HF ist nicht die stärkste in Wasser gelöste Säure. Warum?

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3 Antworten

"Das kann man über diverse Ansätze erklären:
1. Stabilität der Base: je größer das gebildete Anion, desto besser kann die negative Ladung stabilisiert werden (bessere Polarisierbarkeit), umso schwächer ist also die korrespondierende Base

2. HSAB-Konzept: H+ ist eine harte Säure, daher ist die Bindung zum harten Fluorid stabiler als zum weichen Iodid (vgl. auch die Dissoziationsenthalpien) 

3. MO-Theorie: Beim HI ergibt sich ein wesentlich geringeres Überlappungsintegral aufgrund der stark unterschiedlichen Größe der Orbitale (1s mit 2p vs. 1s mit 5p), was letztlich auch eine geringere Dissoziationsenthalpie bedeutet"

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Kommentar von Krtglmc
05.06.2016, 20:49

Danke, aber was hat das mit der Kovalenz zu tun, das verstehe ich leider nicht..

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Kommentar von indiachinacook
07.06.2016, 23:47

Das sind drei Standarderklärungen, die ich alle schon in re­spek­tab­­len Büchern gelesen habe. Trotzdem finde ich sie nicht über­zeugend.

(1) Ja, F⁻ ist relativ klein. Das impliziert aber auch eine fette Sol­vati­sie­rungs­energie. Aus genau diesem Grund ist ja auch Li⁺ un­edler als Cs, obwohl letzteres elektropositiver ist.

(2) Stimmt, ist aber praktisch dasselbe wie Argument Nummer drei. Und mit denselben Einwänden angreifbar.

(3) Ja, die HI-Bindung ist schwächer als die HF-Bindung. Aber das bezieht sich auf homo­lyti­sche Spal­tung, die Säure–Base-Re­ak­tion be­inhaltet aber eine hetero­­lyti­sche Bin­dungs­­spal­tung, und da spielt die sehr hohe Elektronen­affinität von Fluor wieder in die Gegen­richtung.

Ich kann mich düster erinnern, mal irgendwo im Web eine ± de­tail­lierte Erklärung gelesen zu haben, in der die Reaktion

HX + H₂O   ⇌   X⁻ + H₃O⁺

für alle Halogene in Bindungsspaltung, Elektronenübertrag und Solva­tisierung aufgedröselt wurde. Da kam IIRC heraus, daß die alle ungefähr gleich stark sein sollten, wenn auch aus anderen Gründen (die Summe war ungefähr gleich, die einzelnen Posten aber unterschiedlich).  Irgendwie unbefriedigend.

Deshalb ist es meine Vermutung, daß die H-Brücken (die ja nur beim Fluor auftreten können) für die Anomalie verantwortlich sind. Ein minderer Verdächtiger ist die Entropie, aber da sehe nicht, warum Fluor soviel anders als die anderen Burschen sein sollte.

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Da scheint es keine wirklich griffige Erklärung dafür zu geben (sehr komisch, aber alle Lehrbücher murmeln da herum, statt das anständig zu erklären).

Im Endeffekt ist HF in so vielen Details anders als die anderen Halogen­wasserstoff­säuren, daß man es nicht gut vergleichen kann: Es bildet H-Brücken, das F⁻-Ion ist winzig und hart und kann auch ein HF₂⁻-Ion bilden. Es scheint nicht möglich zu sein, die geringe Säurestärke von HF auf einen einzigen Faktor zurückzuführen.

Wer eine bessere Antwort kennt, der darf mich erleuchten.

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Das hängt mit der Größe der Halogenatome zusammen, je größer die sind, desto leichter spaltet sich das Proton H+ ab, weil es quasi nicht so stark am Kern des Halogenatoms gebunden ist und leicht abgespalten werden kann. Jod hat den größten Atomdurchmesser (steht in der 5. Periode des Periodensystems bzw. hat die größte Masse). Daher ist HJ die stärkste Säure. Danach folgt HBr, HCL und HF zum Schluss, weil das F Atom den kleinsten Durchmesser hat, und das Proton (H+)  nah am Kern des F Atoms liegt und damit stark gebunden wird. Es kann daher nur schwer abgespalten werden

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Kommentar von Krtglmc
05.06.2016, 20:49

Und was hat das zb mit dem pKs zu tun? Dnke

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Kommentar von ThomasJNewton
06.06.2016, 22:49

Du weißt aber schon, dass Protonen (positiv) vom Halogenkern (positiv) ABGESTOSSEN werden?

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