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3.1: Elektronegativität - Biologie

3.1: Elektronegativität - Biologie


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Elektronegativität

Moleküle sind Ansammlungen von Atomen, die durch Bindungen miteinander verbunden sind. Es ist vernünftig zu erwarten – und das gilt empirisch –, dass verschiedene Atome unterschiedliche physikalische Eigenschaften aufweisen, einschließlich der Fähigkeit, mit anderen Atomen zu interagieren. Eine solche Eigenschaft, die Tendenz eines Atoms, Elektronen anzuziehen, wird durch den chemischen Begriff und Begriff Elektronegativität beschrieben. Es wurden zwar mehrere Methoden zur Messung der Elektronegativität entwickelt, aber diejenige, die Biologen am häufigsten gelehrt wird, ist die von Linus Pauling.

Eine Beschreibung, wie die Pauling-Elektronegativität berechnet werden kann, würde den Rahmen von BIS2A sprengen. Wichtig zu wissen ist jedoch, dass die Elektronegativitätswerte für fast alle Elemente des Periodensystems experimentell und/oder theoretisch bestimmt wurden. Die Werte sind einheitenlos und werden relativ zur Standardreferenz Wasserstoff angegeben, deren Elektronegativität 2,20 beträgt. Je größer der Elektronegativitätswert ist, desto größer ist die Tendenz eines Atoms, Elektronen anzuziehen. Mit dieser Skala kann die Elektronegativität verschiedener Atome quantitativ verglichen werden. Unter Verwendung der nachstehenden Tabelle 1 könnten Sie beispielsweise berichten, dass Sauerstoffatome (O) elektronegativer sind als Phosphoratome (P).

Tabelle 1. Pauling-Elektronegativitätswerte für ausgewählte Elemente mit Relevanz für BIS2A sowie Elemente an den beiden Extremen (höchste und niedrigste) der Elektronegativitätsskala.

Namensnennung: Marc T. Facciotti (Originalwerk)

Der Nutzen der Pauling-Elektronegativitätsskala in BIS2A besteht darin, eine chemische Grundlage zur Erklärung der Arten von Bindungen bereitzustellen, die sich zwischen den häufig vorkommenden Elementen in biologischen Systemen bilden, und um einige der wichtigsten Wechselwirkungen zu erklären, die wir routinemäßig beobachten. Wir entwickeln unser Verständnis von Elektronegativitäts-basierten Argumenten über Bindungen und molekulare Wechselwirkungen durch den Vergleich der Elektronegativitäten zweier Atome. Denken Sie daran, je größer die Elektronegativität ist, desto stärker ist die "Anziehung", die ein Atom auf nahe gelegene Elektronen ausübt.

Betrachten wir zum Beispiel die gemeinsame Wechselwirkung zwischen Sauerstoff (O) und Wasserstoff (H). Nehmen wir an, dass O und H wechselwirken (eine Bindung bilden) und schreiben diese Wechselwirkung als O-H, wobei der Bindestrich zwischen den Buchstaben die Wechselwirkung zwischen den beiden Atomen darstellt. Um diese Wechselwirkung besser zu verstehen, können wir die relative Elektronegativität jedes Atoms vergleichen. Wenn wir die obige Tabelle untersuchen, sehen wir, dass O eine Elektronegativität von 3,44 und H eine Elektronegativität von 2,20 hat.

Basierend auf dem Konzept der Elektronegativität, wie wir es heute verstehen, können wir vermuten, dass das Sauerstoffatom (O) dazu neigt, die Elektronen bei der Wechselwirkung vom Wasserstoff (H) wegzuziehen. Dies führt zu einer leichten, aber signifikanten negativen Ladung um das O-Atom (aufgrund der höheren Tendenz der Elektronen, mit dem O-Atom assoziiert zu werden). Dies führt auch zu einer leichten positiven Ladung um das H-Atom (aufgrund der geringeren Wahrscheinlichkeit, ein Elektron in der Nähe zu finden). Da die Elektronen nicht gleichmäßig zwischen den beiden Atomen verteilt sind UND folglich auch die elektrische Ladung nicht gleichmäßig verteilt ist, beschreiben wir diese Wechselwirkung oder Bindung als Polar-. Es gibt zwei Pole: den negativen Pol in der Nähe des Sauerstoffs und den positiven Pol in der Nähe des Wasserstoffs.

Um den Nutzen dieses Konzepts zu erweitern, können wir nun fragen, wie sich eine Wechselwirkung zwischen Sauerstoff (O) und Wasserstoff (H) von einer Wechselwirkung zwischen Schwefel (S) und Wasserstoff (H) unterscheidet. Das heißt, wie unterscheidet sich O-H von S-H? Wenn wir die obige Tabelle untersuchen, sehen wir, dass die Differenz der Elektronegativität zwischen O und H 1,24 (3,44 – 2,20 = 1,24) beträgt und dass die Differenz der Elektronegativität zwischen S und H 0,38 (2,58 – 2,20 = 0,38) beträgt. Daraus lässt sich schließen, dass eine O-H-Bindung polarer ist als eine S-H-Bindung. Die Konsequenzen dieser Unterschiede werden wir in den folgenden Kapiteln diskutieren.

Figur 2. Das Periodensystem mit den Elektronegativitäten jedes aufgelisteten Atoms.

Namensnennung: Von DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], über Wikimedia Commons

Eine Untersuchung des Periodensystems der Elemente (Abbildung 2) zeigt, dass die Elektronegativität mit einigen der physikalischen Eigenschaften zusammenhängt, die verwendet werden, um die Elemente in das System einzuordnen. Bestimmte Trends sind erkennbar. Zum Beispiel neigen die Atome mit der größten Elektronegativität dazu, sich in der oberen rechten Ecke des Periodensystems zu befinden, wie Fluor (F), Sauerstoff (O) und Chlor (Cl), während Elemente mit der geringsten Elektronegativität tendenziell gefunden werden am anderen Ende der Tabelle, unten links, wie Francium (Fr), Cäsium (Cs) und Radium (Ra).

Der Hauptnutzen des Konzepts der Elektronegativität in BIS2A wird daher darin bestehen, eine konzeptionelle Grundlage für die Diskussion der verschiedenen Arten von chemischen Bindungen zu liefern, die zwischen Atomen in der Natur vorkommen. Wir werden uns hauptsächlich auf drei Arten von Anleihen konzentrieren: Ionische Bindungen, Kovalente Bindungen und Wasserstoffbrücken.


3.1: Elektronegativität - Biologie

Proteinstruktur und -funktion

Ein Protein faltet sich aufgrund der chemischen Wechselwirkungen der verschiedenen Aminosäuren in seine native Struktur. Die gefaltete Struktur von Proteinen besteht aus linear entfernten Abschnitten des Proteins, um chemisch interessante Stellen auf dem Protein zu bilden.

Primäre –Sequenz von Aminosäuren, aus denen die Proteinkette besteht

Sekundäre –lokale Organisation in Sekundärstrukturen wie a-Helices und b-Sheets

Tertiäre –dreidimensionale Anordnungen der Aminosäuren, die aufgrund der Polarität und der daraus resultierenden Wechselwirkungen zwischen ihren Seitenketten miteinander reagieren

Quartäre –Anzahl und relative Positionen der Proteinuntereinheiten

Bildquelle: www.ebi.ac.uk/microarray/biology_intro.html

  • Alanin (A, ALA)
  • Valin (V, VAL)
  • Leucin (L, LEU)
  • Isoleucin (I, ILE)
  • Phenylalanin (F, PHE)
  • Prolin (P, PRO)
  • Serin (S, SER)
  • Threonin (T, THR)
  • Cystein (C, CYS)
  • Methionin (M, MET)
  • Tryptophan (W, TRP)
  • Tyrosin (T, TYR)
  • Asparagin (N, ASN)
  • Glutamin (Q, GLN)
  • Asparaginsäure (D, ASP)
  • Glutaminsäure (E, GLU)
  • Lysin (K, LYS)
  • Arginin (R, ARG)
  • Histidin (H, HIS)
  • ANFANG: AUG
  • HALT: UAA, UAG, UGA

Jede Aminosäure hat die gleiche Grundstruktur und unterscheidet sich nur in der Seitenkette, die als R-Gruppe bezeichnet wird. Das Kohlenstoffatom, an das die Aminogruppe, die Carboxylgruppe und die Seitenkette (R-Gruppe) gebunden sind, ist der Alpha-Kohlenstoff (C a ).

Glycin hat anstelle einer R-Gruppe nur ein Wasserstoffatom.

Unpolare, hydrophobe R-Gruppen

Polare, hydrophile R-Gruppen – Bei physiologischem pH sind einige Aminosäure-R-Gruppen geladen aufgrund der Dissoziation oder Assoziation eines Protons durch z. B. eine Carboxyl- oder Aminogruppe.

Wie "verzeihend" ist ein Fehler im DNA-zu-RNA-Transkriptionsprozess in Bezug auf die Kodierung des letzten Nukleotids in jedem Codon?

Elemente - Dinge, die durch chemische Reaktionen nicht weiter reduziert werden können

Atom - individuelle "Einheit" eines Elements

Atome bestehen aus drei stabilen subatomaren Teilchen:

Partikel Gewicht Aufladen "Standort" Neutron 1,7 x 10 -24 Gramm keiner Kern protron 1,7 x 10 -24 Gramm +1 Kern Elektron etwa 1/1.840 so viel wie ein Protron -1 sich mit Lichtgeschwindigkeit auf Umlaufbahnen um den Kern bewegen

Elektronen und Protonen werden elektrisch angezogen.

Fast die gesamte Masse eines Atoms befindet sich in seinem Kern, fast das gesamte Volumen eines Atoms ist von Elektronen besetzt.

Die Anzahl der Protonen (auch Ordnungszahl genannt) bestimmt das Element. Eine Variation der Neutronenzahl führt zu Isotopen.

Eine Variation der Elektronenzahl führt zu Ionen.

Die Teilchen innerhalb eines Atoms sind durch starke Kräfte miteinander verbunden.

Elektronen sind leichter zu einem Atom hinzuzufügen oder zu entfernen als ein Proton oder Neutron. Chemische Reaktionen beinhalten hauptsächlich Atome oder Atomgruppen und die Wechselwirkungen zwischen ihren Elektronen.

Jedes Elektron in einem Atom hat eine Quantenzahl, die drei Eigenschaften des Elektrons identifiziert.

1. Das Energieniveau des Elektrons wird durch seine Hauptquantenzahl n definiert, die proportional zu seiner durchschnittlichen Entfernung vom Kern ist. Für jeden Wert von n gibt es n 2 verschiedene Orbitale.

2. Die Form des Orbitals des Elektrons kann kugelförmig sein, mit s bezeichnet, oder hantelförmig, mit p bezeichnet. Die d-, f- und g-Orbitale haben andere Formen. Ein 2p-Orbital ist also ein hantelförmiges Orbital auf dem zweiten Energieniveau und ein 3s-Orbital ist ein kugelförmiges Orbital auf dem dritten Energieniveau. Sphärische Orbitale für die ersten drei Energieniveaus sind unten gezeigt

3. Die Orientierung des Orbitals im Raum wird durch einen tiefgestellten Buchstaben dargestellt. Da das sphärische s-Orbital nur eine mögliche Orientierung haben kann, tragen die Quantenzahlen der s-Elektronen nie einen Index. das hantelförmige p-Orbital weist drei verschiedene Orientierungen auf, die konventionell entlang der drei kartesischen Raumkoordinaten dargestellt werden: x, y und z. Quantenzahlen von p-Elektronen drücken die Orientierung durch ein tiefgestelltes x, y oder z aus. Die d-Orbitale haben fünf mögliche Orientierungen und die f-Orbitale sieben.

Eine Möglichkeit, die chemische Reaktivität zu erklären, ist das Ausmaß, in dem ein Atom Elektronen anderer Atome anzieht. Die Anziehungskraft eines Atoms auf solche Elektronen wird durch die Anzahl der Elektronen in seinem äußeren Energieniveau oder seiner äußeren Hülle bestimmt.

    Atome mit vollständig gefüllten äußeren Schalen ziehen keine Elektronen an und sind relativ unreaktiv oder inert.

Ein Atom mit nur einem Elektron in seiner äußersten Ebene neigt dazu, dieses Elektron leicht zu verlieren. Durch den Verlust des Elektrons erhält das Atom eine elektrische Gesamtladung von +1, wodurch es von Atomen mit entgegengesetzter Ladung angezogen werden und mit ihnen reagieren kann. Umgekehrt neigen Atome mit einer einzigen Leerstelle in ihrem äußeren Energieniveau dazu, ein Elektron einzufangen, wodurch sie negativ geladen werden. Außer auf dem 1s-Niveau neigen Atome mit zwei Elektronen in ihrem äußeren Energieniveau dazu, zwei Elektronen zu verlieren. Atome mit sechs äußeren Schalenelektronen neigen dazu, zwei zu gewinnen. Atome mit vier Außenhüllenelektronen neigen dazu, Elektronen zu verlieren oder zu gewinnen. Atome verlieren oder gewinnen Elektronen nur dann, wenn Akzeptor- oder Donoratome mit ihnen reagieren.

Valenz - die Anzahl der ungepaarten Elektronen im äußersten Orbital eines Atoms.

6 C hat eine Wertigkeit von 4 und bildet normalerweise 4 Bindungen

Atome mit ähnlichen Valenzen haben ähnliche chemische Eigenschaften: Kohlenstoff, 6 C

Elektronegativität ist eine Atomaffinität ("Wunsch") für Elektronen.

Die Elektronegativität eines Atoms wird dadurch bestimmt, wie viele Elektronen es aufnehmen oder abgeben muss, um seine äußerste Orbitalschale vollständig zu füllen oder zu leeren.

Wasserstoff ( 1 H) und Kohlenstoff ( 6 C) haben die äußersten Schalen, die halb voll sind, sodass ihre Elektronegativität ungefähr gleich ist, sodass sie sich die Elektronen gleichmäßig teilen.

Sauerstoff ( 8 O) ist elektronegativer, da er nur 2 (oder 6) Elektronen aufnehmen muss, um seine äußerste Schale zu vervollständigen. Wenn sich Sauerstoff mit Wasserstoff (H 2 O) verbindet, verbringen die Elektronen daher mehr Zeit in der Nähe des Sauerstoffatoms, was zu einer leichten Ladungstrennung führt, die als polare Bindung bezeichnet wird.

Polare Bindungen ermöglichen Wasserstoffbrücken in Molekülen.

Wasserstoffbrückenbindungen sind viel schwächer als kovalente Bindungen, da keine Elektronen zwischen Atomen geteilt werden.

Warum vermischen sich Öl und Wasser nicht?

Hydrophile ("wasserfreundliche") Moleküle haben polare Bindungen, die es ihnen ermöglichen, sich leicht in Wasser aufzulösen.

Hydrophobe ("Angst vor Wasser") Moleküle haben unpolare Bindungen, die sie daran hindern, mit Wasser Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden, sodass sie nicht wasserlöslich sind.

Werkzeuge zur Generierung von Sequenzdaten und zur Prüfung auf biologische Signifikanz möglicher bioinformatischer Erkenntnisse.

Restriktionsenzymverdauung – Proteine, die als Restriktionsenzyme bezeichnet werden, schneiden doppelsträngige DNA, wenn sie auf eine bestimmte Sequenz von Nukleotiden stoßen, die als Restriktionsstelle bezeichnet wird.

Über 300 bekannte Arten von Restriktionsenzymen, z.

Restriktionsenzym Einschränkungs-Site
Öko-RI 5' - GAATTC - 3'
Hinf ich 5' - GATC - 3'
Nicht ich 5' - GCGGCCGC - 3'

Wie viele DNA-Fragmente würden Sie bei EcoRI vs. HinfI erwarten?

Restriktionsenzyme können die beiden DNA-Stränge "gerade" schneiden, um stumpfe Enden zu hinterlassen, oder "krumm", um klebrige Enden zu hinterlassen.

Zusammenfassung: Restriktionsenzyme fungieren als DNA-Schere

Die Gelelektrophorese ermöglicht die Trennung von Tausenden von DNA-Fragmenten, die beim Verdau von DNA durch ein Restriktionsenzym entstehen

  • DNA-Fragmente (RNA oder Proteine) werden in Vertiefungen an einem Ende einer porösen gelartigen Matrix (Agarose oder Acrylamid) geladen
  • Über das Gel wird ein elektrisches Feld angelegt
  • Das negativ geladene Phosphatrückgrat der DNA wandert zur positiven Elektrode
  • Kleinere Moleküle bewegen sich schneller durch die Matrix des Gels, sodass die Moleküle nach Größe getrennt werden.

Durch die Verwendung von Gelen mit unterschiedlichen Agarosekonzentrationen kann man unterschiedliche Größen von DNA-Fragmenten auflösen.

Höhere Agarosekonzentrationen erleichtern die Trennung kleiner DNAs, während niedrige Agarosekonzentrationen die Auflösung größerer DNAs ermöglichen.


Faktoren, die die Elektronegativität beeinflussen

(ein) Atomare Größe: Die Elektronegativität eines gebundenen Atoms nimmt mit zunehmender Größe ab.

(B) Wenn die effektive Kernladung hoch ist, zieht der Kern die geteilten Elektronen mit größerer Stärke an und die Elektronegativität ist hoch.

Elektronegativität Effektive Kernladung

(C) Dieser Effekt erhöht die Atomgröße, was den Elektronegativitätswert verringert.

D) Hybridisierungszustand des Atoms: Die Elektronegativität nimmt mit zunehmendem s-Charakter des Hybridorbitals zu. Dies liegt daran, dass das s-Orbital näher am Kern liegt und daher eine größere Anziehung erleidet, was zu einem Erhöhung der Elektronegativität. Elektronegativitätsprozentsatz von S Charakter des Hybridorbitals

(e) Die Anzahl der kovalenten Bindungen zwischen zwei gebundenen Atomen wird als Bindungsordnung bezeichnet. Mit zunehmender Bindungsordnung nimmt der Bindungsabstand ab, die effektive Kernladung nimmt zu und damit die Elektronegativität zu.

Elektronegativität der Bindungsordnung

Die aufsteigende Ordnung der Elektronegativität ist wie folgt: C–C < C = C < C C

(F) Oxidationszahl: Der Elektronegativitätswert steigt mit steigender Oxidationszahl, da der Radius mit steigender Oxidationszahl abnimmt.

Oxidationszahl α Elektronegativität

Die aufsteigende Ordnung der Elektronegativität ist wie folgt:

(g) Die Elektronegativität hängt nicht von der Stabilität voll oder halb gefüllter Orbitale ab, da sie einfach die Fähigkeit des Kerns ist, Elektronen anzuziehen. Hier tritt das Elektron nicht in die Umlaufbahn des Atoms ein.

Periodensystem und Elektronegativität

Die Atomgröße nimmt in einer Periode von links nach rechts ab, wodurch die Elektronegativität zunimmt. Die Atomgröße nimmt in einer Gruppe von oben nach unten zu, wodurch die Elektronegativität abnimmt.

(ein) Inerte Gase: Der Elektronegativitätswert von Inertgasen ist null, da sie keine kovalenten Bindungen bilden

(B) In einem Zeitraum ist der Elektronegativitätswert von Halogen maximal, während der Elektronegativitätswert von Alkalimetall minimal ist.

(C) F hat einen maximalen Elektronegativitätswert im Periodensystem, während Cs eine minimale Elektronegativität hat.

(D) Gemäß der Pauling-Skala beträgt der Elektronegativitätswert von F 4,0, O ist 3,5, N ist 3,0 und Cl ist 3,1.

Ausnahmen

(e) Die Elemente der Gruppe II B, d. h. Zn, Cd und Hg, zeigen einen Anstieg des Elektronegativitätswerts, wenn sie in der Gruppe von oben nach unten gehen.

(F) Die Elemente der Gruppe III-A, d. h. Al bis Ga, zeigen eine Zunahme des Elektronegativitätswerts, wenn sie in der Gruppe von oben nach unten gehen.

(g) Die Elemente der Gruppe IV A zeigen keine Änderung des Elektronegativitätswerts, wenn sie von oben nach unten in der Gruppe von Si zu Wörtern gehen.

Periodensystem und Elektronegativität

Die Atomgröße nimmt in einer Periode von links nach rechts ab, wodurch die Elektronegativität zunimmt. Die Atomgröße nimmt in einer Gruppe von oben nach unten zu, wodurch die Elektronegativität abnimmt.

(ein) Inerte Gase: Der Elektronegativitätswert von Inertgasen ist null, da sie keine kovalenten Bindungen bilden

(B) In einem Zeitraum ist der Elektronegativitätswert von Halogen maximal, während der Elektronegativitätswert von Alkalimetall minimal ist.

(C) F hat einen maximalen Elektronegativitätswert im Periodensystem, während Cs eine minimale Elektronegativität hat.

(D) Gemäß der Pauling-Skala beträgt der Elektronegativitätswert von F 4,0, O ist 3,5, N ist 3,0 und Cl ist 3,1.

Ausnahmen

(e) Die Elemente der Gruppe II B, d. h. Zn, Cd und Hg, zeigen einen Anstieg des Elektronegativitätswerts, wenn sie in der Gruppe von oben nach unten gehen.

(F) Die Elemente der Gruppe III-A, d. h. Al bis Ga, zeigen eine Zunahme des Elektronegativitätswerts, wenn sie in der Gruppe von oben nach unten gehen.

(g) Die Elemente der Gruppe IV A zeigen keine Änderung des Elektronegativitätswerts, wenn sie von oben nach unten in der Gruppe von Si zu Wörtern gehen.


Inhalt

Pauling-Elektronegativität Bearbeiten

Pauling schlug 1932 erstmals [3] das Konzept der Elektronegativität vor, um zu erklären, warum die kovalente Bindung zwischen zwei verschiedenen Atomen (A–B) stärker ist als der Durchschnitt der A–A- und B–B-Bindungen. Nach der Valenzbindungstheorie, von der Pauling ein bemerkenswerter Befürworter war, ist diese "zusätzliche Stabilisierung" der heteronuklearen Bindung auf den Beitrag ionischer kanonischer Formen zur Bindung zurückzuführen.

Der Unterschied in der Elektronegativität zwischen den Atomen A und B ist gegeben durch:

wo die Dissoziationsenergien, ED, der A–B-, A–A- und B–B-Bindungen werden in Elektronenvolt ausgedrückt, wobei der Faktor (eV) − 1 ⁄ 2 berücksichtigt wird, um ein dimensionsloses Ergebnis zu gewährleisten. Daher beträgt der Unterschied in der Pauling-Elektronegativität zwischen Wasserstoff und Brom 0,73 (Dissoziationsenergien: H–Br, 3,79 eV H–H, 4,52 eV Br–Br 2,00 eV)

Da nur Unterschiede in der Elektronegativität definiert sind, ist es notwendig, einen beliebigen Bezugspunkt zu wählen, um eine Skala zu konstruieren. Als Referenz wurde Wasserstoff gewählt, da er mit einer Vielzahl von Elementen kovalente Bindungen eingeht: Seine Elektronegativität wurde zunächst [3] auf 2.1 fixiert, später auf 2.20 revidiert [6]. Es muss auch entschieden werden, welches der beiden Elemente das elektronegativere ist (entspricht der Wahl eines der beiden möglichen Vorzeichen für die Quadratwurzel). Dies geschieht meist mit „chemischer Intuition“: Im obigen Beispiel löst sich Bromwasserstoff in Wasser zu H + und Br – -Ionen, sodass davon ausgegangen werden kann, dass Brom elektronegativer ist als Wasserstoff. Da jedoch im Prinzip die gleichen Elektronegativitäten für zwei beliebige Bindungsverbindungen erhalten werden sollten, sind die Daten tatsächlich überbestimmt und die Vorzeichen sind eindeutig, sobald ein Bezugspunkt festgelegt ist (normalerweise für H oder F).

Um die Pauling-Elektronegativität für ein Element zu berechnen, sind Daten über die Dissoziationsenergien von mindestens zwei Arten von kovalenten Bindungen erforderlich, die von diesem Element gebildet werden. A. L. Allred aktualisierte 1961 Paulings ursprüngliche Werte, um der größeren Verfügbarkeit thermodynamischer Daten Rechnung zu tragen, [6] und es sind diese "revidierten Pauling"-Werte der Elektronegativität, die am häufigsten verwendet werden.

Der wesentliche Punkt der Pauling-Elektronegativität besteht darin, dass es eine zugrundeliegende, ziemlich genaue, semi-empirische Formel für Dissoziationsenergien gibt, nämlich:

oder manchmal eine genauere Passform

Dies ist eine ungefähre Gleichung, die jedoch mit guter Genauigkeit gilt. Pauling erhielt es, indem er feststellte, dass eine Bindung näherungsweise als quantenmechanische Überlagerung einer kovalenten Bindung und zweier ionischer Bindungszustände dargestellt werden kann. Die kovalente Energie einer Bindung ist nach quantenmechanischen Berechnungen ungefähr das geometrische Mittel der beiden Energien kovalenter Bindungen derselben Moleküle, und es gibt zusätzliche Energie, die von ionischen Faktoren stammt, d. h. dem polaren Charakter der Bindung.

Das geometrische Mittel ist ungefähr gleich dem arithmetischen Mittel - das in der ersten Formel oben angewendet wird -, wenn die Energien einen ähnlichen Wert haben, z Der Mittelwert ist genauer und ergibt aufgrund der Ionenbindung fast immer eine positive Überschussenergie. Die Quadratwurzel dieser überschüssigen Energie, bemerkt Pauling, ist ungefähr additiv, und daher kann man die Elektronegativität einführen. Somit ist es diese semiempirische Formel für die Bindungsenergie, die dem Konzept der Pauling-Elektronegativität zugrunde liegt.

Die Formeln sind Näherungswerte, aber diese grobe Näherung ist in der Tat relativ gut und gibt die richtige Intuition mit dem Begriff der Polarität der Bindung und einigen theoretischen Grundlagen in der Quantenmechanik. Die Elektronegativitäten werden dann so bestimmt, dass sie am besten zu den Daten passen.

Bei komplexeren Verbindungen tritt ein zusätzlicher Fehler auf, da die Elektronegativität von der molekularen Umgebung eines Atoms abhängt. Außerdem kann die Energieschätzung nur für einzelne, nicht für Mehrfachbindungen verwendet werden. Die Energie der Bildung eines Moleküls, das nur Einfachbindungen enthält, kann anschließend aus einer Elektronegativitätstabelle angenähert werden und hängt von den Bestandteilen und der Summe der Quadrate der Differenzen der Elektronegativitäten aller Paare gebundener Atome ab. Eine solche Formel zur Schätzung der Energie weist typischerweise einen relativen Fehler in der Größenordnung von 10 % auf, kann jedoch verwendet werden, um eine grobe qualitative Vorstellung und ein Verständnis eines Moleküls zu erhalten.


Die Beta-Plus-Strahlung ist eine der Zerfallsarten. In der Struktur eines Positrons befindet sich das Proton des Beta-Plus im Radionuklid. Dann.

Daher können wir sehen, dass Sterne nur Atome (Wasserstoff) sind, die aufeinander treffen und Licht erzeugen. Wissenschaftler wissen durch die Verwendung des a, woraus Sterne bestehen.

Es wird oft als „Proteinfabriken“ für die Zelle bezeichnet. Ribosomen verbinden sich mit Aminosäuren und diese beiden zusammen bilden Proteine. Sie sind.

Phononen spielen eine wichtige Rolle beim Verständnis von Materialien und ihren physikalischen Eigenschaften von kondensierter Materie wie spezifische Wärme und Wärmeleitfähigkeit. Moreo.

Das Proton ist ein sehr wichtiger Teil eines Atoms, denn die Ordnungszahl eines Atoms entspricht der Anzahl der Protonen, die dieses Atom hat. Zusätzlich.

Thompson. Er hieß Ernest Rutherford und entdeckte die positiv geladenen Teilchen im Atom, die Protonen genannt werden. Er entdeckte sie, indem er Alpha-P abfeuerte.

Was ist die Skala der Chemie? Arbeitsblatt Signifikante Zahlen, wissenschaftliche Notation und Name(n) des metrischen Systems _______________ _______________ Abschnitt.

ein Atom der Ordnungszahl 92 (mit 92 Protonen) wird beispielsweise beim radioaktiven Zerfall zu einem Atom mit der Ordnungszahl 90 (mit 90 Protonen).

Photoelektrischer Effekt – die Beobachtung, dass viele Metalle Elektronen emittieren, wenn Licht auf sie fällt Photon (Quantum) – ein Paket von Lichtemissionsspektrum – a.

Dieses Gesetz besagt, dass „die Gesamtmasse während einer chemischen Veränderung konstant bleibt“ (Ebbing und Gammon, 7) oder dass die Materie während einer Chemikalie nicht einfach verschwindet.


Reihe von Elektronegativitätsfragen

Hi! Ich würde gerne wissen, ob das, was ich denke, richtig ist. Bitte helft mir, ich bin verwirrt

1. Wenn das Atom "X" eine hohe Elektronegativität hat, bedeutet dies, dass es Elektronen von dem Atom "Y" mit einer niedrigen Elektronegativität aufnehmen kann, was leicht dazu führt, dass das Atom "X" eine negativere Ladung "-" und das Atom "Y" eine positivere Ladung "+" hat. Ist diese Aussage richtig?

2. Bedeutet dies in Anbetracht der Aussage Nummer 1, dass ein Atom mit einer hohen Elektronegativität höchstwahrscheinlich eine negative Ladung "-" haben würde?

3. Wie wäre es mit einer Verbindung? Zum Beispiel ist eine Grignard-Reagensverbindung "RMgX", wobei "R" einen beliebigen Kohlenwasserstoff bedeutet, "Mg" sich auf Magnesium bezieht und "X" ein Halogenid ist. Ich würde gerne wissen, wie Elektronegativität mit einer Grignard-Reaktion bei der Bildung einer neuen Kohlenstoff-Kohlenstoff-Verbindung funktioniert. Wenn Kohlendioxid "CO2" zum Grignard-Reagenz hinzugefügt wird. Hier ist, was passiert, wie in 3.1 gezeigt.

Dann hydratisieren Sie es, um die neue Kohlenstoff-Kohlenstoff-Verbindung in 3.2 zu bilden.

3.2. RCOOMgX + H2O -> RCOOH + Mg(OH)X

In Bezug auf diese Reaktion, mit der Bindung von Kohlenstoff in "R" und Kohlenstoff "C", wie wurde ihre Elektronegativität beeinflusst (etwa die Zunahme oder Abnahme der Elektronegativität oder Ladung, so dass Kohlenstoff "R" eine Bindung mit Kohlenstoff "C" eingehen kann), damit sie sowohl eine Bindung eingehen können als auch seine Beziehung zur "Mg" Elektronegativität von Magnesium? Ich verstehe die Erklärung im Link http://wiki.answers.com/Q/Why_Magnesium_is_necessary_for_Grignard's_reagent#slide1 nicht ganz

Wenn Sie, wenn möglich, eine einfache und leicht verständliche Erklärung in Laiensprache geben könnten. Ich habe eine Aufnahmeprüfung, die dieses Thema beinhaltet. Dankeschön.


3.1: Elektronegativität - Biologie

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Nichtmetalle bilden kovalente Bindungen, indem sie Elektronen teilen. Aber teilen sich diese Elektronen gleichmäßig auf beide Atome oder zieht ein Atom die Elektronen mehr an als das andere?

Das Lewis-Modell stellt alle kovalenten Bindungen als gleich verteilte Elektronen dar, dies ist jedoch nicht immer der Fall. Wenn beispielsweise gasförmiger Stickstoff in ein elektrisches Feld eingebracht wird, wird er sich gleichmäßig zwischen den Polen ausrichten.

Wenn jedoch gasförmiger Chlorwasserstoff, ein neutrales Molekül, in ein elektrisches Feld gebracht wird, orientiert sich der Wasserstoff zur Kathode und Chlor zur Anode, was darauf hindeutet, dass Wasserstoff eine positive Teilladung und Chlor eine negative Teilladung hat.

Die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen zu sich selbst anzuziehen, wird Elektronegativität genannt. Chlor soll daher elektronegativer sein als Wasserstoff, da es die geteilten Elektronen zu sich selbst anzieht, während es sich der Entfernung seiner eigenen Elektronen widersetzt.

Dies macht die Bindung jedoch nicht ionisch. Bei einer Ionenbindung werden Elektronen von Metallen auf Nichtmetalle übertragen, während bei HCl die Elektronen ungleich verteilt sind. Die Elektronendichte ist am Chlor höher als am Wasserstoffatom, das eine polare kovalente Bindung bildet.

Je größer der Elektronegativitätsunterschied zwischen zwei Atomen ist, desto polarer ist die Bindung. Somit werden neben unpolaren kovalenten oder ionischen Bindungen polare kovalente Bindungen über eine Vielzahl von Verbindungen gefunden.

Der amerikanische Chemiker Linus Pauling untersuchte die Energie, die benötigt wird, um Bindungen in Molekülen wie zweiatomigem Chlor oder Wasserstoff aufzubrechen. Er erstellte eine Elektronegativitätsskala basierend auf thermochemischen Daten, die dabei hilft, Bindungstypen vorherzusagen.

Die Elektronegativität ist mit der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität der Atome verbunden. Im Periodensystem nehmen die Elektronegativitätswerte von links nach rechts zu - Metalle sind im Vergleich zu Nichtmetallen weniger elektronegativ, mit Ausnahme von Übergangsmetallen.

Darüber hinaus nehmen die Elektronegativitätswerte entlang der Säule und mit zunehmender Atomgröße ab, da Atome weniger in der Lage sind, Elektronen an sich zu ziehen.

Fluor, das elektronegativste Element, hat den willkürlich zugewiesenen Elektronegativitätswert von 3,98. Francium hingegen ist mit dem Elektronegativitätswert von 0,7 das am wenigsten elektronegative Element.

Elektronegativität hat keine Einheit, sie kann nicht experimentell bestimmt werden.

9.7: Elektronegativität

Ob eine Bindung unpolar oder polar kovalent ist, wird durch eine Eigenschaft der Bindungsatome bestimmt, die Elektronegativität genannt wird.

Die Elektronegativitätswerte der Elemente wurden von einem der berühmtesten Chemiker des 20. Jahrhunderts vorgeschlagen: Linus Pauling. Pauling untersuchte die zum Aufbrechen von Bindungen in heteronuklearen Molekülen wie Wasserstoff und Fluorid erforderlichen Energien. Basierend auf den Werten schlug er vor, dass die zum Aufbrechen einer Bindung erforderliche Energie der Durchschnitt der Bindungsenergien von H2 (436 kJ/mol) und F2 (155 kJ/mol), d. h. 296 kJ/mol. Die experimentell erhaltene Bindungsenergie von HF beträgt jedoch 565 kJ/mol, was viel höher ist als der vorhergesagte Wert. Um diesen Unterschied zu erklären, schlug Pauling vor, dass die Bindung einen ionischen Charakter haben muss, der durch das Konzept der Elektronegativität bestimmt wird.

Elektronegativität ist ein Maß für die Tendenz eines Atoms, Elektronen (oder Elektronendichte) zu sich selbst anzuziehen.

Die Elektronegativität bestimmt, wie die geteilten Elektronen zwischen den beiden Atomen in einer Bindung verteilt werden. Je stärker ein Atom die Elektronen in seinen Bindungen anzieht, desto größer ist seine Elektronegativität. Elektronen in einer polaren kovalenten Bindung werden in Richtung des elektronegativeren Atoms verschoben, daher ist das elektronegativere Atom das mit der negativen Teilladung. Je größer der Elektronegativitätsunterschied ist, desto stärker polarisiert die Elektronenverteilung und desto größer sind die Teilladungen der Atome.

Elektronegativität und das Periodensystem

  • Die Elektronegativität nimmt von links nach rechts über eine Periode im Periodensystem zu und nimmt gruppenweise ab.
  • Die von Pauling abgeleiteten Elektronegativitätswerte folgen vorhersagbaren periodischen Trends, wobei die höheren Elektronegativitäten rechts oben im Periodensystem liegen.
  • So weisen die rechts oben liegenden Nichtmetalle tendenziell die höchsten Elektronegativitäten auf, wobei Fluor das elektronegativste Element überhaupt ist (EN = 4.0).
  • Metalle neigen dazu, weniger elektronegative Elemente zu sein, und die Metalle der Gruppe 1 haben die niedrigsten Elektronegativitäten.
  • Edelgase sind von der Elektronegativitätsliste ausgeschlossen, da diese Atome normalerweise keine Elektronen mit anderen Atomen teilen, da sie eine vollständige Valenzschale haben. (Während Edelgasverbindungen wie XeO2 existieren, können sie nur unter extremen Bedingungen gebildet werden und passen daher nicht genau in das allgemeine Modell der Elektronegativität.)

Elektronegativität versus Elektronenaffinität

Achten Sie darauf, Elektronegativität und Elektronenaffinität nicht zu verwechseln. Die Elektronenaffinität eines Elements ist eine messbare physikalische Größe, nämlich die Energie, die freigesetzt oder absorbiert wird, wenn ein isoliertes Gasphasenatom ein Elektron aufnimmt, gemessen in kJ/mol. Elektronegativität hingegen beschreibt, wie stark ein Atom Elektronen in einer Bindung anzieht. Es ist eine dimensionslose Größe, die berechnet und nicht gemessen wird. Pauling leitete die ersten Elektronegativitätswerte durch den Vergleich der Energiemengen ab, die zum Aufbrechen verschiedener Bindungstypen erforderlich sind. Er wählte eine willkürliche relative Skala von 0 bis 4.


1.3.2. Eigenschaften kovalenter Bindungen

Lernziel

Kovalente Bindungen haben bestimmte Eigenschaften, die von der Identität der an der Bindung teilnehmenden Atome abhängen. Zwei Eigenschaften sind Bindungslänge und Bindungspolarität.

Bindungslänge

Die kovalente Bindung im Wasserstoffmolekül (H2) hat eine gewisse Länge (ca. 7,4 × 10 −11 m). Auch andere kovalente Bindungen haben bekannte Bindungslängen, die sowohl von der Identität der Atome in der Bindung als auch davon abhängen, ob es sich um Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen handelt. Tabelle 1.1. listet die ungefähren Bindungslängen für einige kovalente Einfachbindungen auf. Die genaue Bindungslänge kann je nach Identität des Moleküls variieren, liegt aber nahe dem in der Tabelle angegebenen Wert.

Tabelle 1.1. Ungefähre Bindungslängen einiger Einfachbindungen

Bindung Länge (× 10 −12 m)
H–H 74
H–C 110
H–N 100
H–O 97
HI 161
C–C 154
C–N 147
C–O 143
N–N 145
O–O 145

Tabelle 1.2. vergleicht die Längen von einfachen kovalenten Bindungen mit denen von Doppel- und Dreifachbindungen zwischen denselben Atomen. Mit zunehmender Zahl kovalenter Bindungen zwischen zwei Atomen nimmt ausnahmslos die Bindungslänge ab. With more electrons between the two nuclei, the nuclei can get closer together before the internuclear repulsion is strong enough to balance the attraction.

Table 1.2. Comparison of bond lengths for single and multiple bonds

Bond Length (× 10 −12 m)
C–C 154
C=C 134
C≡C 120
C–N 147
C=N 128
C≡N 116
C–O 143
C=O 120
C≡O 113
N–N 145
N=N 123
N≡N 110
O–O 145
O=O 121

Electronegativity and bond polarity

Figure 1.6. Polar versus nonpolar covalent bonds. (a) The electrons in the covalent bond are equally shared by both hydrogen atoms. This is a nonpolar covalent bond. (b) The fluorine atom attracts the electrons in the bond more than the hydrogen atom does, leading to an imbalance in the electron distribution. This is a polar covalent bond.

Although we defined covalent bonding as electron sharing, the electrons in a covalent bond are not always shared equally by the two bonded atoms. Unless the bond connects two atoms of the same element, there will always be one atom that attracts the electrons in the bond more strongly than the other atom does, as shown in Figure 1.6. “Polar versus Nonpolar Covalent Bonds”. When such an imbalance occurs, there is a resulting buildup of some negative charge (called a partial negative charge and designated δ−) on one side of the bond and some positive charge (designated δ+) on the other side of the bond. A covalent bond that has an unequal sharing of electrons, as in part (b) of Figure 1.6., is called a polar covalent bond. A covalent bond that has an equal sharing of electrons (part (a) is called a nonpolar covalent bond.

Any covalent bond between atoms of different elements is a polar bond, but the degree of polarity varies widely. Some bonds between different elements are only minimally polar, while others are strongly polar. Ionic bonds can be considered the ultimate in polarity, with electrons being transferred rather than shared. To judge the relative polarity of a covalent bond, chemists use electronegativity , which is a relative measure of how strongly an atom attracts electrons when it forms a covalent bond. There are various numerical scales for rating electronegativity. Abbildung 1.7. “Electronegativities of Various Elements” shows one of the most popular—the Pauling scale. The polarity of a covalent bond can be judged by determining the difference in the electronegativities of the two atoms making the bond. The greater the difference in electronegativities, the greater the imbalance of electron sharing in the bond. Although there are no hard and fast rules, the general rule is if the difference in electronegativities is less than about 0.4, the bond is considered nonpolar if the difference is greater than 0.4, the bond is considered polar. If the difference in electronegativities is large enough (generally greater than about 1.8), the resulting compound is considered ionic rather than covalent. An electronegativity difference of zero, of course, indicates a nonpolar covalent bond.

When a molecule’s bonds are polar, the substance is usually found to be polar. The polarity of water has an enormous impact on its physical and chemical properties. (For example, the boiling point of water [100°C] is high for such a small molecule and is due to the fact that polar molecules attract each other strongly.) This aspect will be discussed in more detail in section 1.8. on intermolecular forces.

Abbildung 1.7. Electronegativities of Various Elements. A popular scale for electronegativities has the value for fluorine atoms set at 4.0, the highest value.

Looking Closer: Linus Pauling

Arguably the most influential chemist of the 20th century, Linus Pauling (1901–94) is the only person to have won two individual (that is, unshared) Nobel Prizes. In the 1930s, Pauling used new mathematical theories to enunciate some fundamental principles of the chemical bond. His 1939 book The Nature of the Chemical Bond is one of the most significant books ever published in chemistry.

By 1935, Pauling’s interest turned to biological molecules, and he was awarded the 1954 Nobel Prize in Chemistry for his work on protein structure. (He was very close to discovering the double helix structure of DNA when James Watson and James Crick announced their own discovery of its structure in 1953.) He was later awarded the 1962 Nobel Peace Prize for his efforts to ban the testing of nuclear weapons.

In his later years, Pauling became convinced that large doses of vitamin C would prevent disease, including the common cold. Most clinical research failed to show a connection, but Pauling continued to take large doses daily. He died in 1994, having spent a lifetime establishing a scientific legacy that few will ever equal.

Linus Pauling was one of the most influential chemists of the 20th century.

Example 2

Describe the electronegativity difference between each pair of atoms and the resulting polarity (or bond type).


Elektronentransportkette

In their reduced forms, NADH and FADH2 carry electrons to the electron transport chain in the inner mitochondrial membrane. They deposit their electrons at or near the beginning of the transport chain, and the electrons are then passed along from one protein or organic molecule to the next in a predictable series of steps. Importantly, the movement of electrons through the transport chain is energetically “downhill,” such that energy is released at each step. In redox terms, this means that each member of the electron transport chain is more electronegative (electron-hungry) that the one before it, and less electronegative than the one after [2] . NAD + , which deposits its electrons at the beginning of the chain as NADH, is the least electronegative, while oxygen, which receives the electrons at the end of the chain (along with H + ) to form water, is the most electronegative. As electrons trickle “downhill” through the transport chain, they release energy, and some of this energy is captured in the form of an electrochemical gradient and used to make ATP.


Schau das Video: Elektronegativität (Juni 2022).


Bemerkungen:

  1. Cauley

    Entschuldigung, es ist gereinigt

  2. Paxtun

    Ich denke, dass Sie einen Fehler begehen. Ich schlage vor, darüber zu diskutieren. Schreib mir per PN, wir reden.

  3. Anatolie

    Auf keinen Fall

  4. Unwin

    Es tut mir leid, diese Variante nähert sich mir nicht. Wer sonst kann erfordern?

  5. Ohcumgache

    Bemerkenswertes Thema

  6. Muzuru

    die Nachricht unvergleichlich)



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