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Zusammenfassung koordinative Bindungen; TB1, Chemie für Mediziner $7.56
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Zusammenfassung koordinative Bindungen; TB1, Chemie für Mediziner
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  • Course
  • Bindungen
  • Institution
  • Heinrich-Heine-Universität Düsseldorf (HHU / HHUD)
  • Book
  • Chemie für Mediziner

Das Dokument stellt eine Zusammenfassung des Themas koordinative Bindungen im Kapitel Bindungen dar. Es handelt sich dabei um eine Kapitel im Fach Chemie für Mediziner. Das fach gehört zum Themenblock 1 (Einführung in Medizin, Mensch und Gesellschaft).

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Document information

  • Yes
  • February 19, 2023
  • 4
  • 2018/2019
  • Summary

Subjects

  • koordinative bindungen
  • bindungen
  • einführung in die chemie
  • chemie für mediziner
  • grundlagen der chemie
  • tb1
  • chemie in tb1
  • medizinische chemie

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  • Heinrich-Heine-Universität Düsseldorf (HHU / HHUD)
  • Medizin Chemie
  • Bindungen
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polare kovalente und nicht-kovalente Bindungen

Ausgangsfrage: Wann bilden sich kovalente und wann ionische Bindungen aus?


 Elektronegativität
= Fähigkeit eines Atom Bindungselektronen an sich zu ziehen
o Skala von 0-4 (beliebig gewählt)
 Minimum: Cs (EN=0,7)
 Maximum: F (EN=4,0)

o Struktur
 mit steigender Periode nimmt EN ab (zunehmende Elektronenzahl, durch
größeren Atomradius)
 mit steigender Gruppenzahl nimmt EN zu (steigende Kernladungszahl)

o EN-Differenz
 Aufschluss über Bindungsart
 Faustregel (fließende Unterschiede!)
 0-0,5 = unpolare kovalente Bindung
beide Bindungspartner teilen sich Elektronen und ziehen
gleich stark an diesen
 0,5-1,7 = polare kovalente Bindung
ein Bindungspartner zieht Bindungselektronen stärker zu
sich
 1,7 – 3,3 = ionische Bindung
ein Bindungspartner ist viel stärker, sodass er Elektronen
vom anderen Bindungspartner übernimmt)


 polare kovalente Bindungen
o EN-Diff. 0,5-1,7
o elektronegativerer Bindungspartner zieht Elektronen stärker zu sich hin
o Molekül wird polarisiert, da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen
auf der Seite des elektronegativeren Bindungspartners wahrscheinlicher ist
 Auftreten von Partialladungen
 Entstehung von Ladungsdipol




 nicht-kovalente Bindungen
= intermolekular (zwischen Molekülen)

o Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
= intermolekulare Anziehungskraft zwischen Dipolmolekülen
 Wasserstoffbrückenbindungen
= Dipol-Dipol-WW ausgehend von partial positiv geladenem Wasserstoff,
das an ein elektronegativeres Atom gebunden ist

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