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<title>Protolyse</title>

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<h1 id="firstHeading" class="firstHeading mw-first-heading">Protolyse</h1>

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<div id="mw-content-text" class="mw-body-content mw-content-ltr" lang="de" dir="ltr"><div class="mw-content-ltr mw-parser-output" lang="de" dir="ltr">Die Protolyse (von <a href="Proton_(Chemie)" title="Proton (Chemie)">Proton</a> und <a href="Altgriechische_Sprache" title="Altgriechische Sprache">altgriechisch</a> λύσις lýsis „Lösung, Auflösung, Beendigung“) (oder auch protolytische Reaktion) ist eine <a href="Chemische_Reaktion" title="Chemische Reaktion">chemische Reaktion</a>, bei der ein Proton (H+-Ion) zwischen zwei Reaktionspartnern übertragen wird.<a href="#cite_note-:0-1">[1]</a> Der Begriff Protolyse bedeutet jedoch sinngemäß die Abspaltung von Protonen. Wegen dieser missverständlichen begrifflichen Ähnlichkeit mit der <a href="Hydrolyse" title="Hydrolyse">Hydrolyse</a> oder <a href="Photolyse" title="Photolyse">Photolyse</a> empfiehlt die IUPAC, auf den Begriff zu verzichten<a href="#cite_note-:0-1">[1]</a>, stattdessen sollte besser von Protonen-Übertragungen gesprochen werden.

Die Protolyse ist der entscheidende Vorgang nach der wichtigen <a href="S%C3%A4ure-Base-Konzepte#Definition_nach_Brønsted_und_Lowry" title="Säure-Base-Konzepte">Brønstedschen Säure-Base-Theorie</a>. Danach überträgt eine Säure ein Proton (H+) an einen Reaktionspartner. Die als Säure bezeichnete Verbindung wirkt als Protonenspender (<a href="Protonendonator" title="Protonendonator">Protonendonator</a>), die <a href="Basen_(Chemie)" title="Basen (Chemie)">Base</a> (häufig <a href="Wasser" title="Wasser">Wasser</a>) nimmt die Protonen auf und wird daher als <a href="Protonenakzeptor" title="Protonenakzeptor">Protonenakzeptor</a> bezeichnet. Zwischen den Reaktionspartnern stellt sich ein <a href="Chemisches_Gleichgewicht" title="Chemisches Gleichgewicht">chemisches Gleichgewicht</a> ein.

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Protolytische_Reaktionen">Protolytische Reaktionen</h2></div>

Wird das Gas <a href="Chlorwasserstoff" title="Chlorwasserstoff">Chlorwasserstoff</a> (HCl) in Wasser eingebracht, bildet sich unter Protolyse die <a href="Salzs%C3%A4ure" title="Salzsäure">Salzsäure</a>. In dieser <a href="Chemisches_Gleichgewicht" title="Chemisches Gleichgewicht">Gleichgewichtsreaktion</a> sind das Molekül HCl und das Ion H3O+ Protonendonatoren, also nach Brønsted Säuren. H2O und Cl− wirken als Protonenakzeptoren, sie sind nach Brønsted also <a href="Basen_(Chemie)" title="Basen (Chemie)">Basen</a>.

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{2}O\ +\ HCl\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/3886a9f8bf3c6414072ddcef28f89cf1daed2231.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:31.404ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{2}O\ +\ HCl\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}} }" loading="lazy">.</dd></dl>

Wird beispielsweise reine <a href="Essigs%C3%A4ure" title="Essigsäure">Essigsäure</a> (H3C–COOH) in Wasser gegeben, bilden sich unter Protolyse H3O+ und das <a href="Essigs%C3%A4ure" title="Essigsäure">Acetat</a>-Anion (H3C–COO−). Hier sind CH3COOH und H3O+ Protonendonatoren, während H3C–COO− und H2O Protonenakzeptoren sind.

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{3}C{-}COOH\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}C{-}COO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/fb03385d004b0dad29fc6ae38f716e64384f2248.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:49.91ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{3}C{-}COOH\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}C{-}COO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Protolyse der zweiprotonigen Verbindung <a href="Schwefels%C3%A4ure" title="Schwefelsäure">Schwefelsäure</a> in Wasser:

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<annotation encoding="application/x-tex">{\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-}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/9343e11bae3b36f88a5fdd33c2473a0f0dff7bf1.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:68.647ex; height:3.343ex;" alt="{\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-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

In dieser <a href="Reaktionsgleichung" title="Reaktionsgleichung">Reaktionsgleichung</a> 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 <a href="Reaktionsrichtung" class="mw-redirect" title="Reaktionsrichtung">Reaktionsrichtung</a> als Protonenakzeptor oder Protonendonator reagieren kann. Man bezeichnet Substanzen mit solchen Eigenschaften als <a href="Ampholyte" class="mw-redirect" title="Ampholyte">Ampholyte</a>.

Wird das Gas <a href="Ammoniak" title="Ammoniak">Ammoniak</a> (NH3) in Wasser eingeleitet, bilden sich Ammonium-Ionen (NH4+) und <a href="Hydroxid" class="mw-redirect" title="Hydroxid">Hydroxid</a>-Ionen (OH−). Protonendonatoren sind hier NH4+ und H2O, während OH− und NH3 Protonenakzeptoren sind.

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {NH_{3}\ +\ H_{2}O\;\rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/6f1f5b5762d1a4aa377a5116c782d2260b70fab9.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:32.048ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {NH_{3}\ +\ H_{2}O\;\rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Autoprotolyse">Autoprotolyse</h2></div>

Reines <a href="Wasser" title="Wasser">Wasser</a> unterliegt einer sogenannten Autoprotolyse (auch Auto<a href="Dissoziation_(Chemie)" title="Dissoziation (Chemie)">dissoziation</a>).<a href="#cite_note-Ebel-2">[2]</a> Hierbei entstehen <a href="Oxonium" title="Oxonium">Oxoniumionen</a> (H3O+) und <a href="Hydroxidion" title="Hydroxidion">Hydroxidionen</a> (OH−). H2O kann sowohl als Protonendonator (als Säure) oder als Protonenakzeptor (als Base) reagieren. Man spricht daher auch hier von einem <a href="Ampholyt" title="Ampholyt">Ampholyten</a>.

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/62104ac932a0e06d720bab0d30b97b3c2d31e971.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:26.304ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das <a href="Ionenprodukt" title="Ionenprodukt">Ionenprodukt</a> 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 <a href="Elektrische_Leitf%C3%A4higkeit" title="Elektrische Leitfähigkeit">elektrische Leitfähigkeit</a> besitzt. Eine Anwendung der Autoprotolyse zur elektrischen Ladungstrennung findet sich beim <a href="Kelvin-Generator" title="Kelvin-Generator">Kelvin-Generator</a>, wenn dieser mit chemisch reinem Wasser betrieben wird.

Die Autoprotolyse (und damit der <a href="PH-Wert" title="PH-Wert">pH-Wert</a>) ist stark temperaturabhängig. So betragen die <a href="Ionenprodukt" title="Ionenprodukt">Ionenprodukte</a> Kw von Wasser (in <a href="Stoffmengenkonzentration#Molar" title="Stoffmengenkonzentration">ᴍ</a>2 = mol2 l−2):

<th>Tempe- ratur</th>

<th>neutraler pH

</th></tr>

<tr>

<td>7,47

</td></tr>

<tr>

<td>7,27

</td></tr>

<tr>

<td>7,09

</td></tr>

<tr>

<td>7,00

</td></tr>

<tr>

<td>6,92

</td></tr>

<tr>

<td>6,77

</td></tr>

<tr>

<td>6,63

</td></tr>

<tr>

<td>6,51

</td></tr>

<tr>

<td>6,40

</td></tr>

<tr>

<td>6,30

</td></tr>

<tr>

<td>6,22

</td></tr>

<tr>

<td>6,14

</td></tr></tbody></table>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Modell_der_Autoprotolyse_des_Wassers">Modell der Autoprotolyse des Wassers</h3></div>

Wird die Autoprotolyse des Wassers in folgender Form betrachtet:

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H^{+}\ +\ OH^{-}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/bcf1fdf8e93ee2e6ca14162dee34a4278cf52a50.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:22.279ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H^{+}\ +\ OH^{-}} }" loading="lazy">

ergibt sich für die Hinreaktion, also die <a href="Dissoziation_(Chemie)" title="Dissoziation (Chemie)">Dissoziation</a>, formal eine <a href="Kinetik_(Chemie)#Reaktionen_nullter_bis_dritter_Ordnung" title="Kinetik (Chemie)">Reaktion 0. Ordnung</a>. Für die Rückreaktion folgt so formal eine <a href="Kinetik_(Chemie)#Reaktionen_nullter_bis_dritter_Ordnung" title="Kinetik (Chemie)">Reaktion 2. Ordnung</a>.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Autoprotolyse_in_nichtwässrigen_Lösungen">Autoprotolyse in nichtwässrigen Lösungen</h3></div>

In Brønstedschen Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare <a href="L%C3%B6sungsmittel" title="Lösungsmittel">Lösungsmittel</a> als Reaktionspartner dienen, zum Beispiel <a href="Methanol" title="Methanol">Methanol</a> oder <a href="Ethanol" title="Ethanol">Ethanol</a>. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen <a href="Ammoniak" title="Ammoniak">Ammoniaks</a>. Es bilden sich die Ionen Ammonium und Amid.

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {2\ NH_{3}\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ NH_{2}^{-}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/3dfc4bf632fed46475141db66cdff7c30f5d646f.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:25.055ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {2\ NH_{3}\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ NH_{2}^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

<a href="Ionenprodukt" title="Ionenprodukt">Ionenprodukt</a> = 10−32

Auch in konzentrierter Schwefelsäure sind analoge Reaktionen bekannt:

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}SO_{4}\ \rightleftharpoons \ H_{3}SO_{4}^{+}\ +\ HSO_{4}^{-}} }</annotation>

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</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/9503cd4f10c0868f22970f8028921b551c3693cb.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:31.236ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}SO_{4}\ \rightleftharpoons \ H_{3}SO_{4}^{+}\ +\ HSO_{4}^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Ionenprodukt = 10−4

Ebenso von <a href="Fluorwasserstoff" title="Fluorwasserstoff">Fluorwasserstoff</a>:

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</mrow>

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</mstyle>

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<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {3\ HF\ \rightleftharpoons \ H_{2}F^{+}\ +\ HF_{2}^{-}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/1a0bda48e73239846e39c10a5783965d7b62ded5.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:24.379ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {3\ HF\ \rightleftharpoons \ H_{2}F^{+}\ +\ HF_{2}^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Ionenprodukt = 10−10,7 (0 °C)

(Weitere Beispiele unter <a href="Ampholyt#Beispiele_für_Ampholyte" title="Ampholyt">Ampholyt#Beispiele für Ampholyte</a>.)

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Siehe_auch">Siehe auch</h2></div>

<ul><li><a href="Protonierung" title="Protonierung">Protonierung</a></li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Weblinks">Weblinks</h2></div>

<div class="sisterproject" style="margin:0.1em 0 0 0;"><a href="https://de.wiktionary.org/wiki/Protolyse" class="extiw external" title="wikt:Protolyse">Wiktionary: Protolyse</a> – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen</div>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Einzelnachweise">Einzelnachweise</h2></div>

<li id="cite_note-:0-1">↑ <a href="#cite_ref-:0_1-0">a</a> <a href="#cite_ref-:0_1-1">b</a> The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC): <a rel="nofollow" class="external text" href="https://goldbook.iupac.org/terms/view/P04905">IUPAC - protolysis (P04905).</a> Abgerufen am 8. Juni 2022.<span style="display: none;" class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Adc&rfr_id=info%3Asid%2Fde.wikipedia.org%3AProtolyse&rft.title=IUPAC+-+protolysis+%28P04905%29&rft.description=IUPAC+-+protolysis+%28P04905%29&rft.identifier=https%3A%2F%2Fgoldbook.iupac.org%2Fterms%2Fview%2FP04905&rft.creator=The+International+Union+of+Pure+and+Applied+Chemistry+%28IUPAC%29">

</li>

<li id="cite_note-Ebel-2"><a href="#cite_ref-Ebel_2-0">↑</a> Siegfried Ebel und <a href="Hermann_Josef_Roth" title="Hermann Josef Roth">Hermann J. Roth</a> (Herausgeber): Lexikon der Pharmazie, Georg Thieme Verlag, 1987, S. 75, ISBN 3-13-672201-9.

</li>

<li id="cite_note-kuester-3">↑ <a href="#cite_ref-kuester_3-0">a</a> <a href="#cite_ref-kuester_3-1">b</a> Küster, Thiel: <a href="K%C3%BCster-Thiel_Rechentafeln_f%C3%BCr_die_Chemische_Analytik" title="Küster-Thiel Rechentafeln für die Chemische Analytik">Rechentafeln für die Chemische Analytik</a>, 105. Auflage, Berlin / New York 2003, ISBN 3-11-017566-5.

</li>

<li id="cite_note-Lax-4">↑ <a href="#cite_ref-Lax_4-0">a</a> <a href="#cite_ref-Lax_4-1">b</a> D'Ans – Lax Taschenbuch für Chemiker und Physiker Band 1, Springer-Verlag 1967, S. 626.

</li>

</ol></div><div><div class="zim-footer">

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