Autoionizzazione dell’acqua: costanti di equilibrio a varie temperature

L’autoionizzazione o autoprotolisi dell’acqua è una reazione in cui due molecole di acqua reagiscono per dare H₃O⁺e OH^–

L’acqua ha un comportamento anfotero infatti in presenza di un acido agisce da base secondo Bronsted-Lowry accettando uno ione H⁺ e in presenza di una base agisce da acido secondo Brønsted e Lowry donando uno ione H⁺:

Nell’acqua pura una molecola di acqua può agire come base accettando uno ione H⁺ da una seconda molecola di acqua che agisce da acido con formazione di uno ione H₃O⁺ e di uno ione OH^–.

Equilibrio

Lo ione H₃O⁺ è l’acido coniugato e lo ione OH^– è la base coniugata dell’acqua e sono entrambi forti; non appena si formano essi reagiscono nuovamente per dare acqua secondo l’equilibrio:

2 H₂O_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Spesso questo equilibrio di autoionizzazione dell’acqua è semplificato come:

H₂O_(l) ⇌ H⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Costante di equilibrio

La costante di equilibrio, dell’autoionizzazione dell’acqua indicata con il simbolo K_w, alla temperatura di 25°C ha un valore di 1.00 ∙ 10^-14

K_w = [H₃O⁺][ OH^–] = 1.00 ∙ 10^-14

Poiché il rapporto stechiometrico tra [H₃O⁺] e [ OH^–] è di 1:1 ciò implica che [H₃O⁺]=[ OH^–]. Detta x la concentrazione di H₃O⁺ e quindi detta x la concentrazione di OH^– si ha:

K_w = [H₃O⁺][ OH^–] = 1.00 ∙ 10^-14 = (x)(x) = x²

pertanto a 25°C [H₃O⁺]=[ OH^–] = √ 1.00 ∙ 10^-14 = 1.00 ∙ 10^-7 M

A 25°C il pH dell’acqua così come il pOH assumono entrambi valore pari a 7.00.

I valori delle costanti di equilibrio rimangono costanti a temperatura costante e variando la temperatura varia il loro valore. Nello specifico stante l’importanza dell’acqua sono stati ottenuti i valori di K_w  a diverse temperature come da tabella:

Secondo i dati riportati in tabella quindi a 100 °C si ha:

K_w = 5.13  ∙ 10^-13 = [H₃O⁺][ OH^–] = x²

Pertanto x = [H₃O⁺]=[ OH^–] = √ 5.13  ∙ 10^-13 = 7.16 ∙ 10^-7 M

Da cui pH = 6.14