1s 2, 2s 2, 2p 2 ] 2s 1s Grundzustand 2p 2 E - 4 E - 2 E - = 99 kcal/mol = 415 KJ/mol E = 98 kcal/mol = 410 KJ/mol E 1 cal = Joule 4

26 Folie059 Grundzustand angeregter Zustand Be [1s 2, 2s 2 ] Be [1s 2, 2s, 2p] 0-bindig 2-bindig B [1s 2, 2s 2, 2p] B [1s 2, 2s, 2p 2 ] 1-bindig 3-bindig [1s 2, 2s 2, 2p 2 ] [1s 2, 2s, 2p 3 ] 2-bindig 4-bindig N [1s 2, 2s 2, 2p 3 ] N [1s 2, 2s, 2p 3, 3s] 3-bindig 5-bindig

27 ybridisierung: Misch- bzw. ybridorbitale Folie060 (1) ybridisierung von einem s- und einem p-orbital am selben Atom sp-ybridisierung jedes sp-ybridorbital besteht aus ½ s + ½ p 2 sp-orbitale Beispiel: l Be l 180 Berylliumchlorid (2) ybridisierung von einem s-orbital mit allen drei p-orbitalen sp 3 -ybridisierung 109 Tetraeder-Geometrie jedes sp 3 -ybridorbital besteht aus ¼ s + ¾ p 4 sp 3 -Orbitale 104 keine ideale Tetraedergeometrie, da die Wechselwirkung O N der Orbitale freier Elektronen mit den der Bindungselektronen stärker repulsiv ist. 2 O N 3 107

28 ybridisierung: Misch- bzw. ybridorbitale Folie061 (3) ybridisierung von einem s-orbital mit zwei p-orbitalen sp 2 -ybridisierung p y -Orbital unhybridisiert jedes sp 2 -ybridorbital besteht aus 1 / 3 s + 2 / 3 p 3 sp 2 -Orbitale sp 2 Beispiel: F F B F 120 BF 3 - Bortrifluorid planar

29 Beispiele für Bindungen zwischen ybrid-orbitalen Folie062 Ethan: 2 6 Lewis-Struktur sp 3 sp Bindung 6 ---Bindungen Ethen: 2 4 Lewis-Struktur : Octettregel erfüllt sp 2 sp 2 -Bindungen --Doppelbindung p y -Orbitale unhybridisiert 1 ---Bindung 4 ---Bindungen 1 ---Bindung planar Überlappung -Bindungen ergeben sich durch Überlappung von p-orbitalen, die senkrecht zur Bindungsachse stehen.

30 MO-Diagramm der -Bindung Folie063 Knotenfläche *-Mo antibindend 2p y -AO 2p y -AO -Mo bindend

31 Ethin (Acetylen): 2 2 Lewis-Struktur : Octettregel erfüllt Folie064 sp sp 1 ---Bindung 2 ---Bindungen -Bindungen 2 ---Bindungen 180 Kohlendioxid: O 2 sp O O O O 2 --O-Bindungen 2 --O-Bindungen O O 180 Allen: 3 4 sp 2 sp sp Bindungen 2 ---Bindungen 4 ---Bindungen Newman-Projektion

32 MO-Schema von Sauerstoff O 2 Folie065 O [1s 2, 2s 2, 2p 4 ] -MO (p z ) -MO -MO (p y ) -MO (p z ) -MO -MO y y x x z z -MO (p y ) -MO (p x ) -MO -MO (p z ) O 2 ist ein Diradikal (zwei ungepaarte Elektronen mit parallelen Spin) -MO