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Reaktionen mit Protonenübergang: Säure – Base – Reaktionen
Neben den Redoxreaktionen [also Reaktionen mit Elektronenübergang] gibt es auch sehr
viele chemische Reaktionen, bei denen Protonenübergänge stattfinden. Man nennt sie auch
Protolysen. Mit Protonen sind Wasserstoffionen gemeint. Zu den Protolysen gehören auch
Neutralisationen.
Säure-Base-Konzept nach BRÖNSTED, 1923
 Säuren → Teilchen, die bei Reaktionen Protonen H+ abgeben können
[Protonendonatoren]
 Molekülsäuren [Neutralsäuren] → z.B. HCl, H2SO4, H2O, CH3COOH
 Kationsäuren → z.B. NH4+, H3O+
 Anionsäuren → z.B. HSO4-, HCO3-, HPO42-, H2PO4 Basen → Teilchen, die bei Reaktionen Protonen H+ aufnehmen können
[Protonenakzeptoren]
 Molekülbasen [Neutralbasen] → z.B. NH3, H2O
 Kationbasen → z.B. [Al(OH)(H2O)5]2+, N2H5+
 Anionbasen → z.B. OH-, HCO3-, CO32-, HPO42-, PO43-, O2-, CH3COO Ampholyte → Teilchen, die [je nach Reaktionspartner] Protonen H+ abgeben oder
aufnehmen können und somit entweder als Säure oder als Base fungieren Beispiele →
z.B. H2O, HCO3-, HSO3-, HSO4-, HPO42 Wasser als Ampholyt → Wassermoleküle reagieren je nach Reaktionspartner als Säure
oder Base
 Protonenabgabe [als Säure] → durch Protonenabgabe [H+] entstehen Hydroxidionen



[OH-]: H2O ⇌ H+ + OHProtonenaufnahme [als Base] → durch Protonenaufnahme [H+] entstehen
Oxoniumionen [H3O+]: H2O + H+ ⇌ H3O+
 Hinweis: Oxoniumionen verbinden sich im Normalfall mit 3 Wassermolekülen; dabei
entstehen Hydroniumionen [H9O4+]. Diese Wechselwirkungen mit Wassermolekülen
vernachlässigen wir hier zwecks Vereinfachung.
Protolyse → ... ist eine Reaktion mit Protonenübergang [Säure-Base-Reaktion], z.B.
Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser, von Ammoniak mit Wasser oder von
Säurelösungen mit Basenlösungen [Neutralisationen]
Protolysegleichgewichte → Protolysen sind umkehrbar [bestehend aus Hin- und
Rückreaktion]; es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein
Korrespondierende Säure-Base-Paare
 Protonen [H+] → treten in Lösungen o.a. Phasen niemals isoliert auf - daher kann eine
Säure Protonen abgeben, wenn auch eine Base vorhanden ist, die die Protonen bindet
[korrespondierende Säure-Base-Paare]; dafür braucht die Base mindestens ein freies
Elektronenpaar, um ein Proton [oder mehr] zu binden
 Säure-Base-Reaktion → bei einer Säure-Base-Reaktion [Protolyse] existieren daher zwei
korrespondierende Säure-Base-Paare, die miteinander in Wechselwirkung treten; dabei
entsteht aus Säure 1 infolge Protonenabgabe die Base 1 und durch Aufnahme der
Protonen aus Base 2 die Säure 2
 Prinzip → Korrespondierende Säure-Base-Paare bei einer Protolyse ...

Beispiel → korrespondierende Säure-Base-Paare bei der Reaktion von Ammoniumionen
mit Wasser [übrigens der Grund, weshalb Ammoniumsalze sauer reagieren]
NH4+
S1
+
H2O
B2
⇌
NH3
B1
+
H3O+
S2
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Chemische Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser als Protolyse
 Reaktion [Modell] → Protonenübergang bei der Reaktion von Chlorwasserstoff
[Hydrogenchlorid] mit Wasser ...






Erläuterung der Reaktion → jedes HCl-Molekül gibt jeweils ein Protonen [H+] an je ein
Wassermolekül ab [Protolyse]:

Protonenabgabe: HCl ⇌ H+ + Cl-

Protonenaufnahme: H+ + H2O ⇌ H3O+
 Protonenübergang [gesamt]: H2O + HCl ⇌ H3O+ + Cl- ; ΔH = -n kJ · mol-1
Chemisches Gleichgewicht → Förderung der Hinreaktion durch ....
 Temperaturerniedrigung [da exotherm]
 Druckerhöhung [da Volumenabnahme; nur HCl ist gasförmig]
 Förderung der Rückreaktion durch entgegengesetzte Bedingungen
Reaktion mit Indikatoren → frei bewegliche Oxoniumionen [vereinfacht
Wasserstoffionen] verursachen eine Rotfärbung von Universalindikator [Unitest]
Nachweis der Chloridionen → weißer Niederschlag bei Zugabe von Silbernitratlösung
durch Bildung schwerlöslichen Silberchlorids Ag+ + Cl- → AgCl
elektrische Leitfähigkeit → die wässrige Lösung von Chlorwasserstoff leitet den
elektrischen Strom infolge frei beweglicher Ionen
korrespondierende Säure-Base-Paare → bei dieser Reaktion:
H2O
B2
+
HCl
S1
⇌
H3O+
S2
+
ClB1
Chemische Reaktion von Ammoniak mit Wasser als Protolyse
 Reaktion [Modell] → Protonenübergang bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser ...




Erläuterung der Reaktion → jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+]
von einem Wassermolekül auf [Protolyse]:

Protonenabgabe: H2O ⇌ H+ + OH-

Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇌ NH4+
 Protonenübergang [gesamt]: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- ; ΔH = -m kJ · mol-1
Reaktion mit Indikatoren → frei bewegliche Hydroxidionen verursachen eine
Blaufärbung von Universalindikator [Unitest]
Nachweis der Ammoniumionen → z.B. durch Zugabe von Natronlauge wird die
Rückreaktion gefördert und es entweicht Ammoniak - Nachweis mittel Salzsäure am
Glasstab in der Gasphase möglich [weißer Rauch]
elektrische Leitfähigkeit → die wässrige Lösung von Ammoniak leitet den elektrischen
Strom infolge frei beweglicher Ionen
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

Chemisches Gleichgewicht → Förderung der Hinreaktion durch ....
 Temperaturerniedrigung [da exotherm]
 Druckerhöhung [da Volumenabnahme; nur NH3 ist gasförmig]
 Förderung der Rückreaktion durch entgegengesetzte Bedingungen
korrespondierende Säure-Base-Paare → bei dieser Reaktion:
NH3
+
B2
H2O
⇌
NH4+
S1
+
S2
OHB1
Protolyse in der Gasphase
Beispiel → chemische Reaktion von Chlorwasserstoff [Hydrogenchlorid] und Ammoniak in
der Gasphase: NH3 (g) + HCl (g) ⇌ NH4Cl (s)
 Praxis → Stehen geöffnete Ammoniak- und Salzsäureflaschen geöffnet nebeneinander
[hierbei entweichen ständig die Gase Ammoniak bzw. Chlorwasserstoff], wird ein weißer
Rauch beobachtet. Dieser besteht aus feinkristallinem Ammoniumchlorid.
 Hinweis → dadurch lassen sich die beiden Gase übrigens gegenseitig nachweisen
 Erläuterung der Reaktion → jedes Ammoniak-Molekül nimmt jeweils ein Protonen [H+]
von einem Chlorwasserstoffmolekül auf [Protolyse]:

Protonenabgabe: HCl ⇌ H+ + Cl-

Protonenaufnahme: H+ + NH3 ⇌ NH4+
Protonenübergang [gesamt]: NH3 + HCl ⇌ [NH4+ + Cl-] ; ΔH = -x kJ · mol-1
Ionen des Produktes eingeklammert, da nicht gelöst, sondern fest entstehend
korrespondierende Säure-Base-Paare → bei dieser Reaktion:


NH3
B2
+
HCl
⇌
S1
NH4+
S2
+
ClB1
Mehrstufige Protolyse mehrprotoniger Säuren
 Info → mehrprotonige [mehrwertige] Säuremoleküle [wie H2SO4, H3PO4 oder H2CO3] sind
dadurch charakterisiert, dass sie mehrere Protonen abgeben können, was sich
stufenweise vollzieht
 Beispiel → Reaktion von Schwefelsäure mit Wasser ...
 stufenweise Protolyse → Protonenübergang [H+] in 2 Stufen:


Bildung von Hydrogensulfationen (Stufe 1): H2SO4 + H2O ⇌ H3O+ + HSO4-

Bildung der Sulfationen (Stufe 2): HSO4- + H2O ⇌ H3O+ + SO42-
 gesamt: H2SO4 + 2 H2O ⇌ 2 H3O+ + SO42Reaktionsgleichung gesamt → Jeweils ein Schwefelsäuremolekül reagiert mit zwei
Wassermolekülen zu zwei Oxoniumionen H3O+ sowie einem Sulfation SO42- [exotherm]:
H2SO4 + 2 H2O ⇌ 2 H3O+ + SO42- ; ΔH = -a kJ ·mol-1
Autoprotolyse des Wassers
Infos → Autoprotolyse ist die Reaktion von Wassermolekülen mit sich selbst. Dabei gibt ein
Wassermolekül je 1 Protonen ab, das vom anderen aufgenommen wird. Dadurch entstehen
Oxoniumionen und Hydroxidionen im Verhältnis 1 : 1.
Das chemische Gleichgewicht ist allerdings stark zu Gunsten der Wassermoleküle
verschoben, so dass die elektrische Leitfähigkeit nur geringfügig [aber dennoch vorhanden
und mit empfindlichem Messgerät messbar] ist.

Protonenabgabe: H2O ⇌ H+ + OH-

Protonenaufnahme: H+ + H2O ⇌ H3O+

Protonenübergang [Autoprotolyse des Wassers]: H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
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pH – Wert
 Begriff pH-Wert →
Zahlenangabe zur
Charakterisierung der
Oxoniumionen- bzw.
Hydroxidionenkonzentration in
einer wässrigen Lösung
 Zusatz-Info pH-Wert → ... ist
der negative dekadische
Logarithmus der OxoniumionenKonzentration
 pH-Wert-Skala →
Farbreaktionen verschiedener
Stoffe mit Universalindikator
[Unitest]
 Messung → mittels Messgerät
oder mit Hilfe von Indikatoren
 Indikatoren für Säuren → Universalindikator [Unitest], Lackmus, Bromthymolblau,
Methylrot, Methylorange
 Indikatoren für Basen → Universalindikator [Unitest], Phenolphthalein, Lackmus
Grundlagen der Neutralisation
 Modell → Praktisches Vorgehen bei einer Neutralisation:




Erläuterung → Eine Säure- und eine Basenlösung mit gleicher Konzentration, z.B.
c(H3O+) = c(OH-) = 1 mol · L-1, werden zur Reaktion gebracht. Der Farbumschlag des
Indikators zeigt den Äquivalenzpunkt an - es entstehen unter Wärmeabgabe
Wassermoleküle. Nach dem Eindampfen der Lösung erhält man Salzkristalle.
Wesen der Neutralisation → Bei jeder Neutralisation reagieren Oxoniumionen [der
Säure] mit Hydroxidionen [der Base] bei einer Säure-Base-Reaktion [Protolyse] zu
Wassermolekülen.

Protonenabgabe: H3O+ ⇌ H+ + H2O

Protonenaufnahme: H+ + OH- ⇌ H2O

Protonenübergang [gesamt]: H3O+ + OH- ⇌ 2 H2O ; ΔH = -n kJ · mol-1
Neutralisation vereinfacht → H+ + OH- ⇌ H2O
Hierbei wird die Bildung von Oxoniumionen aus Wassermolekülen und Wasserstoffionen
vernachlässigt.
korrespondierende Säure-Base-Paare → bei Neutralisationen [allgemein] in wässriger
Lösung:
H3O+
S1
+
OHB2
⇌
H2O
B1
+
H2O
S2
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Grundlagen der Neutralisationsanalyse
 Maßanalyse [Titration] → quantitatives Analyseverfahrung zur
Bestimmung unbekannter Konzentrationen
 praktische Durchführung einer Titration zur Neutralisationsanalyse
→ Die Maßlösung in der Bürette wird solange in die Analysenlösung,
die einen geeigneten Indikator enthält, getropft, bis nach 1 Tropfen der
Farbumschlag erfolgt; aus dem verbrauchten Volumen an Maßlösung
kann die Konzentration der Analysenlösung berechnet werden
 Maßlösung → Lösung mit bekannter Stoffmengenkonzentration;
hier eine 0,1 M NaOH [Natriumhydroxidlösung mit einer
Konzentration von 0,1 mol·L-1]
 Analysenlösung → Lösung mit unbekannter Konzentration, die
bestimmt werden soll bzw. deren Stoffmenge oder Masse [hier
eine Salzsäurelösung]
 Äquivalenzpunkt → Konzentration von Oxonium- und
Hydroxidionen sind gleich; dadurch Farbumschlag des Indikators
[hier geeignet z.B. Bromthymolblau oder Phenolphthalein;
Universalindikator ist im Umschlag eher zu grob]
 Tipp 1 → je verdünnter die Lösungen, um so leichter ist die Titration
[Verdünnungsverhältnis muss man beim Berechnen berücksichtigen]
 Tipp 2 → zur Erhöhung der Genauigkeit titriert man mehrmals und
bildet den Mittelwert aller Verbräuche
 Reaktion im Beispiel → Chlorwasserstoffsäurelösung und Natriumhydroxidlösung
reagieren zu Natriumchlorid und Wasser: HCl + NaOH ⇌ NaCl + H2O ; exotherm

Ionengleichung mit Oxoniumionen → H3O+ + Cl- + Na+ + OH- ⇌ Na+ + Cl- + 2 H2O

Ionengleichung verkürzt → H3O+ + OH- ⇌ 2 H2O

Ionengleichung ohne Oxoniumionen → H+ + Cl- + Na+ + OH- ⇌ Na+ + Cl- + H2O
 Ionengleichung ohne Oxoniumionen, verkürzt → H+ + OH- ⇌ H2O
Schritt
Erläuterung
Am Äquivalenzpunkt ist die Stoffmenge der zu bestimmenden
Säure (Base) gleich der Stoffmenge der in der verbrauchten
Maßlösung enthaltenen Base (Säure) ...
1
Bedingung: einprotonige Säure und Base
1: Analysenlösung [hier HCl]
2: Maßlösung [hier NaOH]
Die Stoffmengenkonzentration ist der Quotient aus Stoffmenge
2
und Volumen ...
Umgestellt nach n ergibt sich ...
3
4
Aus Schritt 1 und 3 resultiert ...
Um die Konzentration der Analysenlösung c1 [hier cHCl] zu
berechnen, stellt man um. Dabei sind ...
V1 → das Volumen der Analysenlösung [hier VHCl]
5a
V2 → das verbrauchte Volumen an Maßlösung [hier
VNaOH]
c2 → die Konzentration der Maßlösung [hier cNaOH]
Zur Berechnung der Stoffmenge nutzt man ...
5b
Zur Massenberechnung ergibt sich ergibt sich wegen m = n · M:
5c
Formeln
n1 = n2
n=c·V
c1 · V1 = c2 · V2
n1 = c2 · V2
m1 = M1 · c2 · V2
Beispiel 1 einer Neutralisationsanalyse
 Aufgabe → Bei einer Neutralisationsanalyse werden bei 3 Proben einer
Chlorwasserstoffsäure zu je 25 mL Verbräuche an 0,1 M Natronlauge von 15,29 mL,
15,33 mL und 15,34 mL ermittelt. Welche Stoffmengenkonzentration hat die
Chlorwasserstoffsäure?
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




Reaktionsgleichung → HCl + NaOH → NaCl + H2O
gegeben → VNaOH = 15,32 mL [Mittelwert], cNaOH = 0,1 mol · L-1, VHCl = 25 mL
gesucht → cHCl
Lösung ↓
cNaOH  VNaOH
0,1 mol  L-1  15,32 mL
cHCl =
cHCl =
= 0,0613 mol  L-1
VHCl
25 mL
Antwort → Die untersuchte Salzsäure hat eine Stoffmengenkonzentration
von 0,0613 mol · L-1.
Beispiel 2 einer Neutralisationsanalyse
 Aufgabe → Zur Neutralisation von 3 Proben Ethansäurelösung von je 25 mL werden
24,57 mL, 24,55 mL und 24,53 mL einer 0,1M Natriumhydroxidlösung verbraucht. Wie
groß ist die Stoffmenge sowie die Masse der gelösten Ethansäure [Essigsäure] in 25 mL
Lösung?
 Reaktionsgleichung → CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O
 gegeben → VNaOH = 24,55 mL [Mittelwert], cNaOH = 0,1 mol · L-1, VHCl = 25 mL
 gesucht → nCH3COOH und mCH3COOH
 Lösung 1 → nCH3COOH = cNaOH · VNaOH = 0,1 mol · L-1 · 0,02455 L = 0,002455 mol
= 2,455 mmol
 Lösung 2 → mCH3COOH = MCH3COOH · cNaOH · VNaOH = 60 g · mol-1 · 0,1 mol · L-1 · 0,02455 L =
0,147 g = 147 mg
 Antwort → In 25 mL der untersuchten Ethansäurelösung sind 2,455 mmol bzw. 147 mg
Ethansäure enthalten.
Einige Fachbegriffe dieses Themas
 saure Lösung → wässrige Lösung, die Wasserstoffionen H+ enthält [diese bilden
gemeinsam mit je einem Wassermolekül die Oxoniumionen H3O+]; pH-Wert ist kleiner











als 7: H+ + H2O ⇌ H3O+
basische Lösung → wässrige Lösung, die frei bewegliche Hydroxidionen OH- enthält;
diese färben Universalindikatorlösung [Unitest] blau; pH-Wert liegt über 7
Dissoziation [dissoziieren] → Bildung von frei beweglichen Ionen in wässriger Lösung
Säure [nach BRÖNSTED] → Teilchen, die Protonen H+ abgeben können
[Protonendonatoren]
Base [nach BRÖNSTED] → Teilchen, die Protonen H+ aufnehmen können
[Protonenakzeptoren]
Reaktionswärme [Reaktionsenthalpie] → exotherm [Abgabe von Wärmeenergie]
ΔH = -n kJ · mol-1; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ · mol-1;
manchmal auch mit Q = ... statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Einheit kJ · mol-1
auch kJ/mol
Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion
dann das Gegenteil]!
ΔH → Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also Energiebilanz bei einer
chemischen Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Produkte und
Ausgangsstoffe, d.h. ihrer chemischen Energien]
Protolyse [nach BRÖNSTED] → Reaktion mit Protonenübergang; mindestens ein Proton
H+ wird von einem Teilchen abgegeben [Protonendonator; Säure], das von einem anderen
Teilchen [Protonenakzeptor; Base] wieder aufgenommen wird
einprotonige Säure → Säuremoleküle, die mehr ein Proton H+ abgeben können [z.B.
HCl, HNO3, CH3COOH]
mehrprotonige Säure → Säuremoleküle, die mehr als ein Proton H+ abgeben können
[z.B. zwei- oder dreiprotonige Säuren, siehe H2SO4 oder H3PO4]
umkehrbare Reaktion → Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hinund Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil ⇌
Prinzip von Le Chateliér und Braun → Prinzip vom kleinsten Zwang; wenn man auf das
System einer umkehrbaren chemischen Reaktion einen Zwang [Änderung der
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

Reaktionsbedingungen Druck, Temperatur und Konzentration] ausübt, so wird ein neues
chemisches Gleichgewicht eingestellt, das dem Zwang ausweicht
 endotherme Teilreaktion [ΔH = +n kJ · mol-1] wird durch Wärmezufuhr begünstigt
 exotherme Teilreaktion [ΔH = -n kJ · mol-1] wird begünstigt durch Wärmeentzug
[niedrige Temperatur]
 Reaktion mit Volumenabnahme [Erkennbar an der Abnahme der Stoffmenge von
Gasen in der Reaktionsgleichung] wird durch Druckerhöhung begünstigt; nur bei
Reaktionen mit mindestens einem Gas
 Reaktion mit Volumenzunahme [Erkennbar an der Zunahme der Stoffmenge von
Gasen in der Reaktionsgleichung] wird durch Druckerniedrigung begünstigt; nur bei
Reaktionen mit mindestens einem Gas
 Erhöhung der Stoffmengenkonzentration eines Ausgangsstoffes begünstigt die
Reaktion, bei der dieser Stoff verbraucht wird
 Entzug eines Reaktionsproduktes aus dem Gleichgewicht begünstigt die Teilreaktion,
bei der dieser Stoff entsteht
Kation → positiv geladenes Ion
Anion → negativ geladenes Ion
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Hinweis
Dieses Thema ist speziell für die Sekundarstufe des Gymnasiums aufgearbeitet.