Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 5: )

Transkript

1 Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 5: )

2 Kovalente Bindung Atome können sich Valenzelektronen unter Ausbildung von Bindungen auch teilen. 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

3 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 Wasser -Atom Ne, -Atome e F + F F F Fluorwasserstoff F-Atom Ne, -Atom e Nur die Elektronen der äußersten Schale (Valenzelektronen) werden berücksichtigt. Jeder Valenzstrich symbolisiert ein Elektronenpaar. Lewis-Strukturen.

4 Moleküle mit Mehrfachbindungen.. Molekularer Stickstoff N 2 N... : :.. +. Ṇ. N. : N : N N.... Molekularer Sauerstoff 2 : + : Ọ : : Kohlendioxid C 2 Ọ : (Diese Formel ist falsch!) + + : Ọ.... : C :. Ọ : : :. Ọ.. C:. C Ethin C 2 2 C: C.... :. +. C:. : C. C C

5 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 104 c. dreidimensionale Struktur S S 90 C C 180 N Warum ist Methan C 4 nicht planar sondern tetraedrisch? Warum ist Ethen C 2 4 planar und nicht verdrillt? C C N 107 C C C 109 C

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

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

8 rbitaldiagramme von Molekülen Molekularer Wasserstoff 2 (stabil) und dimeres elium e 2 (instabil) E antibindend 2 Elektronen 4 Elektronen stabil instabil bindend 2 e 2 In Molekülen befinden sich die Elektronen in Molekülorbitalen (Ms). Ms können aus As konstruiert werden. Ms können bindend, nichtbindend oder antibindend sein.

9 rbital-modell der kovalenten Bindung Löschung der Elektronendichte Knotenfläche + Verstärkung der Elektronendichte σ* (M) + 1s Atomorbital (A) 1s Atomorbital (A) r - Bindungsabstand Überlappung von As σ Molekülorbital von 2 (M) Das Wasserstoff-Molekül 2

10 rbitaldiagramme von Molekülen Fluor F 2 Fluorwasserstoff -F 2 F F 2 σ*-m + F F σ*-m 2p z -A von F 2p z -A 2p z -A 1s-A von σ-m σ-m

11 M-Diagramm der π-bindung E π -M antibindend 2p y -A 2p y -A π-m bindend Eine Doppelbindung besteht aus einer σ- und einer π-bindung. Eine Dreifachbindung besteht aus einer σ- und zwei π-bindungen.

12 M-Schema von molekularem Sauerstoff 2 -Atom 2 -Molekül * σ p -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 1Δ 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 2 ist ein Diradikal mit einem Triplett-Grundzustand. Es besitzt zwei ungepaarte Elektronen mit parallelen Spin. Singulett- 2 ist hochreaktiv.

13 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. Dies tritt immer bei Bindungen zwischen Atomen mit stark unterschiedlicher Elektronegativität auf. 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.

14 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

15 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

16 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 negative 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.

17 5.) Wasserstoffbrücken Dipol Sonderfälle der chemischen Bindung 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 Zwischenmolekulare Kräfte: auptsächlich Dipol-Dipol-Wechselwirkung δ - δ +

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

19 -Brücken in Protein-Strukturen α-elix, z. B. aar, Wolle β-faltblatt, Faltblattstruktur, z. B. Seide z.b. Seide