Comprender el equilibrio entre los iones hidronio (H₃O⁺) e hidróxido (OH⁻) es esencial para realizar cálculos precisos del pH en la química acuosa.

El agua (H₂O) es un disolvente polar que puede unirse transitoriamente a un protón (H⁺), formando el ion hidronio. En soluciones ácidas, [H₃O⁺] domina sobre [OH⁻] y su producto se fija mediante la constante de disociación del agua.

Constante de producto iónico para agua (Kₑₐ)

A 25°C la constante de disociación del agua es:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]

Esta relación le permite calcular la concentración de un ion si se conoce el otro.

Calcular H₃O⁺ a partir de OH⁻

Utilice la forma reorganizada:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]

Ejemplo1: Si [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, entonces

[H₃O⁺]=(1,0×10⁻¹⁴)/(4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M.

Calcular OH⁻ a partir de H₃O⁺

De manera similar:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]

Ejemplo2: Para [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,

[OH⁻]=(1,0×10⁻¹⁴)/(3,7×10⁻⁵)=2,7×10⁻¹⁰M.

Derivación de H₃O⁺ a partir de la molaridad del ácido

Cuando se conoce la molaridad del ácido, la concentración de hidronio sigue la estequiometría de disociación del ácido.

Ejemplo3:0,5 M de HCl en 2,0 l

HCl⇌H⁺+Cl⁻  ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺

Debido a que los coeficientes estequiométricos del HCl y del H₃O⁺ son ambos 1, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .

Ejemplo4:0,5 M H₂SO₄ en 2,0 L

H₂SO₄⇌2H⁺+SO₄²⁻  ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺

Con un coeficiente estequiométrico de 2 para H₃O⁺, [H₃O⁺]=2×0,5M=1,0M .