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Protolyse

Die Protolyse (auch protolytische Reaktion oder nach IUPAC Protonenübertragungsreaktion genannt) ist eine chemische Reaktion, bei der ein Proton, genauer ein Hydron (H⁺), zwischen zwei Reaktionspartnern übertragen wird. Der Begriff Protolyse wird häufig falsch interpretiert, wobei von Ablösen oder Abspaltung von Protonen gesprochen oder die Protolyse mit der Hydrolyse verwechselt wird.

Die Protolyse ist der entscheidende Vorgang der wichtigen Brønstedschen Säure-Base-Konzept. Danach überträgt ein Protonendonator ein Proton an einen Protonenakzeptor. Das als Protonendonator wirkende Teilchen wird häufig auch Säure und das als Protonenakzeptor wirkende Teilchen als Base bezeichnet. Die Teilchen können molekulare Verbindungen, aber auch Anionen oder Kationen sein, die in der Regel in wässrigen Lösungen vorliegen. Zwischen den Reaktionspartnern stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein. Als Autoprotolyse bezeichnet man eine protolytische Reaktion von zwei gleichen Teilchen, wobei eins der Teilchen als Protonendonator, das andere Teilchen als Protonenakzeptor wirkt. Die Autoprotolyse tritt als wichtige Reaktion in reinem Wasser auf.

Protolytische Reaktionen

Wird das Gas Chlorwasserstoff (HCl) in Wasser eingebracht, bildet sich unter Protolyse die Salzsäure. Chlorwasserstoff ist eine sehr starke Säure (pKs ≈ −6) und in wässrigen Lösungen bilden sich quantitativ Oxonium-Ionen und Chlorid-Ionen:

$\mathrm {H_{2}O\ +\ HCl\ \longrightarrow \ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}}$.

In dieser chemischen Reaktion ist das Molekül HCl Protonendonator. H₂O wirkt als Protonenakzeptor. In der Lösung liegt ein Gleichgewichtsreaktion (eine Säure-Base-Reaktion) zwischen Oxonium und Wasser vor, bei der die Chlorid-Ionen keine Rolle spielen:

$\mathrm {H_{2}O\ +\ H_{3}O^{+}\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ H_{2}O}$.

Protonendonator ist hier H₃O⁺, Akzeptor ist H₂O.

Wird beispielsweise reine Essigsäure (H₃C–COOH) in Wasser gegeben, bilden sich unter Protolyse H₃O⁺ und das Acetat-Anion (H₃C–COO⁻). Essigsäure ist eine nur mittelstarke Säure (pKs = 4,75). Hier sind CH₃COOH und H₃O⁺ Protonendonatoren, während H₃C–COO⁻ und H₂O Protonenakzeptoren sind.

$\mathrm {H_{3}C{-}COOH\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}C{-}COO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}}$

Wird der Feststoff Natriumoxid (Na₂O) (pK_b von O₂⁻ ist −10)

$\mathrm {2\ H_{2}O\ +\ Na_{2}O\ \longrightarrow \ 2\ OH^{-}\ +\ 2\ Na^{+}}$.

Wird der Feststoff Natriumhydroxid in Wasser eingebracht, bildet sich Natronlauge.

$\mathrm {NaOH\ {\xrightarrow[{}]{+Wasser}}\ Na^{+}\ +\ OH^{-}}$.

Wird das Gas Ammoniak (NH₃) in Wasser eingeleitet, bilden sich Ammonium-Ionen (NH₄⁺) und Hydroxid-Ionen (OH⁻). Protonendonatoren sind hier NH₄⁺ und H₂O, während OH⁻ und NH₃ Protonenakzeptoren sind.

$\mathrm {NH_{3}\ +\ H_{2}O\;\rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}}$

Autoprotolyse

Autoprotolyse des Wassers
Temperatur (°C)	Kw(mol2l−2)	pKw	neutraler pH (Neutralpunkt)
0	0.11 × 10−14	14.94	7.47
10	0.29 × 10−14	14.53	7.27
20	0.68 × 10−14	14.17	7.09
25	1.01 × 10−14	14.00	7.00
30	1.47 × 10−14	13.83	6.42
40	2.92 × 10−14	13.53	6.27
50	5.47 × 10−14	13.26	6.13
60	9.6 × 10−14	13.02	6.51
70	16 × 10−14	12.80	6.40
80	25 × 10−14	12.60	6.30
90	37 × 10−14	12.43	6.22
100	54 × 10−14	12.27	6.14

Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse. Hierbei entstehen Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH⁻). H₂O kann sowohl als Protonendonator (als Säure) oder als Protonenakzeptor (als Base) reagieren.

$\mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}}$

Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das Ionenprodukt des Wassers K_w

$K_{\text{W}}=c_{\mathrm {{H_{3}O}^{+}} }\cdot c_{\mathrm {OH^{-}} }$

beträgt bei 298 K (25 °C) etwa 10⁻¹⁴ mol² l⁻². Die Autoprotolyse des Wassers ist der Grund dafür, dass auch chemisch reines Wasser eine zumindest geringe elektrische Leitfähigkeit besitzt und legt den pH-Wert (den Neutralpunkt) von Wasser fest:

$Neutralpunkt=-{\tfrac {1}{2}}\log K_{\text{sb}}$

Die Autoprotolyse ist deutlich abhängig von der Temperatur. Die Tabelle listet K_w und pK_w-Werte (pK_w = −lg K_w) von Wasser bei verschiedenen Temperaturen. Dementsprechend ist auch der pH-Wert von Wasser temperaturabhängig.

Autoprotolyse anderer, wasserfreier Lösungsmittel

Autoprotolysekonstanten nach
Verbindung	pKau
Schwefelsäure (H2SO4)	3,85
Ameisensäure (HCOOH)	6,2
Flußsäure (HF)	10,7 bei 0°C
Essigsäure (CH3COOH)	14,45
Methanol (CH3OH)	16,9
Ethanol (CH3CH2OH)	19,5
Ammoniak (NH3)	29 bei −50 °C

In Brønstedschen Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner dienen, zum Beispiel Methanol oder Ethanol. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen Ammoniaks. Es bilden sich die Ionen Ammonium und Amid.

$\mathrm {2\ NH_{3}\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ NH_{2}^{-}}$

Ionenprodukt = 10⁻³²

Auch in konzentrierter Schwefelsäure sind analoge Reaktionen bekannt:

$\mathrm {2\ H_{2}SO_{4}\ \rightleftharpoons \ H_{3}SO_{4}^{+}\ +\ HSO_{4}^{-}}$

Ionenprodukt = 10^-4

Ebenso von Fluorwasserstoff:

$\mathrm {2\ HF\ \rightleftharpoons \ H_{2}F^{+}\ +\ F^{-}}$

Ionenprodukt = 10^−10,7 (0 °C)

Die angegebenen Autoprotolysekonstanten entsprechen dem negativen dekadischen Logarithmus (s.a.pH-Wert) des Ionenprodukts der Stoffe. Mit steigender Temperatur nimmt das Ausmaß der Autoprotolyse für gewöhnlich zu. (Aus Ampholyt)

!! Autoprotolysekonstante

???Man spricht daher auch hier von einem Ampholyten.???

proton transfer reaction http://goldbook.iupac.org/P04915.html

protolysis [obsolete] http://goldbook.iupac.org/P04905.html // Hydrolyse-Problem

autoprotolysis constant http://goldbook.iupac.org/A00532.html

autoprotolysis http://goldbook.iupac.org/A00531.html

amphoteric http://goldbook.iupac.org/A00306.html

Weblinks

Wiktionary: Protolyse – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

• http://www.seilnacht.com/Lexikon/Saeuren.htm#broenstedt (Protolyse)
• http://www.seilnacht.com/Lexikon/ampholyt.html (Ampholyt, Autoprotolyse)

TST

$\mathrm {Oxidation{:}\ }$	$\mathrm {Zn} \$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {\ Zn^{2+}\ +\ 2\ e^{-}}$
$\mathrm {Reduktion{:}\ }$	$\mathrm {Cu^{2+}\ +\ 2\ e^{-}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {\ Cu}$
$\mathrm {Redoxreaktion{:}\ }$	$\mathrm {Zn\ +\ Cu^{2+}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {\ Zn^{2+}\ +\ Cu}$