Comprendere l'equilibrio tra gli ioni idronio (H₃O⁺) e idrossido (OH⁻) è essenziale per calcoli accurati del pH nella chimica delle acque.

L'acqua (H₂O) è un solvente polare che può legare temporaneamente un protone (H⁺), formando lo ione idronio. Nelle soluzioni acide, [H₃O⁺] prevale su [OH⁻] e il loro prodotto è fissato dalla costante di dissociazione dell'acqua.

Costante del prodotto ionico per l'acqua (Kₑₐ)

A 25°C la costante di dissociazione dell’acqua è:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]

Questa relazione ti consente di calcolare la concentrazione di uno ione se l'altro è noto.

Calcolo di H₃O⁺ da OH⁻

Utilizza il modulo riorganizzato:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]

Esempio 1: Se [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, allora

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

Calcolo di OH⁻ da H₃O⁺

Allo stesso modo:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]

Esempio2: Per [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,

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

Derivare H₃O⁺ dalla molarità acida

Quando la molarità dell'acido è nota, la concentrazione di idronio segue la stechiometria di dissociazione dell'acido.

Esempio 3:HCl 0,5 M in 2,0 L

HCl⇌H⁺+Cl⁻  ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺

Poiché i coefficienti stechiometrici di HCl e H₃O⁺ sono entrambi 1, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .

Esempio4:0,5 M H₂SO₄ in 2,0 litri

H₂SO₄⇌2H⁺+SO₄²⁻  ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺

Con un coefficiente stechiometrico pari a 2 per H₃O⁺, [H₃O⁺]=2×0,5M=1,0M .