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Verschiedene Modelle eines Moleküls Glucose

EIN Molekül oder Molekül ist das kleinste Teilchen eines Moleküls Staub das immer noch die chemisch Eigenschaften dieser Substanz. Würde ein Molekül in noch kleinere Partikel zerlegt, würden sich seine chemischen Eigenschaften ändern.

Ein Molekül besteht aus Atome die in einer festen Anordnung von chemische Bindungen sind miteinander verbunden. Eine Chemikalie wird durch die Atome definiert, aus denen das Molekül besteht, und die chemischen Bindungen, die zwischen den Atomen bestehen.

Die Masse eines Moleküls, oder molekulare Masse, ist gleich der Gesamtmasse der Atome, aus denen das Molekül besteht. Die Molekülmasse wird in atomaren Masseneinheiten ausgedrückt (dargestellt als u (Einheit)). In Kilogramm ausgedrückt ist dies:

1 Std. 1,6605402 × 10⁻²⁷ kg.

Die Dimensionen der Moleküle liegen im Auftrag von Nanometer. (1nm = 1×10⁻⁹ m, ein Millionstel Millimeter).

Das Wort Molekül ist abgeleitet von der Lateinmolekular („kleine Masse“).

Bindungen in einem Molekül

sehen Kovalente Bindung für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Jeder Chemisches Element hat eine feste Anzahl von Bindungen, die Atome dieses Elements eingehen können, die Wertigkeit. Die Valenz eines Atoms, die Anzahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann, wird durch die Elektronen der äußersten Elektronenhülle (die Valenzelektronen) bestimmt.

Das Elektronenkonfiguration des Elektronen um die Atomkern ist in verschiedene Energiestufen unterteilt oder Elektronenschalen. Jede Schale enthält eine feste Anzahl von Elektronen. Am energetisch günstigsten ist es, wenn die äußerste Schale, die Valenzschale, je nach Position des Elements im aus zwei oder acht Elektronen besteht Periodensystem. Das nennt man Edelgaskonfiguration oder Oktettstruktur.

Diese energetisch günstigste Situation wird erreicht, wenn ein Atom mit einem oder mehreren anderen Atomen eine Bindung eingeht, wodurch die beiden Valenzschalen ineinander verschmelzen.

Wasserstoff hat beispielsweise a Wasserstoffatom ein Elektron. Wenn zwei Wasserstoffatome eine Bindung eingehen, entsteht eine Situation, in der beide Atome in die energetisch günstige Situation von zwei Elektronen kommen:

H · H → H:H

Ein Wassermolekül. Das Sauerstoffatom teilt sich mit jedem Wasserstoffatom ein Elektronenpaar, sodass alle Atome des Moleküls im Edelgaskonfiguration Kommen Sie.

In einem Wasserstoffmolekül ist H₂, haben die beiden Wasserstoffatome ein gemeinsames Elektronenpaar.

Wenn zwei Atome ein gemeinsames Elektronenpaar sprechen wir von a einfache kovalente Bindung, wenn zwei Atome zwei gemeinsame Elektronenpaare sprechen wir von a kovalente Doppelbindung. Es gibt auch eine Dreifachbindung, bei der zwei Atome drei haben gemeinsame Elektronenpaare.

Stoffe, deren Moleküle eine oder mehrere kovalente Doppelbindungen aufweisen, sind ungesättigte Verbindungen erwähnt. Substanzen, deren Moleküle nur einfache kovalente Bindungen enthalten, sind gesättigte Verbindungen erwähnt.

Wertigkeit

sehen Wertigkeit (Chemie) für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Die Wertigkeit ist die Zahl der Bindungen, die ein Atom mit anderen Atomen eingehen kann. Die Zahl der Valenzelektronen eines Atoms bestimmt maßgeblich die Zahl der Elektronenpaare, die ein Atom bilden kann, und damit die Zahl der Bindungen, die ein Atom eingehen kann.

Element	Anzahl der Valenzelektronen	Wertigkeit
Wasserstoff	1	1
Kohlenstoff	4	4
Sauerstoff	6	2
Stickstoff	5	3
Chlor	7	1
Helium	2	0

Beachten Sie, dass die Anzahl der Valenzelektronen und die addierte Valenz immer acht oder zwei betragen. Dies ist das Oktettzeile.

Radikale

Wenn nicht alle Valenzelektronen verwendet wurden, d. h. als Molekül freie Elektronen hat, wir sprechen von a Radikale. Die energetische Konfiguration von Radikalen ist sehr ungünstig und diese Teilchen sind daher sehr reaktiv.

Siehe auch

• Lewis-Theorie
• aromatische Verbindung
• Ionenverbindung

Molekularformel

sehen Molekularformel für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Die Zusammensetzung eines Moleküls wird durch eine Summenformel dargestellt. In einer Summenformel wird für jedes im Molekül vorkommende Element die Anzahl der Atome angegeben.

Die Elemente haben Symbole bestehend aus einem Großbuchstaben, optional gefolgt von einem oder zwei Kleinbuchstaben. Die richtige Verwendung von Groß- und Kleinschreibung ist sehr wichtig: Pb bezeichnet das Element führen während PB eine Verbindung von indicate anzeigen würde Phosphor und bohren.

Beispiele für Summenformeln:

Es ist üblich, dass die Elemente C, H, O, N und S zuerst aufgeführt werden, gefolgt von den anderen Elementen in alphabetischer Reihenfolge, wie die Summenformel von . zeigt Senfgas (C₄huh₈SCl₂).

Strukturformel

sehen Strukturformel für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Eine Summenformel listet nur die Atome in einem Molekül auf, aber um zu zeigen, wie diese Atome verbunden sind, a Strukturformel benutzt. Eine Strukturformel ist ein Diagramm, das alle Atome zeigt, aus denen das Molekül und die Verbindungen zwischen diesen Atomen bestehen.

Als Beispiel nehmen wir die Strukturformel von Buttersäure:

Dieses Bild zeigt, dass die vier Kohlenstoffatome in einer Reihe miteinander verbunden sind, die beiden Sauerstoffatome sind beide mit demselben Kohlenstoffatom verbunden, das gegenüberliegende Kohlenstoffatom ist mit drei Wasserstoffatomen verbunden, ein Wasserstoffatom ist mit einem Sauerstoffatom verbunden , und die restlichen Wasserstoffatome sind zu zweit mit den beiden mittleren Kohlenstoffatomen verbunden.

Beachten Sie, dass diese Strukturformel nur die Bindungen zeigt, eine Aussage über die räumliche Form des Moleküls anhand dieser Formel ist nicht möglich.

Um die räumliche Form eines Moleküls in einer Strukturformel darzustellen, können Linien unterschiedlicher Dicke verwendet werden, wie in der folgenden Strukturformel von Fruktose:

Diese Strukturformel zeigt unter anderem, dass sich zwei OH-Gruppen auf der gleichen Seite des Rings befinden und die dritte OH-Gruppe auf der gegenüberliegenden Seite.

Isomerie

sehen Isomer für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Zwei Moleküle, die aus den gleichen Atomen in unterschiedlicher Anordnung bestehen, heißen Isomere erwähnt. Wenn von zwei Isomeren sogar alle paarweisen Bindungen zwischen den Atomen gleich sind und die Unterschiede in der räumlichen Anordnung liegen, spricht man von Stereoisomere.

Die einzige Ähnlichkeit, die Isomere haben, ist die Molekulargewicht, alle anderen Eigenschaften sind oft völlig anders. Ein Beispiel für zwei Isomere mit völlig unterschiedlichen Eigenschaften bildet formed Diethylether und Butanol.

Stereoisomere haben in den meisten Fällen die gleichen oder ähnliche chemische Eigenschaften, aber unterschiedliche organisch Eigenschaften, wie z Glucose und Galaktose. Beide Zucker kommen im menschlichen Körper vor, haben aber eine andere biologische Funktion.

Siehe auch

• Cis-trans-Isomerie
• Optische Isomerie
• Enantiomer

Polarität

sehen Polare Verbindung für den Hauptartikel zu diesem Thema.

1,2-trans-Dichlorethylen (links) und 1,2-cis-Dichlorethylen (rechts). In einem sind die polaren Bindungen entgegengesetzt orientiert, in dem anderen nicht. Sind die polaren Bindungen entgegengesetzt orientiert, ist das Molekül als Ganzes unpolar.

Wenn zwei Atome mit sehr unterschiedlichen Elektronegativität eine Bindung in einem Molekül haben, hat diese Bindung eine asymmetrische Ladungsverteilung: die statistisch Wahrscheinlichkeit, dass sich die Bindungselektronen auf dem elektronegativen Atom befinden, ist größer als die statistische Wahrscheinlichkeit, dass sich die Bindungselektronen auf dem weniger elektronegativen Atom befinden. Wenn ein stark elektronegatives Element eine Bindung mit einem weniger starken elektronegativen Element eingeht, wird eine polare Bindung gebildet.

Beispiele für stark elektronegative Elemente sind Sauerstoff, Stickstoff und Chlor. Typische Beispiele für polare Bindungen sind C=O, H-O und C-Cl.

Wenn ein Molekül polare Bindungen enthält, bedeutet dies nicht unbedingt, dass das Molekül als Ganzes polar ist. Ein Molekül ist polar, wenn:

• das Molekül enthält Bindungen zwischen elektronegativen und nichtelektronegativen Elementen;
• diese polaren Bindungen sind nicht entgegengesetzt orientiert.

Als Beispiel nehmen wir die Stereoisomere voorbeeld 1,2-trans-Dichlorethylen und 1,2-cis-Dichlorethylen (siehe Bild). Der erste ist unpolar und der zweite ist polar. Dies liegt daran, dass im ersten Molekül die beiden polaren Bindungen entgegengesetzt orientiert sind und sich gegenseitig aufheben.

Der Polaritätsgrad eines Moleküls heißt Dipolmoment erwähnt. In Strukturformeln wird die Polarität von Bindungen durch das griechischer Brief (Delta). Stoffe mit mehr oder weniger gleicher Polarität sind im Allgemeinen mischbar: polare Stoffe mischen sich gut mit polaren Stoffen, unpolare Stoffe mischen sich gut mit unpolaren Stoffen.

Intermolekularen Kräfte

sehen Van-der-Waals-Kräfte für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Im feste Stoffe und Flüssigkeiten Moleküle werden zusammengehalten durch Van-der-Waals-Kräfte.

In einer Flüssigkeit bewegen sich die Moleküle frei innerhalb eines festen Volumens, in einem Festkörper schwingen die Moleküle nur ohne Positionsänderung. In einem Gas können sich die Moleküle unabhängig voneinander bewegen. Das kinetische Energie der Moleküle bestimmt die Temperatur der Sache, und damit für die Phase in dem es sich befindet.

Wasserstoffbrücken

EIN Wasserstoffverbindung ist eine Anziehung zwischen einem stark elektronegativen Atom eines Moleküls und a saurer Wasserstoff eines anderen Moleküls. Wasserstoffatome, die an ein elektronegatives Element gebunden sind, werden saure Wasserstoffatome nennt man zum Beispiel Wasserstoffatome, die mit Sauerstoff eine Bindung eingehen, wie in Wasser oder in Alkohole.

Wasserstoffbrücken sorgen dafür, dass bei polaren Stoffen stärkere intermolekulare Kräfte vorhanden sind als bei unpolaren Stoffen. Dadurch haben polare Stoffe oft einen höheren Kochen und Schmelzpunkt, dann auf der Grundlage ihrer Molekulargewicht zu erwarten wäre. Unpolare Stoffe mit einem Molekulargewicht in der Größenordnung von Wasser sind bei Raumtemperatur gasförmig, wie z Methan.

Siehe auch

• Londoner Macht

Geschichte der Molekularen Theorie

Antike

Der griechische Weise Leukipp war der Gründer der Atomismus: die Theorie, dass alle Materie aus unteilbaren, unzerstörbaren Teilchen besteht, die Atome genannt werden. Diese Theorie wurde von seinem Schüler weiter ausgearbeitet demokrit. Sie waren die ersten Wissenschaftler, die argumentierten, dass Materie aus Teilchen besteht, und legten damit auch den Grundstein für die molekulare Theorie.

Renaissance

Moleküle, die aus Atomen bestehen, sind eine Erfindung des 17. Jahrhunderts, obwohl die Begriffe nicht eins zu eins mit dem übersetzt werden sollten, was wir heute darunter verstehen. Die Atomidee wurde durch den Holländer voneinander unabhängig Isaac Beeckman (1620) und der Franzose Sebastian Basson (1621) weiterentwickelt. Beeckman fragte sich, wie sich Metalle voneinander unterscheiden. Er sah einen Goldklumpen als eine Ansammlung unsichtbar kleiner Individuen, goldener Kreaturen, die er homogenea nannte. Sie bestanden aus vier Arten von Atomen: Wasser, Feuer, Erde und Luft. Das Homogene verschiedener Metalle hatte eine unterschiedliche Anzahl dieser Atome, und das gab ihnen spezifische Eigenschaften. Bis dahin glaubten Forscher, dass die verschiedenen Metalle durch eine Art Evolution von unedler zu edel ineinander verschmelzen könnten. Aber diese „Evolutionstheorie“ konnte nicht erklären, wie Legierungen, Mischungen verschiedener Metalle, aufgebaut wurden. Beeckmans Theorie könnte. Beeckmans Erkenntnisse gewannen durch seine Schüler an Einfluss Descartes und Huygens, und sie führten zum Monaden von Leibniz, das Molekül von Stahl, das Korpuskeln von Boyle ebenso wie particulae ultimae kompositionis von Newton.

Amedeo Avogadro

Neunzehntes Jahrhundert

Im 1808 Die Atomtheorie wurde von dem britischen Chemiker und Physiker wiederbelebt John Dalton. In seiner Arbeit Ein neues System der chemischen Philosophie er argumentierte, dass Materie aus kleinen, unteilbaren Teilchen besteht. Der italienische Gelehrte Amedeo Avogadro dann gemacht in 1811 die Unterscheidung zwischen Atomen und Molekülen. Er veröffentlichte seinen Einblick in die Journal de Physique, was nicht allgemein beachtet wurde. In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts herrschte unter Chemikern große Verwirrung über das molekulare Konzept, das damit zusammenhängt, dass in einer einfachen Substanz wie Sauerstoffgas ein Molekül aus zwei identischen Atomen besteht. Dalton konnte das nicht akzeptieren; für Wasser gelangte er daher zu der Summenformel HO, für Ammoniak zu NH. Erst nach dem großen Chemikerkongress 1860 in Karlsruhe fanden die Erkenntnisse Avogadros durch die Bitten des jungen italienischen Chemikers Cannizzaro allmählich breite Anerkennung.

1857 war das Jahr in dem Friedrich Kekulea entdeckt, dass Kohlenstoff vierwertig ist; zweifellos ein Meilenstein angesichts der heutigen organische Chemie weitgehend auf dieser Entdeckung basiert.

Zwanzigstes Jahrhundert

In der ersten Hälfte des zwanzigstes Jahrhundert ist unter anderem Ernest Rutherford und Niels Bohr die innere Struktur des Atoms aufgeklärt. Dank ihrer Arbeit konnten auch viele Fragen zur räumlichen Form von Molekülen beantwortet werden.

Siehe auch

• Molekularmechanik
• Molekulardynamik
• Rutherfords Atommodell
• Bohr.s Atommodell
• Bruttoformel
• Biomolekül

Quellen

H. Kubbinga, Die Molekularisierung der Weltanschauung, Teil I (Hilversum: Verloren, 2003), ISBN 90-6550-731-0 .

Externer Link

• Diese Internetseite vermittelt einen guten Eindruck von Größenverhältnissen auf molekularer und kleinerer Ebene.

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