Última actualización: 2026-06-14

Qué es el pH

El pH mide el grado de acidez o de basicidad de una disolución acuosa. Se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones hidrógeno, de modo que una concentración pequeña de H⁺ da un pH alto y una concentración grande da un pH bajo. La escala va de 0 a 14 a temperatura ambiente, con el 7 marcando una disolución neutra.

La fórmula del pH

$$\text{pH} = -\log_{10}[\text{H}^+]$$

Símbolo	Magnitud	Unidad
pH	Medida de acidez	sin unidad
[H⁺]	Concentración de iones hidrógeno	mol/L (M)

La relación se invierte para recuperar la concentración:

$$[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$$

Como la escala es logarítmica, cada unidad entera de pH supone un cambio de diez veces en [H⁺]. Una disolución de pH 3 tiene diez veces más iones hidrógeno que una de pH 4 y cien veces más que una de pH 5.

pH, pOH y el producto iónico del agua

El agua se autoioniza ligeramente, y a 25 °C el producto de las concentraciones de los iones es constante:

$$[\text{H}^+][\text{OH}^-] = K_w = 1\times10^{-14}$$

Tomando logaritmos negativos se obtiene la relación complementaria:

$$\text{pH} + \text{pOH} = 14$$

Así, una disolución de pH 4 tiene pOH 10, y una de pH 11 tiene pOH 3. Esta calculadora permite partir de cualquiera de [H⁺], [OH⁻], pH o pOH y devuelve las cuatro magnitudes.

Ejemplo resuelto

Una disolución tiene una concentración de iones hidrógeno de 2,5 × 10⁻⁵ M. ¿Cuál es su pH?

$$\text{pH} = -\log_{10}(2{,}5\times10^{-5}) = 4{,}60$$

Entonces pOH = 14 − 4,60 = 9,40, y [OH⁻] = 10⁻⁹·⁴⁰ ≈ 4,0 × 10⁻¹⁰ M. Con un pH inferior a 7, la disolución es ácida.

El pH de sustancias cotidianas

Sustancia	pH aproximado	Tipo
Ácido de batería	0	Ácido
Zumo de limón	2	Ácido
Café solo	5	Ácido
Agua pura	7	Neutro
Agua de mar	8	Básico
Bicarbonato	9	Básico
Lejía doméstica	13	Básico

Ácidos fuertes frente a ácidos débiles

Esta calculadora relaciona el pH directamente con la concentración introducida, lo que es exacto para los ácidos y bases fuertes, como el HCl y el NaOH, que se disocian por completo. Los ácidos y bases débiles solo se disocian en parte, de modo que su [H⁺] real es menor que la concentración nominal y depende de la constante de disociación ácida Ka. Para un ácido débil, calcule primero [H⁺] a partir de Ka y la concentración, y después introduzca aquí esa concentración de iones hidrógeno.

Para el pH de una disolución reguladora a partir del pKa, consulte la Calculadora de Henderson-Hasselbalch.

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Cuál es la fórmula del pH?

El pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones hidrógeno: pH = −log₁₀[H⁺], con [H⁺] en moles por litro. Por ejemplo, una disolución con [H⁺] = 1×10⁻³ M tiene pH = −log₁₀(10⁻³) = 3. A la inversa, [H⁺] = 10^(−pH). Como la escala es logarítmica, cada unidad entera de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de iones hidrógeno.

¿Cómo se relacionan el pH y el pOH?

A 25 °C, pH + pOH = 14. Procede de la autoionización del agua, en la que [H⁺] × [OH⁻] = Kw = 1×10⁻¹⁴. Tomando el logaritmo negativo de ambos lados se obtiene pH + pOH = 14. Así, una disolución de pH 4 tiene pOH 10, y otra de pH 11 tiene pOH 3. La constante 14 corresponde a 25 °C; varía ligeramente a otras temperaturas, porque Kw depende de la temperatura.

¿Qué significa la escala de pH?

La escala de pH va de 0 a 14 a 25 °C. Un pH inferior a 7 es ácido (más H⁺ que OH⁻), exactamente 7 es neutro (cantidades iguales) y por encima de 7 es básico o alcalino (más OH⁻ que H⁺). Algunos ejemplos conocidos: el zumo de limón ≈ 2, el café solo ≈ 5, el agua pura = 7, una disolución de bicarbonato ≈ 9 y la lejía doméstica ≈ 13. Son posibles valores por debajo de 0 o por encima de 14 en ácidos o bases fuertes muy concentrados.

¿Por qué esta calculadora supone ácidos y bases fuertes?

Esta calculadora relaciona el pH directamente con la concentración de iones hidrógeno introducida, lo que es exacto para los ácidos y bases fuertes que se disocian por completo (HCl, NaOH, etc.). Los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente, de modo que su [H⁺] es menor que su concentración nominal y depende de la constante de disociación ácida (Ka). Para un ácido débil, calcule primero [H⁺] a partir de Ka y la concentración, y después introduzca ese valor de [H⁺] aquí.