Protolyse

Die Protolyse (von Proton und altgriechisch λύσις lýsis „Lösung, Auflösung, Beendigung“) (oder auch protolytische Reaktion) ist eine chemische Reaktion, bei der ein Proton (H⁺-Ion) zwischen zwei Reaktionspartnern übertragen wird.^[1] Der Begriff Protolyse bedeutet jedoch sinngemäß die Abspaltung von Protonen. Wegen dieser missverständlichen begrifflichen Ähnlichkeit mit der Hydrolyse oder Photolyse empfiehlt die IUPAC, auf den Begriff zu verzichten^[1], stattdessen sollte besser von Protonen-Übertragungen gesprochen werden.

Die Protolyse ist der entscheidende Vorgang nach der wichtigen Brønstedschen Säure-Base-Theorie. Danach überträgt eine Säure ein Proton (H⁺) an einen Reaktionspartner. Die als Säure bezeichnete Verbindung wirkt als Protonenspender (Protonendonator), die Base (häufig Wasser) nimmt die Protonen auf und wird daher als Protonenakzeptor bezeichnet. Zwischen den Reaktionspartnern stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein.

Protolytische Reaktionen

Wird das Gas Chlorwasserstoff (HCl) in Wasser eingebracht, bildet sich unter Protolyse die Salzsäure. In dieser Gleichgewichtsreaktion sind das Molekül HCl und das Ion H₃O⁺ Protonendonatoren, also nach Brønsted Säuren. H₂O und Cl⁻ wirken als Protonenakzeptoren, sie sind nach Brønsted also Basen.

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

Wird beispielsweise reine Essigsäure (H₃C–COOH) in Wasser gegeben, bilden sich unter Protolyse H₃O⁺ und das Acetat-Anion (H₃C–COO⁻). Hier sind CH₃COOH und H₃O⁺ Protonendonatoren, während H₃C–COO⁻ und H₂O Protonenakzeptoren sind.

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

Protolyse der zweiprotonigen Verbindung Schwefelsäure in Wasser:

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

In dieser Reaktionsgleichung sind die Moleküle H₂SO₄ und das Ion H₃O⁺ Protonendonatoren, also nach Brønsted Säuren. H₂O und SO₄²⁻ wirken als Protonenakzeptoren, sie sind nach Brønsted also Basen. Eine besondere Rolle spielt HSO₄⁻, das je nach Reaktionsrichtung als Protonenakzeptor oder Protonendonator reagieren kann. Man bezeichnet Substanzen mit solchen Eigenschaften als Ampholyte.

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.

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

Autoprotolyse

Reines Wasser unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse (auch Autodissoziation).^[2] Hierbei entstehen Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH⁻). H₂O kann sowohl als Protonendonator (als Säure) oder als Protonenakzeptor (als Base) reagieren. Man spricht daher auch hier von einem Ampholyten.

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

Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das Ionenprodukt für diese Reaktion 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. Eine Anwendung der Autoprotolyse zur elektrischen Ladungstrennung findet sich beim Kelvin-Generator, wenn dieser mit chemisch reinem Wasser betrieben wird.

Die Autoprotolyse (und damit der pH-Wert) ist stark temperaturabhängig. So betragen die Ionenprodukte K_w von Wasser (in ᴍ² = mol² l⁻²):

Tempe- ratur	Kw/10−14ᴍ2 [3][4]	pKw [3][4]	neutraler pH
000 °C	00,11	14,94	7,47
010 °C	00,29	14,53	7,27
020 °C	00,68	14,17	7,09
025 °C	01,01	14,00	7,00
030 °C	01,47	13,83	6,92
040 °C	02,92	13,53	6,77
050 °C	05,47	13,26	6,63
060 °C	09,6	13,02	6,51
070 °C	16	12,80	6,40
080 °C	25	12,60	6,30
090 °C	37	12,43	6,22
100 °C	54	12,27	6,14

Modell der Autoprotolyse des Wassers

Wird die Autoprotolyse des Wassers in folgender Form betrachtet:

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

ergibt sich für die Hinreaktion, also die Dissoziation, formal eine Reaktion 0. Ordnung. Für die Rückreaktion folgt so formal eine Reaktion 2. Ordnung.

Autoprotolyse in nichtwässrigen Lösungen

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.

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

Ionenprodukt = 10⁻³²

Auch in konzentrierter Schwefelsäure sind analoge Reaktionen bekannt:

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

Ionenprodukt = 10⁻⁴

Ebenso von Fluorwasserstoff:

${\displaystyle \mathrm {3\ HF\ \rightleftharpoons \ H_{2}F^{+}\ +\ HF_{2}^{-}} }$

Ionenprodukt = 10^−10,7 (0 °C)

(Weitere Beispiele unter Ampholyt#Beispiele für Ampholyte.)

Siehe auch

• Protonierung

Weblinks

Wiktionary: Protolyse – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

1. The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC): IUPAC - protolysis (P04905). Abgerufen am 8. Juni 2022.
2. Siegfried Ebel und Hermann J. Roth (Herausgeber): Lexikon der Pharmazie, Georg Thieme Verlag, 1987, S. 75, ISBN 3-13-672201-9.
3. Küster, Thiel: Rechentafeln für die Chemische Analytik, 105. Auflage, Berlin / New York 2003, ISBN 3-11-017566-5.
4. D'Ans – Lax Taschenbuch für Chemiker und Physiker Band 1, Springer-Verlag 1967, S. 626.