ciencia

Calculadora de pH de ácido débil — a partir de Ka y concentración

Q: ¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

Resolviendo el equilibrio **Ka = x²/(C − x)**, donde x = [H⁺]. Si la disociación es menor al 5%, se simplifica a **[H⁺] = √(Ka × C)** y luego pH = −log[H⁺]. Esta calculadora resuelve la cuadrática exacta, así que vale también fuera de ese rango.

Q: ¿Por qué no puedo usar pH = −log(concentración)?

Porque esa fórmula asume **disociación total**, que solo ocurre en ácidos fuertes como HCl o HNO₃. Un ácido débil libera apenas una fracción de sus protones: el acético 0,1 M da pH 2,87, no 1.

Q: ¿Qué es Ka y qué significa su valor?

Es la **constante de acidez**, la constante de equilibrio de la disociación HA ⇌ H⁺ + A⁻. Cuanto mayor es Ka, más disociado está el ácido y más fuerte es. El acético tiene Ka = 1,8 × 10⁻⁵; el cianhídrico, 6,2 × 10⁻¹⁰, y por eso es muchísimo más débil.

Q: ¿Cuál es la diferencia entre Ka y pKa?

**pKa = −log Ka.** Es la misma información en escala logarítmica y cómoda: acético Ka = 1,8 × 10⁻⁵ → pKa = 4,74. Ojo con la inversión: **menor pKa significa ácido más fuerte**.

Q: ¿Qué es el grado de disociación?

La fracción de moléculas que efectivamente cedieron el protón: **α = [H⁺] / C**. Se expresa en porcentaje. El acético 0,1 M tiene α = 1,34%: de cada 100 moléculas, apenas una y media están disociadas en un momento dado.

Q: ¿Cuándo hay que usar la ecuación cuadrática completa?

Cuando el grado de disociación **supera el 5%**, es decir con ácidos relativamente fuertes (Ka > 10⁻³) o soluciones muy diluidas. Ahí la simplificación C − x ≈ C introduce un error apreciable y hay que resolver x² + Ka·x − Ka·C = 0.

Q: ¿Sirve esta calculadora para bases débiles?

El planteo es idéntico cambiando Ka por Kb: **[OH⁻] = √(Kb × C)**, y después pOH = −log[OH⁻] y pH = 14 − pOH a 25 °C. Cargando Kb en el campo de Ka obtenés el pOH en lugar del pH.

Calculá el pH, el pKa y el grado de disociación de un ácido débil con su constante Ka y su concentración inicial. Con tabla de Ka de ácidos comunes.

Datos verificados · julio de 2026 · Martín Rodríguez

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Editado por: Martín Rodríguez (política editorial )

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Calculadora de pH ↔ Concentración de H⁺Calculá el pH a partir de [H⁺] o viceversa con la fórmula pH = -log[H⁺]. Obtenés pH, pOH, [OH⁻] y clasificación ácido/base/neutro. Tabla de pH típicos incluida.pOH a partir de la concentración de OH⁻Calculá el pOH y el pH equivalente ingresando la concentración de iones hidróxido [OH⁻] en mol/L. Fórmula: pOH = −log₁₀[OH⁻], pH = 14 − pOH.Calculadora de titulación ácido-base — punto de equivalenciaCalculá la concentración desconocida de un ácido o una base a partir del volumen gastado de titulante, con corrección por número de protones (normalidad).

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Un ácido fuerte se disocia por completo, así que su pH sale directo de la concentración. Un ácido débil no: solo una fracción de las moléculas cede el protón, y esa fracción la fija su constante Ka. Del equilibrio HA ⇌ H⁺ + A⁻ sale Ka = [H⁺][A⁻]/[HA], que con la aproximación estándar da [H⁺] = √(Ka × C). Por eso el vinagre, que es 0,1 M de ácido acético, tiene pH cercano a 2,9 y no a 1 como tendría un HCl de la misma concentración.

Cuándo usar esta calculadora

Tenés que calcular el pH de una solución de ácido acético, fórmico o benzoico.
Necesitás el grado de disociación de un ácido débil a una concentración dada.
Comparás la acidez real de un ácido débil contra uno fuerte a igual molaridad.
Preparás un buffer y querés partir del pKa correcto.
Verificás un ejercicio de equilibrio ácido-base del curso.

Ka, pKa y pH de ácidos débiles a 0,1 M

Constantes de acidez a 25 °C y pH resultante de una solución 0,1 M

Ácido	Fórmula	Ka	pKa	pH a 0,1 M
Fosfórico (1ª etapa)	H₃PO₄	7,5 × 10⁻³	2,12	1,62
Fluorhídrico	HF	6,8 × 10⁻⁴	3,17	2,09
Fórmico	HCOOH	1,8 × 10⁻⁴	3,75	2,38
Benzoico	C₆H₅COOH	6,3 × 10⁻⁵	4,20	2,60
Acético	CH₃COOH	1,8 × 10⁻⁵	4,74	2,87
Carbónico (1ª etapa)	H₂CO₃	4,3 × 10⁻⁷	6,37	3,68
Hipocloroso	HClO	3,0 × 10⁻⁸	7,52	4,26
Cianhídrico	HCN	6,2 × 10⁻¹⁰	9,21	5,10

Ka a 25 °C según CRC Handbook of Chemistry and Physics. El pH de la última columna se calculó resolviendo la cuadrática exacta del equilibrio, no la aproximación.

Cómo funciona

Del equilibrio al pH

HA  ⇌  H⁺  +  A⁻

Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Si x = [H⁺] en equilibrio y C es la concentración inicial:
  Ka = x² / (C − x)

Aproximación (disociación < 5%):  x ≈ √(Ka × C)
Exacta (cuadrática):              x = [−Ka + √(Ka² + 4·Ka·C)] / 2

pH  = −log[H⁺]
pKa = −log Ka
α   = x / C  (grado de disociación)

Esta calculadora resuelve la cuadrática exacta siempre, así que el resultado es correcto también cuando la aproximación no aplica (ácidos relativamente fuertes o soluciones muy diluidas).

Tabla de Ka y pKa de ácidos débiles comunes

Ácido	Fórmula	Ka	pKa	pH de una solución 0,1 M
Tricloroacético	CCl₃COOH	2,2 × 10⁻¹	0,66	~1,1
Fosfórico (1ª)	H₃PO₄	7,5 × 10⁻³	2,12	1,62
Fluorhídrico	HF	6,8 × 10⁻⁴	3,17	2,09
Fórmico	HCOOH	1,8 × 10⁻⁴	3,75	2,38
Benzoico	C₆H₅COOH	6,3 × 10⁻⁵	4,20	2,60
Acético	CH₃COOH	1,8 × 10⁻⁵	4,74	2,87
Carbónico (1ª)	H₂CO₃	4,3 × 10⁻⁷	6,37	3,68
Hipocloroso	HClO	3,0 × 10⁻⁸	7,52	4,26
Cianhídrico	HCN	6,2 × 10⁻¹⁰	9,21	5,10

Valores de Ka a 25 °C según CRC Handbook.

Ka, pKa y fuerza del ácido

Ka más grande = ácido más fuerte (más disociado).

pKa más chico = ácido más fuerte (es el logaritmo negativo, la escala se invierte).

Una unidad de pKa equivale a 10 veces de diferencia en fuerza.

Cuando pH = pKa, exactamente la mitad del ácido está disociado — ese es el punto de máxima capacidad reguladora de un buffer, y por eso los buffers se eligen con pKa cercano al pH que se quiere sostener.

Cuándo falla la aproximación

La regla del 5% dice: si α = x/C supera 0,05, la simplificación C − x ≈ C deja de ser aceptable y hay que ir a la cuadrática. Pasa sobre todo cuando el ácido es relativamente fuerte (Ka > 10⁻³) o la solución es muy diluida (C < 10⁻³ M). En soluciones extremadamente diluidas también empieza a pesar la autoionización del agua y ninguna de las dos fórmulas alcanza.

Errores comunes

Usar pH = −log C. Eso vale solo para ácidos fuertes, donde la disociación es total.

Confundir Ka con pKa. Ka es la constante; pKa es su −log. Cargar 4,74 en vez de 1,8 × 10⁻⁵ da un resultado sin sentido.

Olvidar chequear la regla del 5%. Con ácidos moderadamente fuertes la aproximación sobreestima el pH.

Aplicarla a ácidos polipróticos sin más. Para H₃PO₄ o H₂CO₃, la primera disociación domina, pero un cálculo riguroso necesita las tres constantes.

Ejemplo: ácido acético 0,1 M (vinagre diluido)

Equilibrio: CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻, Ka = 1,8 × 10⁻⁵

[H⁺] ≈ √(Ka × C) = √(1,8e-5 × 0,1) = 1,34 × 10⁻³ M

pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87

Grado de disociación α = 1,34e-3 / 0,1 = 1,34% (menor a 5%, la aproximación es válida)

pKa = −log(1,8 × 10⁻⁵) = 4,74

pH 2,87 — solo el 1,34% del ácido está disociado

Preguntas frecuentes

¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

Resolviendo el equilibrio Ka = x²/(C − x), donde x = [H⁺]. Si la disociación es menor al 5%, se simplifica a [H⁺] = √(Ka × C) y luego pH = −log[H⁺]. Esta calculadora resuelve la cuadrática exacta, así que vale también fuera de ese rango.

¿Por qué no puedo usar pH = −log(concentración)?

Porque esa fórmula asume disociación total, que solo ocurre en ácidos fuertes como HCl o HNO₃. Un ácido débil libera apenas una fracción de sus protones: el acético 0,1 M da pH 2,87, no 1.

¿Qué es Ka y qué significa su valor?

Es la constante de acidez, la constante de equilibrio de la disociación HA ⇌ H⁺ + A⁻. Cuanto mayor es Ka, más disociado está el ácido y más fuerte es. El acético tiene Ka = 1,8 × 10⁻⁵; el cianhídrico, 6,2 × 10⁻¹⁰, y por eso es muchísimo más débil.

¿Cuál es la diferencia entre Ka y pKa?

pKa = −log Ka. Es la misma información en escala logarítmica y cómoda: acético Ka = 1,8 × 10⁻⁵ → pKa = 4,74. Ojo con la inversión: menor pKa significa ácido más fuerte.

¿Qué es el grado de disociación?

La fracción de moléculas que efectivamente cedieron el protón: α = [H⁺] / C. Se expresa en porcentaje. El acético 0,1 M tiene α = 1,34%: de cada 100 moléculas, apenas una y media están disociadas en un momento dado.

¿Cuándo hay que usar la ecuación cuadrática completa?

Cuando el grado de disociación supera el 5%, es decir con ácidos relativamente fuertes (Ka > 10⁻³) o soluciones muy diluidas. Ahí la simplificación C − x ≈ C introduce un error apreciable y hay que resolver x² + Ka·x − Ka·C = 0.

¿Por qué diluir un ácido débil aumenta su grado de disociación?

Por el principio de Le Châtelier: al diluir, el equilibrio se desplaza hacia el lado con más partículas, o sea hacia la disociación. El porcentaje disociado sube, aunque la concentración absoluta de H⁺ baje y el pH aumente igual.

¿Sirve esta calculadora para bases débiles?

El planteo es idéntico cambiando Ka por Kb: [OH⁻] = √(Kb × C), y después pOH = −log[OH⁻] y pH = 14 − pOH a 25 °C. Cargando Kb en el campo de Ka obtenés el pOH en lugar del pH.

Fuentes y referencias

Metodología y confianza

Editorial

Calculadora de ciencia revisada por Martín Rodríguez, editor de Hacé Cuentas, contrastada con CRC Handbook of Chemistry and Physics, 103rd Edition, según nuestra política editorial y metodología.

Actualización

Última revisión: julio de 2026. Los parámetros se verifican periódicamente con las fuentes citadas.

Privacidad

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Limitaciones

Resultados orientativos. Para decisiones críticas, consultá con un profesional.

📌 Cómo citar esta calculadora

Formato APA

Rodríguez, M. (2026). Calculadora de pH de ácido débil — a partir de Ka y concentración. Hacé Cuentas. https://hacecuentas.com/calculadora-ph-acido-debil-ka

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