Autodysocjacja oraz iloczyn jonowy wody

Chemia fizyczna i analityczna, Reakcje w roztworach wodnych

1. Woda dysocjuje w bardzo malutkim stopniu

Kiedy omawialiśmy dysocjację związków nieorganicznych wspominaliśmy, że tlenki tej dysocjacji nie ulegają, co także dotyczy wody. Dlatego też gdy rozpisywaliśmy reakcję w formie jonowej skróconej, to woda pozostawała nienaruszona.

HClO₄ + KOH ⟶ KClO₄ + H₂O

Zapis cząsteczkowy	HClO₄ + KOH ⟶ KClO₄ + H₂O
Zapis jonowy skrócony	H⁺ + OH^ー ⟶ H₂O

Woda jako słaby elektrolit nie ulega dysocjacji i dlatego nie rozpisujemy jej na jony przy zapisywaniu reakcji w sposób jonowy skrócony

Podobnie zresztą było ze słabymi kwasami czy zasadami, które też pozostawały ,,nienaruszone”. Jednak z ostatniego artykułu wiemy, że słabe kwasy i zasady także dysocjują, tylko po prostu częściowo. Aby to zaznaczyć, używamy dwóch strzałek, które alarmują nas, że jest to proces równowagowy.

Z wodą jest podobnie i ona też ulega dość śmiesznemu rodzajowi dysocjacji, ponieważ reaguje sama ze sobą w procesie, który z tego powodu nazywa się autodysocjacja. Poniżej równanie reakcji dysocjacji wody, przedstawione na dwa różne sposoby :

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^ー

H₂O ⇄ H⁺ + OH^ー

Nie zaznaczanie tutaj dwóch strzałek tylko użycie pojedynczej strzałki jest katastrofalnym błędem! Dlaczego? Dlatego, że na dziesięć milionów cząsteczek wody, tylko jedna ulega dysocjacji, więc faktycznie jest to proces równowagowy, przesunięty mocno w stronę wody!

Reakcja ta jest ,,śmieszna” , ponieważ woda pełni rolę zarówno kwasu jak i zasady Bronsteda!

Skoro jest to proces równowagowy, to potrzebujemy do obliczeń stałą równowagi, która w tym przypadku nazywa się iloczynem^[1] jonowym wody :

K_w = [H⁺] • [OH^ー]

My właściwie nawet wiemy, że pH wody jest równe 7, a korzystając z zależności poznanej nam już wcześniej :

pH + pOH = 14

Możemy łatwo ustalić, że pOH = 7 . W takim razie obliczamy stężenie jonów wodorowych oraz hydroksylowych : [H⁺] = 10^ー7 oraz [OH^ー] = 10^ー7 . W takim razie :

K_w = 10^ー7 • 10^ー7 = 10^ー14 ⇒ pK_w = 14

Wartość pK_w to oczywiście ujemny logarytm z iloczynu jonowego wody.

2. pH określa proporcje jonów H⁺ i OH^ー

W każdym roztworze zależność pomiędzy jonami H⁺ oraz OH^ー jest spełniona! Ich iloczyn zawsze wynosi 10^ー14!
Pamiętaj, że dotyczy to tego samego roztworu. Nie możemy sobie na przykład wziąć stężenia H⁺ z jednego roztworu i szukać takiej zależności ze stężeniem OH^ー z drugiego roztworu!

10^ー14 = [H⁺] • [OH^ー]

Jeśli przekształcimy powyższy wzór, to możemy uzyskać zależność :

$\displaystyle [H^{+}] = \frac{10^{-14}}{[OH^{-}]}$

Widać, że pomiędzy stężeniem jonów wodorowych oraz hydroksylowych istnieje zależność odwrotnie proporcjonalna, co oznacza po prostu tyle, że jeśli jedno rośnie(↑) to drugie maleje (↓) :

➤ jeśli [H⁺] ↑ to [OH^ー] ↓

➤ jeśli [H⁺] ↓ to [OH^ー] ↑

Po prostu w roztworze kwaśnym jest więcej jonów H⁺ , więc wtedy musi być po prostu zawsze mniej jonów OH^ー . Oczywiście działa to też w drugą stronę. Zerknijmy jeszcze raz na odczyn roztworu :

Odczyn kwasowy	Odczyn obojętny	Odczyn zasadowy
pH < 7	pH = 7	pH > 7
[H⁺] > [OH^ー]	[H⁺] = [OH^ー]	[H⁺] < [OH^ー]
[H⁺] > 10^ー7 [OH^ー] < 10^ー7	[H⁺] = 10^ー7 [OH^ー] = 10^ー7	[H⁺] < 10^ー7 [OH^ー] > 10^ー7
pH < pOH	pH = pOH	pH > pOH

Porównanie odczynu roztworów z zależnościami pH, [H⁺] oraz [OH^ー]

3. Czy pH wody może być inne niż 7 ?

Zwykle gdy zadaję pytanie czy pH wody może być inne od siedmiu to z reguły pada odpowiedź : ,,tak, jeśli w wodzie są jakieś dodatki” lub po prostu ,,nie”. Oczywiście chodzi nam o analizę czystej wody, więc nie ma tam żadnych ,,dodatków”.

Odpowiedź brzmi : tak! Jest to spowodowane tym, że wartość iloczynu jonowego może się zmieniać w zależności od temperatury. Jest to przecież stała równowagi, a jedynymy parametrem od której zależała jej wartość była właśnie temperatura!

Podana wcześniej wartość K_w oraz pK_w odpowiadają wartości T = 25℃ . Przeanalizujmy szybko, co wydarzy się, kiedy zmienimy temperaturę. Załóżmy, że w jakiejś temperaturze wartość pK_w = 13,6. Co się zmieni?

➤ pH wody jest inne, ale to nie oznacza, że jest ona ,,kwasowa czy zasadowa”.

➤ skala pH zmienia swoje wartości graniczne! Mamy inne kryteria ,,kwasowości/zasadowości”.

Oczywiście dalej spełniona jest zależność, że dla obojętnej wody [H⁺] = [OH^ー], co oczywiście oznacza też, że pH = pOH dla wody.

Po prostu w temperaturze 25℃ mieliśmy pH + pOH = 14 ⇒ pH = 7, a tutaj będzie tak samo, tylko liczby mam inne : pH + pOH = 13,6 ⇒ pH = 6,8

Czyli wtedy odczyn kwasowy będzie dla pH < 6,8 , a odczyn zasadowy powyżej 6,8. Odczyn obojętny będzie wtedy dla punktu, w którym pH = 6,8.

4. Czy tylko woda ulega autodysocjacji ?

Nie, autodysocjacja to nie jest proces zarezerwowany dla wody! Po prostu to o niej głównie słyszymy, bo to woda jest najczęściej stosowanym rozpuszczalnikiem. Gdyby jednak reakcję prowadzić w amoniaku jako rozpuszczalniku, to on również ulega autodysocjacji zgodnie z równaniem :

NH₃ + NH₃⇄ NH₄⁺ + NH₂^ー

^[1] Nazwa iloczyn wynika oczywiście z tego, że mamy tutaj tylko mnożenie. Analogicznie jak to było w stałej kwasowej i zasadowej, mała literka ,,w” pochodzi od angielskiego water. I również tak samo jak to było ze stałą kwasową (K_a) oraz zasadową (K_b), w tej stałej nie występuje stężenie wody.