*Teoría de la disociación iónica de Arrhenius

Postuló la existencia de iones positivos y negativos en las disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales (electrolitos) para explicar su conductividad eléctrica.

Ácido

: Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones H+ (protones) e iones negativos.

Base

:Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones OH-(hidroxilo o hidróxido) e iones positivos. Según esta teoría la reacción de neutralización sería la que tiene lugar entre un ácido y una base obteniéndose una sal más agua:

+Ventajas

Define que es una base, justifica el proceso de neutralización, introduce el concepto de grado de disociación, que permite hacer una comparación entre la fortaleza de un ácido y una base. Así, a mayor valor de á le corresponde una sustancia muy disociada, por lo que será un ácido o una base fuerte y noción cuantitativa de un ácido o base:

+Limitaciones

-Limita las definiciones a disoluciones acuosas, considera a iones OH- como responsables de la basicidad, pero no justifica el hecho de ciertas sustancias que son básicas como el amoniaco (NH3), el Ion carbonato (CO3 2-) y óxidos que no poseen estos iones y el Ion H+ al ser muy pequeño y encontrarse en disolución, reacciona con la parte negativa del dipolo del agua, formando el Ion hidronios: H+ +H2Oà H3O+(Ion hidronios)

*Teoría de Bröntesd-Lowry o del par ácido-base conjugado

Esta teoría no considera los ácidos y las bases de manera aislada, sino interrelacionados entre sí. A partir de esta teoría las reacciones se denominan reacciones de transferencia de protones.

Ácido

: Sustancia (molécula o Ion) capaz de ceder un protón (H+) a otra sustancia: (ácido)HCL + H2O à Cl- + H3O+.

Base

: Sustancia (molécula o Ion) capaz de captar un protón (H+)de otra sustancia: (base)NH3 + H2O à NH4+ + OH-(Ion amonio)
Los conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido solo actúa como dador de protones en presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, la base. A su vez la base solo puede aceptar algún protón si reacciona con algún ácido que se lo transfiera. La reacción de neutralización sería la transferencia de un protón desde un ácido a una base. Podemos considerarlos como equilibrios en los que las sustancia formadas también pueden transferir un protón entre ellos. Ácido+Base<->Ácido conjugado de la base+Base conjugada del ácido. Un par conjugado(o par ácido-básico conjugado) lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su ácido conjugado. Ambas parejas son interconvertibles mediante la ganancia o pérdida de un protón. HA+B <-> A- + BH+. A- Es la base conjugada del ácido HA -> HA/A- es un par ácido-base conjugada. HB+ Es el ácido conjugado de la base B -> B/BH+ es un par base-ácido conjugado.     
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*Fuerzas de ácidos y bases

La tendencia a ceder o tomar protones es relativa y depende de la sustancia co la que reacciones para lo que es necesario establecer una sustancia de referencia que es generalmente el agua.

+Ácidos fuertes

Son sustancias disociadas en agua. Debido a su gran tendencia a ceder protones a una base. Tienen un grado de disociación (á ?1). Se representa con una reacción irreversible: (ácido fuerte)HA +H2O -> A– + H3O+ (base conjugada débil)
+Ácidos débilés: Son sustancias que solo se disocian parcialmente en agua debido a su poca tendencia a ceder protones a una base, tiene un grado de disociación muy pequeño á<<1. (Ejemplo aquí). Cuando mayor sea el valor de Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, es decir, hacia la disociación y mayores será la concentración de Iones Hidronios (H3O+) el grado de disociación y la fuerza del ácido, mientras que el pH será menor +Base fuerte: Sustancias totalmente ionizada en agua debido a su gran tendencia a aceptar protones de un ácido el grado de disociación es prácticamente 1(solo se disocian parcialmente en agua debido a su poca tendencia a ceder protones a una base, tiene un grado de disociación muy pequeño (á ?1). (Base fuerte) B+ H20 -> BH+ + OH-(ácido conjugado débil).+Base débiles:Sustancia parcialmente ionizada debido a su poca tendencia a aceptar un protón á<<1 (Ejemplo aquí) Cuanto mayor sea el valor de Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la formación de Iones, mayor será la concentración de OH-,el grado de disociación y la fuerza de la base y por tanto mayor sería el pH. á=Cantidad reactivo disociado/cantidad reactivo inicial.Cuando Ka o Kb son pequeñas (<10-3) y la disolución no esta muy diluida se puede realizar la aproximación y considerar que la parte que se disocia es despreciable (1- á?1).

*Reacción de Neutralización: +Existencia de un exceso de ácido: Toda la base reacciona, con parte del ácido presente, por lo que queda ácido en exceso. Por lo que la disolución final es ácida. Disolución final es ácida (pH<7) +Existencia de un exceso de base: Ácido reacciona con parte de la base presente con lo que queda exceso de base siendo la disolución final básica (pH>7). Disolución final básica (pH>7). +Existencias de cantidades estequiométricas de ácido y base: Todo el ácido presente y toda la base reaccionan entre si, no quedando exceso de ninguno de ellos. En este caso la neutralización es completa. El pH de la disolución resultante depende de la concentración de iones hidronios con respecto a la de iones hidroxilos.   2