Universität Regensburg

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1 Universität Regensburg Fakultät für Chemie und Pharmazie Institut für Anorganische Chemie Prof. Dr. R. Winter Regensburg Musterlösungen Übung Skizzieren Sie den Verlauf der 2. Ionisierungsenergien für die Elemente der zweiten Achterperiode (Na Ar) Zu erwarten: Absolutes Maximum bei Na (nach 1. Ionisierung ist Edelgaskonfiguration erreicht, bei zweiter wird diese aufgehoben; lokale Maxima bei Gruppen 13 und 16, wo stabile e - -Konfigurationen [Edelgas] ns 2 bzw. [Edelgas] ns 2 np 3 Konfigurationen der einfach ionisierten Kationen bei weiterer Ionisierung aufgehoben werden; Minima bei Gruppen 2, 14 und 17, wo zweifach ionisierte Formen vergleichsweise stabile e - -Konfigurationen besitzen. Zahlenwerte: Na: 4562 kj/mol; Mg: 1451 kj/mol; Al: 1817 kj7mol; Si: 1577 kj/mol; P: 1903 kj/mol; S: 2251 kj/mol; Cl: 2297 kj/mol; Ar: 2666 kj/mol. 2. Berechnen Sie den Energieumsatz bei der Bildung eines Ionenpaars aus isolierten Ionen für a) ein einfach geladenes Kation und ein einfach geladenes Anion und b) ein zweifach geladenes Kation und ein zweifach geladenes Anion bei einem Abstand von 225 pm zwischen Anion und Kation in der Gasphase im Vakuum (e = 1, C; ε o = 8, C 2 J -1 m -1 ). E = 1/(4 π ε o ) q 1 q 2 /r mit ε o = DK im Vakuum = 8, C 2 J -1 m -1, q 1 = e (einfach geladenens Kation) = 1, C, q 2 = -e = -1, C (einfach geladenes Anion), r = m: E = -1, J; dies entspräche einer molaren Energie von -617 kj/mol! Bei zweifach geladenem Kation / Anion gilt: q 1 = z 1 e = 2 1, C; q 2 = z 1 e = -2 1, C. E = -4, J; dies entspräche einer molaren Energie von kj/mol. 1

2 3. Berechnen Sie die Standardbildungsenthalpien von MgF 2 und hypothetischem MgF und MgF 3. Woran liegt es, dass MgF 2 die günstigste Standardbildungsenthalpie aufweist? Angaben dazu: Ionisierungsenergien des Magnesiums: ,7 kj/mol; ,7 kj/mol; ,8 kj/mol; Sublimationsenergie des Mg: 147 kj/mol; Bindungsdissoziationsenergie des F 2 - Moleküls: 158 kj/mol; Elektronenaffinität des F-Atoms: -334 kj/mol; (geschätzte) Gitterenergie der Salze: MgF: -900 kj/mol; MgF 2 : kj/mol; MgF 3 : kj/mol. MgF 2 : Mg 2+ (g) + 2F (g) Mg 2+ (g) + F 2 (g) H o diss, (F 2 ) 2 EA(F) Mg 2+ (g) + 2F - (g) I 2 Mg(g) + F 2 (g) Mg(s) + F 2 (g) MgF 2 (s) - H o f + H o sub (Mg) + + I 2 + H o diss (F 2 ) + 2 EA(F) + = 0 H o f = H o sub (Mg) + + I 2 + H o diss (F 2 ) + 2 EA(F) + = 147 kj/mol + 737,7 kj/mol ,7 kj/mol kj/mol + 2 (-334 kj/mol) + ( kj/mol) = ,6 kj/mol. 2

3 MgF: Mg + (g) + F (g) Mg + (g) + 1/2 F 2 (g) 1/2 H o diss, (F 2 ) EA(F) Mg + (g) + F - (g) Mg (g) + 1/2 F 2 (g) Mg (s) + 1/2 F 2 (g) MgF(s) - H o f + H o sub (Mg) + + 1/2 H o diss (F 2 ) + EA(F) + = 0 H o f = H o sub (Mg) + + 1/2 H o diss (F 2 ) + EA(F) + = 147 kj/mol + 737,7 kj/mol + 1/2 (158 kj/mol) + (-334 kj/mol) + (-900 kj/mol) = - 270,3 kj/mol. Geringeres H o f, da der Verlust an Gitterenergie und Elektronenaffinität die geringere Bindungsdissoziationsenergie und die 2. Ionisierungsenergie übersteigt; wichtigste Beiträge sind allerdings Gitterenergie und 2. Ionisierungsenergie. Anmerkung: Der Faktor 1/2 bei der Bindungsdissoziationsenergie resultiert daraus, dass pro Mol MgF nur ein halbes Mol F 2 in F-Atome gespalten werden muss! 3

4 MgF 3 : Mg 3+ (g) + 3 F (g) Mg 3+ (g) + 3/2 F 2 (g) 3/2 H o diss, (F 2 ) 3 EA (F) Mg 3+ (g) + 3 F - (g) I 3 I 2 Mg (g) + 3/2 F 2 (g) Mg (s) + 3/2 F 2 (g) MgF 3 (s) - H o f + H o sub (Mg) + + I 2 + I 3 + 3/2 H o diss (F 2 ) + 3 EA(F) + = 0 H o f = H o sub (Mg) + + I 2 + I 3 + 3/2 H o diss (F 2 ) + 3 EA(F) + = 147 kj/mol + 737,7 kj/mol ,7 kj7mol ,8 kj/mol + 3/2 (158 kj/mol) + 3 (-334 kj/mol) + (-5900 kj/mol) = 3403,2 kj/mol. Hochgradig ungünstig, da die sehr hohe 3. Ionisierungsenergie des Mg nicht durch eine entsprechende Zunahme an Gitterenergie kompensiert wird. Anmerkung: Der Faktor 3/2 bei der Bindungsdissoziationsenergie resultiert daraus, dass pro Mol MgF 3 1,5 Mole Mol F 2 in F-Atome gespalten werden müssen. 4

5 4. Geben Sie für die folgenden Moleküle jeweils eine Lewis-Formel an. a) CO 2 (C ist Zentralatom); b) SO 2 (S ist Zentralatom); c) IO 2- (I ist Zentralatom); d) PCl 3 (P ist Zentralatom); e) ICl 3 (I ist Zentralatom) a) O C O b) S O O linear gewinkelt O S + - O c) I O O - gewinkelt - + I O O - d) P Cl Cl Cl e) I Cl Cl Cl trigonal pyramidal "T-Struktur" 5. Geben Sie für die folgenden Moleküle jeweils mehrere Lewis-Formeln an. Welche ist Ihrer Meinung nach am ehesten zutreffend? a) CO; b) NO; c) N 3 - (Azidion); a) - C O + C O rechte Resonanzstruktur ist weniger günstig; C erreicht nur 6 VE (Sextett) b). - N O N O. + beide Resonanzstrukturen sind ähnlich günstig c) N N N - N N N + 2- N N N "Qualität" der Mesomere nimmt von links nach rechts ab; Mitte: ein N-Atom hat nur Sextett; Rechts: ein N-Atom trägt zwei negative Formalladungen 5