Calcula el pH a partir de la concentración de H⁺ - modos de ácido fuerte y ácido débil.
pH = −log₁₀[H+]. El modo de ácido fuerte asume disociación completa. El modo de ácido débil usa pH ≈ ½(pKa − log C), válido cuando C ≫ Ka (típicamente 0,01–1 mol/L). La escala muestra el gradiente de color estándar de ácido a base.
El pH es la magnitud más utilizada en química, biología, ciencias ambientales y una docena de entornos industriales (tratamiento de aguas, elaboración de cerveza, mantenimiento de piscinas, análisis de suelos, conservación de alimentos). Cuantifica la acidez o basicidad de una solución acuosa en una escala logarítmica de 0 a 14, donde 7 es neutro. Un cambio de 1 unidad de pH es un cambio de 10 veces en la actividad de los iones de hidrógeno: pasar de pH 5 a pH 4 multiplica por diez la acidez. La gente subestima esto constantemente: el agua de lluvia a pH 5.6 (ligeramente ácida por el CO₂ disuelto) es 100 veces más ácida que el agua pura a pH 7, y la lluvia ácida a pH 4 es 1000 veces más ácida. Esta calculadora maneja los cuatro puntos de entrada comunes: conversión directa e inversa entre pH y [H⁺], además de pH a partir de una concentración de ácido conocida en modo de ácido fuerte (disociación completa) o ácido débil (equilibrio basado en Ka).
La ecuación base: pH = −log₁₀[H⁺], donde [H⁺] es la actividad de los iones de hidrógeno en mol/L.
Modo ácido fuerte: asume una disociación del 100 %. [H⁺] = C₀ (concentración). pH = −log₁₀(C₀). Ejemplos: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (primer protón).
Modo ácido débil (cuando C ≫ Ka): pH ≈ ½(pKa − log C), donde pKa = −log₁₀(Ka). Esta aproximación omite la cuadrática de equilibrio cuando la fracción disociada es pequeña. Para ácidos débiles más diluidos (C ≈ Ka), se requiere la cuadrática completa [H⁺]² + Ka[H⁺] − Ka·C = 0; la aproximación aquí introduce un error del 5-15 % en tales casos.
[H⁺] → pH: pH = −log₁₀(entrada).
pH → [H⁺]: [H⁺] = 10^(−pH).
Salidas auxiliares: pOH = 14 − pH (autoionización del agua a 25 °C, K_w = 10⁻¹⁴). [OH⁻] = 10^(−pOH).
Clasificación: pH < 3 fuertemente ácido; 3-6 ácido; 6-7.5 casi neutro; 7.5-10 básico; > 10 fuertemente básico.
Selecciona el modo: - Concentración de ácido fuerte — introduce la concentración molar C₀ del ácido (p. ej., 0.01 mol/L para 0.01 M de HCl). - Ácido débil (Ka + concentración) — introduce tanto la constante de disociación Ka (p. ej., 1.8e-5 para ácido acético) como la concentración. - De [H⁺] a pH — introduce la actividad de H⁺ en mol/L. - De pH a [H⁺] — introduce el pH (0-14).
El panel de resultados muestra el pH (encabezado), la clasificación, el pOH, las actividades de [H⁺] y [OH⁻], además de una escala de pH graduada por colores de 14 segmentos con un marcador en el valor calculado (rojo en el extremo ácido, púrpura en el extremo básico, estética clásica de papel tornasol).
0.01 mol/L de HCl (ácido fuerte, disociación completa).
Ácido acético 0.1 mol/L (ácido débil, Ka = 1.8 × 10⁻⁵).
Agua de mar (pH típico 8.1).
Actividad frente a concentración. A alta fuerza iónica (agua de mar, ácido gástrico, electrolitos concentrados), la actividad de H⁺ difiere de su concentración molar por un coeficiente de actividad < 1. El pH se define técnicamente por la actividad, no por la concentración. La calculadora los trata como iguales (válido para soluciones diluidas, < 0.01 M); a concentraciones más altas, introduce una corrección de 0.05-0.3 unidades.
Dependencia de la temperatura de K_w. La identidad 14 = pH + pOH se cumple a 25 °C. A 37 °C (temperatura corporal), K_w cambia y el pH-de-lo-neutro se convierte en ~6.8. A 0 °C es ~7.5. La calculadora usa 25 °C; para el pH biológico (sangre, 7.4 a 37 °C) use el K_w de 37 °C.
Ácido débil diluido rompe la aproximación. A C ≈ Ka, la fórmula ½(pKa − log C) subestima el pH real porque la fracción disociada ya no es despreciable. Para C/Ka < 100, resuelve la cuadrática explícitamente.
Ácidos polipróticos. H₂SO₄, H₃PO₄, ácido cítrico, etc., tienen múltiples valores de Ka (Ka₁, Ka₂, Ka₃). La calculadora solo considera la primera disociación. Para H₂SO₄ (Ka₁ muy grande, Ka₂ = 0.01), la segunda ionización es importante a bajas concentraciones.
Tampones (Buffers). Mezclar un ácido débil con su base conjugada crea un tampón (Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA])). La calculadora no maneja mezclas de tampones.
Deriva de la sonda de pH. La medición de pH en el mundo real utiliza un electrodo de vidrio que deriva (la calibración importa), es sensible a la temperatura y tiene una precisión de ±0.05 unidades en un buen día. Los medidores de pH de laboratorio se calibran diariamente con tampones de pH 4.01, 7.00, 10.01.
Hidrólisis de sales. NaCl en agua da pH ≈ 7 (sin hidrólisis). NH₄Cl da ligeramente ácido. CH₃COONa da ligeramente básico. La calculadora no computa estos; requieren Ka/Kb del ácido/base original.
Actividad del agua = 1. La calculadora asume implícitamente agua pura como disolvente. En disolventes no acuosos (alcoholes, DMSO) el pH no está bien definido y la identidad K_w no se cumple.
pH negativo. Los ácidos concentrados (12 M HCl) tienen pH < 0. La calculadora lo permite; la visualización de la escala se limita a 0.
Precisión del logaritmo. JS Math.log10 da ~15 dígitos significativos, mucho más que cualquier medidor de pH; el límite es la entrada.