Säure-Base-Reaktionen

Autoprotolyse des Wassers

Dass Wasser sich selbst protonieren und deprotonieren kann, nennt man Autoprotolyse (griech. „selbst“ + „Proton“ + „Spaltung“): 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Die H-O-Bindung im Wassermolekül ist stark polar, da der stark elektronegative Sauerstoff die Bindungselektronen deutlich stärker anzieht als der Wasserstoff: Das Proton wird dadurch nur schwach gehalten und kann durch thermische Bewegung und Kollisionen relativ leicht freigesetzt werden. Nimmt ein benachbartes Wassermolekül dieses Proton als Base auf, werden beide entstehenden Ionen (Oxonium-Ion H₃O⁺ und Hydroxid-Ion OH⁻) durch Wasserstoffbrückenbindungen mit den umgebenden Wassermolekülen stabilisiert.

Für diese Gleichgewichtsreaktion lässt sich ein Massenwirkungsgesetz aufstellen: K = [H₃O⁺][OH⁻] / [H₂O]². Da die Wasserkonzentration in reinem Wasser praktisch konstant bleibt, lässt sie sich herauskürzen, sodass das Ionenprodukt des Wassers übrig bleibt: Kw = [H₃O⁺]·[OH⁻]. Experimentell wurde gezeigt, dass in reinem Wasser [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L gilt, woraus sich Kw = 10⁻¹⁴ mol²/L² ergibt. Diese Fähigkeit, sowohl Protonen abzugeben als auch aufzunehmen, macht Wasser zu einem Ampholyten, also einer Verbindung, die je nach chemischer Umgebung sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann. Auch Hydrogencarbonat (HCO₃⁻, kann zu Carbonat CO₃²⁻ deprotoniert oder zu Kohlensäure H₂CO₃ protoniert werden) und Aminosäuren (mit saurer Carboxygruppe und basischer Aminogruppe) sind klassische Ampholyte: Diese Eigenschaft macht sie besonders wichtig in Puffersystemen wie dem Blut.