pH: qué es, escala de acidez y cómo calcularlo

Descubre qué es el pH, la escala de acidez 0–14, ejemplos y cómo calcularlo paso a paso con fórmulas y aplicaciones prácticas.

Autor: Leandro Alegsa

26-01-2026 22:29

El pH es una escala que cuantifica la acidez o alcalinidad de una solución, normalmente posicionada entre 0 y 14. Indica el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia: las soluciones más ácidas tienen un pH más bajo y las más alcalinas un pH más alto. Una solución neutra tiene pH 7. Los ácidos tienen un pH inferior a 7 y los álcalis tienen un pH superior a 7. La escala es logarítmica: un cambio de una unidad de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de iones H⁺. Por ejemplo, una solución con pH 3 tiene diez veces más iones H⁺ que otra con pH 4.

Algunos ejemplos de pH

Jugo de limón: pH ≈ 2
Vinagre: pH ≈ 2–3
Sangre humana: pH ≈ 7.35–7.45
Agua de mar: pH ≈ 8.1
Jabón: pH ≈ 9–11
Ácidos o bases muy concentrados pueden tener pH < 0 o > 14

S.P.L. Sørensen introdujo este concepto en el año 1909. La p corresponde al alemán potenz, que significa potencia o concentración, y la H al ion hidrógeno (H )⁺.

Definición matemática

La forma más habitual de definir el pH es mediante el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno en la solución:

pH = - log 10 [ H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-log _{10}\left[{\mbox{H}^{+}]} ${\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}^{+}\right]$

La expresión [H⁺] indica la concentración de iones H⁺ (también se escribe [H₃O⁺], la misma concentración de iones de hidronio), medida en moles por litro (también conocida como molaridad).

Sin embargo, la ecuación correcta es en realidad:

pH = - log 10 [ a H + ] {\displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{mathrm {H^{+}} }\right]} ${\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[a_{\mathrm {H^{+}} }\right]$

donde a H + {{displaystyle a_{mathrm {H^{}} }} $a_{\mathrm {H^{+}} }$ indica la actividad de los iones H⁺. En soluciones diluidas y en química introductoria, la actividad suele aproximarse por la concentración [H⁺], de modo que la definición logarítmica con concentración da el mismo valor práctico en la mayoría de los casos.

Actividad frente a concentración

La actividad aH⁺ considera efectos no ideales debidos a la interacción entre iones (fuerza iónica) y difiere de la concentración real [H⁺]. En soluciones muy diluidas o cuando la precisión no necesita ser extrema, se usa [H⁺] en lugar de aH⁺. En análisis más rigurosos (salmuera, soluciones muy concentradas), hay que corregir mediante coeficientes de actividad.

Medición del pH

Potenciómetro (pH-metro): electrodo de vidrio conectado a un medidor que lee el potencial y lo convierte en pH. Requiere calibración con soluciones tampón (pH conocidos) y cuidado en el mantenimiento del electrodo.
Indicadores de pH: sustancias que cambian de color en un rango determinado de pH (ej.: tornasol, fenolftaleína). Útiles para aproximaciones y titulaciones.
Tiras indicadoras (papel pH): sencillas y rápidas para estimar el pH en campo, con resolución limitada.

Relaciones útiles y temperatura

En agua pura a 25 °C, el producto iónico del agua Kw = [H⁺][OH^-] ≈ 1·10^-14, por lo que pH + pOH ≈ 14. Esta relación depende de la temperatura (a temperaturas distintas de 25 °C el valor de Kw cambia).
Para soluciones amortiguadoras, la ecuación de Henderson–Hasselbalch permite estimar el pH: pH = pKa + log([A^-]/[HA]).

Ejemplos de cálculo

Si [H⁺] = 1·10^-3 mol/L, pH = 3.
Si [H⁺] = 1·10^-7 mol/L, pH = 7 (solución neutra a 25 °C).
Si [H⁺] = 0.01 mol/L = 1·10^-2, pH = 2.

Aplicaciones e importancia

El pH es un parámetro crítico en numerosas áreas:

Biología: el pH influye en la actividad de enzimas y el funcionamiento celular (ej.: el pH sanguíneo debe mantenerse en márgenes estrechos).
Medio ambiente: la acidez del suelo y del agua afecta la vida acuática y la disponibilidad de nutrientes; la lluvia ácida altera ecosistemas.
Industria y química: procesos de fabricación, tratamiento de aguas, control de reacciones, y seguridad (sustancias muy ácidas o básicas son corrosivas).
Alimentación: conservación y preparación de alimentos dependen del pH (fermentaciones, seguridad microbiológica).

La mayoría de las sustancias tienen un pH en el rango de 0 a 14, aunque las sustancias extremadamente ácidas o alcalinas pueden tener un pH < 0, o un pH > 14.

Las sustancias alcalinas tienen, en lugar de iones de hidrógeno, una concentración de iones de hidróxido (OH^-), y la relación entre [H⁺] y [OH^-] está dada por Kw.

En resumen, el pH es una medida logarítmica de la acidez o alcalinidad basada en la concentración o actividad de iones H⁺, con amplio uso práctico en ciencia, salud, industria y medio ambiente.

Indicadores de pH

Algunos colorantes cambian de color según se encuentren en una solución ácida o alcalina . El indicador de pH es un compuesto químico que se añade en pequeñas cantidades a una solución para poder ver el pH (acidez o basicidad) de la misma. El indicador de pH es un detector químico de iones de hidronio (H ₃O ⁺) o de iones de hidrógeno (H ⁺). Normalmente, el indicador hace que el color de la solución cambie en función del pH.

Los indicadores típicos son la fenolftaleína, el naranja de metilo, el rojo de metilo, el azul de bromotimol y el azul de timol. Cada uno de ellos cambia de color en diferentes puntos de la escala de pH, y pueden utilizarse juntos como indicador universal.

Otra forma es utilizar el papel tornasol, que se basa en un indicador de pH natural. El papel puede indicar la fuerza de la sustancia química, si es un ácido o una base más fuerte.

Algunos valores comunes de pH

	pH
Ácido de batería	0
Ácido gástrico	1.0
Zumo de limón	2.4
Cola	2.5
Agua oxigenada	2.5 - 3.0
Vinagre	3.0
Zumo de naranja o de manzana	3.0
Cerveza	4.5
Café	5.0
Leche	6.6
Agua pura	7.0
Sangre	7.35 - 7.45
Champú normal	8.0
Agua de mar	8.0
Ola permanente	8.5 - 9.2
Jabón de manos	9.0 - 10.0
Tinte de pelo	9.5 - 10.5
Magia recta	11.5
Amoníaco doméstico	11.5
Blanqueador	12.3
Soda cáustica	12.7
Lejía doméstica	13.5
Limpiador de desagües	14

Valores de pH de algunas sustancias comunes

Neutralización

La neutralización se puede resumir con la ecuación:

H ⁺
+ OH ⁻
→ H
₂O

(ácido + base → agua)

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Preguntas y respuestas

P: ¿Qué es el pH?

R: El pH es una escala de acidez de 0 a 14 que mide la concentración de protones (H+) en una solución. Indica lo ácida o alcalina que es una sustancia, siendo las soluciones más ácidas las que tienen un pH más bajo y las más alcalinas las que tienen un pH más alto. Las soluciones neutras suelen tener un pH de 7.

P: ¿Quién introdujo el concepto de pH?

R: S.P.L. Sørensen introdujo este concepto en 1909.

P: ¿Qué significa la "p" en "pH"?

R: La "p" proviene de la palabra alemana potenz, que significa potencia o concentración.

P: ¿Cómo se calcula el pH?

R: La fórmula más habitual para calcular el pH consiste en tomar el logaritmo negativo de 10 veces la concentración de iones H+ (también escrito [H3O+], que indica concentraciones iguales de iones de hidronio) medida en moles por litro (o molaridad). Sin embargo, también existe una ecuación que tiene en cuenta la actividad en lugar de sólo la concentración, lo que puede proporcionar valores diferentes a los de la fórmula más común en función de la situación.

P: ¿Qué rango tienen la mayoría de las sustancias en la escala de pH?

R: La mayoría de las sustancias tienen un pH comprendido entre 0 y 14, aunque las sustancias extremadamente ácidas o alcalinas pueden tener un valor fuera de este intervalo (inferior a 0 o superior a 14).

P: ¿En qué se diferencian las sustancias alcalinas de las ácidas en la escala de pH? R: Las sustancias alcalinas tienen valores más altos en la escala debido a su concentración de iones de hidróxido (OH-) en lugar de iones de hidrógeno como los ácidos.

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