Aufgabe 1)

Löslichkeit und Beeinflussungsfaktoren in chemischen Systemen

Die Löslichkeit eines Stoffes beschreibt, wie viel von diesem Stoff sich in einem Lösungsmittel auflösen kann, bis eine gesättigte Lösung entsteht. Die Löslichkeit ist ein wichtiger Parameter in verschiedenen chemischen und biologischen Prozessen und hängt von verschiedenen Faktoren wie der Polarität der beteiligten Moleküle, der Temperatur und dem Druck ab. Hydrophile Substanzen lösen sich gut in Wasser, während lipophile Substanzen bevorzugt in fettartigen Substanzen löslich sind.

Zwei wichtige Prinzipien zur Beschreibung der Löslichkeit sind:

• Massenwirkungsgesetz: Dieses Gesetz kann verwendet werden, um das Löseverhalten von Elektrolyten zu beschreiben. Für eine gesättigte Lösung von Salz AB, welches in A⁺ und B^- dissoziiert, gilt: \[ K_{sp}= [A^+]^{m}[B^-]^{n} \]
• Henry-Gesetz: Dies beschreibt die Löslichkeit von Gasen in Flüssigkeiten. Die Konzentration eines Gases (C) in einer Flüssigkeit ist proportional zum Partialdruck (P) des Gases über der Flüssigkeit: \[ C = k_H \times P \]

a)

Ein bestimmtes Salz XY hat ein Löslichkeitsprodukt (K_sp) von \(4.0 \times 10^{-12}\). Berechne die maximale Molarität von XY in Wasser.

Lösung:

Um die maximale Molarität eines Salzes XY in Wasser zu berechnen, verwenden wir das Löslichkeitsprodukt \(K_{sp}\). In diesem Fall haben wir:

\(K_{sp} = 4.0 \times 10^{-12}\)

Angenommen, das Salz XY dissoziiert vollständig in seine Ionen X⁺ und Y^-:

• Die Dissoziationsgleichung lautet: \(XY \rightleftharpoons X^+ + Y^-\)
• Die Konzentrationen der beiden Ionen sind gleich, wenn das Salz vollständig dissoziiert: \([X^+] = [Y^-] = s\)
• Das Löslichkeitsprodukt ist also: \[K_{sp} = [X^+][Y^-] = s \times s = s^2\]
• Um die Molarität zu finden, lösen wir nach \(s\) auf: \[s^2 = 4.0 \times 10^{-12}\] \[s = \sqrt{4.0 \times 10^{-12}} = 2.0 \times 10^{-6} \, M\]

Die maximale Molarität des Salzes XY in Wasser beträgt also \(2.0 \times 10^{-6} \, M\).

b)

Ein geschlossenes System enthält Sauerstoffgas (O₂) bei einem Druck von 2 atm. Der Henry-Koeffizient für O₂ in Wasser bei 25°C beträgt \(1.3 \times 10^{-3}\) mol/(L·atm). Berechne die Konzentration von O₂ im Wasser in diesem geschlossenen System.

Lösung:

Um die Konzentration von Sauerstoffgas (O₂) im Wasser in einem geschlossenen System zu berechnen, verwenden wir das Henry-Gesetz. Das Henry-Gesetz besagt, dass die Konzentration eines Gases (C) in einer Flüssigkeit proportional zum Partialdruck (P) des Gases über der Flüssigkeit ist:

\[ C = k_H \times P \]

Gegeben sind:

• Der Druck des Sauerstoffs (P): 2 atm
• Der Henry-Koeffizient für O₂ in Wasser bei 25°C (\(k_H\)): \(1.3 \times 10^{-3}\) mol/(L·atm)

Setze die Werte in die Gleichung ein:

• \[C = (1.3 \times 10^{-3}) \times 2 = 2.6 \times 10^{-3}\] mol/L

Die Konzentration von O₂ im Wasser in diesem geschlossenen System beträgt also \(2.6 \times 10^{-3}\) mol/L.

Aufgabe 2)

Du hast 2 mL einer konzen­trierten Salz­säure (HCl) Lösung mit einer Konzen­tration von 12 M. Dieser wird zu 100 mL destilliertem Wasser hinzu­gegeben. Bestimme den pH-Wert der resultierenden Lösung. Verwende die Definition von Säure nach Arrhenius, Brønsted-Lowry und Lewis zur Erläuterung der beobachteten chemischen Eigenschaften.

a)

Berechne die neue Konzentration der HCl-Lösung nach der Verdünnung. Zeige deine Berechnungen und formuliere den Ausdruck für die Verdünnung.

Lösung:

Verdünnung einer HCl-Lösung

Um die neue Konzentration der HCl-Lösung nach der Verdünnung zu berechnen, müssen wir zunächst verstehen, wie die Verdünnung funktioniert. Laut dem Prinzip der Verdünnung bleibt die Menge der gelösten Substanz (in diesem Fall die Anzahl der Mol von HCl) vor und nach der Verdünnung gleich.

Nötige Formeln und Berechnungen

Die Verdünnung kann durch die folgende Formel beschrieben werden:

Formel:

\[ C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2 \]

Wobei:

• C_1 die initiale Konzentration (12 M)
• V_1 das initiale Volumen (2 mL)
• C_2 die finale Konzentration nach der Verdünnung
• V_2 das finale Volumen nach der Verdünnung

Da wir die HCl-Lösung zu 100 mL destilliertem Wasser hinzufügen, beträgt das finale Volumen:

\[ V_2 = 2 \text{mL} + 100 \text{mL} = 102 \text{mL} \]

Berechnung der neuen Konzentration:

Um die neue Konzentration C_2 zu berechnen, setzen wir die bekannten Werte in die Verdünnungsformel ein:

\[ C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2 \] \[ 12 \text{M} \times 2 \text{mL} = C_2 \times 102 \text{mL} \] \[ 24 \text{M \cdot mL} = C_2 \times 102 \text{mL} \] \[ C_2 = \frac{24 \text{M \cdot mL}}{102 \text{mL}} \] \[ C_2 = 0.235 \text{M} \]

Ergebnis:

Nach der Verdünnung beträgt die neue Konzentration der HCl-Lösung 0,235 M.

b)

Bestimme den pH-Wert der verdünnten HCl-Lösung. Verwende die Beziehung zwischen der Konzentration der Hydroniumionen und dem pH-Wert.

Lösung:

Bestimmung des pH-Werts der verdünnten HCl-Lösung

Nachdem wir die neue Konzentration der HCl-Lösung nach der Verdünnung berechnet haben, können wir nun den pH-Wert der Lösung bestimmen.

Hydroniumionen und pH-Wert

In einer wässrigen Lösung dissoziiert HCl vollständig in Hydroniumionen (H₃O⁺) und Chloridionen (Cl^-). Daher ist die Konzentration der H₃O⁺-Ionen gleich der Konzentration der HCl-Lösung.

Die Konzentration von Hydroniumionen [H₃O⁺] in der verdünnten Lösung beträgt 0,235 M (wie zuvor berechnet).

pH-Wert Berechnung

Der pH-Wert einer Lösung wird durch folgende Formel berechnet:

Formel:

\[ \text{pH} = -\log[H_3O^+] \]

Berechnung des pH-Werts:

Setzen wir die Konzentration von Hydroniumionen ein:

\[ \text{pH} = -\log(0,235) \]

Die Berechnung zeigt:

\[ \text{pH} = -\log(0,235) \approx 0,63 \]

Ergebnis:

Der pH-Wert der verdünnten HCl-Lösung beträgt 0,63.

Definitionen nach Arrhenius, Brønsted-Lowry und Lewis

Arrhenius-Theorie: Nach der Arrhenius-Definition ist eine Säure eine Substanz, die in wässriger Lösung H₃O⁺ Ionen bildet. HCl dissoziiert in Wasser vollständig zu H₃O⁺ und Cl^-, was den sauren Charakter erklärt und den pH-Wert senkt.

Brønsted-Lowry-Theorie: Nach der Brønsted-Lowry-Definition ist eine Säure ein Protonendonator. In diesem Fall gibt HCl ein Proton (H⁺) an Wasser ab, wodurch H₃O⁺ entsteht.

Lewis-Theorie: Nach der Lewis-Definition ist eine Säure ein Elektronenpaar-Akzeptor. Hier nimmt das H⁺ Ion (abgeleitet von HCl) ein Elektronenpaar von einem Wassermolekül auf, um H₃O⁺ zu bilden.

c)

Erläutere, wie die Arrhenius-Definition von Säuren und Basen zu den Beobachtungen in deiner berechneten Verdünnung passt.

Lösung:

Arrhenius-Definition von Säuren und die Verdünnung

Die Arrhenius-Definition von Säuren

Nach der Arrhenius-Definition ist eine Säure eine Substanz, die in wässriger Lösung Wasserstoffionen (H⁺) bildet. Diese Wasserstoffionen reagieren dann mit Wasser, um Hydroniumionen (H₃O⁺) zu bilden:

Reaktionsgleichung: \[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^{+} + \text{Cl}^{-} \]

\[ \text{H}^{+} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{O}^{+} \]

Anwendung auf unsere Verdünnung

In unserem Fall haben wir eine konzentrierte HCl-Lösung (12 M), die wir mit 100 mL destilliertem Wasser verdünnen. Die neue Konzentration nach der Verdünnung beträgt 0,235 M. Die Arrhenius-Definition erklärt, dass HCl in der verdünnten Lösung immer noch vollständig in H⁺ und Cl^- ionisiert, wobei die Anzahl der H₃O⁺-Ionen proportional zur Konzentration der HCl-Lösung ist.

Bezug zur Berechnung des pH-Werts:

Aus der Arrhenius-Definition folgt, dass je mehr HCl wir in die Lösung geben, desto mehr Hydroniumionen werden gebildet, was den pH-Wert beeinflusst:

• Höhere HCl-Konzentration: Mehr H₃O⁺ Ionen und dadurch ein niedrigerer pH-Wert.
• Niedrigere HCl-Konzentration: Weniger H₃O⁺ Ionen und dadurch ein höherer pH-Wert.

In der verdünnten Lösung mit 0,235 M HCl haben wir eine entsprechende Menge an Hydroniumionen (0,235 M), was den pH-Wert der Lösung bestimmt. Unsere Berechnung ergab einen pH-Wert von 0,63, was die hohe Säurestärke der HCl in der verdünnten Lösung zeigt.

Schlussfolgerung

Die Arrhenius-Definition erklärt, warum HCl, selbst nach Verdünnung, eine starke Säure bleibt, da sie in wässriger Lösung vollständig in H⁺ und Cl^- ionisiert. Dies führt zu einer hohen Konzentration von Hydroniumionen, die den niedrigen pH-Wert der Lösung bestimmt.

d)

Verwende die Brønsted-Lowry und Lewis Defini­tionen, um die Reaktion und das Verhalten der HCl in Wasser zu beschreiben, und vergleiche diesen Ansatz mit der Arrhenius-Defini­tion.

Lösung:

HCl in Wasser: Brønsted-Lowry und Lewis Definitionen im Vergleich zur Arrhenius-Definition

Brønsted-Lowry Definition von Säuren

Nach der Brønsted-Lowry-Definition ist eine Säure ein Protonendonator und eine Base ein Protonenakzeptor. In wässriger Lösung gibt die Salzsäure (HCl) ein Proton (H⁺) ab, das von einem Wassermolekül (H₂O) aufgenommen wird, wodurch Hydroniumionen (H₃O⁺) und Chloridionen (Cl^-) entstehen.

Reaktionsgleichung:

\[ \text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{O}^{+} + \text{Cl}^{-} \]

HCl gibt ein Proton ab (Protonendonator) und Wasser nimmt ein Proton auf (Protonenakzeptor).

Erklärung der chemischen Eigenschaften:

Nach dieser Definition zeigt die HCl in Wasser starke saure Eigenschaften, indem sie leicht ihr Proton abgibt, und Wasser fungiert als Base, indem es das Proton aufnimmt.

Lewis Definition von Säuren

Nach der Lewis-Definition ist eine Säure ein Elektronenpaar-Akzeptor und eine Base ein Elektronenpaar-Donator. In diesem Fall kann das Proton (H⁺), das von HCl stammt, als Elektronenpaar-Akzeptor betrachtet werden. Das Wassermolekül wirkt als Elektronenpaar-Donator, indem es ein freies Elektronenpaar zur Bildung einer koordinativen Bindung mit dem Proton bereitstellt.

Reaktionsgleichung:

\[ \text{H}^{+} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_3\text{O}^{+} \]

Das Proton (H⁺) wirkt als Elektronenpaar-Akzeptor und das Wasser (H₂O) als Elektronenpaar-Donator.

Erklärung der chemischen Eigenschaften:

Nach dieser Definition zeigt das Proton der HCl starke saure Eigenschaften, indem es Elektronenpaare akzeptiert, während das Wasser als Base fungiert, indem es Elektronenpaare zur Verfügung stellt.

Vergleich mit der Arrhenius-Definition

Die Arrhenius-Definition beschreibt eine Säure als eine Substanz, die in wässriger Lösung H⁺ Ionen bildet. Die vollständige Dissoziation von HCl in Wasser führt demnach zur Bildung von Hydroniumionen (H₃O⁺).

Gemeinsamkeiten:

• Alle drei Definitionen bestätigen, dass HCl in Wasser eine starke Säure ist.
• Bei jeder Definition wird HCl als eine Substanz angesehen, die Protonen (H⁺) in Lösung zur Verfügung stellt.

Unterschiede:

• Arrhenius: Konzentriert sich auf das Verhalten in wässrigen Lösungen und die Bildung von H₃O⁺-Ionen.
• Brønsted-Lowry: Deckt eine breitere Palette von Protonendonationen und -akzeptanzreaktionen ab, nicht nur in Wasser.
• Lewis: Erweiterter Rahmen, der alle Reaktionen umfasst, bei denen Elektronenpaare übertragen werden, und bietet damit die allgemeinste Definition von Säuren und Basen.

Schlussfolgerung

Durch die Anwendung der Brønsted-Lowry-und Lewis-Definitionen wird deutlicher, wie HCl in Wasser interagiert und protoniert, während die Arrhenius-Definition einen konzentrierteren Blick auf wässrige Lösungen bietet. Alle Definitionen stimmen darin überein, dass HCl in Wasser als starke Säure fungiert.

Aufgabe 3)

Eine chemische Reaktion befindet sich im Gleichgewicht, und seine Gleichgewichtskonstante beträgt 4 bei Raumtemperatur. Die Reaktion lautet: \text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D} Die Ausgangskonzentrationen der Reaktanten und Produkte werden wie folgt angegeben: \text{[A]} = 1\text{ mol/L}, \text{[B]} = 1\text{ mol/L}, \text{[C]} = 2\text{ mol/L}, \text{[D]} = 0.5\text{ mol/L}. Analysiere die Auswirkungen der folgenden Szenarien unter Berücksichtigung des Prinzips des chemischen Gleichgewichts und des Gesetzes von Le Chatelier.

a)

Berechne die Reaktionsquote (Q) für das oben genannte System unter den gegebenen Ausgangskonzentrationen und vergleiche Q mit der Gleichgewichtskonstante (K). Welche Richtung der Gleichgewichtsverschiebung ist zu erwarten, wenn spezielle Maßnahmen gemäß dem Gesetz von Le Chatelier ergriffen werden, um das Gleichgewicht zu erreichen?

Lösung:

b)

Angenommen, die Temperatur des Systems wird erhöht und die Reaktion ist endotherm. Erläutere, wie sich die Temperaturänderung auf die Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktanten und Produkte gemäß dem Gesetz von Le Chatelier auswirkt. Berechne auch die Gleichgewichtskonstanten (K) für die veränderten Bedingungen, wenn bekannt ist, dass die Gleichgewichtskonstante bei der neuen Temperatur 9 beträgt.

Lösung:

Aufgabe 4)

Betrachte die Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie (VSEPR), die zur Vorhersage der räumlichen Struktur von Molekülen herangezogen wird. Die Theorie besagt, dass sich Elektronenpaare gegenseitig abstoßen und sich so weit wie möglich voneinander entfernen. Dies führt zu verschiedenen Geometrien und Winkel, abhängig von der Anzahl der bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaare. Mögliche Strukturtypen sind linear, trigonal-planar, tetraedrisch, trigonal-bipyramidal und oktaedrisch.

a)

Zeichne die Lewis-Struktur und bestimme die Elektronenpaar-Geometrie (nach VSEPR) und den Bindungswinkel von SF₄. Berücksichtige dabei die Anzahl der bindenden und nicht-bindenden Elektronenpaare um das Schwefelatom.

Lösung:

Übung: Bestimmung der Struktur von SF₄

• Schwefel (S) hat 6 Valenzelektronen.
• Jedes Fluor (F) hat 7 Valenzelektronen, und da es 4 Fluoratome gibt, sind das insgesamt 28 Valenzelektronen.
• Das Gesamtsystem hat also 6 + 28 = 34 Valenzelektronen.
• Schwefel bildet 4 Einfachbindungen mit den 4 Fluoratomen. Jede Bindung verbraucht 2 Elektronen, also 4 x 2 = 8 Elektronen.
• Damit verbleiben 34 - 8 = 26 Elektronen für die nicht-bindenden Elektronenpaare.
• Diese werden auf die Fluoratome verteilt, so dass jedes Fluoratom 8 Elektronen in der Valenzschale hat (inklusive der Bindungspaare).

• Schwefel hat 5 Elektronenpaare um sich herum (4 bindende und 1 nicht-bindendes Paar).
• Nach der VSEPR-Theorie müssen sich diese 5 Paare möglichst weit voneinander entfernen.
• Die ideale Geometrie für 5 Elektronenpaare ist trigonal-bipyramidal. Allerdings besetzt das freie Elektronenpaar eine der äquatorialen Positionen, wodurch die Geometrie tatsächlich seesaw-förmig wird (wie eine Wippe).

• In der seesaw-Geometrie sind die Bindungswinkel zwischen den äquatorialen Atomen (SF-SF) um etwa 120 Grad und zwischen den äquatorialen und axialen Atomen (SF-SF) um etwa 90 Grad.
• Allerdings wird der Winkel durch das freie Elektronenpaar etwas verzerrt, so dass die genauen Winkel etwa 101 Grad und 173 Grad betragen könnten (näherungsweise).

• Lewis-Struktur: Ein Schwefelatom ist mit 4 Fluoratomen und einem freien Elektronenpaar verbunden.
• Elektronenpaar-Geometrie: seesaw (Wippe).
• Bindungswinkel: ca. 101 Grad und 173 Grad.

b)

Vergleiche die Geometrien von NH₃ und BF₃ anhand der Valenzelektronenpaar-Abstoßungstheorie. Erkläre, warum diese Moleküle unterschiedliche Geometrien haben, auch wenn beide Moleküle den gleichen Zentralatom haben könnten.

Lösung:

Übung: Vergleich der Geometrien von NH₃ und BF₃ nach VSEPR-Theorie

• Stickstoff (N) hat 5 Valenzelektronen.
• Jedes Wasserstoff (H) hat 1 Valenzelektron, und da es 3 Wasserstoffatome gibt, sind das insgesamt 3 Valenzelektronen.
• Das Gesamtsystem hat also 5 + 3 = 8 Valenzelektronen.
• Stickstoff bildet 3 Einfachbindungen mit den 3 Wasserstoffatomen. Jede Bindung verbraucht 2 Elektronen, also 3 x 2 = 6 Elektronen.
• Damit verbleiben 8 - 6 = 2 Elektronen, die als nicht-bindendes Elektronenpaar auf dem Stickstoff verbleiben.

• Stickstoff hat 4 Elektronenpaare um sich herum (3 bindende Paare und 1 nicht-bindendes Paar).
• Nach der VSEPR-Theorie müssen sich diese 4 Paare möglichst weit voneinander entfernen.
• Die ideale Geometrie für 4 Elektronenpaare ist tetraedrisch.
• Da ein Paar nicht-bindend ist, ändert sich die räumliche Anordnung zu einer trigonal-pyramidalen Struktur.
• Der Bindungswinkel von NH₃ beträgt ungefähr 107 Grad.

• Bor (B) hat 3 Valenzelektronen.
• Jedes Fluor (F) hat 7 Valenzelektronen, und da es 3 Fluoratome gibt, sind das insgesamt 21 Valenzelektronen.
• Das Gesamtsystem hat also 3 + 21 = 24 Valenzelektronen.
• Bor bildet 3 Einfachbindungen mit den 3 Fluoratomen. Jede Bindung verbraucht 2 Elektronen, also 3 x 2 = 6 Elektronen.
• Damit verbleiben 24 - 6 = 18 Elektronen für die nicht-bindenden Elektronenpaare, die auf die Fluoratome verteilt werden, so dass jedes Fluor 8 Elektronen in der Valenzschale hat (inklusive der Bindungspaare).

• Bor hat 3 Bindungspaare und keine nicht-bindenden Elektronenpaare.
• Nach der VSEPR-Theorie müssen sich diese 3 Paare möglichst weit voneinander entfernen.
• Die ideale Geometrie für 3 bindende Elektronenpaare ist trigonal-planar.
• Der Bindungswinkel von BF₃ beträgt 120 Grad.

• NH₃ hat 4 Elektronenpaare (davon 1 nicht-bindend), wodurch die Geometrie trigonal-pyramidal wird, um die Abstoßung zu minimieren.
• BF₃ hat 3 Bindungspaare und keine nicht-bindenden Paare, wodurch die Geometrie trigonal-planar ist, um die Abstoßung zu minimieren.
• Obwohl beide Moleküle theoretisch denselben Zentralatomtyp haben könnten, bestimmt die Anzahl und Art der Elektronenpaare (bindend oder nicht-bindend) die tatsächliche räumliche Geometrie.

c)

Berechne und zeiche das Energieprofil für das Wassermolekül H₂O bei variierendem H-O-H Winkel. Erkläre, weshalb der tatsächliche Bindungswinkel des Wassermoleküls etwa 104,5° beträgt, obwohl das H₂O Molekül strukturell einem idealen tetraedrischen Winkel (109,5°) ähnelt.

Lösung:

Übung: Energieprofil des Wassermoleküls H₂O bei variierendem H-O-H Winkel

• Betrachte das H₂O-Molekül und stelle dir vor, dass der H-O-H-Winkel variiert wird.
• Für jedes Winkelmaß berechne die potentielle Energie des Moleküls. Dies kann durch quantenchemische Methoden wie die Hartree-Fock-Methode oder Dichtefunktionaltheorie (DFT) erfolgen.
• Da solche Berechnungen oft komplex sind, können sie in praktischen Anwendungen von spezieller Software wie Gaussian oder ORCA durchgeführt werden.
• Trage die Energiewerte als Funktion des H-O-H-Winkels auf, um ein Energieprofil zu erstellen.

• In der Regel nimmt die Energie ab, wenn der H-O-H-Winkel sich dem optimalen Winkel von 104,5° nähert.
• Bei kleineren oder größeren Winkeln steigt die Energie, was auf energetisch ungünstigere Anordnungen hinweist.

• Zeichne eine Grafik mit dem H-O-H-Winkel (in Grad) auf der x-Achse und der potentiellen Energie (in irgendeiner Energieeinheit) auf der y-Achse.
• Zeige den Punkt niedrigster Energie (Minimum) bei etwa 104,5°.
• Die Form der Kurve sollte ein Minimum bei 104,5° darstellen, mit ansteigenden Energien bei kleineren und größeren Winkeln.

• Obwohl H₂O strukturell einem idealen tetraedrischen Winkel von 109,5° ähnelt, gibt es Unterschiede aufgrund von elektronischen Effekten.
• Wassermoleküle haben 2 bindende und 2 nicht-bindende Elektronenpaare um das Sauerstoffatom. Nach der VSEPR-Theorie nehmen diese Elektronenpaare Positionen ein, die eine tetraedrische Geometrie approximieren.
• Nicht-bindende Elektronenpaare nehmen mehr Raum ein als bindende Paare, aufgrund ihrer stärkeren Abstoßungskräfte.
• Diese stärkere Abstoßung drückt die H-O-Bindungen enger zusammen, was zu einem Bindungswinkel von etwa 104,5° anstelle des idealen 109,5° führt.

• Ein Energieprofil für H₂O bei variierendem H-O-H-Winkel zeigt ein Minimum bei etwa 104,5°.
• Der tatsächliche Bindungswinkel des Wassermoleküls weicht von dem idealen tetraedrischen Winkel ab, da nicht-bindende Elektronenpaare stärkere Abstoßungen verursachen und die H-Atome näher zusammenrücken.

d)

Leite den idealen Bindungswinkel für ein SF₆-Molekül her und erkläre die Unterschiede zu den noch idealeren Bindungswinkel der untersuchten anderen Molekülgeometrien mithilfe der Elektronenpaar-Abstoßungstheorie (VSEPR). Berücksichtige hierbei sowohl die elektronischen als auch die sterischen Effekte.

Lösung:

Übung: Herleitung des idealen Bindungswinkels für SF₆ und Vergleich mit anderen Molekülgeometrien

• Schwefel (S) hat 6 Valenzelektronen.
• Jedes Fluor (F) hat 7 Valenzelektronen, und da es 6 Fluoratome gibt, sind das insgesamt 42 Valenzelektronen.
• Das Gesamtsystem hat also 6 + 42 = 48 Valenzelektronen.
• Schwefel bildet 6 Einfachbindungen mit den 6 Fluoratomen. Jede Bindung verbraucht 2 Elektronen, also 6 x 2 = 12 Elektronen.
• Damit verbleiben 48 - 12 = 36 Elektronen für die nicht-bindenden Elektronenpaare, die auf die Fluoratome verteilt werden, sodass jedes Fluoratome 8 Elektronen in der Valenzschale hat (inklusive der Bindungspaare).

• Schwefel hat 6 bindende Elektronenpaare und keine nicht-bindenden Paare.
• Nach der VSEPR-Theorie müssen sich diese 6 Paare so weit wie möglich voneinander entfernen.
• Die ideale Geometrie für 6 bindende Elektronenpaare ist oktaedrisch.
• In einer oktaedrischen Geometrie sind alle Bindungswinkel gleich und betragen 90 Grad.

• Linare Geometrie: Bei 2 bindenden Paare ist der ideale Winkel 180 Grad (z.B. CO₂).
• Trigonal-planare Geometrie: Bei 3 bindenden Paaren beträgt der ideale Bindungswinkel 120 Grad (z.B. BF₃).
• Tetraedrische Geometrie: Bei 4 bindenden Paaren beträgt der ideale Bindungswinkel 109,5 Grad (z.B. CH₄).
• Trigonal-bipyramidale Geometrie: Bei 5 bindenden Paaren beträgt der ideale Winkel 90 Grad und 120 Grad (z.B. PCl₅).
• Oktaedrische Geometrie: Bei 6 bindenden Paaren beträgt der ideale Winkel 90 Grad (z.B. SF₆).

• In der VSEPR-Theorie versucht man, die Abstoßung zwischen den Elektronenpaaren zu minimieren, was zu verschiedenen Geometrien führt.
• In linearen Geometrien ist der Bindungswinkel maximal, da sich die Paare entlang einer Linie aufhalten.
• In trigonal-planaren und tetraedrischen Geometrien verteilen sich die Paare im Raum, um die Abstoßung zu minimieren, was zu Winkeln von 120 Grad bzw. 109,5 Grad führt.
• In trigonal-bipyramidalen Geometrien gibt es unterschiedliche Bindungswinkel (90 Grad und 120 Grad), da sich Paare sowohl äquatorial als auch axial anordnen.
• In oktaedrischen Geometrien sind alle Bindungswinkel gleich, da die Paare sich vollständig symmetrisch verteilen können, was zu einem Winkel von 90 Grad führt.
• Die sterischen Effekte, also die räumliche Anordnung der Atome, beeinflussen ebenfalls die ideale Geometrie und die Bindungswinkel. Größere Atome oder spezielle Substituenten können Abweichungen von den idealen Winkeln verursachen.

• Die idealen Bindungswinkel für SF₆ betragen 90 Grad aufgrund der oktaedrischen Geometrie.
• Andere Molekülgeometrien wie linear, trigonal-planar, tetraedrisch und trigonal-bipyramidal haben ihre spezifischen Bindungswinkel, die durch die Minimierung der Elektronenpaar-Abstoßung und sterischen Effekte bestimmt werden.