Los ácidos y las bases son tan comunes como la aspirina y la leche de magnesia (antiácido o laxante), aunque desconozcan sus nombres químicos, ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido de sodio (leche de magnesia).
Anteriormente habíamos definido, según Arrhenius, a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+ y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH–.
Los ácidos tienen sabor agrio como el vinagre o el limón que deben su sabor a los ácidos acético y cítrico que los conforman. Generalmente ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales, como el del papel tornasol que cambia de azul al rojo. Los ácidos reaccionan con algunos metales (como el zinc, el magnesio o el hierro) para producir hidrógeno gaseoso. Además reaccionan con carbonatos y bicarbonatos (como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3) para formar dióxido de carbono gaseoso. Por último las soluciones acuosas de ácidos conducen la electricidad.
Con respecto a las bases, éstas tienen sabor amargo y se sienten resbaladizas, como por ejemplo los jabones que contienen bases, muestran esta propiedad. Al igual que los ácidos, generan cambios de color en los colorantes vegetales, al papel tornasol lo cambian de rojo a azul. Y sus disoluciones acuosas también conducen la electricidad.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y las bases son limitadas porque solo se ajustan a soluciones acuosas. En 1932 Brønsted planteó una definición más amplia que no requiere su disolución en agua. Un ácido de Brønsted es un donador de protones y una base de Brønsted es un aceptador de protones.
Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un ácido de Brønsted pues le dona un protón al agua:
HCl (ac) + H2O (l) ————-> Cl– (ac) + H3O+ (ac)
El protón hidratado H3O+, se denomina ión hidronio. Esta ecuación muestra una reacción en el cual un ácido de Brønsted (HCl) le dona un protón a una base de Brønsted (H2O).
Entre los ácidos comúnmente utilizados se encuentran el ácido clorhídrico (HCl), el ácido nítrico (HNO3), el ácido acético (CH3COOH), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido fosfórico (H3PO4). Los tres primeros son ácidos monopróticos, es decir, cada unidad de ácido libera un ión hidrógeno tras la ionización. Además el ácido acético es un eléctrolito débil debido a que su ionización es incompleta y el ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo que su ionización es completa.
El ácido sulfúrico es un ácido diprotico porque cada unidad del ácido produce dos iones H+ en dos etapas. El H2SO4 es un electrolito fuerte, pero el HSO4– es débil.
Por último existen pocos ácidos tripróticos, los cuales producen tres iones H+, como el ejemplo del ácido fosfórico. En este caso, las tres especies (H3PO4, H2PO4– y HPO42-) son ácidos débiles.
Con respecto a las bases, tanto el hidróxido de sodio (NaOH) con el hidróxido de bario [Ba(OH)2] son electrolitos fuertes. Sin embargo, el amoníaco (NH4) es una base débil, porque solo una pequeña fracción de las moléculas de NH3 disueltas reaccionan con agua para formar los iones NH4+ y OH–. Las especies más utilizadas en el laboratorio son el hidróxido de sodio (es barato y soluble) y una disolución acuosa de amoníaco. Todos los elementos del grupo 2A forman hidróxidos del tipo M(OH)2, donde M denota el metal alcalinotérreo.