Was ist ein koordinierter kovalenter Link? (mit Beispielen)

Akoordinierte kovalente Bindungoder Koordinationsverbindung ist eine Art von Bindung, in der eines der angehängten Atome alle geteilten Elektronen liefert.

In einer einfachen kovalenten Bindung liefert jedes Atom ein Elektron an die Bindung. Auf der anderen Seite werden in einer Koordinationsbindung die Atome, die das Elektron zur Bildung einer Bindung abgeben, als Donoratom bezeichnet, während das Atom, das das Elektronenpaar akzeptiert, als Akzeptoratom bezeichnet wird (Clark, 2012).

Eine Koordinationsbindung wird durch einen Pfeil dargestellt, der von den Donoratomen ausgeht und am Akzeptoratom endet (Abbildung 1). In einigen Fällen kann der Spender ein Molekül sein.

In diesem Fall kann ein Atom im Molekül das Elektronenpaar abgeben, was die Lewis-Base wäre, während das Molekül mit der Akzeptorkapazität die Lewis-Säure wäre (Coordinate Covalent Bond, S.F.).

Eine Koordinationsverbindung hat ähnliche Eigenschaften wie eine einfache kovalente Verbindung. Verbindungen, die diesen Bindungstyp aufweisen, haben normalerweise niedrige Schmelz- und Siedepunkte, wobei eine nicht vorhandene Coulomb-Wechselwirkung zwischen den Atomen vorliegt (im Gegensatz zur ionischen Bindung) und die Verbindungen in Wasser sehr gut löslich sind (Atkins, 2017).

Einige Beispiele für koordinierte kovalente Bindungen

Das häufigste Beispiel einer Koordinationsbindung ist das Ammoniumion, das durch die Kombination eines Moleküls Ammoniak und eines Protons aus einer Säure gebildet wird.

In Ammoniak hat das Stickstoffatom ein einsames Elektronenpaar, nachdem es sein Oktett abgeschlossen hat. Spenden Sie dieses einzelne Paar an das Wasserstoffion, damit das Stickstoffatom zu einem Donor wird. Das Wasserstoffatom wird zum Akzeptor (Schiller, S. F.).

Ein anderes häufiges Beispiel für eine Dativbindung ist die Bildung des Hydroniumions. Wie beim Ammoniumion dient das freie Elektronenpaar des Wassermoleküls als Donor für das Proton, das der Akzeptor ist (Abbildung 2).

Es ist jedoch zu berücksichtigen, dass nach der Herstellung der Koordinationsverbindung alle an Sauerstoff gebundenen Wasserstoffatome genau gleichwertig sind. Wenn ein Wasserstoffion erneut gebrochen wird, gibt es keine Unterscheidung zwischen dem Wasserstoff, der freigesetzt wird.

Ein ausgezeichnetes Beispiel für eine Lewis-Säure-Base-Reaktion, die die Bildung einer kovalenten Koordinationsbindung veranschaulicht, ist die Bildungsreaktion des Bortrifluorid-Addukts mit Ammoniak.

Bortrifluorid ist eine Verbindung, die keine Edelgasstruktur um das Boratom herum aufweist. Bor hat nur 3 Elektronenpaare in seiner Valenzschale, daher wird gesagt, dass BF3 Elektronenmangel aufweist.

Das ungeteilte Elektronenpaar von Ammoniakstickstoff kann verwendet werden, um diesen Mangel zu überwinden, und eine Verbindung, die eine Koordinationsbindung beinhaltet, wird gebildet.

Dieses Elektronenpaar von Stickstoff wird dem leeren p-Orbital von Bor zugeführt. Hier ist Ammoniak die Basis von Lewis und BF3 ist Lewis-Säure.

Koordinationschemie

Es gibt einen Zweig der anorganischen Chemie, der sich ausschließlich der Untersuchung von Verbindungen widmet, die Übergangsmetalle bilden. Diese Metalle binden durch Koordinationsbindungen an andere Atome oder Moleküle, um komplexe Moleküle zu bilden.

Diese Moleküle sind als Koordinationsverbindungen bekannt und die Wissenschaft, die sie studiert, wird als Koordinationschemie bezeichnet.

In diesem Fall ist die an das Metall gebundene Substanz, die der Elektronendonor wäre, als ein Ligand bekannt, und üblicherweise sind die Koordinationsverbindungen als Komplexe bekannt.

Zu den Koordinationsverbindungen gehören Substanzen wie Vitamin B12, Hämoglobin und Chlorophyll, Farbstoffe und Pigmente sowie Katalysatoren für die Herstellung organischer Substanzen (Jack Halpern, 2014).

Ein Beispiel für ein komplexes Ion wäre der Cobaltkomplex [Co (NH3)₂CH₂CH₂NH₂2ClNH₃]²⁺ welches Kobaltdichloraminethylendiamin (IV) wäre.

Die Koordinationschemie entstand aus der Arbeit von Alfred Werner, einem Schweizer Chemiker, der verschiedene Verbindungen von Cobalt (III) -chlorid und Ammoniak untersuchte. Nach der Zugabe von Salzsäure beobachtete Werner, dass Ammoniak nicht vollständig eliminiert werden konnte. Als nächstes schlug er vor, dass Ammoniak fester an das zentrale Kobaltion gebunden sein sollte.

Wenn jedoch wßriges Silbernitrat zugegeben wurde, war eines der gebildeten Produkte festes Silberchlorid. Die Menge an gebildetem Silberchlorid korrelierte mit der Anzahl der an Cobalt (III) chlorid gebundenen Ammoniakmoleküle.

Zum Beispiel, wenn Silbernitrat zu CoCl hinzugefügt wurde₃ · 6NH₃Die drei Chloride wurden in Silberchlorid umgewandelt.

Wenn jedoch Silbernitrat zu CoCl zugegeben wurde₃ · 5NH₃, nur 2 der 3 Chloride bildeten Silberchlorid. Wenn CoCl behandelt wurde₃.4NH₃ mit Silbernitrat fiel eines der drei Chloride als Silberchlorid aus.

Die resultierenden Beobachtungen legten die Bildung von Komplex- oder Koordinationsverbindungen nahe. Im Bereich der inneren Koordination, die in einigen Texten auch als erste Kugel bezeichnet wird, sind die Liganden direkt mit dem Zentralmetall verknüpft.

In der äußeren Koordinationssphäre, die manchmal als zweite Sphäre bezeichnet wird, sind andere Ionen an das komplexe Ion gebunden. Werner erhielt 1913 den Nobelpreis für seine Theorie der Koordination (Einführung in die Koordinationschemie, 2017).

Diese Theorie der Koordination macht Übergangsmetalle zwei Arten von Valenz: die erste Valenz, bestimmt durch die Oxidationszahl des Metalls und die andere Valenz, Koordinationszahl genannt.

Die Oxidationszahl gibt an, wie viele kovalente Bindungen im Metall gebildet werden können (z. B. Eisen (II) erzeugt FeO) und die Koordinationszahl gibt an, wie viele Koordinationsbindungen im Komplex gebildet werden können (Beispiel Eisen mit der Koordinationszahl 4 erzeugt [FeCl₄]^- und [FeCl₄]^2-) (Koordinationsverbindungen, 2017).

Im Fall von Kobalt hat es die Koordinationszahl 6. Deshalb wurde in Werners Experimenten bei der Zugabe von Silbernitrat stets die Menge an Silberchlorid erhalten, die ein hexakoordiniertes Kobalt hinterlassen würde.

Die Koordinationsverbindungen dieses Verbindungstyps haben die Eigenschaft, gefärbt zu sein.

Tatsächlich sind sie verantwortlich für die typische Färbung, die mit einem Metall verbunden ist (rotes Eisen, blaues Kobalt usw.) und sind wichtig für spektrophotometrische Absorptions- und Atomemissionstests (Skodje, S.F.).

Referenzen

1. Atkins, P. W. (2017, 23. Januar). Chemische Bindung Wiederhergestellt von britannica.com.
2. Clark, J. (2012, September). CO-ORDINATE (DIVATISCHE COVALENT) BINDUNG. Von chemguide.de abgerufen
3. Koordinate kovalente Bindung. (S.F.) Von chemistry.tutorvista abgerufen.
4. Koordinationsverbindungen. (2017, 20. April). Abgerufen dechem.libretexts.org.
5. Einführung in die Koordinationschemie. (2017, 20. April). Von chem.libretexts.org abgerufen.
6. Jack Halpern, G. B. (2014, 6. Januar). Koordinationsverbindung. Wiederhergestellt von britannica.com.
7. Schiller, M. (S. F.). Koordinierte kovalente Bindung. Von easychem.com wiederhergestellt.
8. Skodje, K. (S. F.). Koordinierte kovalente Bindung: Definition und Beispiele. Von study.com abgerufen.