Skript zur Vorlesung
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X∗ ↑↓<br />
s<br />
= X<br />
= Y<br />
9.3 Verbindungen<br />
↑↓ ↑<br />
p<br />
↑ ↑<br />
d<br />
X∗∗ ↑↓<br />
s<br />
↑ ↑<br />
p<br />
↑ ↑ ↑<br />
d<br />
X∗∗∗ ↑<br />
s<br />
↑ ↑<br />
p<br />
↑<br />
sp3d sp3d2 sp3d3 XY3 XY5 XY7<br />
Abbildung 76: Molekülgeometrie der Interhalogenverbindungen XY3, XY5, XY7,<br />
Hybridisierungsmodell und VSEPR-Modell liefern das gleiche Ergebnis.<br />
9.3.2 Halogenide<br />
↑ ↑ ↑<br />
Halogenide sind Verbindungen, in denen die Halogenatome negativ geladen<br />
vorliegen und formal als isolierte Halogenidionen betrachtet werden können.<br />
Die Wasserstoffverbindungen heissen Hydrogenhalogenide.<br />
Eigenschaften von Hydrogenhalogeniden<br />
HF HCl HBr HI<br />
Bildungsenthalpie in kJ/mol -271 -92 -36 +27<br />
Schmelzpunkt in ◦ C -83 -114 -87 -51<br />
Siedepunkt in ◦ C +20 -85 -67 -35<br />
Verdampfungsenthalpie in kJ/mol 30 13 18 20<br />
Säurestärke −→ nimmt zu<br />
Dipolmoment 1,8 1,1 0,8 0,4<br />
Es sind farblose stechend riechende Gase, die sich begierig in Wasser lösen<br />
(0 ◦ C : 507l HCl pro 1l Wasser). Sie dissoziieren dabei unter Bildung von<br />
H3O, sind also Säuren. HF ist die schwächste Säure, HI die stärkste, weil<br />
die Stärke der HX−Bindung in dieser Richtung abnimmt. Hydrogenfluorid,<br />
HF , wird technisch aus Flussspat hergestellt (vgl. H2SO4). Seine wässrige<br />
Lösung nennt man Flussäure (meist 40% ig). Sie wird in Polyethylenflaschen<br />
aufbewahrt, weil sie Glas ätzt. Der Ionenradius von F − ist dem von OH −<br />
vergleichbar; deshalb können sich die beiden Anionen in Salzen gegenseitig<br />
ersetzen. (HF und freie F − −Ionen reagieren mit freien Calciumionen zu<br />
162<br />
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