¿Por qué la constante de disociación del agua Kw permanece constante? [cerrado]
A $\pu{25 ^\circ C}$ en equilibrio el valor de $K_\mathrm{w}$ es $\pu{1\times 10^{-14} M}$ y la concentración de $\ce{H+}$ y $\ce{OH-}$ es igual, es decir $\pu{1\times 10^{-7} M}$.
Ahora si agregamos $\ce{HCl}$ a eso el $\ce{HCl}$ formará $\ce{H3O+}$ y así la concentración de $\ce{H+}$aumenta y así el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para contrarrestar los cambios. Como resultado, la concentración de$\ce{OH-}$ disminuye, pero ¿por qué todavía el $K_\mathrm{w}$Se mantiene igual. Si agregamos demasiado$\ce{HCl}$ como 1 mol, entonces sabemos que se disociará completamente y se formará $\ce{H3O+}$ cuya concentración sería $\pu{1 M}$.
Así que ahora, ¿qué pasará con $K_\mathrm{w}$? ¿Sigue siendo constante pero por qué? ¿Todavía la concentración de$\ce{H+}$ no puede elevarse por encima $1\times 10^{-14}$ ¿pero por qué?
Respuestas
Su pregunta refleja su conocimiento en química, así que intentaré que esta explicación sea lo más simple posible.
El agua conduce la electricidad porque contiene $\ce{H+}$ y $\ce{OH-}$ iones por autoionización:
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
Se ha definido que esta ionización es una constante en $\pu{25 ^\circ C}$. Así, por definición:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
En consecuencia, por definición para el agua pura, $ [\ce{H+}]=[\ce{OH-}]= 1.0 \times 10^{-7}$. Y luego, hay un principio ampliamente aceptado en química llamado principio de Le Chatelier:
El principio de Le Chatelier es una observación sobre los equilibrios químicos de las reacciones. Establece que los cambios en la temperatura, presión, volumen o concentración de un sistema darán como resultado cambios predecibles y opuestos en el sistema para lograr un nuevo estado de equilibrio.
En consecuencia, aumentar la concentración de reactivos (especies en el lado izquierdo de la reacción) conducirá la reacción hacia la derecha (más productos), mientras que aumentar la concentración de productos (especies en el lado derecho de la reacción) conducirá la reacción a la izquierda (más reactivos). A temperatura constante, aunque las concentraciones de especies (p. Ej., Aquí están$\ce{H+}$ y $\ce{OH-}$ en ecuación $(1)$) en el nuevo estado de equilibrio cambia, la constante de equilibrio permanece igual. En otras palabras, la constante de equilibrio depende solo de la temperatura.
Según el principio de Le Chatelier, en en ecuación $(1)$, si agregas más $\ce{H+}$ o $\ce{OH-}$(RHS), el equilibrio se ajustaría para reducir esa cantidad produciendo más agua. Pero como esta adición está a temperatura constante,$K_\mathrm{w}$ permanece constante.
La respuesta del usuario Mathew Mahindaratne es excelente, pero me gustaría insistir en un punto. El equilibrio viene dado por la ecuación química:
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
y la ecuación matemática normalmente se reduce a:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
Sin embargo, al pensar en las expresiones de equilibrio en general, puede ver que la expresión matemática para (1) debería ser:
$$K^*_\mathrm{w} =\dfrac{[\ce{H+}][\ce{OH-}]}{[\ce{H2O}]}\tag{3}$$
El punto aquí es que para soluciones acuosas diluidas que$[\ce{H2O}]$ es una constante y por tanto:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H2O}]\times K^*_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}]\tag{4}$$
Por lo tanto, las soluciones con cantidades significativas de algún solvente orgánico miscible no son soluciones "acuosas diluidas" y la ecuación matemática (2) no se mantendrá. Esto no quiere decir que la ecuación matemática (3) sea significativamente mejor, sino que intenta crear alguna comprensión de por qué fallan las expresiones de equilibrio simples.
Se puede decir que a la temperatura dada, la tasa de autodisociación del agua es constante, pero la tasa de recombinación iónica es proporcional a $[\ce{H+}][\ce{OH-}]$. Como es proporcional a la probabilidad, dos de estos iones se encuentran entre sí, porque la velocidad de reacción está limitada por la difusión. Según Wikipedia ,
La reacción de recombinación inversa $\ce{H3O+ + OH− -> 2 H2O}$ es una de las reacciones químicas más rápidas conocidas, con una constante de velocidad de reacción de $\pu{1.3×10^11 M−1 s−1}$a temperatura ambiente. Una velocidad tan rápida es característica de una reacción de difusión controlada, en la que la velocidad está limitada por la velocidad de difusión molecular.
La cinética del cambio [H +] es como:
$$\frac{\mathrm{d}[\ce{H+}]}{\mathrm{d}t} = k_1 - k_2[\ce{H+}][\ce{OH-}]$$ dónde $$K_\mathrm{w} = \frac{k_1}{k_2}$$ y $$k_1 = k_{1\mathrm{a}}[\ce{H2O}]$$
Insinuando $[\ce{H2O}] \simeq \pu{55 mol/L}$ es constante.
La consecuencia es que el producto de las concentraciones de iones en equilibrio debe ser constante.
Si $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \gt K_\mathrm{w}$, luego los iones se recombinan más rápido y luego el agua se disocia hasta que es igual.
Si $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \lt K_\mathrm{w}$, luego el agua se disocia más rápido y luego los iones se recombinan hasta que es igual.
La fuerza iónica y los coeficientes de actividad, o la mayor presencia de otros compuestos no iónicos complican la cosa, pero lo anterior como principio general de los equilibrios químicos se mantiene.