Acido-base- Las disoluciones acuosas de los ácidos:
• Tienen sabor agrio
• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.
• Enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura tornasol o decoloran el repollo morado, es decir, cambian el papel tornasol de azul a rojo.
• Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando Hidrógeno Gaseoso (H2)
• Reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las bases.
• Tienen un pH menor a 7.

- Las disoluciones acuosas de las bases:
• Tienen un sabor amargo y son jabonosas al tacto
• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.
• En contacto con el papel tornasol se torna azul.
• Reaccionan con los ácidos formando sustancias de propiedades diferentes, las sales.
• Tienen un pH mayor que 7.
• El pH neutro es 7.

Reacciones acido-base
La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como substancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-) respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Una definición mas general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una substancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones. De acuerdo con esta definición, cualquier reacción ácido-base puede ser escrita como:
HA + H2O ↔ H3O+ + A- (1)
en donde un ácido (HA), reacciona con una base (H2O) para formar la base conjugada del ácido (A-) y el ácido conjugado de la base (H3O+). La reacción generalmente se escribe omitiendo al agua:
HA ↔ H+ + A- (2)
De acuerdo con lo anterior, el ion acetato (CH3COO-), es la base conjugada del ácido acético (CH3COOH); de la misma forma el ion amonio (NH4+) es el ácido conjugado del amoniaco (NH3), esto es :
CH3COOH↔ CH3COO- + H+
Y
NH4+ ↔ NH3 + H+
Una definición mas general sobre la definición de ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Acidos

Un ácido es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones H+ al medio

Cualquier compuesto químico que puede ceder protones es un ácido. Un ejemplo es el ácido clorhídrico, de fórmula HCl:
HCl → H+ + Cl- (en disolución acuosa)
o lo que es lo mismo:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Fuerza de los acidos

• Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H+ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico, para estos ácidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones) será de un cifra en torno a 1.
• Un ácido débil aporta iones H+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo. ((NH4)H2PO4).
HAc <=> H+ + Ac- (en disolución acuosa)
En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior.
Dureza de los acidos
En 1963 Pearson introduce el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc
Los ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña carga o nula, de mayor polarizabilidad: metales más pesados y de más baja carga, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc
Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables (la solapación de orbitales sería mayor, el enlace sería más fuerte) que las resultantes de interacciones duro-blando o blando-duro. Esto nos sirve, de forma aproximada, para predecir el sentido de muchas reacciones
Tipos de ácidos • Ácido monoprótico: un ácido monoprótico es aquel que posee un hidrógeno para donar.
• Ácido diprótico: posee dos hidrógenos para donar.
• Ácido tetraprótico: posee cuatro hidrógenos para donar.
• Ácido poliprótico: posee más de cuatro hidrógenos para donar.
Algunos ácidos
• Ácido acético
• Acido Ascórbico
• Ácido aspártico
• Ácido bórico
• Ácido carbónico
• Ácido cítrico
• Ácido clorhídrico
• Ácido débil
• Ácido fluorhídrico
• Ácido fólico
• Ácido fórmico
• Ácido graso
• Ácido láctico
• LSD
• Acido Nicotínico
• Ácido nítrico
• Ácido oxálico
• Acido Pantoténico
• Ácido salicílico
• Ácido sulfúrico
• Ácido tánico
• Ácido tartárico
• Ácido úrico
• Aminoácido
• EDTA
• Fenol
• Glutamato

bases
Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH- al medio.
Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
KOH → OH- + K+ (en disolución acuosa)
Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (pKw en CNPT es igual a 1.10e-14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases.
Formación de una base
Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua:
MgO + H2O ---> Mg(OH)2
O también:
Al2O3 + 3H2O ---> 2Al(OH)3
Ejemplos de bases

Algunos ejemplos de bases son:
• Soda cáustica (NaOH)
• Leche de magnesia (Mg(OH)2)
• El cloro de piscina (hipoclorito de sodio)
• Antiácidos en general
• Productos de limpieza
• Amoníaco (NH3)
• Jabón y detergente