А́втопрото́ліз — зворотний процес взаємодії двох молекул амфотерного протонного розчинника, в якому одна з молекул передає протон (виступає кислотою Бренстеда), а друга приймає його (виступає основою). Для протонних розчинників автопротоліз є випадком автоіонізації.
Загальний опис Внаслідок реакції між двома молекулами розчинника (HSolv) утворюються позитивно і негативно заряджені частинки і встановлюється рівновага: HSolv + HSolv H2Solv+ + Solv-
Найпоширенішим прикладом автопротолізу є взаємодія молекул води: H2O + H2O H3O+ + OH-
У реакції автопротолізу беруть участь рідкі розчинники, що мають у своєму складі кислотний атом водню та неподілену електронну пару для прийому протона H+, зокрема неорганічні кислоти (наприклад, фторидна, сульфатна), рідкий аміак, велика кількість органічних сполук: HF + HF H2F+ + F- H2SO4 + H2SO4 H3SO4+ + HSO4- NH3 + NH3 NH4+ + NH2- CH3OH + CH3OH CH3OH2+ + CH3O- CH3CN + CH3CN CH3CNH+ + CH2CN-
Катіон, що утворюється в ході такої взаємодії, має назву ліоній, а аніон — ліат.
Константа автопротолізу + Значення pKa для деяких розчинників Якщо не зазначено інше, значення наведені для температури 25 °C. Сульфатна кислота 3,33 Мурашина кислота 6,2 Фтороводень 12,5При температурі 0 °C. Вода 14,00 Оцтова кислота 14,45 Метанол 17,20 Етанол 18,88 Аміак 32,5При температурі -33 °C.
Чисельно процес автопротолізу описується константою рівноваги (інша назва іонний добуток):
У чистому розчиннику та сильнорозведених розчинах [HSolv] = 1, тому рівняння, наприклад, для води прийме вигляд
Оскільки рівноважні концентрації та активності іонів у розчинах є надто малими, на практиці частіше послуговуються від'ємними логарифмами значень:
Див. також Іонний добуток води Теорії кислот і основ Протоліз
Примітки
Джерела