Αυτοϊοντισμός νερού

Αυτοïοντισμός του νερού είναι η αντίδραση του νερού ή κάποιου υδατικού διαλύματος, κατά την οποία το μόριο του νερού Η₂Ο χάνει ένα πρωτόνιο (ένα ιόν H⁺) αφήνοντας πίσω του ένα ιόν ΟΗ⁻ και σχηματίζοντας ένα κατιόν υδρονίου H₃O⁺ (πρωτονίωση).^[1] Από την αντίδραση αυτή οφείλεται και η μικρή αγωγιμότητα (0.055 µS∙cm⁻¹) που εμφανίζεται στο νερό, αν και συνήθως θεωρείται μη ηλεκτρολύτης^[1]

Ο αυτοϊοντισμός του νερού περιγράφεται από την αμφίδρομη αντίδραση:

Η₂Ο + Η₂Ο ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ Η₃Ο⁺ + ΟΗ^-

Στην πρωτολυτική αυτή αντίδραση το ένα μόριο νερού δρα ως οξύ (δότης πρωτονίου) και το άλλο δρα ως βάση (δέκτης πρωτονίου) σύμφωνα με τη θεωρία των Bronsted-Lowry. Συνήθως στους χημικούς τύπους εμφανίζεται το σύμβολο H⁺, δηλαδή εμφανίζεται στην αντίδραση ένα πρωτόνιο, ενώ στην πραγματικότητα υπάρχει συνενωμένο σε ένα μόριο νερού ως Η₃Ο⁺. Η περιεκτικότητα ενός διαλύματος σε Η₃Ο⁺ και ΟΗ^- καθορίζει το pH του.

Γενικότερα ο αυτοïοντισμός, είναι η αντίδραση στην οποία δύο όμοια μόρια αντιδρούν παρέχοντας ιόντα. Υπάρχουν και άλλες χημικές ενώσεις που αυτοϊοντίζονται όπως π.χ. η αμμωνία ΝΗ₃ (ΝΗ₃ + ΝΗ₃ ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ ΝΗ₄⁺ + ΝΗ₂^-), το θειικό οξύ Η₂SO₄ (Η₂SO₄ + H₂SO₄ ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ H₃SO₄⁺ + HSO₄^-) κ.ά.

Σταθερά ισορροπίας

Η σταθερά ισορροπίας του αυτοϊοντισμού του νερού είναι

${\displaystyle K_{\rm {c}}={\frac {[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]}{[{\rm {H_{2}O}}]^{2}}}}$

από όπου προκύπτει η σταθερά γινομένου ιόντων του νερού ή σταθερά ιοντισμού του νερού Κ_w .

${\displaystyle K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]}$

Η οποία για 25 °C είναι ίση με ${\displaystyle K_{w}=10^{-14}}$.^[1]

Από αυτήν ορίζουμε και την ${\displaystyle pK_{\rm {w}}=-\log _{10}K_{\rm {w}}}$

Εξάρτηση από θερμοκρασία, πίεση, ιοντική ισχύ

Θερμοκρασιακή εξάρτηση του ιονισμού του νερού σε σταθερή πίεση 25 MPa

Εξάρτηση ιονισμού του νερού από την πίεση, σε σταθερή θερμοκρασία 25 °C

Μεταβολή του pKw με την ιοντική ισχύ διαλυμάτων NaCl σε θερμοκρασία25 °C

Η εξάρτηση του ιονισμού του νερού από τη θερμοκρασία και την πίεση έχει ερευνηθεί εκτενώς.^[2] Η τιμή της pK_w μειώνεται όσο η θερμοκρασία αυξάνεται, από το σημείο ζέσεως του πάγου μέχρι τουλάχιστον τους 250 °C περίπου, μετά αυξάνεται μέχρι το κρίσιμο σημείο του νερού στους 374 °C. Αντίστοιχα μειώνεται όσο αυξάνεται η πίεση.

Τιμές pK_w για το νερό.^[3]

Θερμοκρασία	Πίεση[4]	pKw
0 °C	0.10 MPa	14.95
25 °C	0.10 MPa	13.99
50 °C	0.10 MPa	13.26
75 °C	0.10 MPa	12.70
100 °C	0.10 MPa	12.25
150 °C	0.47 MPa	11.64
200 °C	1.5 MPa	11.31
250 °C	4.0 MPa	11.20
300 °C	8.7 MPa	11.34
350 °C	17 MPa	11.92

Σε υλεκτρολυτικά διαλύματα, η τιμή της pK_w εξαρτάται από την ιοντική ισχύ του ηλεκτρολύτη. Οι τιμές για διαλύματα NaCl είναι τυπικές για αναλογία 1:1 με ηλεκτρολύτες. Για αναλογία 1:2 η pK_w μειώνεται όσο αυξάνεται η ιοντική ισχύς.^[5]

Η τιμή της K_w συνήθως μας ενδιαφέρει στην υγρή φάση. Ενδεικτικές τιμές για υπέρθερμο ατμό και υπερκρίσιμο νερό εμφανίζονται στον ακόλουθο πίνακα:

Ενδεικτικές τιμές pK_w για νερό στην υγρή φάση, ως υπέρθερμος ατμός, και ως υπερκρίσιμο ρευστό.^[6]

T/°C	350	400	450	500	600	800
0.1 MPa	11.920 (l)a	47.961b	47.873b	47.638 b	46.384 b	40.785 b
25 MPa	11.551 (l)c	16.566	18.135	18.758	19.425	20.113
100 MPa	10.600 (l)c	10.744	11.005	11.381	12.296	13.544
1000 MPa	8.311 (l)c	8.178	8.084	8.019	7.952	7.957

Οι τιμές αναφέρονται σε υπερκρίσιμο ρευστό εκτός από αυτές που σημειώνονται με: ^a για την πίεση κορεσμού στους 350°C. ^b υπέρθερμος ατμός. ^c υποψυχθέν υγρό.

Δείτε επίσης

• Αντίδραση οξέος-βάσης