Att förstå jämvikten mellan hydronium- (H₃O⁺) och hydroxid- (OH⁻)-joner är avgörande för korrekta pH-beräkningar inom vattenkemi.
Vatten (H2O) är ett polärt lösningsmedel som tillfälligt kan binda en proton (H⁺) och bilda hydroniumjonen. I sura lösningar dominerar [H₃O⁺] över [OH⁻], och deras produkt fixeras av vattendissociationskonstanten.
Vid 25°C är dissociationskonstanten för vatten:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]
Detta förhållande gör att du kan beräkna en jons koncentration om den andra är känd.
Använd den omarrangerade formen:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]
Example 1: Om [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, då
[H₃O⁺]=(1,0×10⁻¹⁴)/(4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M.
På samma sätt:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]
Example 2: För [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,
[OH⁻]=(1,0×10⁻¹⁴)/(3,7×10⁻⁵)=2,7×10⁻¹⁰M.
När syrans molaritet är känd följer hydroniumkoncentrationen syrans dissociationsstökiometri.
HCl⇌H⁺+Cl⁻ ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺
Eftersom de stökiometriska koefficienterna för HCl och H₃O⁺ båda är 1, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .
H₂SO4⇌2H+SO₄²⁻ ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺
Med en stökiometrisk koefficient på 2 för H₃O⁺, [H₃O⁺]=2×0,5M=1,0M .
