pH-ul unei soluții apoase reprezintă cantitatea de protoni (sau ioni hidroniu) care se găsesc în soluție, și este definit prin relația: pH = -lg [H₃O⁺]  

Operatorul matematic p poate fi folosit și pentru a exprima alte cantități, spre exemplu:

pk_a = -lg k_a

pOH = -lg [HO^-]

pk_w = -lg k_w

Cu cât pH-ul unei soluții este mai mare, cu atât concentrația molară a ionilor hidroniu este mai scăzută.

La 25° C, în apa pură se găsește următoarea concentrație de ioni hidroniu: [H₃O⁺] = 1,0·10^-7 mol/L, echivalentă cu pH = 7.

Soluții neutre: pH = 7

Soluții acide: pH < 7

Soluții bazice: pH > 7

Produsul ionic al apei, k_w, face legătura între pH, pOH, [H₃O⁺], și [HO^-].

La 25° C, următoarele relații sunt valabile pentru soluțiile apoase de acizi și baze:

k_w = [H₃O⁺]·[HO^-] = 1,0·10^-14 (mol/L)²

pH + pOH = pk_w = 14

Acizii monoprotici sunt acizii care conțin un singur atom de hidrogen în structura lor, deci acizii care ionizează într-o singură treaptă. Exemple de acizi monoprotici tari: HCl, HClO₄.

pH-ul acizilor tari

Acizii tari disociază complet în soluții apoase:  HA_(aq) + H₂O_(l) → A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Se consideră C_HA ca fiind  concentrația molară inițială a acidului tare. În cazul acizilor monoprotici tari: C_HA = [H₃O⁺]. Astfel, pH-ul unui acid tare se determină cu relația:

pH = -lg [H₃O⁺] = -lg C_HA

pH-ul acizilor slabi

Acizii slabi disociază foarte puțin în soluții apoase, echilibrul fiind deplasat foarte mult spre stânga:

HA_(aq) + H₂O_(l)  A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]·\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HA}\right]}$

Concentrația molară inițială a acidului HA este C_HA.

Se consideră că la echilibru: [H₃O⁺] = [A^-] și [HA] = C_HA - [H₃O⁺]. Astfel, constanta de aciditate devine:

${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}{]}^2}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}-\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}$

$$\begin{gathered} [{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}{]}^2 + {\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}] - {\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}=0 \\ [{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}]=-\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}{2} + \sqrt{\frac{{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}^2}{4} +{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}} \end{gathered}$$

Pentru acizii slabi care au k_a < 10^-5, termenii (-k_a/2) și (k_a²/4) se neglijează. Astfel, se obține o relație simplificată pentru calculul concentrației ionilor hidroniu din soluție:

$\mathbf{\left[}{\mathbf{H}}_{\mathbf{3}}{\mathbf{O}}^{\mathbf{+}}\mathbf{\right]}\mathbf{=}\sqrt{{\mathbf{k}}_{\mathbf{a}}\mathbf{·}{\mathbf{C}}_{\mathbf{H}\mathbf{A}}}$

pH-ul acizilor slabi se calculează conform relației:

$\mathbf{pH}\mathbf{=}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}\mathbf{·}{\mathbf{pk}}_{\mathbf{a}}\mathbf{-}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}\mathbf{lg}\mathbf{ }{\mathbf{C}}_{\mathbf{HA}}\mathbf{ }$

Să se calculeze pH-ul unei soluții de acid acetic 0,01 M. Se cunoaște valoarea constantei de aciditate: k_a = 1,8·10^-5 mol/L. 

CH₃ – COOH + H₂O  CH₃ – COO^-  + H₃O⁺

${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{[{\mathrm{CH}}_3-{\mathrm{COO}}^{-}]·\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{[{\mathrm{CH}}_3-\mathrm{COOH}]}$

Considerăm că la echilibru: 

• [CH₃ – COO^- ] = [H₃O⁺]
• [CH₃ – COOH ] = C_HA = 0,01 mol/L

​Astfel, expresia constantei de aciditate devine: ${\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}=\frac{[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}{]}^2}{0,01}$

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]=\sqrt{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}}} = \sqrt{1,8·{10}^{-5}·0,01} =4,24·{10}^{-4} \mathrm{mol}/\mathrm{L} \\ \mathrm{pH} =-\lg \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = -\lg (4,24·{10}^{-4})=4-\lg 4,24 =3,37 \end{gathered}$$

Putem verifica calculul aplicând direct relația pentru pH-ul acizilor slabi. 

pk_a = 4,74

$\mathrm{pH}=\frac{1}{2}{\mathrm{pk}}_{\mathrm{a}} - \frac{1}{2} \lg {\mathrm{C}}_{\mathrm{HA}} = 3,37$

Bazele slabe nu conțin gruparea hidroxil în structura lor. Însă la dizolvarea lor în apă, bazele slabe măresc concentrația ionilor hidroxil din soluție, acceptând un proton de la o moleculă de apă și lăsând astfel în urmă un ion hidroxil:

B_(aq) + H₂O_(l)  BH⁺_(aq) + HO^-_(aq)

_{${\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{BH}}^{+}\right]·\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}{\left[\mathrm{B}\right]}$} 

Considerăm că echilibru:

• [HO^-] = [BH⁺]
• [B] = C_B – [HO^-]

Expresia constantei de bazicitate devine:

$$\begin{gathered} {\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}=\frac{[{\mathrm{HO}}^{-}{]}^2}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}-\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]} \\ [{\mathrm{HO}}^{-}{]}^2 + {\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}·[{\mathrm{HO}}^{-}] - {\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}} = 0 \\ [{\mathrm{HO}}^{-}]=-\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}}{2}+\sqrt{\frac{{{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}}^2}{4}+{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}} \end{gathered}$$

Pentru bazele slabe care au k_b < 10^-5, termenii (-k_b/2) și (k_b²/4) se neglijează. Astfel, se obține o relație simplificată pentru calculul concentrației ionilor hidroxil din soluție:

$\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right] = \sqrt{{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}}$

În continuare trebuie să calculăm concentrația ionilor hidroniu din soluție:

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}=\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{\sqrt{{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}·{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}}} \\ {\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}·{\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}={\mathrm{k}}_{\mathrm{w}} \Rightarrow {\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}=\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] =\sqrt{\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}·{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}}} \\ \mathrm{pH}=-\lg \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] =-\lg \sqrt{\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}·{\mathrm{k}}_{\mathrm{a}}}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}}} \\ \mathbf{pH}\mathbf{=}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}{\mathbf{pk}}_{\mathbf{a}}\mathbf{+}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{2}}\mathbf{lg}\mathbf{ }{\mathbf{C}}_{\mathbf{B}}\mathbf{ }\mathbf{+}\mathbf{ }\mathbf{7} \end{gathered}$$

Ionizarea bazelor în apă are ca rezultat formarea ionilor hidroxil.

Bazele tari disociază complet în apă: $MO{H}_{\mathit{\left(}\mathit{s}\mathit{\right)}}\mathit{ }\stackrel{{\mathit{H}}_{\mathit{2}}{\mathit{O}}_{\mathit{\left(}\mathit{l}\mathit{\right)}}}{\mathit{\to }}\mathit{ }{M^{\mathit{+}}}_{\mathit{\left(}\mathit{a}\mathit{q}\mathit{\right)}}\mathit{ }\mathit{+}\mathit{ }H{O^{\mathit{-}}}_{\mathit{\left(}\mathit{a}\mathit{q}\mathit{\right)}}$

Se consideră concentrația molară a bazei ca fiind C_B.

La disocierea unei baze tari în apă: [HO^-] = C_B

 Concentrația ionilor hidroniu din soluția unei baze se calculează folosind produsul ionic al apei:

$\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}=\frac{1,0·{10}^{-14}}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}}$

pH-ul unei soluții de bază tare se calculează astfel:

$\mathrm{pH}=-\lg \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] =-\lg \frac{{10}^{-14}}{{\mathrm{C}}_{\mathrm{B}}} \Rightarrow \mathbf{pH}\mathbf{=}\mathbf{14}\mathbf{+}\mathbf{lg}\mathbf{ }{\mathbf{C}}_{\mathbf{B}}$

Pentru calculul pH-ului unei soluții de Ca(OH)₂ (hidroxid de calciu), nu se poate aplica această relație de calcul a pH-ului, deoarece în acest caz, la ionizarea completă în apă se obțin doi ioni hidroxil. 

De exemplu, trebuie să aflăm pH-ul unei soluții Ca(OH)₂ 0,01 M:

$\mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2 \left(\mathrm{s}\right)} \stackrel{{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{l}\right)}}{\to } {{\mathrm{Ca}}^{2+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)} + 2{{\mathrm{HO}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

$$\begin{gathered} \left[{\mathrm{HO}}^{-}\right] = 2·0,01 \mathrm{mol}/\mathrm{L} \\ \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = \frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}=\frac{{10}^{-14}}{2·{10}^{-2}}=\frac{{10}^{-12}}{2} \mathrm{mol}/\mathrm{L} \\ \mathrm{pH}=-\lg \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right] = -\lg \frac{{10}^{-12}}{2} = -(\lg {10}^{-12} - \lg 2)=-\lg {10}^{-12} + \lg 2 \\ \mathrm{pH}=12 + 0,3 = 12,3 \end{gathered}$$

Reacția de neutralizare este o reacție cu schimb de protoni între un acid și o bază, cu formarea unui compus ionic numit sare. Dacă baza care participă la neutralizare este un hidroxid, din reacție se obține și apă.

Reacția de neutralizare în soluție apoasă dintre un acid tare și o bază tare se reduce la schimbul de protoni dintre ionii hidroniu și hidroxil din soluție, cu formare de molecule de apă.

Reprezentarea unei reacții de neutralizare tipice între un acid și o bază:

HX_(aq) + MOH_(aq) → MX_(aq) + H₂O_(l)

Ionul pozitiv (cationul) al compusului ionic obținut provine de la bază, iar ionul negativ (anionul) provine de la acid.

Pentru a înțelege mai bine ce se întâmplă la neutralizarea unui acid tare cu o bază tare, trebuie să ne folosim de reacțiile ionice.

Ionii spectatori sunt ioni care există, hidratați de molecule de apă, în mediul de reacție, însă nu reacționează în niciun fel. Deci ionii spectatori nu participă la schimbul de protoni.

Exemplu -  Reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de sodiu:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

• la dizolvarea în apă, HCl disociază complet:   HCl_(aq) + H_2­O_(l) → H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)
• la dizolvarea în apă, NaOH disociază complet:   NaOH_(aq) + H₂O_(l) → Na⁺_(aq) + HO^-_(aq)

Ecuația ionică totală a reacției de neutralizare este următoarea:

H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq) + Na⁺_(aq) + HO^-_(aq) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq) + 2 H_2­O_(l)

Ionii Na⁺ și Cl^- nu participă la reacție. Aceștia sunt ioni spectatori.  Eliminând ionii spectatori din ecuația ionică, se obține ecuația reacției care chiar are loc:

H₃O⁺_(aq) + HO^-_(aq) →2 H_2­O_(l)

În cazul reacțiilor de neutralizare dintre acizii și bazele tari, diferă numai ionii spectatori. Oricare ar fi acești ioni, variația de entalpie a reacțiilor de neutralizare va fi întotdeauna egală cu aproximativ -57 kJ/mol de apă format. Aceasta este căldura molară de neutralizare, ΔH_neutralizare = -57 kJ/mol H₂O, și este aceeași indiferent de sarea care se obține din reacție.

Pentru a se obține sarea: se evaporă apa, iar în vasul de reacție rămân cristalele de sare.

Reacția dintre un acid slab și o bază tare:

De exemplu, în reacția dintre acidul acetic și hidroxidul de sodiu, numai ionul Na⁺ este ion spectator. Transferul de protoni are loc între acidul acetic (anionul acidului slab) și ionul hidroxil.

Reacția dintre un acid tare și o bază slabă:

De exemplu, în reacția dintre acidul clorhidric și metilamina, numai ionul Cl^- este ion spectator. Transferul de protoni are loc între ionul de hidrogen (provenit din disocierea acidului clorhidric) și metilamină.

Titrarea acido-bazică este un procedeu practic prin care se poate afla concentrația unei probe de acid sau de bază. La efectuarea unei titrări se folosește o soluție de concentrație cunoscută pentru a afla concentrația unei alte soluții printr-o reacție de neutralizare care este monitorizată.

De exemplu, pentru a se afla concentrația unei soluții de acid clorhidric dintr-o probă necunoscută, se efectuează o titrare cu o soluție de hidroxid de sodiu de concentrație cunoscută.

Punctul de echivalență este momentul în care toată cantitatea de acid sau de bază din proba necunoscută a fost neutralizată.

În cazul titrării unui acid tare cu o bază tare, sau a unei baze tari cu un acid tare, la punctul de echivalență pH-ul soluției va fi egal cu 7.

În timpul unei titrări, pH-ul poate fi monitorizat cu un pH-metru. Se pot folosi și indicatori acido-bazici.

Indicatorii acido-bazici sunt substanțe organice, baze slabe sau acizi slabi, care își schimbă culoarea în funcție de pH-ul soluției. Pentru o titrare acido-bazică e nevoie de numai câteva picături de indicator în proba de concentrație necunoscută.

Exemplu – Domeniile de viraj și culorile în mediu bazic și acid a 3 indicatori acido-bazici:

Biureta este un tub de sticlă gradat și dotat cu un robinet sau cu o clemă, astfel înct conținutul ei se poate picura într-un alt vas.

Exemplu – Să se afle concentrația unei probe de acid clorhidric cu volumul de 50 mL.

Ecuația reacției: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Efectuăm o titrare acido-bazică cu o soluție de NaOH 0,15 M. Așadar, avem soluția de  HCl într-un pahar Erlenmeyer în care adăugăm 2-3 picături de fenolftaleină. Deasupra paharului, plasăm biureta care conține soluția de NaOH 0,15 M. Citim volumul din biuretă la începutul și la finalul titrării.

V_i = 0,1 mL (prima citire)

Efectuăm titrarea: picurăm NaOH în paharul cu HCl. Amestecăm soluția din pahar cu mișcări circulare.

Când ne apropiem de punctul de echivalență, soluția din pahar devine roz pal acolo unde am picurat NaOH. Când amestecăm, culoarea va dispărea. Acum trebuie să picurăm cu multă atenție. Când soluția din pahar rămâne roz pal și după agitarea paharului, înseamnă ca am atins punctul de echivalență. Citim volumul soluției din biuretă.

V_f = 33,5 mL (a doua citire)

V_f  - V_i = 33,5 – 0,1 = 33,4 mL = 0,0334 L NaOH – acesta este volumul de NaOH necesar pentru neutralizarea celor 50 mL (0,05 L) HCl.

În continuare, aflăm numărul de moli de NaOH care au fost necesari neutralizaăii acidului:

ν_NaOH = C_M · V_NaOH = 0,15 · 0,0334 = 0,00501 moli = 5,01 · 10^-3 moli NaOH

Conform ecuației reacției: ν_NaOH = ν_HCl

ν_HCl = 5,01 · 10^-3 moli HCl

C_{M HCl} = 5,01 · 10^-3/0,05 = 0,1002 mol/L

Așadar, 50 mL HCl 0,1 M neutralizează 33,4 mL NaOH 0,15 M.

Sărurile sunt compuși ionici care se formează, în general, prin neutralizarea dintre un acid și o bază. Sărurile solubile disociază în apă în ionii lor componenți.

Sărurile sunt toate formate din câte un cation (ion pozitiv) provenit de la o bază, si un anion (ion negativ radical acid) provenit de la un acid.

Deoarece apa are caracter amfoter, sunt posibile reacții cu schimb de protoni între unii dintre ionii din structura sărurilor și moleculele de apă.

Atunci când o sare se dizolvă în apă, soluția apoasă de sare care se obține poate fi neutră, acidă sau bazică, în funcție de natura ionilor componenți ai sării respective.

Reacția de hidroliză este reacția cu schimb de protoni dintre moleculele de apă și ionii proveniți dintr-o sare, care are loc la dizolvarea unor săruri în apă.

După comportamentul la hidroliză, putem clasifica sărurile astfel:

1. Săruri care formează soluții neutre (săruri provenite de la acizi tari și baze tari);
2. Săruri care formează soluții acide (săruri provenite de la un acid tare și o bază slabă);
3. Săruri care formează soluții bazice (săruri provenite de la un acid slab și o bază tare);
4. Săruri provenite de la acizi slabi și baze slabe – aceste săruri pot forma soluții neutre, acide sau bazice.

1. Săruri care formează soluții neutre:

Acestea sunt sărurile care au anionul unui acid tare și cationul unei baze tari. Soluțiile formate la dizolvarea în apă a acestor săruri sunt neutre deoarece anionul și cationul din componența sărurilor nu reacționează cu apa.

Exemplu – Dizolvarea azotatului de sodiu (NaNO₃) în apă:

Cationul provine de la NaOH, care este o bază tare, iar anionul provine de la HNO₃, care este un acid tare: 

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

HNO_{3 (l)} + H₂O_(l) → NO₃^- _(aq) + H₃O⁺_(aq) 

Ionul azotat este baza conjugată a acidului azotic, și este o bază mai slabă decât apa. Nu va reacționa cu ionul hidroniu pentru a reforma acidul azotic. Anionul unui acid tare este hidratat la dizolvare însă nu reacționează în niciun fel cu apa sau cu ionii hidroniu din soluție.

NaOH_(s) (dizolvare în apă) → Na⁺_(aq)  + HO^-_(aq)

Ionul Na⁺ intră în soluție sub formă hidratată, însă nu reacționează în niciun fel cu apa sau cu ionii hidroxil din soluție pentru a reforma baza. Cationii tuturor bazelor tari se comportă în acest fel în soluții apoase.

Astfel, soluția apoasă de azotat de sodiu este neutră, deoarece nu are loc niciun transfer de protoni între apă și ionii componenți ai sării.

Anionii acizilor tari: Cl^-, I^-, Br^-, ClO₄^-, SO₄^-, NO₃^-.

Cationii bazelor tari: Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, Fr⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺.

2. Sărurile care formează soluții acide:

Acestea sunt sărurile care conțin anionul unui acid tare și cationul unei baze slabe. Soluțiile formate la dizolvarea unor astfel de săruri în apă au caracter acid deoarece cationul se comportă ca un acid slab în prezența apei, în timp ce anionul nu reacționează.

Exemplu – Hidroliza clorurii de amoniu (NH₄Cl):

Clorura de amoniu este formată din ionul clorură, provenit de la un acid tare (HCl), și ionul amoniu, provenit de la o bază slabă (NH₃).

NH₄⁺ _(aq) + H₂O_(l)   NH_{3 (aq)} + H₃O⁺_(aq) 

Ionul amoniu este un acid slab care reacționează cu apa formând un ion hidroniu.

Așadar, la dizolvarea în apă a clorurii de amoniu, ionul clorură nu reacționează, în timp ce ionul amoniu contribuie la mărirea concentrației de ioni hidroniu, dând astfel soluției un caracter acid.

3. Sărurile care formează soluții bazice:

Acestea sunt sărurile care conțin anionul unui acid slab și cationul unei baze tari. Soluțiile formate la dizolvarea unor astfel de săruri în apă au caracter bazic deoarece anionul se comportă ca o bază slabă în prezența apei, în timp ce cationul nu reacționează.

Exemplu – Hidroliza sulfurii acide de sodiu (NaHS):

Sulfura acidă de sodiu este formată din ionul Na⁺ , provenit de la NaOH, care nu reacționează cu apa, și din ionul sulfură acidă, HS^-, provenit de la acidul sulfhidric (H₂S).

HS^- _(aq) + H₂O_(l)   H₂S _(aq) + HO^-_(aq) 

Ionul sulfură acidă se comportă ca o bază slabă: acceptă un proton de la o moleculă de apă, lăsând astfel în urmă un ion hidroxil.

Așadar, la dizolvarea în apă a sulfurii acide de sodiu, ionul Na⁺ nu reacționează, în timp ce ionul sulfură acidă contribuie la mărirea concentrației de ioni hidroxil, dând astfel soluției un caracter bazic.

4. Sărurile provenite de la acizi slabi și baze slabe:

Acestea sunt sărurile formate dintr-un cation care se comportă ca un acid slab în apă, și dintr-un anion care se comportă ca o bază slabă în apă.

În funcție de tăria acidă relativă și tăria bazică relativă a celor doi ioni luați separat, soluția apoasă a acestor săruri poate fi neutră, slab acidă, sau slab bazică.

• soluție neutră: k_a­ = k_b
• soluție cu caracter slab acid: k_a > k_b
• soluție cu caracter slab bazic: k_a < k_b

Exemplu – Să se determine caracterul soluției care se formează la hidroliza cianurii de amoniu (NH₄CN).

Ionul amoniu provine de la amoniac, iar ionul cianură provine de la acidul cianhidric.

Ionul amoniu se comportă ca un acid slab, cedând un proton unei molecule de apă:

NH₄⁺ _(aq) + H₂O_(l)   NH_{3 (aq)} + H₃O⁺_(aq) 

Ionul cianură se comportă ca o bază slabă, acceptând un proton de la o moleculă de apă:

CN^- _(aq) + H₂O_(l)   HCN _(aq) + HO^-_(aq) 

Pentru a afla caracterul acestei soluții, trebuie să comparăm constanta de aciditate a ionului amoniu cu constanta de bazicitate a ionului cianură.

Calculăm constanta de aciditate a ionului amoniu folosindu-ne de constanta de bazicitate a amoniacului (valoare ce se găsește mai ușor în tabele specializate), care este baza conjugată a ionului amoniu:

NH₃/NH₄⁺:  ${\mathrm{k}}_{\mathrm{a} {{\mathrm{NH}}_4}^{+}}=\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{{\mathrm{k}}_{\mathrm{b} {\mathrm{NH}}_3}}=\frac{{10}^{-14}}{1,76·{10}^{-5}}=5,7·{10}^{-10} \mathrm{mol}/\mathrm{L}$

La fel, calculăm constanta de bazicitate a ionului cianură, folosindu-ne de constanta de aciditate a acidului cianhidric (valoare ce se găsește mai ușor în tabele specializate), care este acidul conjugat al ionului cianură:

HCN/CN^-:  ${\mathrm{k}}_{\mathrm{b} {\mathrm{CN}}^{-}}=\frac{{\mathrm{k}}_{\mathrm{w}}}{{\mathrm{k}}_{\mathrm{a} \mathrm{HCN}}}=\frac{{10}^{-14}}{6,2·{10}^{-10}}=1,6·{10}^{-5} \mathrm{mol}/\mathrm{L}$

$\Rightarrow {\mathrm{k}}_{\mathrm{b} {\mathrm{CN}}^{-}} > {\mathrm{k}}_{\mathrm{a} {{\mathrm{NH}}_4}^{+}}$

Așadar, soluția de cianură de amoniu are caracter slab bazic.

Bazele tari acceptă protoni foarte ușor, și disociază complet în soluții apoase, în ionii componenți.

Baze tari sunt hidroxizii metalelor alcaline (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) și hidroxizii unor metale alcalino-pământoase (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Ecuația reacției de disociere completă a unei soluții de hidroxid de potasiu (KOH) 0,1 M în apă:

${\mathrm{KOH}}_{\left(\mathrm{s}\right)} \stackrel{ {\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{l}\right)}}{\to } {{\mathrm{K}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)} + {{\mathrm{HO}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$       

[K⁺] = 0,1 mol/L         

[HO^-] = 0,1 mol/L

Bazele slabe nu conțin gruparea hidroxil în structura lor, ele acceptă un proton de la o moleculă de apă, lăsând astfel în urmă un ion hidroxil.

Ecuația reacției unei baze slabe B cu apa:

${\mathrm{B}}_{\left(\mathrm{aq}\right)} + {\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{l}\right) }\rightleftarrows {{\mathrm{BH}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right) }+ {{\mathrm{HO}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

Constanta de bazicitate, k_b, care caracterizează echilibrul de mai sus are următoarea expresie:

${\mathrm{k}}_{\mathrm{b}}=\frac{\left[{\mathrm{BH}}^{+}\right]·\left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}{\left[\mathrm{B}\right]}$

Bazele slabe nu formează foarte mulți ioni la dizolvarea în apă, iar valoarea constantei de bazicitate, k_b, este, în general, foarte mică. Astfel, valoarea k_b se poate exprima și folosind exponentul de bazicitate, pk_b. Exponentul de bazicitate este definit prin următoarea relație: pk_b = -lg k_b

Cu cât valoarea lui k_b es te mai mare, iar valoarea pk_b este mai mică, cu atât baza este mai tare.

Baze slabe sunt, de obicei, compușii care au în structura lor un atom de azot cu o pereche de electroni neparticipanți. Amoniacul (NH₃), aminele (RNH₂), diaminele (R₂NH), și triaminele (R3N) sunt baze slabe. Exemple: metilamina, dietilamina, trimetilamina.

Amfionii sau substanțele amfotere sunt substanțele care se comportă ca o bază în reacțiile cu acizi, iar în reacțiile cu baze se comportă ca un acid.

Exemple de substanțe amfotere: apa, ionul sulfură acidă (HS^-).

Reacția de autoionizare a apei:   2H₂O  HO^- + H₃O⁺

Acest echilibru este caracterizat prin produsul ionic al apei, k_w care are următoarea expresie:

k_w = [HO^-]·[ H₃O⁺]

La 25° C produsul ionic al apei are următoarea valoare:

k_w =1,0 · 10^-14 (mol/L)² la 25° C

Produsul ionic al apei face legătura între constanta de aciditate a unui acid și constanta de bazicitate a bazei sale conjugate. Deci pentru un cuplu acid-bază conjugată, sunt valabile următoarele relații:

k_w = k_a · k_b

pk_a + pk_b = pk_w = 14

Protonii sunt particule subatomice care se găsesc în nucleele tuturor atomilor. Numărul de protoni din nucleul unu atom (redat prin numărul atomic, Z) oferă identitatea atomilor.

Nucleul unui atom de hidrogen sau ionul de hidrogen este considerat un proton. Astfel, protonul se notează și cu simbolul H⁺.

În soluțiile apoase, protonii există sub formă de ioni hidroniu, H₃O⁺. Un ion hidroniu este format dintr-o moleculă de apă și un ion de hidrogen.

Teoria protolitică Brønsted-Lowry:

            Acid – orice specie chimică care poate dona un proton altei molecule.

            Bază – orice specie chimică care poate accepta un proton de la altă moleculă.

Reacția generală care are loc la dizolvarea unui acid HA în apă:

HA_(aq) + H₂O_(l)   A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Un cuplu acid-bază conjugată conține două specii chimice care sunt înrudite prin donarea și acceptarea unui singur proton. De exemplu, în ecuația de mai sus, există două cupluri acid-bază conjugată: HA/A^- și H₂O/H₃O⁺.

Tăria unui acid de forma HA este influențată de de polaritatea și tăria legăturii covalente polare hidrogen – nemetal, și de stabilitatea anionului A^- care rezultă.

În cazul unui acid tare, echilibrul chimic la disocierea în apă este complet deplasat spre dreapta. În soluție nu se găsesc molecule de acid HA, ci numai produșii transferului de protoni: anionul A^- și ionul hidroniu H₃O⁺.

În cazul unui acid slab, echilibrul chimic la disocierea în apă este mai mult deplasat spre stânga. În soluție se găsește majoritar acidul HA în forma inițială, nedisociată. Ionii A^- și H₃O⁺ se găsesc în cantități mici. 

Acid tare:

• atomul de hidrogen se desprinde foarte ușor de nemetal;
• legătura covalentă este polară și slabă;
• baza conjugată A^- este slabă (mai slabă decât apa);
• echilibrul reacției de disociere a acidului în apă este deplasat complet spre dreapta.

Un acid tare duce la formarea unei baze conjugate slabe: acid tare/bază conjugată slabă.

Reacția de disociere a unui acid tare – disociere completă, echilibrul deplasat total spre dreapta:

HA_(aq) + H₂O_(l) → A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Acid slab:

• atomul de hidrogen se desprinde greu de nemetal;
• baza conjugată A^- este mai tare decât apa;
• echilibrul reacției de disociere a acidului în apă este deplasat foare mult spre stânga: la echilibru, majoritatea moleculelor de acid se găsesc sub formă nedisociată.

Un acid slab duce la formarea unei baze conjugate tari: acid slab/bază conjugată tare.

Reacția de disociere a unui acid slab în apă – grad de disociere foarte mic, echilibrul este deplasat foarte mult spre stânga:

HA_(aq) + H₂O_(l)  A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

Constanta de aciditate, k_a care caracterizează echilibrul de mai sus are următoarea expresie:

${\mathbf{k}}_{\mathbf{a}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{\left[}{\mathbf{A}}^{\mathbf{-}}\mathbf{\right]}\mathbf{·}\mathbf{\left[}{\mathbf{H}}_{\mathbf{3}}{\mathbf{O}}^{\mathbf{+}}\mathbf{\right]}}{\mathbf{\left[}\mathbf{HA}\mathbf{\right]}}$

În cazul acizilor slabi, k_a are valori foarte mici. De aceea, de foarte multe ori, valoarea constantei de aciditate se exprimă prin exponentul de aciditate, pk_a, care este definit prin relația: pk_a = -lg k_a

Tabelul de mai jos prezintă mai multe căi de a descrie tăria acizilor:

Acizi tari: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄.

Acizi slabi (există mult mai mulți acizi slabi decât acizi tari): H₂CO₄, CH₃ – COOH, HF, H₃PO₄, etc.