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Brønsted

  • 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)

  • 3 Protolyse-Reaktionen

    3 Protolyse-Reaktionen

    3.1 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

    Chlorwasserstoff: Summenformel HCl, polare Atombindung, Gas, stechender Geruch 03-01-00-a- ta lewis-formel - hcl - h2o
    Wasser: Summenformel H₂O, polare Atombindung, Flüssigkeit, geruchslos

    a) Versuch:

    03-01-00-d-ta-springbrunnenversuche-hcl

     

    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:

    Es gibt zwei mögliche Reaktionsgleichungen (wenn man zunächst die Säurestärke vernachlässigt). Welche zwei Reaktionsgleichungen sind das? 


    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.

    03-01-00-g elektrolyse - salzsaeure - u-rohr

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

     Komplette Lösung:


    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
  • 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)

     

     

    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. Indikatoren

    5. Indikatoren

    I.d.R. ist ein Säure-Base-Indikator eine schwache, farbige organische Säure, deren korrespondierende Base eine andere Farbe hat.

           HIn             +        H₂O        ⇌        In⁻        +                                           H₃O⁺ 
    Indikatorsäure                                    korrespondierende Indikatorbase
    (Farbe 1)                                             (Farbe 2)

    Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier):

    Eine hohe H₃O⁺-Konzentration drängt das GG nach links. u.U. Pfeile ⇨ rot
    Zusatz einer Base verringert H₃O⁺-Konzentration ⇨ GG wird nach rechts gedrängt  ⇨ blau

    Hinweis: Die Farben sind willkürlich gewählt. Andere Indikatoren ergeben natürlich andere Farben. 

    Bspw.: Phenolphthalein: Sauer bis neutral = farblos, alkalisch = pink

    Berechnung des pH-Wertes einer Lösung (Puffergleich, Henderson-Hasselbalch-Gleichung):

    05-00-00-ta-henderson-hasselbalch-gleichung

    Beispiel:
    Lackmus

    pKS = 7 KS = 10⁻⁷

    a) Berechne das Konzentrationsverhältnis von HIn (rot) zu In⁻ (blau) bei pH = 5!

    b) Welche Farbe hat der Indikator bei pH = 8?

     

    c) Welche Farbe liegt bei einem pH = 7 vor?


    Der pH-Bereich, in dem die Farbe eines Indikators umschlägt liegt demnach immer beim pKS-Wert der schwachen Säure HIn. Vgl. dazu auch Henderson-Hasselbalch-Gleichung. 

    Lackmus schlägt im Bereich um pH = pKS = 7 um.