Säure-Base-Reaktionen

Autoprotolyse des Wassers

Wasser kann sich selbst protonieren und deprotonieren – das 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. Ein benachbartes Wassermolekül nimmt dieses Proton als Base auf; beide entstehenden Ionen (Oxonium-Ion H₃O⁺ und Hydroxid-Ion OH⁻) werden 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 – übrig bleibt das Ionenprodukt des Wassers: 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 – 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.