酸 (acid) は電子対を受容するもの、塩基 (base) は電子対を与えるものである。
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
酸 HA は塩基 H2O と反応し、酸の共役塩基 A- と塩基の共役酸 H30+ を与える。この反応は一般的に、次のように書かれる。
HA ↔ H+ + A-
酸の解離反応には平衡定数 (Keq; equilibrium constant) がある。酸-塩基反応では、これが解離定数 (dissociation constant) となる。
K = [H3O+][A-]/[HA][H2O]
低濃度の溶液では [H2O] は事実上一定 (1000 g•L-1/18.015 g•mol-1 = 55.5 M) であるから、解離定数に組み込んで Ka とする（単に K とも書く）。
Ka = K [H2O] = [H+][A-]/[HA]
酸の強さとは、H2O から電子対を受容する強さである。H3O+ の解離定数 1（定義）より解離定数の小さい酸を弱酸 (weak acid; K < 1)、解離定数が大きく水溶液中でほぼ完全に解離する酸を強酸 (strong acid; K > 1) という。強酸は、水の中ではプロトンを全て H2O に与えるから、水の中で安定に存在する最も強い酸は H3O+ である。同様に、最も強い塩基は OH- である。 酸である H2O の解離定数は、
K = [H+][OH-]/[H2O]
である。[H2O] は一定であるから、
Kw = [H+][OH-]
Kw を水のイオン積といい、25°Cで 10-14 M2 である。純水では [H+] = [OH-] = (Kw)1/2 = 10-7 M となる。Kw の式より、[H+] と [OH-] は反比例する。[H+] = 10-7 M なら中性 (neutral)、[H+] > 10-7 M なら酸性 (acidic)、[H+] < 10-7 M なら塩基性 (basic) である。これらの性質を表すとき、pH を用いる。
pH = -log [H+]
pH 7.0 なら中性、pH < 7.0 なら酸性、pH > 7.0 なら塩基性である。Ka と pH の式から、
[H+] = K ([HA]/[A-])
pH = -log K + log ([A-]/[HA])
pK = -log K とすれば、
pH = pK + log ([A-]/[HA])
となる。つまり、ある酸とその共役塩基の濃度が等しいとき、その溶液の pH は、その酸の pK 値に等しい。
強酸あるいは強塩基で滴定しても、pH がほぼ一定に保たれる性質 (緩衝作用; buffering) を示す溶液を緩衝液 (buffer) という。
弱酸 HA を強塩基で滴定する場合を考える。滴定の初めに存在する A- は HA の解離で生じ、滴定の終わりに存在する HA は A- と H2O の反応で生じる。しかし、加えられた OH- は滴定の間、HA とほぼ完全に反応して A- を生じる。
HA + OH- → A- + H2O
加えた OH- の mol 数を x、溶液の体積を V とすれば、次の式が成り立つ。
[A-] = x/V
最初の HA の mol 数を c0 とすると、
[HA] = (c0 - x)/V
この式を pK の式に代入すると、
pH = pK + log [x/(c0 - x)]
滴定の始まりと終わりを除き、滴定曲線は上の式で表される。滴定曲線の特徴は以下の通り。
H3PO4 のように、酸-塩基の基が二つ以上ある酸を多塩基酸 (polyprotic acid) という。このような酸の滴定曲線には、イオン化 1段階ごとに一つの pK がある。
An+ox + Bred ↔ Ared + Bn+ox
酸化還元反応は、二つの半反応に分けられる。
還元 (reduction): An+ + ne- → A
酸化 (oxidation): B → Bn+ + ne-
R1-O-PO32- + R2-OH ↔ R1-OH + R2-O-P32-
ATP + H2O ↔ ADP + Pi
ATP + H2O ↔ AMP + PPi
Pi は無機リン酸 (HPO2-3)、PPi はピロリン酸 (P2O74-)。ATP のピロリン酸開裂で生じる AMP は adenylate kinase によって ADP に変換される。
AMP + ATP ↔ 2 ADP
ATP + NDP ↔ ADP + NTP