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
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):
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.
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.
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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.
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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.
3 Reaktion von festem Ammoniumchlorid und festem Natriumhydroxid
a) Versuch mit Skizze
Die beiden Salze NH₄Cl und NaOH werden gemeinsam im Mörser zerrieben. Nach dem Zerreiben wird ein angefeuchtetes Indikatorpapier über die Schale gehalten; zusätzlich wird eine Geruchsprobe vorgenommen.
b) Beobachtung:
Es entsteht ein stechend riechendes Gas. Das feuchte Indikatorpapier färbt sich blau. Die Festsubstanz im Mörser wird feucht.
c) Auswertung:
I. Teilchengleichung
II. Reaktionsgleichung
| NH₄Cl | + | NaOH | → | NH₃ | + | NaCl | + | H₂O |
| Ammoniumchlorid | Natriumhydroxid | Ammoniak | Natriumchlorid | Wasser |
III. Protolysenschema
Aufgabe: Formuliert für diese chemische Reaktion ein Protolyse-Schema
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2 Reaktion von Chlorwasserstoff-Gas mit Ammoniak-Gas
Hinweis: Um die Vorgänge besser nachvollziehen zu können gibt es hier ein Periodensystem der Elemente-Popup
Bei diesen zwei Teilchen liegen polare Atombindungen vor:
a) Versuch mit Skizze: (vgl. AB )
b) Beobachtung:
Innerhalb des Becherglas bildet sich weißer Rauch. Am Boden der Glasplatte setzt sich ein weißer, kristalliner Stoff ab.
Vorher:
Nachher:
c) Auswertung:
I. Teilchengleichung:
NH₃ + HCl → NH₄¹⁺Cl¹⁻
II. Reaktionsgleichung (Stoffgleichung)
NH₃ (g) + HCl (g) → NH₄Cl (s) ΔH < 0
III. Protolyse-Schema
Aufgabe: Skizziert einmal das Protolyse-Schema für diese chemische Reaktion. Tipp: Falls Ihr noch Schwierigkeiten damit habt, schaut nochmal das allgemeine Beispiel an.
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