Autoionizace vody

Autoionizace vody (nebo autoprotolýza) je chemická reakce, během níž se dvě molekuly vody přemění na hydroxoniový kation H3O+ a hydroxidový anion OH−: : 2 H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + OH− (aq)

Voda, i ve velmi čistém stavu, není tvořena pouze souborem molekul H2O. Velmi citlivým přístrojem lze i v čisté vodě naměřit slabou konduktivitu 0,055 µS·cm−1. +more Podle Arrheniovy teorie to musí být způsobeno přítomností iontů.

Koncentrace a frekvence

Rovnovážná konstanta této reakce je: K_{eq} = \frac{([H_3O^+][OH^-])}{[H_2O]^2} = 3{,}23 \times 10^{-18}

Z toho plyne, že konstanta kyselosti je: K_a = K_{eq} \times [H_2O] = \frac{([H_3O^+][OH^-])}{[H_2O]} = 1{,}8 \times 10^{-16}

Pro reakce ve vodě (nebo zředěných vodných roztocích) je molární koncentrace vody, [H2O], prakticky konstantní a konvenčně se odstraňuje ze vztahu pro konstantu kyselosti vody. Tím získáme rovnovážnou konstantu, která se nazývá konstanta autoprotolýzy vody nebo iontový součin vody a je označena Kw: :Kw = Ka [H2O] = Keq[H2O]2 = [H3O+][OH−],

kde :[H3O+] - molární koncentrace hydroxoniových iontů :[OH−] - molární koncentrace hydroxidových iontů

Za standardních podmínek je Kw = 10−14 Čistá voda poskytuje ekvimolární množství ([H3O+]=[OH−]) obou iontů, tzn. že koncentrace jednotlivých iontů je 10−7: náhodně vybraná molekula bude disociovat během 10 hodin. +more Protože koncentrace vody je disociací prakticky neovlivněná a je rovna přibližně 56 mol·dm−3, můžeme odvodit, že na každých 5,6×108 molekul vody připadá jeden pár iontů. Každý roztok, který obsahuje stejnou koncentraci obou iontů se označuje jako neutrální. Absolutně čistá voda je neutrální, ale i stopy nečistot mohou posunout rovnováhu mezi ionty. Hodnota Kw je citlivá jak k teplotě, tak i k tlaku a zvyšuje se s nárůstem obou veličin.

Závislost na teplotě a tlaku

Teplotní závislost iontového součinu vody při 25 MPa +moresvg|vpravo|300px'>Tlaková závislost iontového součinu vody při 25 °C.

Podle definice je :pKw = −log Kw a za standardních podmínek je :pKw = −log (1,0×10−14) = 14,0

Hodnota pKw je teplotně závislá, s narůstající teplotou její hodnota klesá. To znamená, že ionizace vody narůstá se zvyšující se teplotou.

Existuje také tlaková závislost, ionizace vody vzrůstá společně s tlakem, efekt je ale menší než u teploty. Vliv teploty a tlaku na ionizaci vody byl podrobně zkoumán.

pH

pH je logaritmická stupnice pro kyselost. Je definováno vztahem: :pH = −log [H3O+] Protože platí [H3O+] = [OH−], je v neutrálních roztocích za standardních podmínek pH = 7.

Autoionizace vody je proces, který určuje pH vody. Za standardních podmínek je koncentrace hydroxoniových iontů přibližně 1,0×10−7, takže pH čisté vody při této teplotě je sedm. +more Hodnota Kw narůstá s teplotou, takže v horké vodě bude koncentrace hydroxoniových iontů vyšší než ve studené, ale to neznamená, že se zvyšuje i kyselost vody. Koncentrace hydroxidových iontů se totiž zvyšuje stejným způsobem.

Mechanismus

Geissler a kolektiv zjistil, že fluktuace elektrického pole v kapalné vodě způsobují disociaci molekul. Předpokládali následující posloupnost událostí, které se odehrají přibližně během 150 fs: # Systém je v neutrálním stavu. +more # Náhodná fluktuace v molekulárním pohybu občas (přibližně jednou za deset hodin na každou molekulu vody) vytvoří elektrické pole, které je dostatečně silné na rozbití vazby mezi kyslíkem a vodíkem, čímž vznikne hydroxidový anion (OH−) a hydroxoniový kation (H3O+). # Proton z hydroxoniového kationtu putuje přes molekuly vody Grotthussovým mechanismem. # Vytvoří síť vodíkových vazeb v rozpouštědle, která stabilizuje oba ionty solvatací.

Následná reorganizace sítě vodíkových vazeb umožňuje velmi rychlý (1 ps) transfer protonu k nižšímu elektrickému potenciálu a rekombinaci iontů. Tato časová škála odpovídá času, který potřebují vodíkové vazby ve vodě ke změně orientace.

Izotopové efekty

Těžká voda, D2O, je autoionizovaná méně, než obyčejná voda (H2O). Kyslík vytváří s deuteriem trochu silnější vazbu než s obyčejným vodíkem. +more Důvodem je jeho vyšší hmotnost, která způsobuje nižší energii nulového bodu. V následující tabulce jsou srovnány hodnoty pKw pro H2O a D2O.

Související články

Chemická rovnováha * Kyselina * Zásada

Reference

Literatura

Klikorka J., Hájek B., Votinský J., Obecná a anorganická chemie, 2. vydání, Praha 1989

Kategorie:Voda Kategorie:Chemické reakce Kategorie:Ionty

Autoprotolyse