Supersäuren

Supersäuren^{[1] [2] [3] [4]}sind Säuren, die stärker sind als konzentrierte (100%-ige) Schwefelsäure (H₂SO₄) ^[5].

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Somit haben alle Supersäuren einen pK_s-Wert im negativen Bereich. Zur Quantifizierung der Säurestärke verwendet man die Hammettsche Aciditätsfunktion H₀ ^[6].

Beispiele sind Perchlorsäure (HClO₄) oder Fluorsulfonsäure (HSO₃F). HClO4 ist etwa 1.000.000 (eine Millionen) mal stärker als Schwefelsäure, letztere ist mehrere tausendmal stärker als konzentrierte Schwefelsäure. Noch stärker sauer ist Fluor-Antimonsäure (pK_S=-17, welche aus Antimonpentafluorid und wasserfreiem Fluorwasserstoff besteht. Kombiniert man sie (H₂SO₄) mit Antimon(V)-fluorid (SbF₅), so wird ihre Acidität um den Faktor 10³ erhöht. Durch ihre Aggressivität reagiert sie dann sogar mit Alkanen. Sie wird daher auch magische Säure genannt und auch unter diesem Namen in den Handel gebracht.

Dass eine Supersäure eine Supersäure und keine normale Säure ist, lässt sich im wässrigen Milieu nicht nachweisen, da ein Protolysegrad von mehr als 100% nicht möglich ist, sondern erst im stark sauren Milieu; man spricht vom nivellierenden Effekt des Wassers. Somit erklärt sich auch die Existenz von Supersäuren, die nicht zersetzend auf andere Stoffe wirken.

Die Bedeutung von Supersäuren in der Grundlagenforschung liegt darin, dass in supersauren Medien bestimmte Spezies stabilisiert werden können, z. B. Carbokationen ^{[7] [2] [8]}, anorganische Polykationen ^{[8] [9]} und Übergangsmetalle in niedrigen Oxidationsstufen ^{[9] [10] [11]}. Auch die Erzeugung von Metall-Xenon-Verbindungen ^{[11] [12] [13]}, nichtklassischen Metallcarbonylen ^[2] und protonierten Fullerenen ^[14] gelang mit Hilfe von Supersäuren. Entscheidend ist dabei die geringe Nucleophilie und der große sterische Anspruch der Säurerest-Ionen.

Durch ihre extrem hohe Acidität sind Supersäuren mitunter an Reaktionen beteiligt, die in der Chemie lange Zeit für ausgeschlossen gehalten wurden: sie sind unter anderem in der Lage, die ausgesprochen reaktionsträgen Edelgase zu protonieren und Kohlenstoff-Atome mit formell fünf Bindungen (Carboniumionen) zu erzeugen.

Quellen

1. ↑ N. F. Conant, J. B. Hall, J. Am. Chem. Soc. 1927, 49, 3047. ([1])
2. ↑ ^{a b c} C. Janiak, T. M. Klapötke, H.-J. Meyer, E. Riedel, Moderne Anorganische Chemie, 2. Aufl., de Gruyter, Berlin, 2004.
3. ↑ J. E. Huheey, E. Keiter, R. L. Keiter, Anorganische Chemie. Prinzipien von Struktur und Reaktivität, 3. Aufl., de Gruyter, Berlin, 2003.
4. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Aufl., de Gruyter, Berlin, 1995.
5. ↑ R. J. Gillespie, T. E. Peel, E. A. Robinson, J. Am. Chem. Soc. 1971, 93, 5083. ([2])
6. ↑ L. P. Hammett, A. J. Deyrup, J. Am. Chem. Soc. 1932, 54, 2721. ([3])
7. ↑ G. A. Olah, My search for carbocations and their role in chemistry, Nobel Lecture in Chemistry, 1994. ([4])
8. ↑ ^{a b} G. A. Olah, G. K. S. Prakash, J. Sommer, Superacids, John Wiley & Sons, New York, 1985.
9. ↑ ^{a b} T. A. O’Donnell, Superacids and Acidic Melts as Inorganic Reaction Media, VCH, Weinheim, 1993.
10. ↑ C. G. Barraclough, R. W. Cockman, T. A. O’Donnell, W. S. J. Schofield, Inorg. Chem. 1982, 21, 2519. ([5])
11. ↑ ^{a b} I. C. Hwang, K. Seppelt, Z. anorg. allg. Chem. 2002, 628, 765. (<765::AID-ZAAC765>3.0.CO;2-E )
12. ↑ T. Drews, S. Seidel, K. Seppelt, Angew. Chem. 2002, 114, 470. (<470::AID-ANGE470>3.0.CO;2-U )
13. ↑ S. Seidel, K. Seppelt, Science 2000, 290, 117. ([6])
14. ↑ C. A. Reed, K. C. Kim, R. D. Bolskar, L. J. Mueller, Science 2000, 289, 101. ([7])

Siehe auch

• Superbase
• Fluor-Antimonsäure