8.5.- Autoionización del agua.
Escala de pH

Según Brönsted‑Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:

H2O + H2O H3O+ + OH-
             
ácido1 + base2 ácido2 + base1

esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:

considerando la [H2O] como constante, resulta:

Kw = K . [H2O]² = [H3O+].[OH-]

que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:

Kw = [H3O+].[OH-] =10-14

 

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

  si [H3O+] > [OH-], es decir [H3O+] > 10-7  

disolución ácida

       
  si [H3O+] = [OH-] = 10-7       disolución neutra
       
  si [H3O+] < [OH-], es decir [H3O+] < 10-7   disolución básica

 

Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:

pH = ‑ log [H3O+]

entonces:

  • Para disoluciones ácidas  pH < 7

  • Para disoluciones neutras pH = 7

  • Para disoluciones básicas pH > 7

En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de sustancias comunes:

 

También se puede definir el pOH como:                      pOH = ‑ log [OH-]

y se debe cumplir la relación:

pH + pOH = 14

 

Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H3O+ del agua, en general, es despreciable siempre que la [H3O+] debida al ácido sea mayor o igual a 1O-6 M.

Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido (Ka) y la constante de basicidad (Kb) de su base conjugada:

ecuación que demostraremos en el punto 7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos de las constantes que te dimos en el punto 3 de este mismo tema.