Для описания кислотно-основных равновесий в водных растворах применяют классическую теорию Аррениуса.

Теория электролитической диссоциации С. Аррениус содержит следующие положения:

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

a = n / N , 0<a<1 . (10.10)

Кислотой называют электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н⁺; основанием называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием гидроксид-ионов ОН . Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием как ионов Н⁺, так и ионов ОН :

.

Общепринятыми считаются протонная теория электролитической диссоциации Бренстеда-Лоури и электронная теория Льюиса. Протонная теория Бренстеда-Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотойназывается вещество, способное быть донором протонов,а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:

HAn =H⁺+ An^-.

По определению, HАn – кислота, An^- - основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание.

NH₃ + H⁺=NH₄⁺

Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар кислот и оснований.

сопряженная пара

Кислота₁ + Основание₂ = Основание₁ + Кислота₂

сопряженная пара

В определённых условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества.

Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому её называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару.

При взаимодействии донора электронной пары NF₃(основание) и акцептора электронной пары BF₃ (кислота) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счёт донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи.

Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

В периоде сила кислородсодержащей кислоты растёт с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:

H₄SiO₄<H₃PO₄<H₂SO₄<HClO₄.

В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:

HClO₃ > HBrO₃ > HIO₃.