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Die '''Protolyse''' (von [[Proton (Chemie)|Proton]] und [[Altgriechische Sprache|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''.<ref name=":0">{{Internetquelle |autor=The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) |url=https://goldbook.iupac.org/terms/view/P04905 |titel=IUPAC - protolysis (P04905) |abruf=2022-06-08}}</ref> Der Begriff Proto''lyse'' 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<ref name=":0" />, stattdessen sollte besser von '''Protonen-Übertragungen''' gesprochen werden.

Die Protolyse ist der entscheidende Vorgang nach der wichtigen [[Säure-Base-Konzepte#Definition nach Brønsted und Lowry|Brønstedschen Säure-Base-Theorie]]. Danach überträgt eine Säure ein Proton (H+) an einen Reaktionspartner. Die als Säure bezeichnete Verbindung wirkt als Protonenspender (''[[Protonendonator]]''), die [[Basen (Chemie)|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 [[Chemisches Gleichgewicht|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 (Chemie)|Basen]]''.

:<math>\mathrm{H_2O\ +\ HCl\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ Cl^-}</math>.

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

:<math>\mathrm{H_3C{-}COOH\ +\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3C{-}COO^-\ +\ H_3O^+}</math>

Protolyse der zweiprotonigen Verbindung [[Schwefelsäure]] in Wasser:

:<math>\mathrm{H_2SO_4\ +\ 2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ H_2O\ +\ HSO_4^-\rightleftharpoons\ 2\ H_3O^+\ +\ SO_4^{2-}}</math>

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.

:<math>\mathrm{NH_3\ +\ H_2O\;\rightleftharpoons\ NH_4^+\ +\ OH^-}</math>

== Autoprotolyse ==
Reines [[Wasser]] unterliegt einer sogenannten '''Autoprotolyse''' (auch '''Auto[[Dissoziation (Chemie)|dissoziation]]''').<ref name="Ebel">Siegfried Ebel und [[Hermann Josef Roth|Hermann J. Roth]] (Herausgeber): ''Lexikon der Pharmazie'', Georg Thieme Verlag, 1987, S. 75, ISBN 3-13-672201-9.</ref> Hierbei entstehen [[Oxonium]]ionen (H3O+) und [[Hydroxidion]]en (OH−). H2O kann sowohl als Protonendonator (als Säure) oder als Protonenakzeptor (als Base) reagieren. Man spricht daher auch hier von einem [[Ampholyt]]en.

:<math>\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ OH^-}</math>

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 [[Ionenprodukt]]e Kw von Wasser (in [[Stoffmengenkonzentration#Molar|ᴍ]]2 = mol2 l−2):

{| class="wikitable"
! Tempe- ratur !! Kw/10−14ᴍ2 <ref name="kuester">Küster, Thiel: ''[[Küster-Thiel Rechentafeln für die Chemische Analytik|Rechentafeln für die Chemische Analytik]]'', 105. Auflage, Berlin / New York 2003, ISBN 3-11-017566-5.</ref><ref name="Lax">D'Ans – Lax ''Taschenbuch für Chemiker und Physiker'' Band 1, Springer-Verlag 1967, S. 626.</ref>!! pKw <ref name="kuester"/><ref name="Lax"/> !! neutraler pH
|-
| {{0|00}}0 °C || {{0}}0,11 || 14,94 || 7,47
|-
| {{0}}10 °C || {{0}}0,29 || 14,53 || 7,27
|-
| {{0}}20 °C || {{0}}0,68 || 14,17 || 7,09
|-
| {{0}}25 °C || {{0}}1,01 || 14,00 || 7,00
|-
| {{0}}30 °C || {{0}}1,47 || 13,83 || 6,92
|-
| {{0}}40 °C || {{0}}2,92 || 13,53 || 6,77
|-
| {{0}}50 °C || {{0}}5,47 || 13,26 || 6,63
|-
| {{0}}60 °C || {{0}}9,6 || 13,02 || 6,51
|-
| {{0}}70 °C || 16 || 12,80 || 6,40
|-
| {{0}}80 °C || 25 || 12,60 || 6,30
|-
| {{0}}90 °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:

<math>\mathrm{\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H^+\ +\ OH^-}</math>

ergibt sich für die Hinreaktion, also die [[Dissoziation (Chemie)|Dissoziation]], formal eine [[Kinetik (Chemie)#Reaktionen nullter bis dritter Ordnung|Reaktion 0. Ordnung]]. Für die Rückreaktion folgt so formal eine [[Kinetik (Chemie)#Reaktionen nullter bis dritter Ordnung|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 [[Ammoniak]]s. Es bilden sich die Ionen Ammonium und Amid.

: <math>\mathrm{2\ NH_3\ \rightleftharpoons\ NH_4^+\ +\ NH_2^-}</math>
[[Ionenprodukt]] = 10−32

Auch in konzentrierter Schwefelsäure sind analoge Reaktionen bekannt:

: <math>\mathrm{2\ H_2SO_4\ \rightleftharpoons\ H_3SO_4^+\ +\ HSO_4^-}</math>
Ionenprodukt = 10−4

Ebenso von [[Fluorwasserstoff]]:

: <math>\mathrm{3\ HF\ \rightleftharpoons\ H_2F^+\ +\ HF_2^-}</math>
Ionenprodukt = 10−10,7 (0 °C)

(Weitere Beispiele unter [[Ampholyt#Beispiele für Ampholyte]].)

== Siehe auch ==
* [[Protonierung]]

== Weblinks ==
{{Wiktionary|Protolyse}}

== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Acidität und Basizität]]
[[Kategorie:Chemische Reaktion]]

Protolyse - Versionsgeschichte

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