2.6 Phenole = Hydroxybenzole

Vorkommen:

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

Grenzformeln des Phenolations

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

3.1 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen)

Chlorwasserstoff: Summenformel HCl  ·  polare Atombindung  ·  Gas  ·  stechender Geruch
Wasser: Summenformel H₂O  ·  polare Atombindung  ·  Flüssigkeit  ·  geruchslos

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a) Versuch:

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⚠️ Hinweis: Im Bild steht „Chorwasserstoff" – korrekte Schreibweise: Chlorwasserstoff.

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?

1. Möglichkeit – HCl als Säure, H₂O als Base (korrekte Reaktion):

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2. Möglichkeit – H₂O als Säure, HCl als Base:

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✕

Chlorwasserstoff ist die stärkere Säure, Hydroxid-Ion (OH⁻) wäre eine sehr starke Base. Durch Elektrolyse wird die 1. Möglichkeit bestätigt: HCl wirkt als Säure.

Nachweis der gebildeten Ionen:

• Leitfähigkeitsmessung: Die Lösung leitet elektrischen Strom → Ionen sind vorhanden.
• Elektrolyse: An der Anode (Pluspol) entsteht Cl₂-Gas → Chlorid-Ionen (Cl⁻) müssen vorliegen.

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• Indikator: Bromthymolblau färbt gelb → Oxonium-Ionen (H₃O⁺) sind vorhanden.

Komplette Lösung:

Reaktionsgleichung (Lewis-Formel):

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Reaktionsgleichung (Summenformel):

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Verdünnte Salzsäure enthält hydratisierte Oxonium- und Chlorid-Ionen sowie Wassermolekule.

d) Protolysen-Schema:

↗ Originalbild des Protolysen-Schemas ansehen

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e) Erklärung:
Chlorwasserstoff-Gas reagiert mit Wasser zu Oxonium-Ionen (H₃O⁺) und Chlorid-Ionen (Cl⁻). Im Kolben entsteht durch das vollständige Auflösen ein Unterdruck. Die H₃O⁺-Ionen färben den Universalindikator bzw. Bromthymolblau rot/gelb.

Salzsäure = wässrige Lösung des Gases Chlorwasserstoff

Leitet man sehr viel HCl-Gas in Wasser ein, reagieren nicht mehr alle HCl-Moleküle mit H₂O. Diese HCl-Moleküle liegen „gelöst" vor – es entsteht rauchende bzw. konzentrierte Salzsäure.

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Protolyse-Reaktionen

Lernkarten – Protolyse von Chlorwasserstoff

Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.

Weiter im Kapitel Säure-Base-Reaktionen

→ 3.2 Chlorwasserstoff und Ammoniak → Brønsted-Definition → Stärke von Säuren und Basen

🔗 Verwandte Themen: pH-Wert und Oxonium-Ionen  ·  Konzentration von Lösungen  ·  Neutralisation

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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. 

{slider title="Lösung: Was ist Wasser? Eine Säure oder Base?" open="false" class="icon"}

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. 

{/sliders}

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 - 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

5.1.6 Aminosäure sind Ampholyte

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

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

1. Wendepunkt

50 %                                                  50 %
                              pK_S1 = 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

50 %                                             50 %
                         pK_S2 = 9,77

9 Bildung von Calciumhydroxid aus Calciumoxid und Wasser

a) Bildung von Calciumhydroxid („Löschen von gebranntem Kalk“)

Hierfür wird in einem Experiment etwas Calcium(II)-Oxid in ein Reagenzglas gegeben und wenige Wasser zugetropft. 

Beobachtung: Das Reagenzglas wird sehr heiß! Es ist also eine freiwillige, exotherme Reaktion. 

Aufgabe: Formuliert die Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln (formuliert hierfür auch die Teilchen als Ionen). Zeichnet dann auch noch eine Protolyse-Schema für dies Reaktion mit den Teilchen, die bei dieser Reaktion beteiligt sind. 

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{/sliders}

b) Erhitzen von Calciumhydroxid

Die oben genannte Reaktion kann man aber auch Umkehren. Da die Bildung von Calciumhydroxid freiwillige und exotherm verläuft muss die Umkehrung natürlich unter Zwang und endotherm (also Energie in Wärme muss in das System hingesteckt werden) verlaufen. 

Aufgabe: Formuliert für die Umkehrung dieser Reaktion auch eine Reaktionsgleichung mit Hilfe von Strukturformeln und ein Protolyse-Schema. Wichtig für das Schema ist, dass die Säuren immer links stehen, die starke Säure oben links und die starke Base unten rechts. Außerdem zeigt der diagonale Pfeil an, ob eine Reaktion freiwillig ("bergab" = von oben nach unten) oder unfreiwillig ("bergauf" = von unten nach oben) verläuft. 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

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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