Springe zu einem wichtigen Kapitel
Sauerstoff ist jedoch im Vergleich zu Kohlenmonoxid (CO) und Blausäure (HCN) ein sehr schwacher Komplexbildner. Somit binden sich bei der Aufnahme dieser Stoffe ins Blut das Kohlenmonoxid (CO) oder das Cyanid (CN) der Blausäure unwiderruflich an das Eisenzentrum und blockieren dies für den Sauerstoff, bis das Blutkörperchen abstirbt. Die Folge ist, dass die betroffene Person bei einer Überdosis an Kohlenmonoxid oder Cyanid erstickt.
Komplexchemie – einfach erklärt
Die Komplexchemie in der anorganischen Chemie beschäftigt sich mit Komplexen. Das sind Verbindungen, die aus koordinativen Bindungen zwischen Liganden und einem oder mehreren Zentralteilchen aufgebaut sind. Bei den Zentralteilchen handelt es sich in der Regel um Übergangsmetalle, somit werden die Komplexe auch Metallkomplexe genannt. Die Komplexbildung ist dabei in der Chemie eine Säure-Base-Reaktion zwischen den Liganden und einem Zentralteilchen nach der Lewis-Säure-Base-Theorie.
Nach der Lewis-Säure-Base-Theorie ist eine Lewis-Säure ein Elektronenakzeptor, also ein Teilchen, das Elektronen aufnehmen kann. Eine Lewis-Base hingegen ist ein Elektronendonator, also ein Teilchen, das bereitwillig Elektronen abgibt. In dem Fall von Komplexen ist das Zentralteilchen also eine Lewis-Säure, während die Liganden die Lewis-Basen sind.
Vereinfacht gesagt, verbinden sich bei der Komplexbildung Übergangsmetalle und ihre Ionen mit Stoffen, die freie Elektronenpaare besitzen. Dies passiert zum Beispiel, wenn man farbloses Kupfersulfat in Wasser löst. Hierbei entsteht ein schöner hellblauer Komplex zwischen dem Wasser, das freie Elektronenpaare am Sauerstoff besitzt, und dem 
-Ion.
Hier findest du die Reaktionsgleichung für die Komplexbildung:
Abbildung 1: Reaktion von Kupfersulfat mit Wasser
Komplexchemie – Nomenklatur
In der Komplexchemie gibt es einige bestimmte Regeln zur Namensgebung von Komplexen. Dabei geht es nicht nur um den gesprochenen und geschriebenen Namen, sondern auch für die chemischen Formeln gibt es klare Regeln.
Komplexformeln
Komplexe sind oft anhand ihrer besonderen Schreibweise der chemischen Formeln zu erkennen. Sie sehen immer wie folgt aus:
Abbildung 2: Allgemeine Komplexformel
Es gibt ein paar Regeln, denen du hierbei folgen musst:
- Komplexe werden in eckige Klammern geschrieben, mit der Ladung dahinter im Exponenten. Geladene Komplexe heißen Komplex-Ionen.
- Zuerst wird das Zentralteilchen genannt, dann der Ligand.
- Bei unterschiedlichen Liganden werden diese in alphabetischer Reihenfolge aufgeführt.
- Bei mehratomigen Liganden oder verkürzten Schreibweisen, werden diese in runde Klammern geschrieben und das Donator-Atom, also das Atom, das seine Elektronen an das Zentralteilchen abgibt, wird zuerst geschrieben.
- Beispielsweise kann der Ligand
mit dem Kohlenstoff und mit dem Stickstoff binden. Je nach dem, was von beiden an der Bindung beteiligt ist, wird das jeweilige Atom vorne geschrieben.
- Beispielsweise kann der Ligand
- Die Oxidationszahl des Zentralteilchens kann als Exponent direkt am Zentralteilchen vermerkt werden.
Im Folgenden findest du ein paar ausgedachte Beispielkomplexe, an denen du die Regeln anwenden kannst:
Abbildung 3: Beispielkomplex zur Anwendung der Regeln für Komplexformeln
Denk an die Klammern, schau dir genau an, mit welchem Atom die mehratomigen Liganden binden und vergiss nicht die alphabetische Sortierung!
Du solltest hierbei folgende Summenformel erhalten: 
.
Abbildung 4: Beispielkomplex zur Anwendung der Regeln zur Haptizität
Hier ist ein weiterer Komplex, an dem du die Regeln anwenden kannst. Du benötigst auch die Regeln aus der obigen Vertiefung. Es handelt sich hierbei um einen Rutheniumkomplex, der zwei Benzolringe mit unterschiedlicher Haptizität als Liganden bindet. Hier noch ein kleiner Tipp am Rande: Da beide Liganden identisch sind, schreib den Liganden mit der höheren Haptizität nach vorne.
Du solltest folgende Summenformel erhalten: 
.
Komplexnamen
Hier lernst du, wie ein Komplex ausgesprochen und geschrieben wird. Je nachdem, ob der Komplex anionisch, kationisch oder neutral ist, wird dieser anders benannt.
Kationische Komplexe
Bei einem ausgeschriebenen kationischen Komplex werden die Liganden vor dem Zentralatom angegeben. Bei anionischen Liganden wird noch ein "o" an das Ende angehangen. So wird aus einem Chlorid-Ion ein Chlorido-Ligand. Ähnlich verhält es sich bei radikalischen Liganden, bei denen ein "yl" an das Ende angehangen wird. Bei diesen Regelmäßigkeiten gibt es dennoch ein paar Ausnahmen, darunter fallen folgende Liganden. Ihre Nomenklatur befindet sich daneben in Klammern:
- Wasser (aqua)
- Ammoniak (ammin)
- Kohlenmonoxid (carbonyl)
- Stickstoffmonoxid (nitrosyl)
Die Ligandenanzahl wird über griechische Zahlwörter (mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, okta) vor dem Liganden geschrieben. Könnte es in seltenen Fällen zur Mehrdeutigkeit kommen, werden die Multiplikativa der griechischen Zahlwörter (dis, tris, tetrakis, pentakis, hexakis) verwendet und der Teil, der vervielfacht wird, daneben in Klammern gesetzt. Es folgt das Zentralteilchen, nachdem stets dessen Oxidationszahl angegeben wird.
Als Beispielkomplex nimmst du 
:
| Anzahl der Liganden | Ligand | Zentralteilchen | Oxidationszahl |
| Hexa | Aqua | Kupfer | (II) |
Zusammengeschrieben handelt es sich also um den Hexaaquakupfer(II)-Komplex.
Den Hexaaquakupfer(II)-Komplex findest du oft in anderen Quellen auch als Tetraaquakupfer(II)-Komplex formuliert. Das liegt daran, dass im Feststoff tatsächlich nur vier Wassermoleküle an das Zentralteilchen koordinieren. In der Flüssigkeit hingegen koordinieren sechs Wassermoleküle an das Zentralteilchen. Die koordinative Bindung zweier dieser Liganden ist jedoch vergleichsweise schwach. Daraus folgt, dass sich diese Liganden weiter von dem Zentralteilchen entfernen als die anderen vier.
Das Ergebnis ist ein verzerrtes Oktaeder. Stell dir hierzu einfach vor, dass du ein Oktaeder nimmst, und an zwei entgegengesetzten Ecken kräftig ziehst. Der Effekt, der hierzu führt, nennt sich Jahn-Teller-Effekt. Die Ursache, eine Stabilisierung des Komplexes bei Verzerrung des Oktaeders, lässt sich mithilfe der Molekülorbital- und Ligandenfeldtheorie erklären.
Anionische Komplexe
Bei anionischen Komplexen läuft die Nomenklatur ähnlich ab. Der einzige Unterschied ist, dass statt des normalen Namens des Zentralteilchens dessen lateinischer Name – falls dieser vorhanden ist – verwendet wird und ein "at" an das Ende gehängt wird. Bei den Zentralteilchen, bei denen kein lateinischer Name existiert, wird einfach der normale Name mit einem "at" versehen.
Eine Ausnahme hierfür sind beispielsweise Quecksilberkomplexe, bei denen nicht der lateinische Name hydrargyrum als Basis für die Benennung des Zentralteilchens dient, sondern der englische Name mercury. Demnach wird das Zentralteilchen in einem anionischen Quecksilberkomplex als Mercurat beschrieben. Der Rest läuft identisch ab.
Als Beispielkomplex nimmst du den Komplex :
| Anzahl der Liganden | Ligand | Zentralteilchen + "at" | Oxidationszahl |
| Tetra | Iodo | Mercurat | (II) |
Zusammengeschrieben handelt es sich also um den Tetraiodomercurat(II)-Komplex.
Aufbau von Komplexen in der Komplexchemie
Nachdem du gelernt hast, wie Komplexe benannt werden, lernst du in diesem Abschnitt, wie diese aufgebaut sind. Etwas weiter oben hast du bereits etwas über koordinative Bindungen, Zentralteilchen und Übergangsmetalle erfahren, aber wie hängt das denn jetzt alles zusammen?
Zentralteilchen von Komplexen
Die Zentralteilchen sind in der Regel Übergangsmetalle mit freien d-Orbitalen. Hierunter fallen also auch die Lanthanoide und Actinoide. Diese freien d-Orbitale sind wichtig, weil die Liganden ihre Elektronendichte an diese Orbitale abgeben.
Die Anzahl der Valenzelektronen des Zentralteilchens sind verantwortlich für die Art, Stabilität und den Aufbau der Komplexe. Hierfür gibt es eine Faustregel, die auch 18-Elektronen-Regel genannt wird.
Sie besagt, dass Komplexe mit 18 Valenzelektronen am Zentralteilchen besonders stabil sind. Diese Regel ist sozusagen eine Erweiterung der Oktettregel, bei der die Komplexe ebenfalls versuchen, die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Da nun aufgrund der d-Orbitale mehr Platz in dem Zentralteilchen vorhanden ist, und zwar Platz für insgesamt zehn weitere Elektronen, müssen 18 statt 8 Valenzelektronen für die Edelgaskonfiguration am Zentralteilchen vorliegen.
Diese Regel gilt nicht für alle Komplexe, liefert jedoch erste Anhaltspunkte für die mögliche Struktur eines vorliegenden Komplexes.
Die Metallteilchen im Zentrum liegen in der Regel in positiven Oxidationsstufen vor, wobei auch neutrale Oxidationsstufen vorkommen. Dies ist beispielsweise oft bei Carbonylkomplexen der Fall.
Liganden
Liganden haben freie Elektronenpaare, die sie bereitwillig an vergleichsweise elektronenarme Zentralteilchen abgeben. Sie sind demnach nach der Lewis-Säure-Base-Theorie Lewis-Basen.
Ein Komplex kann aus vielen unterschiedlichen oder einer Mehrzahl eines einzigen Liganden bestehen. Tritt in einem Komplex nur eine Art von Liganden auf, wird dieser als homoleptisch bezeichnet. Andernfalls handelt es sich um einen heteroleptischen Komplex.
Davon abgesehen, können Liganden auch eine unterschiedliche Anzahl an Elektronen mit in eine koordinative Bindung einbringen. Die meisten Liganden binden über eine σ-Bindung, bei manchen können jedoch ganze delokalisierte π-Systeme an der Bindung teilnehmen. Dies führt dazu, dass beispielsweise Allyl-Anionen oder Benzolringe, wie im Ruthenium-Beispiel-Komplex weiter oben, mit allen oder einem Teil ihrer Elektronen an der Bindung teilnehmen können.
Eine weitere Bindungsmöglichkeit für Liganden besteht, wenn es sich um ein etwas größeres Molekül mit mehreren Stellen zur koordinativen Bindung handelt. Hierbei spricht man von der Zähnigkeit von Liganden. Liganden, die nur eine Bindung eingehen, sind einzähnig oder monodentat. Liganden mit mehreren Koordinationsstellen, also mehrzähnige Liganden, sind sogenannte Chelatliganden.
Chelatkomplexe in der Komplexchemie
Das Wort Chelat kommt von dem griechischen Wort chele, das so viel wie Krebsschere bedeutet. Die Vorstellung ist, dass der Ligand das Zentralteilchen packt, wie ein Krebs mit seiner Schere. Chelatliganden sind besonders stabil. Hierfür werden zwei Gründe abgeleitet. Wie so oft in der Chemie, wird hierbei Bezug auf die chemische Thermodynamik und Reaktionskinetik genommen.
- Thermodynamische Effekte: Reagiert ein Chelatligand mit einem Komplex ohne Chelatliganden, geht dies mit einer Erhöhung der Entropie des chemischen Systems einher. Die Entropieerhöhung ist thermodynamisch begünstigt und sorgt für die vorzugsweise Bildung des Chelatkomplexes gegenüber dem Komplex ohne Chelatliganden. Dies kann anhand des folgenden Beispiels nachvollzogen werden:
In dem folgenden Komplex findest du die Abkürzung "en". Diese steht für den Ethylendiaminliganden, der ein bekannter Chelatligand in der Komplexchemie ist. Er sieht wie folgt aus und hat zwei farblich hervorgehobene Koordinationsstellen:
Abbildung 5: Ethylendiamin als Beispiel für einen Chelatliganden
Jetzt aber zum Beispiel: Es geht um eine Reaktion des Ethylendiamin mit einem wässrigen Chrom(III)-Komplex. Die Reaktionsgleichung lautet wie folgt:
Zähle hier einmal auf beiden Seiten die Moleküle durch. Dann dürftest du herausfinden, dass auf der linken Seite nur der Hexaaquachrom(III)-Komplex und 3 Ethylendiaminmoleküle, somit insgesamt 4 Moleküle vorliegen. Auf der rechten Seite hingegen liegt der Tris(diethylamin)chrom(III)-Komplex gemeinsam mit 6 Wassermolekülen vor. Es handelt sich also um 7 Moleküle. In der Reaktionsmischung erhöht sich also die Menge an Teilchen von 4 auf 7, somit steigt die Unordnung, also die Entropie der Reaktion.
Eine Chemiker*in würde dies nun möglicherweise wie folgt formulieren: Die Entropie nimmt beim Ablauf der Reaktion zu, daher wird die Reaktion vermutlich thermodynamisch begünstigt sein. Dies gilt vor allem für hohe Temperaturen, da der Einfluss der Entropie auf die Thermodynamik einer Reaktion temperaturabhängig ist, was aus der Gibbs-Helmholtz-Gleichung hervorgeht.
- Kinetische Effekte: Damit ein Chelatligand wieder von dem Zentralteilchen getrennt werden kann, müssen alle koordinativen Bindungen des Chelatliganden mit dem Zentralteilchen gleichzeitig getrennt werden. Dies läuft nicht so leicht ab, da sich die Bindungen nicht zeitgleich trennen, sondern nacheinander. Die Koordinationsstelle, die zuerst abgetrennt wurde, wird jedoch aufgrund der übrigen Bindungen des Chelatliganden weiterhin in räumlicher Nähe zur ursprünglichen Bindungsposition mit dem Zentralteilchen gehalten und die Bindung wird daher schneller zurückgebildet, als dass eine weitere getrennt wird.
Bekannte und häufig eingesetzte Chelatliganden sind das Ethylendiamin (en), die Nitrilotriessigsäure (NTA) und das Ethylendiamintetraacetat (EDTA).
Im Folgenden findest du außerdem noch eine Übersicht der wichtigsten und geläufigsten Liganden, unterteilt nach ihrer Ladung.
| Kationisch | Neutral | Anionisch |
| (nitrosyl) | (ammin) | (hydrido) |
| (Ethylendiamin) | (fluorido), (chlorido), (bromido), (iodido) | |
| (aqua) | (oxido), (peroxido), (hydroxido) | |
| (carbonyl) | ox (Oxalat) | |
| (nitrosyl) | acac (Acetylacetonat) | |
| (thio), (sulfato), (thiosulfato) | ||
| (thiocyanato, Bindung über S, isothiocyanato, Bindung über N) | ||
| (cyanido, Bindung über C, isocyanido, Bindung über N bzw. cyano-C, cyano-N) | ||
| (nitrito, Bindung über O, nitro, Bindung über N, bzw. nitrito-N, nitrito-O), (nitrato) | ||
| (Ethylendiamintetraacetato) | ||
| (Nitrilotriacetato) | ||
| Porphine/ Porphyrine | ||
| Cp (Cyclopentadienyl-Anion) |
Bindungen in der Komplexchemie
Die Komplexchemie bietet eine Handvoll an Theorien zur Erklärung der koordinativen Bindungen. Darunter fallen folgende relevante Theorien:
- Die Valenzbindungstheorie (VB-Theorie)
- Die Ligandenfeldtheorie
- Die Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie)
Die Valenzbindungstheorie ist die einfachste und älteste der Theorien. Diese besagt, dass sich zur Bindungsausbildung besetzte Ligandenorbitale mit unbesetzten Zentralteilchenorbitalen überlagern. Hierbei entstehen durch Hybridisierung besondere Hybridorbitale beim Metall, die dann Aufschluss über Geometrie und magnetische Eigenschaften bieten können.
Die Farbigkeit wird leider nicht über die VB-Theorie erklärt, hierfür wird die Ligandenfeld- oder MO-Theorie benötigt. Die 18-Elektronen-Regel über die Stabilität der Komplexe wird übrigens aus der VB-Theorie abgeleitet.
Da die Ligandenfeldtheorie ziemlich interessant ist und auch eine Erklärung für die Farbigkeit von Komplexen liefert, findest du dazu eine separates StudySmarter Original.
Komplexchemie - Das Wichtigste
- Bei Komplexen handelt es sich um koordinative Bindungen zwischen einem Liganden und einem Zentralteilchen.
- Diese können auch als Lewis-Säure-Base-Reaktion verstanden werden.
- Die Formelschrift der Komplexchemie folgt hierbei ein paar zentralen Regeln:
- Komplexe gehören in eckige Klammern, mit der Ladung dahinter im Exponenten. Geladene Komplex heißen Komplex-Ionen.
- Zuerst kommt das Zentralteilchen, dann die Liganden.
- Liganden werden in alphabetischer Reihenfolge aufgeführt.
- Mehratomige Liganden und Kurzschreibweisen werden in runde Klammern geschrieben. Das Donator-Atom wird zuerst geschrieben.
- Die Oxidationszahl des Zentralteilchens kann als Exponent direkt an diesem vermerkt werden.
- Bei der Nomenklatur von Komplexen gibt es ähnlich dazu Regeln, es wird jedoch unterschieden zwischen anionischen, neutralen und kationischen Komplexen.
- Kationische und neutrale Komplexe: alphabetisch angeordnete Liganden mit griechischen Zahlwörtern für dessen Anzahl + Zentralteilchen + Oxidationszahl.
- Anionische Komplexe: alphabetisch angeordnete Liganden mit griechischen Zahlwörtern für dessen Anzahl + latinisiertes Zentralteilchen + "at" + Oxidationszahl.
- Zentralteilchen sind in der Regel Übergangsmetalle mit freien d-Orbitalen.
- Komplexe können homoleptisch (nur aus einer Ligandenart) und heteroleptisch (aus mehreren unterschiedlichen Ligandenarten) sein.
- Liganden können mehrzähnig sein, also mit mehreren Bindungsstellen an das Zentralteilchen koordinieren. Man spricht von Chelatliganden.
- Chelatliganden sind aufgrund des Chelateffekts besonders stabil. Dieser hat eine thermodynamische und kinetische Komponente.
- 18-Elektronen-Regel: Komplexe, bei denen das Zentralteilchen 18 Valenzelektronen besitzt, werden als besonders stabil betrachtet. (Erweiterung der Oktett-Regel).
- Es gibt drei zentrale Theorien zur Erklärung der Komplexbindung:
- Die Valenzbindungstheorie (VB-Theorie)
- Die Ligandenfeldtheorie
- Die Molekülorbitaltheorie (MO-Theorie).
Folgende Regeln wirst du in der Schule vermutlich nicht kennenlernen. Dennoch sind diese wichtig:
- Bei mehrkernigen Komplexen wird die Bindungsart von Brückenliganden, also Liganden, die eine Brücke zwischen mehreren Zentralteilchen bilden, mit
bezeichnet. Das n gibt an, wie viele Zentralteilchen an den Ligand gebunden sind. Für alle Brückenliganden, die nur an ein Zentralteilchen binden, wird in der Regel das μ weggelassen und für Brückenliganden, die an zwei Zentralteilchen binden, wird nur ein μ geschrieben. Das μ wird in die Klammer des Liganden geschrieben und mit einem Bindestrich vor dem Liganden. - Bei Liganden mit mehreren Donator-Atomen, also mehreren Atomen, die Elektronen an das Zentralteilchen abgeben, wird die sogenannte Haptizität mit
angegeben, wobei das m für die Anzahl der Donator-Atome im Liganden steht.
Lerne schneller mit den 3 Karteikarten zu Komplexchemie
Melde dich kostenlos an, um Zugriff auf all unsere Karteikarten zu erhalten.
Häufig gestellte Fragen zum Thema Komplexchemie
Was gibt die Koordinationszahl eines Komplexes an?
Die Koordinationszahl eines Komplexes gibt an, wie viele Liganden an das Zentralteilchen koordinativ gebunden sind.
Was ist ein Haftatom?
Der Begriff Haftatom beschreibt, welches Atom eines Liganden an das Zentralteilchen gebunden ist.
Wann bildet sich ein Komplex?
Ein Komplex bildet sich in der Regel, wenn eine Lewis-Säure (normalerweise ein Übergangsmetall mit freien d-Orbitalen) und eine Lewis-Base (Liganden mit freien Elektronenpaaren) aufeinandertreffen. Hierbei ist wichtig, dass es sich bei der koordinativen Bindung in Komplexen weder um eine ionische Bindung, wie in Salzen, noch eine übliche kovalente Bindung handelt.
Wie kommt man auf die Koordinationszahl?
- Bei gegebener Summenformel müssen dabei einfach die tiefgestellten Indizes an den Liganden addiert werden. Gibt es nur einen Liganden, so entspricht dessen Index der Koordinationszahl.
- Liegt eine Strukturformel vor, so müssen die Liganden gezählt werden.
- Ist die Formel nicht bekannt, geht man am besten davon aus, dass es sich um einen 18-Elektronen-Komplex handelt, da diese in der Regel am stabilsten sind.
Über StudySmarter
StudySmarter ist ein weltweit anerkanntes Bildungstechnologie-Unternehmen, das eine ganzheitliche Lernplattform für Schüler und Studenten aller Altersstufen und Bildungsniveaus bietet. Unsere Plattform unterstützt das Lernen in einer breiten Palette von Fächern, einschließlich MINT, Sozialwissenschaften und Sprachen, und hilft den Schülern auch, weltweit verschiedene Tests und Prüfungen wie GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur und mehr erfolgreich zu meistern. Wir bieten eine umfangreiche Bibliothek von Lernmaterialien, einschließlich interaktiver Karteikarten, umfassender Lehrbuchlösungen und detaillierter Erklärungen. Die fortschrittliche Technologie und Werkzeuge, die wir zur Verfügung stellen, helfen Schülern, ihre eigenen Lernmaterialien zu erstellen. Die Inhalte von StudySmarter sind nicht nur von Experten geprüft, sondern werden auch regelmäßig aktualisiert, um Genauigkeit und Relevanz zu gewährleisten.
Erfahre mehr