Читать книгу Fachbegriffe der Chemie - Michael Wächter - Страница 16

1 Komplexe entstehen durch den Austausch von Elektronenpaaren zwischen einem Zentralatom und einem oder mehreren Liganden, die sich geometrisch um das Zentralatom herum anordnen (Koordination).

Abb.: Komplexe sind oft farbig – Lösungen komplexer Verbindungen(eig. Foto)

1 Zentralatome sind Kationen oder Metallatome mit freier, innerer „Elektronenlücke (zumeist Nebengruppenelemente, diese haben freie 3d- und 4dOrbitale), Beispiele:Cu2+, Ag+, Fe2+, Fe3+, Cr3+, Co2+, Ni2+, aber auch Ni, Pb2+, Bi3+ u.a.

1 Liganden sind Moleküle oder Anionen, die freie Elektronenpaare zur Verfügung stellen können.

Beispiele:NH₃ (Name als Ligand: -ammin-), H₂O (-aquo-), CO (-carbonyl-), NO (-nitrosyl-), F^-, Cl^-, Br^-, I^- (-fluoro-, -chloro- usw.), CN^-, SCN^- (-cyano-, -thiocyano-) , OH^- (-hydroxo-), O^2- (-oxo-), S^2- (-thio- / -sulfo-), S₂O₂^2- (-thiosulfato-) usw., aber auch große Moleküle wie EDTA, Eiweiße u.a.

Ethylendiamin (ED) Dimethylglyoxim (DMG)

Auch die Verbindungen Ethylendiamin (links, am Stickstoffatom sitzt jeweils ein freies Elektronenpaar) und D i m ethyl g lyoxim ( DMG , rechts, hier sitzen freie Elektronenpaare an den beiden Stickstoffatomen) sind gute Komplexbildner. DMG bindet sich z.B. an Ni ²⁺ -Ionen (himbeerroter Niederschlag von Nickel-DMG):

Das Molekül der Verbindung Ethylendiamintetraacetat (EDTA, "Komplexon") weist sogar 6 Koordinationsstellen auf, mit denen es über jeweils ein freies Elektronenpaar ein Metall-Kation binden kann (an jedem der vier negativ geladenen O-Atome und an jedem der zwei N-Atome):

1 Komplexe weisen koordinative Bindungen auf („höherer Ordnung“, nicht ionisch!) und werden in Formeln durch eckige Klammern dargestellt (Zentralatom vorne, Liganden in Klammern). Beispiele:Cu2+ + 2 Cl- CuCl2 (eine „normale“ ionische Bindung entsteht, ein Salz), aber:CuCl2 (gelöst) + 2 Cl-[Cu(Cl)4]2- (eine koordinative Bindung wird gebildet: Cu2+ + 4 Cl-[Cu(Cl)4]2-, neongrün ).

Ähnlich bilden Kupfer(II)-ionen auch mit Wassermolekülen (!) und mit Ammoniakmolekülen (II) farbige Komplexe:

(I) CuSO₄ (fest, trocken farblos) + 4 H₂O [Cu(H₂O)₄]²⁺ (hellblauer Komplex) + SO₄^2- Kupfer(II)-sulfat (weiß) + Wasser Tetraquokupfer(II)-Komplex + Sulfat-Anion (gelöst) (II) Cu²⁺ + 4 NH₃[Cu(NH₃)₄]²⁺ (tiefblau, koordinative Bindung).

1 Komplexe reagieren anders als freie Ionen. Ihre Reaktionsform ist derLiganden-Austausch.

Beispiele: Cu²⁺ + Fe → Cu + Fe²⁺ (Redox), aber: [Cu(NH₃)₄]²⁺ + Fe zeigen keine Reaktion!

[Cu(NH₃)₄]²⁺ (tiefblau, pH >7) + 4 Cl^- [Cu(Cl)₄]^2-(hellgrün) + 4 NH₃

[Cu(H₂O)₄]²⁺ (hellblau, pH <7) + 4 Cl^- [Cu(Cl)₄]^2- (hellgrün) + 4 H₂O

[Cu(H₂O)₄]²⁺ (hellblau, pH <7) + 4 NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺ (tiefblau, pH >7) + 4 H₂O

CuSO₄ (farblos, fest, trocken) + 4 H₂O [Cu(H₂O)₄]²⁺ (hellblau)

1 Komplexe sind oft farbig, weil die Elektronen über den ganzen Komplex verteilt werden und deshalb mit Licht(teilchen) in Wechselwirkung treten können. Ihre Bildung eignet sich gut für Nachweisreaktionen.

Beispiele: [Cu(NH₃)₄]²⁺ (tiefblau) [Cu(H₂O)₄]²⁺ (hellblau) [Cu(Cl)₄]^2- (hellgrün) [Bi(I)₄]^- (orange) [Fe(NO)(H₂O)₅]²⁺ (braun) [Fe(CN)₆]^4- (rot) [Fe(H₂O)₆]²⁺ (schwach grünlich) [Fe(SCN)₃] (blutrot, verdünnt orangegelb) H[Co(SCN)₄] (in Amylalkohol blau) Nickel-DMG (himbeerrot, vgl. Merksatz 104).

Hinweis:Komplexe sind in der Chemie oft bedeutsame Farb- und Naturstoffe oder auch Katalysatoren.Chlorophyll (Blattgrün, ein Magnesiumkomplex) und Hämoglobin (der rote Blutfarbstoff, ein Eisen-Komplex) sind z.B. wichtige Komplexe (Biochemie). Ausnahmsweise farblose Komplexe sind: [Fe(F)₆]^3-, [Ag(NH₃)₂]⁺, [Ag(S₂O₃)₂]^3-, [Zn(OH)₄]^2-, [Al(OH)₄]^- u.a.

1 Die Namen von Komplexen werden bei Kationen aus den Zahlsilben, den Liganden- und den Metallnamen mit Ladungszahl gebildet. Bei den anionischen Komplexen geht man bei Metallen von lateinischen Namen aus und setzt die Endung –at (wie bei Anionen).Beispiele:[Cu(NH3)4]2+ Tetramminkupfer(II)-Komplex[Cu(Cl)4]2- Tetrachlorokuprat(II)-Komplex[Ag(NH3)2]+ Diamminsilber(I)-Komplex [Ag(S2O3)2]3- Dithiosulfatoargentat(I)-Komplex[Fe(CN)6]4- Hexacyanoferrat(II)-Komplex[Fe(CN)6]3- Hexacyanoferrat(III)-Komplex[Bi(I)4]-. Tetraiodobismutat(III)-Komplex [Fe(NO)(H2O)5]2+ Pentaquonitrosyleisen(II)-K.

2 Die geometrische Struktur der Komplexe richtet sich oft nach dem Zentralatom (der Anordnung / Koordination von Liganden um das Zentralatom): Bei zwei „einzähnigen“ Liganden (Koordinationszahl = 2) ist der Komplex linear, bei Koordinationszahl 4 tetraedrisch oder quadratisch-planar, bei Koordinationszahl 6 ist er oktaedrisch.Beispiele: [Ag(NH3)2]+linear, [Fe(F)6]4-oktaedrisch,

Ni(Cl)₄^2-tetraedrisch,Ni(CN)₆^4-oktaedrisch

[Fe(CN)₆]^4-ebenfalls oktaedrisch cis/trans-Formen

Bildquellen: Tetrachloroniccolat-Komplex: Von Leyo - Eigenes Werk, Gemeinfrei, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=8467529, Hexacyanoniccolat-Komplex: Philnate, über: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:CisoktaKomplex.svg (ebenf. gemeinfrei)