Resultados

pH del ácido débil

3,37

pH aproximado de la disolución

Concentración de [H⁺] (mol/L)	0,000424
pOH	10,63

Qué hace esta calculadora

Esta herramienta estima el pH de una disolución diluida de un ácido débil monoprótico a partir de dos datos: la constante de disociación ácida (Ka) y la concentración inicial (analítica) del ácido, C, expresada en moles por litro. Aplica la aproximación clásica para ácidos débiles, que ofrece un resultado rápido y con la precisión suficiente para el aula, sin necesidad de resolver la ecuación de segundo grado completa.

Vaso de precipitados que muestra un ácido débil HA disociándose parcialmente en iones H+ y A- con flechas de equilibrio — Un ácido débil solo se disocia parcialmente, dejando en disolución sobre todo moléculas de HA intactas.

Cómo usarla

Introduce la Ka de tu ácido (por ejemplo, el ácido acético tiene una Ka ≈ $1{,}8 \times 10^{-5}$) y la concentración inicial en mol/L. La calculadora te devuelve la concentración de iones hidrógeno [H⁺], el pH y el pOH correspondiente ($\text{pOH} = 14 - \text{pH}$ a 25 °C). Puedes usar la notación científica sin problema: la mayoría de los navegadores aceptan valores como 1.8e-5.

La fórmula explicada

Para un ácido débil HA que se disocia según HA ⇌ H⁺ + A⁻, la expresión del equilibrio es $\text{Ka} = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$. Cuando la disociación es pequeña (x ≪ C), se cumple que $[\text{H}^+] = [\text{A}^-] = x$ y $[\text{HA}] \approx C$, de modo que $\text{Ka} \approx \frac{x^2}{C}$. Al despejar x obtenemos $[\text{H}^+] = \sqrt{\text{Ka} \cdot C}$, y por tanto

$$\text{pH} = -\log_{10}\sqrt{\text{Ka} \cdot C}$$

La aproximación es fiable cuando el ácido es débil y la disolución no está demasiado diluida (de forma orientativa, cuando $C/\text{Ka} > 100$).

Diagrama que relaciona la raíz cuadrada de Ka por C con la concentración de iones de hidrógeno y luego con el pH mediante el logaritmo negativo — [H⁺] se aproxima como √(Ka·C) y luego se convierte en pH con un logaritmo negativo.

Ejemplo resuelto

Tomemos ácido acético 0,1 mol/L con $\text{Ka} = 1{,}8 \times 10^{-5}$. Entonces

$$[\text{H}^+] = \sqrt{1{,}8\times 10^{-5} \times 0{,}1} = \sqrt{1{,}8\times 10^{-6}} \approx 1{,}342 \times 10^{-3} \ \text{mol/L}$$

$$\text{pH} = -\log_{10}(1{,}342\times 10^{-3}) \approx 2{,}87$$

un valor habitual para el ácido acético diluido.

Preguntas frecuentes

¿Cuándo falla esta aproximación? En disoluciones muy diluidas o con ácidos relativamente fuertes, donde x ya no es despreciable frente a C; en esos casos conviene resolver la ecuación de segundo grado completa.

¿Influye la temperatura? La relación $\text{pOH} = 14 - \text{pH}$ supone una temperatura de 25 °C, a la que el producto iónico del agua vale $\text{Kw} = 1{,}0 \times 10^{-14}$.

¿Puedo usar el pKa en lugar de la Ka? Conviértelo primero con $\text{Ka} = 10^{-\text{pKa}}$ y luego introduce aquí ese valor de Ka.

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