Теория Брёнстеда и Лоури-протолитическая.

По этой теории кислотой называют всякое вещество, молекулы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протонов; амфолитом называют всякое вещество, которое является и донором, и акцептором протонов.

Данная теория объясняет кислотно-основные свойства не только нейтральных молекул, но и ионов. Кислота, отдавая протон, превращается в основание, которое является сопряженным этой кислоте. Понятия «кислота» и «основание» являются относительными понятиями, так как одни и те же частицы - молекулы или ионы - могут проявлять как основные, так и кислотные свойства в зависимости от партнера.

Теория Бренстеда-Лоури хоть и является более совершенной, чем теория Аррениуса, однако тоже имеет определенные недостатки, и не является всеобъемлющей. Так, она не применима ко многим веществам, проявляющим функцию кислоты, но не содержащим в своем составе ионов Н⁺, например: BCl₃, AlCl₃, BF₃, FeCl₃ и др

Электронная теория Льюиса

Протонная теория не объясняет кислотно-основные свойства веществ, которые не содержат водород (например, галогенидов бора, кремния), - в этом ее ограниченность. Теория Льюиса объясняет кислотно-основные свойства веществ не на молекулярно-ионном, а на электронном уровне и связывает их с переносом электронной пары от одной частицы к другой. Основание является донором, а кислота - акцептором электронной пары. Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.

Теория Льюиса не противоречит теории Бренстеда-Лоури. Понятие основания в обеих этих теориях практически совпадает, однако понятие кислоты в концепции Льюиса значительно шире и охватывает, кроме иона Н+, многие другие электронноакцепторные частицы, в том числе и катионы металлов Men+. Соответственно, значительно увеличивается и число реакций, которые по своему характеру относятся к кислотно-основному взаимодействию. Так, например, согласно теории Льюиса, кислотно-основными являются многочисленные реакции комплексообразования: Cu2+ + 4NН3 → [Cu(NН3)4]2+ кислота   основание     Теория Льюиса широко используется для объяснения реакционной способности органических соединений и очень удобна при описании механизма химических реакций, протекающих с их участием.

В растворе органической кислоты и основания образуется соль слабой кислоты и сильного основания.

В качестве примера возьмем гидролиз ацетата натрия:
CH₃COONa+HOH<—>CH₃COOH+NaOH
Ионное уравнение:
CH₃COO^-+HOH<—>CH₃COOH+OH^-
Константа равновесия этой реакции

K=[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^- ]•[HOH]
так как концентрация воды практически остается постоянной, ее можно объединить с константой равновесия:

K_г=K•[H2O]=[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^-]
где Кг - константа гидролиза.
Выразим [OH^-] через ионное произведение воды [OH^-] =K_в / [H⁺] и
подставив эту величину в уравнение Кг получаем
K_г=K•K_в =[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^-]•[H⁺] =K_в/K_k
где K_k - константа диссоциации слабой кислоты.
В общем случае, если исходную концентрацию аниона слабой кислоты А^- -обозначить через С моль/л, то Ch моль/л – это концентрация той части аниона А^-, которая подверглась гидролизу и образовала Ch моль/л слабой кислоты HA и Ch моль/л гидроксильных ионов:

A-	+	HOH	<—>	HA	+	OH-
C-Ch			Ch		Ch

где: h – степень гидролиза, т.е доля молекул соли, подвергающихся гидролизу.
Константа гидролиза соли:

При малом значении h: K_г=Сh² откуда .
Так как [HA]=[OH^-]=C , то K_г=[OH^- ]² /C; [H⁺]=K_в/[OH^- ]=K_в/K_к , pH=-lg[H⁺].