Protoliza

Protoliza ili protolitska reakcija je hemijska reakcija u kojoj se ion vodika (H⁺) prenosi između dvije reakcijjske supstance i stoga nije toliko često pogrešno označen. Protoliza je reakcija glavnog kiselinsko-baznog koncepta Brønsted-Lowryjeva teorija kiselina i baza. Prema ovoj teoriji, kiselinski protona (H⁺) u reakciji prelazi na partnera. Kiseli spoj radi djeluju donor protona, a baza (često voda) preuzima proton, pa se stoga naziva akceptor protona. Između dvije supstance koje su uključene u rezultate reakcije postoji hemijska ravnoteža.

Protolitska reakcija

Ako se plinovitih hlorovodik (HCl) stavi u vodu, odvija se protolia sone kiseline. Ovo je hemijski ravnotežna reakcija, jer molekula HCl i ion H₃O⁺ donira proton, kao Bronstedove 'kiseline'. H₂O i Cl^– djeluju kao akceptoru protona, kao Bronstedove 'baze'.

${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{\mathrm{-}}$.

Naprimjer, čista kiselina (H₃C–COOH) stavljena u vodu ulazi u protolizu H₃O⁺, uz acetatni anion (H₃C–COO⁻). Ovdje je CH₃COOH en H₃O⁺ donor protona, dok je H₃C–COO⁻ en H₂O akceptorpr.

${\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{C}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{C}\mathrm{-}\mathrm{C}\mathrm{O}{\mathrm{O}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}$.

Protoliza dva protona daje spoj sumporne kiseline u vodi:

${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{S}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{S}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}$

U ovoj reakcijskoj jednadžbi, molekula je H₂SO₄, a ion H₃O⁺ donor protona, kao Bronstedvova 'kiselina'. H₂O i SO₄^2– djeluju kao akceptori protona, u skladu sa Bronstedovim bazama. Posebnu ulogu ima HSO₄^–, koji, ovisno o smjeru reakcije, odgovara kao akceptor i donora protona. Supstance sa takvim svojstvima se označavaju kao amfoliti. Plinoviti amonijak (NH₃) u vodi zatim prelazio u amonijev ion (NH₄⁺) i formiraju se hidroksidni ioni (OH⁻). Donori protona ovdje su NH₄⁺ i H₂O, dok su OH⁻ i NH₃ njihovi receptori:

$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\overrightarrow{\mathrm{\leftarrow }}\mathrm{N}{H}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$.

Autoprotoliza

Čista voda ima sposobnost autoprotolize. Biljka proizvodi hidroksonijeve H₃O⁺ i hidroksidni (OH^–) ione. H₂O je stanju reagirati i kao donor (kao kiselina) ili kao akceptor akceptor protona (kao baza). Zbog toga se ovdje radi o formiranju amfolita:

$\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$.

Ravnoteža je vrlo snažno na strani vode. Ion proizvoda za ovu reakciju je na 298 K (25 °C) 10⁻¹⁴ mol² l⁻² (konstanta ionizacije). U autoprotolizi, vode je osnova zbog činjenice da hemijski čista voda ima barem blagu elektroprovodljivost. Autoprotoliza ovisi o temperaturi. Dakle, o konstanti ravnoteže (mol² l⁻²):

• od 0 °C 0,11 · 10⁻¹⁴ do oko 10⁻¹⁵;
• od 60 °C 9,61 · 10⁻¹⁴ do oko 10⁻¹³.

U skladu s tim, ujedno i pH vode ovisi o temperaturi. Čista voda ima:

• 0 °C : pH 7,5;
• 25 °C: pH 7,0:
• 60 °C: pH 6,5.

Uvjeti stvaranje ionskih proizvoda vode (u mol²l⁻²)

Temperatura	Kw/(10−14M)	pKw	Neutralna pH vrijednost
0 °C	0,11	14,94	7,47
10 °C	0,29	14,53	7,27
20 °C	0,68	14,17	7,09
25 °C	1,01	14,00	7,00
30 °C	1,47	13,83	6,92
40 °C	2,92	13,53	6,77
50 °C	5,47	13,26	6,63
60 °C	9,6	13,02	6,51
70 °C	16	12,80	6,40
80 °C	25	12,60	6,30
90 °C	37	12,43	6,22
100 °C	54	12,27	6,14

Protoliza u ne-vodenoj otopini

U Brønstedsovoj reakciji kiselina-baza, uz vodu, potrebna su i druga odgovarajući polarna otapala, kao u reakcija partnera spoput metanola ili etanola. Dobar primjer je autoprotoliza tečnog amonijaka, gdje se formiraju ioni amonijaka i amida:

$\mathrm{2}\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{N}{H}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{N}{H}_{\mathrm{2}}^{\mathrm{-}}$.

Također su poznate reakcije u koncentrirane sumporne kiseline, i tome slične:

$\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}\mathrm{S}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{H}\mathrm{S}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}$

Također pogledajte

• Proton
• Protonizacija
• Donor elektrona
• Akceptor elektrona