Koordinative Bindung

Guten Tagen und herzlich willkommen! In diesem Video geht es um die koordinative Bindung. Dieses Video gehört zur Reihe Metallkomplexe. Als Vorkenntnisse solltest du die Grundtypen der chemischen Bindungen gut kennen. Ziel des Videos ist es unter anderem die Lewis-Säuren und die Lewis-Basen als ein Konzept für die Beschreibung der koordinativen Bindung zu erklären. Der Film ist in folgende Abschnitte untergliedert: 1. strukturelle Vielfalt der Metallkomplexe. 2. Farbigkeit der Metallkomplexe, 3. Säuren und Basen nach Lewis, 4. Bindungen aus Lewis-Säuren und Lewis-Basen, 5. Metallkomplexe durch koordinative Bindung und 6. die Stabilität der koordinativen Bindung.  1. Strukturelle Vielfalt der Metallkomplexe Metallkomplexe zeichnen sich durch eine große strukturelle Vielfalt aus. Das betrifft zum Ersten die Koordinierung. Ein zentrales Teilchen kann mit einer verschiedenen Anzahl von Teilchen verbunden sein. Möglich sind 4 Teilchen, die es umgeben. Wenn auch selten, so sind auch 5 Teilchen möglich. Häufig trifft man an, dass ein zentrales Teilchen von 6 Teilchen umgeben ist. Metallkomplexe unterscheiden sich aber auch durch die Komplexität ihrer Struktur. Die Struktur kann relativ einfach sein. Die Struktur kann auch etwas komplizierter sein. Diese hier ist schon recht kompliziert. Und diese möchte man mit Recht als komplex bezeichnen. Und das ist nur ein kleiner Einblick in die strukturelle Vielfalt der Metallkomplexe, und die Wirklichkeit ist, so könnt ihr mir glauben, noch viel größer und viel schöner. 2. Farbigkeit der Metallkomplexe Metallkomplexe sind von einer schönen und reichen Farbigkeit gekennzeichnet. Alle Farben des Farbkreises finden wir hier. Man findet Komplexe von roter, gelber, blauer, grüner Farbe und verschiedenen Zwischentönen. Allein schon diese Schönheit und Breite der Farben sollte uns anregen uns näher mit den Metallkomplexen zu befassen.  3. Säuren und Basen nach Lewis Stellen wir uns ein Molekül vor, das über ein Orbital verfügt, in dem sich ein Elektronpaar befindet. Dieses Orbital soll aber keine Bindungsaufgaben zu erfüllen haben. Dieses Molekül kommt in Kontakt mit einem zweiten Molekül, das über ein Orbital verfügt, auf dem sich keine Elektronen befinden. Im Unterschied zum besetzten Orbital, nennt man dieses Orbital, freies Orbital. Durch Überlappung beider Orbitale wird ein gemeinsames Orbital gebildet. Auf diesen befinden sich dann die beiden Elektronen des Formals allein besetzten Orbitals. Man sagt auch, dass das Orbital links Formals über freie Elektronen, während das Elektronenpaar rechts eine Elektronenvakanz zeigte. Durch die Verschmelzung beider Orbitale erhalten die Moleküle links und rechts gemeinsame Elektronen. Man sagt auch Molekül links ist ein Elektronendonator, während es sich beim Molekül rechts um einen Elektronenakzeptor handelt. Durch die Verschmelzung beider Orbitale links und rechts ist im Ergebnis eine kovalente Verbindung entstanden. Teilchen, die über freie Elektronenpaare verfügen, die eine Bindung eingehen können, bezeichnet man als Lewis-Basen. Teilchen, die bei der Ausbildung einer kovalenten Bindung freie Elektronenpaare aufnehmen können, bezeichnet man als Lewis-Säuren. 4. Bindungen aus Lewis-Säuren und Lewis-Basen Betrachten wir diese Verbindung. Die Moleküle bestehen jeweils aus 1 Boratom und 3 Fluoratomen. Man nennt diese chemische Verbindung Bortrifluorid. Über freie Elektronenpaare verfügt Bortrifluorid nicht. Es handelt sich folglich um einen Akzeptor von Elektronen, oder anders gesprochen: Bortrifluorid ist eine Lewis-Säure. Das Molekül besitzt ein Orbital, das keine Elektronen besitzt, aber Elektronen aufnehmen kann. 1 Stickstoffatom verbunden mit 3 Wasserstoffatomen, diese Verbindung kennt ihr bereits. Es ist Ammoniak. Ammoniak besitzt ein Elektronenpaar, das nicht an einer chemischen Bindung beteiligt ist. Das Ammoniakmolekül ist somit ein Donator von Elektronen und das dazugehörige besetzte Orbitale haben wir so gekennzeichnet. Anders gesprochen: Bei Ammoniak handelt sich um eine Lewis-Base. Lewis-Säure und Lewis-Base treten miteinander in Wechselwirkung. Dabei entsteht eine chemische Bindung. Der Pfeil kennzeichnet dabei die sich ausbildende Bindung. So, wie hier rechts dargestellt, handelt es sich um eine kovalente Bindung. Aber auch die Darstellung links ist möglich. Das bedeutet aber, dass wir es hier mit einer anteiligen Ionenbindung zu tun haben. Betrachten wir nun eine wichtige Reaktion des Wasserstoffions, des Protons H+. Dieses ist offensichtlich eine Lewis-Säure, denn es besitzt keine Elektronenpaare für eine chemische Bindung, kann aber solche für das Entstehen einer chemischen Bindung aufnehmen. Das entsprechende Orbital haben wir so dargestellt. Von Ammoniak NH3 wissen wir bereits, dass es sich um eine Lewis-Base handelt. Die Darstellung des zweifach besetzten Orbitals sieht so aus. Die Reaktion von Proton und Ammoniak führt zu NH4+, dem Ammoniumion. Das Bindungsmodell ist dabei die Überlappung des unbesetzten mit dem besetzten Orbital. Im Ergebnis entsteht ein gemeinsames Orbital der beteiligten Teilchen. Im letzten Beispiel soll wieder das Proton, die Lewis-Säure, mit Wasser H2O reagieren. Die Lewis-Schreibweise zeigt sehr schön, dass das Wassermolekül über 2 nicht bindende Elektronenpaare verfügt. Das Wassermolekül ist somit eine Lewis-Base. Für die Wechselwirkung mit dem unbesetzten Orbital des Wasserstoffions benötigen wir nur ein besetztes Orbital. Die Verschmelzung beider Orbitale liefert ein neues Teilchen, H3O+, das Hydroniumion. Das aus der Überlappung entstandene Orbital haben wir immer so dargestellt. 5. Metallkomplexe durch koordinative Bindungen Genau, wie bei den im Abschnitt 4 aufgeführten Beispielen können auch Metallkomplexe durch Lewis-Säuren und Lewis-Basen entstehen. Die Lewis-Basen liefern das Elektronenpaar für die neu entstehende Bindung. Diese bezeichnet man als koordinative Bindung. Betrachten wir einmal einmal ein solches Modell eines Metallkomplexes. Im Zentrum befindet sich das Zentralion. Die Teilchen, die mit dem Zentralion eine koordinative Bindung ausbilden, bezeichnet man als Liganden. Man kann ein solches Modell auch perspektivisch in der Ebene darstellen. Das hier ist der Metallkomplex. Gelb, im Zentrum dargestellt, ist das Zentralion. Die rot dargestellten Teilchen, die das Zentralion umschließen, sind die Liganden. Ein Zentralion mit einer n-fach positiven Ladung soll mit Liganden reagieren. Nehmen wir an, es handelt sich hier um 4 Liganden. Es entstehen 4 koordinative Bindungen, wobei die Bindungselektronen jeweils von den Liganden stammen. Das Zentralion fungiert als Lewis-Säure. Die Liganden wirken wie Lewis-Basen. Wir merken uns: Bei der koordinativen Bindung kommen die Bindungselektronen von den Liganden. 6. Stabilität der koordinativen Bindung Die Stabilität der koordinativen Bindung kann ganz verschieden sein. Wir haben schon angedeutet, dass diese Bindung nicht eindeutig zu beschreiben ist. Sie besitzt zum einen einen kovalenten Anteil. Genauso wichtig ist aber der ionische Anteil der koordinativen Bindung. Neben s- und p-Orbitalen sind an der koordinativen Bindung auch d-Orbitale beteiligt. Die Komplexität des Charakters der koordinativen Bindung gestaltet eine Prognose der Stabilität derselben, mit einfachen Modellmitteln, als schwierig. Klar ist auf alle Fälle, dass die Stabilität eines Metallkomplexes sowohl von den Zentralionen, als auch von den Liganden abhängig ist. Damit möchte ich mich von euch verabschieden. Ich wünsche euch alles Gute, auf Wiedersehen!