1. Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de OH en una solución acuosa.
2. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón H +
3. Bronsted-Lowry
4. Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a H+
5. PH
6. pHp, H para una solución acuosa se calcula a partir de H+ + ]open bracket, H, start superscript, plus, end superscript, close bracket utilizando la siguiente ecuación: pH=−log (H+) ". A menudo se deja fuera la parte de la base 101010 para abreviar.
7. Fuertes y Débiles
8. Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+.
9. Bases fuertes : se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones.
10. Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico.
11. Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.
12. Arrhenius
13. Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de H+ en una solución acuosa.
14. Lewis
15. Un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones.
16. Una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones.
