Eigenschaften der Übergangsmetalle

1. Eigenschaften derÜbergangsmetalle

2. Gliederung • Einführung • Eigenschaften der Übergangsmetalle - 2.1 Oxidationsstufen - 2.2 Komplexe - 2.3 Farbige Salze - 2.4 Katalysatoren 3. Schulische Relevanz

3. 1.Einführung Definition: Elemente, die in ihren häufigsten Oxidationsstufen teilweise gefüllte d- bzw. f- Orbitale besitzen. Innere Übergangselemente Äußere Übergangselemente

4. 1.Einführung Unterscheidung zwischen Übergangsmetallen und Hauptgruppen- Elementen: • Hauptgruppenelemente: s- und p- Orbitale werden mit Elektronen besetzt • Übergangsmetalle: d- bzw. f- Orbitale werden mit Elektronen besetzt  innere Orbital bestimmen Chemie dieser Elemente

5. 1.Einführung Elektronenkonfiguration der Übergangsmetalle

6. 1.Einführung Physikalische Eigenschaften • Hohe Wärme- und Stromleitfähigkeit • Hohe Duktilität • Zum Teil extrem hohe Schmelz- und Siedepunkte (W: Smp. 3380°C, Sdp. 5500°C) • Hohe Dichten • Zum Teil hohe Beständigkeit der Metalle gegen Sauerstoff, Säuren und Basen

7. 2.1 Oxidationsstufen

8. 2.1 Oxidationsstufenstufen Die Oxidationsstufen der Übergangsmetalle • Hauptgruppenmetalle bilden nur in einerOxidationsstufe stabile Ionen Beispiel: Na+, Mg2+, Al3+  Oktettregel oder in sich um zwei Einheiten unterscheidender Oxidationsstufen stabile Ionen Beispiel: Pb2+, Pb4+  Inert-Pair-Effekt • Übergangsmetalle bilden in mehreren verschiedenen Oxidationsstufen stabile Ionen

9. Versuch 1: Oxidationsstufen des Mangans

10. +7 -1 +6 0 2 MnO4­(aq) + H2O2(aq) 2 MnO42-(aq) + O2(g)↑ + 2 H+(aq) violett grün +6 -1 +5 0 2 MnO42­(aq) + H2O2(aq) 2 MnO43-(aq) + O2(g)↑ + 2 H+(aq) grün blau +5 -1 +4 0 2 MnO43­(aq) + H2O2(aq) 2 MnO44-(aq) + O2(g)↑ + 2 H+(aq) blau braun- gelb 2.1 Oxidationsstufen Versuch 1: Oxidationsstufen des Mangans

11. 2.1 Oxidationsstufen z z z y y y x x x dz² dxy dx²-y² Die Ligandenfeldtheorie • Mangan-Ionen besitzen im isolierten Zustand 5 entartete d-Orbitale • für die verschiedenen d- Orbitale ist die Größe der Abstoßung • durch das tetraedrische Ligandenfeld unterschiedlich groß •  Entartung wird aufgehoben

12. Energie t2g-Orbitale dxy dxz dyz T Entartete d-Orbitale eg-Orbitale dz² dx²-y² 2.1 Oxidationsstufen Die Ligandenfeldtheorie

13. 2.1 Oxidationsstufen Verteilung der d- Elektronen d0 im MnO4- d1 im MnO42- +7 +6 d2 im MnO43- d3 im MnO44- +5 +4

14. 2.1 Oxidationsstufen Farbigkeit der Manganat- Ionen Charge-Transfer-Übergänge bei MnO4- • durch Absorption eines Lichtquants wird Elektronenladung innerhalb des Moleküls übertragen

15. 2.1 Oxidationsstufen Farbigkeit der Manganat- Ionen d → d-Übergänge d3 im MnO44- d1 im MnO42- d2 im MnO43- ΔE=h∙ν ΔE=h∙ν ΔE=h∙ν • durch Lichtabsorption wird ein Elektron aus dem e- Niveau in das t2- Niveau angeregt

16. Demo 1:Unedel vs. Edel

17. 2.1 Oxidationsstufen Demo 1: Edel vs. Unedel /

18. 2.1 Oxidationsstufen Spannungsreihe • durch die Spannungsreihe lässt sich voraussagen, welche Redoxreaktionen möglich sind • Elemente mit einem niedrigeren Reduktionspotential (E°) geben Elektronen an die Elemente mit einem höheren Standardpotential ab E° in V - 0,76 Zn Zn2+ + 2e- 0,00 H2 2H+ + 2e- Cu Cu2+ + 2e- + 0,34

19. 2.1 Oxidationsstufen Standartwasserstoffelektrode H2 + 2 H2O 2 H3O+ + 2 e-

20. 2.2 Komplexe

21. 2.2 Komplexe Komplexe • die räumliche Struktur wird bestimmt von dem Zentralteilchen; die Koordinationszahl spielt hierbei eine wichtige Rolle • an das Zentralteilchen binden die Liganden; hierbei spielt die Zähnigkeit eine wichtige Rolle Beispiel: Struktur von [Cu(NH3)4(H2O)2]: Cu2+ NH3 H2O

22. 2.2 Komplexe Koordinationszahl Beispiele  Koordinationsgeometrie • KZ 4 → tetraedrisch → quadratisch planar • KZ 5 → trigonale bipyramidal • KZ 6 → oktaedrisch [CoCl4]2- [PtCl4]2- [Ni(CN)5]3- [Fe(H2O)6]3-

23. 2.2 Komplexe Liganden Beispiele • 1- zähnig: Halogenide • 2- zähnig: Ethyldiamin (en) • 6- zähnig: Ethylendiamintetraacetat (EDTA)  Liganden mit einer höheren Zähnigkeit bilden stabilere Komplexe

24. Versuch 2:Gleichgewicht in Kupferkomplexen

25. 2.2 Komplexe Versuch 2: Gleichgewicht in Kupferkomplexen blaugrünhimmelblau blaugrünhellgrün blaugründunkelblau

26. 2.2 Komplexe Ligandenaustausch Ligandenaustausch durch das Prinzip des kleinsten Zwangs NH3 stärkerer Ligand als Cl- Spektrochemische Reihe I- < Cl- < F- < OH- < H2O < NH3 < en < CN-≈ CO schwaches Feld mittleres Feld starkes Feld

27. Versuch 3:Magnetismus

28. Magnetismus 2.2 Komplexe • magnetische Momente werden durch den Spin ungepaarter Elektronen erzeugt μmag = magnetisches Moment I = Stromstärke F = Fläche  Paramagnetismus • alle Stoffe, die abgeschlossene Schalen besitzen, weisen ein • diamagnetisches Moment auf diamagnetisch paramagnetisch

29. z y x 2.2 Komplexe Die Valence-Bond-Theorie • Grundlage ist die Anwendung des Hybridisierungsmodells auf Komplexe • Bindung von Zentralteilchen zu Ligand ist kovalent tetraedrisch

30. 2.2 Komplexe Die 3 wichtigsten Hybridisierungstypen: quadratisch- planar dsp2 oktaedrisch d2sp3 tetraedrisch sp3

31. 3d 4s 4p 4d Hybridisierung Besetzung der Hybridorbitale durch Ligandenelektronen 2.2 Komplexe Magnetismus Fe2+ im [Fe(H2O)6]2+

32. 3d 4s 4p Spinpaarung und Hybridisierung Besetzung der Hybridorbitale durch Ligandenelektronen Fe2+ im [Fe(CN)6]4- Vergleich: 2.2 Komplexe Magnetismus

33. Versuch 4:Jahn- Teller- Verzerrung

34. 2.2 Komplexe Versuch 4: Jahn- Teller- Verzerrung violett Energie z eg- Orbitale dx2-y2 x dz2 dx2-y2 dz2 3/5ΔO y Entartete d- Orbitale t2g- Orbitale 2/5ΔO dxy dxy dxz dyz dyz dxz

35. Versuch 5: Ni2+- Nachweis

36. 2.2 Komplexe Versuch 5: Ni2+- Nachweis OH H3C N Ni2+ + 2 ([Ni(H2O)6])2+ C gepuffert NiL2(s) + H2O + 2 H+(aq) NH3 C N H3C OH _ OH O CH3 H3C N N d8 C C 2+ Ni lackrot↓ dsp2 C C N N CH3 H3C O HO _

37. 2.2 Komplexe Quadratisch planare Komplexe Energie dx2-y2 Entartete d-Orbitale dxy dyz dxz dz2

38. 2.2 Komplexe Mit welcher Theorie lässt sich nun das Aussehen von Komplexe besser beschreiben

39. 2.3 Farbige Salze

40. 2.3 Farbige Salze Farbige Verbindungen

41. Demo 2: Chrom- Salze

42. 2.3 Farbige Salze Demo 2: Chrom- Salze +6 +6 +6 +6 0 0 0 Cr 0 0

43. 2.4 Katalysatoren

44. 2.4 Katalysatoren Katalysatoren • griech. katalysis = Auflösung • beeinflusst die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen ohne dabei verbraucht zu werden  Veränderung der Aktivierungsenergie - positive Katalysatoren setzen sie herab - negative setzen diese herauf • ändern die Kinetik aber nicht die Thermodynamik • aber verändern nicht das Gleichgewicht einer Reaktion

45. 2.4 Katalysatoren Geschichte des Katalysators • schon in der Antike genutzt • erst Jöns Jakob Berzelius erkannte 1835 die Kraft der Katalysatoren und gab ihnen den Namen • Wilhelm Ostwald erforschte den Mechanismus und bekam Anfang das 20. Jahrhunderts den Nobelpreis für Chemie

46. 2.4 Katalysatoren Definition eines Katalysators noch W. Ostwald „Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne selbst dabei verbracht zu werden und ohne die endgültige Lage des thermodynamischen Gleichgewichts dieser Reaktion zu verändern.“

47. 2.4 Katalysatoren Bedeutung von Katalysatoren Lebewesen: • fast alle lebensnotwendigen Prozesse laufen katalysiert ab Autoabgaskatalysator: • unvermeidbare, giftige Gase werden in • weniger gefährliche umgesetzt

48. 2.4 Katalysatoren Wichtige katalytische Verfahren in der Industrie

49. Versuch 6:Beschleunigung des Zerfalls vonH2O2 durch MnO2

50. 2.4 Katalysatoren Versuch 6: Zerfall von Wasserstoffperoxid durch Mangan (IV)- oxid +4 +6 +6 +4