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Chemie (Fach) / AC4 (Lektion)

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• Berechnung d-Elektronenzahl d-Elektronenzahl = Gruppennummer - Oxidationsstufe 
• Zähnigkeit und Haptizität, besondere Liganden Zähnigkeit: Wie viele Bindungen zum Zentralatom ein Ligand ausbilden kann 2e- Donor   einzähnig 4e- Donor   zweizähnig 6e- Donor   dreizähnig  Haptizität: Anzahl der Ligandatome die an Zentrum des Komplexes gebunden sind z.B. η3  (trihapto)  Chelatligand: mehrzähniger Ligand (besitzt mehr als ein freies Elektronenpaar), kann mindestens zwei Koordinationsstellen des Zentralatoms einnehmen  Brückenligand
• Platingruppenmetalle und Münzmetalle Platingruppe: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt -> treten gemeinsam auf Münzmetalle. Cu, Ag, Au
• Lanthanide, Actinide, Lanthanoide, Actinoide Lanthanide: Y und La-Lu, Seltenerdmetalle, rare earth metals Actinide: Ac bis Lr Lanthanoide: Lanthanide außer Y und La Actinoide: Actinide außer Ac 
• Komplexe allg. und Begründer der Komplexchemie MLn M = Lewissäure, Metallion L = Lewisbase, Ligand n = Anzahl  Alfred Werner 
• Leitfähigkeitsmessungen In Komplexchemie Kation : Anion, z.B. MgCl2 ist 1 : 2  Leitfähigkeit eines Komplexes entspricht nicht der Summe der Einzelleitfähigkeiten seiner Bestandteile z.B. bei Kaliumhexacyanoferrat II ist die Leitfähigkeit nicht bestimmt durch 4 K+ + Fe2+ + 6 CN-  sondern durch 4 K+ + [Fe(CN)6]4-
• Homoleptische und Heteroleptische Metallkomplexe homoleptisch: alle Liganden sind gleich  heteroleptisch: mehr als eine Sorte von Liganden 
• Wie reagiert Aluminium mit konzentrierter NaOH und mit Säure? 2 Al + 6 H2O -> 2 Al(OH)3 + 3 H2  Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]- Es ist amphoter und löst sich in Säuren und Basen Al(OH)3 + 3 H3O+   ->   [Al(H2O)6]3+ 
• Was ist ein Spinell? Spinellstruktur? Spinell: Mineralklasse klassisch: A II B2 III X4    Beispiel: MgAl2O4 X in kdp Mg2+ Ionen (A) sind von 4 O2- tetraedrisch umgeben, in   1/8 der Tetraederlücken  Al2+ Ionen (B) sind von 6 O2- oktaedrisch koordiniert, in 1/2 der Oktaederlücken  Inverses Spinell: A III B2 II X4  z.B. Fe3O4 mit Fe II und Fe III X in kdp  A 1/4 der Oktaederlücken  B 1/4 der Oktaederlücken und 1/8 der Tetraederlücken  im Vergleich zu Spinell: M II und 50% M III tauschen die Plätze 
• Wie synthetisiert man Aluminiumfluorid? mit HF oder mit Hexafluoridokieselsäure Al2O3 + 6 HF    bei 400-600°C -->   2 AlF3 + 2 H2O  oder 2 Al(OH)3 + H2SiF6  bei 100°C --> 2 AlF3 + SiO2 + 4 H2O 
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• Anwendung Gallium Smp 30°, Sdp 2400° -> Hochtemperaturthermometer  GaCl3 ist Legierungsbestandteil von Metallen und Halbleitermaterial (III-V-Verbindungen)  GaAs wird für Leuchtdioden verwendet 
• Warum erhöhte Stabilität der Ox.stufe I bei Thallium und II bei Blei? Durch den inert-pair-effect relativistischer Effekt, beschreibt die bevorzugte Bildung von Ionen zwei Ox.stufen unterhalb der zu erwartenden (unterhalb der Hauptgruppennummer)  tritt für Elemente ab der 3. Hauptgruppe ein  Zunahme der Masse der Elektronen -> Orthogonalität der s-Orbitale führt auch zur Kontraktion höherer s-Orbitale Ionisierungsenergie nimmt zu  die S-Elektronen verhalten sich "inert" gegenüber Ionisierung, nur p-Elektronen von Ionisierung betroffen
• Koordinationsgeometrie/Koordinationspolyeder für 2, 5, 7, 9 2: linear oder gewinkelt 5: trigonale Bipyramide oder tetragonale Pyramide 7: Überkapptes trigonales Prisma  9: Dreifach überkapptes trigonales Prisma 
• Bindungsisomerie tritt auf, wenn Liganden durch verschiedene Donoratome an das Metallzentrum binden können Beispiele: SCN-  oder  NO2-  NO2- tritt auf als Nitrokomplex M-N und vom N aus ein einfach und ein doppelgebundenes O oder als Nitritokomplex M-O-N und vom N aus Dreifachbdg zum O 
• Valenzbindungstheorie und ihre Schwächen und Stärken Räumliche Anordnung der Liganden hängt von der Hybridisierung am Zentralatom ab  Die wichtigten Hybridisierungen:  sp3 tetraedrisch (z.B. bei CH4 --> ein s und 3 p-Orbitale des C hybridisiert --> 4 sp3) dsp2 quadratisch planar dsp3 trigonal bipyramidal  sp3d2 oktaedrisch  Bindung entsteht durch Überlappung eines gefüllten Ligandenorbitals mit leerem Orbital vom Zentralatom Schwächen:  keine Erklärung von Farbigkeit, high spin und low spin  Stärken:  Zusammenhang zwischen d-Elektronenzahl am Metallion, Struktur des Komplexes und Zahl der ungepaarten Elektronen  Erklärung magnetisches Verhalten 
• Ligandenfeldstabilierungsenergie (LFSE) tatsächlich messbar, Elektronenkonfiguration immer so, dass möglichst hohe LFSE Energiegewinn durch oktaedrische Anordnung des Ligandenfelds statt sphärischer (kugelsymmetrischer) --> Aufspaltung im oktaedrischen Ligandenfeld:  größere Abstoßung der Liganden mit dz2 und dx2-y2 als mit dxy dxz und dyz des Zentralatoms d-Orbitale sind nicht länger energetisch gleichwertig:  höheres Energieniveau: eg-Orbitale (dz2 und dx2-y2) --> 6 Dq höher niedrigeres Energieniveau: t2g-Orbitale (dxy dxz und dyz) --> 4 Dq niedriger (Diff. 10 Dq/Δ) im tetraedrischen Ligandenfeld: größere Abstoßung der Liganden mit dxy dxz und dyz als mit dz2 und dx2-y2 des Zentralatoms höheres Energieniveau: t2-Orbitale (dxy dxz und dyz)  niedrigeres Energieniveau: e-Orbitale (dz2 und dx2-y2)
• Ligandenfeldaufspaltung 4d und 5d Metalle große Aufspaltung Spinpaarungsenergie geringer low spin energetisch günstiger  daher fast immer low spin 
• 18 VE-Regel und Beispiele, die sie erfüllen / nicht erfüllen Komplexe mit 18 VE besonders stabil  klassisch: [Fe(CN)6]4-  Fe II in d6-Konfiguration, 2 VE je Ligand 6 + 6*2 = 18 VE nicht-klassisch: [Fe(CN)6]3-  Fe III in d5-Konfiguration  5 + 12 = 17 VE
• HSAB Konzept (Pearson) Anwendung auf Eisen harte Lewissäuren reagieren bevorzugt mit harten Lewisbasen, weiche mit weichen  Eisenchemie:  Fe3+ eher harte Lewissäure, Fe2+ eher weiche
• Berliner Blau / Turnbulls Blau Fe3+ eher harte Lewissäure, Fe2+ eher weiche mit gelbem Blutlaugensalz:  Fe3+ + K4[FeII(CN)6] --> [KFeIII(CN)6FeII]  Berliner Blau mit rotem Blutlaugensalz:  Fe2+ + K3[FeIII(CN)6] --> [KFeII(CN)6FeIII] Turnbulls Blau Durch Röntgenbeugung, mag. Messungen, Mößbauerspektroskopie weiß man: beide Verbindungen sind gleich  

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