Eigenschaften, die die Säurestärke bestimmen
Die heißesten neuen Trends für Säuren
Bis jetzt haben wir einige Definitionen einer Säure gesehen, wobei die populärste die von Brønsted-Lowry ist, die besagt, dass eine Säure Protonen überträgt. Wir haben uns auch Beispiele für starke und schwache Säuren angesehen und wie sich ihre Gleichgewichte in Wasser darstellen. Bis zu diesem Abschnitt konnten wir die relative Stärke einer Säure durch die Kenntnis ihrer Säure-Dissoziationskonstante bestimmen: je größer die Säure-Dissoziationskonstante, desto stärker die Säure.
Um ehrlich zu bleiben, ist es wahrscheinlich am besten, wenn du dir ein paar der Säuren (und Basen), die wir bereits besprochen haben, einprägst und weißt, ob sie stark oder schwach sind. Wenn du ein paar vergessen hast, werden wir in diesem Abschnitt über die Eigenschaften sprechen, die die Säurestärke bestimmen – es könnte dir helfen, wenn du in eine Klemme gerätst.
Das Periodensystem ist im Grunde eine chemische Schatzkarte. Darin ist vielleicht kein Goldtopf versteckt, aber es könnte dir helfen, deine nächste Prüfung zu bestehen. Wir werden uns in diesem Leitfaden auf sie beziehen, um die Stärke von Säuren vorherzusagen.
Zwei wichtige Indikatoren für die Säurestärke sind die Stärke der H-A-Bindung und die Polarität der H-A-Bindung. Beide Eigenschaften können auf das Periodensystem übertragen werden und folgen bestimmten Trends.
Bindungsstärke und Säuren
Werfen wir einen Blick auf die Stärke der halogenhaltigen (Gruppe 7) Säuren HF, HCl, HBr und HI.
Die Bindungsstärke einer Säure hängt im Allgemeinen von der Größe des A-Atoms ab: je kleiner das A-Atom, desto stärker die H-A-Bindung. Je kleiner das A-Atom ist, desto stärker ist die H-A-Bindung. Wenn man im Periodensystem eine Reihe nach unten geht (siehe Abbildung unten), werden die Atome größer, so dass die Stärke der Bindungen schwächer wird, was bedeutet, dass die Säuren stärker werden. Bei den oben genannten halogenhaltigen Säuren hat HF die stärkste Bindung und ist die schwächste Säure. Die starke Bindung zwischen den ähnlich großen „H“- und „F“-Atomen will nicht brechen und ermöglicht die Übertragung des „H“.
HI ist dagegen eine sehr starke Säure. Das große I-Atom überwältigt das hilflose kleine H-Atom und die H-I-Bindung ist sehr schwach. Daher ist HI ein großartiger Protonenüberträger und eine sehr starke Säure (Ka ~ 109 M).
Bindungspolarität und Säuren
Beim Vergleich von Säuren, die A-Atome in derselben Reihe haben, sind die Unterschiede in der Bindungspolarität wichtiger für die Bestimmung der Säurestärke. Das liegt daran, dass die Unterschiede in der Bindungsstärke zwischen benachbarten Atomen in derselben Reihe viel geringer sind.
Die Polarität einer Bindung wird weitgehend durch den Elektronegativitätsunterschied zwischen den beiden an der Bindung beteiligten Atomen bestimmt. Die Elektronegativität gibt im Grunde an, wie sehr ein Atom Elektronen haben möchte. Betrachten Sie die Elektronegativität als ein Maß für den Elektronenhunger eines Atoms. Ja, wir sprechen hier von einer Art „Boyband“-Verliebtheit. Bei Bindungen, an denen ein Atom beteiligt ist, das sehr auf Elektronen steht, und ein Atom, das die Elektronenliebe nicht spürt, ist die Bindung in der Regel sehr polar. Die Elektronen erwidern die Schwärmerei und suchen sich das Atom aus, das sie am meisten mag. Ist das nicht schön?
Die Flusssäurebindung (HF) ist polar, weil F die Elektronen wirklich liebt. Vergleichen wir das mal mit CH4. Kohlenstoff steht in der gleichen Reihe wie Fluor (siehe Abbildung oben), aber HF ist eine viel stärkere Säure als CH4. Die C-H-Bindungen sind im Vergleich zu den H-F-Bindungen nicht polar. CH4 ist eine wirklich schwache Säure.
Es gibt noch eine andere Klasse von Säuren, deren Stärke ebenfalls anhand des Periodensystems vorhersehbar ist: die Oxosäuren. Sie haben die allgemeine Formel: HnYOm.
Ein paar Beispiele aus der Praxis sind H2CO3, H2PO4 und HNO3. Diese Säuren enthalten eine O-H-Bindung, die dissoziiert, um ein Hydronium-Ion und eine konjugierte Base zu bilden:
(Hinweis: Wenn wir in diesem Abschnitt „Y-Atom“ sagen, meinen wir nicht Yttrium. Wir verwenden das Y als Platzhalter für ein Element.)
Je stärker eine Säure ist, desto mehr wird die rechte Seite des Gleichgewichts begünstigt. Je mehr das Y-Atom in der Lage ist, das negativ geladene Produkt Y-O- auf der rechten Seite des Gleichgewichts zu stabilisieren, desto stärker wird die Säure sein.
Wenn Y eine große Elektronenmenge hat (hoch elektronegativ ist), ist es froh, auf der rechten Seite des Gleichgewichts zu sein. Das liegt daran, dass es auf der rechten Seite des Gleichgewichts mehr Elektronen im Molekül gibt. Auch wenn Y die Elektronen nicht ganz für sich allein hat, so ist es doch zufrieden, weil es weiß, dass das benachbarte Sauerstoffatom die Elektronen für sich hat. Ist das nicht schön?
Insgesamt gilt: Je elektronegativer das Y-Atom ist, desto besser kann es das Y-O-Produkt stabilisieren und desto stärker ist die Säure. Die Reihe der unterhalogenierten Säuren zeigt gut, dass die Säurestärke mit zunehmender Elektronegativität des Y-Atoms (in diesem Fall ein Halogenatom) zunimmt.
Je schwächer die O-H-Bindung ist, desto stärker wird die Säure. Im obigen Beispiel wird die O-H-Bindung geschwächt, indem die Elektronegativität des Y-Atoms erhöht wird. Stellen Sie sich das Y-Atom als einen Elektronenstaubsauger vor, der die Elektronen aus der O-H-Bindung heraussaugt, so dass sie nicht mehr mit dem Proton geteilt werden und auf dem Molekül der konjugierten Base landen. Je stärker das Vakuum ist, das die Elektronen aus der Bindung zieht, desto stärker wird die Säure sein.
Das gleiche Prinzip gilt für Säuren, die das gleiche Y-Atom, aber eine unterschiedliche Anzahl von Sauerstoffatomen enthalten. Sauerstoffatome sind auch wie Elektronenstaubsauger. Sie schwächen die O-H-Bindung durch das zentrale Y-Atom und stabilisieren das negativ geladene Produkt. Je mehr Sauerstoffatome also an das zentrale Y-Atom gebunden sind, desto stärker ist die HnYOm-Säure.
Die Reihe der Oxosäuren des Chlors veranschaulicht, was wir meinen:
Mit zunehmender Anzahl der Sauerstoffatome, die an das Zentralatom gebunden sind, erhöht sich auch die Oxidationszahl des Zentralatoms. Hohe Oxidationszahlen des Zentralatoms bedeuten eine positive Ladung dieses Atoms.
Da sich entgegengesetzte Ladungen anziehen, würde ein sehr positives Zentralatom stärker von der negativen Ladung des einsamen Elektronenpaares des benachbarten Sauerstoffatoms angezogen werden. Damit der benachbarte Sauerstoff die begehrten Elektronen des einsamen Paares bekommt, gibt er ein Proton ab und wirkt als Säure.
Während die obigen Tendenzen und Beispiele nützlich sind, werden Sie unweigerlich auf fremde Moleküle stoßen. Erinnert uns an einen alten Spielberg-Film. Wenn wir den Säuregehalt von Molekülen vergleichen müssen, die wir noch nie zuvor gesehen haben, versuchen wir herauszufinden, wie viele Elektronenstaubsauger (wenn überhaupt) sich auf dem Molekül befinden. Diese „Staubsauger“-Atome sind in der Regel Atome mit hoher Elektronegativität, wie z. B. Sauerstoff. Diese Atome stabilisieren das einsame Elektronenpaar, das normalerweise entsteht, wenn eine Säure ein Proton überträgt. Je besser das Molekül in der Lage ist, die zusätzlichen Elektronen zu stabilisieren, desto stärker wird es als Säure sein.