Ligand

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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Aufbau und Nomenklatur von Komplexverbindungen
Komplexverbindungen sind chemische Verbindungen, die aus einem Zentralatom
und Molekülen bzw. Ionen gebildet werden.
Aufbau von Komplexverbindungen
Zentralatom oder – ion
↓
Gegenion
↓
[Z L n] X
↑ ↑
Ligand Anzahl Liganden
[Fe(H2O)6]2+ SO42Die Anzahl der direkt an das Zentralatom gebundenen Atome der Liganden wird
als Koordinationszahl (KOZ) bezeichnet.
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Aufbau und Nomenklatur von Komplexverbindungen
Komplexbindungen bei Nebengruppenelementen
Unter Komplexbildung versteht man Verbindungen, die aus einem Zentralteilchen
bestehen, um das mehrere andere Teilchen (Liganden) gelagert sind
Das Zentralatom ist normalerweise ein Metallion, wie Fe2+, Fe3+, Cu2+, Ag+, Co3+, Ni,
usw. Die darum herum angeordneten Liganden sind Teilchen mit mindestens einem
freien Elektronenpaar, wie H2O, NH3, CO oder Ionen wie Cl-, CN-, NO2-, S2O32-. Aus
der Summe der Ladungen der Liganden und des Zentralions ergibt sich die Ladung
des Komplexes.
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Aufbau und Nomenklatur von Komplexverbindungen
Nomenklatur von Komplexverbindungen
Komplexe werden in der Regel in eckigen Klammern geschrieben. Je nach Anzahl
und Eigenschaft der Liganden haben die Komplexverbindungen eine räumliche
Struktur.
Kationischer Komplex
[Cu(NH3)4]SO4
Tetraamminkupfer(II)- sulfat
Anionischer Komplex
K4[Fe(CN)6]
Kaliumhexacyanoferrat(II)
Neutraler Komplex
Ni(CO)4
Tetrakarbonylnickel
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Aufbau und Nomenklatur von Komplexverbindungen
Struktur von Komplexverbindungen
Die Struktur von Komplexteilchen ist von der Koordinationszahl abhängig.
Komplexe mit zwei, vier oder sechs Liganden sind am häufigsten.
Koordinationszahl
2
linear
4
tetraedrisch
Bsp.: [Ag(CN)2]- [Al(OH)4]-
4
Komplexchemie und Molekülgeometrie
Aufbau und Nomenklatur von Komplexverbindungen
Struktur von Komplexverbindungen
Die Struktur von Komplexteilchen ist von der Anzahl der Koordinationszahl
abhängig. Komplexe mit zwei, vier oder sechs Liganden sind am häufigsten.
Koordinationszahl 6
oktaedrisch
Koordinationszahl 4
[Fe(H2O)6]3+
quadratisch - planar
Bsp.: [Cu(NH3)4]2+
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Darstellung von Komplexverbindungen
1. Addition von Liganden am Zentralatom bzw. -ion.
Ni2+ + 6 H2O [Ni(H2O)6]2+
2. Substitution von Liganden an Zentralatomen bzw. –ionen
[Cu(H2O)4]2+ + 4 NH3 [Cu(NH3)4]2+ + 4 H2O
3. Redoxreaktion an Zentralteilchen oder Liganden
II
II
I
III
2 [Cu(H2O)4]2+ + 10 CN 2 [Cu(CN)4]3- + 8 H2O + (CN)2
4. Kondensation
CrO42- + H3O+ CrO3(OH)- + H2O
2 CrO3(OH)- [O3Cr – O – CrO3]2- +H2O
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Darstellung von Komplexverbindungen
Bindungsverhältnisse von Komplexverbindungen
Es kommen Ionen- und Atombindungen vor sowie alle Übergänge dazwischen. Alle Liganden besitzen
mindestens ein freies Elektronenpaar, die zu Bindungselektronenpaaren zwischen dem Liganden und dem
Zentralatom (ion) werden. Dabei bilden sich stabile Edelgaskonfigurationen aus.
Sind die Liganden Ionen, ergeben sich Ion-Ion-Komplexe.
Bsp.: Hexachloroplatinat(IV)-Anion [Pt(Cl)6]2-: Die Bindungskräfte zwischen den Ionen sind nicht gerichtet,
die Chlorionen stoßen sich gleichmäßig ab es ergibt sich die regelmäßige räumliche Anordnung eines
Oktaeders. Pt4+ befindet sich im Zentrum
Statt Ionen können Zentralkation Dipolmoleküle mit ihrer negativen Teilladung angezogen werden. Dann
entstehen Ion-Dipol-Komplexe.
Bsp.: Hexaquamagnesium(II)-Kation [Mg(H2O6)]2+: Koordinationszahl 6 Wassermoleküle sind in den
Ecken eines Tetraeders angeordnet (wie oben). Das Mg2+ -Ion ist im Zentrum.
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Darstellung von Komplexverbindungen
Bindungsverhältnisse von Komplexverbindungen
Bei vielen Komplexen bestehen zwischen dem Zentralion und den Liganden Elektronenpaarbindungen
(einsame e--Paare). Diese werden in nicht besetzte Orbitale von s-, p-, d- Unterschalen des Zentralions
eingebaut. Die läßt sich mit der Zellenschreibweise (Kästchenschreibweise) darstellen.
Bsp.: Hexacyanoferrat(II)-Anion
Eisen im Grundzustand:
3s
3p
3d
4s
4p
Durch Abgabe der beiden 4s Elektronen entsteht das Fe2+ -Kation
In den 3d, 4s- und 4d- Orbitalen ist jetzt Platz für 12 Elektronen. Diese Plätze werden mit mit je einem freien
Elektronenpaar der 6 Cyanid-Ionen aufgefüllt.
Das Eisen hat dadurch die Elektronenkonfiguration von Krypton erreicht. Die Verbindung ist deswegen sehr
stabil. Man spricht hier von einer d2sp3-Bindung, da zwei d-, ein s- und drei p-Orbitale besetzt werden.
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Darstellung von Komplexverbindungen
Reaktionsverhalten von Komplexverbindungen
Viele Komplexionen neigen zum Ligandenaustausch.
Bsp.: Tetraquqkupfer(II)-Kation und Ammoniak
[Cu(H2O)4]2+ + 4 NH3
[Cu(NH3)4]2+ + 4 H2O
Der Ligandenaustausch erfolgt Schrittweise. In Abhängigkeit von der Konzentration des
Ammoniaks liegen Komplexe vor, bei denen nur ein, zwei oder drei Wassermoleküle durch
Ammoniak ersetzt sind.
[Cu(H2O)4]2+ + NH3
[Cu(H2O)3NH3]2+ + NH3
[Cu(H2O)3NH3]2+ + H2O
[Cu(H2O)2(NH3)2]2+ + H2O
[Cu(H2O)2(NH3)2]2+ + NH3
[Cu(H2O)(NH3)3]2+ + H2O
[Cu(H2O)(NH3)3]2+ + NH3
[Cu(NH3)4]2+ + H2O
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Darstellung von Komplexverbindungen
Mehzähnige Liganden
Liganden, die sich mit mehr als einem einsamen Elektronenpaar an der Auffüllung der
Elektronenschalen des selben Zentralatoms beteiligen, nennt man mehrzähnig.
Ein Ligand kann nur dann zwei oder mehr Koordinationspositionen am Zentralatom
besetzen, wenn die dafür in Frage kommenden Elektronenpaare weit genug auseinander
liegen. Die e- -Paare müssen deswegen an verschiedenen Atomen eines Liganden liegen.
Bsp.: Ethylendiamin
H2C
CH2
H2N
..
NH
.. 2
Ethylendiamin geht über die einsamen Elektronenpaare beider Stickstoffatome
koordinative Bindungen unter Ringbildung ein Chelatkomplexe (griech. Krebsschere)
Chelate sind meist stabiler als Komplexe mit
einzähnigen Liganden (bei gleichem Zentralion).
H2C
CH2
H2N
..
NH
.. 2
Z
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Komplexchemie und Molekülgeometrie
Molekülgeometrie
Hybridorbitale
Anzahl der Liganden
Hybridorbitale
Bindungsrichtungen
2
sp
linear
3
sp2
trigonal
4
sp3
tetraedrisch
4
d3s
tetraedrisch
4
dsp2
quadratisch (eben)
5
dsp3
trigonal - bipyramidal
6
sp3d2
oktaedrisch
6
d2sp3
oktaedrisch
7
sp3d3
pentagonal - bipyramidal
8
d4sp3
tetragonal - prismatisch
11
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