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Zitat von »alice88«

Hallo, ich habe eine Frage zu einer Aufgabe zu Wassermolekülen als Liganden.

a) Begründen Sie mithilfe der chemischen Bindung und Struktur, warum das Wasser-Molekül häufig als Ligand in Komplexverbindungen auftritt und wie es ausgerichtet ist.

Das Wassermolekül ist gewinkelt mit einem Winkel von ca. 104,5°. Aber ich kann keinen Zusammenhang zwischen Struktur und Häufigkeit erkennen.

a) Das Wassermolekül ist auf Grund der stärker Elektronen anziehenden Wirkung des Sauerstoffatoms ( höhere Elektronegativität ) im Vergleich zu den beiden Wasserstoffatomen ein Molekül mit zwei polaren Bindungen, die wegen des Bindungswinkel von 104,5 ° zu einem Dipolmoment des Moleküls führen, da sich nur bei einen linearen Molekül , also Bindungswinkel von 180° , die beiden Bindungsmomente kompensieren würden. *)
So kann sich das Wassermolekül an Ionen binden, wobei den Kationen das Sauerstoffatom und den Anionen die Wasserstoffatome zugewandt sind.
Falls sich dabei eine stöchiometrich und geometrisch definierte Konstellation bildet, kann man von einem Komplexion sprechen, wobei jedoch gesagt werden muss, dass diese lediglich auf Ion - Dipol - Wechselwirkung beruhenden Komplexe in Fall des Wassers nicht sehr stabil sind und die Wassermoleküle bei Anwesenheit anderer Liganden häufig durch diese ersetzt werden.

*) Falls auch das zustande Kommen des Bindungswinkels hier noch zu erklären sein sollte, dann bitte nachfragen

Gruß FKS

Zitat von »alice88«

b) der pH-Wert einer Kupfer(II)-Lösung ist kleiner als 7. Begründen Sie ihn durch die Angabe der Reaktionsgleichungen für die Folgereaktion mit Wasser. Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung mit der Konzentration c = 0,2 mol * L^(-1) (Ks = 10^(-7,33) mol * L^(-1)).

Cu^(2+) + 4 H2O --> [Cu(H2O)6]^(2+)

Wieso sollte der Komplex sauer sein?

Erst einmal ist es eine exprimentell bewiesene Tatsache, dass viele Metallkationen in wässriger Lösung gerinfügig bis sogar mittelstark sauer reagieren. Formuleren könnte man dies z.B. im Fall des Cu2+ auch so :\[ Cu^{2+} \ + \ H_2O \ <-> \ Cu(OH)^+ \ + \ H^+ \] Was aber nun mal nur zur Säure - Base - Vorstellung von ARRHENIUS , nicht aber zu der von BRÖNSTED passt. Denn eine BRÖNSTED - Säure gibt Protonen ab, was voraussetzt , dass das Molekül bzw. das Molekülion aciden Wasserstoff enthält, was bei Cu2+ nicht, wohl aber bei [Cu(OH)6]2+ der Fall ist : \[ [Cu(H_2O)_6]^{2+} \ + \ H_2O \ <-> \ [Cu(H_2O)_5(OH)]^+ \ H_3O^+ \]

Es ist ein wenig billig, aber man könnte die saure Wirkung hier damit begründen , dass das OH- Ion ein stärkerer Ligand ist als das H2O - Molekül und bei der Substitution eine schwächere Ion - Dipol - Bindung durch eine in der Regel stärkere Ion - Ion - Bindung ersetzt wird.

Berechnung des pH - Wertes:
Es dient der Übersichtlichkeit , für das komplexe Anion A- zu schreiben. So lautet dann die Reaktionsgleichung für die Protolyse \[HA \ + \ H_2O \ <-> \ H_3O^+ \ + \ A^- \] und die dem entsprechende MWG - Beziehung nach Einbeziehung der nahezu konstanten Konzentration des Wassers in die Gleichgewichtskonstante : \[ K_S \ = \ \frac {c(H_3O^+) \ \cdot \ c(A^-)}{c(HA)} \] Nun entstehen aber aus der Reaktionsgleichung ersichtlich gleiche Konzentrationen von H3O^+ und A^- : \[ c(H_3O^+) \ = \ (A^-) \] Zwar gibt es auch noch H3O^+ aus der Autoprotolyse des Wasser, die man hier aber vernachlässigen kann : \[ K_S \ = \ \frac {c^2(H_3O^+) }{c(HA)}\] außerdem ist bei \[ c_0 (HA) \ > \ 100 \ K_S \] die Konzentration der dissozziert vorliegenden HA - Moleküle so gering, dass man c(HA) im Nenner der MWG - Beziehung durch die Gesamtkonzentration von hier \[ c_0(HA) \ = \ 0,2 \ mol/L \ \approx \ c(HA) \] näherungsweise ersetzen kann: \[ K_S \ \approx \ \frac {c^2(H_3O^+)}{c_0(HA)}\] \[ c(H_3O^+) \ \approx \ \sqrt {K_S \ \cdot \ c_0(HA) }\]


Gruß FKS

Zitat von »alice88«

Aber wieso ist die Argumentation der sauren Wirkung billig ? Klingt doch alles ganz plausibel. Das ist das Einzige was ich nicht verstanden habe

Z. B. bleibt bei der "Begründung" unberüchsichtigt, dass das Hydroxidion erst durch heterolytische Spaltung eine Wassermoleküls entsteht, was energetisch betrachtet so ungünstig ist, dass sich bereis im Wasser nur sehr geringe Konzentrationen bilden und in saurer Lösung dann z.B. bei pH = 6 nur ein (1/10) des ohnehin schon kleinen Wertes von 10^-7 mol/L. Wogegen die Wassermoleküle mit einer Konzentration von etwa (1000!18) mol/L = 55,5.... mol/L an den "Start" gehen. Wenn man also die Konzentrationsabhängigkeit von Gleichgewichten bedenkt, so verschiebt das gewaltige Übergewicht von c(H2O) im Vergleich zu c(OH^-) die Verhältnisse zu Gunsten der Situation, dass das OH- außerhalb des Komplexions und im H2O gebunden bleibt.

Gruß FKS