Protolyse von Kationsäuren und Anionbasen

Cl^- + H₂O HCl + OH^-.

Für hydratisierte Natriumionen ist prizipiell eine Protolyse nach

[Na(H₂O)₆]⁺ + H₂O [Na(H₂O)₅OH] + H₃O⁺

formulierbar, allerdings nicht realistisch, denn rechts steht undissoziiert formuliertes Natriumhydroxid zusammen mit Oxoniumionen, eine nicht stabile Kombination. Auch dieses Gleichgewicht liegt völlig auf der linken Seite der Gleichung.Beim Lösen von festem NH₄Cl gehen zunächst NH₄⁺-Ionen und Cl^--Ionen in Lösung. Chloridionen reagieren praktisch nicht mit Wasser. - Das Ammoniumion, NH₄⁺ , dagegen ist die konjugierte Säure der mäßig starken Base NH₃, also selbst eine Säure mit nicht extremen Eigenschaften:

NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺

Wenn auch nur ein geringerer Teil der Ammoniumionen mit Wasser reagiert, so wird die Lösung doch deutlich sauer.

• Beispiel:

  Der pH-Wert einer NH₄Cl-Lösung mit einer Konzentration von o,5 mol/l soll berechnet werden. K_B(NH₃) = 1,8·10^-5 mol/l.

  

Ein Salz, von dem nur das Anion protolysiert, ist das Kaliumcyanid. Das Kaliumion protolysiert ebensowenig in Wasser wie
das Natriumion. - Das Cyanidion ist aber die konjugierte Base der relativ schwachen Blausäure, also selbst eine mäßig stärke
Base:

CN^- + H₂O HCN + OH^-.

Die Kaliumcyanidlösung reagiert also basisch. Der pH-Wert kann nach der Beziehung

berechnet werden.

Generell kann als Merkregel gesagt werden, daß Salze, die sich formal als Neutralisationsprodukt von einer starken Säure und einer schwachen Base herleiten (z.B. Ammoniumchlorid als Neutralisationsprodukt der schwachen Base NH3 und der starken Säure HCl), sauer reagieren, während Salze, denen eine schwäche Säure und eine starke Base zugrundeliegt (z.B. KCN) basisch reagieren. Vor allem früher verwendete man für die Protolyse von Kationsäuren und Anionbasen den Begriff Hydrolyse. Da der Ausdruck Hydrolyse heute jedoch für die Spaltung kovalenter Bindungen durch Wasser (z.B. Esterhydrolyse) verwendet wird, sollte er hier eigentlich nicht mehr benutzt werden. Die BRÖNSTED-Theorie benötigt keinen speziellen Begriff für diese Arten der Protolyse.

Protolysereaktionen von Salzen in wäßriger Lösung
Säure-Bese-Charakter der Ionen	Reaktion der Lösung	Beispiele
Kationensäure und sehr schwache Anionbase	sauer	NH4Cl, (NH4)2SO4, AlCl3 FeCl3, ZnCl2
sehr schwache Kationensäure und sehr schwache Anionbase	neutral	NaCl, KBr, NaNO3, NaClO4
Anionbase und sehr schwache Kationsäure	basisch	CH3COONa, K2CO3, KCN
Kationsäure und Anionbase	sauer oder basisch, je nach Stärke der Säure oder Base	CH3COONH4, (NH4)2CO3, NH4CN, (CH3COO)3Al

Die saure Reaktion vieler Metallsalze wie FeCl₃, AlCl₃, ZnCl₂ erklärt sich aus der höheren Säurestärke der mehrfach geladenen hydratisierten Kationen:

[Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O [Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺.

Bei Salzen wie NaCl, KCl, K₂SO₄, NaNO₃ ist die Protolyse sehr gering, weil Kationen wie Anionen extrem schwache Protolyte sind. d.h. die Lösungen reagieren annähernd neutral. Besonders stark ausgeprägt ist die Protolyse bei Salzen, von denen sowohl das Kation wie das Anion protolysiert wie NH₄Ac,
AlAc₃, NH₄CN, (NH₄)₂CO₃. Ob die wäßrige Lösung dieser Salze sauer oder basisch reagiert, hängt davon ab, ob das Kation oder das Anion stärker protolysiert. Diese Salze neigen unter Feuchtigkeitseinwirkung zur Zersetzung, wenn eines der Reaktionsprodukte flüchtig ist und damit laufend dem Gleichgewicht entzogen wird. So zerfällt Aluminiumacetat ("essigsaure Tonerde") unter Verdunsten von Essigsäure zu Aluminiumhydroxid. Aus Wasser, das gelöstes Eisen(III)-hydrogencarbonat enthält, fällt beim Stehen an der Luft braunes Fe₂O₃·aq aus; gleichzeitig geht Kohlendioxid in die Gasphase über:

Fe(HCO₃)₃ + aq 1/2 Fe₂O₃·aq + 3 CO₂.

Extreme Verhältnisse bezüglich der Protolyse von Anionbasen findet man bei der Reaktion von Hydriden, Oxiden und Nitriden mit Wasser. Diese Anionen sind extrem starke Basen und setzen sich vollständig unter Bildung von Hydroxidionen um:

z.B.	LiH:	H-	+	H2O		H2	+	OH-
	CaO:	O2-	+	H2O		OH-	+	OH-
	Mg3N2:	N3-	+	3 H2O		NH3	+	3 OH-