Vas a ver una explicación teórica, basada en la teoría de Bronsted-Lowry, del proceso que tiene lugar cuando un ácido reacciona con una base, en la reacción llamada de neutralización.

Reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte

Toma como ejemplo de ácido fuerte el ácido clorhídrico, HCl (aq). Ya sabes que en esta disolución acuosa la ionización es completa (los iones presentes son el ión H₃O⁺(aq), y el ion cloruro, CI^-(aq)). A esta disolución se le añaden pequeñas cantidades de una disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH(aq) (los iones presentes en la misma son el ion sodio, Na⁺(aq), y el ion hidróxido, OH^-(aq)).

La reacción que ocurre la puedes escribir de la siguiente forma:

Cl^-(aq) + H₃O⁺(aq) + OH^-(aq) + Na⁺(aq) → 2 H₂O + Na⁺(aq) + CI^-(aq)

que se puede simplificar como: H₃O⁺(aq) + OH^-(aq) → 2 H₂O

Esta reacción es completa ya que su constante de equilibrio es muy grande (es 10¹⁴ a 25 ºC).

Como vas añadiendo pequeñas cantidades de base fuerte a la disolución de ácido fuerte, la reacción de neutralización es un proceso que tiene lugar mientras existen iones H₃O⁺(aq). Este proceso deja de producirse cuando los iones H₃O⁺(aq) han reaccionado completamente. Ello ocurre cuando las cantidades del ácido y de la base están en la relación estequiométrica, que es un mol de cada sustancia en el ejemplo. En ese instante, la situación química que resulta corresponde a la de una disolución acuosa de la sal formada; en este caso, de cloruro de sodio (Na⁺(aq) y Cl^-(aq) ), como puedes ver en la simulación de la izquierda.

Reacción entre un ácido fuerte y una base débil

Como ejemplo de base débil puedes elegir el amoniaco. En disolución acuosa, se establece el equilibrio:

NH₃(aq) + H₂O (l) ↔ NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

¿Qué ocurre cuando se le añaden pequeñas cantidades de una disolución acuosa de un ácido fuerte, por ejemplo HCl, aunque podría ser cualquier otro?

Como se produce la neutralización con los iones H₃O⁺ que origina el ácido, se van consumiendo los iones hidróxido presentes en la disolución, lo que hace que el equilibrio del amoniaco evolucione hacia la derecha, disociándose un porcentaje mayor de NH₃. Conforme se va añadiendo más ácido, se neutraliza más amoniaco, hasta que se consume totalmente.

Es decir, a pesar de ser una base débil, la neutralización se produce de forma total, de manera que el proceso de neutralización se completa cuando las cantidades del ácido y de la base puestos a reaccionar guardan la relación estequiométrica, 1mol de ácido por cada mol de base en este caso.

Lo mismo sucede si reaccionan un ácido débil con una base fuerte; por ejemplo, ácido acético con hidróxido de sodio.