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Calculadora de pH con procedimiento

Elige tu caso: ácido o base, fuerte o débil, con su concentración, o un pH, pOH o concentración para convertir. Obtienes pH, pOH, [H₃O⁺], [OH⁻] y el procedimiento completo paso a paso.

mol/L
Valores de tabla a 25 °C (CRC Handbook)
solo con valor propio – p. ej. 4,76 o Ka 1,75e-5
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Resultado

pH
2,88
La disolución es
ácida (pH < 7)
Iones hidronio [H₃O⁺]
0,00131 mol/L
pOH
11,12
Iones hidróxido [OH⁻]
7,636 · 10⁻¹² mol/L
Para comparar: fórmula aproximada
pH ≈ 2,88
Grado de disociación α
1,31 %
Procedimiento
  • Producto iónico del agua a 25 °C: Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴, por tanto pH + pOH = 14.
  • Constante de acidez: pKa = 4,760 → Ka = 10^(−pKa) = 1,738 · 10⁻⁵
  • Ley de acción de masas con x = [H₃O⁺] = [A⁻] y [HA] = c − x: Ka = x² / (c − x) → x² + Ka · x − Ka · c = 0 → x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2 = (−1,738 · 10⁻⁵ + √(1,738 · 10⁻⁵² + 4 · 1,738 · 10⁻⁵ · 0,1)) / 2 = 0,00131 mol/L
  • pH = −log [H₃O⁺] = −log 0,00131 = 2,883
  • pOH = 14 − pH = 14 − 2,883 = 11,117
  • [OH⁻] = Kw / [H₃O⁺] = 10⁻¹⁴ / 0,00131 = 7,636 · 10⁻¹² mol/L
  • Para comparar, la aproximación x ≪ c: pH ≈ ½ · (pKa − log c) = ½ · (4,760 − log 0,1) = 2,880

Cómo se calcula

Cómo se calcula el pH

El pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones hidronio: pH = −log [H₃O⁺] (en rigor, de su actividad, prácticamente igual en disoluciones diluidas). Del mismo modo, pOH = −log [OH⁻]. El agua se ioniza a sí misma en muy pequeña medida (autoionización); a 25 °C el producto iónico Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴, de donde pH + pOH = 14. Kw cambia con la temperatura: todos los cálculos aquí son para 25 °C.

Cómo calcular el pH

  1. En «¿Qué quieres calcular?» elige ácido fuerte o débil, base fuerte o débil, o convertir.
  2. Introduce la concentración en mol/L; para ácidos y bases débiles elige una sustancia de la lista o escribe tu propio pKa/Ka o pKb/Kb.
  3. Lee el pH, el pOH, [H₃O⁺] y [OH⁻] con el procedimiento completo.

Ácidos y bases fuertes

Los ácidos fuertes como HCl, HNO₃ o HClO₄ ceden su protón por completo, así que [H₃O⁺] = c. Ejemplo: ácido clorhídrico 0,01 M, pH = −log 0,01 = 2. Las bases fuertes como NaOH dan [OH⁻] = c: el hidróxido de sodio 0,001 M tiene pOH = 3 y, por tanto, pH = 14 − 3 = 11. El Ca(OH)₂ libera dos OH⁻ por unidad.

Disoluciones muy diluidas: por debajo de unos 10⁻⁶ mol/L, el agua aporta una parte importante de los H₃O⁺. El resultado exacto es [H₃O⁺] = (c + √(c² + 4 · Kw)) / 2; por eso el HCl 10⁻⁸ M tiene pH 6,98 y no 8.

Ácido sulfúrico (H₂SO₄): la opción «2 – simplificado» supone que se liberan los dos protones. Es solo una aproximación, porque la segunda disociación (HSO₄⁻, pKa ≈ 2) es parcial. La calculadora lo advierte.

Ácidos débiles: solución exacta y aproximación

Un ácido débil HA se disocia solo en parte. Con x = [H₃O⁺] = [A⁻], la ley de acción de masas Ka = x² / (c − x) lleva a la ecuación cuadrática x² + Ka·x − Ka·c = 0, cuya solución es

x = (−Ka + √(Ka² + 4 · Ka · c)) / 2

Si x es mucho menor que c, se obtiene la conocida aproximación pH = ½ · (pKa − log c). Ejemplo: ácido acético, c = 0,1 M, pKa = 4,76: Ka = 10^(−4,76) = 1,738 · 10⁻⁵; x = (−1,738 · 10⁻⁵ + √(3,02 · 10⁻¹⁰ + 6,951 · 10⁻⁶)) / 2 = 1,310 · 10⁻³ M → pH = 2,88. La aproximación da ½ · (4,76 + 1) = 2,88: aquí funciona porque se disocia apenas un 1 % del ácido. A partir de un 5 % aproximadamente (ácidos débiles relativamente fuertes, c muy baja) se desvía, y la calculadora lo indica.

Bases débiles

Para una base débil B se procede igual con Kb y [OH⁻]: x = (−Kb + √(Kb² + 4 · Kb · c)) / 2, luego pOH = −log x y pH = 14 − pOH. Ejemplo: amoníaco 0,1 M, pKb = 4,75: exactamente [OH⁻] = 1,325 · 10⁻³ M, pOH = 2,878, pH = 11,12. La aproximación pOH = ½ · (4,75 + 1) = 2,875 da pH 11,125, que suele redondearse a 11,13. Para un par conjugado se cumple pKa + pKb = 14 (NH₄⁺: pKa = 9,25).

Valores de pKa y pKb (25 °C)

ÁcidopKaBasepKb
Ácido fosfórico H₃PO₄ (1.ª disociación)2,16Dimetilamina3,27
Ácido fluorhídrico HF3,20Metilamina3,34
Ácido nitroso HNO₂3,25Etilamina3,35
Ácido fórmico HCOOH3,75Trimetilamina4,20
Ácido benzoico4,204Amoníaco NH₃4,75
Ácido acético CH₃COOH4,756Hidracina N₂H₄5,9
Ácido carbónico H₂CO₃ (1.ª disociación)6,35Piridina8,77
Ácido hipocloroso HOCl7,40Anilina9,4
Ácido cianhídrico HCN9,21

Fuente: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 84.ª edición (2004), recogido en las tablas E1/E2 de Chemistry LibreTexts. Otras tablas dan valores ligeramente distintos según la medición (p. ej. ácido acético 4,75 o 4,76).

Más herramientas de química: la calculadora de masa molar para las concentraciones, la calculadora de notación científica para valores como 1,8 × 10⁻⁵ y la tabla periódica de los elementos.

Preguntas frecuentes

¿Cómo se calcula el pH de un ácido fuerte?

En un ácido fuerte monoprótico, [H₃O⁺] es igual a la concentración: pH = −log c. El HCl 0,01 M tiene pH = −log 0,01 = 2; el HCl 0,001 M, pH 3.

¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

De forma exacta con x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2 y pH = −log x. Mientras se disocie menos del 5 % aprox., basta la aproximación pH = ½ · (pKa − log c). Ácido acético 0,1 M: pH ≈ 2,88.

¿Cómo paso de pH a pOH y a concentración?

A 25 °C, pH + pOH = 14, [H₃O⁺] = 10^(−pH) y [OH⁻] = 10^(−pOH). Un pH de 4 equivale a [H₃O⁺] = 10⁻⁴ M, pOH = 10 y [OH⁻] = 10⁻¹⁰ M.

¿Qué diferencia hay entre pKa y Ka?

Ka es la constante de acidez y pKa = −log Ka. Cuanto menor es el pKa, más fuerte es el ácido. Ka = 1,75 · 10⁻⁵ equivale a pKa = 4,76. La calculadora admite ambos.

¿Por qué un HCl muy diluido no tiene pH 8?

Porque el agua ya aporta 10⁻⁷ M de H₃O⁺. En HCl 10⁻⁸ M casi todos los iones hidronio vienen del agua y el cálculo exacto da pH 6,98. Añadir un ácido nunca vuelve básica una disolución.

¿Siempre se cumple pH + pOH = 14?

Solo a 25 °C, porque Kw depende de la temperatura. En caliente Kw es mayor y el pH neutro queda por debajo de 7. La calculadora usa Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴ (25 °C).

Fuentes y base legal

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