bioquímica y biología molecular

La constante de equilibrio de una reacción química, en el caso particular de una reacción ácido-base, se denomina por obvias razones como constante de disociación, que para la reacción (eq 1), se determina como:

                                    (3)

Las cantidades en corchetes indican concentraciones molares.

La constante de disociación es una medida de la afinidad por protones de los pares ácido/base conjugados HA/A^- y H₃O⁺/H₂O respectivamente.

Dado que en soluciones acuosas la concentración de agua permanece esencialmente sin alteraciones debido a que la molaridad del agua en agua es muy elevada:

se acostumbra combinar este término con la constante de disociación, de tal forma que la constante de disociación del ácido (K_a) se define como:

                   (4)

          Los ácidos pueden ser clasificados de acuerdo a su fuerza relativa, que no es sino la capacidad de transferir sus protones al agua. Por definición, la constante de disociación de H₃O⁺ en agua es igual a la unidad, los ácidos que tienen constantes de disociación menores a este valor (K< 1), solo estarán parcialmente ionizados en soluciones acuosas y se denominan ácidos débiles. Por el contrario, los ácidos que tienen una constante de disociación mayor a la unidad (K > 1), se denominan ácidos fuertes y estarán totalmente ionizados en soluciones acuosas.

Los ácidos fuertes transfieren rápidamente su protón al agua, el ácido más fuerte que puede existir de manera estable en soluciones acuosas es H₃O⁺. De la misma forma, en solución acuosa no existe una base más fuerte que OH^-.

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como substancias que pueden donar protones (H⁺) o iones hidróxido (OH^-) respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH₃) que carecen del grupo OH^- y poseen características básicas.

Una definición mas general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una substancia ácida es aquella que puede donar H⁺, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones. De acuerdo con esta definición, cualquier reacción ácido-base puede ser escrita como:

HA + H₂O ↔ H₃O⁺ + A^-                   (1)

en donde un ácido (HA), reacciona con una base (H₂O) para formar la base conjugada del ácido (A^-) y el ácido conjugado de la base (H₃O⁺). La reacción generalmente se escribe omitiendo al agua:

HA ↔ H⁺ + A^-                                   (2)

De acuerdo con lo anterior, el ion acetato (CH₃COO^-), es la base conjugada del ácido acético (CH₃COOH); de la misma forma el ion amonio (NH₄⁺) es el ácido conjugado del amoniaco (NH₃), esto es :

CH₃COOH↔ CH₃COO^- + H⁺

Y

NH₄⁺  ↔ NH₃ + H⁺ 

Una definición mas general sobre la definición de ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.