La théorie des acides et des bases est essentielle pour comprendre les réactions chimiques qui se déroulent dans les solutions. Dans la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est défini comme un donneur de protons, et une base comme un accepteur de protons. Cette définition est plus générale que celle d'Arrhenius qui ne considère que la dissociation des acides et des bases dans l'eau, respectivement libérant des ions H⁺ et OH⁻.

Le pH est une échelle logarithmique utilisée pour spécifier l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse. On le définit par l'expression pH = -log[H₃O⁺], où [H₃O⁺] est la concentration en ions hydronium dans la solution. Un pH de 7 indique une solution neutre, un pH inférieur à 7 une solution acide, et un pH supérieur à 7 une solution basique. Le calcul précis du pH peut nécessiter la prise en compte de l'équilibre acide-base dans la solution et l'utilisation de constantes d'équilibre appropriées.

Les équilibres acide-base jouent un rôle crucial dans de nombreux processus chimiques et biologiques. Lorsqu'un acide et une base réagissent, ils atteignent un point d'équilibre où leurs concentrations en solution ne changent pas avec le temps. Cet équilibre est décrit par une constante d'équilibre, appelée constante d'acidité (Ka) pour un acide et constante de basicité (Kb) pour une base. Ces constantes permettent de quantifier la force des acides et des bases et de prédire la direction des réactions selon le principe de Le Chatelier. Un acide fort a un Ka élevé et se dissocie presque complètement dans l'eau, tandis qu'un acide faible a un Ka plus bas et se dissocie partiellement.

Les réactions acide-base en solution sont omniprésentes et peuvent être analysées à l'aide de courbes de titrage. Un titrage acide-base consiste à ajouter progressivement une solution de base à une solution d'acide ou vice versa jusqu'à ce que l'équivalent, le point de neutralisation, soit atteint. La courbe résultante montre la variation du pH de la solution en fonction de l'ajout de la base ou de l'acide. Le point d'équivalence, caractérisé par un changement abrupt de pH, indique que la quantité d'acide est stœchiométriquement équivalente à la quantité de base ajoutée, permettant ainsi le calcul précis de concentrations inconnues.

Les réactions acide-base ont de nombreuses applications pratiques dans divers domaines. En chimie analytique, elles sont utilisées pour déterminer les concentrations de solutions inconnues par titrage. En biologie, les tampons acide-base dans le sang et les cellules aident à maintenir un pH constant crucial pour la survie cellulaire. Les réactions acide-base sont également essentielles dans l'industrie pour des processus comme la fabrication d'engrais, de détergents, et dans le traitement des eaux usées.