Materie ?
• Materie beansprucht Raum und besitzt eine Masse
• Materie besteht aus unterschiedlichen Stoffen
Ein chemisches Element kann chemisch nicht weiter zerlegt werden
→ umfasst alle Atome mit gleichem chemischen Verhalten
Materie besteht aus chemischen Elementen , die in reiner
Form oder in Form chemischer Verbindungen vorkommen
Atome ?
• Kleinste Teilchen eines Elements
• Chemisch nicht weiter teilbar
• Atome werden bei chemischen Reaktionen verbunden oder getrennt
• Durch Verknüpfung ” mit Atomen anderer Elemente entstehen chemische Verbindungen
Subatomare Teilchen , die für das Verständnis der
Chemie bedeutsam sind ?
– Protonen (positive Ladung)
– Neutronen (keine elektrische Ladung)
– Elektronen (negative Ladung)
Masse von Protonen und Neuronen ?
1,67 x 10 24 Gramm (g)
∼ 1 u bzw. 1 Dalton (Da)
Masse von Elektronen ?
9,10938 x 10 28 Gramm (g)
∼ 0.00055 Dalton (Da)
Massezahl und Ordnungszahl der Elemente:
Ordnungszahl Z ?
Massenzahl A ?
Atommasse ?
= Anzahl der Protonen im Kern
= Summe der Protonen und Neuronen
= Massenzahl
Isotope ?
radioaktive Isotope:
sich in ihrer Masse unterscheidende Atome ein und desselben Elements
zerfallen spontan und setzen dabei subatomare Teilchen und Energie frei
Potenzielle Energie eines Elektrons:
• Energie ist definiert als die Fähigkeit , Arbeit zu verrichten
• Potenzielle Energie Lageenergie ) ist jene Energie , die
Materie aufgrund ihrer Lage im Raum oder als Folge ihrer
Struktur besitzt
• Die Elektronen eines Atoms können unterschiedliche
potenzielle Energien besitzen
• Elektronen besetzen in Atomen festgelegte Energieniveaus
entspricht Entfernung vom Atomkern
→ Elektronen sind in unterschiedlichen Elektronenschalen
angeordnet
Elektronenverteilung:
• Das chemische Verhalten eines Atoms wird von der
Verteilung der Elektronen in seinen Elektronenschalen
Elektronenkonfigurationen ) bestimmt
• Das Periodensystem der Elemente zeigt die Anordnung
der Elemente entsprechend ihrer Ordnungszahl , und
damit entsprechend ihrer Elektronen
• Die Periode gibt die Zahl der Elektronenschalen
Hauptenergieniveaus ) wieder
• Die Schalen werden von links nach rechts aufgefüllt neu
hinzukommende Elektronen besetzen verfügbare Zustän
de mit den niedrigsten Energieniveaus
Wechselwirkungen zwischen Atomen:
• Atome mit unvollständig besetzten Valenzschalen
können mit anderen Atomen ungepaarte )
Valenzelektronen teilen oder austauschen , so dass ihre
Valenzschalen komplettiert werden
Edelgaskonfiguration )
• Durch diese Wechselwirkungen kommt es zu
Anziehungskräften chemische Bindungen ) zwischen
den Atomen , die dadurch zusammengehalten werden
• Stärkste Formen der chemischen Bindungen sind
Kovalenzbindungen und Ionenbindungen
Kovalente Bindungen:
• Gemeinschaftliche Nutzung ” mindestens eines
Valenzelektronenpaares durch zwei Atome bindendes
Elektronenpaar)
• Eine der stärksten Form chemischer Bindungen
• Bindungspartner : v.a. zwischen Nichtmetallen
• Zwei oder mehr Atome , die durch kovalente Bindungen
zusammengehalten werden bezeichnet man als
Molekül
• Bindigkeit : Zahl der zum Erreichen einer vollständig
gefüllten Valenzschale erforderlichen Elektronen
Ausbildung einer Kovalenten Bindung:
Polare und unpolare Kovalenzbindungen:
Elektronegativität: (ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung die Elektronen in den Bereich des Atomkerns zu ziehen)
Kovalenzbindung:
unpolar (zwischen Atomen mit geringem Unterschied in ihrer EN)
polar (zwischen Atomen mit hohem Unterschied in ihrer EN)
Ionenbindungen (elektrostatische Bindungen):
• Großer Unterschied in der Elektronenanziehung
=> elektronegativeres Atom zieht Elektron(en) vollständig von seinem Reaktionspartner ab
• Ion : Atom oder Molekül mit ein oder mehreren Nettoladungen
•Kation: positiv geladenes Ion Anion : negativ geladenes Ion
• Aus Ionen aufgebaute chemische Verbindungen bezeichnet man als Salze i.d.R . kristalliner Feststoff
Wasserstoffbrückenbindungen:
• Ein Wasserstoffatom , das kovalent an ein elektro negativeres Atom gebunden ist hat eine positive Partialladung δ +)+), der Bindungspartner hat eine negative Partialladung δ --) → Dipol
•Elektrostatischen Kräfte zwischen Dipolen
=> Ausrichtung und gegenseitigen Anziehung der Dipole
→ Wasserstoffbrücke
• Schwache chemische Bindung
• In Biomolekülen sind die elektronegativeren Atome meist Sauerstoff oder Stickstoffatome
Hydrophobe Wechselwirkungen:
• Keine chemische Bindung im eigentlichen Sinn
→ Hydrophober Effekt basierend auf polaren Wechselwirkungen
• Vermeidung von thermodynamisch ungünstigen Interaktionen von unpolaren Molekülen in einem polaren Medium
• Treibende Kraft bei der Bildung von Lipidmembranen, beitragende Kraft zur Stabilisierung von Proteinen
• Kurze Reichweite , ortsunspezifisch
Van der Waals Kräfte:
• Bewegung von Elektronen in Molekülen
=> ständig wechselnde Ladungsverteilung
• Van der Waals Bindung : elektrische Anziehung zwischen temporären Dipolen
• Schwache Kräfte , geringe Reichweite
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