Кислоту можно определить как водородсодержащее вещество, диссоциирующее при растворении в воде с образованием ионов водорода, а основание — как вещество, содержащее ион гидроксила или гидроксильную группу, которая при диссоциации данного вещества в водном растворе образует ион гидроксила. Кислотные растворы обладают характерным острым вкусом, обусловленным присутствием ионов гидроксония Н3О+, тогда как растворы оснований имеют характерный солоноватый вкус, связанный с присутствием в них ионов гидроксила ОH-. Обычные неорганические кислоты (соляная, азотная и серная кислоты) полностью ионизованы (диссоциированы) в растворе; при этом они дают один ион водорода на каждый кислотный атом водорода в формуле данной кислоты, тогда как другие кислоты, например уксусная, дают значительно меньше ионов водорода. Кислоты, подобные уксусной, называют слабыми кислотами. Молярный раствор уксусной кислоты не обладает столь же острым вкусом и не реагирует столь энергично с активными металлами (например, с цинком), как реагирует молярный раствор соляной кислоты; это объясняется тем, что 1 М раствор уксусной кислоты содержит много недиссоциированных молекул НС2Н3О2 и только относительно небольшое число ионов Н3О+ и С2Н3О2-. В растворе уксусной кислоты соблюдается устойчивое равновесие, описываемое уравнением
НС2Н3О2 + Н2O ⇔ Н3О+ + С2Н3О2-
Чтобы понять свойства уксусной кислоты, необходимо составить уравнение для описания этого равновесия; пользуясь полученным таким образом выражением для равновесия, можно предсказать свойства растворов уксусной кислоты разных концентраций.
Общие принципы химического равновесия можно также применять при рассмотрении слабых оснований, подобных гидроокиси аммония, и солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями. Эти принципы, кроме того, позволяют лучше понять поведение индикаторов, применяемых для определения кислотности, нейтральности или щелочности растворов. Эти принципы важны и потому, что позволяют определять соотношение между концентрациями иона гидроксония и иона гидроксила в одном и том же растворе. Определения кислоты и основания, данные в первой фразе этой главы, в большинстве случаев удовлетворительны для практического использования. Однако предложены и более общие определения, которыми иногда пользоваться удобнее. Согласно одному из таких определений, кислота — это молекула или ион, способные отдавать протон другой молекуле или иону, а основание — это молекула или ион, способные принимать протон. Такое определение используют, например, при рассмотрении реакций в жидком аммиаке. Амид калия КNН2 действует как основание: он может реагировать с соляной кислотой, образуя аммиак и соль — хлорид калия (или ион калия и хлорид-ион). В жидком аммиаке ион аммония NH4+ и амид-ион NН2- — аналоги иона гидроксония и гидроксил-иона в водных системах. Некоторые другие неводные системы рассмотрены в разд. 12.9.
Еще более общая теория кислот и оснований, чем протонная донорно-акцепторная, была предложена Дж. Н. Льюисом. Он назвал основанием любую частицу, имеющую свободную неподеленную пару электронов, например NH3 (:N—Н3), а кислотой — любые частицы, которые могут присоединяться к такой паре электронов подобно тому, как присоединяется Н+ к NH3 с образованием NH4+ или BF3 к NH3 с образованием F3В—NH3.
Эта теория объясняет многие явления. В качестве примера можно указать на способность целого ряда веществ (помимо иона водорода) изменять окраску индикаторов. Другим интересным приложением данной концепции может служить даваемое ею объяснение образования солей в результате реакции между кислотными и основными окислами.