Super Video und Erklärungen :) Zu den Komplexen habe ich noch eine Frage: woher erkennt man, wie viele koordinationsstellen ein ÜM hat? Ti hat zB ja 4, aber hier kann zB noch THF andocken zu TiR4(THF)2 oder Re, wo 9 H-Atome binden können, etc. Danke dir!
Das Vanadium besitzt eine niedrigere Oxidationsstufe als das Chrom- oder Mangan-Ion und hat somit eine niedrigere Elektronenaffinität. Dadurch liegen Homo und Lumo weiter auseinander und grünes bis blaues Licht wird absorbiert. Der Komplex sollte also orange bis rot sein.
@@Laborhelfer Nach der Logik wenn CrO4 2- die Komplementärfarbe(von gelb) blau absorbiert, deswegen gelb erscheint, sollte V2O5 doch energiereicheres Licht also violettes absorbieren was eine grüne Farbe zur Folge hätte oder nicht ?
Wie sieht dann im Falle der Korrundstruktur aus, bei der Al3+ und Cr3+ von O2- Ionen oktaedrisch umgeben sind ? Weil normales Cr2O3 ist grün das bedeutet dass es rotes (Energiearmes Licht absorbiert) und die oben beschriebene Korrund Struktur mit AL und Cr ist Rot und absorbiert somit grünes Licht. Aber in deinem Video gehst du ja davon aus dass Je höher die ionisierungsenergie ist desto energetisch günstiger liegt eG Orbital. Aber im Falle des Al besitzt es eine höhere ionisierungsernerige als Cr und müsste somit das Lumo energetisch Fünfter machen. Aber anhand der Farbabsorbtion hast man ja das genaue Gegenteil
Hey, sehr schöne Frage. Also zum einen, hat Aluminium ja gar keine d-Elektronen, deshalb ist reines Al2O3 auch farblos. Die Farben, die Korund-Varietäten annehmen können, stammen stets von den Fremd-Ionen, die in manchen Oktaederlücken den Platz des Aluminiums einnehmen können. Also hat das Aluminium nur indirekt einen Einfluss auf die Ligandenfeldaufspaltung (LFA). Und hab bis jetzt auch nur Quellen gefunden die sagen, dass bei Rubin ein d-d- und kein CT-Übergang stattfindet. Aber selbst für LMCT-Übergänge sollte diese Erklärung eigentlich brauchbar sein: Wenn beim Rubin Cr3+ in manche Oktaederlücken gehen, sollte man dort ja erstmal keinen Unterschied zur LFA von Cr2O3 erwarten. Der Unterschied ist jetzt aber, dass die Oktaederlücken kleiner sind, als beim Cr2O3, weil Al3+-Ionen kleiner sind, als Cr3+-Ionen. Und Du weißt ja sicher, dass die LFA daher kommt, dass manche d-Orbtiale durch ungünstige Wechselwirkung mit den Orbitalen der Liganden energetisch angehoben werden; also im Oktaeder-Feld halt die eG-Orbitale. Wenn wir jetzt nun eine engere Oktaederlücke haben, wie beim Rubin, rücken die Ligand-Orbitale und die eG-Orbitale noch näher zusammen und werden dadurch noch höher angehoben. Wegen dem Schwerpunktsatz müssen dann auch die t2g-Orbitale um den selben Betrag abgesenkt werden. Das heißt, wir haben tatsächlich durch diesen Effekt eine höhere LFA (bzw. ein energetisch höher liegendes eG-Orbital/LUMO) als im Cr2O3, weshalb nun kurzwelligeres Licht absorbiert wird. Hoffe das war verständlich, sonst frag ruhig nochmal. Kannst Dich aber auch z.B. auf der Wikipedia Seite zu Rubin davon überzeugen, dass das so plausibel sein sollte (:
Sind Permanganat und Chromat denn eigentlich überhaupt Komplexe im allgemeinen Sinne? Weil man schreibt sie ja nicht in eckigen Klammern, würde mich über ne Antwort freuen
Hey, das ist eine sehr gute Frage, und ich fürchte ich kann sie Dir nur begrenzt beantworten. Permanganat- und Chromat-Ionen sind definitiv Komplexe, da das Oxid-Anion als Lewis-Base und somit als Oxido-Ligand interpretiert wird. Mit den Übergangsmetall-Kationen hat man dann eine Lewis-Säure, was zusammen das Lewis-Säure-Base-Paar gibt - das ist die formale Voraussetzung für einen Komplex, welche hier also erfüllt sind. Außerdem können wir diese Ionen auch gut mit der Ligandenfeldtheorie beschreiben, das ist für mich eigentlich das ausschlaggebende. Das Problem bei dem Oxido-Ligand ist jedoch, dass O^(2-) de facto nicht im wässrigen Milieu existiert, und es somit auch nicht ohne weiteres Ligandenaustausch-Reaktionen eingeht, in welcher der Oxido-Ligand mit bspw. Ammoniak getauscht wird. In dieser Hinsicht agieren diese Komplexe somit weniger wie "klassische" Komplexe. Damit würde ich mir jetzt erklären, warum man für sie auch keine eckigen Klammern benutzt - sie sind diesbezüglich einfach hinfällig. Den genauen Grund weiß ich aber offen gesagt nicht, und ich konnte auch nix dazu finden, deshalb will ich mich hier nicht zu weit aus dem Fenster lehnen. Vielleicht konnte ich dir ja wenigstens ein paar Denkanreize schaffen :)
Hey, meinst du das allgemeine Messprinzip, oder die Anwendung/Auswertung bei Titrationen? Weil zu der potentiometrischen Phosphorsäurebestimmung habe ich zum Beispiel schon ein Video gemacht :)
Super Video und Erklärungen :) Zu den Komplexen habe ich noch eine Frage: woher erkennt man, wie viele koordinationsstellen ein ÜM hat? Ti hat zB ja 4, aber hier kann zB noch THF andocken zu TiR4(THF)2 oder Re, wo 9 H-Atome binden können, etc. Danke dir!
Das Vanadium besitzt eine niedrigere Oxidationsstufe als das Chrom- oder Mangan-Ion und hat somit eine niedrigere Elektronenaffinität. Dadurch liegen Homo und Lumo weiter auseinander und grünes bis blaues Licht wird absorbiert. Der Komplex sollte also orange bis rot sein.
Genau (:
@@Laborhelfer Nach der Logik wenn CrO4 2- die Komplementärfarbe(von gelb) blau absorbiert, deswegen gelb erscheint, sollte V2O5 doch energiereicheres Licht also violettes absorbieren was eine grüne Farbe zur Folge hätte oder nicht ?
Wie sieht dann im Falle der Korrundstruktur aus, bei der Al3+ und Cr3+ von O2- Ionen oktaedrisch umgeben sind ?
Weil normales Cr2O3 ist grün das bedeutet dass es rotes (Energiearmes Licht absorbiert) und die oben beschriebene Korrund Struktur mit AL und Cr ist Rot und absorbiert somit grünes Licht.
Aber in deinem Video gehst du ja davon aus dass Je höher die ionisierungsenergie ist desto energetisch günstiger liegt eG Orbital. Aber im Falle des Al besitzt es eine höhere ionisierungsernerige als Cr und müsste somit das Lumo energetisch Fünfter machen. Aber anhand der Farbabsorbtion hast man ja das genaue Gegenteil
Hey, sehr schöne Frage. Also zum einen, hat Aluminium ja gar keine d-Elektronen, deshalb ist reines Al2O3 auch farblos. Die Farben, die Korund-Varietäten annehmen können, stammen stets von den Fremd-Ionen, die in manchen Oktaederlücken den Platz des Aluminiums einnehmen können. Also hat das Aluminium nur indirekt einen Einfluss auf die Ligandenfeldaufspaltung (LFA).
Und hab bis jetzt auch nur Quellen gefunden die sagen, dass bei Rubin ein d-d- und kein CT-Übergang stattfindet. Aber selbst für LMCT-Übergänge sollte diese Erklärung eigentlich brauchbar sein:
Wenn beim Rubin Cr3+ in manche Oktaederlücken gehen, sollte man dort ja erstmal keinen Unterschied zur LFA von Cr2O3 erwarten. Der Unterschied ist jetzt aber, dass die Oktaederlücken kleiner sind, als beim Cr2O3, weil Al3+-Ionen kleiner sind, als Cr3+-Ionen.
Und Du weißt ja sicher, dass die LFA daher kommt, dass manche d-Orbtiale durch ungünstige Wechselwirkung mit den Orbitalen der Liganden energetisch angehoben werden; also im Oktaeder-Feld halt die eG-Orbitale. Wenn wir jetzt nun eine engere Oktaederlücke haben, wie beim Rubin, rücken die Ligand-Orbitale und die eG-Orbitale noch näher zusammen und werden dadurch noch höher angehoben. Wegen dem Schwerpunktsatz müssen dann auch die t2g-Orbitale um den selben Betrag abgesenkt werden. Das heißt, wir haben tatsächlich durch diesen Effekt eine höhere LFA (bzw. ein energetisch höher liegendes eG-Orbital/LUMO) als im Cr2O3, weshalb nun kurzwelligeres Licht absorbiert wird.
Hoffe das war verständlich, sonst frag ruhig nochmal.
Kannst Dich aber auch z.B. auf der Wikipedia Seite zu Rubin davon überzeugen, dass das so plausibel sein sollte (:
Sind Permanganat und Chromat denn eigentlich überhaupt Komplexe im allgemeinen Sinne? Weil man schreibt sie ja nicht in eckigen Klammern, würde mich über ne Antwort freuen
Hey, das ist eine sehr gute Frage, und ich fürchte ich kann sie Dir nur begrenzt beantworten.
Permanganat- und Chromat-Ionen sind definitiv Komplexe, da das Oxid-Anion als Lewis-Base und somit als Oxido-Ligand interpretiert wird. Mit den Übergangsmetall-Kationen hat man dann eine Lewis-Säure, was zusammen das Lewis-Säure-Base-Paar gibt - das ist die formale Voraussetzung für einen Komplex, welche hier also erfüllt sind. Außerdem können wir diese Ionen auch gut mit der Ligandenfeldtheorie beschreiben, das ist für mich eigentlich das ausschlaggebende.
Das Problem bei dem Oxido-Ligand ist jedoch, dass O^(2-) de facto nicht im wässrigen Milieu existiert, und es somit auch nicht ohne weiteres Ligandenaustausch-Reaktionen eingeht, in welcher der Oxido-Ligand mit bspw. Ammoniak getauscht wird. In dieser Hinsicht agieren diese Komplexe somit weniger wie "klassische" Komplexe. Damit würde ich mir jetzt erklären, warum man für sie auch keine eckigen Klammern benutzt - sie sind diesbezüglich einfach hinfällig. Den genauen Grund weiß ich aber offen gesagt nicht, und ich konnte auch nix dazu finden, deshalb will ich mich hier nicht zu weit aus dem Fenster lehnen.
Vielleicht konnte ich dir ja wenigstens ein paar Denkanreize schaffen :)
@@Laborhelfer Auf jeden Fall, vielen Dank für die Antwort 👍
Ehrenmann, Grüße aus der JGU
Wie wärs mit der Potentiometrie?
Hey, meinst du das allgemeine Messprinzip, oder die Anwendung/Auswertung bei Titrationen? Weil zu der potentiometrischen Phosphorsäurebestimmung habe ich zum Beispiel schon ein Video gemacht :)