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Die bisherigen Beispiele von
Bindungstypen - ionisch, kovalent, metallisch - beschrieben immer recht
starke Bindungen. |
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Will man die entsprechenden Moleküle oder
Festkörper wieder in ihre Atome zerlegen, muß man - soweit wissen
wir Bescheid - in der Regel beträchtliche Energien aufwenden. Macht man
das durch Wärmezufuhr, brauchen wir
Temperaturen von mehreren hundert wenn nicht gar tausend Grad Celsius. |
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Die unmittelbare menschliche
Erfahrung, das Leben an sich, beruht aber auf schwachen Bindungen, die schon bei ungefähr
Raumtemperatur aufgehen können. |
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Nur dann haben wir die Möglichkeit,
nützliche Stoffe aus irgendwelchen Ausgangsprodukten zu synthetisieren
ohne dabei zu verbrennen. In anderen Worten: Wir können atmen, uns
bewegen, verdauen, lieben, denken: Leben ist möglich. |
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Dazu gehört auch noch, daß
es viele, für Lebewesen oft extrem nützliche Substanzen gibt, die
Schmelzpunkte weit unterhalb der Raumtemperatur haben und damit erst Leben
ermöglichen: O2, N2,
H2O usw. |
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Es muß also noch Bindungstypen
geben, die wir bisher nicht behandelt haben. Wir können fragen: Welche
Kräfte zwischen Atomen und Molekülen führen dazu, daß sich
z. B. die folgenden festen Substanzen bilden können? |
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Edelgas-Kristalle (gibt es für alle Edelgase
außer He bei sehr tiefen Temperaturen). Eigentlich haben die
Edelgase überhaupt keinen Grund, Bindungskräfte zu entwickeln - sie
müßten auch noch bei sehr tiefen Temperaturen gasförmig
sein. |
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Eis
(gefrorenes Wasser). Was führt zu Kräften zwischen den
H2O - Molekülen? |
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DNS. Was
hält die beiden Spiralen der Doppelhelix zusammen - aber nur so stark,
daß die Bindungen wie in einem Reißverschluß bei der
Zellteilung leicht zu öffnen sind. |
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Die entsprechenden Bindungsarten - es
gibt mehrere davon - heißen allgemein Sekundärbindungen weil sie in der
Regel (nicht beim Edelgaskristall) zwischen Molekülen wirken, die durch
starke Primärbindungen
zusammengehalten werden. . |
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Sie sind aus biologischer Sicht alles andere als
sekundär: Sie ermöglichen erst die Biologie. |
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Eine der beiden wichtigsten Sekundärbindungen
heißt nach ihrem "Entdecker" van der Waals Bindung. Die van der Waals Bindung kommt
von den anziehenden Kräften zwischen günstig orientierten elektrischen Dipolen. Zwei Fälle müssen
unterschieden werden. |
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1. Betrachten wir Moleküle, die von Haus aus
Dipolcharakter haben, d.h. in denen die Ladungsschwerpunkte der beteiligten
Atome nicht aufeinander liegen - siehe das Beipiel im
Link - wird es bei
entsprechender Orientierung ein anziehendes Potential geben, das mit
1/r 6 abfällt. |
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2. Aber auch Atome oder Moleküle, die von Haus aus
kein Dipolmoment haben - z.B. Edelgasatome - haben nur im zeitlichen Mittel keinen Dipolcharakter. Momentan jedoch, werden die Elektronen nicht
kugelsymmtrisch verteilt sein, sondern ihr Ladungsschwerpunkt wird um die
Kernposition herum fluktuieren. |
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Und ein solcher momentaner
Dipol kann ein benachbartes Atom etwas polarisieren - d.h. ein kleines Dipolmoment
induzieren. Im Endeffekt entwickelt sich eine sehr schwache anziehende Kraft
zwischen die den induzierten Dipolen, die
wiederum mit 1/r 6 abfällt. |
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Beide Mögllichkeiten sind hier schematisch
gezeigt: |
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Zwei elektrische
Dipole und die einzelnen abstoßenden
und anziehenden Kräfte.
Bei der gezeigten Orientierung überwiegen die anziehenden Kräfte.
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Das momentan
polarisierte Atom 1 (der negative Ladungsschwerpunkt der (grünen)
Elektronenwolke liegt neben dem pos. Ladungsschwerpunkt des Atomkerns) ruft in
dem benachbarten Atom 2 durch Induktion eine entgegengesetze
Polarisation hervor.
Es resultiert eine schwache anziehende Kraft. |
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Es bleibt noch die sogenannte Wasserstoffbrückenbindung zu
besprechen. Sie sorgt nicht nur in vielen biologischen Molekülen für
den Zusammenhalt zwischen Teilbereichen, sondern ist insbesondere für die
Bildung von Eis (= gefrorenes H2O) verantwortlich. |
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Am einfachsten stellt man sich die Wasserstoffbrückenbindung als eine Unterart der
Ionenbindung vor. Obwohl der Wasserstoff normalerweise kovalente Bindungen
eingeht - siehe die Beispiele im Link - wird er im Gespann mit extrem
elektronegativen Atomen -
z.B. F, O und N - seines einzigen Elektrons mehr oder
weniger beraubt; es wechselt weitgehend zum elektronegativeren Element. |
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Im Extremfall eines möglichen
Gedankenexperiments läge dann eine Ionenbindung vor, bei der der positiv
geladene Partner - nämlich das nur noch aus dem sehr kleinen Kern
bestehende Wasserstoffion - zwei der riesigen negativen Ionen binden kann. |
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Wir erhalten folgende Schemazeichnung |
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| Ein
extrem kleines H+ - Ion mit zwei angelagerten
F– - Ionen |
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Klar ist, daß das
H+ - Ion allenfalls zwei
der Riesen binden kann; für ein drittes F– oder
auch O– - Ion ist kein Platz mehr. |
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Der Extremfall der totalen Ionisierung des
Wasserstoffs wird zwar in der Realität nicht vorkommen; es reicht aber
auch eine nicht 100%-ige Verschiebung des Wasserstoffelektrons um die
Effekte der Wasserstoffbrückenbindung zu erhalten. |
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Überall, wo Wasserstoff an F,
O oder N hängt, gibt es damit noch die Möglichkeit,
eine relativ schwache Bindung auf der anderen Seite des H - Atoms
einzugehen - es bildet sich eine "Wasserstoffbrücke". |
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Dabei ist die Geometrie der Bindungen durch die
Form der Moleküle vorgegeben. In biologischen Substanzen sind es oft
Wasserstoffbrücken, die den langen Eiweißketten ihre typische
Knäuelform geben, denn die Stellen in der Kette, an denen
Wasserstoffbrücken gebildet werden können, müssen durch richtige
Faltung aufeinandertreffen. |
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Auch das gewöhnlich Eis, das jeden Winter
die Umsätze der Autoreparaturwerkstätten nach oben treibt, verdankt
seine Kristallstruktur der Wasserstoffbrückenbindung. Die Moleküle
des Wassers in ihrer typischen Gestalt passen nur in ganz spezifischer Weise
aneinander; sie formen einen Kristall. |
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| Fragebogen |
| Multiple Choice Fragen zu
2.2.4, 2.2.5, folgende |
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© H. Föll (MaWi 1 Skript)
