Лайнус Полінг, Пітер Полінг — Хімія
Кислоту можна визначити як речовину, що містить Гідроген і дисоціює під час розчинення у воді з утворенням іонів Гідрогену, а основу — як речовину, що містить іон гідроксилу або гідроксильну групу, яка під час дисоціації цієї речовини у водному розчині утворює іон гідроксилу. Кислотні розчини мають характерний гострий смак, зумовлений присутністю іонів гідроксонію H3O+, тоді як розчини основ мають характерний солонуватий смак, пов'язаний з присутністю в них іонів гідроксилу OH-. Звичайні неорганічні кислоти (хлоридна, нітратна й сульфатна кислоти) повністю іонізовані (дисоційовані) в розчині; при цьому вони дають один іон Гідрогену на кожен кислотний атом Гідрогену у формулі даної кислоти, тоді як інші кислоти, наприклад оцтова, дають значно менше іонів Гідрогену. Кислоти, подібні до оцтової, називають слабкими кислотами. Молярний розчин оцтової кислоти не має такого самого гострого смаку й не реагує так енергійно з активними металами (наприклад, з цинком), як реагує молярний розчин хлоридної кислоти; це пояснюється тим, що 1 М розчин оцтової кислоти містить багато недисоційованих молекул HC2H3O2 і тільки порівняно невелике число іонів H3O+ і C2H3O2-. У розчині оцтової кислоти дотримується стійка рівновага, що описується рівнянням
HC2H3O2 + H2O ⇔ H3O+ + C2H3O2-
Щоб зрозуміти властивості оцтової кислоти, необхідно скласти рівняння для опису цієї рівноваги; користуючись одержаним таким чином виразом для рівноваги, можна передбачити властивості розчинів оцтової кислоти різних концентрацій.
Загальні принципи хімічної рівноваги можна також застосовувати під час розгляду слабких основ, подібних до амоній гідроксиду, і солей, утворених слабкими кислотами та слабкими основами. Ці принципи, крім того, дають змогу краще зрозуміти поведінку індикаторів, що застосовуються для визначення кислотності, нейтральності або лужності розчинів. Ці принципи важливі й тому, що дають змогу визначати співвідношення між концентраціями іона гідроксонію та іона гідроксилу в тому самому розчині. Визначення кислоти й основи, дані в першій фразі цього розділу, у більшості випадків задовільні для практичного використання. Проте запропоновано й загальніші визначення, якими іноді користуватися зручніше. Згідно з одним із таких визначень, кислота — це молекула або іон, здатні віддавати протон іншій молекулі чи іону, а основа — це молекула або іон, здатні приймати протон. Таке визначення використовують, наприклад, під час розгляду реакцій у рідкому амоніаку. Калій амід KNH2 діє як основа: він може реагувати з хлоридною кислотою, утворюючи амоніак і сіль — калій хлорид (або іон Калію та хлорид-іон). У рідкому амоніаку іон амонію NH4+ та амід-іон NH2- — аналоги іона гідроксонію й гідроксил-іона у водних системах. Деякі інші неводні системи розглянуто в підрозд. 12.9.
Ще загальнішу теорію кислот і основ, ніж протонна донорно-акцепторна, запропонував Дж. Н. Льюїс. Він назвав основою будь-яку частинку, що має вільну неподілену пару електронів, наприклад NH3 (:N—H3), а кислотою — будь-які частинки, що можуть приєднуватися до такої пари електронів подібно до того, як приєднується H+ до NH3 з утворенням NH4+ або BF3 до NH3 з утворенням F3B—NH3.
Ця теорія пояснює багато явищ. Як приклад можна вказати на здатність цілого ряду речовин (крім іона Гідрогену) змінювати забарвлення індикаторів. Іншим цікавим застосуванням цієї концепції може бути пояснення, яке вона дає утворенню солей унаслідок реакції між кислотними й основними оксидами.