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El equilibrio ácido-base del agua

a cesión de protones por un ácido y la aceptación de protones por una base son procesos reversibles.

Dado que este tipo de procesos desembocan al cabo de un cierto tiempo en una situación de equilibrio, su estudio puede efectuarse aplicando los conceptos fundamentales del equilibrio químico.

Los indicadores de pH son sustancias colorantes cuyo color varía con el grado de acidez de la disolución. Dicha variación de color es la consecuencia visible de una reacción química que modifica la estructura de la molécula del indicador.

El equilibrio ácido-base más sencillo y fundamental a la vez es el que corresponde a la disociación del agua:

H2O  +  H2O   < >  H3O⁺  +  OH^-
base 1    ácido 2       ácido 1     base 2

Esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base (base 1) ganando protones para convertirse en H3O⁺ (ácido 1) y puede actuar como un ácido (ácido 2) perdiendo protones para convertirse en OH^- (base 2). Se dice por ello que es una sustancia anfolita.

Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:

Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 Cº han arrojado un valor para K igual a 3,2 · 10-18, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La concentración de H2O es, por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, o en términos de molaridad:

Escribiendo la anterior expresión en la forma:

K [H2O]² = [H3O⁺] [OH^-]

y operando, resulta:

3,2 · 10^-18 · (55,5)² = [H3O⁺] [OH^-]C
10^-14 = [H3O⁺] [OH^-]

que se representa por Kw y se denomina producto iónico del agua.

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