15.3: Wasser: A Bronsted-Lowry-Säure und Base

Die Reaktion zwischen einer Brønsted-Lowry-Säure und Wasser wird als saure Ionisation bezeichnet. Wenn sich beispielsweise Fluorwasserstoff in Wasser löst und ionisiert, werden Protonen von Fluorwasserstoffmolekülen auf Wassermoleküle übertragen, wodurch Hydroniumionen und Fluoridionen entstehen:

Die Basenionisation einer Spezies tritt auf, wenn sie Protonen von Wassermolekülen aufnimmt. Im folgenden Beispiel werden Pyridinmoleküle, C₅NH₅, beim Auflösen in Wasser basenhaft ionisiert, wodurch Hydroxid- und Pyridiniumionen entstehen:

Die vorangegangenen Ionisationsreaktionen deuten darauf hin, dass Wasser sowohl als Base (wie bei seiner Reaktion mit Fluorwasserstoff) als auch als Säure (wie bei seiner Reaktion mit Ammoniak) fungieren kann. Spezies, die in der Lage sind, Protonen entweder abzugeben oder aufzunehmen, werden als amphiprotisch oder allgemeiner als amphoter bezeichnet, ein Begriff, der für Säuren und Basen nach anderen Definitionen als der Brønsted-Lowry-Definition verwendet werden kann. Die folgenden Gleichungen zeigen die beiden möglichen Säure-Base-Reaktionen für zwei amphiprotische Spezies, Bicarbonat-Ionen und Wasser:

Die erste Gleichung stellt die Reaktion von Bikarbonat als Säure mit Wasser als Base dar, während die zweite Gleichung die Reaktion von Bikarbonat als Base mit Wasser als Säure darstellt. Wenn Bicarbonat zu Wasser hinzugefügt wird, werden diese beiden Gleichgewichte gleichzeitig hergestellt, und die Zusammensetzung der resultierenden Lösung kann durch geeignete Gleichgewichtsberechnungen bestimmt werden. Im flüssigen Zustand können Moleküle einer amphiprotischen Substanz miteinander reagieren, wie für Wasser in den folgenden Gleichungen dargestellt:

Der Prozess, bei dem gleiche Moleküle zu Yield-Ionen reagieren, wird als Autoionisation bezeichnet. Flüssiges Wasser unterzieht sich in sehr geringem Maße einer Autoionisation; bei 25 °C werden etwa zwei von einer Milliarde Wassermolekülen ionisiert. Das Ausmaß des Autoionisationsprozesses von Wasser spiegelt sich im Wert seiner Gleichgewichtskonstante, der Ionenproduktkonstante für Wasser, K_W, wider:

Die geringe Ionisation des reinen Wassers spiegelt sich im kleinen Wert der Gleichgewichtskonstante wider; bei 25 °C hat K_W einen Wert von 1,0 × 10⁻¹⁴.

Der Prozess ist endotherm, so dass das Ausmaß der Ionisation und die daraus resultierenden Konzentrationen von Hydroniumionen und Hydroxidionen mit der Temperatur zunehmen. Bei 100 °C beträgt der Wert für K_W beispielsweise etwa 5,6 × 10⁻¹³ und damit etwa 50-mal größer als der Wert bei 25 °C.

Bei der Autoionisation von Wasser entsteht die gleiche Anzahl an Hydronium- und Hydroxid-Ionen. Daher gilt in reinem Wasser bei 25 °C:

Die Konzentrationen dieser Ionen in einer Lösung sind oft kritische Determinanten für die Eigenschaften der Lösung und das chemische Verhalten ihrer anderen gelösten Stoffe, und es wurde ein spezifisches Vokabular entwickelt, um diese Konzentrationen in relativen Begriffen zu beschreiben. Eine Lösung ist neutral, wenn sie gleiche Konzentrationen von Hydronium- und Hydroxidionen enthält; sauer, wenn es eine höhere Konzentration an Hydroniumionen als an Hydroxidionen enthält; und basisch, wenn es eine geringere Konzentration an Hydroniumionen als an Hydroxidionen enthält.

Zusammenfassung der Beziehungen für saure, basische und neutrale Lösungen

Dieser Text wurde übernommen von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 14.1: Brønsted-Lowry-Säuren und Basen, und Abschnitt 14.2: pH und pOH.