Autodysocjacja wody

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
Autoprotolyse eau.svg
Temperaturowa zależność iloczynu jonowego wody (przy stałym ciśnieniu absolutnym 25 MPa)
Ciśnieniowa zależność iloczynu jonowego wody (przy stałej temperaturze 25 °C)
Zależność iloczynu jonowego wody od siły jonowej (przy stałej temperaturze 25 °C). Stężenie w jednostkach mol/L NaCl.

Autodysocjacja wody lub autoprotoliza wody – samorzutna autodysocjacja cząsteczek wody pozostających w stanie ciekłym. Proces ten ma duże znaczenie praktyczne – decyduje m.in. o zdolności wody do rozpuszczania substancji jonowych a stała równowagi tej reakcji stanowi podstawę skali pH.

Przebieg reakcji autodysocjacji wody:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

Stałe reakcji[edytuj | edytuj kod]

Zaniedbując aktywności, stałą równowagi tej reakcji można zdefiniować wzorem:

K_{dys, w} = \frac{[H_{3}O^{+}] [OH^{-}]} {[H_{2}O]^{2}}

W warunkach standardowych ma ona wartość 3,23×10−18 co w praktyce oznacza, że jest ona bardzo silnie przesunięta w stronę substratu, czyli niezdysocjowanej formy wody. W idealnie czystej wodzie w warunkach standardowych stężenie jonów [H3O]+ i [OH]- wynosi ok. 10−7 mol/l[1].

Stała kwasowa dana wzorem:

Ka = Keq[H2O] = ([H3O+][OH])/[H2O]
gdzie [H2O] ≈ 55,6 mol/dm3

ma w warunkach standardowych wartość 1,8×10−16[2].

Podane powyżej wartości otrzymane są przy użyciu stężenia molowego wody. Wartości numeryczne tych stałych były by znacząco inne w przypadku użycia aktywności rozpuszczalnika zamiast jego stężenia, ponieważ aktywność czystego rozpuszczalnika jest w termodynamice chemicznej zwykle przyjmowana jako równa jedności, podczas gdy stężenie molowe czystej wody wynosi około 55,6 mol/l.

Iloczyn jonowy wody[edytuj | edytuj kod]

W przypadku rozcieńczonych roztworów wodnych można przyjąć, że stężenie molowe niezdysocjowanej formy wody jest stałą, a aktywność czystego rozpuszczalnika wynosi 1. Obserwacja ta stanowi podstawę definicji iloczynu jonowego wody. Zaniedbując aktywności:

Kw = Ka[H2O] = K(dys, w)[H2O]2 = [H3O+][OH]

Wartość iloczynu jonowego wody w temperaturze pokojowej wynosi ok. 10-14.

Podobnie jak dla innych bardzo małych wartości wywodzących się z definicji stałej równowagi, jak iloczyn rozpuszczalności czy stała dysocjacji lub przy określaniu stężenia jonów hydroniowych oraz wodorotlenowych, wartość iloczynu jonowego podaje się jako -log10Kw (p jest operatorem oznaczającym obliczenie -log10):

pKw = -log10Kw

Wartość pKw ≈ 14 (w temperaturze pokojowej).

W innych temperaturach/ciśnieniach[edytuj | edytuj kod]

Przy normalnym ciśnieniu atmosferycznym woda jest ciekła w zakresie 0 – 100 °C. Wraz ze wzrostem temperatury dysocjacja staje się łatwiejsza (reakcja endotermiczna) i iloczyn jonowy Kw rośnie, a pKw spada. Wartość pKw zmienia się od ok. 14,95 w temperaturze 0 °C przez 14,0 (25 °C) i 13,0 (60 °C) do 11,25 w temperaturze 100 °C. W mniejszym stopniu, iloczyn jonowy wody zależy również od ciśnienia (zwiększona dysocjacja przy wyższym ciśnieniu). W warunkach podwyższonego ciśnienia, woda może pozostać ciekła aż do temperatury krytycznej. Iloczyn jonowy ciekłej wody zwiększa się ze zwiększającą się temperaturą aż do temperatury około 260 °C, a potem spada. Właściwości kwasowo-zasadowe wody w szerokim zakresie temperatur i ciśnień mają duże znaczenie praktyczne (na przykład, korozja w elektrowniach).

Związek z pH[edytuj | edytuj kod]

Wartość pKw ma kluczowe znaczenie dla definicji skali pH. Między pH i pKw występuje zależność:

pH + pOH = pKw

W idealnie czystej wodzie stężenia jonów [OH]- i [H3O]+ są sobie równe, stąd:

[H_{3}O^{+}] = [OH^{-}] = \sqrt{K_{w}}

oraz (po zlogarytmowaniu obu stron):

pH = pOH = ½pKw

Wartość pH = pOH w czystej wodzie, tzw. pH neutralne, wynosi 7,00 (25 °C, ciśnienie absolutne 100 kPa) i określa umowny środek skali pH25 °C. Generalnie, wartość neutralnego pH zależy od temperatury (i w mniejszym stopniu od ciśnienia) i jest równe ½pKw.

Przypisy

  1. 2. Równowagi chemiczne. W: Douglas A. Skoog, Donald M. West, James F. Holler i Stanley R. Crouch: Podstawy Chemii Analitycznej. T. 1. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2006. ISBN 978-83-01-14885-0.
  2. John McMurry: Chemia organiczna. Wyd. 3. T. 1. Warszawa: PWN, 2005, s. 45-46. ISBN 83-01-14406-8.