Pourquoi la constante de dissociation de l'eau Kw reste-t-elle constante? [fermé]
À $\pu{25 ^\circ C}$ à l'équilibre la valeur de $K_\mathrm{w}$ est $\pu{1\times 10^{-14} M}$ et la concentration de $\ce{H+}$ et $\ce{OH-}$ est égal à savoir $\pu{1\times 10^{-7} M}$.
Maintenant si nous ajoutons $\ce{HCl}$ à lui le $\ce{HCl}$ Formera $\ce{H3O+}$ et donc la concentration de $\ce{H+}$augmente et ainsi l'équilibre se déplace vers la gauche pour contrecarrer les changements. En conséquence, la concentration de$\ce{OH-}$ diminue mais pourquoi le $K_\mathrm{w}$reste le même. Si on en ajoute trop$\ce{HCl}$ comme 1 mole alors nous savons qu'il se dissociera complètement et se formerait $\ce{H3O+}$ dont la concentration serait $\pu{1 M}$.
Alors maintenant, qu'arrivera-t-il à $K_\mathrm{w}$? Cela reste-t-il toujours constant mais pourquoi? La concentration de$\ce{H+}$ ne peut pas monter au-dessus $1\times 10^{-14}$ mais pourquoi?
Réponses
Votre question reflète vos connaissances en chimie, je vais donc essayer de garder cette explication aussi simple que possible.
L'eau conduit l'électricité car elle contient $\ce{H+}$ et $\ce{OH-}$ ions par auto-ionisation:
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
Il a été défini que cette ionisation est une constante à $\pu{25 ^\circ C}$. Ainsi par définition:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
En conséquence, par définition pour l'eau pure, $ [\ce{H+}]=[\ce{OH-}]= 1.0 \times 10^{-7}$. Et puis, il y a un principe largement accepté en chimie appelé le principe de Le Chatelier:
Le principe de Le Chatelier est une observation sur les équilibres chimiques des réactions. Il déclare que les changements de température, de pression, de volume ou de concentration d'un système entraîneront des changements prévisibles et opposés dans le système afin d'atteindre un nouvel état d'équilibre.
En conséquence, l'augmentation de la concentration des réactifs (espèces du côté gauche de la réaction) conduira la réaction vers la droite (plus de produits), tandis que l'augmentation de la concentration des produits (espèces du côté droit de la réaction) conduira la réaction à la gauche (plus de réactifs). À température constante, même si les concentrations d'espèces (par exemple, ici, elles sont$\ce{H+}$ et $\ce{OH-}$ dans l'équation $(1)$) au nouvel état d'équilibre est modifié, la constante d'équilibre reste la même. En d'autres termes, la constante d'équilibre dépend uniquement de la température.
Selon le principe de Le Chatelier, en équation $(1)$, si vous en ajoutez plus $\ce{H+}$ ou $\ce{OH-}$(RHS), l'équilibre serait ajusté pour réduire cette quantité en produisant plus d'eau. Mais puisque cet ajout est à température constante,$K_\mathrm{w}$ reste constant.
La réponse de l' utilisateur Mathew Mahindaratne est excellente, mais j'aimerais souligner un point. L'équilibre est donné par l'équation chimique:
$$\ce{H2O <=> H+ + OH- \tag1}$$
and the mathematical equation is normally reduced to:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14} \tag2$$
However thinking about equilibrium expressions in general you can see that the mathematical expression for (1) should be:
$$K^*_\mathrm{w} =\dfrac{[\ce{H+}][\ce{OH-}]}{[\ce{H2O}]}\tag{3}$$
The point here is that for dilute aqueous solutions that $[\ce{H2O}]$ is a constant and hence:
$$K_\mathrm{w} = [\ce{H2O}]\times K^*_\mathrm{w} = [\ce{H+}][\ce{OH-}]\tag{4}$$
Thus solutions with significant amounts of some miscible organic solvent are not "dilute aqueous" solutions, and mathematical equation (2) won't hold. This is not to say that mathematical equation (3) would be significantly better, but rather tying to create some understanding of why the simple equilibrium expressions fail.
It can be said that at the given temperature, the rate of the water autodissociation is constant, but the rate of the ion recombination is proportional to $[\ce{H+}][\ce{OH-}]$. As it is proportional to probability two such ions meet each other, because the reaction rate is limited by diffusion. According to Wikipedia,
The inverse recombination reaction $\ce{H3O+ + OH− -> 2 H2O}$ is among the fastest chemical reactions known, with a reaction rate constant of $\pu{1.3×10^11 M−1 s−1}$ at room temperature. Such a rapid rate is characteristic of a diffusion-controlled reaction, in which the rate is limited by the speed of molecular diffusion.
The kinetics of the [H+] change is like:
$$\frac{\mathrm{d}[\ce{H+}]}{\mathrm{d}t} = k_1 - k_2[\ce{H+}][\ce{OH-}]$$ where $$K_\mathrm{w} = \frac{k_1}{k_2}$$ and $$k_1 = k_{1\mathrm{a}}[\ce{H2O}]$$
implying $[\ce{H2O}] \simeq \pu{55 mol/L}$ is constant.
The consequence is the product of ion concentrations at equilibrium must be constant.
If $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \gt K_\mathrm{w}$, then ions recombine faster then water dissociates until it is equal.
If $[\ce{H+}][\ce{OH-}] \lt K_\mathrm{w}$, then water dissociates faster then ions recombine until it is equal.
The ionic strength and activity coefficients, or major presence of other non-ionic compounds complicate the thing, but the above as the general principle of chemical equilibriums remains.