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Protolyse
Die Protolyse ist der entscheidende Vorgang nach der wichtigen Brønstedschen Säure-Base-Theorie. Danach überträgt eine Säure ein Proton (H +) an einen …
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Grundprinzip der Protonenübertragung
Protolyse, auch protolytische Reaktion genannt, ist eine chemische Reaktion, bei der ein Proton, also ein H^{+}-Ion, zwischen zwei Reaktionspartnern übertragen wird. Die IUPAC empfiehlt wegen möglicher Verwechslungen mit Begriffen wie Hydrolyse oder Photolyse, besser von Protonen-Übertragungen zu sprechen.
Die Protolyse ist der zentrale Vorgang der Brønstedschen Säure-Base-Theorie. Nach dieser Theorie gibt eine Säure ein Proton ab und ist damit ein Protonendonator. Eine Base nimmt ein Proton auf und ist damit ein Protonenakzeptor. Häufig wirkt Wasser als Base. Zwischen den beteiligten Teilchen stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, das mit einem Doppelpfeil in der Reaktionsgleichung dargestellt wird.
Typische protolytische Reaktionen
Ein wichtiges Beispiel ist Chlorwasserstoff in Wasser. Wird das Gas HCl in Wasser eingebracht, entsteht Salzsäure:
\mathrm{H_{2}O + HCl \rightleftharpoons H_{3}O^{+} + Cl^{-}}
Dabei sind HCl und H_{3}O^{+} Protonendonatoren, also Brønsted-Säuren. H_{2}O und Cl^{-} sind Protonenakzeptoren, also Brønsted-Basen.
Auch Essigsäure reagiert in Wasser protolytisch. Aus reiner Essigsäure (H_{3}C–COOH) entstehen Oxoniumionen H_{3}O^{+} und Acetat-Anionen H_{3}C–COO^{-}:
\mathrm{H_{3}C{-}COOH + H_{2}O \rightleftharpoons H_{3}C{-}COO^{-} + H_{3}O^{+}}
Hier wirken CH_{3}COOH und H_{3}O^{+} als Protonendonatoren, H_{3}C–COO^{-} und H_{2}O als Protonenakzeptoren.
Mehrprotonige Säuren und Ampholyte
Schwefelsäure ist eine zweiprotonige Verbindung, weil sie zwei Protonen abgeben kann. In Wasser läuft die Protolyse stufenweise ab:
\mathrm{H_{2}SO_{4} + 2\ H_{2}O \rightleftharpoons H_{3}O^{+} + H_{2}O + HSO_{4}^{-} \rightleftharpoons 2\ H_{3}O^{+} + SO_{4}^{2-}}
In dieser Reaktion sind H_{2}SO_{4} und H_{3}O^{+} Protonendonatoren. H_{2}O und SO_{4}^{2-} sind Protonenakzeptoren. Eine besondere Rolle hat HSO_{4}^{-}: Es kann je nach Reaktionsrichtung als Protonenakzeptor oder als Protonendonator reagieren. Stoffe mit dieser Eigenschaft heißen Ampholyte.
Auch Ammoniak zeigt in Wasser eine protolytische Reaktion:
\mathrm{NH_{3} + H_{2}O \rightleftharpoons NH_{4}^{+} + OH^{-}}
Dabei entstehen Ammonium-Ionen NH_{4}^{+} und Hydroxid-Ionen OH^{-}. Protonendonatoren sind NH_{4}^{+} und H_{2}O; Protonenakzeptoren sind OH^{-} und NH_{3}.
Autoprotolyse des Wassers
Reines Wasser unterliegt einer Autoprotolyse, auch Autodissoziation genannt. Dabei reagieren Wassermoleküle miteinander, sodass Oxoniumionen H_{3}O^{+} und Hydroxidionen OH^{-} entstehen:
\mathrm{2\ H_{2}O \rightleftharpoons H_{3}O^{+} + OH^{-}}
Wasser kann dabei sowohl als Protonendonator, also als Säure, als auch als Protonenakzeptor, also als Base, reagieren. Deshalb ist Wasser ein Ampholyt.
Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf der Seite des Wassers. Das Ionenprodukt dieser Reaktion beträgt bei 298 K, also 25 °C, etwa 10^{-14}\ \mathrm{mol^{2}\ l^{-2}}. Die Autoprotolyse erklärt, warum auch chemisch reines Wasser eine geringe elektrische Leitfähigkeit besitzt. Eine Anwendung zur elektrischen Ladungstrennung findet sich beim Kelvin-Generator, wenn er mit chemisch reinem Wasser betrieben wird.
Die Autoprotolyse und damit der pH-Wert sind stark temperaturabhängig. Bei 25 °C beträgt K_w/10^{-14}\mathrm{M^2} etwa 1,01, pK_w ist 14,00 und der neutrale pH-Wert ist 7,00. Bei 0 °C liegt der neutrale pH-Wert bei 7,47, bei 100 °C bei 6,14. Ein neutraler pH-Wert ist deshalb nicht bei jeder Temperatur gleich 7.
Modell und Reaktionsordnung
Die Autoprotolyse des Wassers kann modellhaft auch so geschrieben werden:
\mathrm{H_{2}O \rightleftharpoons H^{+} + OH^{-}}
In dieser Betrachtung ergibt sich für die Hinreaktion, also die Dissoziation, formal eine Reaktion 0. Ordnung. Für die Rückreaktion folgt formal eine Reaktion 2. Ordnung. Diese Einordnung beschreibt die Reaktionsordnung im Modell, nicht eine neue Stoffgleichung für den gesamten Vorgang.
Autoprotolyse außerhalb von Wasser
Brønstedsche Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf Wasser beschränkt. Auch andere hinreichend polare Lösungsmittel können als Reaktionspartner dienen, zum Beispiel Methanol oder Ethanol.
Ein Beispiel ist flüssiges Ammoniak. Bei seiner Autoprotolyse entstehen Ammonium und Amid:
\mathrm{2\ NH_{3} \rightleftharpoons NH_{4}^{+} + NH_{2}^{-}}
Das Ionenprodukt beträgt hier 10^{-32}.
Auch konzentrierte Schwefelsäure zeigt eine analoge Reaktion:
\mathrm{2\ H_{2}SO_{4} \rightleftharpoons H_{3}SO_{4}^{+} + HSO_{4}^{-}}
Das Ionenprodukt beträgt 10^{-4}.
Für Fluorwasserstoff wird ebenfalls eine Autoprotolyse angegeben:
\mathrm{3\ HF \rightleftharpoons H_{2}F^{+} + HF_{2}^{-}}
Das Ionenprodukt beträgt 10^{-10,7} bei 0 °C.
