Benutzer:Roland.chem/Werkeln
Die Protolyse (auch protolytische Reaktion oder nach IUPAC Protonenübertragungsreaktion[1] 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.[Anmerkung 1] 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.[2] Die Autoprotolyse tritt als wichtige Reaktion in reinem Wasser auf.
Protolytische Reaktionen
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]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:
- .
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:
- .
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.
Wird der Feststoff Natriumoxid (Na2O) (pKb von O2− ist −10)
- .
Wird der Feststoff Natriumhydroxid in Wasser eingebracht, bildet sich Natronlauge.
- .
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.
Autoprotolyse
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Autoprotolyse des Wassers | |||
Temperatur (°C) | Kw(mol2l−2)[3][4] | pKw[3][4] | 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.
Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das Ionenprodukt des Wassers Kw
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:
Die Autoprotolyse ist deutlich abhängig von der Temperatur. Die Tabelle listet Kw und pKw-Werte (pKw = −lg Kw) von Wasser bei verschiedenen Temperaturen. Dementsprechend ist auch der pH-Wert von Wasser temperaturabhängig.
Autoprotolyse anderer, wasserfreier Lösungsmittel
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Autoprotolysekonstanten nach[5] | |
Verbindung | pKau |
Schwefelsäure (H2SO4) | 3,85 |
Ameisensäure (HCOOH) | 6,2 |
Flußsäure (HF) | 10,7 bei 0°C[6] |
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.
Ionenprodukt = 10−32
Auch in konzentrierter Schwefelsäure sind analoge Reaktionen bekannt:
Ionenprodukt = 10-4
Ebenso von Fluorwasserstoff:
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
Anmerkungen
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ Die Bedeutungen der Begriffe Säure und Base sind hier nicht identisch mit der üblichen Bedeutung der Begriffe Säuren und Basen, welche als Sammelbegriffe für chemische Verbindungen dienen, die bei der Gabe in Wasser zu sauren bzw. basischen Lösungen führen.
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ Eintrag zu proton transfer reaction. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.P04915 – Version: 2.2..
- ↑ Eintrag zu autoprotolysis. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.A00531 – Version: 2.2..
- ↑ a b Küster, Thiel: Rechentafeln für die Chemische Analytik, 105. Auflage, Berlin / New York 2003, ISBN 3-11-017566-5
- ↑ a b D'Ans - Lax Taschenbuch für Chemiker und Physiker Band 1, Springer-Verlag 1967, S. 626
- ↑ L. Kolditz; Anorganische Chemie; VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften 1983, S. 188
- ↑ Hollemann-Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101.Aufl. S.457
Weblinks
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- http://www.seilnacht.com/Lexikon/Saeuren.htm#broenstedt (Protolyse)
- http://www.seilnacht.com/Lexikon/ampholyt.html (Ampholyt, Autoprotolyse)