Autoprotolyse

Synonym: Autoprotolytische Reaktion
Englisch: autoprotolysis

Definition

Als Autoprotolyse bezeichnet man die Eigendissoziation des Wassers.

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

Hintergrund

Wasser ist ein Ampholyt, der in einem geringen, aber durchaus messbaren Umfang mit sich selber reagieren kann. Diese Eigendissoziation a bewirkt eine geringe Leitfähigkeit, die auch bei reinem Wasser beobachtet werden kann. Sie ist auf die Anwesenheit der Ionen H₃O⁺ und OH^- zurückzuführen. Die einen Wassermoleküle reagieren als Säure, die anderen als Base. Das Gleichgewicht der Reaktion liegt dabei jedoch sehr weit auf der linken Seite. Das dazugehörende Massenwirkungsgesetz (MWG) lautet:

K = ([H₃O]⁺ · [OH]^-) ÷ [H₂O]²

Das Produkt der Konzentrationen der Produkte (Zähler) wird durch das Produkt der Konzentrationen der Edukte (Nenner) dividiert und ist konstant (K = Gleichgewichtskonstante).

Da das Wasser im Überschuss vorhanden ist, ist seine Konzentration (1 l = 55,6 mol) bei einer geringen Eigendissoziation praktisch konstant. Dies ist auch der Grund, wieso dieser Wert mit der Gleichgewichtskonstante K zusammengezogen werden kann.

K · [H₂O]² = K_W = [H₃O]⁺ · [OH^-] = 10^-14 mol²/L²

(bei 22°C)

Ionenprodukt

Die Konstante K_W nennt man das Ionenprodukt des Wassers (_W steht für Wasser). Sie ist temperaturabhängig. Liegt eine neutrale Lösung vor, so sind H₃O⁺ und OH^- in gleicher Konzentration vorfindbar. Es gilt somit:

[H₃O]⁺ · [OH]^- = K_W = 10^-14 mol²/L²

Daraus ergibt sich für die Konzentrationen:

[H₃O⁺] = [OH^-] = √(K_W) = 10^-7 mol/L

In einer sauren Lösung überwiegt die Konzentration der H₃O⁺-Ionen, in einer basischen die der OH^--Ionen. Das Ionenprodukt des Wassers (K_W) gilt, solange die Lösung sehr verdünnt ist. Daraus folgt: Wenn man [H₃O⁺] kennt, lässt sich [OH^-] berechnen und umgekehrt.

Beispiel

[OH^-] = 10^-5 mol/L	Es errechnet sich daraus:
[H₃O]⁺ · 10^-5 = 10^-14 mol²/L²	[H₃O]⁺ = 10^-14 ÷ 10^-5 = 10^-9 mol/L

pH-Wert

Als Folge lässt sich bei allen verdünnten wässrigen Lösungen als Maß für die Azidität (Säureverhalten) bzw. Basizität (Basenverhalten) die Konzentration an Hydronium-Ionen (H₃O⁺) oder Hydroxid-Ionen (OH^-) verwenden. Es ist jedoch recht unübersichtlich, Zehnerpotenzen mit negativer Hochzahl zu multiplizieren oder zu dividieren. Deshalb wurde der negative dekadische Logarithmus der Hydroniumionen-Konzentration als pH-Wert definiert (lat. pondus hydrogenii).

pH = - log₁₀ [H₃O⁺] = - lg [H₃O⁺]
Beispiel: [H₃O⁺] = 10^-4 mol/L … pH = 4

Dieser einfache aber wirkungsvolle mathematische Schritt ermöglicht es, einfache Zahlen zu addieren bzw. zu subtrahieren, insofern man quantitative Aussagen über die Azidität oder Basizität einre Lösung machen will und in analoger Weise den pOH-Wert definiert:

pOH = - log₁₀ [OH^-]

Im obigen Rechenbeispiel war [OH^-] = 10^-5 mol/L vorgegeben. Dieser Wert entspricht nun pOH = 5. Somit ergibt sich der pH-Wert wie folgt:

pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9