Brønsted-Säure

  • 2.6 Phenole

    2.6 Phenole = Hydroxybenzole

    Vorkommen:

    02 06 00 ta a beispiele fuer phenole

     

    2.6.1 Monohydroxybenzol = Phenol

    a) Physikalische Eigenschaften

    • Smp.: 40,9; Sdp.: 181,9 °C
    • In Wasser nur mäßig löslich (bildet bei ZT eine Emulsion)
    • Starkes Zellgift, durch Haut resorbiert

    b) Chemische Eigenschaften

    • Oxidiert an Luft leicht ⇨ rötliche Färbung
    • Karbolsäure“: 2 %ige Säure; Desinfektion
    • Im Gegensatz zu Ethanol sauer:

    1. Phenol als schwache Säure
    pKS = 9,95

    02 06 01 a ta phenol reagiert mit wasser


    Grenzformeln des Phenolations

    02 06 01 c ta grenzformeln von phenolation

     

      Phenol Ethanol
    Säurestärke höher niedriger
    Induktiver Effekt

    02 06 01 d saeurestaerke phenol

    schwacher -I-Effekt ⇨ elektronenziehend

    ⇨ H⁺-Abgabe ist erleichtert

    02 06 01 e saeurestaerke ethanol

    +I-Effekt ⇨ Elektro-nenschiebend
    H⁺-Abgabe ist er-schwert.

     Anion: Mesomeriestabilisiert  konjungierte Base (Phenolat): negative Ladung ist über den ganzen Ring delokalisiert ⇨ stabilisiert! Keine Stabilisierung durch Mesomerien 
     Brønsted-Säure stärker  schwächer 
    Brønsted-Base schwächer  stärker 

     

    2.6.3 Synthese

    90% der Weltproduktion nach der Hock-Synthese

    Wirtschaftliches Verfahren, da auch Aceton nutzbar ist.

    siehe Heftaufschrieb

    2.6.4 Verwendung

    Herstellung von Kunststoffen (Polyamide, Phenoplasten, Phenolharzen und Polycarbonaten)

  • 2.9 Säure-Base-Reaktion mit Benzoesäure

    2.8 Allgemeines Zahlenbeispiel

      A + B C    +   D
    Vorher  1000          1000              0            0     
    Nachher 1000 - X     1000 - X         X
    z.B. in GG      800   800   200   200

    2.9 Säure-Basereaktionen mit Benzoesäure

    07 ab benzoesaeuregleichgewicht

     

    a) Benzoesäure + Wasser
    wenig löslich in Wasser; die Lösung reagiert sauer.

      08 ta benzoesaeure und wasser

    Es findet nur eine schwache Reaktion mit H2O statt. Es reagieren nur wenige Benzoesäuremoleküle.

    b) Benzoesäure + Natronlauge (Neutralisation)
    Es entsteht eine klare Lösung.

    08 ta benzoesaeure und natronlauge


    Die Benzoesäuremoleküle reagieren praktisch vollständig.

    c) gelöstes Natriumbenzoat + verd. Salzsäure
    Die klare Lösung wird trübe.

    08 ta natriumbenzoat und salzsaeure

     

    Feste Benzoesäure scheidet sich ab; die Benzoanionen reagieren praktisch vollständig.

  • 4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

    4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

    a) Säuren...

    ... sind Teilchen, die Protonen abgeben können (= Protonendonator, „Protonenspender“).
    Die Teilchen enthalten positivierte H-Atome (Die Bindung zum H-Atom muss polar sein):

    Säure = Protonendonator - allgemeiner Bau 

    Wasserstoffatome bestehen nur aus Protonen und Elektronen. Eine Säure besitzt ein Wasserstoffatom, wobei das Elektron von dem Wasserstoffatom „stark“ angezogen wird. Kommt es zu einer Säure-Base-Reaktion (Protolyse), dann wird vereinfacht ausgedrückt nur das Proton des Wasserstoffatoms abgegeben. Das Elektron der Wasserstoffatoms bleibt beim Teilchen zurück (vgl. dazu alle vorher genannten Beispiele).


    b) Basen...

    sind Teilchen, die Protonen aufnehmen können (= Protonenakzeptor, „Protonenräuber“). Die Teilchen enthalten mindestens ein freies Elektronenpaar.

    Base = Protonenakzeptor: enthält ein freies Elektronenpaar

    Dieses freie Elektronenpaar „nimmt“ dann den positiven Wasserstoffkern (Proton) „auf“.

    c) Übung

    Im folgenden ist die Lewis-Formel (Strukturformel) von Wasser abgebildet. Gehört dieses Molekül zu einer Brønsted-Säure oder -Base? Schaut Euch dafür nochmals die Definitionen an. 

    Wasser: Lewis-Formel (Strukturformel)

     

    Lösung: Was ist Wasser? Eine Säure oder Base?

    Wasser kann (je nach Reaktionspartner) beides sein. Es kann ein Proton (H⁺) abgeben [es hat ja positivierte Wasserstoff-Atome], wie auch aufnehmen [es hat ja auch freie Elektronenpaare]. 

    Dafür gibt es eine neue Bezeichnung: Wasser ist ein Ampholyt

     

    c) Ampholyte

    Ampholyte können sowohl als Säuren, wie auch als Basen reagieren. Sie müssen also freie Elektronenpaare (für die Funktion als Basen) wie auch positivierte Wasserstoff-Atome (Funktion als Säure) besitzen. 

     

  • 5 Stärke von Säuren und Basen

    5 Stärke von Säuren und Basen - Säurestärke und Molekülstruktur

    Hinweis 1: Das Kapitel stammt aus dem Oberstufenbereich. Ich halte es für das Verständnis für Säure-Base-Reaktionen wichtig, weil man sonst bei einer Reaktion mit zwei Ampholyten (z.B. Wasser und Ammoniak) gar nicht weiß, wer die Säure ist und wer als Base funktioniert. 

    Hinweis 2: Auch hier ist es von Vorteil, wenn man ein Periodensystem der Elemente zur Hand hat.

    Brønsted-Theorie
    Säurestärke ist die Tendenz Protonen abzugeben. 
    Basenstärke Tendenz Protonen aufzunehmen.

    Bsp.   HCl             +    H₂O         →     H₃O⁺         +    Cl⁻ 
               Säure 1            Base 2            Säure 2           Base 1

    Info: Supersäuren = Säuren die stärker als H₂SO₄ sind. 

    Je stärker die Säure desto schwächer die konjugierte (korrespondierende) Base.

    5.1 Binäre Säuren. 

    Faktoren für Säurestärke von Bedeutung:

    • Elektronegativität (innerhalb einer Periode)
    • Atomgröße (innerhalb einer Gruppe)


    a) innerhalb einer Periode (binäre H-Verbindungen)
    Säurestärke nimmt mit der EN zu (Atomgrößenunterschiede sind „zu“ gering) 
    ⇨ Elektronen werden stärker dem H-Atom entzogen ⇨ erleichterte Protonenabspaltung. 

    Bsp.:

    2. Periode: 
    Zunahme der EN:                            N     < O     < F
    Zunahme der Säurestärke              NH₃ < H₂O < HF
    Gegenüber Wasser                          Base               Säure


    3. Periode 
    Zunahme der EN:                             P       < S       < Cl
    Zunahme der Säurestärke              PH₃    < H₂S   < HCl


    b) innerhalb einer Gruppe (binäre H-Verbindungen):
    Säurestärke nimmt mit der Atomgröße zu (stärkere Auswirkung als Elektronegativität) 
    ⇨  bei einem großen Atom ist die Valenzelektronenwolke auf einem größeren Raum verteilt ⇨ H⁺ ist weniger fest gebunden.

    H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te
    HF < HCl < HBr < HI

    5.2 Oxosäuren 

     

    Sauerstoff hat in etwa die gleiche Größe 

    a) EN von Z ist entscheidend
    Je größer die EN von Z, desto stärker ist die Säure (-I-Effekt).

    HOI                                    < HOBr                                  < HOCl
    hyopoiodige Säure           hypobromige                         hypochlorige Säure

    b) An Z sind weitere O-Atome gebunden ⇨ stärkerer –I-Effekt (bzw. höhere Formalladung am Z. )

     

     hypochlorige –                                   chlorige –                                         Chlor –                                      Perchlorsäuren 


    ⇨  Man kann Säurestärke abschätzen: Je mehr mehr O-Atome an das Z-Atom jedoch nicht an H-Atom gebunden sind, desto die Säure:
     H-O-NO                       <           H-O-NO₂ 
     salpetrige Säure                       Salpetersäure


     (H-O-)₂SO                 <              (H-O-)₂SO₂
     schweflige Säure                      Schwefelsäure

  • 5.1.5 Induktiver Effekt

    5.1.5 Induktiver Effekt

    Ausschlaggebend: Elektronegativität der Substituenten (Atomgruppen, Atome). Dabei werden Elektronen über mehrere Bindungen angezogen oder „abgestoßen“.

    Reichweite: 3 benachbarte Bindungen.  


    (-I)-Effekt (sprich: „minus I Effekt“; „negativer I Effekt“).

     • Substituenten (Atomgruppen) mit höherer Elektronegativität (Bsp.: Halogene, Sauerstoff-Verbindungen,...)• „Elektronenziehend“:

    Ziehen Bindungselektronen zu sich

    Negativer induktiver Effekt


    Auswirkung: z.B. Erleichterte Abspaltung eines Protons; Alkohol kann als Säure reagieren. 


    (+I)-Effekt (sprich: „plus I Effekt“; positiver I Effekt)

    Elektropositiveren Substituenten (Bsp.: Alkylgruppen)

    „Elektronenschiebend“: 

    positiver induktiver Effekt

    Auswirkung: z.B. geringere Säurestärke 
    Keinen I-Effekt haben Wasserstoffatome.

  • 5.1.6 Aminosäure sind Ampholyte

    5.1.6 Aminosäure sind Ampholyte

    Aminosäuren können sowohl als Brønsted-Säuren als auch als Brønsted-Basen reagieren.

     05-01-06-ta-aminsaeuren-als-amphlyte


    Die hinzugefügten Oxonium- und Hydroxid-Ionen werden abgefangen. Der pH-Wert verändert sich kaum. Aminosäuren besitzen Pufferwirkung.

    1. Wendepunkt

    05-01-06-ta-erster-wendepunkt

    50 %                                                  50 %
                                  pKS1 = 2,34

    Für jede Aminosäure gibt es einen pH-Wert, bei dem sie im elektrischen Feld nicht wandert. Diesen pH-Wert bezeichnet man als isoelektrischen Punkt. Bei diesem Punkt liegen praktisch nur die Zwitterionen vor. Der isoelektrische Punkt bei Glycin liegt bei pH 6,0 (2. Wendepunkt).

    3. Wendepunkt

    05-01-06-ta-dritter-wendepunkt

    50 %                                             50 %
                             pKS2 = 9,77

    Titrationskurve von Glycin

     

  • 6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser

    6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

    Chlorwasserstoff: Summenformel HCl, polare Atombindung, Gas, stechender Geruch 

    Chlorwasserstoff: Lewis-Formel der polaren Bindung

    Wasser: Summenformel H₂O, polare Atombindung, Flüssigkeit, geruchslos

    Wasser: Lewis-Formel mit polaren Bindung

    a) Versuch:

    Springbrunnenversuch: Chlorwasserstoff-Gas und Wasser

    b) Beobachtung:
    Das Wasser „schießt“ bergauf in den Rundkolben. Die Indikatorfarbe schlägt nach rot/gelb um. Die rote wässrige Lösung ist geruchlos.

    c) Reaktionsgleichung – Struktur/Lewisformel:
    1. Möglichkeit:

    Chlorwassserstoff reagiert mit Wasser unter Bildung von Oxonium-Ionen und Chlorid-Ion

    2. Möglichkeit:

    Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser - zweite Möglichkeit

    Chlorwasserstoff ist die stärkere Säure, Hydroxid-Ionen ist eine sehr starke Base (vgl später). Durch Elektrolyse wird die erste Möglichkeit bestätigt. 


    Nachweis der gebildeten Ionen:

    • Leitfähigkeitsmessung
    • durch Elektrolyse: An der Anode (+-Pol) entsteht dabei Cl₂-Gas. Somit müssen in der verdünnten Salzsäure Chlorid-Ionen (Cl⁻-Ionen) vorliegen.

    Aufbau: Elektrolyse von Salzsäure

    • durch Indikator: Die Gelbfärbung bei Bromthymolblau zeigt Oxonium-Ionen (H₃O⁺) an. 

    Reaktionsgleichung

    Begründung:
    Chlor (vom Chlorwasserstoff) ist ein größeres Atom als Sauerstoff (vom Wasser). Deshalb ist Chlorwasserstoff eine stärkere Säure und gibt das Proton (H⁺) und Wasser nimmt das Proton auf.
    verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen und Wassermoleküle.

    Reaktionsgleichung: Chlorwasserstoff und Wasser reagieren zu Oxonium-Ion und Chlorid-Ion

    Verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen und Wassermoleküle.


    d) Protolyseschema

    Protolyse-Schema: Chlorwasserstoff reagiert mit Wasser


    e) Erklärung:
    Chlorwasserstoff-Gas reagiert mit Wasser. Im Zylinder entsteht ein Unterdruck. Die Oxonium-Ionen färben den Universalindikator/Bromthymolblau rot/gelb.

    Salzsäure: = wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff

    Wenn man sehr viel HCl-Gas in Wasser einleitet, reagieren nicht mehr alle HCl-Moleküle mit den H₂O-Molekülen. Diese HCl-Moleküle liegen „gelöst“ vor. Es ist so „rauchende“ bzw. konzentrierte Salzsäure entstanden.

      Leitfähigkeit Geruch Indikatorpapier Teilchen
    verdünnte Salzsäure + - rot H₂O, H₃O⁺, Cl⁻
    rauchende Salzsäure + + rot H₂O, H₃O⁺, Cl⁻, HCl
  • Säure-Base-Reaktionen

    Säure-Base-Reaktionen (=Protolyse-Reaktionen)

    1 Reaktion von Chlorwasserstoffgas mit festem Natriumhydroxid

    2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas

    3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid

    4 Allgemeine Säure-Base-Definition nach Brønsted (1923)

    5 Stärke von Säuren und Basen

    6 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

    7 Konzentration

    8 Neutralisationsreaktion

    9 Reaktion von verdünnter Salzsäure mit verdünnter Natronlauge

    10 Reaktion von Calciumoxid mit Wasser

    (x) Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)

    11 Technisch wichtige Säuren

    11.1 Schwefelsäure

    11.2 Schweflige Säure