Komplexverbindungen


Referat / Aufsatz (Schule), 2000

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Komplexverbindungen

Was sind Komplexverbindungen und wie sind sie aufgebaut?

Komplexverbindungen bestehen im Kern aus einem ZENTRALION, an dem 2 bis 6 (manchmal auch mehr) LIGANDEN anlagern. Die Liganden müssen jedoch keine echte Bindung mit dem Zentralion eingehen. So zum Beispiel kann das polare Wasser auch als Ligand wirken, da das Sauerstoffatom ein freies Elektronenpaar besitzt.

Komplexverbindungen werden auch Koordinationsverbindungen und die Gesamtzahl der Liganden auch Koordinationszahl genannt.

Wie viele Liganden k ö nnen an ein Zentralion anlagern?

Man hat festgestellt, dass meistens die Zahl der Elektronen des Zentralions und die in Bindung zum Zentralion stehenden Elektronen eine Edelgaskonfiguration ergeben. Man spricht daher von der Edelgasregel. Diese Regel muss jedoch nicht zwingend erfüllt werden. Es nur eine Faustregel.

Beispiele: 1. Ein Aluminium3 + -Ion bringt 10 Elektronen mit in einen Komplex ein.

Chlor1 - -Ionen bringen je ein freies Elektronenpaar in die Verbindung mit ein. Wenn 4 Chlorionen in einen Komplex eingehen ist also die Edelgasregel erfüllt.

2.Ein Kupfer(II)-ion hat 27 Elektronen. Mit 4, 5 oder 6 Liganden, also 8, 10 oder 12 weiteren Elektronen, kann es nicht die Elektronenkonfiguration von Krypton mit 36 Elektronen erreichen, da nur 9 Elektronen benötigt werden. Dennoch existieren Komplexe mit 4 oder 6 Liganden die die Edelgasregel nicht erfüllen.

3. Nach der Edelgasregel sollte man vermuten, dass ein Eisen(II)-Komplex mit Cyanationen stabiler als ein Eisen(III)-Komplex mit Cyanationen ist, da der Eisen(II)-Komplex die Edelgasregel erfüllt (24+12=36=[Kr]), der Eisen(III)- Komplex jedoch nicht (23+12=35). Dennoch ist der Eisen(III)-Komplex stabiler.

Wie kommen die Bindungen zustande?

Um den Mechanismus der Bindungen zu erklären, hat Pauling die Valenzbindungstheorie entwickelt. Nach dieser Theorie entstehen je nach Koordinationszahl und räumlichem Aufbau verschiedene hybridisierte Orbitale, die von den Valenzelektronen der Liganden besetzt werden. Bei der Hybridisierung kombinieren sich verschiedene Orbitale und ergeben ein neues Hybridorbital. Die Bezeichnungen für die Orbitale ergeben sich aus den eingeflossenen Orbitalen. Die Hybridisierungstheorie findet auch in der Organischen Chemie (OC) ihre Anwendung (Hybridisierung bei Kohlenstoffatomen).

Beispiele: Bei der Ausbildung von tetraedischen Nickelkomplexen verschmelzen das 4s- Orbital und die drei 4p-Orbitale zu dem aus der OC bekannten sp3 -Hybridorbital.

Bei der ebenen Ausbildung von Nickelkomplexen mit der Koordinationszahl vier entsteht aus dem 3d-, dem 4s- und zwei der drei 4p-Orbitalen ein dsp2 -Hybridorbital.

Bei der Ausbildung eines Nickelkomplexes mit der Koordinationszahl sechs und oktaedrischer Anordnung verschmelzen das 3d-, das 4s-, die drei 4p- und das 4d-Orbital zu einem sp3 d2 -Hybridorbital.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Schematische Darstellung der Hybridorbitale1

Die Valenzbindungstheorie gibt zwar ein gutes Model vor, lässt aber immer mehrere Möglichkeiten offen. So kann man nie sagen, ob sich ein Komplex mit 4 Liganden nun räumlich oder eben ausbildet. Dies lässt sich später erst durch andere Versuche am speziellen Komplex zeigen.

Wie k ö nnen die Komplexe aufgebaut sein?

Den räumlichen Aufbau von Komplexen kann man durch dass Elektronenpaar- abstoßungsmodel und die Valenzbindungstheorie erklären. Dieses Gebiet wird auch als Koordinationsgeometrie bezeichnet.

So sind Komplexe je nach Hybridisierung angeordnet:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Nomenklatur (Buch, Seite 205)

A) Die Formel eines Komplexes wird in eckige Klammern gefasst. Es wird mit dem Zentralion begonnen, die Liganden stehen dahinter, wobei erst die anionischen, d.h. negativ geladenen Liganden und danach die neutralen Liganden aufgelistet sind (positive gibt es logischerweise nicht).

Beispiel [Cu(CN)4(NH3)2]2 - Diammin-tetracyano-cuprat(II)

Kupfer Cu ist Zentralion, wird also zuerst genannt, gefolgt von den vier einfach negativen Cyan-Gruppen und den zwei nicht geladenen Ammoniak-Gruppen.

B) Die Benennung der Komplexteilchen erfolgt dadurch, dass man die Liganden in alphabetischer Reihenfolge und am Ende das Zentralion zusammen mit seiner Oxidationszahl nennt. Niedergeschrieben wird die Ox-Zahl mit römischen Ziffern in runden Klammern. Die Anzahl der einzelnen Liganden erfolgt ebenfalls mit lateinischen Bezeichnungen.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Beispiele [HgI4]2 - Tetraiodo-mercurat(II)

[CuCl2(H2O)2] Diaqua-dichloro-kupfer(II)

1. Die Liganden mit negativer Ladung erhalten die Endung -o an den Wortstamm angehängt, die Endung -id, die Anionen kennzeichnet entfällt hierbei. Lediglich Wasser und Ammoniak nehmen eine Sonderstellung ein, sie erhalten die Namen ,,aqua" und ,,ammin".

Beispiele [Al(OH)(H2O)3]- Triaqua-hydroxo-aluminat(III)

[AlCl(NH3)3]2 + Triammin-chloro-aluminium(III)

2. Das metallische Zentralion wird mit dem gewöhnlichen Namen genannt, sofern der Komplex insgesamt positiv oder nicht geladen ist. Bei negativer Ladung wird an den Wortstamm die Endung -at gehängt. Für Elemente, deren Elementsymbol von der lateinischen Bezeichnung abstammen, gilt, dass der jeweilige lateinische Wortstamm benutzt wird.

Element Name im anionischen Komplex

Aluminium Al aluminat

Cobalt Co cobaltat

Eisen Fe ferrat (ferrum)

Silber Ag argentat (argentum)

Kupfer Cu cuprat (cuprum)

Quecksilber Hg mercurat (vgl. mercury)

Beispiele [HgCl2(OH)2]2 - Dichloro-Dihydroxo-mercurat(II)

[Fe(CN)(H2O)3]+ Triaqua-cyano-eisen(III)

3. In Komplexen der Form MeA2B2 oder MeA2B4 kann Ligand A benachbart oder nicht benachbart angeordnet sein, somit wird die Bezeichnung cis- für nebeneinander bzw. transfür gegenüber liegende Liganden verwendet.

C) In Komplexverbindungen wird immer zuerst das Kation genannt. Dies gilt sowohl bei der Formel, als auch beim Namen.

Beispiel K2[Cu(CN)4(NH3)2] Kalium-diammin-tetracyano-cuprat(II)

[FeBr2(H2O)4]Cl Dibromo-tetraaqua-eisen(III)-chlorid

Chelate und Ligandenaustauschreaktionen

Einigen Liganden ist es möglich, gleichzeitig zwei oder mehrere Bindungen zu einem bestimmten Zentralteilchen herzustellen. Dazu müssen diese Liganden kettenförmig und biegsam sein und an weit voneinander entfernten Atomen je ein einsames Elektronenpaar besitzen. Ein zweizähniger Ligand ist beispielsweise das Ethylendiammin (1,2- Diaminoethan)[Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten] . Mit seinen zwei einsamen Elektronenpaaren an den Stickstoffatomen ist es in der Lage, z.B. mit einem Zentralen Kupfer(II)-Ion (Cu2 +) zwei Bindungen einzugehen. Diese mehrzähnigen Komplexe werden Chelate (gr. Chele = Krebsschere) genannt. Chelate sind stabiler als einzähnige Liganden, auch die Entropie ist im Vergleich zur Hydrathülle größer.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Ligandenaustauschgleichgewichte

Alle Ligandenaustauschreaktionen stehen in einem Ligandenaustausch-Gleichgewicht. Beispiel:

[FeCl(H2O)5]2 + (aq) + SCN- (aq) [FeSCN(H2O)5]2 + (aq) + Cl- (aq)

gelb rot

Erhöht man hier die Konzentration der Thiocyanationen, so färbt sich die Lösung rot. Erhöht man jedoch die Konzentration des Chlorides, so färbt sich die Lösung gelb. Bei gleicher Konzentration liegt die Rotfärbung des Thiocyanato-Komplexes vor. Dies liegt an der höheren Stabilität dieses Komplexes.

Die Stabilität eines Komplexes wird durch seine Stabilitätskonstante K ausgedrückt, diese wird im Massenwirkungsgesetz bestimmt.

Beispiel : Silber-Ionen reagieren in zwei Schritten mit Ammoniak zum Diamminsilber-Ionen:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Für die Stabilitätskonstante gilt:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Konzentration der Silber-Ionen betrage 10-9 mol/l, die des Ammoniaks 1 mol/l und die des Komplex-Ions 0,01 mol/l. Daraus ergibt sich für die Stabilitätskonstante K= 107. Die Stabilitätskonstante gibt an, dass in Ammoniaklösung Silber-Ionen und Diamminsilber-Ionen im Verhältnis 1:10 000 000 vorliegen. Da das Löslichkeitsprodukt von Silberchlorid mit einem pkL-Wert von 9,7 relativ gering ist, kann man Ammoniaklösung verwenden, um Silber- Ionen besser zu lösen.

ACHTUNG: Dies ist nur ein Veranschaulichungsmodel um die in der Chemie auftauchenden Komplexe zu erklären!

[...]


1 Aus: ,,Chemie Heute Sekundarbereich II"

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Details

Titel
Komplexverbindungen
Autor
Jahr
2000
Seiten
6
Katalognummer
V96927
Dateigröße
424 KB
Sprache
Deutsch
Schlagworte
Komplexverbindungen
Arbeit zitieren
Christopher Wortmann (Autor), 2000, Komplexverbindungen, München, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/96927

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