equilibrio ionico, pH y pOH, ácidos y bases según cientificos

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones

Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a doscriterios:

Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros 
Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles 

HCl + H2O --> H3O+ + Cl-
Donde:
Keq=[H3O+][Cl-]/[HCl]
En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito
Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los eletrolitos débiles forman equilibriosverdaderos
Ejemplo: HF + H2O H3O+ + F-
Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)
Donde: Keq=[H3O+][F-]/[HF]
Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H3O+] y [F-] permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico

Ácidos y basesde Lewis
El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:2
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algúnpar de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes deciertas reacciones orgánicas.
De esta forma se incluyen substancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.
Ejemplos de ácidosde Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.
Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de suaducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina,dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puedeutilizar el trimetilborano.
Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C

Ácido
Base
Kb
(CH3)3B
NH3
4.6
(CH3)3B
CH3NH2
0.0350
(CH3)3B
(CH3)2NH
0.0214
(CH3)3B
(CH3)3N
0.472

Como ejemplo podemos tomar el caso de la protonación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisis enoxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan. Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran. 3


Arrhenius definio los acidos como sustanciasquimicas que contenían hidrogeno, y que disueltas en agua producian una concentracion de iones hidrogeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definio una base como una sustancia que disuelta en agua producia un exceso de iones hidroxilo, OH-

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