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Ligandenfeldtheorie – Farbigkeit von Komplexen 07:25 min

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Transkript Ligandenfeldtheorie – Farbigkeit von Komplexen

Hallo und willkommen zu deiner Chemiestunde.

Komplexe sind meist schön bunt. Doch wie kommen diese tollen Farben zustande? Das werde ich dir jetzt in diesem Video erklären. Ich habe das Video dafür folgendermaßen gegliedert. Zuerst erkläre ich dir die Ligandenfeldtheorie. Aus diesem Zusammenhang sehen wir uns dann die Farben von Ionen in wässriger Lösung an. Einige sind farblos und einige sind farbig. Anschließend klären wir den Einfluss der Liganden auf die Farbe eines Komplexes. Am Ende folgt die Zusammenfassung des Gelernten.

Um zu verstehen wie die tollen Farben in Komplexen entstehen, bedienen wir uns der Ligandenfeldtheorie. Sehen wir uns einmal den Komplex Hexafluorido-Ferrat(III) an. Hier ist das Eisen(III)-Ion das Zentralteilchen. Es besitzt 5 Außen-e-, die sich in den d-Orbitalen befinden. Hier siehst du die 5 im Raum orientierten d-Orbitale. Die Liganden sind 6 Fluorid-Ionen. Sie sind in Form eines Oktaeders um das Eisen(III)-Ion angeordnet.
Liganden haben aufgrund ihrer e- ein elektrisches Feld. Dieses wirkt auf die Orbitale. Diejenigen, die direkt in Richtung der Liganden liegen, also das z2- und das x2-y2-Orbital, werden stärker beeinflusst. Die Beeinflussung durch das elektrische Feld der Liganden hat zur Folge, dass die d-Orbitale energetisch angehoben werden. In einem Energie-Diagramm kann man es so darstellen. Dies ist der Grundzustand der Orbitale. Sie werden dann angehoben. Die beiden Orbitale in Richtung der Liganden werden aber stärker angehoben. Daher kommt es zu einer Aufspaltung. Diese Energiedifferenz nennt man Ligandenfeldaufspaltungsenergie, kurz Delta. Soweit so gut. Was bedeutet das jetzt für den Komplex. Sehen wir uns zuerst die Farbe von Ionen in wässriger Lösung an. Die Ionen der Nebengruppenmetalle können farblos sein. Wie z.B. Silberionen in Silbernitrat. Sie besitzen voll besetzte d-Orbitale. Auch die Zink(II)-Salze sind farblos, da alle d-Orbitale voll besetzt sind. Wir wissen nun welche Ionen farblos sind und welche e-- Konfiguration diese haben. Was macht denn nun aber gelöste Ionen farbig? Dafür benötigt das Ion nicht voll besetzte d-Orbitale. Am Bsp von Ti3+ wird es deutlich. In Wasser gelöst ist dieses Ion rötlich-violett. Die Wassermoleküle sind auf Grund ihrer freien Elektronenpaare am Sauerstoff Liganden und es bilden einen Komplex mit mit dem Titan(III)-Ion, den Hexa-aqua-Titan(III)-Komplex. Durch die Wasser-Liganden kommt es zur Aufspaltung der d-Orbitale. Die Ligandenfeldaufspaltungsenergie beträgt 243 kJ/mol. Durch Lichtabsorption kann nun das e- angeregt werden und in das energetisch höhere d-Orbital wechseln. Die aufgenommene Energie dabei ist genau 243 kJ/mol. Dies entspricht einer Wellenlänge von 500 nm und somit der Farbe blaugrün. Blaugrün wird also absorbiert, dadurch erschient die Lösung für unser Auge rötlich-violett, also in der Komplementärfarbe. Wasser ist also ein guter Ligand und sorgt für eine Aufspaltung der d-Orbitale. Das lässt sich besonders gut erkennen, wenn du wasserfreie Salze mit Salzen vergleichst, die Kristallwasser enthalten. Wasserfreies Kupfersulfat ist zum Beispiel farblos. Das Pentahydrat, also das Salz mit fünf Molekülen Wasser pro Kupfersulfat, ist dagegen hellblau. Du kannst hier genau erkennen wo der Wassertropfen aufgenommen wurde. Welche Farbe genau ein Komplex zeigt hängt von seinen Liganden ab. Z.B. ist der Hexa-aqua-Nickel(II)komplex grün. Gibt man aber Ammoniak dazu wird die Lösung blau. Es hat sich der Hexa-Ammin-Nickel(II)komplex gebildet. Ammoniak ist ein stärkerer Ligand als Wasser. Daher kommt es zu einer größeren Aufspaltung. Es ist also mehr Energie nötig um Elektronen in den angeregten Zustand zu versetzen. Aus diesem Grund verschiebt sich die absorbierte Wellenlänge in den kürzeren, energiereicheren Bereich. Du hast nun gelernt wie die Farbe von Komplexen zustande kommt und wovon sie abhängt. Ich werde das Gelernte jetzt noch einmal kurz zusammenfassen. In Komplexen kommt es zu einer Aufspaltung der d-Orbitale durch das elektrische Feld der Liganden. Elektronen werden durch die Energie aus Licht angeregt und absorbieren so eine bestimmte Wellenlänge. Die Lösung des Komplexes erscheint dadurch in der Komplementärfarbe der aufgenommenen Wellenlänge. Die Stärke des Liganden bestimmt die Aufspaltungsenergie und damit maßgeblich die Farbe.

Ich hoffe du heute eine Menge gelernt. Bis zum nächsten Mal. Dein Mathias

Ligandenfeldtheorie – Farbigkeit von Komplexen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Ligandenfeldtheorie – Farbigkeit von Komplexen kannst du es wiederholen und üben.

  • Gib die Orbitale an, die im oktaedrischen Ligandenfeld stärker beeinflusst werden.

    Tipps

    Je näher sich Orbital und Ligand sind, desto stärker ist die Abstoßung.

    Lösung

    Die Elektronen in den Orbitalen werden von den Liganden abgestoßen. Je näher sich daher die Orbitale und die Liganden kommen, desto größer ist die Abstoßung und desto stärker werden die Orbitale energetisch angehoben. Orbitale, die auf die Liganden zeigen, haben daher stärkere Wechselwirkungen mit den Liganden.

    Dies ist bei zwei der fünf Orbitalen der Fall: Das $d_{z^2}$-Orbital liegt auf der z-Achse, das $d_{x^2−y^2}$-Orbital auf der x- und y-Achse. Die drei übrigen Orbitale liegen in den Raumdiagonalen zwischen den Achsen und besitzen daher weniger starke Wechselwirkungen mit den Liganden.

  • Erkläre die unterschiedlichen Farben der Nickel(II)-Ionen in unterschiedlichen Verbindungen.

    Tipps

    Licht mit kürzerer Wellenlänge ist energiereicher.

    Lösung

    Nickel(II)-Ionen können je nach Ligand in vielen unterschiedlichen Farben erscheinen. Sie sind daher ein gutes Beispiel für den Einfluss der Ligandenstärke auf die Aufspaltung der d-Orbitale des Zentral-Ions.

    $NH_3$ ist ein etwas stärkerer Ligand als $H_2O$ und spaltet daher die d-Orbitale stärker auf. Der Komplex mit $H_2O$ als Ligand absorbiert daher rotes Licht, der Komplex mit $NH_3$ absorbiert energiereicheres, orange-gelbes Licht. Die Komplexe erscheinen in den jeweiligen Komplementärfarben Grün und Blau.

  • Beschreibe die Gründe dafür, dass Ionen von Übergangsmetallen farbig erscheinen.

    Tipps

    Eine rot gestrichene Wand reflektiert das rote Licht, das wir wahrnehmen können.

    Lösung

    Mit einem relativ einfachen theoretischen Ansatz lässt sich die Farbigkeit von Ionen im Ligandenfeld bereits verstehen. In diesem Fall geht die Farbigkeit nur auf Eigenschaften des Anions zurück.

    Coulomb-Wechselwirkungen zwischen Orbitalen der Liganden und den fünf d-Orbitalen des Metall-Kations führen je nach der Anordnung der Liganden zu einer bestimmten Aufspaltung der Energieniveaus der d-Orbitale, da diese in unterschiedliche Raumrichtungen ausgerichtet sind.

    Ist die Lücke zwischen den Energieniveaus in einem bestimmten Bereich, kann die Energie von Licht bestimmter Wellenlänge die Elektronen aus den energetisch niedriger gelegenen in die energetisch höher gelegenen Orbitale bringen. Dazu bedarf es geeigneter Liganden, die die d-Orbitale des Metall-Kations in der richtigen Größenordnung aufspalten können. Außerdem dürfen die d-Orbitale nicht voll besetzt sein.

    Da Licht bestimmter Wellenlängen, also einer bestimmten Farbe, absorbiert wird, erscheint der Komplex farbig. Die Farbe des Komplexes entspricht der Komplementärfarbe des absorbierten Lichts.

  • Ermittle weitere Einflüsse auf die Farbe von Komplex-Verbindungen.

    Tipps

    Elektronenübergänge werden häufig durch Licht angeregt.

    Wärmeenergie ist elektromagnetische Strahlung mit deutlich höherer Wellenlänge als beim roten Licht (Infrarot).

    Lösung

    Elektromagnetische Strahlung mit unterschiedlicher Energie, also Wellenlänge, löst unterschiedliche Reaktionen bei chemischen Verbindungen aus. Wärmestrahlung ist langwellige elektromagnetische Strahlung, die Moleküle zu Schwingungen anregen kann. Die Energie reicht nicht aus, um Elektronen anzuregen. Auch die energetische Lage der Orbitale wird durch Hitze nicht verändert. Daher hat Wärme keinen Einfluss auf die Farbe von Komplexen.

    Werden farbige Liganden verwendet, ändert dies selbstverständlich die Farbe der Komplexe. Außerdem sind Elektronenübergänge zwischen Liganden und Metall-Ionen möglich. Häufig liegt die Anregungsenergie im Bereich des sichtbaren Lichts, daher sind diese Übergänge oft für Farben bei Komplexverbindungen mitverantwortlich. Ebenso hat auch die Ladung des Kations einen Einfluss auf die Aufspaltung der d-Orbitale im Ligandenfeld.

    Wir sehen also, dass es in vielen Fällen nicht ganz so einfach ist, die Farbe von Komplexverbindungen zu erklären. In einigen Fällen genügt hierzu die Ligandenfeldtheorie, in anderen Fällen müssen noch weitere Faktoren berücksichtigt werden.

  • Erkläre den Zusammenhang zwischen Farbe eines Ions und der Ligandenfeldaufspaltungsenergie.

    Tipps

    Komplementärfarben liegen sich im Farbkreis gegenüber.

    Je kürzer die Wellenlänge des Lichts ist, desto höher ist die Energie.

    Lösung

    Die Ligandenfeldaufspaltungsenergie $\Delta$ ist die Energiedifferenz zwischen den energetisch unterschiedlichen d-Orbitalen im Ligandenfeld. Durch Anregung mit Licht können Elektronen von den energetisch niedrigeren Orbitalen in energetisch höhere Orbitale gelangen. Dafür wird jedoch die Energie benötigt, die genau $\Delta$ entspricht.

    Diese Energie wird durch die Absorption von Licht aufgenommen. Weißes Licht besteht aus elektromagnetischer Strahlung unterschiedlicher Wellenlängen, je kürzer diese ist, desto energiereicher ist das Licht. Es wird Licht mit der Wellenlänge absorbiert, deren Energie genau $\Delta$ entspricht.

    Je größer daher die Aufspaltung der d-Orbitale im Ligandenfeld ist, desto kürzer ist die Wellenlänge des absorbierten Lichts. Dies verursacht die Farben der Ionen. Diese entsprechen der Komplementärfarbe der Farbe des absorbierten Lichts. Diese kannst du am Farbkreis ablesen.

  • Bestimme die Stärke folgender Liganden.

    Tipps

    Stärkere Liganden bewirken eine größere Aufspaltung des Ligandenfeldes.

    Um Elektronen bei einer größeren Aufspaltung anzuregen, wird Licht mit höherer Energie benötigt.

    Lösung

    Liganden, die stärkere Wechselwirkungen mit den d-Orbitalen des Metall-Kations eingehen, führen zu einer größeren Ligandenfeldaufspaltungsenergie $\Delta$. Diese Eigenschaft der Liganden bezeichnet man als Ligandenstärke. Man kann die Ligandenstärke unterschiedlicher Liganden zueinander in Beziehung setzen, indem man die Anregungsenergie vergleicht, die notwendig ist, um Elektronen von den d-Orbitalen mit niedriger Energie zu d-Orbitalen mit höherer Energie zu bekommen (d-d-Übergang).

    Dies hast du in dieser Aufgabe getan. Alle betrachteten Kupferkomplexe sind oktaedrisch gebaut, daher lässt sich direkt von den Farben der Komplexe auf die Ligandenstärke schließen. Die Aufspaltung der d-Orbitale im Ligandenfeld ist am geringsten beim grünen Komplex und wird größer, je mehr die Farbe des Komplexes ins Violette geht. Demensprechend folgt daraus die Stärke der Liganden.