С точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода.

НА Н⁺ + А^–

К общим свойствам кислот относят:

а) способность реагировать с основаниями с образованием солей и воды;

б) способность реагировать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикатора (например, вызывать красное окрашивание лакмуса);

г) кислый вкус.

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием гидроксид-ионов:

КОН К⁺ + ОН^–

Общие свойства оснований:

а) способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей и воды;

б) способность изменять цвет индикатора иначе, чем их изменяют кислоты (например, лакмус – синий);

в) «мыльный» вкус.

Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в растворах в зависимости от условий, как с образованием иона водорода, так и с образованием гидроксид-ионов:

Н⁺ + ЭО^– ЭОН Э⁺ + ОН^–

Соли – электролиты, которые диссоциируют с образованием катиона, отличного от иона водорода, (например, металла) и аниона, отличного от гидроксид-иона (кислотные остатки)

После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ.

Так, например, в рамки приведенных определений не укладываются соли NH₄Cl и хлорид фениламмония C₆H₅NH₃Cl, основание NH₃ и др.

Протонные кислоты. Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них. В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NН₄⁺ и Сl^–), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, – растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури. Согласно этой теории кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны (доноры протонов). Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы протонов). Как те, так и другие получили общее название протолитов.

Реакция отщепления протона изображается уравнением:

основание + Н⁺ кислота

Кислота и основание такого процесса называется сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион H₃О⁺ – кислота, сопряженная основанию H₂O, а хлорид-ион Cl^– –основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

кислота1 основание1 + Н⁺

основание2 + Н⁺ кислота2

и равновесие между ними изображают уравнением:

кислота1 + основание2 основание1 + кислота2

Например, в реакции

HCl + NH₃ NH₄⁺ + Cl^–

Ион Cl^– – основание, сопряженное кислоте HCl, а ион NH₄⁺ - кислота, сопряженная основанию NH₃.

Протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.

Кислоты Льюиса. Еще более общее определение кислот и оснований предложил Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона.В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса. Например, фторид алюминия АlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃+: NH₃ [AlF₃]: [NH₃]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.