Saltar al contenido principal
El vinagre, el zumo de limón o los ácidos del estómago son ácidos; la lejía, el jabón o el bicarbonato, bases. La acidez se mide con el pH, una escala logarítmica que va de 0 a 14 en disoluciones acuosas habituales. Calcularlo es sencillo para los ácidos fuertes, que se disocian por completo, y requiere un equilibrio químico para los débiles. Las disoluciones amortiguadoras mantienen el pH casi constante, y es lo que hace la sangre.

​
Lo que vas a aprender

  • Las definiciones de ácido y base de Arrhenius y Brønsted-Lowry.
  • El producto iónico del agua, el pH y el pOH.
  • Cómo calcular el pH de ácidos y bases fuertes y débiles.
  • Las constantes KaK_a y KbK_b y su relación.
  • La hidrólisis de sales.
  • Las disoluciones amortiguadoras y las valoraciones.

​
Fundamentos teóricos

​
Definiciones

  • Arrhenius: un ácido libera H⁺ en agua; una base libera OH⁻.
  • Brønsted-Lowry: un ácido cede un protón (H⁺); una base lo acepta. Al ceder el protón, el ácido se convierte en su base conjugada:
HA+H2O⇌A−+H3O+\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+ Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.

​
Producto iónico del agua

Kw=[H3O+][OH−]=10−14(25 °C)K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14} \quad (25\text{ °C}) pH=−log⁡[H3O+]pOH=−log⁡[OH−]pH+pOH=14\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] \qquad \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14 Ácida si pH < 7, neutra si pH = 7, básica si pH > 7 (a 25 °C). Puedes practicar con la calculadora de pH.

​
Fuertes y débiles

​
Ácidos débiles

Ka=[A−][H3O+][HA]pKa=−log⁡KaK_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]} \qquad \text{p}K_a = -\log K_a Con concentración inicial cc y x=[H3O+]x = [\text{H}_3\text{O}^+]: Ka=x2c−xK_a = \frac{x^2}{c - x}. Si el ácido es poco disociado (x≪cx \ll c, en la práctica si c/Ka>400c/K_a > 400): x≈Ka cx \approx \sqrt{K_a\,c} El grado de disociación es α=x/c\alpha = x/c. Para pares conjugados: Ka⋅Kb=KwK_a\cdot K_b = K_w.

​
Hidrólisis de sales

Al disolver una sal, sus iones pueden reaccionar con el agua:

​
Disoluciones amortiguadoras

Una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado) resiste los cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. Su pH lo da la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH=pKa+log⁡[A−][HA]\text{pH} = \text{p}K_a + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} Funciona mejor cuando el pH está cerca del pKaK_a. La sangre se mantiene en pH 7,4 con el tampón ácido carbónico/bicarbonato.

​
Valoraciones

Se añade poco a poco una disolución de concentración conocida hasta neutralizar la muestra. En el punto de equivalencia: naˊcido=nbase⇒MaVa=MbVb (si la estequiometrıˊa es 1:1)n_{\text{ácido}} = n_{\text{base}} \quad\Rightarrow\quad M_a V_a = M_b V_b \text{ (si la estequiometría es 1:1)} Un indicador cambia de color cerca del punto de equivalencia: fenolftaleína (incolora a rosa, pH 8,2–10) o naranja de metilo (rojo a amarillo, pH 3,1–4,4). En una valoración de ácido débil con base fuerte, el punto de equivalencia es básico, por la hidrólisis.

​
Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Ácido fuerte

HCl 0,02 M: [H3O+]=0,02[\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}02, pH =−log⁡0,02=1,70= -\log0{,}02 = 1{,}70.
NaOH 0,005 M: pOH =2,30= 2{,}30, pH =11,70= 11{,}70.
Ácido acético 0,1 M (Ka=1,8⋅10−5K_a = 1{,}8\cdot10^{-5}): x=1,8⋅10−6=1,34⋅10−3x = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}} = 1{,}34\cdot10^{-3} M.pH =2,87= 2{,}87. α=1,34 %\alpha = 1{,}34\,\%: solo se disocia una de cada 75 moléculas.
NH₃ 0,1 M (Kb=1,8⋅10−5K_b = 1{,}8\cdot10^{-5}): [OH−]=1,8⋅10−6=1,34⋅10−3[\text{OH}^-] = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}} = 1{,}34\cdot10^{-3}, pOH =2,87= 2{,}87, pH =11,13= 11{,}13.
Acetato de sodio 0,1 M. Kb=10−141,8⋅10−5=5,6⋅10−10K_b = \frac{10^{-14}}{1{,}8\cdot10^{-5}} = 5{,}6\cdot10^{-10}. [OH−]=5,6⋅10−11=7,5⋅10−6[\text{OH}^-] = \sqrt{5{,}6\cdot10^{-11}} = 7{,}5\cdot10^{-6}, pOH =5,13= 5{,}13, pH =8,87= 8{,}87: básico.
0,1 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio: pH =4,74+log⁡2=5,04= 4{,}74 + \log2 = 5{,}04.Si se añaden 0,01 mol/L de HCl, el acetato lo neutraliza: queda 0,11 M de ácido y 0,19 M de acetato. pH =4,74+log⁡0,190,11=4,98= 4{,}74 + \log\frac{0{,}19}{0{,}11} = 4{,}98. Solo baja 0,06; en agua pura habría bajado de 7 a 2.
25 mL de HCl de concentración desconocida necesitan 18,4 mL de NaOH 0,1 M. Ma=0,1⋅18,425=0,0736M_a = \frac{0{,}1\cdot18{,}4}{25} = 0{,}0736 M.

​
Errores frecuentes

  • Usar la concentración del ácido débil como [H3O+][\text{H}_3\text{O}^+]. Solo vale para ácidos fuertes.
  • Olvidar que pH+pOH=14\text{pH} + \text{pOH} = 14 solo a 25 °C.
  • Confundir ácido débil con ácido diluido. Débil es que se disocia poco; diluido, que hay poca concentración.
  • Pensar que en una valoración el pH de equivalencia es siempre 7. Solo entre ácido fuerte y base fuerte.
  • Usar la aproximación x≪cx \ll c cuando el ácido no es tan débil o está muy diluido. Comprueba que α<5 %\alpha < 5\,\%.

​
Preguntas frecuentes

Sí, con disoluciones muy concentradas: HCl 10 M tendría en teoría pH −1. A esas concentraciones la fórmula simple deja de ser exacta (hay que usar actividades), pero la escala no está limitada de 0 a 14.
Porque el CO₂ del aire se disuelve en el agua y forma ácido carbónico: la lluvia natural tiene pH 5,6. La lluvia ácida (pH 4–4,5) se debe a óxidos de azufre y nitrógeno de la contaminación, que forman ácidos sulfúrico y nítrico.

​
Temas relacionados

Calculadora de pH

pH, pOH y concentraciones.

Equilibrio químico

Constantes de equilibrio y Le Châtelier.

Calculadora de diluciones

Preparar disoluciones.
Última modificación el 12 de octubre de 2026