"El equilibrio iónico se da entre sustancias acidas y básicas. Si producen cargas, se denominan electrolitos. "
Nuestro concepto común de ácido y base se basan en sus propiedades, tales como: sabor agrio, amargo, teñir o estar incluidos en el jabón. Sin embargo, desde un punto de vista químico, podemos denominar que para denotar un ácido en una disolución acuosa, se debe presenciar más protones (H+ o H3O) que hidróxidos (OH-), característicos de las bases.
Según Bronsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de donar un protón (H+) y una base es aquella que puede aceptar un protón. Con estas definiciones, podemos analizar las propiedades y las reacciones que se dan entre ácidos y bases.
Un ejemplo de esto sería cuando el ácido clorhídrico se presenta en una disolución acuosa: HCL(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl- (ac). Vemos que el ácido clorhídrico, al ser un ácido, dona su protón al agua que en esta ocasión actúa como una base y desprende el ion cloruro con carga negativa que vendría siendo nuestro electrolito. Otro ejemplo sería con el amoniaco: NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+ + OH-. En este caso, el agua actúa como acido, donándole su protón H+ al NH3 quien es nuestra base. A estos procesos que acabamos de hacer, se les denomina ionización, que se presenta cuando desasociamos un ácido o una base, en su protón o hidróxido más el ion determinado.
¿Qué pasa con
el agua, que en
ambos casos
varió de función? El
H2O tiene una característica especial, denominada anfótera, capaz de actuar como ácido o base dependiendo en que medio se encuentre, si en uno ácido o alcalino.