Mineralienatlas - Fossilienatlas
Mineralien / Minerals / Minerales => Allg. Diskussionen Mineralien / General discussions minerals => Thema gestartet von: Philip Blümner am 21 Apr 05, 18:16
-
Hallo!
Ich hätte da eine Frage an die Chemiker:
Mineralische Oxide können ja nur aus Metallen und Halbmetallen und Sauerstoff gebildet werden. Also zb CO3 oder PO4 können nicht alleine stehen.
Nun gibt es ja auch die O4-Gruppen, wie zb. WO4, AsO4, VO4; die haben ja auch den Suffix -at (Wolframat, Arsenat, Vanadat).
Gibt es da auch eine Bezeichnung für einfache Cu- oder Fe-Oxide i.e.? Kann man die "Ate" in eine Gruppe einordnen, die einen Namen besitzt?
Gruß
slugslayer, der hofft, dass er verstanden wird ;)
-
Gibt es da auch eine Bezeichnung für einfache Cu- oder Fe-Oxide i.e.? Kann man die "Ate" in eine Gruppe einordnen, die einen Namen besitzt?
Hallo,
bin zwar kein Chemiker, aber die Hochtemperatursupraleiter (YBaCO) waren Cuprate.
Ansonsten waren bei uns gängige Bezeichnungen:
Ti: Titanate
Nb: Niobate
Ta: Tantalate
Zr: Zirkonate (BaZrO4)
Hf: Hafnate
Al: Aluminate (NdAlOx)
Meines Wissens passen die nicht in eine einfache Gruppe:
Bi4Si3O12 ist das kubische Eulitit
Bi4Ti3O12 (synth.)hat eine Schichtstruktur (Aurivillius-Phase) mit der Symmetrie m
Das Bismutgermanat ist imho wieder kubisch.
Kaliumniobat (KNbO3, synth.) kubisch (Perowskit-Struktur), das KaliumTitanOxoniobat (KTiNbO5, synth.) ist wieder eine orthorhombische Schichtstruktur.
Ich würde die nicht in eine Gruppe packen (weder chemsich noch mineralogisch-kristallographisch).
Oder rede ich jetzt an Dir vorbei?
MfG
Frank
-
Hallo,
bin zwar auch kein Chemiker...
ein Überbegriff für die ..ate ist mir nicht bekannt.
Einfache Oxide, meinst Du z.B. Kupfermonoxid oder so? Ist zumindest keine besonders verbreitete Bezeichnung.
Gruß
Berthold
-
Hallo!
... auch ich bin kein chemiker, aber schau dir mal folgende links an:
http://wwwuser.gwdg.de/~cschulz8/folien2.pdf
..."bei anionischen Komplexen
bekommt das Metall noch die Endung "at" an den meist lateinischen
Namen des Metalls"...
http://www.fs-chemie.uni-kiel.de/protokolle/skripte/quali4.pdf
vg,
Daniel
-
@Krizu
Danke, auch wenn das tatsächlich vorbei ging. ;)
@berthold und DocStone
Ich erinner mich bei den Säuren, dass zb das zweiwertige Ion SO4 2- ein "Sulfat" bildet und das Ion SO32- "Sulfit"
Bei Nitraten ist es ähnlich: NO3- ist Nitrat und NO2- ist Nitrit.
Bei den Eisenoxiden ließe sich das übertragen, Ferrate und Ferrite, wobei man hier mit dem zwei- bzw. dreiwertigen Fe aufpassen muss (Hämatit mit Fe2+ und Magnetit Fe3+ :-\ ).
DocStone, die pdfs kann ich mir erst später ansehen.
..."bei anionischen Komplexen
bekommt das Metall noch die Endung "at" an den meist lateinischen
Namen des Metalls"...
Also Cuprit hat keinen anionischen Komplex sondern nur Sauerstoff. Ein gutes weiteres Beispiel ist ja das Carbonat. Hier gibts allerdings kein Carbonit CO2 als ionische Bindung.
Ich halte mal fest, dass die "Ate" die höchste Bindbarkeit von Metallen und Halbmetallen mit Sauerstoff darstellt. Na2CO3 ist wiederum ein Komplexion des Carbonates mit Natrium.
Also:
Wolfram kann maximal vier O aufnehmen -> Wolframat WO4.
Kohlenstoff kann maximal drei O aufnehmen -> Carbonat CO3
Schwefel kann maximal vier O aufnehmen -> Sulfat SO4
usw.
Als kleine Gedankenstütze meinerseits und Zusatz:
Die Chlorsäuren heißen:
HClO3 Chlorsäure
HClO2 Chlorige Säure
HClO Perchlorsäure.
-
Hallo,
...Bei den Eisenoxiden ließe sich das übertragen, Ferrate und Ferrite,..
macht man das ?? :o
Ferrite sind ferromagnetische Keramiken - nach meinem Sprachgebrauch. "Ferrate" sind mir noch nicht über den Weg gelaufen.
Gruß
Berthold
-
Hallo berthold!
Also ein Ferrat kann ich dir nennen:
Kailumhexacyanoferrat(III) K3[Fe(CN)6], welches aber kein Oxid ist.
Ferrate und *Ferrite sind nicht mit dem englischen ferret "Frettchen" zu verwechseln! ;)
Ich habe keine Ahnung, ob man "das so macht", ich habe die Behauptung aufgestellt, man könne es so übertragen. :)
-
Die Chlorsäuren heißen:
HClO3 Chlorsäure
HClO2 Chlorige Säure
HClO Perchlorsäure.
Perchlorsäure ist HClO4 ;)
Ferrit ist alpha-Eisen mit einem max. Kohlenstoff-Gehalt von 0,04%, das kommt aus der Werkstofftechnik (Eisen-Kohlenstoof-Diagramm) und hat nichts mit Eisenoxiden zu tun.
Mal schauen ob ich am Wochenende dazu komme mal in ein paar Büchern zu suchen :)
-
@Reaktor
;D, Ja ich wusste da ist was nicht ganz richtig. Danke schön.
Den Ferrit habe ich schon mal "entschärft", was die Bedeutung bzgl. eines Oxids betrifft, durch das *.
Gruß
sluggy
-
Vielleicht kann ich etwas zur Verwirrung beitragen:
Die Herren Werner und Stock haben die Nomenklatur der -ate begründet. (plus jorgenson).
Es handelt sich dabei um Komplexverbindungen.Dem Namen des positiven Kations wird der Name des negativen Anions und anschließend -at angefügt, wobei es da gleich schon wieder Ausnahmen gibt (Oxokomplexe z.B haben aus historischen Gründen z.T. Trivialnamen). Wohlgemerkt handelt es sich um chemische Bezeichnungen und nicht um Mineralnamen (KLassiker:Chlorit chemisch ist natürlich was anderes als mineralogisch).
Jetzt ist die Frage:was sind Komplexverbindungen/Komplex-Ionen.
Damit werden Ionen bezeichnet, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind und als Komplex sowohl im Kristall als auch in Lösung als Atomverband bestehen bleiben, z.B. CaCO3-calciumcarbonat oder CaSO4-Calciumsulfat (es sind ein Schwefelatom mit 4 Sauerstoffatome zu einem SO4(2-) Ion verbunden und bleiben das auch.
CaCO3 enthält Gitterbausteine aus CO3(2-) Ionen im Gegensatz z.B.zum Perowskit CaTiCO3 der formelmäßig völlig identisch ist-ein Ca durch Ti ersetzt-, aber keine TiO3(2-) Bausteine enthält.
Diese aus mehreren Atomen bestehenden, in sich geschlossenen Einheiten (=Komplexe) kommen als Gerüstbausteine vor, bei vielen Substanzen (Silikate,Wolframate,Phosphate,Borate,Molybdate..) als mehrere Einheiten umfassende Gerüst-Anionen (kette-,band-schichtenartig..).
Aber ich weiß nicht, irgendwie wirds jetzt schon ganz schön speziell,die "Anorganische Chemie" Lehrbücher (z.BChristen) sind ganz schön dick, und die Geschichte mit den Verbindungen der Übergangsmetalle hier auszudiskutieren wäre ??? :'( :o
Deshalb mach ich jetzt mal den :-X
Ciao
-
Nachtrag:
Übrigens .. die Mineralien Scotlandit (PbSO3) - ein Bleisulfit und Hannebachit (CaSO3) - ein Calcium-Sulfit sind neben noch einem 3. Mineral die weltweit bisher einzigen natürlichen Sulfite. Aber das ist ja sowieso schon selbsterklärend wenn ich den Begriff Mineral verwende..wollte nur nochmal daran erinnern.. :)
Mit 'ate' am Ende haben wir auch noch die Wolframate wie z.B. den Scheelit oder Chromate wie den Krokoit usw..alle diese Mineralien mit 'ate' am Ende sind aber den jeweiligen Gruppen zugeordnet - siehe einfach bei der Strunz'schen Systematik nach!
Es gibt eben keine übergreifende Regelung bzw. Gruppe oder Hierarchie die diese 'ate'-Mineralien zusammenfasst. Ebenso verhält es sich mit den 'ite'-Mineralien, etc.. :)
Gruß Peter
-
Sauerstoffsäuren des Chlors und Namen der Salze:
HClO4 - Perchlorsäure -> Perchlorate
HClO3 - Chlorsäure -> Chlorate
HClO2 - Chlorige Säure -> Chlorite
HClO - Hypochlorige Säure -> Hypochlorite
Die Endungen "-at" und "-it" bezeichnen definierte Oxidationsstufen. Grundsätzlich gilt folgendes:
"-at" : das Salz der Sauerstoffsäure mit der maximalen Oxidationsstufe des jeweiligen Elements
"-it": das Salz einer Sauerstoffsäure mit einer Oxidationsstufe des jeweiligen Elements, die nicht der maximalen Oxidationsstufe entspricht
Diese Nomenklatur reicht historisch recht weit zurück. Manche Säuren wurden spät entdeckt, z.B. solche, deren Synthese besondere Reaktionswege erfordert, die früher unbekannt waren. So erklären sich auch die Abweichungen von den allgemeinen Regeln. War der Name "Elementat" für das Salz der Sauerstoffsäure eines Elementes bereits vergeben und wurde eine Säure mit höherer Oxidationszahl dieses Elements entdeckt, so erhielten deren Salze die Bezeichnung "Perelementat". Analoges gilt für die niederen Oxidationsstufen. Das Salz einer Sauerstoffsäure, in der das Element eine niedrigere Oxidationszahl besitzt als in einem bekannten "Elementit" erhält den Namen "Hypoelementit".
Die Sauerstoffsäuren des Stickstoffs werden in Anlehnung an den Trivialnamen "Salpetersäure" benannt. Der systematische Name wäre "Stickstoffsäure", der aber im Deutschen keine Verwendung findet. Im Englischen hingegen ist die strikte Nomenklatur gebräuchlich: nitric acid, nitrous acid und hyponitrous acid.
HNO3 - Salpetersäure -> Nitrate
HNO2 - Salpetrige Säure -> Nitrite
HNO - Hyposalpetrige Säure -> Hyponitrite
Schwieriger wird es beim Phosphor, der leicht sogenannte Polysäuren bildet. Diese Verbindungen entstehen, indem Moleküle einfacher Säuren unter Wasseraustritt miteinander reagieren (sogenannte Kondensation), wobei Moleküle mit Element-O-Element-Verknüpfungen (hier also P-O-P) entstehen:
H3PO4 - Phosphorsäure (Trivialname: ortho-Phosphorsäure) -> Phosphate (ortho-Phosphate)
H4P2O7 - Diphosphorsäure (Trivialname: Pyrophosphorsäure) -> Diphosphate (Pyrophosphate)
H5P3O10 - Triphosphorsäure -> Triphosphate
H(n+2)PnO(3n+1) - Polyphosphorsäure -> Polyphosphate
Besonderheit: n ist hier in der Regel sehr groß, so dass n + 2 und n + 1 ungefähr gleich n sind (bei großem n geht diese kleine Abweichung tatsächlich in der Messunsicherheit der Elementaranalyse unter !). Man schreibt daher auch:
HPO3 - meta-Phosphorsäure (Trivialname !) -> meta-Phosphate
Für den Laien ist daraus nicht erkennbar, dass es sich eigentlich um ein Polymer handelt. Diese Schreibweise wird also aus gutem Grund als nicht korrekt erachtet. Bessere Bezeichnungen sind H(PO3)xOH oder auch (HPO3)x (in Anlehnung an die Nomenklaturregeln für Polymere), die aber im allgemeinen kaum Verwendung finden.
H3PO3 - Phosphorige Säure (Phosphonsäure) -> Phosphite (Phosphonate)
H3PO2 - Hypophosphorige Säure (Phosphinsäure) -> Hypophosphite (Phosphinate)
Den Schwefel will ich mir hier sparen. Unbedingt erwähnt werden muss aber noch, dass Salze vieler Sauerstoffsäuren existieren, die in freiem Zustand unbekannt sind (z.B. die Permangansäure "HMnO4" oder die Chromsäure "H2CrO4"). Der Name des Salzes wird dann einfach aus der hypothetischen Säure abgeleitet, deren Summenformel sich ganz einfach dadurch ergibt, dass man in der Summenformel des Salzes die Kationen durch Protonen ersetzt.
Wie man aus den wenigen genannten Beispielen erkennt, ist eine einheitliche Nomenklatur immens wichtig. Die Trivialnamen führen selbst den Fachmann in die Irre; aus den systematischen Namen dagegen ergibt sich sofort die Struktur. Beim Ferrit hatten wir gerade ein solches Nomenklaturproblem: Zum einen ist DER Ferrit (Trivialname) eine Phase im Fe/C-Diagramm (eigentlich müsste es Fe3C/C-Diagramm heissen, da x=0 in der allgemein üblichen Darstellung dem Carbid und nicht dem reinen Eisen entspricht), zum anderen ist DAS Ferrit in der Tat das Salz einer Sauerstoffsäure des Eisens. Diese existieren wirklich, sind aber extrem instabil. Durch elektrochemische Oxidation unter geeigneten Bedingungen lassen sich z.B. Ferrate (FeO42-) des sechswertigen Eisens herstellen.
Das ganze wird noch etwas komplizierter durch die Nomenklatur für Komplexverbindungen, bei der auch "Metallate" existieren. Diese haben nicht notwendigerweise etwas mit "Elementaten" zu tun. Beide haben aber gemein, dass sie MOLEKÜLanionen beschreiben, in denen das jeweilige Element (Metall oder nicht) als zentrales Atom fungiert, von dem GERICHTETE Bindungen (kovalente Bindungen oder Ion-Dipol-Wechselwirkungen) zu den Bindungspartnern (im Fall unserer Sauerstoffsäuren die Sauerstoffatome, bei Komplexen die sogenannten Liganden) ausgehen. Das unterscheidet auch im Endeffekt Oxide (im eigentlichen Sinne !!) von Salzen: Oxide enthalten nur Elementionen (Metall(n+) und O(2-)), Salze enthalten Molekülionen.
Das klärt zwar alles noch nicht die eigentliche Frage, ist aber zur Beantwortung der Frage nicht ganz unwichtig. Trotzdem muss ich jetzt erst einmal Schluss machen. Später mehr.
Gruß
Peter
-
Hallo!
Vielen Dank für die rege Teilnahme. Peter Haas, dir auch vielen Dank für dieseb Riesenbeitrag!
Als in der Schule von Liganden gesprochen wurde, habe ich nicht mehr durchgeblickt.
Schwieriger wird es beim Phosphor, der leicht sogenannte Polysäuren bildet. Diese Verbindungen entstehen, indem Moleküle einfacher Säuren unter Wasseraustritt miteinander reagieren (sogenannte Kondensation), wobei Moleküle mit Element-O-Element-Verknüpfungen (hier also P-O-P) entstehen:
H3PO4 - Phosphorsäure (Trivialname: ortho-Phosphorsäure) -> Phosphate (ortho-Phosphate)
H4P2O7 - Diphosphorsäure (Trivialname: Pyrophosphorsäure) -> Diphosphate (Pyrophosphate)
H5P3O10 - Triphosphorsäure -> Triphosphate
Sind diese R1-O-R2-Verknüpfungen dann Ether?
-
CaCO3 enthält Gitterbausteine aus CO3(2-) Ionen im Gegensatz z.B.zum Perowskit CaTiCO3 der formelmäßig völlig identisch ist-ein Ca durch Ti ersetzt-, aber keine TiO3(2-) Bausteine enthält.
Hallo,
Der Perwoskit ist CaTiO3 :-) . Die Baugruppe eines okaedrisch koordinierten Ti4+ ist meines Wissens nach da das Mass. Damit hast Du bei einer Besetzung der Flächenmitten des Würfels der Einheitszelle das Ti(4+) [6] O tief (6*1/2) hoch (2-) . q.e.d.: Calciumtitanat
Beispiel: Das zum Sillenit isomorphe Bi12TiO20 wird wegen der tetraedrischen Koordination nicht als Bismuttitanat bezeichnet.
MfG
Frank
-
Sind diese R1-O-R2-Verknüpfungen dann Ether?
Als Ether werden nur Moleküle mit C-O-C - Verknüpfungen bezeichnet, in denen die beteiligten C-Atome kein weiteres Heteroatom tragen (erlaubt sind also nur C und H). Andernfalls würden andere Verbindungstypen vorliegen, die nicht nur zum Vergnügen andere Namen tragen (Ketale, Acetale, Aminale, Ester, ...), sondern chemisch auch völlig unterschiedlich reagieren.
Für die P-O-P - Verknüpfung gibt es keinen besonderen Namen.
-
Aber natürlich! Ich Dummerle ;D
Wollen wir auch über Alkanale, Alkanole, Alkine, Alkanone reden? :D
-
Ich will 'mal auf die ursprüngliche Frage zurückkommen und den Unterschied zwischen einem Doppeloxid und einem Metallat erklären. Komplexe werde ich vorerst weitgehend unberücksichtigt lassen; dazu werde ich vielleicht später noch etwas schreiben, wenn ich die Zeit dazu habe.
Zum Einstieg in das Thema müssen wir uns zunächst die Oxide anschauen. Der Begriff Oxid wird allgemein für jede beliebige Verbindung eines Elements mit Sauerstoff verwendet. Im engeren Sinne sind aber nur solche Verbindungen echte Oxide, die Sauerstoff in Form von Oxidionen O2- enthalten.
Sauerstoff besitzt eine Elektronegativität (EN) von 3,5 und daher eine sehr hohe Tendenz, die Elektronen der Elemente, mit denen er Verbindungen bildet, an sich zu binden. Ein Element mit sehr geringer EN gibt seine Elektronen bereitwillig ab; das Resultat ist eine ionische Verbindung aus Elementkationen und Oxidanionen; ein elektropositives Element überträgt seine Elektronen also vollständig auf den Sauerstoff. Im Periodensystem (PSE) nimmt die EN von rechts nach links und von oben nach unten ab. Das elektropositivste natürlich vorkommende Element ist demnach das Caesium, das elektronegativste ist das Fluor. Im übrigen ist Fluor auch das einzige Element, dessen EN höher ist als die des Sauerstoffs.
Jedes Element strebt danach, in seinen Verbindungen eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Grundsätzlich kann dies auf zwei Wegen geschehen: entweder durch Auffüllung aller freien Orbitale der äußeren Schale mit Elektronen oder durch Abgabe aller Elektronen aus besetzten Orbitalen der äußeren Schale. Bei Elementen, die im PSE sehr weit links oder sehr weit rechts stehen, führt einer dieser Wege zu einem Zustand mit extrem hoher Ladungsdichte, der entsprechend reaktiv ist und daher nicht stabil sein kann. Die Elemente der ersten und zweiten Hauptgruppe erreichen "ihre" Edelgaskonfiguration daher immer durch Elektronenabgabe; die der sechsten (mit Ausnahme des Tellurs: z.B. Burckhardtit mit Te4+ - eine faszinierende Verbindung ...) und der siebten Hauptgruppe immer durch Elektronenaufnahme (Anmerkung: Die Synthese von Verbindungen, deren Eigenschaften von allgemeinen Prinzpien abweichen, war schon immer ein Steckenpferd der anorganischen Grundlagenforschung. Daher sind mittlerweile auch weitere Ausnahmen bekannt, die ich aber nicht ernsthaft berücksichtigen möchte - die meisten gehen schon kaputt, wenn man sie bloß mit feuchtem Auge anstarrt ...). Neben diesem Prinzip muss auch berücksichtigt werden, dass die Aufnahme von Elektronen Energie freisetzt (die sog. Elektronenaffinität) und die Abgabe von Elektronen einen Energieaufwand erfordert (die sog. Ionisierungsenergie). Die Energie, die durch das Erreichen der Edelgaskonfiguration freiwird, kann durch diese Effekte weiter erhöht oder vermindert werden, woraus für jedes Element eine spezifische Reaktionstendenz und eine spezifische EN resultieren. So müssen bspw. die Erdalkalielemente zwei Elektronen abgeben, die Alkalielemente dagegen nur eines, um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Ein Alkalielement ist daher immer etwas elektropositiver als das Erdalkalielement der gleichen Periode. Die Ionisierungsenergie nimmt ab, je weiter die Valenzelektronen vom Kern entfernt sind; daher nimmt die Elektropositivität innerhalb dieser Gruppen von oben nach unten zu. Analoge Überlegungen gelten für die sechste und siebte Hauptgruppe: die Aufnahme von Elektronen setzt umso mehr Energie frei, je näher deren Bahnen am Kern sind. Die EN nimmt daher innerhalb der Gruppen von unten nach oben zu.
Verbindungen von Sauerstoff mit Elementen ähnlicher EN können aus den genannten Gründen keinen ionischen Charakter haben, da diese ihre Elektronen nicht bereitwillig abgeben. In solchen Situtationen bilden sich bevorzugt kovalente Bindungen, bei denen die beteiligten Elemente sich die Elektronen teilen. Die Bindungselektronen besetzen dabei einen geometrisch definierten Raum zwischen den Atomen. Diese Elektronen gehören jedem der an der Bindung beteiligten Atome, halten sich aber in keiner der beiden Hüllen auf. Die Bindungspartner erhalten daher in erster Näherung keine zusätzliche Ladung.
An dieser Stelle ist ein Exkurs über die Oxidationszahl (OZ) erforderlich, die leider oft mit einer tatsächlichen Ladung verwechselt wird. Die OZ ist definiert als die Ladung, die ein Atom in einer Verbindung besäße, wenn diese nur aus Elementionen bestünde (also genau dann, wenn keine kovalenten Bindungen existieren würden). Die Definition basiert auf einem extrem vereinfachten Strukturmodell, bei der jede Bindung als rein ionische Bindung betrachtet wird. Das Konzept ist sehr nützlich bei der Ableitung der Stöchiometrie von Redoxreaktionen, für die Beschreibung von Strukturen jedoch völlig irrelevant. In diesem Zusammenhang muss auch erwähnt werden, dass die korrekte Schreibweise die Nennung der Ladung vor der OZ vorsieht. Genau genommen ist so z.B. die Formel "(As+5O4)3-" korrekt, die Formel "(As5+O4)3-" dagegen falsch, weil As5+-Ionen nicht existieren. Gleichwohl ist nichts gegen Modelle einzuwenden, bei denen man Verbindungen vereinfacht als aus solchen hypothetischen Ionen zusammengesetzt betrachtet. Bei der Diskussion von Kristallstrukturen sind solche Modelle durchaus üblich. Da eine Unterscheidung zwischen ionischer und kovalenter Bindung mit den Mitteln der Röntgenstrukturanalyse nur indirekt möglich ist (z.B. durch Betrachtung der Bindungslängen oder anhand stöchiometrischer Überlegungen) ergeben sich daraus nachvollziehbare praktische Vorteile. Der mineralogisch interessierte Laie ist sich des Modellcharakters solcher Beschreibungen jedoch oft nicht bewusst, woraus gewisse Missverständnisse resultieren.
Die kovalente Bindung ist gerichtet: Jedes Atom besitzt einen definierten Bindungspartner. Bei der ionischen Bindung gibt es keine bevorzugten Bindunsgspartner: das elektrische Feld jedes Ions wirkt auf alle Ionen in seiner Umgebung. Kovalente Bindungen verhalten sich mechanisch wie Federn: durch elektromagnetische Strahlung im IR-Bereich lassen sie sich zu Schwingungen anregen. IR-Spektroskopie ist daher die wichtigste Technik zum direkten Nachweis kovalenter Bindungen.
Bei einer kovalenten Bindung zwischen identischen Atomen ist die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Bindungselektronen genau in der Mitte zwischen den Atomen am höchsten. Sind die Atome nicht identisch - besteht also eine EN-Differenz - so sind die Bindungselektronen in Richtung des elektronegativeren Elements verschoben. Daraus resultiert eine leichte Erhöhung der Ladung des elektronegativeren Atoms und eine leichte Verringerung der Ladung des elektropositiveren Atoms. Auch bei großen EN-Differenzen sind diese Ladungen jedoch weitaus geringer als die (hypothetischen) Oxidationszahlen. Durch diese Ladungsverschiebung kommt es zu einer zusätzlichen elektrostatischen Anziehung zwischen den nun leicht gegensinnig geladenen Atomen; die Bindung erhält einen ionischen Anteil. Mit steigender EN-Differenz nimmt der ionische Anteil zu, während der kovalente Bindungsanteil abnimmt (Anmerkung: Da beide Anteile die Bindung stabilisieren, lässt die EN-Differenz keinen Schluss auf die Bindungsstärke zu). Bei einer EN-Differenz von 1,7 sind beide Bindungsanteile etwa gleich stark. Kovalente Bindungsanteile sind jedoch auch noch bei größeren EN-Differenzen nachweisbar (z.B. im Fluorwasserstoff mit einer EN-Differenz von 1,9).
------
An dieser Stelle sollte es jetzt damit weitergehen, was passiert, wenn man ein Oxid in Wasser löst, einmal ein ionisches Oxid, dann ein weitgehend kovalentes Oxid und schließlich ein Oxid mit gemischter Bindungsform, z.B. As2O3 - und dann wären wir auch bald am Ende. Leider muss ich jetzt aber wieder 'mal aufhören ...
Vielleicht kann mir ja jemand einen Gefallen tun und einige der Einträge im Lexikon mit meinen Ergüssen ergänzen.
Gruß
Peter
-
Hallo Peter!
Vielen Dank für den Erguss!
Dass mit den Alkanolen usw war mehr ein Scherz gewesen. Die Definitionen mit
Valenzelektronen, Oxidationszahlen usw sind mir bekannt.
Dann bin ich mal auf deinen weiteren Bericht gespannt. Hast du das alles aus
eigener Hand geschrieben?
Gruß
sluggy