Chemie (Fach) / Anorganische Chemie I. Semester (Lektion)

Praktikum, Seminare und Vorlesung

Diese Lektion wurde von Succubus erstellt.

Lektion lernen

Diese Lektion ist leider nicht zum lernen freigegeben.

zurück  |  weiter 7 / 11

• Kalium - allgemein - englisch, französisch: "potassium" (K2CO3=Pottasche) - Vorkommen in der Natur: KCl=Sylvin, K2SO4 - Isotope 3919K 93,3%               4119K 6,7%              4019K 0,1% radioaktiv - Darstellung von elementarem Kalium: Schmelzflusselektrolyse von KOH - Reaktivität: reagiert mit Wasser unter Entzündung: 2K+2H2O>2KOH+H2 - das Hydroxid von K (KOH) ist basischer als das von Na (NaOH)
• Kaliumverbindungen KOH - KOH: Ätzkali, Kaliumhydroxid   in Wasser: Kalilauge - Verwendung: > als Trockenmittel (wasseranziehend, absorbiert CO2 aus der Luft) > zur Herstellung weicher Seifen (Schmierseifen) > zur Herstellung wasserenthärtender Kalium-Phosphate, die in phosphathaltigen Waschmitteln verwendet werden: 3KOH+H3PO4>K3PO4+3H2O 2K3PO4+3Mg2+>6K++Mg3(PO4)2
• Kaliumverbindungen KNO3 - KNO3 (Salpeter) ist im Gegensatz zu NaNO3 nicht hygroskopisch Darstellung: KCl+NaNO3>NaCl+KNO3 oder K2CO3+2HNO3>2KNO3+H2O+CO2 Verwendung: als Düngemittel (verschiedene K-Salze) in Schwarzpulver, Schießpulver K2CO3(Pottasche) > Soda-Pottasche-Aufschluss
• Eutektikum Durch das Mischen kommt es zu einer Gefrierpunktserniedrigung gegenüber den Reinsubstanzen. In der Festphase nähert sich die Mischung dem Eutektikum stoffspezifisch fester Zusammensetzung, das einen sehr niedrigen Schmelzpunkt aufweist. Praktikum: basischer Aufschluss (K2CO3/Na2CO3, 1:1): Schmelzpunkt am eutektischen Punkt 712°C gegenüber >850°C.
• Rubidium und Cäsium Rubidium und Cäsium wurden von Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff 1860 im Dürkheimer Mineralwasser per Spektralanalyse nachgewiesen. Rubidus=dunkelrot Caesius=himmelblau Die beiden Elemente sind weitaus reaktionsfähiger als die niederen Homologen Li, Na, K. Mit zunehmender Größe des Alkali-Kations wird die Zahl schwerlöslicher Salze größer. K, Rb, Cs bilden schwerlösliche Perchlorate, Hexanitrocobaltate, Hexachloroplatinate, Tetraphenylborate ("Kalignost"=Natriumtetraphenylborat, Reagenz auf K+)
• Francium - in Frankreich entdeckt (Name!) - Francium ist radioaktiv, es sind 30 Isotope bekannt (Massenzahlen 201-230). Die Isotope sind äußerst kurzlebig: das langlebigste Isotop 23387Fr hat eine Halbwertszeit t1/2=21,8min. - sehr seltenes Element
• Erdalkalimetalle: physikalische und chemische Eigenschaften Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium, Radium rel. Atommasse: nimmt zu Atomradius: nimmt zu Ionenradius: nimmt zu EN: nimmt ab Normalpotential: nimmt zu Basenstärke der Hydroxide: nimmt zu Löslichkeit der Hydroxide: nimmt zu Löslichkeit der Sulfate: nimmt ab Löslichkeit der Carbonate: nimmt ab
• Erdalkalimetalle: 2. HG des PSE, allgemeine Eigenschaften - alle Elemente dieser Gruppe sind zweiwertig - es handelt sich (bis auf Barium) um Leichtmetalle - Beryllium zeigt in seinen Verbindungen einen stark kovalenten Anteil - Die Erdalkalimetalle weisen einen kleineren Ionenradius und doppelt so große Ionenladungen wie die Alkalimetalle auf. > höhere Dichten, Schmelz- und Siedepunkte im Vergleich zu den Alkalimetallen
• Beryllium: allgemeine Eigenschaften - Beryll [griech.]=Brille: Durchsichtiger Beryll wurde früher als Fenster von Reliquienschreinen verwendet - natürliches Vorkommen: Be3Al2[Si6O18] Beryll (ein Silikat) Smaragd: grün=chromhaltiger Beryll Aquamarin: hellblau=eisenhaltiger Beryll - 94ist das einzige natürliche Isotop - Beryllium ist toxisch, v.a. beim Einatmen - gehört zu den seltenen Metallen - Verbindungen zeigen hohen kovalenten Charakter - In Komplexen zeigt Beryllium die KZ:4
• Beryllium: chemische Eigenschaften - Schrägbeziehung Be/Al - Be bildet wie Al eine Oxidschicht (BeO) - Be ist löslich in nicht oxidierenden Säuren unter H2-Entwicklung (stark negatives Normalpotential, unedler Charakter) - Be ist im Gegensatz zu den anderen Erdalkalimetallen löslich in wässsriger Kalilauge. Es bildet sich Be(OH)2, das wie Al(OH)3 amphoteren Charakter aufweist. Be>Be2++2e- 2OH-+2H2O+2e->H2+4OH- Be+2OH-+2H2O>Be(OH)2+2OH- Be(OH)2+2OH->[Be(OH)4]2-
• Beryllium - Verbindungen BeCl2 ist wie z.B. BCl3 und AlCl3 eine Lewissäure Durch die Elektronenpaarlücken kann es mit EP-Donatoren Komplexe bilden. Be+Cl2>BeCl2                                                                               >Hydrolyseempfindlich, gut löslich in Alkoholen und Ethern Das Berylliumkation bildet im Wässrigen den Tetraaquokomplex [Be(H2O)4]2+ oder im ammonialkalischen den Tetraminkomplex [Be(NH3)4]2+
• Beryllium: Verwendung - elementares Beryllium wird als Baumaterial für Kernreaktoren verwendet: hoher Schmelzpunkt (1285°C) - Nickel- und Kupfer-Legierungen - als Austrittsfenster für Röntgenstrahlung - keine pharmazeutische Bedeutung
• Schrägbeziehung Ein Element einer Gruppe ähnelt in seinen Eigenschaften mehr dem darunter liegenden Element der folgenden Gruppe als dem ihm folgenden Element. Lithium<>Magnesium Beryllium<>Aluminium Bor<>Silicium Ursache: vergleichbare Ladungsdichten aufgrund ähnlicher Atom- und Ionenradien
• Magnesium allgemein - Mg kommt wie die anderen Alkali- und Erdalkalimetalle aufgrund der hohen Reaktivität in der Natur nicht elementar vor. CaMg(CO3)2=Dolomit (südliche Alpen, Dolomiten) MgCO3=Magnesit, Bitterspat Mg(OH)2[Si4O10]=Talk, ein basisches Magnesiumsilikat MgSO4*H2O=Kieserit MgSO4*7H2O=Bittersalz (Abführmittel) MgAl2O4=Spinell (gewöhnliches Spinell) - Mg ist Bestandteil des Chlorophylls (Blattgrün), einem Chelatkomplex
• Spinell Prototypische Struktur für zahlreiche analog zusammengesetzte Doppeloxide der allgemeinen Formel: AB2O4 (A, B=Metallkationen) Thenhards Blau: CoAl2O4 Rinnmanns Grün: ZnCo2O4 Spinelle sind sehr stabil und schlecht wasserlöslich
• Magnesium allgemein 2 Darstellung: Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem MgCl2 Eigenschaften: silbernes Leichtmetall (Dichte 1,7g/cm³), Mg überzieht sich an der Luft mit einer Oxidschicht: 2Mg+O2>2MgO Verwendung: Bestandteil von Legierungen, insbesondere Flugzeuge und Autobau, Verwendung in Feuerwerkskörpern
• Magnesium: Verbindungen - Mg bildet Komplexe mit der KZ 6 ([Mg(H2O)6]+2) - unterschiedet sich in der Chemie von den folgenden Elementen der 2. HG: BaCl2*6H2O(s)>(Delta T)>BaCl2(s)+6H2O(g)                                                 MgCl2*6H2O(s)>(Delta T)>Mg(OH)Cl(s)+5H2O(s)+HCl(g) - Mg geht leicht kovalente Bindungen ein, dies kann mit der relativ hohen Ladungsdichte erklärt werden. So reagiert Mg mit Halogenwasserstoffverbindungen wie Bromethan unter Ausbildung einer Grignard-Verbindung: CH3-C-H2-Br (hängt alles an C)+Mg>CH3-C-H2-Mg-Br   (Mg schiebt sich zwischen C und Br)
• Calcium allgemein - Ca gehört zu den 7 häufigsten Elementen auf der Erde - nach Al und Fe das dritthäufigste Metall in der Erdrinde - Vorkommen in der Natur überwiegend in Verbindungen, die wasserunlöslich oder schwer löslich sind: CaCO3=Kalkstein, Kreide, Marmor, Perlen CaMg(CO3)2=Dolomit CaSO4*2H2O=Gips, Alabaster CaF2=Flussspat Ca-Phosphate: Apatit: > 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2=Hydroxylapatit (Knochen) > 3Ca3(PO4)2*CaF=Fluorapatit (Zähne)
• Calcium: Darstellung und Eigenschaften - Darstellung: Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem CaCl2 - Eigenschaften: Ca ist ein glänzendes, weiches Leichtmetall > bildet an der Luft eine Oxidschicht aus > geringere Komplexbildungseigenschaften als Be und Mg > zersetzt Wasser beim Erwärmen: Ca+2H2O>Ca(OH)2+H2
• Calciumverbindungen CaO=Ätzkalk, "gebrannter Kalk", Ca(OH)2 (gelöschter Kalk) - CaO: Darstellen durch Kalkbrennen CaCO3>(Delta T)>CaO+CO2 (gebrannter Kalk) CaO+H2O>Ca(OH)2 -62,8kJ/mol (gelöschter Kalk) - Ca(OH)2: Suspension von Ca(OH)2 in Kalkwasser=Kalkmilch (Anstrichfarbe) Ca(OH)2+CO2>CaCO3+H2O (Luftmörtel) > Wassermörtel (=Zement): Mischung mit Aluminiumsilikaten (Mergel) >> Beton: Mischung mit Kies/Schotter Stahlbeton: Einbettung von Eisengittern
• Calcium: Verbindungen mit Cl - CaCl2: wasserfreies CaCl2 wird als Trockenmittel verwendet (Exsiccatoren). Die Hydratisierung verläuft stark exotherm:                     CaCl2+6H2O>CaCl2*6H2O -2608kJ/mol                                                   > Reaktion findet in Wärmepacks Anwendung - CaCl2*6H2O: löst sich unter starker Abkühlung in Wasser (endotherm), kann zur Herstellung von Kältemischungen bis -55°C (30%Eis/70%CaCL2*6H2O) verwendet werden
• Calciumverbindungen: CaCO3 Wasserhärte=Maß für den Gehalt an Ca- und Mg-Salzen im Wasser     >deutscher Härtegrad: 1°dH=10mgCaO/l weiches Wasser: <7°dH, <1,3mmol/l Erdalkaliionen mittelhartes Wasser: 7-14°dH, 1,3-2,5 mmol/l Erdalkaliionen hartes Wasser: 14-21°dH, 2,5-3,8mmol/l Erdalkaliionen sehr hartes Wasser: >21°dH, >3,8mmol/l Erdalkaliionen Ca2++CO32->CaCO3 Umsetzung mit CO2-haltigem Wasser: CaCO3+H2O+CO2<>Ca(HCO3)2
• Calcium-Verbindungen - Wasserhärte temporär + bleibend - beim Kochen verschiebt sich das Gleichgewicht auf Seite des CaCO3: Ca(HCO3)2<>CaCO3+H2O+CO2          (Kesselstein fällt aus) - temporäre Härte: Anteil der Wasserhärte, der beim Kochen ausfällt - bleibende Härte: Anteil der Ca- und Mg-Salze, der beim Kochen des Wassers in Lösung bleibt - Gesamthärte: permanente Härte+temporäre Härte - Tropfsteinhöhlen: Stalagmiten und Stalagtiten entstehen durch Verdunstung von hartem Wasser, auch hier wird durch Verdunstung das Gleichgewicht verschoben
• Calcium - pharmazeutische Bedeutung - gebräuchliche Verbindungen: CaCO3, CaCl2, Ca-Gluconat, Ca-lactobionat - Ca-Bedarf: 1g/Tag, die Resorption von Ca2+wird durch Vitamin D gefördert. Ca-Mangel führt zu Krämpfen. - Ca-Vorkommen im Körper: Knochen >90% Knochen bestehen zu 90% aus Apatit (3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2) Zahnschmelz ebenfalls, dieser enthält zusätzlich den härteren Fluorapatit (3Ca3(PO4)2*CaF2) Blutplasma: Ca2+ ist wichtig für viele physiologische Prozesse, z.B. bei der Blutgerinnung
• Calcium: pharmazeutische Bedeutung: Therapie mit Ca-Salzen - bei Ca-Mangel -  bei erhöhtem Ca-Bedarf, z.B. nach Knochenbrüchen oder in Schwangerschaft, Stillzeit - bei allergischen oder entzündlichen Erkrankungen: > Herabsetzen der Membranpermeabilität (>>entzündungshemmende Wirkung)
• Strontium 8838Sr Hauptisotop (83%)         9038Sr radioaktives Isotop, das bei der Urankernspaltung entsteht (beta-Strahler, t1/2=29a) Das radioaktive Strontiumisotop kann anstelle des Ca in Knochen eingelagert werden und schädigt von dort aus den Körper mit Strahlung Verwendung: Sr-Salze>Feuerwerk, karminrote Flamme (bengalisches Feuer) - pharmazeutische Verwendung: Sr-Salze fördern die Knochenmineralisierung, Prophylaxe der Osteoporose
• Barium 13856Ba Hauptisotop 72% (insg. 7 natürliche Isotope) - Vorkommen: BaSO4 Baryt, Schwertspat - Darstellung: Reduktion von BaO mit Al oder Si bei 1200°C im Vakuum - Eigenschaften: weiches, silber-weißes Metall - Verwendung: BaSO4 wird als Farbe verwendet (Permanentweiß) BaSO4 findet als Füllmittel für Papier Verwendung BaCO3 Ratten- oder Mäusegift (lösliche Bariumsalze sind sehr giftig)
• Bariumsulfat als Röntgenkontrastmittel Wirkungsweise: Röntgenkontrastmittel enthalten Elemente hoher Ordnungszahlen>diese zeigen eine starke Absorption der Röntgenstrahlung Alternative: Iod als lösliche Triiodbenzoesäure-Derivate
• Radium Radius (lat.)=der Strahl - radioaktives Element - wurde früher zur Radiotherapie von Krebserkrankungen verwendet: 22688Ra>22286Rn+42He+Energie (alpha-Strahler) - t1/2=1600 Jahre - 25 verschiedene Isotope des Radiums bekannt
• Radium Entdeckung 1898 wurde Radium von Marie und Pierre Curie in der Pechblende (Uranoxid) nachgewiesen 1903 Physiknobelpreis M.&P. Curie mit Henry Bequerel für die Untersuchung der Radioaktivität (der von H. Bequerel entdeckten Strahlen) 1910 Metallisches Radium wird erstmals von M. Curie und Mitarbeitern gewonnen 1911 M. Curie erhält den Chemie-Nobel-Preis für die Entdeckung und Charakterisierung von Radium und Polonium (Po)
• ortho ortho="normale" Säure H3BO3(Dreifachbindung)B(OH)3=Orthoborsäure (Metaborsäure HBO2)
• Borgruppe (Erdmetalle), 3. HG des PSE allgemeine Eigenschaften Elektronenkonfiguration: [EG]ns²np1>Hauptoxidationsstufe +3 > Ausnahme: Bei Thallium ist die Oxidationsstufe +1 stabiler als +3 allgemeine Regel für die 3.-5- HG: - Die Beständigkeit der höchsten Oxidationsstufe nimmt von oben nach unten ab - die Beständigkeit der niedrigeren Oxidationsstufen nimmt von oben nach unten zu Säure-Base-Eigenschaften: B(OH)3=H3BO3=sauer Al(OH)3 bis Tl(OH)3=amphoter Tl(OH)=starke Base!!
• Die wichtigsten Eigenschaften der Erdmetalle, 3. HG des PSE (Borgruppe) Bor: Halbmetall                                                                                         relativ giftig                                                                                                stark kovalenter Bindungscharakter                                                            für manche Pflanzen ein Spurenelement                                                  Schrägbeziehung zu Silicium Aluminium: Leichtmetall                                                                              zu 7,5Gew.-% am Aufbau der erdrinde beteiligt                                        Gallium und Indium relativ selten Thallium: Schwermetall, relativ selten, sehr giftig
• Bor: Vorkommen 105B 20%                         115B 80% Bor kommt in der Natur in Verbindung mit Sauerstoff vor, da es eine hohe Affinität zu Sauerstoff zeigt: H3BO3 Borsäure und deren Salze (Borate) Na2B4O7*10H2O Borax (Natriumtetraborat)                                               >Salz der Tetraborsäure, die als freie Säure nicht existent ist
• Bor: Eigenschaften steht im PSE zwischen Metall und Nichtmetall                                           > Halbmetall, "Halbleiter" (leitet den elektrischen Strom relativ schlecht) - elementares Bor weist einen sehr hohen Schmelzpunkt auf: >2000°C - sehr hart - kommt in verschiedenen Modifikationen (versch. Zustandsformen eines Elements im gleichen Aggregatzustand)vor - elementar v.a. bei hohen Temperaturen starkes Reduktionsmittel (wird leicht oxidiert) - tritt nie als freies Kation "B+3" auf wie die anderen Vertreter der 3. HG - Schrägbeziehung zu Silicium
• Bor Verbindungen - Bor zeigt als Element der 3. HG Verbindungen des Typs BX3, BCl3, trigonal planar, 120° - Diese Verbindungen zeigen eine Elektronenpaarlücke, sind also Lewissäuren (Edelgaskonfiguration wird angestrebt) - Borsäure: schwache Säure pKS=9,25                                                    > Lewissäure                                                                                              > H3BO3(Dreifachbindung)=Orthoborsäure - Metaborsäure: Anhydrid der Orthoborsäure, Trimer - Salze der Borsäure werden als Borate bezeichnet - Verwendung: in der Glas- und Keramikindustrie (besonders hitzebeständiges (Labor)Glasgerät besteht aus Borosilikatglas
• Borsäure und Borate: Pharmazeutische Verwendung - schwach bakteriostatische und adstringierende Wirkung - früher vorhanden in Borwasser und Borsalbe (Behandlung von Wunden), Augentropfen und Augenbädern (bei Augenentzündungen) und Mundwasser (Entzündung der Mundschleimhaut, Soor)                     > Diese Anwendungen sind heute obsolet! - aufgrund von Nebenwirkungen ist die Arzneimittelzulassung ausgesetzt (ungünstiges Nutzen-Risiko-Verhältnis)                                                      > Ausnahme: in Augentropfen zur Isotonisierung weiterhin erlaubt. - Toxizität beruht auf Akkumulation im Gehirn, resorptive Vergiftung v.a. bei Kindern: > LD50: Säuglinge 2g, Kinder 5-6g, Erwachsene 20g
• Wasserstoffverbindungen des Bor: Borane - Borwasserstoffverbindungen: Elektronenmangelverbindungen                > BH3 liegt als Dimeres vor>>Diboran B2H6 - Diboran ist ein Reduktionsmittel: B2H6+3O2>B2O3+3H2O - Boronate (Tetrahydroborate), komplexe Salze des Borans                     > isoster mit CH4 und NH4+, tetraedrisch                                                  - häufig verwendetes Reduktionsmittel in der organischen Chemie (NaBH4)
• Aluminium: Eigenschaften 2713Al einzig natürliches Isotop Vorkommen: - das am weitesten verbreitete Metall der Erdrinde               - kommt in der Natur nicht gediegen (als Element), sondern nur in seiner oxidierten Form vor                                                                                      - wichtiges Spurenelement für Pflanzen, wahrscheinlich nicht für Menschen und Tiere Verbindungen in der Natur (Auswahl)                                                         - Kalifeldspat=K[AlSi3O8]=Hauptbestandteil von Granit                              - Natronfeldspat=Na[AlSi3O8] in Basalt                                                       - Tonerde, Korund=Al2O3                                                                            - Rubin (rot), Saphir (blau) Al2O3 (gefärbt durch andere Oxide)
• Aluminium - Darstellung weltweite Produktionsmenge: 15 Mio. Tonnen Bayer-Verfahren:                                                                              Bauxit: Al2O3*xH2O, verunreinigt mit SiO2 und Fe2O3, feingemahlen                                                                                         > Aufschluss in 30%iger Na(OH) bei 150-230°C                                    Al(OH)3+OH->[Al(OH)4]- löslich, Fe(OH)3+OH-                                     > keine Reaktion (fällt aus und kann abfiltriert werden)                        > durch Einleiten von CO2 wird der pH-Wert gesenkt                             CO2+2H2O>H3O++HCO3-                                                                          [Al(OH)4]-+H3O+>Al(OH)3+2H2O                                                                 > Das ausgefallene Al(OH)3 wird abfiltriert und bei 1000°C getrocknet  2Al(OH)3>Delta T>Al2O3   (+H2O verdampft?)                                     > das so gereinigte Al2O3 wird anschließend einer Schmelzflusselektrolyse unterworfen (Hall-Verfahren):                           >> Kryolith (flüssig): Na3AlF6(Smp.1012°C), Al2O3 (Smp. >2000°C)      Anode: C+2O2->CO2+4e-, Kathode: Al3++3e->Al
• Aluminium: Eigenschaften - silberweißes, dehnbares Leichtmetall - unedles Metall, E°=-1,7 V - Al überzieht sich an der Luft mit einer dünnen, festen Oxidschicht (Schutzschicht), ist daher sehr beständig, es korrodiert nicht, wie z.B. Eisen - Eloxal-Verfahren: Herstellung von elektrisch oxidiertem Aluminium =künstliche dicke harte Oxidschicht zum Schutz - Al ist löslich in nicht-oxidierenden Säuren unter H2-Entwicklung:             2Al+6H+>2Al3++3H2 - Al hat in Verbindungen meist die Oxidationsstufe +3, selten auch +1: AlF, Al2O (nicht besonders stabil)
• Aluminium: Verwendung technische Verwendung: - Rostschutzanstriche (als Pulver)                     - Verpackungen (Folie, Dosen, ..)                                                               - Draht für elektrische Leitungen                                                                 - verschiedene Al-Legierungen werden im Flugzeug- und Automobilbau verwendet pharmazeutische Verwendung:                                                                   - Al2(SO4)3 u.a. Al-Salze wirken adstringierend und antiseptisch               - Aluminiumacetat-tartratlösung>essigsaure Tonerde, adstringierend, antiseptisch, desodorierende und kühlende Wirkung                                 - Al2O3 Adsorbens bei Vergiftungen                                                           - Al-Verbindungen als Antazida
• Gallium, Indium, Thallium Gallium: Thermometerflüssigkeit für hohe Temperaturen (>1000°C, Smp: 30°C, Sdp: ca. 2400 °C) Indium: besitzt im Vergleich zu den anderen Elementen der 3 HG nur eine geringe Bedeutung Thallium: das am weitesten verbreitete der Elemente Ga, In, Tl                 Tl+-Salze sind stabiler als Tl3+-Salze!!
• Thallium: Toxizität - Thalliumsalze sind stark toxisch                                                                > Symptome: Haarausfall, Polyneuritis, Schlaflosigkeit, ca. 1g kann tödlich sein - Antidote bei Vergiftungen:                                                                        > Berliner Blau: K+ wird gegen Tl+ ausgetauscht:                                      K[FeFe(CN)6]+Tl+>Tl[FeFe(CN)6] (fällt aus)+K+                                        löslich                      schwer löslich, wird nicht resorbiert                            > Thiosulfatlösung oder Thiole Anwendung: früher als Ratten- und Mäusegift
• Koordinative Bindungen, Komplexe Wenn die Elektronen einer Atombindung nur von einem der beiden Bindungspartner stammen, spricht man von einer koordinativen bzw. komplexen Verbindung. Die Verbindung wird als Komplex bezeichnet. Beispiele: NH3+H+>NH4+ BF3+F->BF4- Ni2++6NH3>[Ni(NH3)6]2+
• Ligand, Zentralteilchen, Beispiele Ligand: freies Elektronenpaar                                                                     - Elektronenpaardonator                                                                             - Nucleophil, Lewisbase Zentralteilchen: Elektronenpaarlücke                                                          - Elektronenpaarakzeptor                                                                            - elektrophil, Lewissäure Komplex: NH4+, Ligand NH3, Zentralteilchen H+ Komplex: BF4-, Ligand F-, Zentralteilchen BF3 Komplex: [Fe(CN)6]4-, Ligand CN-, Zentralteilchen Fe2+ Komplex: [Ni(NH3)6]2+, Ligand NH3, Zentralteilchen Ni2+
• Oktett- und 18-Elektronenregel - Komplexe der Hauptgruppenelemente stabilisieren sich durch Erreichen des Elektronenoktetts - Komplexe der Übergangsmetalle sind besonders stabil, wenn sie die 18 Elektronen-Regel erfüllen (s2p6d10) Vorhandene Elektronen der Übergangsmetallkationen und Elektronenpaar der koordinativen Bindungen von den Liganden=[EG] [Al(OH)4]-                       [Co(NH3)6]2+ [Fe(CN)6]4-                     [Fe(CN)6]3-
• Chelat-Komplexe - als Chelat-Komplexe werden Komplexe mit einem oder mehreren mehrzähligen Liganden bezeichnet - Chelatkomplexe sind im Allgemeinen stabiler als Komplexe mit einzähligen Liganden - Chelatkomplexe, in denen 5- und 6-gliedrige Ringe gebildet werden, sind besonders stabil - neutrale Chelatkomplexe, bei denen sich die Ladungen des Zentralatoms und der Liganden kompensieren ("innere Komplexsalze"), sind besonders schwer löslich in Wasser - geladene Komplexe sind in der Regel leicht löslich in Wasser
• Koordinationszahl und die Struktur von Komplexen Die Koordinationszahl (KOZ) gibt die Anzahl der an das Zentralatom gebundenen Liganden (bei einzähligen Liganden) bzw. die Anzahl der Bindungen zu Liganden an [Ag(NH3)2]+ KOZ: 2, Koordinationsstufe (Ag+):+1 KOZ=6: oktaedrische Anordnung, z.B. Fe3+, Cr3+, Co3+, Cd2+, Pt4+, Hexahalogeno-, Hexamminkomplexe KOZ=4, Strukturmeist tetraedrisch, Halogeno- und Hydroxokomplexe, z.B.: [NiCl4]2-, [Zn(OH)4]2- Ausnahmen: bei bestimmten Metallkationen kann auch eine planare Struktur (quadratisch-planar) bei KOZ=4 auftreten: [Ni(CN)4]2-, [AuCl4]-, [PtCl2(NH3)2] KOZ=2, seltener, lineare Struktur [Ag(NH3)2]+
• Eigenschaften von Komplexen - Komplexe bestehen aus Zentralteilchen (Lewissäure) und Liganden (Lewisbasen) - Sie zeigen geringe Dissoziation, die typischen Reaktionen bleiben aus ("Maskierung") - Die Anzahl der Bindungspartner ist größer, als aufgrund der Ladung des Zentralteilchens und seiner Stellung im PSE zu erwarten ist > Hin- und Rückbildung über unbesetzte Orbitale

zurück  |  weiter 7 / 11