Aunque se dice que el agua pura es una sustancia no conductora de la electricidad, en realidad tiene una conductividad muy pequeña, que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, pero en concentraciones muy pequeñas. Esto significa que el agua debe estar disociada en la forma que se ve en la imagen, proceso conocido como autoionización del agua:

Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante (1000 gramos de agua por litro y 18 gramos por mol son 55,555 mol/litro), puede incluirse en la constante de equilibrio, que se expresa entonces en la forma:

Esta constante, K_w, se llama producto iónico del agua. Vas a suponer que siempre trabajas con agua y con disoluciones a 25 ºC.

Para que te hagas una idea, se ionizan solamente 2 de entre 555 millones de moléculas de agua. En consecuencia, la reacción contraria, la neutralización entre los iones OH^- y H₃O⁺ para formar agua se realizará de forma prácticamente total.

Fíjate en que en agua pura las dos concentraciones iónicas deben ser iguales, al formarse igual cantidad de H₃O⁺ que de OH^-, siendo cada una de 10^-7 mol/L, ya que su producto es de 10^-14.

Al disolver un ácido en agua pura, la disolución se vuelve ácida, y ya no es cierto que [OH^-] = [H₃O⁺]: como el ácido aporta iones H₃O⁺ a la disolución, aumentará la [H₃O⁺] (será mayor de 10^-7), con lo cual el equilibrio de disociación del agua se desplazará hacia la izquierda, de acuerdo con el principio de Le Chatelier. Por tanto, disminuirá la [OH^-] (se hará menor que 10^-7), de tal forma que el producto de ambas concentraciones, Kw, permanezca constante.

Esta influencia que ejercen los iones H₃O⁺ sobre la concentración de los iones OH^- es un caso particular del fenómeno que ya conoces llamado efecto del ión común. En este caso, el H₃O⁺ es el ión común entre el agua y el ácido: al aumentar la [H₃O⁺], disminuye la autoionización del agua.

De forma análoga, si en agua pura se disuelve una base (disolución básica), aumentará la concentración de iones OH^- y disminuirá, en la misma proporción, la concentración de iones H₃O⁺, de forma que Kw también permanezca constante.

Fíjate en que ni [OH^-] ni [H₃O⁺] pueden ser cero, ya que entonces sería Kw = 0. Esto significa que en disoluciones ácidas siempre hay presentes iones OH^-, aunque en una concentración muy pequeña, y lo mismo ocurre con los iones H₃O⁺ en disoluciones básicas.

Las constantes en los pares ácido-base conjugados

La relación existente entre [OH^-] y [H₃O⁺] en disolución acuosa también relaciona las constantes de acidez, Ka, y de basicidad, Kb, de cualquier par ácido-base conjugados.

Observa las expresiones en el par ácido acético (CH₃COOH) y su base conjugada, ión acetato (CH₃COO^-).

 

CH₃COO^-(aq) + H₂O ↔ CH₃COOH(aq) + OH^-(aq)

 

Esta relación permite calcular K_b a partir de K_a, o viceversa. Por ello, hay tablas con valores de la constante de acidez o basicidad de las sustancias, pero no de sus bases o ácidos conjugados.