Hydratisierte Metallionen als Säuren

Hydratisierte Metallionen als Säuren Übung

• Schildere die Gründe für das Verhalten von Eisen(III)-Nitrat als Säure.

  Tipps

  Der pH-Wert einer Lösung ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Protonen in Lösung.

  Tetra = Vier

  Lösung

  Metall-Ionen sind häufig in der Lage, Bindungen mit elektronenreichen Teilchen einzugehen. Dabei gibt ein Elektronendonator, der über ein freies Elektronenpaar verfügt, Elektronendichte an das Metall-Kation ab. Dieses ist also der Elektronenakzeptor. Dies geschieht zum Beispiel, wenn $Fe^{3+}$-Ionen in Wasser gelöst werden: Sechs Wassermoleküle gehen eine Wechselwirkung mit dem Metall-Kation ein und ordnen sich dabei oktaedrisch um dieses an. Dies erhöht die Elektronendichte am Metall-Kation und verändert die Verteilung der Elektronendichte in den Wassermolekülen. Diese verschiebt sich von den Wasserstoffatomen zum Sauerstoffatom.
  Durch diese Verschiebung werden die Bindungen zwischen Sauerstoffatom und Wasserstoffatomen des Wassers deutlich geschwächt. In der Folge verschiebt sich das Gleichgewicht der Protolysereaktion des Wassers ein wenig auf die rechte Seite - $H^+$-Ionen können also leichter abgespalten werden. Dies senkt den pH-Wert der Lösung ab.

• Gib die Gesamtladung des Komplexes an.

  Tipps

  Zähle die negativen und die positiven Ladungen im Komplex.

  Lösung

  Die Gesamtladung des Komplexes ergibt sich aus den Ladungen des Metall-Kations in der Mitte und den Ladungen der angelagerten Moleküle (Liganden). Da es sich bei allen dargestellten Komplexen um Eisen(III)-Komplexe handelt, ist die Ladung des Kations immer 3+. Angelagerte Wassermoleküle sind ungeladen und beeinflussen die Gesamtladung des Komplexes daher nicht. Die Hydroxid-Ionen sind einfach positiv geladen. Die Anzahl der angelagerten Hydroxid-Ionen entspricht also der Anzahl der negativen Ladungen. Die Gesamtladung des Komplexes erhält man also durch eine einfache Rechnung: Die Anzahl der Hydroxid-Ionen wird von +3 abgezogen. Da zwischen keinem und sechs Hydroxid-Ionen angelagert sein können, liegt die Ladung der Komplexe zwischen +3 und -3.

  $[Fe(OH)(H_2O)_5]^{2+}$

  $[Fe(OH)_3(H_2O)_3]^{0}$

  $[Fe(H_2O)_6]^{3+}$

  $[Fe(OH)_6(H_2O)]^{2-}$

• Erkläre den pH-Wert einer Kupfersulfatlösung.

  Tipps

  Auch Eisen(II)-Nitrat reagiert sauer, wenn auch weniger stark als Eisen(III)-Nitrat.

  Lösung

  Das $Cu^{2+}$-Ion bildet, wie sehr viele Metall-Kationen, in wässrigen Lösungen einen Hexaquakomplex der Formel $[Cu(H_2O)_6]^{2+}$. Das Kupfer(II)-Kation ist relativ klein und ist mit einer Ladung von +2 in der Lage, die angelagerten Wassermoleküle stark zu polarisieren. Dies sorgt dafür, dass, wie auch bei den Eisen-Salzen, die $O-H$-Bindungen der Wassermoleküle stark geschwächt werden. $H^+$-Ionen können daher leichter abgespalten werden als bei freien Wassermolekülen, daher ist der Kupfer(II)-hexaqua-Komplex eine Kationsäure.
  Das Anion hat keinen Einfluss auf den pH-Wert der Lösung. Da Schwefelsäure eine sehr starke zweiprotonige Säure ist, ist das Sulfat - die korrespondierende Base der Schwefelsäure - eine sehr schwache Base. Das Gleichgewicht der Reaktion ${SO_4}^{2-} + H_2O \leftrightarrows {HSO_4}^- + OH^-$ liegt sehr weit auf der linken Seite.
  Insgesamt ist die Kupfersulfat-Lösung daher sauer.

• Vergleiche die Acidität von $Fe^{3+}$ und $Fe^{2+}$.

  Tipps

  Eine wässrige Lösung ist stärker sauer, wenn sie mehr $H_3O^+$-Ionen enthält.

  Lösung

  Bei Komplexen übt das zentrale Metall-Kation einen Einfluss auf die elektronische Struktur der angelagerten Liganden-Moleküle aus. Dieser unterscheidet sich je nach Kation und nach Ligand. Das Metall-Kation zieht die Elektronen der angelagerten Wassermoleküle an und verlagert so die Elektronendichte in den Wassermolekülen. Dieser Effekt ist größer, je stärker die Elektronen angezogen werden. Neben der Größe des Kations ist dabei die Ladung des Kations entscheidend. Je stärker positiv die Ladung ist, desto stärker ist die Coulomb-Kraft zwischen dem Kation und den Elektronen der Liganden. Dies verursacht eine stärkere Verschiebung der Elektronendichte bei höher geladenen Metall-Kationen, was wiederum zu einer stärkeren Schwächung der $O-H$-Bindungen der Wassermoleküle führt.

• Bestimme die Kationsäuren.

  Tipps

  Der Name Kationsäure sagt etwas über die Ladung des Moleküls aus.

  Lösung

  Der Name Kationsäure verrät schon, um was für Verbindungen es sich hierbei handelt. Die Verbindungen sind Kationen, haben also eine positive Gesamtladung. Außerdem sind die Verbindungen Säuren, das heißt, beim Lösen in Wasser werden $H^+$-Ionen abgegeben.
  Das Ammonium-Ion ${NH_4}^+$ stellt ein einfaches Beispiel hierfür dar. Das Molekül ist eindeutig positiv geladen, beim Lösen in Wasser reagiert es zum Teil mit einem Wassermolekül zu $NH_3$ und ${H_3O}^+$. Damit ist es eine Kationsäure. Bei $HCl$ handelt es sich zwar um eine starke Säure, das $HCl$-Molekül trägt jedoch keine Ladung. Daher ist es auch keine Kationsäure.
  Die Hexaqua-Komplexe von Eisen(III) und Aluminium(III) sind beide positiv geladen. Die Wassermoleküle werden durch die Kationen polarisiert. Dadurch verschiebt sich die Elektronendichte in den Wassermolekülen von den Wasserstoff-Atomen zu den Sauerstoffatomen und die $O-H$-Bindungen werden geschwächt. Diese Wassermoleküle können daher leichter ein $H^+$-Ion abgeben als nicht-koordinierende Wassermoleküle. Daher reagieren diese Verbindungen ebenfalls wie Säuren, es handelt sich also um Kationsäuren.

• Sortiere die Kationsäuren nach der Säurestärke.

  Tipps

  Chlorid-Ionen als Liganden geben Elektronendichte an das Metall-Kation ab.

  Lösung

  Die Ladung des zentralen Metall-Kations bestimmt weitgehend die Säurestärke von Metall-Hydraten. Daher nimmt die Säurestärke der dargestellten Verbindungen vom Chrom(IV)- über den Aluminium(III)- zum Cobalt(II)-Hexaquakomplex ab.
  Die Chlorid-Ionen, die beim Komplex $[Co(Cl)_4(H_2O)_2]^{2-}$ an das Cobalt(II)-Ion angelagert sind, geben Elektronendichte an das zentrale Metall-Kation ab. Dies verringert die Ladung des Ions. Dadurch beeinflusst das Metall-Kation die Verteilung der Elektronendichte in den beiden Wassermolekülen weniger als bei den Wassermolekülen im Hexaqua-Komplex und die $H^+$-Ionen werden weniger leicht abgespalten. Der Komplex hat daher eine geringere Säurestärke als der Hexaquakomplex des gleichen Metall-Kations.