Hauptmenü öffnen

Organische Säuren sind organische chemische Verbindungen, die über eine oder mehrere funktionelle Gruppen oder andere Strukturelemente verfügen, die unter Abgabe von Protonen mit Wasser oder anderen protonierbaren Lösungsmitteln Gleichgewichtsreaktionen eingehen. Dabei entstehen die jeweiligen Anionen der betreffenden organischen Verbindung und die Protonen werden vom Lösungsmittel Wasser, das als Protonenacceptor (Base) fungiert, unter Bildung von Oxoniumionen H3O+, aufgenommen. Die Konzentration der Oxoniumionenin der Lösung ist dann größer als die Konzentration der Hydroxidionen, sodass die Lösung sauer wird:

Neben den organischen Säuren, die bereits mit Wasser als Säuren reagieren, gibt es eine Vielzahl weiterer organischer Verbindungen, die zwar nicht gegenüber dem schwachen Protonenacceptor Wasser, wohl aber gegenüber stärkeren Protonenacceptoren – wie z. B. dem Hydrid-Anion H oder dem Amid-Anion NH2 als Säuren reagieren können. In beiden Fällen stellt sich kein Gleichgewicht ein, sondern es kommt zur Bildung von gasförmigem Wasserstoff, bzw. von Ammoniak der entweicht:

Auch solche Reaktionen sind Säure-Base-Reaktionen, müssen aber in Abwesenheit von Wasser und in einem Lösungsmittel durchgeführt werden, das selbst keine Protonen abgeben kann (z. B. in Diethylether). Sonst würden die benötigten sehr stark basischen Anionen Hydrid bzw. Amid vom Wasser oder dem unpassenden Lösungsmittel protoniert und damit vernichtet werden.

Inhaltsverzeichnis

Gruppierung organischer SäurenBearbeiten

Vorbemerkungen, SäurestärkeBearbeiten

Ein Maß für die Säurestärke einer chemischen Verbindung ist die Säurekonstante bzw. ihr pKs-Wert. Der Wert der Säurekonstante gibt an, wie stark die Verbindung als Säure bei der obigen Gleichgewichtsreaktion mit Wasser reagiert (protolysiert), d. h. wie weit das obige Gleichgewicht auf die rechte Seite verlagert ist. Dabei gilt: je kleiner der pKs-Wert, desto größer ist die Säurestärke der organischen Säure.

Der Begriff Organische Säure wird häufig vorschnell und vereinfachend mit Carbonsäure gleichgesetzt, also mit Verbindungen, die eine oder mehrere Carboxygruppen  (–COOH) tragen. Es gibt jedoch sehr viele organische Verbindungen, die als Säuren reagieren können, die aber gar keine Carboxygruppe, sondern andere Gruppen enthalten, die ebenfalls mehr oder weniger leicht ein Proton abgeben, d. h. sauer reagieren können. Das können Gruppen sein wie z. B. die Hydroxygruppe in Alkoholen R-OH, oder die Sulfanylgruppe –SH in (Thiolen), oder die Gruppe –SO3H in organischen (Sulfonsäuren).

 
Strukturformel von Ascorbinsäure, einem Enol

Die Abgabe eines Protons gelingt um so leichter, d. h. die Verbindung ist eine um so stärkere Säure, je besser das entstehende Anion durch Mesomerie oder andere zusätzliche Effekte stabilisiert wird. Dafür ist die Verbindung Ascorbinsäure (Vitamin  C) ein besonders drastisches Beispiel. In der Molekülstruktur findet sich keine Carboxygruppe und trotzdem ist diese Verbindung mit pKS 4,25 eine stärkere Säure als die Essigsäure mit pKS 4,75, weil das Anion der Ascorbinsäure wegen der vorhandenen Enolgruppen und möglicher tautomerer Effekte stabilisiert wird.

Wichtig ist es festzuhalten, dass auch an C- oder an N-Atome gebundene Protonen abgegeben werden können, wenn die entstehenden Anionen mesomeriestabilisiert sind. Solche Verbindungen bezeichnet man auch als C-H-acide bzw. als N-H-acide Verbindungen. Bei diesen Verbindungen kann man – in Abwesenheit von Wasser als Lösungsmittel – die vollständige Abgabe des Protons durch Zugabe des starken Reduktionsmittels Natrium erzwingen, wobei die Protonen zum elementaren Wasserstoff reduziert und damit dem Gleichgewicht entzogen werden. Mit den so hergestellten Anionen der C-H- bzw. N-H aciden Verbindung können dann chemische Synthesen durchgeführt werden.

CarbonsäurenBearbeiten

 
Allgemeine Struktur der Carbonsäuren

Carbonsäuren mit pKS Werten ab 3,8 (Ameisensäure) und höher sind deutlich stärkere Säuren als Alkohole mit pKS Werten ab 15,9 (Ethanol) und höher. Die Säurestärke von Carbonsäuren steigt noch weiter an, wenn in der Nähe der Carboxygruppe (in α-, β- oder γ-Position) weitere elektronenziehende Gruppen vorhanden sind. So ist z. B. Trifluoressigsäure mit pKS 0,23 schon als starke Säure zu bezeichnen, im Vergleich zur nicht substituierten schwachen Essigsäure mit pKS 4,75. Beide Säuren sind stärkere Säuren als die 2-Hydroxypropionsäure Milchsäure mit pKS 3,9 , die wiederum eine nur wenig stärkere Säure ist als die normale Propionsäure mit pKS 4,1.

Alkohole, Phenole, EnoleBearbeiten

Unsubstituierte Alkohole (pKs größer 16) haben nur sehr geringe Aciditäten, während die Phenole und Naphthole wegen der Mesomeriestabilisierung der entstehenden Phenolate deutlicher acider sind: Phenol ist mit dem pKs-Wert von 9,9 um den Faktor 106 stärker sauer als als z. B. Ethanol (mit einem pKs von 16). Substituenten an den aromatischen Ringsystemen der Phenole, die einen -I- oder -M-Effekt ausüben, können die Säurestärke von Phenolen und Naphtholen stark erhöhen, indem sie die negative Ladung der entstehenden Anionen stabilisieren.[1] Sind mehrere solche Substituenten vorhanden, kann das zu stark sauren Verbindungen führen, wie z. B. bei der Pikrinsäure (pKs 0,3) mit drei Nitrogruppen (-M-Effekt) am aromatischen Ring, oder auch beim Pentachlorphenol (pKs 4,7) (-I-Effekt). Auf den speziellen Fall des Endiols Ascorbinsäure, das mit dem pKs von 4,2 stärker sauer ist als Essigsäure (pKs 4,8) wurde bereits hingewiesen.

ThioleBearbeiten

Thiole besitzen eine höhere Acidität als die entsprechenden Alkohole; die entstehenden Thiolate sind stabiler als die Alkoholate. Dies zeigt der Vergleich der analogen Verbindungen Ethanol (pKs 16) und Ethanthiol (auch Ethylmercaptan, pKs 12).

Schwefelsäureester und SulfonsäurenBearbeiten

 
Struktur von Toluolsulfonsäure

Die Monoester der Schwefelsäure und die Sulfonsäuren besitzen einen pKs Wert, der wegen der ähnlichen Struktur vergleichbar ist mit dem pKs Wert der zweiten Dissoziationsstufe der Schwefelsäure (pKs Wert 1,9). Die p-Toluolsulfonsäure etwa besitzt einen pKs von 0,7. Der Mono-Ester der Schwefelsäure mit Laurylalkohol , das sog. Laurylsulfat, ist zwar stärker sauer als die Sulfonsäure, besitzt den pKs Wert −0,09 und ist damit noch deutlich schwächer sauer als das Proton der ersten Dissoziationsstufe der Schwefelsäure (pKs Wert - 3).

Phosphorsäureester und PhosphonsäurenBearbeiten

Die Mono- und Diester der Phosphorsäure (Phosphorsäureester), sowie die organischen Derivate der Phosphonsäure (allgemein Phosphonate genannt) sind je nach Dissoziationsstufe mittelstarke bis schwache Säuren.

CH- und NH-acide VerbindungenBearbeiten

 
Die CH-acide Verbindung Acetessigester; acide sind die Wasserstoffe zwischen den beiden Carbonylgruppen

Auch Kohlenwasserstoffe ohne Carboxy-, Hydroxy- oder Sulfanylgruppe können aufgrund ihrer CH- oder NH-Acidität als Säuren agieren. Hierbei ist das Vorkommen von Mehrfachbindungen und benachbarten funktionellen Gruppen oder Heteroatomen die Ursache der Acidität. Die bekannteste CH-acide Verbindung ist das Ethin (Acetylen), das aufgrund der Dreifachbindung einen pKs-Wert von 25 aufweist (Ethan: 50). Weitere Beispiele sind das Nitroethan (pKs 8,6) und das Nitrocyclopentadien, das stärker sauer ist (pKs 3,3) als Ameisensäure (3,75). Bei der Deprotonierung entsteht aus dem Nitrocyclopentadien ein Derivat des aromatischen Cyclopentadienyl-Anions. Auch hier bestimmen mesomere Effekte zusammen mit induktiven Effekten die Acidität der Verbindungen. Acetonitril ist ein weiteres Beispiel für eine einfache CH-acide Verbindung. Bekannte NH-acide Verbindungen sind Phthalimid (pKs = 8,3[2]) und Sulfonylharnstoffe (Tolbutamid hat einen pKs von 5,16[3]).

ÜbersichtBearbeiten

Stoffklasse acide funktionelle Gruppe Beispiel pKs-Wert bei 25 °C
Carbonsäuren Carboxygruppe: R–COOH   Essigsäure 4,8
Substituierte
Carbonsäuren
Carboxygruppe: R–CHxXy–COOH   Trifluoressigsäure 0,23[4]
aromatische
Carbonsäuren
Carboxygruppe: Ar–COOH   Benzoesäure 4,2[4]
Alkohole Hydroxygruppe: R–OH   Ethanol 16
Phenole Hydroxygruppe : Ar–OH
(Ar=Aryl)
  Phenol 9,9[5]
Naphthole Hydroxygruppe : Ar–OH
(Ar=Aryl)
α-Naphthol 9,3[6][7]
Substituierte Phenole
(Substituenten mit -I-Effekt
wie Halogene, Nitrogruppe)
Hydroxygruppe : O2N–Ar–OH
(Ar=Aryl)
  Pikrinsäure 0,4[5]
Enole Hydroxygruppe (Enol) : C=C–OH   Ascorbinsäure 4,2
Thiole R–SH   Ethanthiol (C2H5–SH) 12[8]
Schwefelsäureester
(Sulfate)
R–O–SO3H Schwefelsäuredodecylester −0,09
Wert für die Säure[9]
Sulfonsäuren
(Alkylsulfonsäuren)
R–SO3H H3C–SO3H Methansulfonsäure −0,6[4]
Sulfonsäuren
(Arensulfonsäuren)
R–Ar–SO3H
(Ar=Aryl)
H3C–C6H4–SO3H p-Toluolsulfonsäure ≈ 0,7[10]
Phosphate
(= Phosphorsäureester)
R–O–PO(OH)2 Adenosinmonophosphat 3,3[4]
org. Phosphonsäuren
(siehe Phosphonate)
R–PO(OH)2 H3C–PO(OH)2 Methylphosphonsäure 2,35
CH-acide Verbindungen
Alkine
H–C C–R   Ethin 25
CH-acide Verbindungen
Nitroalkane
O2N–CRR'–H   Nitroethan 8,6[11]
CH-acide Verbindungen
β-Dicarbonyle
RC=OCH2C=OR'   Acetylaceton ≈ 9[12]
NH-acide Verbindungen
Imide
R–(CO)2N–H   Phthalimid 8,3[2]
Anorganische Säuren zum Vergleich
Mineralsäuren HO–SO2–OH   Schwefelsäure −3

EinzelnachweiseBearbeiten

  1. Alfons Hädener, Heinz Kaufmann: Grundlagen der organischen Chemie. Springer, 2006, ISBN 978-3-7643-7040-4
  2. a b Hans Beyer und Wolfgang Walter: Organische Chemie, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1984, Seite 521, ISBN 3-7776-0406-2.
  3. Eintrag zu Tolbutamid in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM), abgerufen am 31. Juli 2018 oder früher.
  4. a b c d chem.wisc.edu: pKa Data, Compiled by R. Williams (PDF, 78 kB).
  5. a b CRC Handbook of Tables for Organic Compound Identification, Third Edition, 1984, ISBN 0-8493-0303-6.
  6. Rappoport, Zvi., Frankel, Max.: Handbook of tables for organic compound identification. 3d ed. Chemical Rubber Co, Cleveland 1967, ISBN 0-8493-0303-6 (OCLC= [abgerufen am 20. Februar 2019]).
  7. Naphthole. In: Wikipedia. 9. Januar 2015 (wikipedia.org [abgerufen am 20. Februar 2019]).
  8. ChemieOnline Buchstabe E (Ethylmercaptan).
  9. P.H. Stahl, C.G. Wermuth: Handbook of Pharmaceutical Salts: Properties, Selection, and Use, 2002, Helvetica Chimica Acta, ISBN 3-906390-26-8.
  10. ChemieOnline Buchstabe P
  11. ChemieOnline Buchstabe N
  12. ChemieOnline Buchstabe A