Klassifizierung repräsentativer Elementhydride I II III IV V VI VII. LiH BeH 2 BH 3, CH 4 NH 3 H 2 O HF. NaH MgH 2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H 2 S HCl

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Oldwig Scholz
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2 Klassifizierung repräsentativer Elementhydride I II III IV V VI VII Li Be 2 B 3, C 4 N 3 2 F B n m Na Mg 2 Al 3 Si 4 P 3 2 S Cl K Ca 2 Ga 3 Ge 4 As 3 2 Se Br Rb Sr 2 In 3 Sn 4 Sb 3 2 Te I Ionisch Polymer Molekular kovalent Alle Elemente bilden E n -ydride Elemente mit N 4 gehorchen der Regel: 8-N = Valenz und bilden molekulare ydride. Elektropositive Elemente bilden ionische oder polymere ydride. Der Übergang salzartig molekular erfolgt stufenweise und hängt von der Elektronegativität des Zentralatoms ab.

Elemente mit N 4 gehorchen der Regel: 8-N = Valenz und bilden molekulare ydride.

3 =elektropositiv elektronisch ungesättigt Lewis-acide K.Z Die Koordinationszahl (K.Z.) erhöht sich pro Anlagerung eines Monomeren um 1 Einheit. grosser Atomradius z.b. =Al, Ga, In kleiner Atomradius -1 z.b. = B ½ -½ +½ -½ -½ -½ K.Z. 4 K.Z. 6

grosser Atomradius z.b. =Al, Ga, In kleiner Atomradius -1 z.b. = B -1 +2 +½ -½ +½ -½ -½ -½ K.

4 Bindungspolarität der Elementhydride I II III IV V VI VII Li Be 2 B 3, C 4 N 3 2 F B n m Na Mg 2 Al 3 Si 4 P 3 2 S Cl K Ca 2 Ga 3 Ge 4 As 3 2 Se Br Rb Sr 2 In 3 Sn 4 Sb 3 2 Te I Metastabile ydride δ+ - δ nimmt innerhalb der Periode ab; in der Gruppe zu δ - δ+ nimmt innerhalb der Periode zu; in der Gruppe ab - Bindungsstärke [kj/mol] nimmt innerhalb der Periode zu; (Ausnahme: C 4 (416)>N 3 (391) - Bindungsstärke [kj/mol] nimmt innerhalb in der Gruppe ab; d.h. nur für C 4, N 3, 2, 2 S und al ist f exotherm.

- δ+ nimmt innerhalb der Periode zu; in der Gruppe ab - Bindungsstärke [kj/mol] nimmt innerhalb der Periode zu; (Ausnahme: C 4

5 Definition Br!nstedt-Säure: Erhöhung der Konzentration solvatisierter Protonen (solv) + Solv [(solv)] + +[(solv)] G = -T S [(solv)] + [(solv)] G =-RTlnK K = 1. (solv) [(solv)] (g) (g) + (g) + (g) + (g) 1.Solvatationsenthalpie (endotherm) 2.Dissoziationsenthalpie (endotherm) 3.Ionisierungsenergie (endotherm) Elektronenaffinität (exotherm) 4.Solvatationsenthalpie (exotherm) 4. + (solv) + (solv) Bindungsstärke Säurestärke F Cl Br I G [kj/mol] E diss [kj/mol] µ D

=-RTlnK K = 1. (solv) [(solv)] 2. 3. (g) (g) + (g) + (g) + (g) 1.Solvatationsenthalpie (endotherm) 2.

6 C+4e +4 + C 4 Si+4e +4 + Si 4 Ge+4e +4 + Ge N 2 +3e +3 + N 3 P+3e +3 + P 3 As+3e +3 + As 3 Sb+3e +3 + Sb e S+2e +2 + S 2 Se+2e +2 + Se 2 Te+2e +2 + Te 2 E = E = E < -0.3 E = E = 0.06 E = 0.61 E = 0.51 E = E = E = 0.40 E = 0.72 Reduktionskraft eines Elementhydrids nimmt in einer Gruppe zu (zunehmend negatives Potential) Die xidationskraft nimmt bei den Elementen der 2. Periode stark zu: >>N>C. Die E der ydride der Elemente der höheren Perioden ändern sich weniger stark.

7 Klassifizierung repräsentativer Elementfluoride in der höchsten Gruppenoxidationsstufe I II III IV V VI VII VIII LiF BeF 2 BF 3 CF 4 normalvalent (8-N-Regel) NaF MgF 2 AlF 3 SiF 4 PF 5 SF 6 KF CaF 2 GaF 3 GeF 4 AsF 5 SeF 6 hypervalent RbF SrF 2 InF 3 SnF 4 SbF 5 TeF 6 IF 7 ef 8 Ionisch Polymer Molekular kovalent Elektropositive (Metalle & albmetalle) Elemente bilden ionische oder polymere Fluoride (siehe ydride). Kleine bzw. elektronegative Elemente bilden molekulare Fluoride. Die Beständigkeit hoher Koordinationszahlen (>4) nimmt innerhalb einer Gruppe zu (sterischer Effekt). Die Lewis-Azidität der Fluoride nimmt innerhalb einer Gruppe zu: z.b.: SnF 4 >GeF 4 >SiF 4 >>CF 4 & TeF 6 >>SF 6

albmetalle) Elemente bilden ionische oder polymere Fluoride (siehe ydride). Kleine bzw. elektronegative Elemente bilden molekulare Fluoride.

8 Liste einfacher Elementoxide I II III IV V VI VII VIII Li 2 Be B 2 3 C, C 2 N, N 2 2, 3 F 2, 4 F 2 F 2 2 Na 2 2, Mg Al 2 3 Si 2 P 4 6, S 2, Cl 2, Cl 2 Na 2 P 4 10 S 3 Cl 2 7 K 2, Ca Ga 2 3 Ge 2 As 2 3, Se 2, Br 2, Br 2 K 2 As 2 5 Se 3 Rb 2, Sr In 2 3 Sn, Sb 2 3, Te 2, I 2 4, I 4 9, e 3 Rb 2 Sn 2 Sb 2 5 Te 3 I 2 5 e 4 Ionisch Polymer Molekular kovalent Mit Metallen entstehen ionische xide Mit albmetallen entstehen polymere xide Nichtmetalle bilden molekular kovalente xide

2, Sr In 2 3 Sn, Sb 2 3, Te 2, I 2 4, I 4 9, e 3 Rb 2 Sn 2 Sb 2 5 Te 3 I 2 5 e 4 Ionisch Polymer Molekular kovalent

9 Die xidationskraft der Nichtmetalloxide nimmt innerhalb einer Gruppe zu (die Beständigkeit der höchsten xidationsstufe nimmt ab): Beispiel e S Se Te E [V] Beispiel 2 P 4 6 bzw. S 2 sind stärkere Reduktionsmittel als As 2 3 bzw. Se 2. Bi 2 5 bzw. Te 3 sind starke xidationsmittel. Strukturen ionischer xide leiten sich von einer dichten Kugelpackung der 2 Ionen ab. Die M n+ -Kationen besetzen tetraedrische und oktaedrische Lücken. Polymere xide haben ---Brücken 120 < α < 180 α Molekulare xide haben - Mehrfachbindungen e

Bi 2 5 bzw. Te 3 sind starke xidationsmittel. Strukturen ionischer xide leiten sich von einer dichten Kugelpackung der 2 Ionen ab.

10 Ionische xide reagieren basisch: M n+ bildet Aquokomplexe A) 2 M [M( 2 ] x ] [(solv)] M=Metall Kovalente xide reagieren sauer: B) 2 Anhydrid (Ansolvosäure) =B, Si, P,S,al 2 2 [ 4 (solv)] + [(solv)] + Ein xid ist umso saurer: Je stärker die --Bindung 3 P 4 > 3 As 4 ; je grösser die Anionensolvationsenergie Cl 4 > Cl 3 Amphotere xide (=Al, Sn, Sb, Te) reagieren sowohl nach A) als nach B)

+ [(solv)] + Ein xid ist umso saurer: Je stärker die --Bindung 3 P 4 > 3 As 4 ; je grösser die

11 Auch in Redoxreaktionen die über mehrere formale xidationsstufen verlaufen, werden die Elektronen tatsächlich schrittweise übertragen Dabei bestimmt der langsamste Reaktionsschritt die Geschwindigkeit der Reaktion. Beispiel: Die Ioduhr : Gemisch aus Iodat, I 3, ydrogensulfit, S 3 2, und Stärke I S 3 langsam I + 3 S 4 5 I + I schnell I 2 + S sehr schnell 3 I I + S I + 2 I 2 I 5 Stärke blaue Einlagerungsverbindung

Beispiel: Die Ioduhr : Gemisch aus Iodat, I 3, ydrogensulfit, S 3 2, und Stärke I 3 + 3 S 3 langsam I + 3 S 4 5 I

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