Chemie für Biologen SS Georg Jansen AG Theoretische Organische Chemie Universität Duisburg Essen. (Teil 3: Kovalente Bindungen)

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1 Chemie für Biologen SS 2007 Georg Jansen AG Theoretische rganische Chemie Universität Duisburg Essen (Teil 3: Kovalente Bindungen)

2 (3) Kovalente Bindung Atome können sich Valenzelektronen unter Ausbildung von Bindungen auch teilen. Elektronenpaar Bindung + m o le k u la re r W a s s e rs t o ff 2 Triebkraft der Bindungsbildung ist das Erreichen der Edelgaskonfiguration. jedes Atom im 2 Molekül besitzt zwei Valenzelektronen e E + BE r Bindungsabstand BDE Bindungsdissoziationsenergie B D E = 4 36 kj/m ol Bindungsenergie BE r 74 pm r

3 Beispiele für kovalente Bindungen, Valenzstrichformeln C C + 4 C E le ktro nen kon figu r atio n de s C A to m s im M eth an N N F + F N F C 4 M eth an N e, der A t om e im M et han e N 3 A m m o nia k N A tom Ne, A t om e e 2 W as se r A to m Ne, A t om e e F F lu o rw ass erst off F A tom Ne, A t om e Nur die Elektronen der äußersten Schale (Valenzelektronen) werden berücksichtigt. Jeder Valenzstrich symbolisiert ein Elektronenpaar. Lewis Strukturen.

4 Moleküle mit Mehrfachbindungen

5 ktett Regel Jedes Atom des Moleküls besitzt in seiner äußersten Elektronenschale ein Elektronen ktett, also eine abgeschlossene Neon Elektronenschale. Die ktett Regel gilt, streng genommen, nur für die 1. Achterperiode der Elemente. Elektronensextett am C Atom: das Teilchen ist instabil

6 Fragen, auf die die einfache Valenztheorie keine Antwort gibt a. Einfach und Mehrfachbindungen Wie unterscheiden sich Einfach, Doppel und Dreifachbindungen? C2 Warum gibt es keine Vierfachbindung? b. Bindungswinkel S 104 C::::C ist unbekannt. C N S c. dreidimensionale Struktur 90 C 180 N C 107 Warum ist Methan C4 nicht planar sondern tetraedrisch? Warum ist Ethen C24 planar und nicht verdrillt? C C C 109 C C

7 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. (D iradikal S tru ktur ) Auch diese Formel ist falsch. 2 besitzt eine Doppelbindung

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

9 rbitaldiagramme von Molekülen Molekularer Wasserstoff 2 (stabil) und dimeres elium e2 (instabil) E antibindend 2 Elektronen stabil 4 Elektronen instabil bindend 2 e2 In Molekülen befinden sich die Elektronen in Molekülorbitalen (Ms). Ms können aus As konstruiert werden. Ms können bindend, nichtbindend oder antibindend sein.

10 rbitaldiagramme von Molekülen Fluor F2 2F Fluorwasserstoff F F2 + F σ* M F σ* M 2pz A von F 2pz A 2pz A σ M 1s A von σ M

11 M Diagramm der π Bindung E π M antibindend 2py A 2py 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 2 ist ein Diradikal mit einem Triplett Grundzustand. Es besitzt zwei ungepaarte Elektronen mit parallelen Spin. Singulett 2 ist hochreaktiv.

13 Molekülorbitale des Methans C4 z 2 1 y x 3 4 a1 t2 x t 2y t 2z C

14 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. A B oder δ+ δ A B δ+ δ Beispiele: F δ+ δ Cl δ+ δ+ δ Diese Moleküle besitzen eine unsymmetrische Ladungsverteilung und ein elektrisches Dipolmoment.

15 Sonderfälle der chemischen Bindung 2.) Koordinative Bindung Kovalente Bindung, in der ein Partner beide Elektronen liefert.

16 Sonderfälle der chemischen Bindung 3.) Komplexverbindungen Koordinative Bindung in Metall Komplexen. Viele sind biologisch wichtig, z. B. Chlorophyll (Mg), ämoglobin (Fe), Vitamin B12 (Co). Zentralatom Cu :N3 Ammoniak 2+ N3 3N Cu N3 Ligand N3 oder [Cu(N3)4]2+ Kupfertetrammin Komplex

17 Sonderfälle der chemischen Bindung 4.) Mesomerie Für bestimmte Moleküle und Ionen kann man verschiedene Formeln angeben. Die tatsächliche Struktur entspricht dem Mittelwert. Carbonat Ion: C32 (Dianion der Kohlensäure) C C C Nitrat Ion: N3 (Anion der Salpetersäure) N N N Acetat Anion: C3C2 (Anion der Essigsäure) 3C C 3C C Alle drei C bzw. N Bindungen sind gleich lang. Die negative Ladung ist gleichmäßig verteilt. Beide C Bindungen sind gleich lang und gleich stark.

18 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 C2, Kohlenhydraten) und Amino Gruppen (in Aminen, Aminosäuren und Nucleinsäuren: R N2 u.a.). Dipol + δ δ+ + Dipol Zwischenmolekulare Kräfte: auptsächlich Dipol Dipol Wechselwirkung

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

20 Brücken in Protein Strukturen α elix, z. B. aar, Wolle Faltblattstruktur, z.b. Seide β Faltblatt, z. B. Seide