viernes, 30 de julio de 2010

Trabajo final Corrosión de los metales

Universidad del Bio- Bio
Facultad de ciencias 












Trabajo de Química 

                       Corrosión de los metales








-         Alumno: José David Rivas Tisnao.
-         Profesor: Alejandro Llanos.
-         Tema: REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
-         Fecha:29/07/20010
-         Nota:


                                  Índice
Pág.
Introducción.................................................................................................. 3
Oxidación...................................................................................................... 4
Reacciones redox.......................................................................................... 4
Corrosión...................................................................................................... 5
Soluciones..................................................................................................... 7
Conclusión..................................................................................................... 9
Bibliografía.................................................................................................... 10






                Introducción


El mundo en el que vivimos está compuesto por átomos y moléculas. Cada objeto que utilizamos a diario mantiene su estructura estable a causa de las múltiples interacciones y fuerzas existentes entre sus partículas. La base de la vida se encuentra en una conjunción armónica de miles de reacciones químicas que aisladas apenas aportan cambios apreciables.
Cada hecho que se produce a nuestro alrededor es debido a esta dinámica química. Pero aunque muchos de los procesos que hacen variar el medio que nos rodea son beneficiosos en cuanto a nosotros respecta, hay también muchos otros que más que nada nos provocan perjuicios. Esto ocurre con el fenómeno al que nos referimos como corrosión metálica: dicho fenómeno se produce como consecuencia de un conjunto de reacciones químicas que tienen lugar en la superficie de ciertos metales al contacto con aire o/y agua, y genera una serie de problemas, principalmente de índole económica, que requieren solución.
Con el fin de evitar las consecuencias que trae consigo la llamada comúnmente “oxidación” o corrosión de los metales se ha profundizado en el tema, siendo necesario un amplio estudio sobre las reacciones que han de tener lugar para que un material sufra un proceso corrosivo (que, en algunos casos, puede acabar destruyéndolo). En este trabajo se recoge un breve resumen sobre los conceptos de oxidación y corrosión, las reacciones básicas que tienen lugar en un metal que está sufriendo un proceso corrosivo y algunas medidas que se pueden tomar para evitar la corrosión de un determinado material.



Oxidación


En un principio, se utilizaba el término de oxidación para designar aquellos procesos en los que una sustancia reaccionaba con el oxígeno; de esta forma, se decía que un compuesto se oxidaba cuando aumentaba su cantidad de oxígeno (igualmente, se decía que se reducía cuando ésta disminuía).
A partir de este primer concepto de oxidación, y con el tiempo, dicho vocablo ha ido evolucionando y generalizándose hasta abarcar hoy en día una gran cantidad de reacciones en algunas de las cuales ni siquiera interviene el oxígeno. De hecho, en la actualidad entendemos por oxidación el proceso mediante el cual un compuesto pierde electrones.
E inevitablemente, para que un compuesto pierda electrones otro los ha de ganar: así surge estrechamente ligado al concepto de oxidación el de reducción; se entiende por reducción el proceso mediante el cual un compuesto gana electrones. Así pues, cada vez que nos refiramos a la oxidación tendremos que hablar también de la reducción (ya que es el proceso contrario, y sin uno de ellos no existiría el otro).


Reacciones redox


Una vez se hubieron establecido las definiciones de oxidación y de reducción surge un nuevo concepto: el de las reacciones de transferencia de electrones, reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox. Se llama así a las reacciones que tienen lugar entre dos o más compuestos produciendo como resultado la oxidación (pérdida de electrones) de uno de ellos, con la consecuente reducción de otro.
En este tipo de reacciones siempre hay un compuesto denominado oxidante (en presencia del cual otro compuesto se oxida) que se reduce y otro compuesto conocido como reductor que se oxida (y que permite la reducción de otra sustancia). Una vez el oxidante se ha reducido se convertirá en la especie reducida, así como el reductor pasará a ser la especie oxidada. Para un mejor estudio y comprensión de estas reacciones se suele separar cada una de ellas en dos semi-reacciones: la de reducción y la de oxidación.
A la hora de utilizar dichas reacciones industrialmente o con otro tipo de fines definidos, los oxidantes más conocidos son el oxígeno, ozono, halógenos, ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, óxidos metálicos y algunas sales (especialmente cloratos y nitratos). De la misma manera, se usan comúnmente como reductores el carbono, monóxido de carbono, hidrógeno, ácido sulfuroso, sulfitos y diversos metales (por su tendencia a suministrar hidrógeno por acción de un ácido).


Corrosión


La corrosión, definida como la destrucción de un metal debida a determinadas influencias químicas, es un fenómeno muy común y molesto que puede ser evitado fácilmente conociendo sus características.
El hecho de que este proceso sea tan frecuente es debido a que los metales afectados reaccionan con el medio ambiente de forma espontánea, produciendo una capa de óxido. Aunque la corrosión en ocasiones también es debida a un proceso de disolución, en el contexto de la oxidación es más apropiado analizar el mecanismo electroquímico que tiene lugar.
Para que un metal se oxide es necesario que en dos puntos distantes de su superficie se establezcan dos semi-pilas, en cada una de las cuales se producirá una de las semi-reacciones de oxidación y de reducción (estas zonas del metal actuarán como los dos polos de una pila galvánica); pero éstas no se producirán únicamente con la presencia del metal, pues también es necesaria la intervención de agua y de oxígeno -se ha podido comprobar que el hierro no se oxida en presencia de aire totalmente seco ni de agua sin oxígeno disuelto.
Con el fin de describir con mayor facilidad el proceso (o procesos) que tiene lugar hasta que un metal se oxida, utilizaré a partir de ahora el ejemplo de la oxidación del hierro.
El fenómeno de corrosión producido en un fragmento de hierro dejado a la intemperie se explica mediante un proceso electroquímico en el que se forman pilas galvánicas locales de tamaño microscópico en las que los electrodos son los diferentes granos de la superficie metálica.
En el ánodo el hierro se oxida a su ion ferroso, siguiendo la reacción expuesta a continuación:
Fe Oxidación: Reacciones 
{REDOX@1}
Fe + 2e
Pero en esta reacción se desprenden electrones, y, a menos que se haga algo para eliminar dichos electrones, la reacción no podrá proseguir de este modo durante mucho tiempo. Dado que el hierro es un buen conductor eléctrico, los electrones sobrantes viajarán a zonas de la superficie del hierro donde puedan facilitar una reacción de reducción.
En el cátodo, con los electrones sobrantes de la reacción del ánodo, se reducirán los iones de hidrógeno según la reacción:
2H + 2e Oxidación: Reacciones {REDOX@1}
2H
Estos átomos de hidrógeno formados reaccionarán con el oxígeno disuelto para formar moléculas de agua:
2H + Oxidación: Reacciones 
{REDOX@1}
O2
Oxidación: Reacciones {REDOX@1}
H2O
Por otra parte, los iones Fe del ánodo, tras haberse liberado de los electrones, se vuelven a oxidar en presencia de agua para formar óxido férrico hidratado (Fe2O3 . H2O), que será el que forme la herrumbre u orín.
Además de estas reacciones, en el cátodo también puede producirse otro proceso de reducción, al pasar a iones OH el oxígeno disuelto en el agua; mediante la reacción:
O2 + 2H2O + 4e Oxidación: 
Reacciones {REDOX@1}
4OH
Más tarde, estos iones hidroxilo formarán hidróxido ferroso, el cual se oxidará para dar, de nuevo, óxido férrico hidratado.
2OH + Fe Oxidación: Reacciones {REDOX@1}
Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 Oxidación: Reacciones {REDOX@1}
2Fe2O3 . 4H2O
Tras el análisis de los procesos que hacen posible la “oxidación” del hierro, será más fácil comprender por qué la corrosión de este material se produce en un menor plazo de tiempo si nos encontramos en un medio ácido (puesto que además de haber más iones H , hay menos iones OH ; y esto favorece algunas de las reacciones producidas en el cátodo). También aumenta la velocidad corrosiva si se trata de hierro impuro, de una soldadura o de una pieza que ha sido sometida a tensiones, dado que de esta forma aparecen con más facilidad partes diferenciadas que se comportarán como los dos polos de una pila.
En casos como el del hierro, en los que el óxido formado presenta una superficie porosa, que no sea un material compacto, o que no sea adherente, la corrosión de dicho metal podrá consumir con facilidad la pieza entera. Sin embargo, hay otros elementos metálicos cuyo óxido forma una capa compacta que impide que la corrosión de dicho metal continúe produciéndose.


Soluciones


La corrosión es un fenómeno muy perjudicial para el ser humano, puesto que es capaz de destruir grandes cantidades de productos metálicos inadecuadamente protegidos, lo cual provoca una enorme inversión en maquinaria o bloques de metales oxidables. En Estados Unidos, la corrosión produce anualmente pérdidas superiores a los 10.000 millones de dólares (casi unos 2 billones de pesetas). Además, se ha calculado que aproximadamente una cuarta parte del hierro producido en el mundo se utiliza en compensar las pérdidas producidas por la corrosión.
Para evitar que un material de carácter metálico se oxide, hay varios procedimientos que se pueden aplicar dependiendo del caso a tratar:
·  Uno de los procedimientos que se pueden seguir para evitar la oxidación de un metal es recubrirlo con una capa de polímero, como pinturas anticorrosivas (es frecuente la utilización de minio, Pb3O4, en la protección de aceros), esmaltes, resina artificial o recubrimientos cerámicos que sean impenetrables para la humedad y el oxígeno.
·  También se podría proteger al metal que nos preocupe sobreponiendo una capa de un metal que no se oxide, como los metales nobles, por ejemplo el oro, que no se oxida espontáneamente al aire; o de un metal que de oxidarse forme una capa de óxido coherente, compacta y que impida que prosiga la corrosión.
·  Una variante de las anteriores propuestas es la de recubrir la pieza cuya corrosión queramos evitar directamente con una capa de óxido, como se suele hacer con el aluminio al aplicarle una capa de eloxal.
·  Otra opción a seguir es el establecer un ánodo de sacrificio (la conocida como protección galvánica); se coloca en contacto con el material que se quiera proteger un bloque de un metal más activo (como suelen ser el cinc o el magnesio). De este modo se origina una pila en la que el metal menos activo (el originario) actúa de cátodo, y no experimentará corrosión alguna hasta que no se oxide todo el metal que forma el ánodo. Éste metal que actúa de ánodo se irá reponiendo paulatinamente a medida que se consuma, y aunque esto suponga un gasto continuo, siempre será menor que el gasto necesario para reponer a medida que se va oxidando el material que compone la maquinaria que intentamos proteger.
·  Por último, se puede modificar la composición principal de un metal, formando aleaciones. Este es el caso de los aceros inoxidables, que contienen un 18% de cromo y un 8% de níquel; la presencia de cromo da lugar a la formación de una película superficial de cromato que se asienta sobre la superficie metálica.


Conclusión


Como se ha podido ver en el presente trabajo, la corrosión es un fenómeno químico a tener muy en cuenta. El hecho de que cause grandes pérdidas y obligue en ocasiones a la inversión de grandes cantidades de capital hace necesaria una especial atención a sus características y conveniente el poner en práctica los diversos métodos existentes para que no sea posible su acción.






Bibliografia
& Química, curso universitario University of California, Berkeley
Addison-Wesley ed. Iberoamericana
autores: Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers
&Química general ed. Everest S.A.
autores: M. R. Fernández, J. A. Fidalgo
&Química ed. Reverté S.A.
autor: Hans Rudolf Christen
&Temas básicos de química ed. Alhambra Universidad
autor: Jesús Morcillo
&Química, 2Bachillerato ed. Santillana
autores: Luis A. Oro, José L. Andreu, Mª Cruz
Fernández, Jesús J. Pérez-Torrente
&Enciclopedia multimedia interactiva '99 Planeta De Agostini S.A.

REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN

Reacciones de Oxido –Reducción 



Las reacciones de oxido reducción son reacciones de transferencia de electrones.


El siguiente esquema donde las especies modifican su carga eléctrica o Número de
Oxidación





1-Oxidación : es una pérdida de electrones y la especie que experimenta tal pérdida de electrones aumenta su Número de Oxidación o Carga eléctrica





2-Reducción : es una ganancia de electrones y la especie que experimenta tal ganancia de electrones disminuye su Número de Oxidación o Carga eléctrica





Si las semirreacciones se suman, esto es, se reúnen los términos de las ramas izquierdas y se igualan a los términos de las ramas derechas y se cancelan los términos iguales o repetidos a ambos lados de la igualdad.


La reacción resultante es la global, la reacción de oxido-reducción o redox.


A0 = A+ + e- Semirreacción de oxidación
B0 + e- = B- Semirreacción de reducción
______________________________________


A0 + B0 + e- = A+ + e- + B-
A0 + B0 = A+ + B-


Toda semirreacción correctamente escrita presenta el correcto.
a) Balance de mas
b) Balance de carga


Las reacciones de oxido reducción implican la variación de la carga eléctrica. Así asignemos entonces los números de oxidación correctos y si hay variaciones se trata de reacciones oxido- reducción o redox.


Enseguida escribamos las semirreacciones de Oxidación y las de Reducción más elementales correspondientes a cada caso, observemos que la transferencia de un electrón significa la variación de una unidad de la carga.


Transformemos aquellas semirreaciones, mediante las amplificaciones adecuadas, estas amplificaciones deben ser tales que el numero de electrones cedidos debe ser igual a los captados .


Habiendo adecuado las semirreacciones, luego las sumamos . A tal ecuación le agregamos en ambos miembros los átomos grupos o cargas de tal forma de llegar a la expresión definitiva de la ecuación de la transformación original








Reductores y oxidantes 





Los potenciales standars 





Comparando los potenciales standard . Por tener el Hidrógeno tendencias intermedias respecto de la oxidación o de la reducción ( Recordar el H+ y el H- ) se establece como valor de referencia y convencionalmente se le asigna el valor de 0,000 Voltios.


Los potenciales eléctricos son de índole Intensiva







En la Tabla el signo y el valor del potencial standard indican la tendencia y fuerza a que las semirreacciones ocurran. Así la tendencia a la oxidación del Na0 es muy alta, en cambio, la tendencia a la oxidación del plata Ag0 es muy baja.
Dado tal significado para las semirreacciones y sus potenciales es absolutamente comprensible la presentación de las tablas de semirreacciones y potenciales de reducción, que aparecen en alguna literatura





”Cuando una semirreacción se invierte; el potencial cambia de signo"


El potencial eléctrico asociado a las reacciones redox 


Aunque parezca sorprendente, a toda reacción redox se le puede asociar un potencial eléctrico que se deriva precisamente de los potenciales de las semirreacciones que la conforman:


Semirreacción de oxidación A0 = A+ + e- E0A
Semirreacción de reducción B0 + e- =B- -E0B


+ _____________________________________________


A0 + B0 = A+ + B- ΔE0 = E0A + ( -E0B )


Por lo tanto a las reacciones redox se les asocia un potencial que es igual a la suma algebraica de los potenciales asociados a cada semirreacción. El significado del ΔE0 deriva del significado de los potenciales de semirreacciones.
El signo indica el sentido de la reacción espontánea y la magnitud indica la fuerza..
Los ΔE0 cobran gran significado en situaciones electroquímicas de gran importancia práctica . Estas situaciones son las pilas o celdas galvánicas, la electrólisis y la corrosión de los metales.


Las pilas o Celdas Galvánicas 


Corresponden a reacciones redox cuyo potencial eléctrico es positivo, ΔE0 > 0, es decir reacciones que evolucionan espontáneamente liberando energía química a la forma de energía eléctrica.







luego ΔE0 > 0
Electrolisis 


Corresponden a reacciones redox cuyo potencial eléctrico es negativo, ΔE0 < 0, es decir, reacciones que no evolucionan espontáneamente y que para forzar su ocurrencia se debe gastar energía eléctrica( proceso inverso al de una pila)





Al realizar una electrólisis se forma una pila. Esta pila empuja a los electrones en el sentido inverso al deseado para la electrolisis. Luego para que la electrólisis ocurra debe aplicarse un voltaje de electrólisis mínimo que sea capaz de vencer al voltaje de la pila.


Voltaje mínimo de electrolisis = Valor absoluto ΔE0


Como a toda reacción se le puede aplicar la condición de estequiometría, agregando esta vez a la condición, el número de moles de electrones que han circulado respecto de su propio coeficiente estequiométrico.





El número de moles de electrones que ha circulado es:
Δn e- = q ( Coulomb ) / 96500 (Coulomb/ mol de e-)





¿ Como se sabe q ? Por lo general q se determina en un determinado experimento por la relación q = I * t. ya que I = q/t


intensidad de la corriente (Amperios) = carga eléctrica (coulomb) / tiempo(segundos)


La corrosión de los metales 


La corrosión es en general el deterioro de materiales por acción del medio ambiente. Desde luego, los potenciales standard de oxidación indicaran en forma general la tendencia a la corrosión de los diferentes metales. En la práctica hay muchas situaciones especiales como aquella del aluminio que se oxida fácilmente pero que luego la capa de oxido formada, muy compacta, impide posterior corrosión.


La corrosión de metales es consecuencia de reacciones redox entre el metal y agentes químicos presentes en el medio ambiente.


Esta corrosión tiene su primera causa en carácter heterogéneo de los materiales. Las distintas fases tienen potenciales standard de oxidación diferente y es precisamente este hecho el que provoca la formación de una infinidad de pilas en la superficie del metal con la ayuda de condiciones presentes en el medio ambiente. Las reacciones de estas celdas galvánicas destruyen el material y socavan las estructuras incrementando el efecto corrosivo.

EQUILIBRIO QUÍMICO




2 H2 + O2 = 2 H2O 

t = 0 Situación inicial ( i ) 2 moles 1 mol 0 mol 

Variación en moles = Δ n ( r ) - 2x -x 2x 

tf = te Equilibrio ( e ) 2-2x 1-x 2x 

2(1-x) 

X es constante e indica la razón de transformación alcanzado el equilibrio y nos orienta de la posición del equilibrio,está relacionada con concentraciones de las sustancia en equilibrio pero que éstas a su vez , también depende de sus concentraciones iniciales. 

El equilibrio es el resultado de la igualación en valor absoluto de las velocidades de reacción directa e inversa.



Se observa que a partir del momento inicial y en cada instante, las velocidades directa e inversa varían conforme a lo expresan sus respectivas leyes de velocidad. 

a A + b B = c C + d D 

velocidad instantánea directa = kd [ A ]a [ B ]b disminuye pues [ A ] y [ B ] disminuyen.

velocidad instantánea inversa = ki [ C ]c [ D ]d aumenta pues [ C ] y [ D ] aumentan.

Estas variaciones se detienen cuando las velocidades se igualan y se alcanza la situación de equilibrio .

velocidad instantánea directa = velocidad instantánea inversa( a partir de te )

kd [ A ]ea [ B ]eb = ki [ C ]ec [ D ]ed 

La ecuación sugiere que existe una constante, la constante del equilibrio, K eq, asociada al mismo y que definimos mediante la siguiente expresión: 



Esta constante de equilibrio, K eq, es de carácter más general o intensiva que x pues es igual a una expresión matemática cuociente de concentraciones .Es mejor que x su valor nos indica la posición del equilibrio ( ambas están relacionada)

Situaciones especiales de expresiones de constantes de equilibrio

En la expresión de la constante de equilibrio aparecen las concentraciones de las sustancias que formalmente afectan las velocidades de reacción tanto directa como la inversa . En equilibrio estas concentraciones no cambian pero si alguna de ellas variara provocaría el efecto de desigualar las velocidades directa e inversa y como consecuencia de ello la posición del equilibrio cambia a otro valor de x. Es decir la presión de la constante de equilibrio aparecen sólo las concentraciones de las especies que pueden variar significativamente y al hacerlo afectarán la posición del equilibrio . 

Equilibrios que involucran reactivos o productos gaseosos


La expresión de la constante de equilibrio de sistemas que presentan sustancias en estado gaseoso , cambia la concentración por la presión parcial de la sustancia gaseosa. La constante en función de la presiones parciales se llama Kp y aquella que mantiene la expresión en función de las concentraciones se llama, comparativamente Kc

Ejemplo: N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 ( g) 



Equilibrio que comprometen fases condensadas en sistemas heterogéneos 

Se trata del caso de sustancias que presentan pobre solubilidad 
La fase condensada no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
Cabe hacer notar que la condición de saturación de una solución corresponde a la situación de equilibrio de la reacción de solubilización

EQUILIBRIOS QUE COMPROMETEN AL SOLVENTE. 

Cuando una reacción involucra al solvente o medio en que se realiza la reacción este no aparece en la constante de equilibrio pues la variación de su concentración es irrelevante frente al valor normal de su concentración 

EQUILIBRIOS QUE PRESENTAN COMBINACIÓN DE EXPRESIONES
ESPECIALES. 

Ejemplo : presenta la combinación de varios casos de situaciones especiales de expresión de constante de equilibrio.



MODIFICACIONES DE LA SITUACIÓN DE EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cuando un sistema que se encuentra en la situación de equilibrio químico es sometido a una, busca una nueva posición de equilibrio y al hacerlo contrarresta la modificación

EFECTO DE VARIACIÓN DE LA TEMPERATURA SOBRE EL EQUILIBRIO.
Diagramas de energía potencial versus coordenada de reacción. Existen dos tipos de diagramas:
a) los que corresponden a reacciones que liberan calor o reacciones exotérmicas 
b) los que corresponden a reacciones que absorben calor o reacciones endotérmicas

Una función de estado termodinámica llamada entalpía o "contenido de calor" ( H ), Entalpía que corresponde al calor transferido desde el interior de las moléculas al exterior de ellas 



Un sistema varía la energía cinética de sus moléculas cuando intercambia ésta energía al interior de las moléculas a la forma de energía potencial o bien en forma de calor 



EFECTO DE VARIACIÓN DE LA CONCENTRACION SOBRE EL EQUILIBRIO.
 

Toda variación de concentración de un sistema en equilibrio significará un déficit o un exceso y el sistema buscará un nuevo equilibrio desplazándose en el sentido de eliminarlos".

EFECTO DE VARIACIÓN DE LA PRESIÓN SOBRE EL EQUILIBRIO.
 
. 
Recordaremos que en estos casos la constante de equilibrio se expresa en función de las presiones parciales de los gases reaccionantes y productos.

Sabemos que la presión de un sistema es proporcional al número de moléculas presentes en él, es inversamente proporcional al Volumen del sistema y proporcional a la temperatura absoluta del mismo. La variación de cualquiera de aquellos parámetros provocará una variación de la presión. 

las variaciones de presión provocadas por variación del volumen ,o sea por compresiones o descompresiones en sistemas cerrados , es decir, que no aceptan intercambio de materia con el medioambiente y que además estableceremos como adiabáticos o aislados, esto es que no intercambian calor o energía con el medioambiente. 

Aunque a primera vista parezca extraño el sistema puede, en algunos casos, variar la presión interna variando la cantidad total de moléculas.

Si el sistema es cerrado. Precisamente variando la posición del equilibrio en aquellos sistemas en que la suma de los coeficientes estequiométricos de gases reactivos es diferente de la suma de los coeficientes estequiométricos de gases productos. 

Efecto de introducir o quitar un catalizador

Los catalizadores afectan, de igual forma tanto a la velocidad de reacción directa como a la velocidad de la reacción inversa. De esta forma su presencia o ausencia no afecta la posición del equilibrio.

Equilibrio químico de un sistema gaseoso 

Observación importante 
Si a A(g) + b B(g) = c C(g) + d D(g)

Kp = Kc*( RT) (c+d) - (a+b)

Equilibrio químico de soluciones acuosas

La principal reacción afectada por una situación de equilibrio químico en las soluciones acuosas : ión hidrónio e ión hidroxilo.

H2O
H2O + H2O = H3O+ + OH-

Equivalente a : 

H2O = H+ + OH-

L a constante de equilibrio tiene la siguiente expresión:

Kw = [ H+ ] [ OH-] = 10 -14 

Es muy común en este tema indicar la situación de concentración de H+ o OH- mediante el uso del algoritmo:

pH = - log [ H+ ] y pOH = - log [ OH-] 

Visión general del equilibrio de disociación del agua

LOS ACIDOS Y LAS BASES



ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno (Definición de Arrehenius) 

H2O

HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido

Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos

BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo. ( Definición de Arrehenius)

H20

BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo

Así se comportan los hidróxidos:


Definición de ácidos y bases según Bronsted y Lowry.

Ácido: es una sustancia que cede H+ 
base : es una sustancia que capta H+

luego existen PARES ácido y base CONJUGADOS.

1) ACIDO1H = H+ + BASE1 (Par 1)
2) ACIDO2H = H+ + BASE2 (Par 2)

Así las reacciones reversibles de intercambio de H+ son reacciones de intercambio de H+ entre estos pares ácido base conjugados.
Sumando ramas izquierdas y ramas derechas de la 1) y la 2) invertida y luego cancelando el H+ 

ACIDO1H = H+ + BASE1 
H+ + BASE2 = ACIDO2H 
________________________________
ACIDO1H + H+ + BASE2 = H+ + BASE1 + ACIDO2H
ACIDO1H + BASE2 = BASE1 + ACIDO2H

Soluciones reguladoras del ph 

En primer lugar de trata de un caso de disociación de un ácido débil HA cuya constante de disociación se conoce.

Este primer caso se combina con la disolución de una sal completamente soluble de Na+ o K+ pero cuyo anión es el mismo anión que el que tiene el ácido débil , o sea la sal es NaA o KA completamente soluble.
Por tratarse del mismo anión se produce el efecto del ión común cual es desfavorecer la disociación del ácido.

Por último se forma un sistema capaz de resistir, en virtud del principio de Le Chatelier y con gran capacidad, las variaciones del pH inducidas externamente.