Vannets egenprotolyse

Artikkelen inngår i serien om Syrer og baser

Bufferløsning Dissosiasjonskonstant pH Protonaffinitet Surhetsfunksjon Syre–base-ekstraksjon Syre–base-reaksjon Syrekonstant Vannets egenprotolyse
Syretyper
Brønsted · Lewis · Mineral · Organisk · Sterk · Supersyre · Svak
Basetyper
Brønsted · Ikke-nukleofil · Lewis · Organisk · Sterk · Superbase · Svak

Vannets egenprotolyse er en ioniseringsreaksjon i rent vann eller i en vandig løsning, der et vannmolekyl, H₂O, deprotonerer (mister kjernen til et av hydrogenatomene) for å bli et hydroksidion, OH^-. Hydrogenkjernen, H⁺, protonerer umiddelbart et annet vannmolekyl for å danne hydronium, H₃O⁺. Det er et eksempel på autoprotolyse, og eksemplifiserer den amfotære naturen til vann.

Likevektskonstanten

Kjemisk rent vann har en elektrisk ledningsevne på 0,055 µS/cm. Ifølge teoriene til Svante Arrhenius må dette skyldes tilstedeværelsen av ioner. Ionene er produsert av vannets egenprotolyse, som gjelder rent vann og enhver vandig løsning:

${\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}$

Uttrykt med kjemiske aktivitet a, i stedet for konsentrasjoner, er den termodynamiske likevektskonstanten for vannioniseringsreaksjonen:

$K_{eq}={{a_{H_{3}O^{+}}\cdot a_{OH^{-}}} \over a{^{2}}{_{H_{2}O}}}$

som er numerisk lik den mer tradisjonelle termodynamiske likevektskonstanten skrevet som:

$K_{eq}={{a_{H_{3}O^{+}}\cdot a_{OH^{-}}} \over a{_{H_{2}O}}}$

under antagelse om at summen av de kjemiske potensialene til H⁺ og H₃O⁺ formelt er lik det dobbelte av det kjemiske potensialet til H₂O ved samme temperatur og trykk.^[1]