Schwach koordinierende Ionen

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Als schwach koordinierende Ionen bezeichnet man in der Chemie Ionen, die nur sehr schwache Wechselwirkungen mit anderen Molekülen oder Ionen eingehen. Diese Wechselwirkungen beziehen sich vor allem auf die Bildung von koordinativen Bindungen. Um zu betonen, dass die Ionen weitgehend unabhängig voneinander sind, werden häufig auch die Begriffe freies Ion oder nacktes Ion verwendet. Während solche Ionen in der Gasphase seit langem bekannt sind, werden zunehmend auch Verbindungen hergestellt, die vergleichbare Eigenschaften in Lösung oder im Festkörper aufweisen.

Für die Wissenschaft sind schwach koordinierende Ionen von zunehmender Bedeutung, da sie die Untersuchung von hochreaktiven Verbindungen mit einer Vielzahl von physikalischen und chemischen Methoden ermöglichen, die in der Gasphase nicht angewendet werden können.

Praktische Anwendung finden schwach koordinierende Ionen beispielsweise bei der Herstellung von neuartigen Katalysatoren, in der koordinativen Polymerisation, bei der Entwicklung von ionischen Flüssigkeiten als Lösungsmittel für chemische Reaktionen und in der Elektrochemie.

Grundlagen[Bearbeiten]

Koordination[Bearbeiten]

Siehe auch: Komplexchemie
Coordinative bond.png

Unter einer koordinativen Bindung versteht man im Allgemeinen eine chemische Bindung, bei der die Bindungselektronen nur von einem Bindungspartner bereitgestellt werden. Die bekanntesten Vertreter dieser Verbindungen sind ionische Komplexe. Dabei gruppieren sich mehrere negativ geladene Anionen um ein positiv geladenes Kation. Die Anionen nutzen ein freies Elektronenpaar, um als Ligand an das Kation, das Zentralatom, zu binden. Hierbei ist die Anzahl der umgebenden Ionen die Koordinationszahl und die räumliche Anordnung wird durch das Koordinationspolyeder dargestellt.

In festen Zustand sind Ionen in einem Ionengitter angeordnet. Dabei werden sowohl Kationen als auch Anionen von mehreren gegensätzlich geladenen Teilchen (den Gegenionen) umgeben.

Eine „schwache“ Koordination bedeutet in diesem Zusammenhang, dass die Bindungsenergie der koordinativen Bindung sehr gering ist. Da stets das Anion die Bindungselektronen beisteuert, ist die Koordinationsfähigkeit meist von der Beschaffenheit des Anions abhängig. Es ist allerdings (besonders in Festkörpern und Schmelzen) auch möglich, die Stärke der Bindung durch die Eigenschaften des Kations zu beeinflussen.

Freie Ionen in der Gasphase[Bearbeiten]

Siehe auch: Ionisation

Im Vakuum erzeugte Ionen gelten aufgrund der großen räumlichen Abstände zu jeglichen weiteren Atomen als frei im Raum schwebende Ladungsträger. Sie werden häufig in einer Ionenquelle durch gezielten Beschuss mit Elektronen (Stoßionisation) oder Ladungsübertragung durch ein anderes ionisiertes Gas (chemische Ionisation) erzeugt und hauptsächlich massenspektrometrisch untersucht.

In der Lebensmittelindustrie beispielsweise wird ionisierte Luft zur Pasteurisierung von Getränken verwendet. Hierbei wird die hohe Reaktivität der Ionen ausgenutzt. Dieser Umstand zeigt jedoch, dass solche Ionen meist nur eine sehr kurze Lebensdauer haben und praktisch direkt nach ihrer Erzeugung zerfallen oder weiter reagieren. Dadurch ist es nicht möglich, langwierige spektroskopische Untersuchungen (NMR, IR, Raman, UV/VIS) durchzuführen. Durch die Beschränkung auf die Gasphase sind auch Beugungsexperimente wie Röntgenbeugung oder Neutronenstreuung unmöglich.

Freie Ionen in Lösungen und Festkörpern[Bearbeiten]

Die Definition von flüssigen und festen Aggregatzuständen bedingt, dass Teilchen stets untereinander wechselwirken. Daher kann es in diesen Zuständen keine „freien“ Ionen geben.

Einfluss des Lösungsmittels[Bearbeiten]

Solvatisierung von Natrium durch Wasser

In Lösungen sind Ionen vom Lösungsmittel umgeben und solvatisiert. Das Lösungsmittel wirkt dabei als Dielektrikum (Isolator), indem es sich umgekehrt zur Ladung des Ions anordnet und so das elektrische Feld um das Ion abschwächt. Das Maß für diese Abschwächung ist die Polarität des Lösungsmittels, die sich durch seine Dielektrizitätskonstanter) ausdrückt.

In einem stark polaren Lösungsmittel wie etwa Wasserr = 80) zeigen gelöste Ionen kaum Wechselwirkung untereinander. Die Wechselwirkungen mit dem Lösungsmittel sind jedoch umso stärker, was sich am Beispiel von Lithium-Ionen veranschaulichen lässt: Aufgrund seiner großen Hydrathülle zeigt Li+ eine wesentlich geringere Beweglichkeit als die viel größeren Natrium- oder Kalium-Ionen.

Beim Übergang zu unpolaren Lösungsmitteln wie Dichlormethanr = 9) oder Diethyletherr = 4,3) zeigt sich, dass viele Ionen stark aneinander koordinieren, was sich vor allem darin ausdrückt, dass die meisten Salze in solchen Lösungsmitteln unlöslich sind: Sie bilden starke Bindungen in Form eines Kristallgitters aus.

Ionen in Festkörpern[Bearbeiten]

Siehe auch: Gitterenergie
Anordnung von Natriumchlorid im Festkörper

Im Festkörper ist das Maß für die Stärke der Wechselwirkungen zwischen den Ionen die Gitterenergie. Je größer dabei der Abstand von entgegengesetzt geladenen Ionen ist, umso kleiner wird die Gitterenergie. Dies lässt sich anhand der folgenden Tabelle demonstrieren:

Name Formel Ionenradius der einwertigen
Alkalimetall-Kationen X+ in pm
Gitterenthalpie in kJ pro mol
Lithiumfluorid LiF 74 1039
Natriumfluorid NaF 102 920
Kaliumfluorid KF 138 816
Rubidiumfluorid RbF 149 780
Caesiumfluorid CsF 170 749

Beim Übergang von einatomigen zu mehratomigen Ionen verliert der Ionenradius an Aussagekraft, da nur die wenigsten Molekülionen vergleichbar hochsymmetrisch aufgebaut sind wie einzelne Atomionen. Besonders bei eher kleinen, aber sehr unsymmetrischen Ionen weichen die mit Hilfe der Ionenradien berechneten Gitterenergien weit von den experimentellen Werten ab. Um diesem Umstand Rechnung zu tragen, wurde von Donald Jenkins das Konzept des Thermochemischen Volumens eingeführt.

Hierbei wird das Volumen eines Ions aus dem Volumen der Elementarzelle eines Ionenkristalls berechnet und daraus die Gitterenergie ermittelt. Als semiempirische Methode stimmen die berechneten Gitterenergien in vielen Fällen mit den experimentellen Werten überein.[1]

Konzepte[Bearbeiten]

Der Ansatz zur Entwicklung schwach koordinierender Ionen besteht darin, eine geringe Ladung über ein möglichst großes Volumen zu verteilen. Dadurch wird die Gitterenergie im Festkörper (und damit die Wechselwirkung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen) minimiert. Darüber hinaus muss das Ion eine geringe Polarisierbarkeit aufweisen, damit ein in der Nähe befindliches Gegenion oder Lösungsmittelteilchen keine Ladungsschwerpunkte erzeugen kann. Diese würden sonst wiederum Dipol-Dipol-Kräfte bewirken und so zu einer Koordination führen.

Die leichte Polarisierbarkeit ist der Grund, warum große einatomige Ionen wie etwa Iodid oder Caesium nur begrenzt als schwach koordinierende Ionen wirken. Heutzutage konzentriert sich die Forschung daher auf die Herstellung von sehr großen einwertigen (einfach positiv oder negativ geladenen) Molekülen.

Schwach koordinierende Anionen[Bearbeiten]

Carborat [1-Et-CB11F11]

Schwach koordinierenden Anionen (engl. weak coordinating anions, abk. WCA) werden hauptsächlich nach zwei unterschiedlichen Methoden verwirklicht.

Kovalent gebundene Gerüstanionen[Bearbeiten]

Eine Möglichkeit ist der Aufbau eines vielatomigen, negativ geladenen Gerüsts, das eine möglichst kugelförmige Oberfläche besitzt, auf der die Ladung verteilt wird. Die Atome des Gerüsts werden durch starke kovalente Bindungen zusammengehalten.

Hauptvertreter dieser Klasse sind negativ geladene Carborane wie etwa [CB11H12]. Durch die Substitution aller H-Atome konnte das noch stabilere Carborat [1-R-CB11F11] (R = Me, Et) erhalten werden, das als bislang bestes schwach koordinierendes Anion gehandelt wird.[2]

Stabile Lewis-Säure-Base-Komplexe[Bearbeiten]

Antimonhexafluoridkomplex

Die zweite Herangehensweise ist der Aufbau von besonders stabilen Komplexanionen aus starken Lewis-Säuren und Lewis-Basen. Aus einem Kation mit der Ladung X sowie X+1 negativ geladenen Liganden entsteht ein Komplex mit einer Gesamtladung von −1. Wichtig für die Stabilität des Komplexes ist eine starke koordinative Bindung der Liganden an das Zentralatom. Bislang werden hierfür hochgeladene Kationen wie B3+, Al3+, As5+, Sb5+, Nb5+, Y3+ oder La3+ eingesetzt.

Für die Ausbildung einer starken Bindung eignen sich als Liganden besonders Atome mit einer hohen Elektronegativität wie Fluor oder Sauerstoff. Anionen wie Tetrafluoroborat ([BF4]), Perchlorat ([ClO4]) oder Hexafluoroantimonat ([SbF6]) werden bereits vielfach in der Industrie verwendet. Es ist jedoch erwiesen, dass auch solche Anionen in unpolaren Lösungsmitteln vergleichsweise stark an Kationen koordinieren.[3]

Häufig eingesetzte Liganden
Bezeichnung Summenformel perfluoriert
Alkyl-
Methyl- -CH3 -CF3
t-Butyl- -C(CH3)3 -C(CF3)3
Aryl-
Phenyl- -C6H5 -C6F5
Alkoxy-
Methoxy- -O-CH3 -O-CF3
t-Butoxy- -O-C(CH3)3 -O-C(CF3)3
Aryloxi-
Phenyloxi- -O-C6H5 -O-C6F5
Perfluorotelluroxi-
Teflat -O-TeF5

In der Forschung werden daher zunehmend Liganden eingesetzt, die über voluminöse Substituenten und eine chemisch inerte Oberfläche verfügen. Bedeutende Vertreter sind Alkyl- und Arylliganden wie das bekannte [BPh4](Kalignost). Von den entsprechenden Alkoholen abgeleitet ergeben sich die Alkoxi- und Aryloxiliganden, die über den Sauerstoff an das Zentralatom gebunden sind.

Um die Oberfläche der Ionen chemisch unangreifbar (inert) zu machen, werden perfluorierte Varianten der Liganden eingesetzt (siehe Fluorcarbone und Fluorkohlenwasserstoffe). So ist beispielsweise das mit perfluorierten tert-Butanolliganden gebildete Anion [Al[OC(CF3)3]4] in seinen Eigenschaften vergleichbar mit dem bislang industriell häufig eingesetzten [SbF6].

Schwach koordinierende Kationen[Bearbeiten]

Zur Herstellung von schwach koordinierenden Kationen gibt es bislang kaum übergeordnete Konzepte. So konzentriert sich die Entwicklung zumeist auf den angestrebten Verwendungszweck, beispielsweise die Stabilisierung von „nackten“ Fluoridionen und anderen hochreaktiven Anionen.

Gemeinsamkeiten von schwach koordinierenden Kationen ist häufig der Aufbau von voluminösen Molekülen mit einem positiv geladenen Stickstoff, Phosphor oder Schwefel. Der Rest des Moleküls ist dabei so konstruiert, dass sie nur sehr schwache Brønsted-Säuren darstellen, also keine Protonen abspalten können, was andernfalls zur Zersetzung des Kations führen würde. Damit können diese Moleküle auch als Salze von sehr starken Basen angesehen werden, eine Eigenschaft, die weitere Anwendungsmöglichkeiten eröffnet.

Die folgende Tabelle listet einige Kationen auf, bei denen schwach koordinierte Fluoridverbindungen nachgewiesen sind:

Bezeichnung Summenformel Strukturformel Referenz
Tetramethylammonium [N(CH3)4]+ Tetramethylammonium.svg [4]
Tetramethylphosphonium [P(CH3)4]+ Tetramethylphosphonium.svg [5]
Tetrakis(dimethylamino)phosphonium {P[N(CH3)2]4}+ Tetrakis-dimethylamino-phosphinium.svg [6]
Tris(dimethylamino)sulfonium {S[N(CH3)2]3}+ Tris-dimethylamino-Sulfonium.svg [7]
Hexamethylpiperidinium [C11H24N]+ Hexamethylpiperidinium.svg [8]
Hexakis(dimethylamino)diphosphazenium
Schwesingerbase P2
{[(NMe2)3]P=N=P[(NMe2)3]}+ Hexakis-dimethylamino-diphosphazenium.svg [9]

Thermodynamische Eigenschaften[Bearbeiten]

Durch Messungen und Berechnungen unter Zuhilfenahme des Born-Haber-Kreisprozesses ist es möglich, thermodynamische Eigenschaften von Verbindungen mit großen und schwach koordinierenden Ionen zu bestimmen. Der Vergleich der Eigenschaften für unterschiedliche Ionen ist ein Maß für die Güte eines bestimmten Ions.

Berechnet man die Gitterenergie von festen Verbindungen mit sehr großen schwach koordinierenden Anionen, erhält man – abhängig vom Volumen der Teilchen – sehr kleine Werte.

Salz thermochemisches Volumen in Å3 Gitterenergie Upot. in kJ mol−1
Li+F 27 1036
Cs+F 43 740
Cs+[AsF6] 128 568
Cs+[Al{OC(CF3)4}] 776 362
[Ag(S8)2]+[Al{OC(CF3)4}] 1169 326

Diese Werte lassen sich gut mit den Sublimationsenthalpien von sehr schweren Molekülen (z. B. den Fullerenen C60 und C70) vergleichen:

Salz Molmasse in g mol−1 Energie in kJ mol−1
[Ag(S8)2]+[Al{OC(CF3)4}] 1588 326
C70 841 200
C60 721 175

Die schwach koordinierten Verbindungen haben im Festkörper demnach Energien, die mit Molekülen in der Gasphase vergleichbar sind. Tatsächlich war das oben genannte Kation [Ag(S8)2]+ vor der Darstellung mit einem schwach koordinierenden Anion nicht bekannt. Durch die grundsätzlich niedrige Gitterenergie sind auch destabilisierende Effekte, wie sie durch sehr schwach gebundene Liganden (wie in diesem Fall Schwefel) auftreten, in ihrer Wirkung vermindert. Umgekehrt kann man also davon sprechen, dass der Einsatz von schwach koordinierenden Ionen solche Komplexe stabilisiert.

Vergleichbare Bedingungen können ansonsten teilweise durch Isolation der Ionen in einer Matrix oder mit Hilfe von geringfügig modifizierten Zeolithen erreicht werden.

Aufgrund dieser niedrigen Gitterenergien ergeben sich eine Reihe weiterer Eigenschaften. Solche Salze sind viel eher in unpolaren Lösungsmitteln mit einer niedrigen Dielektrizitätskonstante löslich, da die Energiebarriere zur Lösung der Ionenbindung und Solvatation durch das Lösungsmittel geringer ist als bei herkömmlichen Salzen. Darüber hinaus wird die Gitterenergie in einigen Verbindungen bereits bei Raumtemperatur überschritten, so dass einige Salze schon bei diesen niedrigen Temperaturen flüssig sind; Kochsalz hingegen schmilzt erst bei Temperaturen über 800 °C.

Anwendungen[Bearbeiten]

Die Anwendungsmöglichkeiten sind sehr vielfältig, in diesem Abschnitt werden daher nur einige Beispiele genannt.

Koordinationspolymerisation[Bearbeiten]

Die kationische oder anionische Koordinationspolymerisation ist eine der wichtigsten Verfahren zur Polymerisation von Alkenen. Häufig werden hierfür positiv geladene Metallocene mit Gruppe-IV Elementen wie Titan oder Zirkon verwendet. Die Aktivität des Katalysators hängt jedoch stark von den Eigenschaften des Gegenions ab. Erst bei Einsatz schwach koordinierender Ionen wie [B(C6F5)4] haben die gebildeten Salze die erforderliche hohe Aktivität. Diese Steigerung der Reaktivität wird nachweislich dem verringerten Einfluss des Anions zugeschrieben.[10]

Lithium-Ionen-Akkus[Bearbeiten]

Eine der bekanntesten Anwendungsgebiete innerhalb der Elektrochemie sind die Lithium-Ionen-Akkus. Um eine hohe Batteriespannung zu erreichen, ist die Wahl des Gegenions und des Lösungsmittels entscheidend. Je schwächer das Gegenion und je unpolarer das gewählte Lösungsmittel, umso höher ist die Ionenbeweglichkeit der Lithiumionen und damit auch die Leitfähigkeit des Lithiumelektrolyten. Gegenwärtig wird in diesem Bereich am häufigsten Li+[PF6] eingesetzt, es gibt jedoch bereits eine Reihe von Patentanmeldungen für den Einsatz anderer Anionen.

Ionische Flüssigkeiten[Bearbeiten]

Durch ihre besonderen Eigenschaften eröffnen Ionische Flüssigkeiten viele Anwendungsmöglichkeiten als Lösungsmittel in der organischen Chemie, als Elektrolyte oder bei speziellen technischen Anwendungen. Beruhend auf den sehr niedrigen Schmelzpunkten sowie äußerst niedrigen Dampfdrücken, unterschiedlichen Löslichkeiten in polaren und unpolaren Lösungsmitteln und schließlich aufgrund ihrer Umweltverträglichkeit ist zu erwarten, dass ionische Flüssigkeiten viele organische Lösungsmittel verdrängen werden.

Organische Katalyse[Bearbeiten]

In der katalytischen organischen Chemie werden mitunter hochreaktive Kationen wie Ag+, Li+ oder auch F eingesetzt. Der Einsatz von schwach koordinierenden Ionen ermöglicht dabei die Reaktionen auch bei niedrigeren Temperaturen ablaufen zu lassen. So sind Fluorierungsreaktionen von Aromaten, bei denen beispielsweise Chlorbenzol direkt in Fluorbenzol umgewandelt wird, nur mit sehr reaktiven Fluoridionen möglich.

Literatur[Bearbeiten]

  • Ingo Krossing, Ines Raabe: Nichtkoordinierende Anionen – Traum oder Wirklichkeit? In: Angew. Chem. 2004, 116, S. 2116–2142.
  • A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin/ New York 1995, ISBN 3-11-012641-9 (Grundlagen und Definitionen zu Ionen)
  • E. Riedel (Hrsg.); C. Janiak, T. M. Klapötke, H.-J. Meyer: Moderne anorganische Chemie. Berlin 2007, ISBN 978-3-11-019060-1 (Grundlagen zur Koordinationschemie)

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. H. Donald, B. Jenkins, H. K. Roobottom: Relationships among Ionic Lattice Energies, Molecular (Formula Unit) Volumes, and Thermochemical Radii. In: Inorg. Chem. 1999, 38, S. 3609–3620.
  2. D. Stasko, C.A. Reed, J. Am. Chem. Soc. 2002, 124, S. 1148.
  3. W. Beck, K. H. Sünkel, in: Chemical Reviews 1988, 88, S. 1405.
  4. K. O. Christe, W. W. Wilson, in: J. Fluorine Chem. 1990, 47, S. 117–120.
  5. A. Kornath, F. Neumann, H. Oberhammer, in: Inorg. Chem. 2003, 42, S. 2894–2901.
  6. A. Kolomeitsev, G. Bissky, E. Lork: Chem. Comm. 1999, 11, S. 1017–1018.
  7. A. E. Bayliff, R. D. Chambers, in: J. Chem. Soc. Perkin Trans. 1 1988, 201–208.
  8. A. R. Mahjoub, X. Zhang, K. Seppelt, in: Chem. Eur. J. 1995, 4, S. 261–265.
  9. R. Schwesinger, R. Link, G. Thiele, H. Rotter, in: Angew. Chem. 1991, 103, S. 1376–1378.
  10. T. J. Marks, E. You-Xian Chen: Cocatalysts for Metal-Catalyzed Olefin Polymerization: Activators, Activation Processes, and Structure-Activity Relationships. In: Chem. Rev. 2000, 100, S. 1391–1434.
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