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. Podle Arrheniovy teorie to musí být způsobeno přítomností iontů.
Koncentrace a frekvence Rovnovážná konstanta této reakce je:
Z toho plyne, že konstanta kyselosti je: McMurry, John. (2004) Organic Chemistry, pg 44
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. 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 vpravo|300px|Teplotní závislost iontového součinu vody při 25 MPa 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.International Association for the Properties of Water and Steam (IAPWS)
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. 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. 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. Důvodem je jeho vyšší hmotnost, která způsobuje nižší energii nulového bodu. V následující tabulce jsou srovnány hodnoty pKw pro H2O a D2O.
T (°C) H2O D2O1014,534615,4392014,166915,0492513,996514,8693013,833014,6994013,534814,3855013,261714,103
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:Acidobazické reakce Kategorie:Ionty
de:Protolyse#Autoprotolyse