Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 21.11.16


Rekorde in der Chemie

Vortrag von Yvonne Weigel, Alexander Sporn und Samanta Jänsch im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Chemie",
WS 1998, WS 2009 und WS 2015.


Gliederung:

1 Kohlenstoff: das weichste und das härteste Element
   1.1 Härteprüfungen
   1.2 Graphit
   1.3 Diamant

2 Silicium: das reinste Element und der perfekteste Kristall

3 Der aktivste Katalysator

4 Fluor: das reaktivste Element
   4.1 Chemischer Hintergrund
   4.2 Bedeutung im Alltag

5 Wolfram: das Metall mit dem höchsten Schmelzpunk
   5.1 Chemischer Hintergrund
   5.2 Bedeutung im Alltag

6 Quecksilber: das Metall mit dem niedrigsten Schmelzpunkt
   6.1 Chemischer Hintergrund
   6.2 Bedeutung im Alltag

7 Cobalt: ein Spurenelement das uns überleben lässt
   7.1 Chemischer Hintergrund
   7.2 Bedeutung im Alltag

8 Supersäuren: die stärksten aller Säuren
   8.1 Grenzen des pH-Wertes
   8.2 Quantifizierung von Supersäuren
   8.3 Beispiele für Supersäuren
   8.4 Die stärkste aller Säuren - Fluorantimonsäure

Literatur


Einstieg 1:

"Alles, was sie schon immer über Chemie wissen wollten und nicht in Lehrbüchern, Kompendien oder gar im Internet auf Anhieb finden konnten ... haben auch wir nicht zusammentragen können. Aber sie werden vieles finden, was wichtig, bemerkenswert oder interessant ist."
Quadbeck-Seeger

Im folgenden sollen einige Rekorde der Chemie vorgestellt werden, die zwar nicht so spektakulär sind wie z.B. die am meisten gespannten Moleküle (Buckminster-Fullerene), die intensivsten Düfte (1-p-Menthen-8-thiol; ein Aromabestandteil der Grapefruit) oder der leistungsfähigste Sprengstoff (Tetramethylentetranitramin), jedoch auf ihre Art durchaus interessant sind.

Einstieg 2: Wie löst man am schnellsten eine Leiche auf? John Haigh, ein Mann der 40er Jahre in London, hoch verschuldet und spielsüchtig, entschied sich für ein Bad aus Schwefelsäure, um seine Opfer verschwinden zu lassen. Jedoch wurde die Polizei misstrauisch und durchsuchte seine Wohnung. Dort fand sie die grausamen Überreste einer Frau, die aus teilweise zersetzten Knochen und menschlichen Fleisches bestanden. John Haigh wurde zum Tode verurteilt, weil er es nicht schaffte, seine Opfer schnell genug verschwinden zu lassen. Mit der Kenntnis über noch stärkere Säuren als der Schwefelsäure, den sogenannten Supersäuren, wäre ihm dies vermutlich besser gelungen.


1 Kohlenstoff: das weichste und das härteste Element

Die Härte eines Körpers ist ein Maß für den Widerstand, den dieser dem Eindringen eines anderen Körpers entgegensetzt.

1.1 Härteprüfungen

Mohs’sche Härteskala. Während sich ein Calcitkristall leicht mit dem Messer ritzen lässt, hinterlässt die Messerspitze auf einem Quarzkristall keine Spuren - die beiden Mineralien sind also von unterschiedlicher Härte. Man spricht hier bei Mineralien von Ritzhärte. Der Begriff Ritzhärte wurde von dem Wiener Mineralogen Friedrich Mohs (1773-1839) eingeführt, der anhand von zehn verschieden harten Mineralien eine Vergleichsskala(s.Tab.1) erstellte, wobei jedes Mineral vom in der Reihe nächst höheren geritzt werden kann.

Härte

Beispiel

1

Talk (Mg3(OH)2Si4O10)

2

Gips (CaSO 2H2O)

3

Calcit (CaCO3)

4

Fluorit (CaF2)

5

Apatit (Ca5(PO4)3(F, Cl, OH)

6

Orthoklas (KAlSi3O8)

7

Quarz (SiO2)

8

Topas (Al2F2SiO4)

9

Korund (Al2O3)

10

Diamant

Tab. 1: Mohs'sche Härteskala

Knoop’sche Härte. Die Messung erfolgt, indem eine Diamantpyramide mit genau festgelegter Geometrie mit Gewichten belastet wird. Die Knoop’sche Härte ist also die Last bezogen auf die Oberfläche des Eindrucks.

1.2 Graphit

Diese Modifikation des Kohlenstoffs hat eine Knoop-Härte von 0.12 GPa und eine Mohshärte von 1-2 und ist somit das weichste feste Element. Wenn man Graphit über normales Papier zieht, kann man bereits einen Abrieb erkennen. Diese geringe Härte liegt begründet in seiner Kristallstruktur. Graphit kristallisiert in Schichtstrukturen. Die C-Atome bilden innerhalb der Schichten regelmäßige Sechsecke (Abb.1). Die Atome sind sp2-hybridisiert und bilden mit jedem Nachbarn eine σ -Bindung.

[Hier befand sich ein Bild der Struktur von Graphit, welches wegen fehlender Quellenangabe entfernt wurde]
Abb. 1:
Kristallstruktur des Graphit

Das vierte Elektron befindet sich in einem p-Orbital, das senkrecht zur Schichtebene steht (Abb. 2). Diese p-Orbitale bilden delokalisierte (p-p)-π-Bindungen aus, die sich über die gesamte Schicht erstrecken.

[Hier befand sich ein Bild der Struktur von Graphit, welches wegen fehlender Quellenangabe entfernt wurde]
Abb. 2: Lage der p-Orbitale in Graphit

Der C-C-Abstand innerhalb der Schichten beträgt 142pm. Die schwachen van der Waals-Kräfte zwischen den Schichten verursachen hier einen Abstand von 335pm, was die leichte Verschiebbarkeit der Schichten gegeneinander erklärt.

Verwendung findet Graphit als Schmiermittel und aufgrund seiner guten elektrischen Leitfähigkeit als Elektrodenmaterial.

1.3 Diamant

Bereits von den alten Griechen wurde der Diamant als adamas (unbezwingbar) bezeichnet. Einkristalliner Diamant erreicht auf der Härteskala nach Knoop den absoluten Höchstwert von 90 Gpa. Auch hier liegt die Härte in der Kristallstruktur begründet. Im Kristall ist jedes C-Atom tetraedrisch von vier C-Atomen umgeben (Abb.3). Die Bindung entsteht durch eine Überlappung der sp3-Hybridorbitale der C-Atome. Alle Valenzelektronen sind in den sp3-Hybridorbitalen lokalisiert.

[Hier befand sich ein Bild der Struktur von Diamant, welches wegen fehlender Quellenangabe entfernt wurde]
Abb. 3: Kristallstruktur des Diamant

Diamant ist metastabil und wandelt sich bei 800 – 900°C zu Graphit um. Wegen der hohen Bindungsenergie von 348 kJ/mol ist Diamant sehr hart, außerdem das teuerste der kommerziell zugänglichen natürlichen Elemente. 1g (1ct = 0.2g) kostet mehr als 50 000 Euro.

Heute werden Diamanten auch synthetisch hergestellt. Eine gezielte und relativ hohe Ausbeute wurde jedoch erst 1953 mit der Entwicklung der Hochdruckpresse möglich. In diesen werden mit Hilfe von Nickel-Katalysatoren unter einem Druck von 70 000 - 100 000 atm und einer Temperatur zwischen 15 000 - 18 000°C Diamanten hergestellt. Wegen dieses enormen Aufwandes galt der Diamant lange Zeit als der einzige Edelstein, dessen synthetische Version teuerer ist, als die natürliche. Heute jedoch werden 90% der in der Industrie benötigten Diamanten synthetisch hergestellt. Damit diese Industriediamanten aber nicht als Schmucksteine Verwendung finden, werden sie durch Verunreinigungen tiefgelb eingefärbt, da farblose Diamanten (top wesselton) als die wertvollsten Schmucksteine angesehen werden.


2 Silicium: das reinste Element und der perfekteste Kristall

Da die Abtrennung letzter Spuren von Verunreinigungen ausgesprochen schwierig ist, ist sie nur in besonderen Fällen gerechtfertigt. Ein solcher Fall ist das Silicium, da es in reinster Form in großen Mengen in der Halbleitertechnologie benötigt wird. Man kann es als das reinste kommerziell hergestellte Element bezeichnen.

Einkristallines Reinsilicium enthält weniger als 10 -9 Atom% metallische Verunreinigungen. Zum Vergleich: Löst man 1 Stück Würfelzucker (2,7g) in 2.7 Mio. Liter Wasser (etwa das Volumen eines kleinen Tankschiffes), dann liegt die Zuckerkonzentration etwa in diesem Bereich. Dieses Reinsilicium hat eine beinahe unglaubliche Kristallperfektion. 1cm3 einkristallines Silicium enthält ca. 5*1022 Atome, von denen jedoch nur jedes 1018te falsch eingebaut ist.

Dementsprechend aufwendig ist auch die Herstellung von reinstem Silicium.

Herstellung von Reinst-Silicium:

1. Stufe: elektrothermische Reduktion von Siliciumdioxid mit Koks und Kohle im Niederschachtofen

SiO2 + 2 C  →  Si + 2 CO         T = 2100 K        ΔH2100 = + 696 kJ

Der Verbrauch an elektrischer Energie ist bei diesem Vorgang sehr hoch (14 kWh/kg Si), weshalb sich die Standorte zur Herstellung von Rohsilicium stark nach der Verfügbarkeit preisgünstiger Energie richten.

2. Stufe: Umwandlung in Trichlorsilan und Reinigung durch Destillation

Si + 3 HCl  SiHCl3 + H2       T = 600 K       ΔH298 = - 218 kJ

Das Trichlorsilan wird kondensiert und durch Destillation (SiedepunktSiHCl3 = 30°C) von Verunreinigungen befreit.

3. Stufe: Erzeugung des polykristallinen Reinst-Silicium durch thermische Zersetzung

4 SiHCl3 + 2 H2  →  3Si + SiCl4 + 8 HCl        T = 1400 K        ΔH1400 = + 964 kJ

Das Reinsilicium scheidet sich in Gegenwart von Wasserstoff polykristallin an den Dünnstäben (Reinstsiliciumstäbe, die durch direkten Stromdurchfluss auf eine Oberflächentemperatur von 1100°C erhitzt werden) ab.

4. Stufe: Schmelzen des polykristallinen Siliciums und nachfolgendes Erstarren als Einkristall.

Tiegelziehen nach Czochralski. Schmelzen des Siliciums in einem Quarztiegel (Schmelztemperatur ca. 1415°C), einbringen eines Impfkristalls mit bestimmter Kristallorientierung. Durch langsames Herausziehen des Impfkristalls unter Rotation erstarrt an ihm die Schmelze zu einem Einkristall. (Mit diesem Verfahren werden heute Einkristalle mit einem Durchmesser bis zu 200 mm und einem Gewicht bis zu 100 kg hergestellt.)

Zonenziehen. Am unteren Ende eines polykristallinen Si-Stabes wird durch induktive Erwärmung mittels einer Hochfrequenzspule ein Schmelztropfen erzeugt, der mit dem Impfkristall in Kontakt gebracht wird. Nach dem Anschmelzen des Impfkristalls wird durch langsames Senken des Stabes die Schmelzzone vom Impfkristall weg über die Länge des Si-Stabes verschoben. Der untere Teil des Stabes erstarrt dann entsprechend der Impflingsorientierung als Einkristall. (Mit diesem Verfahren werden heute Einkristalle mit einem Durchmesser bis zu 150 mm hergestellt.)

Diese Reinstsilicium-Einkristalle werden nun wie eine Salami in Scheiben, so genannte Wafer geschnitten, zwischen Stahlscheiben mit Schleifmitteln wie Korund oder SiC geschliffen und mit Hilfe von Laugen und mechanischen Polituren poliert. Auf einem Wafer finden bis zu 100 Chips Platz. Die handelsüblichen Wafer haben einen Durchmesser von 10, 15 oder 20cm. Eine 20cm Scheibe kostet ca. 180$.


3 Der aktivste Katalysator

Als aktivster Katalysator bei der Polymerisation von Ethen wird mit Methylaluminoxan (MAO) aktiviertes (Abb.4) beschrieben. Dieser Katalysator besteht aus zwei Fluorenylsystemen, die über C2H4-Einheiten verbrückt sind. Das Zirconium koordiniert über das π -System der 5 C-Atome. Durch Zugabe des MAO werden die beiden Cl gegen CH3-Gruppen ausgetauscht, von denen eine sofort durch das MAO wieder abstrahiert wird. Hierdurch entsteht eine freie Koordinationsstelle. Es liegt nun das katalytisch aktive Metallocenmethylkation vor.

An dieser freien Koordinationsstelle kann nun das Olefin koordinieren und in die CH3-Bindung insertieren. Es kommt also durch eine "Alkylwanderung" zu einer Kettenverlängerung. Es liegt nun wieder eine freie Koordinationsstelle vor und ein neues Olefin kann koordinieren, insertieren,... . Dieser Ablauf findet 10 000 mal in einer Sekunde statt. Es entstehen also 60 kg Polyethylen pro Milligramm Zirconium und Stunde.

Ein weiterer Vorzug ist die hohe thermische Beständigkeit der Katalysatorlösungen: die violett gefärbten Lösungen können bei RT wochenlang und selbst bei 100°C stundenlang aufbewahrt werden, ohne etwas von ihrer Aktivität einzubüßen.

[Hier befand sich ein Bild der Strukturformel eines Katalysators, welches wegen fehlender Quellenangabe entfernt wurde]
Abb. 4: Katalysator


4 Das reaktivste Element: Fluor

Fluor gehört zu den Halogenen und ist ein Element der 7. Hauptgruppe. Es ist ein schwach grünlich-gelb gefärbtes Gas mit durchdringendem, äußerst angreifendem Geruch. Das Element liegt unter Normalbedingungen als F2 vor und hat die Oxidationsstufe 0 oder -1. In der Natur kommt es als Flussspat CaF2, Kryolith Na3AIF6, Apatit Ca5(PO4)3F, Topas (Al2F2)[SiO4] vor. Fluor ist sehr giftig, denn es verbrennt und verätzt die Haut. In Form von Flusssäure (HF) diffundiert es sogar durch die Haut und zersetzt die Knochen.

4.1 Chemischer Hintergrund

Fluor ist das reaktionsfähigste aller Elemente es reagiert mit allen anderen Elementen außer Helium und Argon. Die Reaktionen dabei verlaufen meist sehr heftig. Der Grund für die hohe Reaktivität ist die schwache Bindung der Fluoratome im Fluormolekül. Im Fluormolekül herrschen Bindungslängen von 144pm das ist relativ kurz (C-C Bindung = 154pm). Trotz der relativ kurzen Bindungen ist die Dissoziationsenergie mit 158kJ/mol relativ gering (Dies entspricht in etwa der Energie des Iod-Moleküls mit 266pm). Der Grund dafür liegt darin, dass sich die freien Elektronenpaare so stark annähern, dass daraus eine Abstoßung dieser resultiert.

4.2 Bedeutung im Alltag

  •  Herstellung von UF6 (Uranhexafluorid),

  •  Oberflächenfluorierung in der Automobilindustrie,

  •  Trockenschmiermittel und Elektrodenmaterial,

  •  Polytetrafluorethylen (PTFE) „GoreTex“.


5 Wolfram: das Metall mit dem höchsten Schmelzpunkt

Wolfram ist ein weiß glänzendes und in reinem Zustand sprödes Schwermetall aus der sechsten Nebengruppe. In elementarer Form kommt es nicht vor, sondern lediglich in Form von Mineralen wie Wolframit. Wolfram hat den höchsten Schmelzpunkt aller Metalle und den zweithöchsten aller Elemente (nach Kohlenstoff).

5.1 Chemischer Hintergrund:

Herstellung. Wolfram wird durch die Reduktion von Wolfram(VI)-oxid mit Wasserstoff bei 1200°C hergestellt.

WO3 + 3H2 W + 3H2O

Man erhält das Wolfram dabei in Form eines schwarz grauen Pulvers. Das Pulver wird dann in Stücke gepresst und in einer Wasserstoffatmosphäre gesintert!

Struktur und chemische Besonderheiten. Es gibt 2 mögliche Strukturen des Wolframs:

  • 1. Die α-Form, die kubisch raumzentriert ist und auch W-Typ genannt wird

  • 2. Die metastabile β-Form wie beispielsweise bei Cu als Cu-Typ.

Wolfram ist das kubisch-dichtest-gepackte Metall und von enormer mechanischer Festigkeit.

5.2 Bedeutung im Alltag

  • Glühwendel in Glühlampen,

  • Panzerbrechende Munition,

  • Mikroelektroden,

  • Schmuckindustrie.


6 Quecksilber: das Metall mit dem niedrigsten Schmelzpunkt

Quecksilber ist ein silbrig weißes, gering leitfähiges, umweltgefährdendes Metall der 12 Nebengruppe.

6.1 Chemischer Hintergrund

Herstellung. Man gewinnt es hauptsächlich aus der Verbrennung von Zinnober HgS in Schuttröstöfen.

HgS + O2 Hg+ + SO2

Die entstehenden Quecksilberdämpfe werden dann kondensiert.

Struktur und chemische Besonderheiten. Die Besonderheit an Quecksilber ist, das es das einzige Metall und neben Brom das einzige Element ist, dass bei Standardbedingungen flüssig ist. Die Metallbindung elementarer Metalle kommt durch Bänder zustande. Bei Metallen springen Elektronen vom Valenzband in die Leitungsbänder und wieder zurück. Durch das „Elektronengas“ werden die Metallatome zusammengehalten. Quecksilber hat mit 14 Valenzelektronen ein voll besetztes 4f-Orbital. Aufgrund der Lanthanoidenkontraktion und des relativistischen Effekts kommt es zu einem Massezuwachs und die Kernladung wird weniger effizient abgeschirmt. Daraus resultiert, dass besetzte Orbitale näher an den Kern gezogen werden. Aus diesem Grund entfernt sich auch das Valenzband vom Leitungsband, wodurch weniger Elektronen das Valenzband verlassen können. Daraus resultiert die schwache Metallbindung, die so schwach ist, dass das Metall flüssig ist.

6.2 Bedeutung im Alltag

  • Verwendung in Thermometern,

  • Zahnfüllmittel in Form von Legierungen (Amalgam),

  • Chloralkalielektrolyse.


7 Cobalt: ein Spurenelement, das uns überleben lässt

Cobalt ist ein stahlgraues, glänzendes, ferromagnetisches und bei 1495°C schmelzendes hartes Schwermetall der 9. Nebengruppe.

7.1 Chemischer Hintergrund

In der Natur kommt Cobalt elementar nur im Erdkern vor ansonsten ist es Bestandteil sogenannter Cobalterze, wie beispielsweise Speiscobalt („Smaltit“), Colbaltglanz („Cobaltit“) und Cobaltkies („Linneit“). Es macht dabei gerade mal 0.003% des Anteils an der Erdkruste aus und ist somit sehr selten dennoch aber enorm wichtig.

7.2 Bedeutung für das alltägliche Leben

Cobalt ist das Zentralatom des essentiellen Vitamins B12(Abb.5) . Das Vitamin B12 gehört zur biochemischen Stoffgruppe der Cobalamine. Der wichtigste Vertreter ist das Coenzym B12. Dieses ist wichtig für die Zellteilung, Blutbildung und für die Funktion des Nervensystems. Ein erwachsener Mensch benötigt ca. 3µg pro Tag sprich 10-6 g. Ein Mangel entwickelt sich sehr langsam, da es eine relativ hohe Halbwertszeit von ca. 450- 700 Tagen hat. Mangelerscheinungen wären Erkrankung des Blutbildes, multiple Sklerose, Erschöpfung, Konzentrationsstörungen und teilweise Psychosen.

 [Hier befand sich ein Bild der Strukturformel von Cobalamin, welches wegen fehlender Quellenangabe entfernt wurde]
Abb. 5: Cobalamin-Komplex


8 Supersäuren: die stärksten aller Säuren

8.1 Grenzen des pH-Wertes

Um die Acidität einer Säure feststellen zu  können, wird im Allgemeinen der pH-Wert verwendet. Dieser ist als der negativer dekadischer Logarithmus der Konzentration der Oxoniumionen beschrieben. Diese Beziehung gilt allerdings nur in sehr verdünnten bzw. wässrigen Lösungen.

pH = - log c (H3O+)

Allerdings befinden sich die Moleküle in verdünnten Lösungen weit auseinander, weshalb zwischen ihnen keine Wechselwirkungen gelten. Für konzentriertere Lösungen müssen diese Wechselwirkungen allerdings beachtet werden, weshalb die wirksame Konzentration gleich der Aktivität zu setzen ist.

pH = - log a (H3O+)

Das a steht hierbei für Aktivität. Diese ergibt sich, wenn die tatsächlich vorhandene Konzentration mit einem Korrekturfaktor (Aktivitätsfaktor) multipliziert wird. Somit entstehen aus den Konzentrationen wirksame Aktivitäten.

a = f * c

Wird die Säurekonzentration in einer wässrigen Lösung gesteigert, nimmt der Wassergehalt gleichzeitig ab. Daraufhin folgen zwei Sachen: Die Bildung der Oxoniumionen nimmt ab, da weniger Wasser vorhanden ist, das protoniert werden kann. Und die Konzentration der Oxoniumionen nimmt ab. Wenn alle vorhandenen Wassermoleküle zu Oxoniumionen reagieren und weiter Säure hinzugegeben wird, bleibt die Stoffmenge der Oxoniumionen gleich, während das Volumen zunimmt. Somit sinkt die Konzentration. Dies wird auch als nivellierender Effekt bezeichnet, der besagt, dass in einer Lösung keine Säure in größeren Konzentrationen existieren kann, die saurer ist, als das Lösemittelkation.

Die Acidität einer Säure kann demzufolge nicht auf die Aktivität der Oxoniumionen zurückgehen, da ab einer bestimmten Konzentration keine Oxoniumionen mehr gebildet werden. Würde der pH-Wert dieser Säuren mit den oben genannten Formeln beschreiben, würde dieser ein Maximum durchschreiten und wieder abfallen. In Wirklichkeit nimmt die Aktivität der Oxoniumionen aber stetig zu, weshalb in stark konzentrierten Systemen die Aktivität der Protonen betrachten muss, um vom Lösemittel unabhängig zu werden.

pH = - log a (H+)

Der pH-Wert reicht in wässrigen Systemen von pH=0 bis pH=14, da das Ionenprodukt von Wasser KW=10-14 beträgt.

8.2. Quantifizierung von Supersäuren

Um eine stärkere Konzentration als pH=0 messen zu können, wird eine andere, lösemittelunabhängige Skala benötigt. Diese wurde von einem amerikanischen Physikochemiker namens Louis Plack Hammett beschrieben. Die Acidität sehr starker Säuren wird mittels einer schwachen Indikatorbase gemessen, die teilweise protoniert wird.

Wird auf diese Gleichung das Massenwirkungsgesetz angewendet ergibt sich:

Da die Aktivität das Produkt des Korrekturfaktors und der Konzentration ist, ergibt sich:

Der Protonierungsgrad, also das Verhältnis der Konzentrationen der Base und der protonierten Base, gilt hierbei als Maß für die Stärke der Supersäure. Dieser Zusammenhang wird auf die Seite der Konstanten durch Multiplikation mit dem Kehrbruch gebracht.

Da der pH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der Aktivität der Protonen definiert ist, wird auf die Gleichung nun ebenfalls der Logarithmus angewendet.

Analog zur pH-Skala definierte Hammett nun folgendes:

In einem wässrigen System nähern sich die Aktivitätskoeffizienten an den Wert 1 an. Somit geht der H0-Wert in wässrigen Systemen direkt in den pH-Wert über und kann damit als Extrapolation des pH-Wertes ins Negative angesehen werden.

Somit wird H0 folgendermaßen definiert und erlaubt die Quantifizierung der Supersäuren über die Hammet'sche Aciditätsskala:

8.3 Beispiele für Supersäuren

Als Supersäuren gelten alle Säuren, deren H0-Wert kleiner ist als der der 100%igen Schwefelsäure. Diese besitzt einen H0-Wert von -12. Ein Beispiel hierfür ist wasserfreier Flourwasserstoff mit H0 = -15,1.

Name der Säure Molekülformel der Säure H0

Perchlorsäure

ClHO4

-13

Chlorsulfonsäure

ClHSO3

-13,8

Trifluormethansulfonsäure

CF3HSO3

-14,1

Fluorsulfonsäure

FHSO3

-15,1

Fluorwasserstoff

FH

-15,1

8.4 Rekordhalter der Säuren: Fluorantimonsäure

Den Rekord des momentan absolut niedrigsten empirisch gefundenen H0-Wert von -31 hält die Mischung aus wasserfreiem Fluorwasserstoff und Antimon(V)-fluorid - die Fluorantimonsäure. Sie ist eine Mischung aus einer starken Brønsted-Säure und einer starken Lewis-Säure.

2 SbF5 + 2 HF H2F+ + Sb2F11-

Durch die Autoionisierung von Fluorwasserstoff entsteht ein F-, das mit dem Antimonpentafluorid zu dem Addukt SbF6- (Antimonhexafluorid) reagiert. Man könnte auch vermuten, dass von Fluorwasserstoff das F- auf Antimonpentafluorid übergeht und H+ freigesetzt wird. Aber die freien Protonen sind immer an Fluorwasserstoff gebunden und formen Fluoronium-Ionen (ähnlich wie Oxoniumionen im Wasser). Dieses ist auch für die extreme Säurestärke der Fluorantimonsäure verantwortlich.


Abschluss 2: John Haigh, der habgierige Verbrecher, lag mit seiner Wahl der Säure also gar nicht so falsch. Schwefelsäure w=100% gilt als Abgrenzung normaler Säuren zu Supersäuren. Deren Acidität liegt in wasserfreiem Zustand um mehrere Zehnerpotenzen über denen in wässrigen Lösungen. Die Zugabe geringer Mengen Lewis-Säure verstärkt die Acidität der Brønsted-Säuren drastisch. Für diese reicht jedoch der pH-Wert als Messgröße nicht mehr aus, weswegen man sich der Hammett'schen Aciditätsskala bedient, die als Extrapolation der pH-Skala ins Negative angesehen werden kann.

Supersäuren werden im Alltag natürlich nicht dazu benutzt, um Leichen aufzulösen. Aufgrund ihrer Säurestärke sind sie in der Lage, reaktionsträge Stoffe wie Alkane zu protonieren und so Carbokationen zu erzeugen. Sie können sie nicht nur erzeugen, sondern schaffen eine Umgebung, in der sie stabil sind und charakterisiert werden können. Das ist nützlich, da Carbokationen Zwischenprodukte beispielsweise bei der Bildung von Kunstoffen sind, oder zur Herstellung von Benzin mit hohen Oktanzahlen verwendet werden können.


 Literatur:

  1. Quadbeck-Seeger H. J., Faust R. et al.; Rekorde in der Chemie; Wiley-VCH Verlag GmbH; Weinheim; 1997
  2. Riedel E.; Anorganische Chemie; Walter de Gruyter & Co.; Berlin; 1990
  3. Mortimer C. E.; Chemie; Georg Thieme Verlag; 1987
  4. Folienserie des Fonds der Chemischen Industrie; Chemie - Grundlagen der Mikroelektronik; 1994
  5. Alt H.G., Milius W., Palackal S. J.; Verbrückte Bis(fluorenyl)komplexe des Zirconiums und Hafniums als hochreaktive Katalysatoren bei der homogenen Olefinpolymerisation; J. Organomet. Chem.; 472; 1994; 113-118
  6. Alt H.G.; Metallocene complexes as homogeous catalysts in olefin polymerisation; Russ. Chem. Rev.; Vol. 44; 1995; 1-8
  7. www.chids.de/dachs/expvortr/771HalogeneAlltag_Strauch.ppt Stand: 13.12.2011
  8. http://www.xc-ski.de/512-nordic-sports-magazin-2-2008.html Stand: 13.12.2011 Lit. verschollen 21.11.2016
  9. http://www.welt.de/wissenschaft/article3570876/Ein-Material-haerter-als-Diamant.html Stand: 13.12.2011
  10. http://de.wikipedia.org/wiki/Cobalamine Stand: 13.12.2011
  11. http://www.seilnacht.com/Lexikon/27Cobalt.htm Stand: 13.12.2011
  12. http://www.seilnacht.com/Lexikon/94Pluton.html Stand: 13.12.2011
  13. https://de.wikipedia.org/wiki/John_George_Haigh, Stand: 14.11.2016
  14. C. Janiak; Allgemeine und Anorganische Chemie; 9. Auflage; de Gruyter; Berlin; 2008
  15. Olah, G. A; Superacid Chemistry; 2. Auflage; Wiley-VCH Verlag GmbH; Weinheim; 2009
  16. Wiberg, P. D.; Lehrbuch der Anorganischen Chemie; de Gruyter; Berlin; 2007

E-Mail: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de