Strukturen und molekulare Kräfte

Präsentation zum Thema: "Strukturen und molekulare Kräfte"—  Präsentation transkript:

1 Strukturen und molekulare Kräfte
Begriff des Atomes Bindungen (kovalent, ionisch, metallisch) Ionisierung pH-Wert Gasdruck, kinetische Energie von Molekülen Freiheitsgrade Boltzmannverteilung Einführung in die statistische Thermodynamik 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

2 Zur Erinnerung: Übungsgruppen - Termine
Es sind 2 Übungsgruppen vorgesehen Die Übungsgruppenleiter sind - Denitsa Alamanova - Nadine Schneider Gruppe 1: Mittwochs 11:15 – 12:45 Geb. E1 1 Seminarraum UG Gruppe 2: Mittwochs 13:15 – 14:45 Ort und Zeit wegen Probleme mit geeignetem Raum noch abzuklären. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

3 Computational Chemistry
Der Begriff des Atoms Begriff des Atomes: Das kleinste „unteilbare“ Teilchen Proton 1.67∙10-24 g Elektron 9.11∙10-28 g Durchmesser: ca. 2-5 Å = pm Neutron 1.67∙10-24 g Atomkern (nucleus, core) Größenverhältnisse: Kern hätte einen Durchmesser von 60m Bildquelle: Wikipedia 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

4 Computational Chemistry
Atome und Elemente Unterschiedliche Anzahl Protonen: Elemente Anzahl der Protonen = Ordnungszahl Edelgase: Abgeschlossene Schalen Innere- und Valenzelektronen 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

5 Computational Chemistry
Isotope Gleiche Anzahl Protonen aber unterschiedliche Anzahl Neutronen: Isotope Isotop Kernspin natürliche Häufigkeit [%] 1H ½ 2H 12C kein 13C ½ 14C kein <10-9 Halbwertszeit: 5730 Jahre 14N 15N ½ Isotopenverteilung wichtig für → Kernresonanzspektroskopie → Massenspektroskopie 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

6 Das Periodensystem der Elemente
Elemente der ... Hauptgruppen Hauptgruppen Nebengruppen ionisch metallisch oder ionisch Übergangsmetalle kovalent ionisch Edelgase Verbindungen dieser Elemente sind überwiegend 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

7 Computational Chemistry
Ionen (I) Der Aufbau von Verbindungen aus Atomen legt nahe, daß es (starke) Kräfte zwischen den Atomen gibt. Von den aus der klassischen Physik bekannten Anziehungskräften (Gravitation, Elektrizität und Magnetismus) kommt eigentlich nur die elektrostatische Anziehung in Frage, alle anderen Kräfte sind zu schwach. Die Wechselwirkung zwischen geladen Teilchen läßt sich durch das Coulombsche Gesetz ausdrücken. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

8 Computational Chemistry
Ionen (II) Beweise für die Existenz von Ionen und ionischen Verbindungen: Kristallgitter Elektrolyse Ionen leiten den Strom, egal ob in einer Lösung oder in der Schmelze 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

9 Computational Chemistry
Ionisierung (I) Wenn Moleküle aus geladenen Teilchen bestehen, warum leiten dann nicht alle Verbindungen den elektrischen Strom ? Warum lösen sich Salze überhaupt im Wasser obwohl ihr Schmelzpunkt so hoch ist (NaCl bei 800°C) ? Im Wasser werden Ionen durch die polaren Wassermoleküle solvatisiert. Bei einem löslichen Salz ist diese Lösungsenergie größer als die Gitterenergie die die Ionen zusammenhält. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

10 Computational Chemistry
Ionisierung (II) Säuren und Basen sind Verwandte der Salze. Auch sie können in polaren Lösungsmitteln (Wasser) in Ionen zerfallen. Starke Säuren (HCl) und starke Basen (NaOH) dissoziieren vollstängig im Wasser, schwache Säuren (Essigsäure) und schwache Basen (Imidazol) unvollständig. Zwischen undissoziierter Form und dissoziierter Form stellt sich ein Gleichgewicht ein. Die zugehörige Gleichgewichtskonstante (Dissoziationskonstante) ergibt sich zu Die Konzentration des Wassers selbst bleibt praktisch unverändert. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

11 Computational Chemistry
Ionisierung (III) Dissoziationskonstanten und pKa-Werte für einige Säuren Säure Dissoziations- pKa konstante (= -lg Ka) HCl > <-8 H3PO ∙ HF ∙ HAc ∙ H2PO ∙ CO ∙ NH ∙ H2PO ∙ 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

12 Der pH-Wert und Titration (I)
Die Dissoziation einer Säure in Wasser erzeugt H3O+ Ionen. Deren Konzentration wird durch den pH-Wert ausgedrückt (= -lg [H3O+]) Was passiert nun, wenn wir zu einer Essigsäurelösung (HAc) nach und nach eine Base (NaOH) zugeben ? Am Umschlagpunkt der Titrationskurve ist die Menge an zugegebener NaOH = der Menge an ursprünglich vorhander HAc 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

13 Der pH-Wert und Titration (II)
Der Umschlagspunkt der Titration von Essigsäure mit NaOH liegt nicht bei pH=7. Warum ? Am Umschlagspunkt haben wir es mit einer Lösung von Natriumacetat (Na+ und Ac-) zu tun. Salze einer starken Base und einer schwachen Säure ergeben eine saure Lösung. Die Umsetzung einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) ergibt eine neutrale Lösung (NaCl) pH = 7. Für jede Titration müssen wir also überlegen, bei welchem pH-Wert der Umschlagspunkt liegen wird. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

14 Aminosäuren in Wasser (I)
typische pKa-Werte von Aminosäurenseitenketten (dargestellt in ihrer protonierten Form als Säure) 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

15 Aminosäuren in Wasser (II)
typische pKa-Werte von Aminosäurenseitenketten (dargestellt in ihrer protonierten Form als Säure) Diese pKa-Werte wurden für einzelne Aminosäuren in Lösung bestimmt (bulk properties). Im Protein kann sich der Wert je nach Umgebung ändern. Trotz des hohen pKa-Wertes tauschen auch die –OH Gruppen ihre Wasserstoffe mit denen des Wasser aus ! 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

16 Kovalente Bindungen (I)
Wir haben bemerkt, daß manche Atome ihre Valenzelektronen abgeben, und andere Elektronen aufnehmen, um die nächstliegende Edelgas-konfiguration anzunehmen (Ionen). Alternativ können sich Atome die gegenseitigen Valenzelektronen teilen und so die Edelgaskonfiguration erreichen (Oktettregel). In diesem Falle reden wir von kovalenten Bindungen 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

17 Kovalente Bindungen (II)
Während Ionen entweder starr auf ihren Gitterplätzen sitzen oder in Lösung durch Dissoziation vollständig voneinander getrennt sind, sind kovalente Bindungen nicht starr. Kovalente Bindung als anharmonischer Oszillator. Experimenteller Beweis: Infrarot-Spektroskopie 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

18 Bindungsabstände und Bindungsdissoziationsenergien (I)
Bindung Abstand [Å] Do [kJ/mol] (homolytische Spaltung) H–H C–H 1.09 ± ± 7 C–C C=C * 602 ± 21 *aromatische Bindung C≡C C–N C=N C≡N C–O C=O C–Si C–P C–S C=S ± 21 länger länger, schwächer Verändert aus: J.E.Huheey Inorganic Chemistry, Wiley. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

19 Bindungsabstände und Bindungsdissoziationsenergien (II)
Bindung Abstand [Å] Do [kJ/mol] C–F C–Cl C–Br C–I C–H O–H N–H ± 8 S–H ± 5 N–N ± 13 N=N N–O N=O P–O ≈335 P=O ≈ ≈544 apolares Wasserstoffatom polare Wasserstoffe, tauschen in polarem Solvens aus (z.B. mit denen des Wassers) Grund: N, O, und S sind elektronegativer als C; Heterolytische Spaltung der Bindung → Ionen 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

20 Computational Chemistry
Bindungswinkel (I) Hängen sehr stark von der Hybridisierung ab Die C–C s-Bindung ensteht durch Überlappung der s-Orbitale Dies sind hybridisierte Atomorbitale. Nicht verwechseln mit Molekülorbitalen (=linear combination of atomic orbitals) 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

21 Molekül Orbitale (MOs)
MO = linear combination of atomic orbitals (LCAO) p-Bindung in Ethylen (=Ethen) H2C=CH2 Die 2 Kombinationen ergeben üblicherweise ein bindendes und ein anti-bindendes MO 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

22 Metallische Bindung (I)
Metalle leiten auch im festen Zustand den elektrischen Strom (Im Gegensatz zu Ionen), obwohl sie auch kristalline Eigenschaften zeigen (z.B. Siliciumeinkristalle). Elektronengastheorie: Die Valenzelektronen bewegen sich frei um die Atomrümpfe des Kristallgitters. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

23 Metallische Bindung (II)
Was unterscheidet dann metallische Leiter von Isolatoren ? Bei Metallen gibt es delokalisierte Molekülorbitalbänder. Dabei überlappen sich Valenzband und Leitungsband. Bei Isolatoren ist dagegen der energetische Abstand zwischen diesen Bändern groß, und bei Halbleitern relativ klein (→ Diode, Feldeffekttransistor). 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

24 Computational Chemistry
Der Gasdruck (I) Druck ist Kraft pro Flächeneinheit F / A Ein Gasmolekül trifft auf die Wand mit dem Impuls m∙vx und wird mit dem Impuls in negativer Richtung elastisch reflektiert. Für einen Würfel der Kantenlänge l ergibt sich die Kraft Fx zu 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

25 Computational Chemistry
Der Gasdruck (II) Die Kraft pro Flächeneinheit bzw. der Druck Px ist dann Mit l2 als der Fläche und V = l3 als dem Volumen des Kastens. Gleiches gilt entsprechend für die x und z-Flächen des Kastens. Wenn der Kasten nun N Moleküle enthält, so ergibt sich Mit dem Mittelwert (Erwartungswert) der quadratischen Geschwindigkeiten, wobei 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

26 Computational Chemistry
Der Gasdruck (III) Da die Bewegungen der Moleküle in jede Richtung zufällig und unabhängig voneinander sind, wird auch der Mittelwert der quadratischen Geschwindigkeiten in jede Richtung identisch sein: Damit ist auch der Druck an allen Wänden gleich. Durch Umformulieren von erhalten wir für den Gesamtdruck, bzw. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

27 Computational Chemistry
Der Gasdruck (IV) Die mittlere Geschwindigkeit der Moleküle kann also nur noch von der Temperatur und nicht vom Druck oder Volumen abhängen. Die kinetische Energie der Moleküle wird also durch den Druck wiedergegeben: pro Molekül, und pro Mol, mit der Avogadrozahl N = 6.022∙1023 mol-1 Der Vergleich mit liefert Oder umformuliert Mit der allgemeinen Gaskonstane R = JK-1 mol-1 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

28 Freiheitsgrade der Bewegung (I)
Für ein Edelgas (einatomig) kommen nur translatorische Bewegungen als Ursache für die kinetische Energie in Frage. Teilen wir die gesamte kinetische Energie auf jede der drei Raumrichtungen (x,y,z) auf, so erhalten wir pro Richtung, sprich Freiheitsgrad pro Mol, bzw. pro einzelnem Molekül mit der Boltzmannkonstante k = R / N = ∙10-23 J K-1 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

29 Freiheitsgrade der Bewegung (II)
Für mehratomige Moleküle gibt es noch weitere Freiheitsgrade: 3 Freiheitsgrade der Rotation (im allgemeinen) 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

30 Freiheitsgrade der Bewegung (III)
Symmetrische und anti-symmetrische Schwingungen/Vibrationen 3 Freiheitsgrade der Vibration (im allgemeinen) Ein N-atomiges Moleküle hat damit (in der Regel) 3N-6 Freiheitsgrade der Bewegung (die 3 Translationen und die 3 Rotationen sind invariante Symmetrieoperationen). Bei Raumtemperatur (T=298 K) sind meist nur die Freiheitsgrade der Translation und Rotation (durch die zur Verfügung stehende thermische Energie) angeregt. Durch entsprechende Energiezufuhr (z.B. IR-Spektroskopie) können Freiheitsgrade selektiv angeregt werden. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

31 Boltzmannverteilung (I)
Wenn es eine mittlere Geschwindigkeit der Moleküle gibt, wie sieht dann die Verteilung der Geschwindigkeit aus ? Bei höherer Temperatur verschiebt sich die mittlere Geschwindigkeit zu höheren Geschwindigkeiten. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

32 Boltzmannverteilung (II)
Analog zu den Geschwindigkeiten sind auch die möglichen Energieniveaus Ei für alle N Teilchen je nach Temperatur unterschiedlich besetzt. Diese Verteilung wird als Boltzmannverteilung bezeichnet, und gilt für Systeme in denen ein bestimmtes Energieniveau mit beliebig oft besetzt werden kann. Für welche Teilchen gilt dies nicht ? 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

33 Computational Chemistry
Zustandssumme Die Energie eines Moleküls ergibt sich als Summe seiner (temperaturabhängigen) Energieterme aufgrund seiner Freiheitsgrade für die Translation, Rotation und Vibration. Folglich muß diese Summe Q der Nenner in der Gleichung für die Boltzmannverteilung sein Die Summe Q der inneren Energie wird auch als Zustandssumme (partition function) bezeichnet. Je nachdem welche Größen beim betrachtetem Ensemble (an Molekülen) konstant sind (z.B. Druck, Volumen, Temperatur, Teilchenzahl) verändert sich auch die Zustandssumme Q. 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry

34 Thermodynamische Größen
Eine ganze Reihe von thermodynamischen Größen lassen sich aus der Zustandssumme Q ableiten, z.B. Innere Energie U = innere Energie + Volumenarbeit Enthalpie H Freie Enthalpie G DG = DH – T ∙ DS Entropie S Mehr dazu in Vorlesung 6: Simulation und Sampling 2. Vorlesung SS07 Computational Chemistry