O DEFINICION ACIDOS: Un acido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio (H+) mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Algunos ejemplos comunes incluyen al acido acético (en el vinagre), y al acido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los acidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
O Bases: Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metalico (óxido basico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o mas grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de atomos de oxígeno que de hidrógeno.

ejemplos de bases: jabon, detergentes , antiacidos,
bicarbonato, productos de limpieza en general, etc.
O Sales:
Son el producto de la reaccion entre acidos y bases

ACIDOS + BASE = SAL + AGUA
Ejemplo: HCl + NaOH = agua + NaCl (cloruro de sodio =
Sal de mesa).
El pH de las Sales es generalmente neutro, aunque
algunas sales pueden ser mas o menos acidasque otras

TEORIAS:
Teoria de Arrhenius: Él definió los acidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: +H + OH – H2O
Acidos y bases de Arrhenius
• Los acidos liberan iones hidrógeno en agua.
• Las bases liberan iones hidróxido en agua.

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de acidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones acido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Teoria de Bronsted - Lorwy
• Un acido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
• Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el acido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un acido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base+ H+
El concepto de acido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un acido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones acido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2
Acido (1) + Base (2) Acido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Acido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Acido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su acido conjugado, Acido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendra lugar en la dirección en la que se produzca el par acido-base mas débil. Por ejemplo, HCl es un acido fuerte en agua porque transfiere facilmente un protón al agua formando un ion hidronio
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el acido conjugado de H2O, un acido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un acido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base mas débil que F- y HF es un acido mas débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el aguapueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con acidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un acido mas fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un acido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como acido en presencia de una base mas fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoria de Lewis: La historia del desarrollo de la teoría de los acidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los acidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto mas general de acidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo acido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para acidos y bases son
• Un acido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
• Un acido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son acidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un acido, yun ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo acido - base mas alla de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los acidos y bases tienen una importancia especial en la química organica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
EJEMPLOS: Ejemplo de la teoría de Arrhenius
• El acido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metalico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
• En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar acido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Ejemplo de la teoría de Lewis:
• El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par acido-base:
Autoionización del agua
La autoionización del agua (también llamada autodisociación del agua) es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−):