6.5: Disociación del agua

¿Cómo se disocian las moléculas de agua?

El agua es una sustancia anfotérica, lo que significa que el agua puede aceptar un protón que actúa como base, y también puede donar Un protón que actúa como un ácido.

Aproximadamente una molécula de agua en medio billón se disocia en un ion OH ^- al perder un protón por otra molécula de agua. La molécula que recibe un protón se convierte en H ₃ O ⁺.

La disociación del agua es una reacción de equilibrio en la que una molécula de agua dona su protón a otra molécula de agua.

La molécula de agua que recibe protón está actuando como base, y se convierte en ácido conjugado H ₃ O ⁺. La otra molécula de agua que dona un protón está actuando como un ácido, y se convierte en base conjugada OH ^-. Las flechas en la reacción muestran que la base utiliza uno de sus pares solitarios de electrones para hacer un enlace con protones, y el par de electrones de enlace anterior se convierte en un tercer par solitario de electrones en el átomo de oxígeno de la base. La reacción es reversible, es decir, el ácido conjugado (H ₃ O ⁺) y la base conjugada (OH ^-) reaccionan para reformar las dos moléculas de agua.

Constante de disociación de agua

La disociación del agua es una reacción de equilibrio. Significa que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y la concentración de los reactivos y productos no cambia en equilibrio. La concentración molar de H ₃ O ⁺ representada como [H ₃ O ⁺] es igual a 10 ^-7 M en una muestra de agua pura a 25 ^o C, donde M está en moles/litro. La concentración molar de OH ^- representada como [OH ^-] es igual a la concentración molar de H ₃ O ⁺ en agua pura, es decir, [H ₃ O ⁺] = [OH ^-] = 10 ^-7 M.

El producto de la concentración molar de H ₃ O ⁺ y OH ^- en agua es una constante llamada constante de disociación del agua K _w igual a 10 ^-14 a 25 ^o C, es decir:

\[\mathrm{K}_{\mathrm{w}}=\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=\left(10^{-7}\right)\left(10^{-7}\right)=10^{-14}\nonumber\nonumber\]

Soluciones acuosas neutras, ácidas o básicas

Una solución que tiene una concentración igual de H ₃ O ⁺ y OH ^-, cada una igual a 10 ^-7 M, es una solución neutra.

Una solución ácida tiene un ácido disuelto en agua. Cuando un ácido se disuelve en agua se disocia añadiendo más H ₃ O ^+. El [OH ^-] debe disminuir para mantener constante el K _w.

Una solución que tiene [H ₃ O ⁺] más de 10 ^-7, y [OH ^-] menos de 10 ^-7 es una solución ácida.

Una solución básica tiene una base disuelta en agua. Cuando una base se disuelve en agua se disocia añadiendo más OH ^-. El [H ₃ O ⁺] debe disminuir para mantener constante el K _w.

Una solución que tiene [H ₃ O ⁺] menos de 10 ^-7, y [OH ^-] más de 10 ^-7 es una solución básica.

Cálculos de [H ₃ O ⁺] y [OH ^-] basados en K _w

La constante de disociación del agua permanece igual si la solución acuosa es neutra, ácida o básica, es decir:

\ begin {ecuación}
\ mathrm {K} _ {\ mathrm {w}} =\ izquierda [\ mathrm {H} _ {3}\ mathrm {O} _ {-} ^ {+}\ derecha]\ izquierda [\ mathrm {OH} ^ {-}\ derecha] =\ izquierda (10^ {-7}\ derecha)\ izquierda (10^ {-7}\ derecha) =10^ {-14}\ texto {at} 25^ {\ circ}\ mathrm {C}\ nonumber
\ end {ecuación}

Por lo tanto, si se conoce la concentración molar de iones hidronio [H ₃ O ⁺], la concentración molar de iones hidróxido [OH ^-] se puede calcular usando la siguiente fórmula:

\[\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]=\frac{\mathrm{K}_{w}}{[\mathrm{OH}^{-}]}=\frac{10^{-14}}{[\mathrm{OH}^{-}]}\nonumber\]

De manera similar, si se conoce la concentración molar de iones hidróxido [OH ^-], la concentración molar de iones hidronio [OH ^-] se puede calcular usando la siguiente fórmula:

\[\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=\frac{K_{w}}{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]}=\frac{10^{-14}}{\left[\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+}\right]}\nonumber\]

Cuando un ácido fuerte como el HCl se disuelve en agua, se disocia ~ 100% en iones. Por lo tanto, el [H ₃ O ⁺] es igual a la concentración molar del ácido. La cantidad de H ₃ O ⁺ añadida por disociación de moléculas de agua es muy pequeña en comparación con la que proviene de la disociación de un ácido fuerte y se puede descuidar. De manera similar, cuando una base fuerte como el NaOH se disuelve en agua, se disocia ~ 100% en iones. Por lo tanto, el [OH ^-] es igual a la concentración molar de la base.

Nota

Cuando un ácido débil o una base débil se disuelve en agua, se disocia parcialmente en iones. Por lo tanto, el [H ₃ O ⁺] o el [OH ^-] en los casos de ácidos débiles y bases débiles tiene que determinarse experimentalmente para los cálculos.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

¿Calcular la concentración de iones OH ^- en una solución de HNO ₃ 0.10 M?

Solución

El HNO ₃ es un ácido fuerte. Por lo tanto, [HNO ₃] = 0.10 M = [H ₃ O ⁺]. Deseado [OH ^-] =?

Fórmula:\(\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=\frac{10^{-14}}{\left[\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+}\right]}\)

Conecte los valores y calcule:\(\left[0 \mathrm{H}^{-}\right]=\frac{10^{-14}}{0.10}=10^{-13}\mathrm{~M}\)

Ejemplo\(\PageIndex{2}\)

Una solución de vinagre tiene [H ₃ O ⁺] = 2.0 x 10 ^-3. a) ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido en la solución de vinagre? b) ¿la solución es ácida, básica o neutra?

Solución

a) Dado [H ₃ O ⁺] = 2.0 x 10 ^-3. Deseado [OH ^-] =?

Fórmula:\(\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=\frac{10^{-14}}{\left[\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+}\right]}\)

Conecte los valores y calcule:\(\left[0 H^{-}\right]=\frac{10^{-14}}{2.0 \times 10^{-3}}=5.0 \times 10^{-12} \mathrm{M}\)

b) La solución es ácida porque [H ₃ O ⁺] > [OH ^-].

Ejemplo\(\PageIndex{3}\)

Calcular el valor de [H ³ O ⁺] y [OH ^-] en una solución de NaOH 0.010 M?

Solución

El NaOH es una base fuerte. Por lo tanto [NaOH] = 0.010 M = [OH ^-]. Deseado [H ₃ O ⁺] =?

Fórmula:\(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]=\mathrm{K}_{\mathrm{w}} /\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=10^{-14} /\left[\mathrm{OH}^{-}\right]\)

Cálculos:\(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]=10^{-14} / 0.010=10^{-12} \mathrm{M}\)

Ejemplo\(\PageIndex{4}\)

a) Calcular el [H ₃ O ⁺] en una solución de amoniaco que tiene [OH ^-] = 4.0 x 10 ^-4 M? b) Es el

solución ácida, básica o neutra?

Solución

a) Dado [OH ^-] = 4.0 x 10 ^-4. Deseado [H ₃ O ⁺] =?

Fórmula:\(\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]=\mathrm{K}_{\mathrm{w}} /\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=10^{-14} /\left[\mathrm{OH}^{-}\right]\)

Cálculos:\(\left[0 H^{-}\right]=\frac{10^{-14}}{4.0 \times 10^{-4}}=2.5 \times 10^{-11} \mathrm{M}\)

b) La solución es básica porque [H ₃ O ⁺] < [OH ^-].