Warum dissoziiert Iodwasserstoff einfacher als Fluorwasserstoff?
Achtung wichtige Details: Die oben stehende Frage trifft nicht ganz den Kern, es geht um Folgendes: Heute saß ich in einer Chemie-Vorlesung in der grundlegende Bindungstypen noch einmal durchgekaut wurden. Ich hatte auch Chemie-LK in der Schule und bin daher etwas verwirrt, dass ich bis dato noch keine konkrete Antwort auf meine Frage gefunden habe: Es ging um die Dissoziationsprozesse bei Säuren: Beispiel Essigsäure: Der Prof meinte das Wasserstoffatom an der O-H-Gruppe dissoziiert leichter als zum Beispiel ein H an einem der benachbarten Kohlenstoffe, da die Differenz der Elektronegativität bei Sauerstoff und Wasserstoff höher ist, als bei Kohlenstoff und Wasserstoff. Umso stärker ein Bindungspartner das gemeinsame Elektronenpaar für sich beansprucht, desto leichter fällt es also dem anderen sich von der Bindung zu lösen und in Lösung zu gehen. So weit so gut. Einige Minuten später hatten wir es dann von Halogenwasserstoffen: Die Frage war nun is Fluorwasserstoff oder Iodwasserstoff die stärkere Säure; wir kamen nun zu der Erkenntnis, dass es sich bei Iodwasserstoff um die stärkere Säure handelt, da die Differenz der Elektronegativität zwischen Iod und Wasserstoff geringer ist, als die zwischen Fluor und Wasserstoff. Hier meinte der Prof, dass die stärkeren Partialladungen bei HF eine stärkere elektrostatische Anziehung bewirken und es daher dem Wasserstoff in HF schwerer fällt zu dissoziieren, als bei HI. Das ist nun meiner Meinung die genau gegensätzliche Aussage, die bei Essigsäure getroffen wurde. Ich bin mir sicher, dass ich irgendwo einen simplen Denkfehler drin hab oder irgendwie auf dem Schlauch steh, aber es wäre ganz nett, wenn jemand die Verwirrung beseitigen könnte und mich darüber aufklärt, warum bei HI die geringe Elektronegativitätsdifferenz für die Dissoziation entscheidend ist und es bei der Essigsäure eben nicht so ist. Danke im Voraus. PS: Ich weis ist vielleicht etwas umständlich formuliert aber einfacher ist es mir jetzt gerade leider nicht eingefallen :P
3 Antworten
Es ist ja allgemein bekannt, dass die Säurestärke mit steigender Ordnungszahl zunimmt, bei den Halogen- und Chalkogenwasserstoffen (bei anderen wohl auch, aber ich will nicht spekulieren):
- HF < HCl < HBr < HI
- H₂O < H₂S ... weiter vermute ich nur
Die Stärke einer Säure ergibt sich auch aus der Schwäche der korrespondierenden Base.
Was also macht die Elektronenpaare des Fluorid für Protonen attraktiver als die des Iodid? Obwohl Fluor eine deutlich höhere Elektronegativität besitzt?
Das spielt auch die Größe eine Rolle. Die freien Elektronenpaare des Iodid sind deutlich größer, und somit auch diffuser.
So ein verschmierter Schwabbel an negativer Ladung übt halt auf Protonen weniger anziehend als ein kleines knackiges kleines Elektronenpaar, selbst dann, wenn sich der Fluor-Kern einen großen Teil davon schnappt.
Es gibt eben verschiedene Regeln, wenn man das Verhalten in der Waagerechten und der Senkrechten des PSE betrachtet.
Nicht umsonst verhalten sich viele Elemente gemäß von Diagonalen ähnlich.
Wenn du studierst, solltest du das verstehen. Einem Schüler würde ich nicht so kommen.
Es hat ums mal ganz grob zu umreißen nicht nur mit der reinen Elektronegativität des dem Wasserstoff entgegengestellten Atoms/Moleküls zu tun, sondern auch mit dessen Größe bzw der Beschaffenheit dessen Elektronenhülle. Aber dein Gedankengang ist im Prinzip richtig.
In der Reihe HF --> HCl --> HBr --> HI nimmt die Säurestärke von links nach rechts zu. Obwohl die H-F-Bindung am stärksten polar ist, machen sich hier die stark verschiedenen Bindungslängen bemerkbar. Im HI-Molekül liegt das Proton bindende Orbital an der Oberfläche eines großen Atomrumpfes, so dass das Proton durch eine Base leicht aus diesem Orbital „herausgezogen“ werden kann.