Die Präsentation wird geladen. Bitte warten

Die Präsentation wird geladen. Bitte warten

Eigenschaften der Übergangsmetalle. Gliederung 1.Einführung 2.Eigenschaften der Übergangsmetalle - 2.1 Oxidationsstufen - 2.2 Komplexe - 2.3 Farbige Salze.

Ähnliche Präsentationen


Präsentation zum Thema: "Eigenschaften der Übergangsmetalle. Gliederung 1.Einführung 2.Eigenschaften der Übergangsmetalle - 2.1 Oxidationsstufen - 2.2 Komplexe - 2.3 Farbige Salze."—  Präsentation transkript:

1 Eigenschaften der Übergangsmetalle

2 Gliederung 1.Einführung 2.Eigenschaften der Übergangsmetalle Oxidationsstufen Komplexe Farbige Salze Katalysatoren 3.Schulische Relevanz

3 Definition: Elemente, die in ihren häufigsten Oxidationsstufen teilweise gefüllte d- bzw. f- Orbitale besitzen. 1.Einführung Innere Übergangselemente Äußere Übergangselemente

4 Unterscheidung zwischen Übergangsmetallen und Hauptgruppen- Elementen: Hauptgruppenelemente: s- und p- Orbitale werden mit Elektronen besetzt Übergangsmetalle:d- bzw. f- Orbitale werden mit Elektronen besetzt innere Orbital bestimmen Chemie dieser Elemente 1.Einführung

5 Elektronenkonfiguration der Übergangsmetalle Sc 4s 2 3d 1 Ti 4s 2 3d 2 V 4s 2 3d 3 Cr 4s 1 3d 5 Mn 4s 2 3d 5 Fe 4s 2 3d 6 Co 4s 2 3d 7 Ni 4s 2 3d 8 Cu 4s 1 3d 10 Zn 4s 2 3d 10 1.Einführung

6 Physikalische Eigenschaften Hohe Wärme- und Stromleitfähigkeit Hohe Duktilität Zum Teil extrem hohe Schmelz- und Siedepunkte (W: Smp. 3380°C, Sdp. 5500°C) Hohe Dichten Zum Teil hohe Beständigkeit der Metalle gegen Sauerstoff, Säuren und Basen 1.Einführung

7 2.1 Oxidationsstufen

8 Die Oxidationsstufen der Übergangsmetalle Hauptgruppenmetalle bilden nur in einer Oxidationsstufe stabile Ionen Beispiel: Na +, Mg 2+, Al 3+ Oktettregel oder in sich um zwei Einheiten unterscheidender Oxidationsstufen stabile Ionen Beispiel: Pb 2+, Pb 4+ Inert-Pair-Effekt Übergangsmetalle bilden in mehreren verschiedenen Oxidationsstufen stabile Ionen 2.1 Oxidationsstufenstufen

9 Versuch 1: Oxidationsstufen des Mangans

10 2 MnO 4 ­ (aq) + H 2 O 2(aq) 2 MnO 4 2- (aq) + O 2(g) + 2 H + (aq) violett grün grünblau 2 MnO 4 2­ (aq) + H 2 O 2(aq) 2 MnO 4 3- (aq) + O 2(g) + 2 H + (aq) blau 2 MnO 4 3­ (aq) + H 2 O 2(aq) 2 MnO 4 4- (aq) + O 2(g) + 2 H + (aq) braun- gelb Oxidationsstufen

11 Die Ligandenfeldtheorie Mangan-Ionen besitzen im isolierten Zustand 5 entartete d-Orbitale d z² d x²-y² d xy xxx y yy z zz 2.1 Oxidationsstufen für die verschiedenen d- Orbitale ist die Größe der Abstoßung durch das tetraedrische Ligandenfeld unterschiedlich groß Entartung wird aufgehoben

12 Die Ligandenfeldtheorie 2.1 Oxidationsstufen e g -Orbitale t 2g -Orbitale Energie Entartete d-Orbitale d xy d xz d yz d z² d x²-y² T

13 Verteilung der d- Elektronen d 0 im MnO 4 - d 1 im MnO 4 2- d 2 im MnO 4 3- d 3 im MnO Oxidationsstufen

14 Farbigkeit der Manganat- Ionen Charge-Transfer-Übergänge bei MnO 4 - durch Absorption eines Lichtquants wird Elektronenladung innerhalb des Moleküls übertragen 2.1 Oxidationsstufen

15 Farbigkeit der Manganat- Ionen d d-Übergänge 2.1 Oxidationsstufen d 2 im MnO 4 3- d 3 im MnO 4 4- d 1 im MnO 4 2- durch Lichtabsorption wird ein Elektron aus dem e- Niveau in das t 2 - Niveau angeregt ΔE=hν

16 Demo 1: Unedel vs. Edel

17 Demo 1: Edel vs. Unedel 2.1 Oxidationsstufen /

18 Spannungsreihe durch die Spannungsreihe lässt sich voraussagen, welche Redoxreaktionen möglich sind Elemente mit einem niedrigeren Reduktionspotential (E°) geben Elektronen an die Elemente mit einem höheren Standardpotential ab 2.1 Oxidationsstufen Zn e - H2H2 2H + + 2e - CuCu e - - 0,76 + 0,34 E ° in V Zn 0,00

19 Standartwasserstoffelektrode H H 2 O 2 H 3 O e Oxidationsstufen

20 2.2 Komplexe

21 Komplexe die räumliche Struktur wird bestimmt von dem Zentralteilchen; die Koordinationszahl spielt hierbei eine wichtige Rolle an das Zentralteilchen binden die Liganden; hierbei spielt die Zähnigkeit eine wichtige Rolle Beispiel: Struktur von [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]: Cu 2+ NH 3 H2OH2O 2.2 Komplexe

22 Koordinationszahl Beispiele Koordinationsgeometrie KZ 4 tetraedrisch quadratisch planar KZ 5 trigonale bipyramidal KZ 6 oktaedrisch 2.2 Komplexe [Fe(H 2 O) 6 ] 3- [PtCl 4 ] 2- [CoCl 4 ] 2- [Ni(CN) 5 ] 3-

23 Liganden Beispiele 1- zähnig: Halogenide 2- zähnig: Ethyldiamin (en) 6- zähnig: Ethylendiamintetraacetat (EDTA) 2.2 Komplexe Liganden mit einer höheren Zähnigkeit bilden stabilere Komplexe

24 Versuch 2: Gleichgewicht in Kupferkomplexen

25 blaugrün himmelblau blaugrün hellgrün blaugrün dunkelblau 2.2 Komplexe

26 Ligandenaustausch 2.2 Komplexe Ligandenaustausch durch das Prinzip des kleinsten Zwangs NH 3 stärkerer Ligand als Cl - I - < Cl - < F - < OH - < H 2 O < NH 3 < en < CN - CO schwaches Feldmittleres Feldstarkes Feld Spektrochemische Reihe

27 Versuch 3: Magnetismus

28 Magnetismus magnetische Momente werden durch den Spin ungepaarter Elektronen erzeugt 2.2 Komplexe μ mag = magnetisches Moment I = Stromstärke F = Fläche Paramagnetismus diamagnetischparamagnetisch alle Stoffe, die abgeschlossene Schalen besitzen, weisen ein diamagnetisches Moment auf

29 Die Valence-Bond-Theorie Grundlage ist die Anwendung des Hybridisierungsmodells auf Komplexe Bindung von Zentralteilchen zu Ligand ist kovalent x y z 2.2 Komplexe tetraedrisch

30 Die 3 wichtigsten Hybridisierungstypen: oktaedrisch d 2 sp 3 quadratisch- planar dsp 2 tetraedrisch sp Komplexe

31 Magnetismus Fe 2+ im [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ Hybridisierung Besetzung der Hybridorbitale durch Ligandenelektronen 3d 4s 4p 4d 2.2 Komplexe

32 Magnetismus 3d 4s 4p Fe 2+ im [Fe(CN) 6 ] 4- Spinpaarung und Hybridisierung Besetzung der Hybridorbitale durch Ligandenelektronen Vergleich: 2.2 Komplexe

33 Versuch 4: Jahn- Teller- Verzerrung

34 Entartete d- Orbitale dz 2 dx 2 - y 2 dxy dxz dyz 2/5ΔO2/5ΔO 3/5ΔO3/5ΔO dz 2 dx 2 -y 2 dxy dyz dxz e g - Orbitale t 2g - Orbitale Energie violett z x y 2.2 Komplexe

35 Versuch 5: Ni 2+ - Nachweis

36 Ni ([Ni(H 2 O) 6 ]) 2+ C C H3CH3C H3CH3C N N OH gepuffert NH 3 NiL 2(s) + H 2 O + 2 H + (aq) Ni OH H3CH3C H3CH3C C C C C N N N N CH 3 HOO O 2+ _ _ lackrot d8d8 dsp Komplexe

37 Quadratisch planare Komplexe 2.2 Komplexe Entartete d-Orbitale dx 2 -y 2 dxy dyz dxz dz 2 Energie

38 Mit welcher Theorie lässt sich nun das Aussehen von Komplexe besser beschreiben 2.2 Komplexe Valence-Bond- Theorie Ligandenfeld- Theorie BindungKovalente Bindung Elektrostatische WW StrukturAutomatischBeruht auf Annahme MagnetismusRichtig erklärt, aber nicht vorhersagbar Ja Farbigkeit?Ja

39 2.3 Farbige Salze

40 Farbige Verbindungen die meisten Verbindungen der Hauptgruppenmetalle sind farblos bzw. weiß Verbindungen der Übergangselemente sind dagegen oft intensiv farbig Grund: 1.d d-Übergänge 2.Charge-Transfer 2.3 Farbige Salze

41 Demo 2: Chrom- Salze

42 Cr Farbige Salze +6

43 2.4 Katalysatoren

44 Katalysatoren griech. katalysis = Auflösung beeinflusst die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen ohne dabei verbraucht zu werden Veränderung der Aktivierungsenergie - positive Katalysatoren setzen sie herab - negative setzen diese herauf ändern die Kinetik aber nicht die Thermodynamik aber verändern nicht das Gleichgewicht einer Reaktion 2.4 Katalysatoren

45 Geschichte des Katalysators schon in der Antike genutzt erst Jöns Jakob Berzelius erkannte 1835 die Kraft der Katalysatoren und gab ihnen den Namen Wilhelm Ostwald erforschte den Mechanismus und bekam Anfang das 20. Jahrhunderts den Nobelpreis für Chemie 2.4 Katalysatoren

46 Definition eines Katalysators noch W. Ostwald Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne selbst dabei verbracht zu werden und ohne die endgültige Lage des thermodynamischen Gleichgewichts dieser Reaktion zu verändern. 2.4 Katalysatoren

47 Bedeutung von Katalysatoren 2.4 Katalysatoren unvermeidbare, giftige Gase werden in weniger gefährliche umgesetzt Lebewesen: Autoabgaskatalysator: fast alle lebensnotwendigen Prozesse laufen katalysiert ab

48 Wichtige katalytische Verfahren in der Industrie 2.4 Katalysatoren VerfahrenProduktKatalysatorBedingung Ammoniak- Synthese NH 3 α- Eisen/Al 2 O 3 T = °C p = MPa Methanol- Synthese CH 3 OHCuO/Cr 2 O 3, ZnO/Cr 2 O 3 oder CuO/ZnO T = °C p = 6 MPa Schwefelsäure- herstellung H 2 SO 4 V2O5V2O5 T = °C Salpetersäure- herstellung HNO 3 Platin/RhodiumT = 800°C

49 Versuch 6: Beschleunigung des Zerfalls von H 2 O 2 durch MnO 2

50 Versuch 6: Zerfall von Wasserstoffperoxid durch Mangan (IV)- oxid 2.4 Katalysatoren

51 Schulische Relevanz Jahrgangsstufe 11: Redoxreaktionen - Oxidationsstufen - Standartwasserstoffelektrode Jahrgangsstufe 13.1 Prinzip vom Zwang - Ligandenaustausch Geschwindigkeit chem. Reaktionen - Katalysator Jahrgangsstufe 13.2 Wahlthema Komplexchemie - Kupferkomplexe - Jahn-Teller-Verzerrung - Ni-Nachweis

52 Vielen Dank für Ihre Aufmerksamkeit


Herunterladen ppt "Eigenschaften der Übergangsmetalle. Gliederung 1.Einführung 2.Eigenschaften der Übergangsmetalle - 2.1 Oxidationsstufen - 2.2 Komplexe - 2.3 Farbige Salze."

Ähnliche Präsentationen


Google-Anzeigen