Protolyse

Protolyse of protolytische reactie is een chemische reactie waarbij een waterstofion (H⁺) tussen de twee bij de reactie betrokken stoffen wordt overgedragen en dus niet zoals vaak foutief wordt aangegeven, wordt afgestaan. De protolyse is een reactie volgens het belangrijke zuur-base-concept van de Brønsted en Lowry zuur-base-theorie. Volgens deze theorie draagt een zuur een proton (H⁺) over aan de reactiepartner. De zure verbinding werkt als protonendonor en de base (vaak water) neemt het proton op en wordt derhalve de protonenacceptor genoemd. Tussen de twee bij de reactie betrokken stoffen ontstaat een chemisch evenwicht.

Protolytische reacties

Wordt het gasvormige waterstofchloride (HCl) in water gebracht, dan wordt onder protolyse zoutzuur gevormd. In deze chemische evenwichtsreactie zijn het molecuul HCl en het ion H₃O⁺ protonendonoren en volgens Brønsted zuren. H₂O en Cl⁻ werken als protonenacceptoren en zijn volgens Brønsted basen.

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

Wordt bijvoorbeeld zuiver azijnzuur (H₃C–COOH) in water gebracht dan vormen zich door protolyse H₃O⁺ en het acetaat-anion (H₃C–COO⁻). Hier zijn CH₃COOH en H₃O⁺ protonendonoren, terwijl H₃C–COO⁻ en H₂O protonenacceptoren zijn.

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

Protolyse van de tweeprotonenverbinding zwavelzuur in water:

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

In deze reactievergelijking zijn de moleculen H₂SO₄ en het ion H₃O⁺ protonendonoren en volgens Brønsted zuren. H₂O en SO₄²⁻ werken als protonenacceptoren, zij zijn volgens Brønsted dus basen. Een bijzondere rol speelt HSO₄⁻, dat afhankelijk van de reactierichting als protonenacceptor of protonendonor reageren kan. Stoffen met zulke eigenschappen worden amfolyten genoemd.

Wordt het gasvormige ammoniak (NH₃) in water gebracht dan worden ammonium-ionen (NH₄⁺) en hydroxide-ionen (OH⁻) gevormd. Protonendonoren zijn hier NH₄⁺ en H₂O, terwijl OH⁻ en NH₃ protonenacceptoren zijn.

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

Autoprotolyse

Zie Autoprotolyse voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Zuiver water heeft een zogenaamde autoprotolyse. Hierbij ontstaan hydroxoniumionen H₃O⁺ en hydroxide-ionen (OH⁻). H₂O kan zowel als protonendonor (als zuur) of als protonenacceptor (als base) reageren. Daarom wordt hier ook gesproken van een amfolyt.

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

Het evenwicht ligt zeer sterk aan de kant van het water. Het ionenproduct voor deze reactie is bij 298 K (25 °C) 10⁻¹⁴ mol² l⁻² (de ionisatieconstante). De autoprotolyse van het water ligt ten grondslag aan het feit dat ook chemisch zuiver water ten minste een geringe elektrische geleidbaarheid heeft. De autoprotolyse is afhankelijk van de temperatuur. Zo is de evenwichtsconstante (in mol² l⁻²):

• bij 0 °C 0,11 · 10⁻¹⁴, dus rond 10⁻¹⁵
• bij 60 °C 9,61 · 10⁻¹⁴, dus rond 10⁻¹³

Dienovereenkomstig is ook de pH van water temperatuur afhankelijk. Zuiver water heeft daarom bij

• 0 °C een pH van 7,5
• 25 °C een pH van 7,0
• 60 °C een pH van 6,5

Protolyse in niet-waterige oplossingen

In de Brønstedse zure-base-reacties kunnen naast water ook andere toereikende polare oplosmiddelen als reactiepartner dienstdoen, zoals methanol of ethanol. Een goed voorbeeld is de autoprotolyse van vloeibaar ammoniak, waarbij de ionen ammonium en amide gevormd worden.

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

Ook in geconcentreerd zwavelzuur zijn vergelijkbare reacties bekend:

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