Biophysik Atommasse in u –
Differenz zu
Ordnungszahl = Anzahl an Ordnungszahl stellt
1. Allgemeine Chemie Protonen und Elektronen Neutronenanzahl
Atommodell
Namenkürzel
des Elements
Nuklide= Gleiche Anzahl an Elektronen und Protonen, definierte Anzahl an Neutronen
– Isotope= Gleiche Anzahl an Elektronen und Protonen, unterschiedliche Anzahl an Neutronen
(unterscheiden sich in der Atommasse)
Schreibweise:
• oben Nukleonenanzahl (Protonen+ Neutronen)
• unten Protonenanzahl (Ordnungszahl)
• Radioaktive Isotope werden zur sensitiven Detektion im Labor genutzt
Reaktionen und Verbindungen der Atome
• Valenzelektronen sind die Elektronen auf der äußersten „Valenzschale“, die die chemischen
Eigenschaften des Elements bestimmen – Edelgaskonfiguration bedeutet volle
Valenzschalen und somit unreaktiv
• Atome streben danach, durch Reaktionen mit anderen Atomen vollständig gefüllte
Elektronenschalen zu erhalten
Kovalente Bindungen Nicht- Kovalente Bindungen
Gemeinschaftliche Nutzung eines Elektronenpaars durch Das elektronegativere Atom zieht das Elektron komplett
zwei Atome vom Reaktionspartner ab
Leicht polare Bindungen Stark polare Bindungen
Primärstruktur Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen
z.B. Wasserstoffbrückenbindungen z.B. Ionenbindungen
Elektronegativität bis ca. 1,7 Elektronegativität ab ca. 1,7
Ionenverbindungen:
• positiv geladene Ionen = Kationen
• negativ geladene Ionen= Anionen
• Das Medium Wasser konkurriert mit ionischen und dipolaren Wechselwirkungen, ermöglicht hydrophobe
Wechselwirkung –>
Solvatisierung von Ionen in Wasser:
Wird ein Salzkristall in Wasser aufgelöst, nimmt die Wechselwirkung
zwischen den Ionen so stark ab, dass gar kein regelmäßiger Verband mehr
bestehen bleibt. Dies ist darauf zurückzuführen, dass die sich zwischen die
Ionen drängenden Wassermoleküle die elektrischen Ladungen so weit
abschirmen, dass die Anziehung nicht mehr ausreicht, einen starren
Festkörper zu bilden
➔ sogenanntes Auflösen von Salzen
➔ Ionen Wechselwirkungen werden durch Wasser kompensiert
, Je höher die Hauptgruppe, desto höher die Delta E (Elektronegativität)
Wasserstoffbrückenbindungen
• Unterschied zu ionischen
Wechselwirkungen: Orientierung ist egal
• ein H2- Molekül kann vier H2-
Brückenbindungen ausbilden –>
• fluktuierende Wechselwirkungen
definieren flüssiges Wasser (sehr
kurzlebig)
• in Eis haben H2-
Brückenbindungen einen
optimalen Zustand erreicht ←
• höchste Dichte bei 4°C, dadurch schwimmt Eis auf Wasser
• es braucht viel Energie, um H2- Brückenbindungen zu lösen (Endotherm)
Kohäsion=innerer Zusammenhalt von Molekülen gleicher Art
Bsp. Kohäsion zw. Wassermolekülen erhalten Wassersäulen auf der Aufwärtsbewegung in Leitungsbahnen
von Pflanzen
Adhäsion= innerer Zusammenhalt von Molekülen unterschiedlicher Art
Bsp. Adhäsion zw. Wassermolekülen und Zellwänden hilft, der Schwerkraft bei Leitbahnen in der Pflanze zu
widerstehen
Atomorbitale
• Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen
1s Orbital in der 1. Periode (K- Schale)
- volle Schale mit zwei Elektronen
2s und 3p-Orbitale in der 2. Periode (L- Schale)
- volle Schale mit acht Elektronen (zwei auf dem 2s Orbital und
jeweils 2 in den 2p Orbitalen)
Hybridisierung= „Verschmelzung“ von s und p-Orbitalen, sodass
vier Hybridorbitale in Tetraederform bleiben (Abb. rechts)
Differenz zu
Ordnungszahl = Anzahl an Ordnungszahl stellt
1. Allgemeine Chemie Protonen und Elektronen Neutronenanzahl
Atommodell
Namenkürzel
des Elements
Nuklide= Gleiche Anzahl an Elektronen und Protonen, definierte Anzahl an Neutronen
– Isotope= Gleiche Anzahl an Elektronen und Protonen, unterschiedliche Anzahl an Neutronen
(unterscheiden sich in der Atommasse)
Schreibweise:
• oben Nukleonenanzahl (Protonen+ Neutronen)
• unten Protonenanzahl (Ordnungszahl)
• Radioaktive Isotope werden zur sensitiven Detektion im Labor genutzt
Reaktionen und Verbindungen der Atome
• Valenzelektronen sind die Elektronen auf der äußersten „Valenzschale“, die die chemischen
Eigenschaften des Elements bestimmen – Edelgaskonfiguration bedeutet volle
Valenzschalen und somit unreaktiv
• Atome streben danach, durch Reaktionen mit anderen Atomen vollständig gefüllte
Elektronenschalen zu erhalten
Kovalente Bindungen Nicht- Kovalente Bindungen
Gemeinschaftliche Nutzung eines Elektronenpaars durch Das elektronegativere Atom zieht das Elektron komplett
zwei Atome vom Reaktionspartner ab
Leicht polare Bindungen Stark polare Bindungen
Primärstruktur Sekundär-, Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen
z.B. Wasserstoffbrückenbindungen z.B. Ionenbindungen
Elektronegativität bis ca. 1,7 Elektronegativität ab ca. 1,7
Ionenverbindungen:
• positiv geladene Ionen = Kationen
• negativ geladene Ionen= Anionen
• Das Medium Wasser konkurriert mit ionischen und dipolaren Wechselwirkungen, ermöglicht hydrophobe
Wechselwirkung –>
Solvatisierung von Ionen in Wasser:
Wird ein Salzkristall in Wasser aufgelöst, nimmt die Wechselwirkung
zwischen den Ionen so stark ab, dass gar kein regelmäßiger Verband mehr
bestehen bleibt. Dies ist darauf zurückzuführen, dass die sich zwischen die
Ionen drängenden Wassermoleküle die elektrischen Ladungen so weit
abschirmen, dass die Anziehung nicht mehr ausreicht, einen starren
Festkörper zu bilden
➔ sogenanntes Auflösen von Salzen
➔ Ionen Wechselwirkungen werden durch Wasser kompensiert
, Je höher die Hauptgruppe, desto höher die Delta E (Elektronegativität)
Wasserstoffbrückenbindungen
• Unterschied zu ionischen
Wechselwirkungen: Orientierung ist egal
• ein H2- Molekül kann vier H2-
Brückenbindungen ausbilden –>
• fluktuierende Wechselwirkungen
definieren flüssiges Wasser (sehr
kurzlebig)
• in Eis haben H2-
Brückenbindungen einen
optimalen Zustand erreicht ←
• höchste Dichte bei 4°C, dadurch schwimmt Eis auf Wasser
• es braucht viel Energie, um H2- Brückenbindungen zu lösen (Endotherm)
Kohäsion=innerer Zusammenhalt von Molekülen gleicher Art
Bsp. Kohäsion zw. Wassermolekülen erhalten Wassersäulen auf der Aufwärtsbewegung in Leitungsbahnen
von Pflanzen
Adhäsion= innerer Zusammenhalt von Molekülen unterschiedlicher Art
Bsp. Adhäsion zw. Wassermolekülen und Zellwänden hilft, der Schwerkraft bei Leitbahnen in der Pflanze zu
widerstehen
Atomorbitale
• Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen
1s Orbital in der 1. Periode (K- Schale)
- volle Schale mit zwei Elektronen
2s und 3p-Orbitale in der 2. Periode (L- Schale)
- volle Schale mit acht Elektronen (zwei auf dem 2s Orbital und
jeweils 2 in den 2p Orbitalen)
Hybridisierung= „Verschmelzung“ von s und p-Orbitalen, sodass
vier Hybridorbitale in Tetraederform bleiben (Abb. rechts)
