Boundless Chemistry

Warum ist HF eine schwache Säure, während die übrigen Halogenwasserstoffsäuren stark sind? Man könnte korrekterweise annehmen, dass Fluor sehr elektronegativ ist, so dass die H-F-Bindung sehr polar ist und man erwarten kann, dass HF in Lösung leicht dissoziiert; diese Argumentation ist nicht falsch, aber das Argument der Elektronegativität wird durch Überlegungen zur Ionengröße übertrumpft. Erinnern Sie sich an den Trend im Periodensystem, dass die Größe der Ionen zunimmt, wenn wir uns nach unten im Periodensystem bewegen. Da Fluor an der Spitze der Halogene steht, ist das F-Ion das kleinste Halogenid; daher sind seine Elektronen um den Kern konzentriert, und folglich ist die H-F-Bindung relativ kurz. Kürzere Bindungen sind stabiler, und daher ist die H-F-Bindung schwieriger zu brechen.

Wenn wir uns zum Chlor hinunterbewegen, ändert sich der Trend jedoch. Chlor ist größer und verfügt über mehr Elektronen, so dass die H-Cl-Bindung länger und schwächer ist. In Gegenwart von Wasser ist die elektrostatische Anziehungskraft zwischen dem teilweise negativen Sauerstoff des Wassers und dem teilweise positiven Wasserstoff von H-Cl stark genug, um die H-Cl-Bindung zu brechen, und die Ionen dissoziieren in Lösung.

Die gleiche Argumentation gilt für HBr und HI. Diese Säuren sind noch stärker als HCl, weil die Br- und I- Ionen noch größer sind. Daher sind die H-Br- und H-I-Bindungen noch schwächer, und auch diese Verbindungen dissoziieren leicht in Lösung.

Benennung binärer Säuren

Die Namen binärer Säuren beginnen mit „Hydro-„, gefolgt vom Namen des anderen Elements, das mit „-ic“ endet. Zum Beispiel wird HCl als Salzsäure bezeichnet.

Binäre Säuren sind eine von zwei Klassen von Säuren, die zweite sind Oxosäuren (oder Oxosäuren), die aus Wasserstoff, Sauerstoff und einem dritten Element bestehen, das oft ein Nichtmetall ist.

Oxosäuren

Eine Oxosäure ist eine Säure, die Sauerstoff enthält.

Eine Oxosäure (manchmal auch als Oxyacid bezeichnet) ist eine Säure, die Sauerstoff enthält. Genauer gesagt ist eine Oxosäure eine Säure, die:

1. Sauerstoff enthält
2. mindestens ein anderes Element enthält
3. mindestens ein Wasserstoffatom hat, das an Sauerstoff gebunden ist
4. in Lösung ein Ion durch den Verlust eines oder mehrerer Protonen bildet.

Beispiele für Oxosäuren sind:

• Carbonsäuren
• Schwefelsäure
• Salpetersäure
• Phosphorsäure

Halogenoxosäuren sind u.a. Hypochlorsäure (HOCl); Chlorsäure (HOClO); Chlorsäure (HOClO2); Oerchlorsäure (HOClO3); Oerbromsäure (HOBrO3)

Alle Oxosäuren haben den sauren Wasserstoff an ein Sauerstoffatom gebunden, so dass die Bindungsstärke (Länge) kein Faktor ist, ähnlich wie bei den binären Nichtmetallsäuren; stattdessen ist der wichtigste Faktor für die relative Stärke einer Oxosäure die Elektronegativität (X) des Zentralatoms sowie die Anzahl der O-Atome um dieses Zentralatom herum.

Elektronegativität des Zentralatoms

Betrachten wir die einfachen Oxosäuren HOI (unterjodige Säure), HOBr (unterbromige Säure) und HOCl (unterchlorige Säure). Diese Säuren können in der Reihenfolge ihrer pKa-Werte und damit ihrer relativen Stärke geordnet werden:

HOCl pKa = 7,5 < HOBr pKa = 8,6 < HOI pKa = 10,6

Erinnern Sie sich daran, dass kleinere pKa-Werte einer stärkeren Säure entsprechen. Daher ist HOCl die stärkste Säure und HOI die schwächste, und die Säurestärke nimmt ab, wenn das zentrale Halogen im Periodensystem absteigt.

Die Stärke der Säure wird durch die Elektronegativität des Zentralatoms im Verhältnis zu den umgebenden Atomen im Molekül bestimmt. Da Cl das elektronegativste Atom ist, zieht es den Großteil der Elektronen im HOCl-Molekül zu sich; da H und Cl an entgegengesetzten Enden des Moleküls liegen, zieht Cl an den Elektronen der H-O-Bindung und schwächt sie dadurch. Je schwächer die H-O-Bindung ist, desto leichter kann H+ in Wasser ionisieren und desto stärker ist die Säure.

Anzahl der Sauerstoffatome um das Zentralatom

Betrachten Sie die Familie der Chloroxosäuren, die unten in der Reihenfolge der pKa-Werte angeordnet sind:

HOClO3 pKa = -8 < HOClO2 pKa = -1.0 < HOClO pKa = 1,92 < HOCl pKa = 7,53

Die stärkste Säure ist die Perchlorsäure auf der linken Seite, die schwächste die unterchlorige Säure ganz rechts. Der einzige Unterschied zwischen diesen Säuren ist die Anzahl der an das Chlor gebundenen Sauerstoffatome. Mit zunehmender Anzahl der Sauerstoffatome steigt auch die Säurestärke, was wiederum mit der Elektronegativität zusammenhängt. Sauerstoff ist ein sehr elektronegatives Element, und je mehr Sauerstoffatome vorhanden sind, desto mehr wird die Elektronendichte des Moleküls von der O-H-Bindung abgezogen, wodurch diese geschwächt wird und eine stärkere Säure entsteht.

Carbonsäuren

Carbonsäuren sind eine wichtige Unterklasse der organischen Oxosäuren, die durch das Vorhandensein von mindestens einer Carboxylgruppe gekennzeichnet sind. Die allgemeine Formel für eine Carbonsäure lautet R-COOH, wobei R eine einwertige funktionelle Gruppe ist. Eine Carboxylgruppe (oder Carboxy) ist eine funktionelle Gruppe, die aus einer Carbonylgruppe (RR’C=O) und einer Hydroxylgruppe (R-O-H) besteht und die Formel -C(=O)OH hat, gewöhnlich geschrieben als -COOH oder -CO2H.

Carbonsäuren sind die häufigste Art von organischen Säuren. Zu den einfachsten Beispielen gehören die Ameisensäure H-COOH, die in Ameisen vorkommt, und die Essigsäure CH3-COOH, die dem Essig seinen sauren Geschmack verleiht. Säuren mit zwei oder mehr Carboxylgruppen werden als Dicarbonsäuren, Tricarbonsäuren usw. bezeichnet. Das einfachste Beispiel für eine Dicarbonsäure ist die Oxalsäure (COOH)2, die nur aus zwei miteinander verbundenen Carboxylgruppen besteht. Mellitsäure ist ein Beispiel für eine Hexacarbonsäure. Andere wichtige natürliche Beispiele sind Zitronensäure (in Zitronen) und Weinsäure (in Tamarinden).

Salze und Ester von Carbonsäuren werden Carboxylate genannt. Wenn eine Carboxylgruppe deprotoniert wird, bildet sich ihre konjugierte Base, ein Carboxylat-Anion. Carboxylat-Ionen sind resonanzstabilisiert, und diese erhöhte Stabilität macht Carbonsäuren saurer als Alkohole. Carbonsäuren können als reduzierte oder alkylierte Formen der Lewis-Säure Kohlendioxid betrachtet werden; unter bestimmten Umständen können sie decarboxyliert werden, um Kohlendioxid zu erhalten.