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Name:
Armin Tavakoli, 2021-02

Protolyse von organischen Säuren

Organische Säuren können leicht ihre Protonen der Carboxylgruppe (COOH) abgeben, wenn sie einen passenden Partner als Base haben. Hier ist es exemplarisch an Wasser gezeigt:

Essigsäure zeigt eine einstufige Protolyse

Man mischt Essigsäure mit Wasser, das Wasser agiert als Protonenakzeptor und die Essigsäure als Protonendonator. Daraufhin entstehen Acetationen und Oxoniumionen.

H3C-COOH + H2O ---> H3C-COO- + H3O+

 

Weinsäure zeigt eine zweistufige Protolyse

Bei Weinsäure ist der Prozess der selbe, nur doppelt. Die Säure ist immer noch Protonendonator. Es entsteht der Säurerest Tartrat sowie Oxoniumionen.

1. Stufe: HOOC-(CHOH)2 -COOH + H2O ---> COOH - (CHOH)2 - COO- + H3O+


2. Stufe: HOOC-(CHOH)2-COO- + H2O ---> -OOC-(CHOH)2-COO- + H3O+

 

Vergleich des I-Effekts bei Carbonsäuren

Ameisensäure: COOH
Ameisensäure hat keinen +I-Effekt.

Essigsäure: H3C-COOH
Essigsäure hat durch die CH3-Gruppe einen schwachen +I-Effekt.

Propionsäure: H3C-CH2-COOH
Propionsäure hat einen stärkeren +I-Effekt durch die H3C-CH2-Gruppe.

 

Der Vergleich zeigt: Die Säurestärke nimmt mit zunehmender Kettenlänge ab, weswegen sie bei Ameisensäure am stärksten und bei Propionsäure am schwächsten ist. Ursache ist der +I-Effekt.

Der I-Effekt, auch bekannt als der Induktive-Effekt, besagt, dass ein Atom oder Ion durch seine Teilladung oder Ladung in Verbindung mit dessen Elektronegativität, eine Polarisierung an nahen anderen Atomen des Moleküls auslösen kann. I-Effekte können Elektronen schieben (+I-Effekt) oder Elektronen ziehen (-I-Effekt).
Der +I-Effekt schiebt Elektronen in die Bindung zwischen O und H der Carboxylgruppe, weswegen eine Dissoziation (also die Abgabe eines Protons) schwerer wird (relativ zu einer Säure mit einer kurzen Kettenlänge). Somit liegt eine geringere Säurestärke vor.

 => Eine Zunahme des +I-Effekts bewirkt eine Abnahme des Säurestärke innerhalb dieser Reihung!

 


Zunahme der Säurestärke durch Hydroxidgruppen

Die folgenden vier Carbonsäuren haben alle ein Grundgerüst aus vier Kohlenstoffen:

  • Buttersäure (pKs: 4,86): H3C–CH2–CH2–COOH

  • Bernsteinsäure (pKs: 4,16): HOOC–CH2–CH2–COOH

  • Apfelsäure (pKs: 3,46): HOOC–CH2–CH(OH)–COOH

  • Weinsäure (pKs: 2.98): HOOC–CH(OH)–CH(OH)–COOH

Der pKs-Wert misst, wie sehr eine Säure ein Protonendonator sein will. Je kleiner, desto eher wird es ein Proton abgeben.
Wie man sieht, nimmt die Säurestärke nimmt von oben nach unten zu.

Ursache ist, dass mit jeder Hydroxidgruppen, die hinzukommt, diese mit einem -I-Effekt die Bindung zwischen Sauerstoff und Wasserstoff der Carboxylgruppe weiter schwächt.

Je mehr Hydroxidgruppen vorhanden sind, desto leichter wird das Proton abgegeben und desto höher ist die Säurestärke.

 

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