D'après Broenstedt, la réaction de neutralisation (réaction acide-base; protolyse) entre un acide $HB_1$ et une base $B_2$ consiste en l'échange d'un proton:
Neutralisation (Protolyse): $HB_1$ $+$ $B_2$ $\rightleftarrows$ $HB_2$ $+$ $B_1$
Exemples: $HCl$ $+$ $CH_3COO^-$ $\rightleftarrows$ $CH_3COOH$ $+$ $Cl^-$ $HCO_3^-$ $+$ $OH^-$ $\rightleftarrows$ $CO_3^{2-}$ $+$ $H_2O$
La constante d'équilibre de la réaction de protolyse dépend des constantes d'acidité en question (dans le cas des acides forts ou bases fortes, on considère les constantes des couples $H_3O^+/H_2O$ de $pK_a=-1,74$ respectivement $H_2O/OH^-$ de $pK_a=15,74$ ), en effet: $K$ $=$ $\frac{[HB_2][B_1]}{[HB_1][B_2]}$ = $\frac{[HB_2]}{[H_3O^+][B_2]}\cdot \frac{[H_3O^+][B_1]}{[HB_1]} $ = $\frac{K_{a1}}{K_{a2}}$
Constante d'équilibre de la réaction de protolyse: $K$ $=$ $\frac{K_{a1}}{K_{a2}}$
On peut chercher (voir exercices) dans quels cas, la réaction de protolyse est (pratiquement) complète ( $\rightarrow $ au lieu de $\rightleftarrows$):
La réaction entre un acide fort et une base forte est complète
Exemple: On mélange $2\;L\;HCl\; 0,1 M$ avec $1\;L\;NaOH \;0,1 M$: Bilan des moles mis en oeuvre :
| $H_3O^+$ | + | $OH^- $ | $\rightarrow$ | $2H_2O$ | |
| Avant: | 0,2 | 0,1 | |||
| Après: | 0,1 | 0 |
Finalement: ($Na^+$ et $Cl^-$ n'influencent pas le pH): $pH$ $=$ $-log\frac{n_{H_3O^+}}{V}$ = $-log\frac{0,1}{3}$ $=$ $ 0,48$
La réaction entre un acide faible 1 et une base forte 2 est complète ($\rightarrow$), si $pK_{a1}\lt 11$
Exemple: On mélange $1\;L\;CH_3COOH\; 0,1 M$ avec $2\;L\;NaOH \;0,1 M$: Bilan des moles mis en oeuvre :
| $CH_3COOH$ | + | $OH^- $ | $\rightarrow$ | $CH_3COO^-$ | + | $H_2O$ | |
| Avant: | 0,1 | 0,2 | 0 | ||||
| Après: | 0 | 0,1 | 0,1 |
Finalement ($Na^+$ n'influence pas le pH), on est en présence d'un mélange base faible/base forte: $pH$ $=$ $14$ $+$ $log\frac{n_{OH^-}}{V}$ = $14$ $+$ $log\frac{0,1}{3}$ $=$ $ 13,52$
La réaction entre un acide fort 1 et une base faible 2 est complète ($\rightarrow$), si $pK_{a2}\gt 3$
Exemple: On mélange $2\;L\;HCl\; 0,1 M$ avec $1\;L\;NH_3 \;0,1 M$: Bilan des moles mis en oeuvre :
| $H_3O^+$ | + | $NH_3 $ | $\rightarrow$ | $NH_4^+$ | + | $H_2O$ | |
| Avant: | 0,2 | 0,1 | 0 | ||||
| Après: | 0,1 | 0 | 0,1 |
Finalement ($Na^+$ n'influence pas le pH), on est en présence d'un mélange acide faible/acide fort: $pH$ $=$ $-log\frac{n_{H_3O^+}}{V}$ = $-log\frac{0,1}{3}$ $= $ $0,48$
(1) La réaction entre un acide faible 1 et une base faible 2 est complète ($\rightarrow$), si $pK_{a2}$ $-$ $pK_{a1}\gt 3$ (2) La réaction entre un acide faible 1 et une base faible 2 est incomplète($\rightleftarrows$), si $-3\lt$ $ pK_{a2}-pK_{a1}$ $\lt 3$ (3) La réaction entre un acide faible 1 et une base faible 2 est nulle ($\leftarrow$), si $ pK_{a2}-pK_{a1}$ $\lt -3$
Justifications: (1) $K$ $=$ $\frac{K_{a1}}{K_{a2}}\gt 10^3$ (2) $10^{-3}\lt K$ $=$ $\frac{K_{a1}}{K_{a2}}\lt 10^3$ (3) $ K$ $=$ $\frac{K_{a1}}{K_{a2}}\lt 10^{-3}$
Exemples: La réaction entre acide chlorique $(pK_{a1}=-1)$ et ammoniaque $(pK_{a2}=9,2)$ est complète, car $9,2-(-1)\gt3$ $HClO_3$ $+$ $NH_3$ $\rightarrow$ $ NH_4^+$ $+$ $ClO_3^-$ La réaction entre acide acétique $(pK_{a1}=4,75)$ et méthanoate $(pK_{a2}=3,75)$ est incomplète, car $3,75-4,75\lt3$ $CH_3COOH$ $+$ $HCOO^-$ $\rightleftarrows$ $ CH_3COO^-$ $+$ $HCOOH$