Fachbegriffe der Chemie. Michael Wächter

die immer die Oxidationszahl -1 (es sei denn, es liegt elementar vor).

       Wasserstoff H hat die Oxidationszahl +1 (als Element jedoch 0, in Metallhydriden –1).

       Sauerstoff O hat die Oxidationszahl -2 (außer als Element, Peroxid oder Sauerstofffluorid).

       Bor B und Silicium Si haben positive Oxidationszahlen (außer als Hydride).

       Unter Rückgriff auf die bereits bekannten Oxidationszahlen von Elementen in einer Verbindung und Anwendung der o.g. Regeln lassen sich die unbekannten Oxidationszahlen weiterer Elemente in einer anorganischen Verbindung berechnen:

       Die Summe der Oxidationszahlen ist: a) in einem Molekül gleich Null, b) in einem (Komplex-)Ion gleich der Ladung, die das (Komplex-)Ion nach außen trägt.

       Bei den Ionenladungen geben die Ziffern die Anzahl der positiven bzw. negativen Ladungen an. Die Ionenladung einatomiger Ionen ist also deren Oxidationszahl.

      Abb.: Reaktion von konz. Salpetersäure HNO₃ mit Kupfer zu braunen Stickoxiden NO₂und grünem Kupfernitrat (eig. Foto)

      1 Eine Disproportionierung ist eine Redoxreaktion eines Atoms mittlerer Oxidationszahl in eine Verbindung mit höherer und eine Verbindung mit niedrigerer Oxidationszahl; eine Komproportionierung ist die Redoxreaktion zweier Verbindungen eines Elementes zu einer Verbindung des Elementes mit mittlerer Oxidationszahl.

      2 Kationen edlerer Metalle reagieren mit unedleren Metallen zum edleren Metall und zum Kation unedlerer Metalle (Spannungsreihe der Metalle).Beispiel: Mg + CuSO4 → Cu + MgSO4

      3 Ein galvanisches Element ist eine Anordnung aus zwei Elektroden unterschiedlicher Metalle in einem Elektrolyten, die eine elektrische Spannung aufbaut.

       Beispiel: Ein Zink- und ein Kupferstab tauchen in verdünnte Schwefelsäure oder in die Lösung ihres jeweiligen Salzes, die über eine Elektrolytlösung als Strombrücke verbunden sind. Zwischen den Elektronen Cu/Zn baut sich eine elektrische Spannung auf:

      1 Das elektrochemisch messbare Redoxpotenzial in Volt V gibt Auskunft darüber, wie stark ein Oxidationsmittel ist. Es wird in galvanischen Elementen gegen die Normalwasserstoffelektrode NWE gemessen: 2 H+ + 2 e- H2 mit ENWE = 0,00 V.

      2 Das Redoxpotential der Halbzelleeines galvanischen Elementes gibt an, wie groß das Bestreben einer Halbzelle ist, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben (im Vgl. zur „Normal“-Halbzelle Wasserstoff/Säure; elektrochemische Energie)

      3 Die Elektromotorische Kraft (EMK) ist die Fähigkeit eines Systems (einer Halbzelle eines galvanischen Elementes), durch Elektronenfluss (Abgabe von elektr. Energie) Arbeit zu leisten.

      4 Die Normalwasserstoffelektrode (NWE) ist eine Wasserstoff/Säure-Halbzelle unter Normalbedingungen (p=1013 hPa, T= 293 K, c= 1 mol/L).

      5 Eine Elektrolyse ist eine (von außen mit Hilfe von Strom) erzwungene Redoxreaktion (z.B. Zerlegung einer Substanz mit Hilfe von Gleichstrom).

      Grundwissen zu Komplexen und ihren koordinativen Bindungen

      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⁺