Última actualización: 2026-07-13

Ácidos fuertes, bases fuertes y disociación completa

Un ácido fuerte o una base fuerte se ioniza por completo al disolverse en agua. Cada molécula de HCl se convierte en un H⁺ y un Cl⁻; cada unidad de NaOH se convierte en un Na⁺ y un OH⁻. Como nada queda sin ionizar, la concentración del ion reactivo la fija directamente la cantidad de soluto añadida: no hace falta ninguna constante de equilibrio. Por eso el pH de un ácido o una base fuertes se obtiene con un solo logaritmo, en lugar de la ecuación de segundo grado que exigen los ácidos débiles.

La fórmula

Para un ácido fuerte, la concentración de iones hidrógeno es igual al número de protones ionizables por unidad fórmula, n, multiplicado por la concentración molar C:

Para una base fuerte se aplica la misma lógica a los iones hidróxido, y el pH se deduce del producto iónico del agua:

La relación pH + pOH = 14 se cumple a 25 °C, donde el producto iónico del agua es Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴.

El factor n para ácidos y bases polipróticos

El factor n tiene en cuenta los solutos que liberan más de un ion reactivo. El ácido sulfúrico, H₂SO₄, es diprótico y aporta dos H⁺ por molécula, así que una disolución 0,005 M se comporta como 0,01 M en iones hidrógeno. El hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, y el hidróxido de bario, Ba(OH)₂, liberan cada uno dos OH⁻ por unidad fórmula. Los ácidos monopróticos como HCl y HNO₃, y las bases con un solo hidróxido como NaOH y KOH, usan n = 1.

El ácido sulfúrico solo es aproximadamente fuerte en su segunda ionización, así que tratarlo como plenamente diprótico es un buen modelo, aunque no exacto, a concentraciones altas.

Ejemplo resuelto

¿Cuál es el pH del ácido sulfúrico 0,005 M?

Entonces pOH = 14 − 2,00 = 12,00 y la concentración de hidróxido es [OH⁻] = 10⁻¹² M. Con un pH muy por debajo de 7, la disolución es fuertemente ácida.

Fuerte frente a débil

Solo un puñado de ácidos son fuertes: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ y H₂SO₄. Las bases fuertes habituales son los hidróxidos del grupo 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) y los hidróxidos más pesados del grupo 2 (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Todo lo demás —ácido acético, ácido cítrico, amoníaco y similares— es débil y solo se ioniza en parte. Para un ácido débil, el [H⁺] real es mucho menor que n·C y debe hallarse a partir de la constante de disociación Ka. Usar esta calculadora con un ácido débil sobreestimaría gravemente su acidez.

El límite de gran dilución

La fórmula sencilla supone que el soluto aporta prácticamente todos los H⁺ u OH⁻ e ignora la pequeña cantidad que el agua contribuye por sí misma. Eso es seguro a las concentraciones habituales de laboratorio. Por debajo de unos 10⁻⁶ M, sin embargo, la autoionización del agua deja de ser despreciable, y un ácido fuerte nunca puede elevar el pH por encima de 7, por diluido que esté. Un tratamiento riguroso resuelve [H⁺] = C + Kw/[H⁺] junto con el balance de cargas; en disoluciones muy diluidas el pH real queda más cerca de neutro de lo que sugiere −log₁₀(n·C).