Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

2.3.2
Mesomerie, Koordinative Bindung, Metallbindung

Mesomerie

 

Manche Moleküle besitzen
eine besondere Elektronenverteilung, bei der man die Elektronen
nicht eindeutig einem Atom oder einer Atomgruppe zuordnen kann.

 

Betrachtet man z.B. Die Salpetersäure
HNO3
, das Nitrat-Ion oder Nitromethan, so hat man
am Stickstoffatom eine wechselnde Elektronenkonfiguration. Das
freie Elektronenpaar wird benutzt, um die Bindungen zum Sauerstoff
möglich zu machen. Daraus ergibt sich lokal eine Ladung.
Die Bindung zu den beiden Sauerstoffatomen wechselt laufend hin
und her. Eine Bindungsmöglichkeit ist links dargestellt.

 

Beim Nitromethan unten sieht man beide
Extremzustände. Diese nennt man Grenzstrukturen.
Der Realzustand liegt in der Mitte (Überlagerung der
beiden Zustände). Die Fähigkeit der Elektronen, sich
über mehrere Atome zu verteilen, wobei Grenzstrukturen existieren,
nennt man Delokalisierung. Der Zustand wird Mesomerie
oder Resonanz genannt.

mesom2 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

reson1 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

Solche Mesomerie findet man bei
organischen Stoffen mit abwechselnden Doppelbindungen wie Benzol
oder Farbstoffen.

Koordinative
Bindung

(= Komplexbindung)

Die Koordinative Bindung wird auch als
spezielle kovalente Bindung bezeichnet. Sie entsteht durch
Besetzung ungefüllter Zentralatom- Orbitale mit Elektronenpaaren
der Liganden. Die räumliche Anordnung wird durch den Hybridisierungstyp
des Zentralatoms bestimmt. Es wird Edelgaskonfiguration angestrebt.
Dabei entstehen sogenannte Komplexe.

z.B. [Cr(NH3)6]3+
= Hexaaminchrom(III)-Komplex (gelb)

koord1 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

Ein Komplex ist eine Verbindung
mit mindestens einer koordinativen Bindung. Bei einer koordinativen
Bindung kommen die Bindungselektronen von einem Bindungspartner.
In der Regel liefern die Liganden die benötigten Elektronen.
Ein Komplex ist aus einem Zentralteilchen (Atom oder Ion)
sowie einem oder mehreren Liganden (neutral oder ionisch)
aufgebaut. Die Anzahl der gebundenen Liganden wird durch die
Koordinationszahl
wiedergegeben.

Grundsätzlich gibt es alle Koordinationszahlen
(KZ), allerdings gibt es einige besonders
häufige Koordinationszahlen (KZ)
:


agnh3 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

Co_NH3_ - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung
  • KZ 2: linear z.B. Silberverbindungen
    wie [Ag(NH3)2] +
  • KZ 4: tetraedrisch, z.B. Kupferverbindungen
    wie [Cu(NH3)4]2+
    planar, vor allem bei d8-Metallen wie Ni 2+
  • KZ 6: oktaedrisch, z.B.
    Eisen- und Aluminiumverbindungen

    Viele Metallionen (normalerweise der Nebengruppen)
    bilden Komplexionen mit einer großen Anzahl Anionen
    und Molekülen. Diese werde in ähnlicher Weise gebildet
    als die anderen Moleküle: z.B.

    Fe+3(aq) + 6CN(aq) -> Fe(CN)63-(aq)
    und
    Cu+2(aq) + 4NH3(aq) -> Cu(NH3)42+(aq)

Die Benennung ist wie folgt:

  1. Kationen werden vor Anionen genannt
  2. Innerhalb des Komplexes werden die Liganden
    in alphabetischer Reihenfolge genannt z.B.
    Tetraaminchlorokobalt(II)-Komplex.
    H2O als Ligand wird aqua genannt,
    NH3 wird als amin bezeichnet.
  3. Das gesamte Ion wird in eckige Klammern gesetzt.

Viele Metallionen existieren als Wasserkomplexe
in wässriger Lösung. Zum Beispiel Cu2+ kommt
in Wasser nicht als alleiniges Ion vor sondern als [Cu(H2O)6]2+
Ion. (HexaaquaKupfer (II)-Komplex)

Solche Komplexe besitzen jeweils ein typisches
Lichtabsorptions- und Emissionsverhalten wie rechts an den beiden
Cu2+-Lösungen zu sehen ist.

Metallbindung

Die Metallbindung soll hier nur kurz erwähnt
werden. Metalle als Elemente, die wenige Außenelektronen
haben, verbinden sich durch die Metallbindung untereinander.
Solche Metallatome wie Na, Al, Mg usw. besitzen eine niedrige
Elektronegativität mit wenigen Valenzelektronen, deshalb
gibt es viele Varianten bezüglich der Außenschale.

Wenn sich die Atomorbitale der Metallatome überlappen,
können die Elektronen in die Orbitale der benachbarten Atome
eindringen. In diesem dichten Atomgitter sind die Metallatomrümpfe
von mehreren Elektronen umgeben, die frei beweglich sind (= delokalisierte
Elektronen = “Elektronengas“). Dies erzeugt Anziehungskräfte,
die die Metallatome im Metallgitter zusammenhalten.

Typische Metallgitter sind:
das FCC-Gitter bei Al, Ca, Ni, Cu, Sr, Rh, Pd, Ag, Ir,
Pt, Au, Pb, Ce, Yt
das BCC-Gitter bei Na, K, V, Cr, Fe, Rb, Nb, Mo, Cs, Ba,
Eu, Ta, W

und das HCP-Gitter bei Be, Mg, Ti, Co,
Zn, Y, Zr, Tc, Ru, Cd, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Lu, Hf, Re, Os,
Th.


FCC-Gitter (z.B. Al)

BCC-Gitter (z.B. Na)

HCP-Gitter (z.B. Mg)

FCCcell1 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

BCCcell1 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

HCPcell2 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

Metalle leiten ja bekanntlich
den Strom, die Wärme und lassen sich leicht verformen. Die
Wärmeleitfähigkeit ergibt sich aus der dichten
Packung, die Stromleitfähigkeit wegen der beweglichen
Elektronen und die Verformbarkeit durch die Verschiebung
der Gitterschichten.

Zusammenfassung Bindungen

In der Chemie unterscheidet man prinzipiell 3
Möglichkeiten sich zu verbinden:

  • Metalle
    mit Nichtmetallen
    —>Ionenbindung
  • Nichtmetalle
    mit Nichtmetallen
    —> Kovalente Bindung
  • Metalle
    mit Metallen
    —> Metallbindung

pse8 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

Die Bindungstypen
Atombindung
und Ionenbindung
sind ideale Grenzfälle, die realen Bindungsverhältnisse
liegen oft dazwischen. Schon wenn eine Atombindung zwischen verschiedenen
Atomen gebildet wird, liegt das gemeinsame Elektronenpaar näher
beim Atom mit der größeren Elektronegativität.

bindu2 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

ionc - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung


Abb.2.3.5

Mesomerie
bei HNO3
 

mesom3 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

 

 


Abb.2.3.6

Mesomerie
bei Nitromethan

 

 

 


Abb.2.3.7


Delokalisierung

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.3.8


Hexaminchrom-Komplex
 

CrNH363 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

 

 

 

 


Abb.2.3.9

wichtige
Komplexgeometrie

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.3.10

HexaaquaKupfer (II)-Komplex


cuaqua - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

 


Abb.2.3.11

Metallbindung
metal2 - Mesomerie, Koordinative Bindung & Metallbindung

 

 


Abb.2.3.12

Metallgitter
 

FCC = Face Centered Cubic Struktur

BCC = Body Centered Cubic Struktur

HCP = Hexagonal Close Packed Struktur

 

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.3.13

PSE
und Bindungen

 

 

 

 

 

 

 


Abb.2.3.14

Bindungen
im Vergleich

 

 

 

 

 


Abb.2.3.15

Bindungen
im Vergleich

 

 

Weiterführende
Quellen:

chemische Bindung:http://www.imsa.edu/~ishmael/bonding/cb/index.html

Kovalente Bindung: http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_1/
und http://chipo.chem.uic.edu/web1/ocol/SB/1-1.htm

Koordinative Bindung: http://www.ilpi.com/organomet/coordnum.html
und http://learn.chem.vt.edu/tutorials/complex/index.html
und http://www.chem.ox.ac.uk/vrchemistry/complex/allbottlesmsiedefault.html
und http://phoenix.liunet.edu/~nmatsuna/che4/coord/coord.html

Metallbindung:
http://users.senet.com.au/~rowanb/chem/chembond.htm
und http://www.tomchemie.de/metallbindung.htm
und
http://www.techfak.uni-kiel.de/matwis/amat/mw1_ge/kap_2/backbone/r2_2_4.html

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

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