Grundpraktikum für Biologen 2016

Transkript

1 Grundpraktikum für Biologen

2 Übersicht # 2

3 Kovalente Bindung Freies Elektronenpaar Einzelnes Elektron Oktett erfüllt Einzelne Chloratome haben einen Elektronenmangel Reaktion zu Cl 2 erfüllt das Oktett => Triebkraft der Reaktion # 3

4 Die Oktettregel Atome haben maximal 8 Valenzelektronen bzw. 4 Elektronenpaare Anstreben der Edelgaskonfiguration => Größte Stabilität Alle Atome haben 8 Elektronen Oktettregel erfüllt # 4

5 Die Oktettregel - + Oktett-Überschreitung am Phosphor All-Oktett-Struktur (Alle Atome haben 8 Elektronen) # 5

6 Lewis-Strukturen Schwefelsäure Salpetersäure Ozon Wasser Kohlenstoffdioxid Essigsäure Weitere Beispiele: # 6 Schreibweise/Lewis-Schreibweise.html

7 VSEPR-Modell valence shell electron pair repulsion Name Lewis Struktur Oxidationsstufe (Chlor) Chlorwasserstoff Linear -1 Chlorgas Linear 0 Hypochlorsäure Gewinkelt +1 Chlorige Säure Gewinkelt +3 Chlorsäure Pseudo-Tetraeder +5 Perchlorsäure Tetraeder +7 # 7

8 VSEPR-Modell valence shell electron pair repulsion Molekültypen Beispiel Struktur H 2 linear CO 2 linear NO 3 trigonal planar CH 4 tetraedrisch Weitere Infos: # 8

9 Polare Bindung Elektronegativitätsunterschied hat Einfluss auf Polarität der Bindung Beispiel CO 2 : Kohlenstoffdioxid: EN = 2.55 Sauerstoff: EN = 3.44 => ΔEN = 0.89 # 9

10 Polare Bindungen Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) entscheidet über Bindungsart: Faustregel: ΔEN = 0 unpolare, kovalente Bindung z.b. O 2 ΔEN < 1.7 polare, kovalente Bindung z.b. CO 2 ΔEN > 1.7 Ionenbindung z.b. NaCl # 10

11 Ionische Bindung ΔEN > 1.7 bedeutet stark polare Bindung Elektrostatische Anziehung geladener Ionen Triebkraft ist die Salzbildung Beispiel: Reaktion von Natrium mit Chlor Na(g) + Cl(g) Na + (g) + Cl (g) # 11

12 Ionische Bindung Na(g) + Cl(g) Na + (g) + Cl (g) Oxidation: Reduktion: Na(g) Na + (g) + e Cl 2 (g) + 2e 2Cl (g) Positiv und negativ geladene Ionen werden durch starke Coulomb-Kräfte zusammengehalten => Bildung von Ionenkristallen # 12

13 Video # 13

14 Video # 14

15 Ionische Bindung Gitterenergie in kj/mol ist die Energie, die benötigt wird um 1Mol eines Stoffes in seine Bestandteile zu zerlegen. # 15

16 Ionische Bindung # 16

17 Ionische Bindung Eigenschaften von Ionischen Verbindungen (Salzen): - Meist Feststoffe bei RT - Hoher Siedepunkt - Löslich in polaren Lösungsmitteln (Wasser) - In organischen Lösungsmitteln meist wenig löslich - Bilden Kristallgitter # 17

18 Wasserstoffbrückenbindungen Starke Polarisierung des Wasserstoffatoms führt zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen Kann auftreten zwischen Wasserstoff (H) und Stickstoff (N), Sauerstoff (O), Fluor (F) und Chlor (Cl) # 18

19 Wasserstoffbrückenbindungen H-Brückenbindungen sind für Oberflächenspannung, Viskosität, Siedepunkts Erhöhung des Wassers verantwortlich => Anomalie des Wassers # 19

20 Metallbindung Im Metall sind Valenzelektronen sehr schwach gebunden Valenzelektronen sind nahezu freibeweglich # 20

21 Metallbindung # 21

22 Metallbindung Quasifreie Elektronen sind verantwortlich für makroskopische Eigenschaften von Metallen: - Elektrische Leitfähigkeit - Metallischer Glanz - Duktilität (Schmiedbarkeit/Verformbarkeit) - Hohe Wärmeleitfähigkeit # 22

23 Orbitaltheorie # 23

24 Orbitaltheorie Element: Wasserstoff Helium Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon (B) (F) (Ne) (He) (Li) (N) (Be) (O) (C) (H) # 24

25 Hybridisierung sp 3 -Hybridisierung Beispiel: Kohlenstoff Vier Hybridorbitale im Raum: tetraedrisch # 25

26 Hybridisierung sp 3 -hybridisierter Zustand # 26

27 Hybridisierung sp 3 -Hybridisierung Methan Ethan sp 2 -Hybridisierung Ethen sp-hybridisierung Ethin # 27