Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde

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Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde:
Bindungen in Metallen, Elektronengasmodell, Grenzen / Übergänge zwischen
einzelnen Bindungsarten
Koordinationsverbindungen / Komplexverbindungen, Liganden, Zentralatom,
Koordinationszahl, einzähnige/mehrzähnige Liganden, Nomenklatur (Namen
von Komplexverbindungen), 18-Elektronenregel
Thema heute: Wasserstoffbrückenbindungen, Stöchiometrieregeln
Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling
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Einige wichtige Begriffe in der Chemie und deren Definition
Mol
Ein Mol ist die Stoffmenge, die genauso viele Teilchen (Atome, Moleküle etc.) enthält, die
in 12 g des Kohlenstoffisotops 12C enthalten sind. Das sind 6,02214·1023 Teilchen
(Avogadro-Zahl).
Oxidationszahl (elektrochemische Wertigkeit)
Bezeichnet die Ladung eines Atoms im Molekül unter der Annahme, daß das Molekül
nur aus Ionen aufgebaut ist.
1. Elemente haben die Oxidationszahl Null.
2. Die Oxidationszahl einatomiger Ionen entspricht ihrer Ladung. Fluor hat als
elektronegativstes Element in seinen Verb. die Oxidationszahl –I. Metalle besitzen
meist positive Oxidationszahlen.
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3. Wasserstoff hat in seinen Verb. die Oxidationszahl +I oder –I
4. Sauerstoff hat in seinen Verbindungen meistens die Oxidationszahl –II. In
Peroxoverbindungen – I.
5. Die maximale (positive) Oxidationszahl aller Elemente entspricht ihrer Stellung im
PSE, d.h. ihrer Gruppen-Nr. bzw. ihrer Elektronenkonfiguration. Mögliche Werte: + I
bis + VIII.
6. Die minimale (negative) Oxidationszahl aller Elemente entspricht ebenfalls ihrer
Stellung im PSE, d.h. ihrer Elektronenkonfiguration oder der Zahl der zu eine
„Achterschale“ fehlenden Elektronen. Mögliche Werte: – IV bis – I.
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Chemische Bindungen in Biomolekülen
In biologischen Systemen finden sich sehr viele „Moleküle“ wie z.B. Aminosäuren,
Proteine, Basen, etc. mit kovalenten Atombindungen.
Beispiel: Guanin-Einheit der DNA:
OH
Kovalente Bindungen
H
N
N
OH
-O PH
O
NH
N
H
NH2
O
O-
H
H
OH
H
H
H
Solche Biomoleküle sind zu größeren Einheiten verknüpft, die im Raum eine ganz
spezifische Gestalt (z.B. Primär-, Sekundär-, Tertiärstruktur in Proteinen)
annehmen. Diese Gestalt ist für die Funktion, die jedes Biomolekül in einem
Lebewesen erfüllen soll, extrem wichtig und basiert letztendlich auf den
chemischen Bindungen.
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Die Wasserstoff-Brückenbindung
Ein Wasserstoffatom in einer polaren Bindung (H-F, H-O, HN) kann attraktive Wechselwirkungen zu einem Atom eines
benachbarten Molekül erfahren, wenn dieses über ein freies
Elektronenpaar verfügt (gewöhnlich ein N, O oder F Atom).
Die Bindung eines H-Atoms zu einem N-, O- oder F-Atom ist
meistens sehr polar!
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Die Wasserstoffbrückenbindung zwischen =NH–Gruppen und
Carbonylgruppen (den Sauerstoffatomen) (C=0) in Amidkristallen ist 2.85 3.00 Å, und dere O−H Abstand 1.85-2.00 Å lang.
In Proteinen und Nucleinsäuren sind viele Atomgruppen, die
Wasserstoffbrücken ausbilden können, so z.B. Lysin, Arginin, Histidin oder
Glutaminsäure
Bei den Nucleinsäuren sind Wasserstoffbrückenbindungen sehr wichtig, da
sie nicht nur die Strukturen der DNA und RNA bestimmen, sondern auch für
die molekulare Erkennung und damit für die Zellreproduktion (Fortpflanzung).
Guanin und Cytosin
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Die Eigenschaften von Wasser werden maßgeblich durch
Wasserstoffbrückenbindungen bestimmt.
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Wasserstoff-Brückenbindung
Wasserstoffbrücken erhöhen:
Schmelztemperatur, Siedetemperatur, Verdampfungsenthalpie, Dipolmoment, elektrische
Feldkonstante, Viskosität.
Wasserstoffbrücken führen zu typischen
Ketten-, Schicht- und Raumnetzstrukturen
Beispiele:
HF kristallin - Zickzackketten
linear unsymmetrische Wasserstoffbrücken
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HF im Gaszustand
Vorwiegend (HF)6-Ringe
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Wasserstoffbrücken
führen zu typischen Ketten-, Schicht- und Raumnetzstrukturen
Beispiele:
Schichtstruktur der Borsäure
H3BO3
B(OH)3 bzw.
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Raumnetzstruktur von Eis 1
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Im Eis-I liegen über H-Brücken verknüpfte H2O-Moleküle vor, die eine weitmaschige, von Hohlräumen durchsetzte Kristallstruktur bilden Dichteanomalie:
Eis-I: β-Tridymit-Struktur, dO-O: 2.76 Å, Winkel (O-O-O): 109.5o
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