1. soluciones amortiguadoras capaces de resistir cambios en el pH,son indispensables para mantener estable la concentracion de iones hidrogeno H+ en los sistemas biologicos. Cuando hay demasiados iones H+ una solucion amortiguadora absorbe parte de ellos, subiendo el Ph; y cuando hay muy pocos la solucion amortiguadora aportara alguno de sus propios iones H+ para reducir el pH. Las soluciones amortiguadoras consisten generalmente de un par acido-base cuya diferencia radica en la prescencia o ausencia de un proton
2. Teoría Ácido-Base de Arrhenius El concepto de ácido-base de Arrhenius clasifica una sustancia como un ácido si produce iones hidrógeno H(+) o iones hidronio H3O(+) en agua. Una sustancia se clasificará como una base si produce iones hidróxido OH(-) en agua. Esta manera de definir los ácidos y las bases funciona bien para las soluciones acuosas, pero las propiedades de ácido y de base se observan en otros entornos.
3. Teoria de Brønsted-Lowry El agua es una sustancia anfótera, que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y como una base de Brønsted-Lowry. Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y bases se basan en solo y se ionizan parcialmente. La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry es la especie que se forma después de que un ácido donó un protón. El ácido conjugado de una base de Brønsted-Lowry es la especie que se forma cuando una base acepta un protón.
4. Teoria de Lewis Lewis amplió el concepto de ácido más allá de las anteriores teorías, según Bronsted, una base es una sustancia aceptora de H ^ +, pero este caso es tan solo un caso particular para las bases de Lewis, pues para él, las cosas con H ^ +, hijo ácidos.
5. Concepto de PH: Se trata de una unidad de medida de alcalinidad o acidez de una solución, más específicamente el pH mide la cantidad de iones de hidrógeno que contiene una solución determinada, el significado de sus sigla son, potencial de hidrogeniones,
6. Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H +. 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.
7. Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H +. Los ácidos debiles no pueden causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico. Bases debiles: 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 de iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.
