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Nichtwässrige Systeme

Nichtwässrige Systeme

Säure-Base-Reaktionen laufen auch in anderen Lösungsmitteln als Wasser ab. Bei den nichtwässrigen Lösungsmitteln unterscheidet man

  • prototrope oder protische Lösungsmittel, das sind Lösungsmittel, auf die die Brønsted-Definition angewandt werden kann, das heißt die Säure-Base-Reaktionen finden unter Protonenaustausch statt.
  • nicht prototrope oder aprotische Lösungsmittel, in denen kein Protonen-, sondern ein Austausch anderer Ionen erfolgt.

Analog dem Autoprotolysegleichgewicht des Wassers liegt auch bei anderen Stoffen im flüssigen Zustand Autoprotolyse vor, zum Beispiel:

2NH3 NH4+ NH2
K = [ NH 4 + ] [ NH 2 - ] = 10 −30 mol 2 L −2    (bei −50 °C)

Flüssiges Ammoniak ist viel schwächer dissoziiert als Wasser. Das Ammonium-Ion entspricht dem Oxonium-Ion des Wassers, das Amid- dem Hydroxid-Ion. Eine Neutralisationsreaktion ist dann:

NH4++ NH2 2NH3 NH4Cl+ NaNH2 2NH3+ NaCl

Dem Oxid-Ion entspricht im Ammonosystem das Imid-Ion NH2− beziehungsweise das Nitrid-Ion N3−. Als analoge Reaktionen kann man formulieren:

O2+ H2O 2OH NH2+ NH3 2NH2

Den starken Neutralsäuren des Aquosystems H3O+Cl oder H3O+ClO4 entsprechen im Ammonosystem die Ammoniumsalze NH4+Cl und NH4+ClO4. Die Ionen liegen hier ähnlich wie in Wasser solvatisiert vor, allerdings schwächer, da Ammoniak einen geringeren Dipolcharakter besitzt.

Wegen des stärker basischen Charakters des Lösungsmittels Ammoniak protolysieren Säuren, die in wässriger Lösung schwach sind, im Ammonosystem stark:

R-COOH+ H2O R-COO+ H3O+ R-COOH+ NH3 R-COO+ NH4+

Beispiele für weitere protische Lösungsmittel sind Eisessig und Schwefelsäure:

2CH3COOH CH3COOH2++ CH3COO 2H2SO4 H3SO4++ HSO4

In Eisessig fungiert das Acetation als Base, das heißt Acetate entsprechen den Hydroxiden des Aquosystems. Entsprechendes gilt für Hydrogensulfate beziehungsweise Sulfate in wasserfreier Schwefelsäure.

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