Corrosión

Las reacciones de corrosión son reacciones redox espontáneas que tienen una enorme importancia económica. La corrosión se asimila a una celda electroquímica.
El Hierro expuesto al aire húmedo se oxida a ion ferroso Fe+2. Los electrones liberados en el ánodo reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo.
Reacción anódica: 2Fe(s) -------> 2Fe+2(ac) + 4e-
Reacción catódica: O2(g) + 4H+(ac) + 4e- -------> 2H2O(l)
________________________________________________
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(ac) -------> 2Fe+2(ac) + 2H2O(l)

Los iones Fe+2 formados son oxidados por el oxígeno a Fe+3 en presencia de H2O, transformandose en óxidos férricos hidratados, que constituyen la herrumbre u oxido ferrico (Fe2O3. nH2O)
Las ecuaciones son:
Fe+2 + H2O -------> Fe+3  + e-  + 2H+ + 1/2O2
O2 + 2H2O + 4e- -------> 4OH
2OH + Fe ------> Fe(OH)2
4Fe(OH)2  + O2 ------->  2Fe2O3.4H2O (Herrumbre)

Para evitar que se oxide una reja de fierro, por ejemplo, se debe pintar la superficie para evitar el acceso al oxígeno. En el acero inoxidable, es el cromo el que realmente ofrece la protección contra el oxigeno ambiental al oxidarse y hacer una capa impermeable de oxido de cromo sobre la superficie de la aleación.

Celdas electroliticas

Electrólisis = Proceso en el cual en una celda electrolitica se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea.
Electrólisis de cloruro de sodio fundido: En este proceso se introducen dos electrodos inertes en cloruro de sodio fundido y se aplica un voltaje externo apropiado para llevar a cabo la reacción química no espontánea de reducción del ion Na+ a Na y la oxidación de Cl- a Cl2. Las reacciones son:
anódica: 2Cl- -----> Cl2(g) + 2e-
catódica: 2Na+ + 2e- -------> 2Na (l)
Global : 2Cl- + 2Na+ -------> Cl2(g) + 2Na(l)

Acumulador de Plomo

El acumulador está formado por 6 pilas en serie. Cada pila tiene un potencial de 2V, de modo que el voltaje del acumulador es de 12 V. Es una batería recargable, usados en automóviles. Cada celda galvanica esta formado por un ánodo de plomo y un cátodo de PbO2. El electrolito es una solución de ácido sulfurico.
Reacción anódica: Pb(s) + SO4-2 (ac) --------> PbSO4 (s)  + 2e-
Reacción catódica: PbO2(s) + 4H+(ac) + SO4-2(ac) + 2e- ------> PbSO4(s) + 2 H2O (l)

Pila de Litio

Una pila de Litio presenta las siguientes ecuaciones de semicelda:
ánodo: Li(s) ------> Li+  + e-
cátodo: MnO2(s) + Li+ + e- ------> LiMnO2 (s)
Esta pila tiene un potencial de 3 Volt y se usa en relojes, camaras, calculadoras, etc.

Pila alcalina

Se diferencia de la pila seca en que la pasta interior se compone de KOH y MnO2. La distribución de los elementos invertida, ya que el MnO4 ocupa la zona periferica y el Zn el central.
Las semi-reacciones son:
ánodo: Zn(s) + 4OH-(ac) -------> [Zn(OH)4]-2 (ac)  + 2e-
cátodo: MnO2 (s) + 2H2O + 2e- -------> Mn(OH)2 (s) + 2OH-
Su durabilidad es mayor porque el Zn se corroe más lentamente en un ambiente básico.

Pila seca o salina

Una pila de linterna normal desarrolla una fem de 1,5V. Esta formada por una barra de grafito en el centro y  corresponde al cátodo (+) y recubierta una pasta húmeda de ZnCl2 y NH4Cl y MnO2 y grafito pulverizado. El ánodo esta constituido por un envase de Zn en contacto con la pasta señalada.  No es recargable.
Las semi-reacciones son:
ánodo (oxidación): Zn(s) -------> Zn+2 (ac) + 2e-
cátodo (reducción): 2MnO2 + 2NH4+ + 2e- --------> Mn2O3(s)  + 2 NH3(ac) + H2O

Celda de Daniell

El potencial experimental de esta celda es 1,1 Volt y sus semi-reacciones son:
Reacción anódica: Zn(s) -------> Zn+2 (ac) + 2e-   E°=?
Reacción catódica: Cu+2 (ac) + 2e- -------> Cu (s)   E°=0,34
Reacción de celda: Cu+2(ac) + Zn (s) -------> Cu(s) + Zn+2 (ac)   E°=1,1 Volt
Entonces: E° ánodo + E° cátodo = E° celda
E° ánodo + 0,34 V = 1,1 V
E° ánodo = +0,76 Volt. (si E°>0, ocurre espontáneamente y dG<0)

Celdas electroquímicas

La electroquímica trata de reacciones redox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquimicas. Las celdas se pueden clasificar en:
a) Celdas galvanicas o voltaicas o pilas: aprovechan una reacción redox espontánea para producir energía eléctrica. Desde un punto de vista termodinámico, el sistema realiza un trabajo sobre el entorno.
b) Celdas electrolíticas: requieren una fuente externa de energía electrica para generar una reacción química redox no espontánea. Termodinamicamente, el medio externo realiza trabajo sobre el sistema.

Celdas galvanicas: Una celda galvanica esta formada por dos compartimientos, llamados semi-celdas. En uno de ellos se produce la oxidación y en el otro la reducción. Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica. Las semiceldas estan conectadas por un circuito externo que conduce los electrones generados en la semicelda de oxidación, y por un puente salino, se cierra el circuito electrico: En la figura superior:
Zn (s) -------> Zn+2 (ac)  + 2e-
Cu+2 (ac) + 2e- --------> Cu (s)
La disolucion 1 tiene ZnSO4
La disolución 2 tiene CuSO4
Potencial de la celda: La celda convierte el cambio de energía libre (dG) de la reacción espontánea en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a una corriente eléctrica, la cual fluye desde el ánodo (-) al cátodo (+). Este flujo espontáneo de electrones se debe a una diferencia de voltaje o potencial electrico entre los dos electrodos de la celda. A esta diferencia se le llama potencial de celda o fuerza electromotriz (fem).

Potenciales de reducción

Si en un vaso precipitado conteniendo una disolución de nitrato de plata introducimos un alambre de cobre, veremos que después de un tiempo breve, el alambre de cobre se recubre de cristales de plata, mientras que el color de la disolución se va tornando azul debido a los iones cobre +2.
SRR: 2Ag+  + 2e- -------->  2Ago (metálico)
SRO: Cuo ---------> Cu+2  +  2e-
____________________________________
2 Ag+  + Cu+2  --------> 2 Ago  + Cu+2
Esta reacción ocurre en forma espontánea sin necesidad de aplicarle una energía externa. Esto ocurre por los valores que toman los potenciales estandar.

Potenciales Estandar:
Estos constituyen una medida de la fuerza de impulso inherente a la reacción que ocurre en el interior de una celda. Estos potenciales se miden en relación al hidrógeno, originandose así una tabla de potenciales estandar, que nos servirá para determinar si una determinada reacción redox es espontánea o deberá ser inducida. Ejemplo:
El potencial de reducción de la plata:
Ag+  + e- --------> Ago     E°(volt) = 0,8
El potencial de reducción del cobre:
Cu+2 + 2e- --------> Cuo    E° = 0,34
Al combinar estas dos semi-reacciones tenemos que:
Ag+  + e-  ---------> Ago        E°=0,8 volt
Cuo   -----------> Cu+2   +  2e-    E°=-0,34 volt
Se multiplica por 2 la primera ecuación y la segunda se invirtió y se suman las semireacciones:
2 Ag+ + 2e- ---------> 2Ago      E°=0,8 volt

Cuo -----------> Cu+2 + 2e-      E°=-0,34 volt
___________________________________________
2 Ag+ + Cuo --------->   2Ago  +   Cu+2     E°=0,46 volt
Cuando el potencial de ambas reacciones sumadas es mayor que cero la reacción es espontánea.

El potencial de referencia estandar del Hidrógeno corresponde a:
2H+ + 2e- -------> H2  E°=0,00 volt
Si se construye una celda con un electrodo de Cu y otro de H, se obtiene experimentalmente un potencial de celda de +0,34 Volt
Las semireacciones son:
H2 (g) ------> 2H+  + 2e-  E°=0,00 Volt
Cu+2 (ac) + 2e- -------> Cu (s)   E°= ?
________________________________ al sumar
Cu+2 (ac) + H2 (g) --------> Cu (s) + 2H+ (ac)      E°=0,34 Volt

Método ion-electrón (medio básico)

b) Medio básico
1. En el medio básico los dos primeros pasos son los mismos que para el medio ácido
SO3 -2 + MnO4- + H2O --------> MnO2  + SO4 -2  + OH-
2. Anotar las semi-reacciones de reducción y de oxidación
SRR: MnO4-  -------> MnO2
SRO: SO3 -2 -------> SO4 -2
3. Para igualar los átomos de oxígeno se agregan tantas moléculas de agua como oxígenos falten, pero se agregan en el lado de la ecuación en el cuál existe una mayor cantidad de oxígeno.
MnO4- + 2 H2O --------> MnO2 
SO3 -2  --------> SO4-2  + H2O
4. Los átomos de hidrógenos se equilibran con grupos hidroxilos (OH-)
MnO4- + 2 H2O --------> MnO2  + 4 OH-
SO3 -2 +  2OH- --------> SO4-2 + H2O
5. Las cargas eléctricas equilibran con electrones
MnO4- + 2 H2O  + 3e-  --------> MnO2 + 4 OH-
SO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e-
6. Como la cantidad de electrones debe ser igual en las semi-reacciones oxidante y reductora, se deben amplificar cada una por un valor determinado para igualar la cantidad de electrones:
MnO4- + 2 H2O + 3e- --------> MnO2 + 4 OH-  /x2
SO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e-   /x3
_______________________________________
2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH-
3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e-
7. se suman ambas semi-reacciones:
2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH-

3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e-
___________________________________________
2MnO4- + H2O + 3SO3-2 --------> 2MnO2 + 2OH-  + 3SO4-2

Método íon- electrón (medio ácido)

Generalmente este método se utiliza para ajustar ecuaciones iónicas en disolución acuosa teniendo en cuenta si el medio en que se realiza es ácido o básico.
a) Medio ácido:
1. Escribir la ecuación general que representa el cambio químico
HNO3 + H2S --------> NO  +  S  + H2O
2. Escribir las semireacciones. El elemento no debe ser escrito como átomos o iones libres, a menos que existan como tales en solución.
SRR: NO3- -------> NO
SRO: H2S ---------S
3. Balancear cada ecuación parcial en el número de átomos de cada elemento. En disoluciones neutras o ácidas se equilibran los oxígenos agregando tantas moléculas de agua como oxígeno que falte.
NO3- -------> NO   + 2 H2O
H2S ---------> S
4. Balancear cada ecuación en cuanto al número de átomos de hidógeno agregando tantos protones como hidrógenos falten.
NO3-  + 4H+ --------> NO   +  2 H2O
H2S  --------->  S  + 2H+
5. Igualar las semi-reacciones en cuanto a las cargas, utilizando los electrones (e-)
NO3- +  4H+  + 3e-  ------->  NO    + 2H2O
H2S --------->  S  +   2H+   +   2e-
6. Amplificar cada ecuación para que la cantidad de electrones cedidos y ganados sean iguales.
NO3- + 4 H+  + 3 e- -------->  NO + 2H2O  /x2
H2S -----------> S  +  2H+  + 2e-   /x3
_____________________________________
2NO3- + 8H+ + 6 e- -------> 2NO  +  4 H2O
3H2S -------->  3S + 6H+  + 6e-
7. sumar algebraicamente ambas semi-reacciones
2NO3-  + 8H+  + 6e- --------> 2NO +  4 H2O
3H2S -----------> 3S + 6 H+  + 6 e-
_______________________________________
2NO3-  + 3H2S  + 2H+ --------> 2NO + 3S + 4 H2O
8. Colocar los coeficientes en la ecuación general
2HNO3 + 3H2S ---------> 2NO + 3S + 4H2O

Equilibrio de reacciones: Método cambio del número de oxidación

Este método se puede realizar en todos los casos, pero en especial cuando ocurren entre sólidos. El proceso de ajuste se resume en los siguientes pasos:
1. Escribir la ecuación química:
HNO3 + H2S --------> NO + S + H2O
2. Determinar los n.o. de todos los elementos:
H=+1, N=+5, O=-2 ; H=+1, S=-2 --------> N=+2, O=-2 , S=0 , H=+1, O=-2
3. Escribir los pares de elementos que modifican su estado de oxidación, identificando el proceso de reducción y oxidación:
semireacción de reducción (SRR): N+5 + 3e- --------> N+2
semireacción de oxidación (SRO): S-2 ---------------> So + 2e-
4. Ajustar el coeficiente de ambas reacciones, multiplicando cada semireacción por un coeficiente, de tal modo que el número de electrones en ambas reacciones sean iguales.
SRR : N+5 + 3e- --------> N+2   /x2
SRO: S-2 ---------------> So + 2e-   /x3
5. sumar algebraicamente las semi-reacciones
SRR: 2N+5  + 6e- -------> 2N2+
SRO: 3S-2 ---------> 3S  +  6e-
____________________________
2N+5 + 3S-2 ---------> 2N2+  +  3S
6. Completar los coeficientes adecuados para el resto de la ecuación
2HNO3  +  3H2S  ----------->  2NO  +   3S   +    4H2O

7. Comprobar que la ecuación final este "equilibrada", contando el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

Estados o números de oxidación

El número de oxidación (n.o.) es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos totalmente. Alternativamente, se le puede definir como la carga que tendría un átomo si los electrones en cada enlace fueran asignados al elemento más electronegativo.


Los números de oxidación permiten reconocer cuáles elementos se han oxidado o se han reducido. La oxidación de un elemento significa el aumento de su número de oxidación y l areducción una disminución del número de oxidación del elemento.

Reglas para determinar los números de oxidación:
1. el n.o. de un elemento libre o metalico es 0
2. el n.o. para iones monoatómicos simples es igual a la carga del ion
3. el n.o. del H es +1
4. el n.o. del O es -2 (excepciones: n.o. de H es -1 en hidruros metalicos; el O es -1 en peróxidos y +2 en compuestos con fluor)
5. la suma de los n.o. de un compuesto neutro es 0
6. la suma de los n.o. de un ion poliatomico es la carga del ion.

El numero de oxidación permite reconocer si una reacción es de oxido reducción o para balancear ecuaciones.

Oxidación y Reducción (Redox)

La Oxidación es la pérdida de electrones que experimenta una sustancia

La Reducción es la ganancia de electrones que puede experimentar una sustancia

Ejemplo: la reacción entre el sodio y el cloro para dar cloruro de sodio es una reacción redox. El sodio pierde un electrón para transformarse en ion sodio con carga +1. Se dice que el sodio ha sufrido una oxidación: Na -----> Na+ + e- (semireacción de oxidación)

Por otro lado, el cloro gana un electrón para convertirse en ion cloruro con carga -1. Se dice que el cloro ha experimentado una reducción: ½ Cl2 + e- ------> Cl-

El proceso de oxido reducción es una transferencia de electrones desde una sustancia que se oxida (Na) a otra que se reduce (Cl). Los dos procesos ocurren simultáneamente. Para obtener la ecuación global, se debe sumar ambas reacciones.
Semi reacción de oxidación: Na -----> Na+ + e-
Semi reacción de reducción: ½ Cl2 + e- ------> Cl-
Reacción global: Na + 1/2Cl2 --------> Na+ + Cl-; el producto es NaCl sólido cristalino.

El Na es un agente reductor del Cloro y el Cloro al recibir un electron del Na, se comporta como un agente oxidante.

Titulaciones ácido-base

Una titulación de ácido-base consiste en agregar gradualmente una solución de concentración conocida a otra solución de concentración desconocida, hasta que la neutralización se completa. El punto en que ha reaccionado completamente el ácido con la base se llama "punto de equivalencia". Para determinar este punto se utiliza un indicador, que se caracteriza porque tiene colores diferentes en medio ácido y en medio básico. La ecuación a utilizar es la siguiente: C1 x V1 = C2 x V2 

Indicador acido-Base
Un indicadore acido-base es un ácido (o una base) orgánico débil que tiene colores diferentes en medio ácido y básico.  Hln = indicador ácido Color A; ln = Base conjugada. Color B
Hln + H2O <---------> H3O+  + ln-
De acuerdo al Principio de Le Chatelier, en un medio ácido, el equilibrio se desplaza hacia el miembro de la izquierda con lo que predomina Hln, mientras que en un medio básico predomina ln-.  

Soluciones reguladoras de pH

Existen soluciones que pueden resistir en un amplio rango los cambios de pH cuando se le agregan acidos y bases. Estas soluciones son llamadas reguladora amortiguadora, tampón o buffer. Tienen también importancia en la regulación del pH de la sangre.
Una solución reguladora requiere dos componentes. Uno de ellos debe ser capaz de neutralizar las bases y el otro los ácidos. Para esto, la solución reguladora esta formada por:
a) mezcla de un ácido débil y la base conjugada
b) mexcla de una base débil y el ácido conjugado
Ejemplo: se puede preparar un Buffer mezclando en medio acuoso acido acetico (CH3COOH) y acetato de sodio (CH3COONa), sal que contiene la base conjugada CH3COO-. Del mismo modo, se puede obtener una solución reguladora mezclando en partes iguales amoniaco (NH3) y cloruro de amonio (NH4Cl).
Ejemplo 1:
CH3COOH + H2O <----------> H3O+  + CH3COO-
CH3COONa ---------> CH3COO- + Na+

Si a la solución reguladora se le agrega una pequeña cantidad de ácido fuerte (HCl), el ion H3O+ es neutralizado por el ion CH3COO-, formando una cantidad equivalente de CH3COOH. En el caso que se añada una pequeña cantidad de base fuerte, el ion OH- es neutralizado por el CH3COOH para dar una cantidad equivalente de CH3COO-.
El pH de la solución amortiguadora depende de la constante Ka y de las concentraciones relativas de acido y base que la forman: HA + H2O <-------> H3O+  + A-; donde la constante es Ka=[H3O+][A-]/ [HA]
reordenando la ecuación resulta: [H3O+]= Ka [HA]/ [A-]
tomando el logaritmo de ambos miembros de la ecuación:
pH= pKa + log [A-]/[HA] ; también se expresa como:
pH= pKa + log [base]/[ácido], conocida como ecuación de Henderson-Hasselbach. 

Equilibrio iónico de ácidos y bases

Fuerzas de los acidos y bases: Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes, es decir, tienen la capacidad de ionizarse completamente en agua. Los ácidos y bases débiles son electrolitos débiles
Ej de Acidos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4
Ej de Bases fuertes: LiOH, NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2

Constantes de acidez y basisidad: La mayoría de los ácidos y bases son electrolitos débiles. Por lo tanto, al disolverse en agua solo se ionizan parcialmente. Ejemplo:
HNO2 + H2O <---------> H3O+  + NO2-
según la ecuación anterior se establece un equilibrio que se caracteriza por una constante de equilibrio Ka
Ka = [H3O+][NO2-]/ [HNO2];  la constante Ka se llama constante de acidez o de ionización. El valor de la constante indica el grado de ionización y por lo tanto la fuerza del ácido.
De la misma manera se puede caracterizar una base débil por la constante Kb, la constante de basisidad o de ionización de la base. Ejemplo:
Kb = [NH4+][OH-]/ [NH3]

Acidos y bases fuertes: Un acido fuerte esta totalmente disociado en solución, de modo que la concentración de H3O+ formado tiene que ser igual a la concentración del ácido inicialmente disuelto en agua. Así, si la concentración de un ácido es 0,1 mol/L, se forma 0,1 mol/L de ion H3O+ y 0,1 mol/L de ion Cl-. Por esto el pH se determina tomando la concentración del ácido. pH = -log 0,1 = 1

Acidos y bases débiles: En este caso la situación es muy diferente porque estas especies no se ionizan totalmente. Para calcular el pH hay que determinar la concentración de ion H3O+ a partir de la ecuación estequiometrica y la expresión de Ka. Ej. si quiere averiguar el pH de una solución 0,1 mol/L de acido nitroso se procede del siguiente modo:
HNO2 + H2O <----------> H3O+ + NO2-;  la constante es Ka= [H3O+][NO2]/ [HNO2]
Las concentraciones de cada expresion son:
Concentración inicial  [HNO2] =0,1 mol/L
Concentración inicial [H3O+] = 0 mol/L
Concentración inicial [NO2]= 0
Cambio [HNO2] = -x
Cambio [H3O] = +x
Cambio [NO2] = +x
Equilibrio [HNO2] = 0,1-x
Equilibrio [H3O] = +x
Equilibrio [NO2] = +x
Se incorporan los datos a la ecuación Ka = x^2/(0,1-x) = 7,2x10^-4
produce una ecuación de segundo grado con dos valores para x: +8,13x10^-3 y -8,85x10^-3
la primera es la solución correcta porque no existen concentraciones negativas.
Sin embargo en la ecuación Ka = x^2/ 0,1-x , se puede simplificar a Ka= x^2/0,1
resolviendo x = 8,48x10^-3 y por lo tanto [H3O]=8,48x10^-3 es decir pH=2,07.

pH y pOH

Soren Sorensen definió el concepto de pH para facilitar el trabajo con las concentraciones de iones H3O+, que son cantidades muy pequeñas en disoluciones acuosas y son exprersadas en potencias negativas de diez. Sorensen propuso:
pH = - log [H3O+]/ 1 mol/l; la expresión 1 mol/l se hace para eliminar las unidades. Por lo tanto se abrevia:
pH = -log [H3O+] o más comunmente como pH = -log [H+].

Si [H+] > 10^-7, el pH < 7 y la solución es ácida.
Si [H+] = 10^-7, el pH es = 7 y la solución es neutra
Si [H+] < 10^-7, el pH > 7 y la solución es básica.

El pOH = -log [OH-]
La escala de pH comienza en 0 y termina en 14; la escala de pOH es inversa, cuando pH =0, pOH =14
cuando pH=14, pOH=0, y cuando pH = 7, pOH =7.

Relación entre pH, pOH y pKw:
Kw = [H][OH], se aplica logaritmo:
logKw = log ([H][OH]) = log [H] + log [OH], se multiplca por -1 y se obtiene:
-log Kw = - (log [H]) + (- log[OH])
si pKw = -logKw, entonces:
pKw = pH + pOH
Dado que pKw= -log (1x10^-14), entonces:
pH + pOH = 14

Neutralización
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base. Ejemplo:
HCl (ac) + NaOH (ac) ---------> NaCl (s) +  H2O (l)  (una sal + agua)

¿Por qué hay ácidos más fuertes que otros?
La explicación no es simple porque tiene relación con la electronegatividad y las energías de enlace. Observa el siguiente orden de acidez: HI > HBr > HCl > HF.  Como la energía de enlace aumenta desde HI hasta HF, el HI se disocia más facilmente que HBr y asi sucesivamente. En la siguiente secuencia observa como cambia la acidez: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Como el oxígeno es más electronegativo que el cloro, mientras más átomos de oxígeno tenga la molécula, el enlace O-H es más polar.

Acidos y Bases

Según Arrhenius (en medio acuoso):
Acido: toda sustancia que libera H+
Base toda sustancia que libera iones hidroxilos (OH-)
Ej. ácido: HCl -----> H+  + Cl-
Ej. Base: NaOH -----> Na+  +  OH-

Según Lowry-Bronsted:
Acido: toda sustancia que libera H+
Base: toda sustancia que acepta H+
Ej. acido: HNO3 + H2O -------> H3O+  +  NO3-
Ej. base: NH3 + H2O --------> NH4+  + OH-

Según Lewis:
Acido: toda sustancia que absorbe electrones
Base: toda sustancia que libera electrones
En solución acuosa no se forman H+ solos sino iones hidronios H3O+

Pares conjugados Acido-base
En las ecuaciones anteriores se dan los pares HNO3/NO3- , NH4+/NH3 , H3O+/H2O, etc. En este caso primero se ha descrito el ácido y luego la base. Una reacción acido-base, se caracteriza por un intercambio de protones entre dos pares conjugados:
acido1 + base1 --------> acido2 + base2

Autoionización del agua: El agua actúa como ácido y como base. Experimentalmente se ha demostrado que: H2O (l) + H2O (ac) --------> H3O+(ac) + OH- (ac); a este proceso se le llama autoionización del agua.

Producto ionico del agua: La constante de equilibrio de agua se designa como:
K = [H3O][OH]/ [H2O]^2
por mediciones de conductividad electrica, se sabe que la cantidad de iones H3O+ y OH- es extraordinariamente pequeños. Esto significa que casi toda el agua existe como moléculas y por lo tanto la concentración del agua practicamente no cambia. El agua pura por lo tanto es un electrolito muy debil. Así el termino anterior se reduce a:
Kw = [H3O+][OH-]; a la constante Kw se le llama producto ionico del agua. Para simplificarla se escribe
Kw = [H+] [OH-].  Kw a 25°C vale 1x10^-14; pero como [H+] = [OH-], entonces [H+] = 1x10^-7
y [OH-]= 1x10^-7

Electrolitos

Los electrolitos son sustancias  que en estado líquido o en solución conducen la electricidad por el movimiento de sus iones. Los electrolitos pueden ser fuertes o débiles. Los electrolitos fuertes son aquellas sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosas y están totalmente disociadas o ionizadas en solución.  Los electrolitos débiles conducen debilmente la electricidad. Son sustancias que están parcialmente ionizadas en solución. 
Ejemplo de disociación de NaCl y HCl en agua:
NaCl (s) --------> Na+ (ac) + Cl- (ac)
HCl (g) ---------> H+ (ac) + Cl- (ac)

Ejemplo de electrolitos fuerte: HClO4, HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, NaCl, KNO3
Ejemplo de electrolitos debiles: HF, HNO2, CH3COOH, H3PO4, NH3, H2O
No electrolito: CH3OH, CH3CH2OH, C6H12O6, C12,H22,O11,(NH2)2CO, C6H6
Los electrolitos son indispensables para mantener una vida sana.