La acidez o basicidad de una solución a menudo es un factor importante en las reacciones químicas. Es de gran importancia el uso de amortiguadores de un pH dado para mantener el pH de la solución en un nivel deseado. Además, los equilibrios acido-base son importantes para entender las titulaciones acido-base y los efectos de los ácidos en las especies y en las reacciones, por ejemplo, los efectos de complejamiento o precipitación.

Se han propuesto varias teorías acido-base para explicar o clasificar las propiedades acidicas o básicas de las sustancias. Tal vez exista más familiaridad con la teoría de Arrhenius, que solo es aplicable para el agua. Otras teorías son más generales y son aplicables a otros disolventes.

Durante mucho tiempo, los químicos han clasificado las sustancias como ácidos y como bases. Antoine Lavoisier pensó que el elemento común a todos los ácidos era el oxígeno, y este hecho se refleja en su nombre, ya que oxígeno en griego significa <<formador de ácidos>>. En 1810, Humphry Davy, demostró que el elemento común a todos los ácidos es el hidrogeno. En 1884, Svante Arrhenius desarrollo la teoría de ácidos y bases donde se destacaba la estequiometria de las reacciones acido-base.

Los ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son todos los que pueden aceptar protones del miedo. Cuando molécula o anión puede tomar un H+, se forma un ácido conjugado. Cuando un ácido pierde un ion hidrogeno, se forma su base conjugada. El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto tiene enorme importancia en muchos procesos tanto químicos como biológicos. La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se considera neutro.

Figura1. Escala del pH

Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).

pH=−log [H 3O ]

A demás de una expresión matemática existen otras formas de calcular el pH de una disolución, como por ejemplo indicadores de pH los cuales son ácidos o bases orgánicos débiles cuya forma sin disociar difiere del correspondiente ácido o base conjugados. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido- base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH,

en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Entre los distintos tipos de indicadores tenemos:

Azul de bromofenol: Amarillo (pH: 3,0) – Púrpura (pH: 4,6) Anaranjado de metilo: Rojo (pH: 3,1) – Amarillo (pH: 4,4) Rojo de metilo: Rojo (pH: 4,2) – Amarillo (pH: 6,2) Azul de bromotimol: Amarillo (pH: 6,0) – Azul (pH: 7,6) Fenolfatlína: Incoloro (pH: 8,0) – Violeta (pH: 9,8) Amarillo de alizarina: Amarillo (pH: 10,1) – Violeta (pH: 12,0) [5]