Compreender o equilíbrio entre os íons hidrônio (H₃O⁺) e hidróxido (OH⁻) é essencial para cálculos precisos de pH na química aquosa.

Água (H₂O) é um solvente polar que pode ligar transitoriamente um próton (H⁺), formando o íon hidrônio. Em soluções ácidas, [H₃O⁺] domina sobre [OH⁻], e seu produto é fixado pela constante de dissociação da água.

Constante de produto iônico para água (Kₑₐ)

A 25°C a constante de dissociação da água é:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]

Essa relação permite calcular a concentração de um íon se o outro for conhecido.

Calculando H₃O⁺ a partir de OH⁻

Use o formulário reorganizado:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]

Exemplo1: Se [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, então

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

Calculando OH⁻ a partir de H₃O⁺

Da mesma forma:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]

Exemplo2: Para [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,

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

Derivar H₃O⁺ da molaridade ácida

Quando a molaridade do ácido é conhecida, a concentração de hidrônio segue a estequiometria de dissociação do ácido.

Exemplo3:0,5M de HCl em 2,0L

HCl⇌H⁺+Cl⁻  ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺

Como os coeficientes estequiométricos de HCl e H₃O⁺ são ambos 1, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .

Exemplo4:0,5M H₂SO₄ em 2,0L

H₂SO₄⇌2H⁺+SO₄²⁻  ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺

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