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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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.

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

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.

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

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

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

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

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)

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

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