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.

En resumen, las disoluciones acuosas son neutras, ácidas o básicas, cuando:

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.

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^-).

CH3COOH(aq)	+	H2O	↔	CH3COO-(aq)	+	H3O+(aq)
CH3COO-(aq)	+	H2O	↔	CH3COOH(aq)	+	OH-(aq)

Esta relación permite calcular Kb a partir de Ka, 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.

En el tema siguiente utilizarás esta relación cuando veas los procesos de hidrólisis.