Domanda:
Perché il prodotto ionico dell'acqua rimane costante dopo l'aggiunta di soluto non neutro?
Gaurav
2014-12-29 14:32:32 UTC
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Nel mio libro di testo, si dice che il prodotto ionico dell'acqua $ K_ \ mathrm {w} $ rimane costante anche quando gli viene aggiunto un soluto non neutro come un acido.

$$ K_ \ mathrm {w} = \ ce {[H3O +] [OH -]} $$

Quando un acido forte viene aggiunto all'acqua, la concentrazione di $ \ ce {[H3O +]} $ aumenta. Tuttavia $ K_ \ mathrm {w} $ deve rimanere costante. Ma come? Come diminuisce la concentrazione di $ \ ce {[OH -]} $?

Due risposte:
Yomen Atassi
2014-12-30 14:05:41 UTC
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$ K_w $ è la costante di equilibrio di questa reazione: $$ \ ce {2H2 O < = > H3O + + OH -}. $$ Quindi, è costante a una temperatura fissa. È uguale a $ 10 ^ {- 14} $ a $ 25 ~ ^ \ circ \ mathrm {C} $. A questa temperatura $ \ ce {[H3O +] = [OH ^ {-}]} = 10 ^ {- 7} ~ \ mathrm {mol / L} $.

Se aggiungi acido all'acqua, l'equilibrio di reazione di cui sopra viene spostato per contrastare la variazione della concentrazione di ione idronio, ovvero la reazione viene spostata a sinistra. Ciò significa che gli ioni idrossido reagiranno con l'eccesso di ioni idronio per dare acqua. Di conseguenza: la concentrazione di idrossido di ioni sarà inferiore a $ 10 ^ {- 7} ~ \ mathrm {mol / L} $ e la concentrazione di idronio ionico sarà superiore a $ 10 ^ {- 7} ~ \ mathrm { mol / L} $. Ma il loro prodotto è costante. $ \ ce {[H3O +] \ cdot [OH ^ {-}]} = 10 ^ {- 14} $.

Se il kfhydronium in eccesso ha reagito con idrossido, non concede. di entrambi diminuiscono. Cioè H + conc. rimane ancora $ 10 ^ {- 7} $?
Questo spiega cosa succede ma non perché.
Jan
2016-11-08 23:20:47 UTC
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Nella visione di Layman, puoi anche pensarla in questo modo: inizialmente, hai acqua, una piccola quantità di $ \ ce {H3O +} $ e una piccola quantità di $ \ ce {OH -} $. Se aggiungi una sorgente protonica esterna, possiamo considerare cosa accadrà a ciascuno di questi:

\ begin {array} {lccc} \ hline \ text {time point} & \ text {acid} & \ text {neutral} & \ text {base} \\ \ hline \ text {before a.} & \ ce {H3O +} & \ ce {H2O} & \ ce {OH-} \\\ text {after a.} & \ text {nessun cambiamento} & \ ce {H3O +} & \ ce {H2O} \\ \ hline \ end {array}

In parole: non succederà nulla a $ \ ce {H3O +} $ - at almeno niente di notevole; $ \ ce {H4O ^ 2 +} $ è troppo instabile in una soluzione acquosa per contribuire in modo significativo. L'acqua sarà protonata a $ \ ce {H3O +} $ e gli ioni idrossido saranno anche protonati (statisticamente) dall'acido entrante per dare $ \ ce {H2O} $. Pertanto, puoi considerare l'aggiunta di acido sia per aumentare la concentrazione di ioni ossonio che per ridurre la concentrazione di ioni idrossido.

La costante di equilibrio e l'equazione sono solo una modo più formale e scientificamente più corretto di metterlo.

Questo è stato utile!Ma sto ancora cercando una spiegazione del motivo per cui l'aumento di $ \ ce {H3O +} $ e la diminuzione di $ \ ce {OH -} $ avvengono in modo tale che il prodotto delle loro concentrazioni rimanga costante, invece di ... diciamo, la somma delle loro concentrazioni rimane costante, che è ciò che intuitivamente pensavo dovesse accadere dopo aver guardato il tuo tavolo.
@lukejanicke Questo fondamentalmente si basa sulla chimica fisica e sulla teoria dell'equilibrio le cui formule so come applicare ma non come derivare da zero.Scusate …
Non sono ancora riuscito a trovare una risposta.Qualcuno ha chiesto [questo] (https://chemistry.stackexchange.com/questions/49962/why-isnt-the-ion-product-constant-the-sum-of-the-molar-concentrations-of-h-and)e mi è stato detto che la domanda è un duplicato di [questo] (https://chemistry.stackexchange.com/questions/6924/why-does-the-reaction-quotient-use-the-products-multiplications-of-reactants-a), con cui non sono d'accordo, ma la risposta potrebbe essere lì da qualche parte.


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Questa domanda e risposta è stata tradotta automaticamente dalla lingua inglese. Il contenuto originale è disponibile su stackexchange, che ringraziamo per la licenza cc by-sa 3.0 con cui è distribuito.
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