Het begrijpen van het evenwicht tussen hydronium- (H₃O⁺) en hydroxide-ionen (OH⁻) is essentieel voor nauwkeurige pH-berekeningen in de waterchemie.

Water (H₂O) is een polair oplosmiddel dat tijdelijk een proton (H⁺) kan binden, waardoor het hydroniumion ontstaat. In zure oplossingen domineert [H₃O⁺] over [OH⁻], en hun product wordt gefixeerd door de waterdissociatieconstante.

Ionenproductconstante voor water (Kₑₐ)

Bij 25°C is de dissociatieconstante van water:
Kw=1,0×10⁻¹⁴=[H₃O⁺][OH⁻]

Met deze relatie kunt u de concentratie van het ene ion berekenen als het andere bekend is.

H₃O⁺ berekenen uit OH⁻

Gebruik het herschikte formulier:
[H₃O⁺]=Kw/[OH⁻]

Voorbeeld1: Als [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M, dan

[H₃O⁺]=(1,0×10⁻¹⁴)/(4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M.

OH⁻ berekenen uit H₃O⁺

Op dezelfde manier:
[OH⁻]=Kw/[H₃O⁺]

Voorbeeld2: Voor [H₃O⁺]=3,7×10⁻⁵M,

[OH⁻]=(1,0×10⁻¹⁴)/(3,7×10⁻⁵)=2,7×10⁻¹⁰M.

H₃O⁺ afleiden uit de zuurmolariteit

Wanneer de molariteit van het zuur bekend is, volgt de hydroniumconcentratie de dissociatie-stoichiometrie van het zuur.

Voorbeeld3:0,5M HCl in 2,0L

HCl⇌H⁺+Cl⁻  ⇒ H⁺+H₂O⇌H₃O⁺

Omdat de stoichiometrische coëfficiënten van HCl en H₃O⁺ beide 1 zijn, [H₃O⁺]=[HCl]=0,5M .

Voorbeeld4:0,5M H₂SO₄ in 2,0L

H₂SO₄⇌2H⁺+SO₄²⁻  ⇒ 2H⁺+2H₂O⇌2H₃O⁺

Met een stoichiometrische coëfficiënt van 2 voor H₃O⁺, [H₃O⁺]=2×0,5M=1,0M .