Begriffe

• Donoratomdas Atom innerhalb eines Liganden, der an das Zentralatom oder Ion gebunden ist.
• Pseudohalideeine chemische Verbindung, die kein Halogenid ist, aber in ihrer Ladung und Reaktivität einem Halogenid ähnelt.
• monodentatbeschreibt einen Liganden, der nur eine einzige Bindung mit dem Zentralatom hat.

Koordinationszahl

In der Koordinationschemie ist die Koordinationszahl die Anzahl der an das Zentralion gebundenen Liganden (genauer gesagt die Anzahl der Donoratome). Die Koordinationszahlen liegen normalerweise zwischen zwei und neun. Die Anzahl der Bindungen hängt von der Größe, Ladung und Elektronenkonfiguration des Metallions und der Liganden ab.

Typischerweise wird die Chemie von Komplexen von Wechselwirkungen zwischen s- und p-Molekülorbitalen der Liganden und den d-Orbitalen der Metallionen dominiert. Die s-, p- und d-Orbitale des Metalls können 18 Elektronen aufnehmen. Die maximale Koordinationszahl für ein bestimmtes Metall hängt somit von der elektronischen Konfiguration des Metallions (insbesondere der Anzahl leerer Orbitale) und dem Verhältnis der Größe der Liganden und des Metallions ab. Große Metalle und kleine Liganden führen zu hohen Koordinationszahlen (z.B. 4−). Kleine Metalle mit großen Liganden führen zu niedrigen Koordinationszahlen (z.B. Pt2). Aufgrund ihrer Größe neigen Lanthanide, Aktinide und frühe Übergangsmetalle dazu, hohe Koordinationszahlen zu haben.

Liganden

In der Koordinationschemie ist ein Ligand ein Ion oder Molekül (funktionelle Gruppe), das an ein zentrales Metallatom bindet, um einen Koordinationskomplex zu bilden. Praktisch jedes Molekül und jedes Ion kann als Ligand für (oder Koordinate) Metalle dienen. Dentizität bezieht sich auf die Anzahl der Bindungen eines Liganden an ein Metall durch Donoratome. Viele Liganden sind in der Lage, Metallionen über mehrere Stellen zu binden, normalerweise, weil die Liganden einsame Paare an mehr als einem Atom haben.

Monodentate Liganden umfassen praktisch alle Anionen und alle einfachen Lewis-Basen. Somit sind die Halogenide und Pseudohalogenide wichtige anionische Liganden. Ammoniak, Kohlenmonoxid und Wasser sind besonders häufige ladungsneutrale Liganden. Einfache organische Arten sind ebenfalls sehr verbreitet. Alle ungesättigten Moleküle sind auch Liganden und nutzen ihre π-Elektronen zur Bildung der Koordinatenbindung. Auch Metalle können an die σ-bindungen in beispielsweise Silanen, Kohlenwasserstoffen und Diwasserstoff binden.

Liganden, die über mehr als ein Atom binden, werden oft als mehrzähnig oder chelatisierend bezeichnet. Ein Ligand, der über zwei Stellen bindet, wird als zweizähnig und drei Stellen als dreizähnig klassifiziert. Chelatliganden werden üblicherweise durch Verknüpfung von Donorgruppen über organische Linker gebildet. Ein klassischer zweizähniger Ligand ist Ethylendiamin, das durch die Verknüpfung zweier Ammoniakgruppen mit einem Ethylen (-CH2CH2-) -Linker abgeleitet wird. Ein klassisches Beispiel für einen mehrzähnigen Liganden ist der hexadentate Chelatbildner EDTA, der sich an sechs Stellen binden kann und einige Metalle vollständig umgibt.

Es gibt verschiedene Arten von polydentaten Liganden, die anhand ihrer Wechselwirkung mit dem Zentralion charakterisiert werden können. Beispielsweise sind transspannende Liganden zweizähnige Liganden, die Koordinationspositionen auf gegenüberliegenden Seiten eines Koordinationskomplexes überspannen können. Ambidentate Liganden können an zwei Stellen an das Zentralatom binden, jedoch nicht an beide. Ein Brückenligand verbindet zwei oder mehr Metallzentren. Die Änderung der Größe und der elektronischen Eigenschaften von Liganden kann verwendet werden, um die Katalyse des Zentralions zu steuern und ungewöhnliche Koordinationsstellen zu stabilisieren.

Geometrien

Aus der Koordinationszahl ergeben sich unterschiedliche Ligandenstrukturanordnungen. Die meisten Strukturen folgen dem Muster, als ob das Zentralatom in der Mitte wäre und die Ecken dieser Form die Orte der Liganden sind. Diese Formen werden durch Orbitalüberlappung zwischen Ligand- und Metallorbitalen und Ligand-Ligand-Abstoßungen definiert, die dazu neigen, zu bestimmten regelmäßigen Geometrien zu führen. Es gibt jedoch viele Fälle, die von der regulären Geometrie abweichen. Beispielsweise führen Liganden unterschiedlicher Größe und mit unterschiedlichen elektronischen Effekten häufig zu unregelmäßigen Bindungslängen.