1.3.3.1 Metallkomplexe: Unterschied zwischen den Versionen
| Zeile 1: | Zeile 1: | ||
{| | {| | ||
|width="5%" | <small>[[1.3.3 Koordinative oder dative Bindung|zurück]]</small> | |width="5%" | <small>[[1.3.3 Koordinative oder dative Bindung|zurück]]</small> | ||
| − | |width="40%" | <small><div align=right>[[1.3. | + | |width="40%" | <small><div align=right>[[1.3.3.2 Chelatkomplexe|weiter]]</div></small> |
|} | |} | ||
| Zeile 27: | Zeile 27: | ||
{| | {| | ||
|width="5%" | <small>[[1.3.3 Koordinative oder dative Bindung|zurück]]</small> | |width="5%" | <small>[[1.3.3 Koordinative oder dative Bindung|zurück]]</small> | ||
| − | |width="40%" | <small><div align=right>[[1.3. | + | |width="40%" | <small><div align=right>[[1.3.3.2 Chelatkomplexe|weiter]]</div></small> |
|} | |} | ||
Aktuelle Version vom 25. November 2008, 10:08 Uhr
| zurück |
II. Molekularbiologie
1.0 Grundlagen
1.3 Chemische Bindungen
1.3.3 Koordinative oder dative Bindung
1.3.3.1 Metallkomplexe
Metallkomplexe bestehen aus einem zentralen Atom oder Ion, welches an weitere Teilchen, die sog. Liganden, koordinativ gebunden ist. Die Anzahl der Bindungspartner des Zentralatoms bzw. –ions wird als Koordinationszahl bezeichnet
Beispiel: Cu²⁺ (Zentralion) mit H₂O als Liganden[1]
Die Ladung der Metallkomplexe beträgt die Summe der Einzelladungen ihrer Bestandteile.
In Wasser kommt es zur Dissoziation von Komplexsalzen, wobei diese in ihre Zentralionen und Liganden zerlegt werden. Im Gegensatz zu den in wäßriger Lösung farblosen Metallionen der Hauptgruppen sind Komplexionen farbig. Die Farbe hängt dabei vom jeweiligen Liganden ab.
Die Stabilität von Metallkomplexen ist von den Liganden und der im Zentralatom durch Auffüllen von Schalen erreichten Elektronenkonfiguration abhängig.
[1] Die Koordinationszahl beträgt in diesem Beispiel [Cu(H₂O)₄]²⁺ beträgt 4.
| zurück |
