Il prodotto ionico dell'acqua

Il prodotto ionico dell'acqua

L'acqua pura presenta una piccolissima percentuale di molecole dissociate in ioni H⁺ e ioni OH^{¯ -} secondo il seguente equilibrio (autoprotolisi o autoionizzazione)

H₂O     + H₂O OH^¯ + H₃O⁺

L'equilibrio viene tuttavia descritto in modo semplificato considerando solo la molecola d'acqua che si dissocia e non quella che forma il legame dativo con lo ione H⁺ per dare lo ione ossonio H₃O⁺

H₂O H⁺ + OH^-

Anche per tale reazione di dissociazione è possibile calcolare una costante di equilibrio che, alla temperatura di 25°C, vale

Dal valore della costante di dissociazione deduciamo che l'equilibrio è fortemente spostato verso sinistra. Per questo motivo, possiamo ritenere trascurabile la frazione x di molecole d'acqua che si dissociano rispetto all'acqua indissociata, e considerare la concentrazione di quest'ultima pari alla concentrazione dell'acqua pura.

La concentrazione dell'acqua pura è ovviamente una costante e vale

Si conviene pertanto di inglobare la concentrazione dell'acqua nella costante di dissociazione, ottenendo

La nuova costante k_w è detta prodotto ionico dell'acqua e vale

Poiché nell'acqua pura le uniche molecole che si dissociano sono ovviamente quelle dell'acqua e ogni molecola d'acqua che si dissocia produce uno ione H⁺ ed uno ione OH^-, è evidente che le due specie ioniche dovranno trovarsi nell'acqua in numero uguale, dovranno cioè possedere la stessa concentrazione. Risulta pertanto evidente che la loro concentrazione dovrà essere pari a

10^-7 è evidentemente anche il numero di moli di acqua che si dissociano in un litro d'acqua. Possiamo pertanto calcolare il suo grado di dissociazione

il che significa che nell'acqua pura a 25°C si dissociano circa 2 molecole d'acqua su 1 miliardo.

Le soluzioni in cui  sono dette neutre

Le soluzioni in cui  sono dette acide

Le soluzioni in cui  sono dette basiche

Si tenga comunque presente che la reazione di dissociazione dell'acqua è una reazione endotermica e quindi, in base al principio di Le Chatelier, la  k_w aumenta all'aumentare della temperatura. Così a temperature maggiori di 25°C la neutralità si raggiunge per concentrazioni degli ioni H⁺ e OH^- leggermente superiori di 10^-7 mol/L ().

Poiché a Temperatura costante k_w è costante, si osservi come nel caso sia nota la [H⁺] rimanga univocamente determinata anche [OH^-] e viceversa.

pH e pOH

Essendo  [H⁺] e [OH^-] espresse da valori molto piccoli risulta più comodo usare, per misurarle, una notazione logaritmica. Si conviene pertanto di esprimere la concentrazione degli ioni H⁺ in termini di pH, il quale risulta definito tramite la seguente relazione:

In modo del tutto analogo si può definire come unità di misura della concentrazione degli ioni OH^- in una soluzione il pOH

Tra pH e pOH esiste una semplice relazione che possiamo ottenere calcolando il logaritmo negativo di entrambi i membri del prodotto ionico dell'acqua

da cui

La somma del pH e del pOH è sempre uguale a 14

Poiché nelle soluzioni neutre , allora per esse vale anche pH = pOH = 7

Costruiamo ora una tabella che metta in relazione il valore delle concentrazioni degli ioni H⁺ e degli ioni OH^- con i valori del pH e del pOH

Come si può notare il pH può assumere anche valori negativi e valori superiori a 14. Si tratta comunque di casi piuttosto rari con concentrazioni di ioni H⁺ eccezionalmente basse o elevate.

Si noti inoltre come, essendo la scala del pH una scala logaritmica, ogni grado di pH corrisponde ad una variazione nella concentrazione degli ioni H⁺ pari a 10 volte. Così una soluzione a pH 2 presenta una concentrazione degli ioni H⁺ 1000 volte maggiore di una soluzione a pH 5.