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Alt 22.06.2007, 18:22   #1   Druckbare Version zeigen
Olli Männlich
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Themenersteller
Beiträge: 36
Grundlagen Komplexchemie

Hallo Leute,
hab schon die sufu verwendet, mich mit Kommilitonen unterhalten und sonst wo nachgeschlagen, irgendwie hab ich aber noch Grundlagenlücken in Sachen Komplexchemie.

Soweit ich das bisher verstanden habe, ist der Ligand zB ein Metall meistens positiv geladen (um es mal ganz einfach zu halten)und die Liganden sind dann entweder negativ geladen oder haben einen Dipol (halt irgendwo Elektronendichte).

Probleme hab ich jetzt bei der Art der Bindung, die häufig als koordinierte Bindung bezeichnet wird, wobei der Ligand beide Elektronen für die Bindung beisteuert. Ist diese ansonsten als kovalent zu betrachten?

Verwirrender finde ich es dann, wenn ich versuche der Sache mehr auf den Kern zu gehen und die Elektronenkonfiguration.

Nehmen wir zB ein Eisenatom mit Oxtufe II an, lautet die Elektronenkonfiguration dann: [Ar] 4s0 3d6 , oder [Ar] 4s1 3d5 ?

Eisen ist wie die meißten Atome 6fach koordiniert, wenn es jetzt mit 6 Liganden binden möchte, bräuchte es doch 6 freie Orbitale (da der Ligand beide Elektronen beisteuert)? In beiden Fällen hat es jedoch nur 5 freie Orbitale.

Noch verwirrender finde ich es bei Aluminium. Al hat schließlich keine d Elektronen: [Ne] 3s2 3p1 ist aber trotzdem 6fach koordiniert. Wenn ich von Al (III) ausgehe, hat es Ne-Konfiguration und nur 4 freie Orbitale.

Noch ne Zwischenfrage, die vielleicht einiges klärt. Verstehe zB auch nicht wie Schwefel mehr als 2 Bindungen eingehen kann, schließlich hat es nur 2 ungepaarte Elektronen: [Ne] 3s2 3p2 , trotzdem findet man es oft mit 4 Bindungen (SO2) oder Thionylchlorid.

Jetzt hab ich schon wieder so viel geschrieben , vielleicht könnt ihr etwas Licht hinter die Sache bringen , ich komm zur Zeit da echt nicht weiter.
Olli ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.06.2007, 18:32   #2   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
AW: Grundlagen Komplexchemie

Zitat:
Zitat von Olli Beitrag anzeigen
Soweit ich das bisher verstanden habe, ist der Ligand zB ein Metall meistens positiv geladen (um es mal ganz einfach zu halten)und die Liganden sind dann entweder negativ geladen oder haben einen Dipol (halt irgendwo Elektronendichte).
Einfacher: ein Ligand muß ein Atom mit einem freien Elektronenpaar besitzen, welches zur Koordination an Metallionen oder -atome geeignet ist.

Zitat:
Probleme hab ich jetzt bei der Art der Bindung, die häufig als koordinierte Bindung bezeichnet wird, wobei der Ligand beide Elektronen für die Bindung beisteuert. Ist diese ansonsten als kovalent zu betrachten?
koordinative Bindung; die Grenzen sind da fließend. Bei harten Metallionen (z.B. Alkalimetallionen) und harten Liganden wird die Bindung vorwiegend durch elektrostatische Wechselwirkungen (Ion-Dipol oder Ion-Ion-Wechselwirkungen) bestimmt. Aber z.B. bei Übergangsmetallen und Stickstoff-Liganden kommen erhebliche kovalente Anteile dazu.

Zitat:
Nehmen wir zB ein Eisenatom mit Oxtufe II an, lautet die Elektronenkonfiguration dann: [Ar] 4s0 3d6 , oder [Ar] 4s1 3d5 ?
3d6

Zitat:
Eisen ist wie die meißten Atome 6fach koordiniert, wenn es jetzt mit 6 Liganden binden möchte, bräuchte es doch 6 freie Orbitale (da der Ligand beide Elektronen beisteuert)? In beiden Fällen hat es jedoch nur 5 freie Orbitale.
Bevor ich es jetzt alles hier hinschreibe, schau doch bitte mal in einem AC-Buch unter MO-Theorie von Komplexen nach...
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Alt 22.06.2007, 19:04   #3   Druckbare Version zeigen
Auwi Männlich
Mitglied
Beiträge: 9.766
AW: Grundlagen Komplexchemie

Wie das mit dem SO2 ist,kannst Du in jedem besseren Chemiebuch finden. Ein O ist mit einer Doppelbindung gebunden, das zweite benutzt ein ganzes Elektronenpaar des Schwefels mit diesem gemeinsam. Da das aber "ungerecht" wäre,kann dieser Dreierkomplex die Elektronen auch genau andersherum anordnen. Für den wahren "Zwischenzustand" haben wir keine eindeutige Schreibweise,(manchmal versucht man es mit "gestrichelten halben Elektronenpaaren") man nennt die beiden möglichen Anordnungen Grenzstrukturen und bezeichnet den Sachverhalt als Mesomerie.(Mesomeriestabilisierung)
Jetzt zum Fe++, es besitzt die Elektronenkonfiguration 3d6 wenn es jetzt einen Komplex z.B. mit 6 CN- eingeht, so packt es seine 6 Elektronen in drei der 3d Orbitale, weil bei der "Hybridisierung"
(früher auch Bastardisierung) der noch freien zwei 3d Orbitale mit dem fast energiegleichen 4s und den drei 4d Orbitale und deren Besetzung durch die Elektronenpaare des CN- insgesamt ein energieärmerer Zustand erreicht wird. (d2sp3-Hybrid) = oktaedrische Anordnung
Das funktioniert sogar beim Fe+++. Nur ist dann das eine 3d Orbital des Eisens nur einfach besetzt. Trotzdem ist der Endzustand energiegünstiger.
Feststellen lassen sich diese Zustände z.B. durch Messung der para- bzw diamagnetischen Eigenschaften.
Sogar beim Ni++,bei welchem nur ein 3d Orbital freigemacht werden kann ist durch die Hybridisierung des 3d Orbitals mit dem 4s und zwei der drei 4p Orbitale eine stabile dsp2Hybridstruktur möglich, mit der quadratischen Koordinationszahl 4
Auwi ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 22.06.2007, 19:23   #4   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
AW: Grundlagen Komplexchemie

Warum nutzt du die VB-Theorie zur Beschreibung von Komplexen? Die ist IMHO obsolet und wurde durch die Kristall - bzw. Ligandenfeldtheorie abgelöst und man findet sie höchstens noch bei Metallcarbonylen.

Die Ligandenfeldtheorie wird wiederrum durch die bessere MO-Theorie abgelöst.
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Alt 23.06.2007, 09:41   #5   Druckbare Version zeigen
Olli Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 36
AW: Grundlagen Komplexchemie

Ok vielen Dank, dann werd ich mir mal das Molekül-Orbitalschema angucken.
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