«Кислоты и основания»

классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCl, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8․10^-5, синильная 7,9․10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H₃PO₄ на

Н⁺ и H₂PO^-₄ 7․10^-3, H₂PO₄^- на Н⁺ и HPO₄^2- 8․10^-8, HPO₄^2- на Н+ и PO₄^3- 4,8․10^-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи).Присутствием ионов OH^- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₃. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.

Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810) и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик И. Я. Берцелиус (1812—19) видел причину кислотных и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и некоторых металлов — хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов — основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См. Соли). После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями — соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^-. По мере развития теории растворов (См. Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н⁺ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах — иона гидроксония, который и является носителем кислотных свойств.

Определение понятий К. и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других — как основание (см. Амфотерность). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции — датского физико-химика И. Н. Брёнстеда и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований — вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН+В^- ⇔ А^-+ВН (где АН — кислота, а В^- — основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К. и о. (так называемые сопряженные К. и о.), то есть ВН — кислота, а А^- — основание. Например, в реакции: H₂SO₄ + H₂O ⇔ HSO^-₄ + H₃O⁺ кислотами являются H₂SO₄, и H₃O⁺, а HSO^-₄ и H₂O — основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия и олова, окислы некоторых металлов и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счет электронов основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, например:

где BF₃ — кислота, а NH₃ — основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н⁺, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.

Как брёнстедоские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного Катализа, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские и льюисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов и т.д.). Многие кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами химического производства и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.

Многообразные — структурные и динамические — функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной — для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.

Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.

Я. М. Варшавский.

. Термины "кислоты" и "основания" вполне сформировались в 17 в. Их содержание неоднократно пересматривалось и дополнялось. Этот процесс происходил и происходит в острых столкновениях представителей разных взглядов на природу К. и о. Развитие взглядов на К. и о. А. Лавуазье (1778) объяснял св-ва к-т наличием в них кислорода ("кислородная теория" к-т). Однако скоро выяснилось, что очень мн. кислородсодержащие в-ва (оксиды металлов, соли и др.) не обладают кислотными св-вами, а ряд типичных к-т, напр. соляная, не содержат кислорода (Г. Дэви и Ж. Гей-Люссак 1810, 1814). И. Берцелиус (1802-19) устранил первое из этих противоречий, приписав оксидам знак электрич. заряда. Электроотрицат. (по Берцелиусу) оксиды неметаллов образуют к-ты, электроположит. оксиды металлов - основания. В 1814 Дэви высказал мнение, что атом водорода - необходимая составная часть к-т. Ю. Либих (1833) уточнил эту "водородную теорию" к-т, показав, что кислотные св-ва обусловлены не любым атомом водорода, а лишь тем, к-рый способен замещаться металлом. После появления теории электролитич. диссоциации С. Аррениуса (1887) сформировалась ионная теория К. и о. Согласно этой теории, к-та - водородсодержащее соед., при электролитич. диссоциации к-рого в воде образуются ионы водорода и анионы, а основание-соед., диссоциирующее с отщеплением ионов гидроксила и катионов. В дальнейшем появились разл. варианты обобщения ионной теории К. и о. применительно к неводным р-рителям. Эти варианты не противоречат, а дополняют друг друга, большинство их используется и разрабатывается в настоящее время. Э. Франклином в 1924 создана сольвентная теория. По этой теории, К. и о.-в-ва, при растворении к-рых увеличивается концентрация соотв. катионов и анионов, образующихся при диссоциации р-рителя. В этом случае кислотно-основное взаимод. выражается схемой: кислота +основание: соль + растворитель Сольвентная теория способствовала исследованию К. и о. в неводных р-рах. Учитывая комплексообразование, А. Вернер (1907) предложил теорию ангидро- и аквакислот и оснований. Согласно этой теории, в водном р-ре безводные к-ты, т. наз. ангидро-кислоты (А) и ангидрооснования (В), превращаются в аква-кислоты [АОН]^- Н ⁺ и акваоснования [ВН]⁺ ОН ^-, к-рые диссоциируют:

[AOH]^-H⁺:[АОН]^-+Н ⁺

[ВН]⁺ ОН ^-:[ВН]⁺+ОН ^-

Хотя схемы, передающие механизм взаимод. с водой во мн. случаях неверны, взгляды Вернера дали нек-рый импульс для изучения роли воды в кислотно-основном взаимод. Из работ в этом направлении выделяются работы А. Ганча (1917-27), создавшего т. наз. хим. теорию к-т. В этой теории к-ты определены как соед. водорода, в к-рых последний м. б. замещен на металл или неметаллoподобный радикал. Важнейший признак к-т - способность давать соли. Ионизация к-т в р-ре происходит в результате их взаимод. с р-рителем. Теория содержит принципиально новое положение: в р-рах кислотные св-ва проявляются не самой к-той, а сольватир. катионами водорода. В хим. теории к-т четко сформулировано понятие об амфотерности - способности нек-рых соед. проявлять как кислотные, так и основные св-ва в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии. В 1923 были предложены две, доминирующие по сей день, теории К. и о.: протонная теория И. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса. По Брёнстеду, к-та - донор протона, а основание - акцептор его. По Льюису, к-та - в-во, к-рое может использовать неподеленную.пару электронов атома др. молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание - в-во, обладающее неподеленной парой электронов, к-рая м. б. использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома. Часто такой группировкой является октет электронов. Теория, предложенная М. И. Усановичем (1939-53), объединяет электронную и протонную теории. По этой теории, к-та-в-во, способное отдавать катионы или присоединять анионы; основание - в-во, способное отщеплять анионы или присоединять катионы, напр.:

Fe(CN)₃ (к-та) + 3KCN (основание):К ₃[Fe(CN)₆] СН ₃I(к-та)+N(CH₃)₃ (основание):(CH₃)₄NI

Для всех обсуждаемых теорий характерно, что в них определения К. и о. зависят от определения понятия кислотно-основного процесса, в к-ром реагирующие между собой К. и о. являются таковыми лишь по отношению друг к другу. Единой теории кислотно-основного взаимод. и, следовательно, понятий К. и о. пока нет. В настоящее время наиб. широко используются две теории К. и о.: электронная и протонная. Электронная теория К. и о. Льюиса. Отличит. признаком К. и о. в теории Льюиса является то, что они взаимод. друг с другом с образованием донорно-акцепторной (координац.) связи: А+ВDА:В, где А - к-та, В - основание, А: В - кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации). В результате приобретенной пары электронов атомом, ответственным за кислотные св-ва рассматриваемого соед., часто возникает завершенная электронная конфигурация, напр.:

В случае взаимод. нейтральных молекул продукт р-ции [напр., BF₃.NH₃, SbCl₅.O(C₂H₅)₂] часто называют аддуктом. К. и о. в совр. электронной теории классифицируют по типу орбиталей, принимающих участие в образовании межмол. донорно-акцепторных связей в кислотно-основном комплексе. При таком подходе все к-ты (акцепторы) разделяют на s-, v- и p-типы, все основания (доноры) - на п-,s- и p-типы. В образовании связи между к-той и основанием принимает участие наиб. высокая в энергетич. отношении граничная мол. орбиталь основания и наиб. низкая орбиталь к-ты. По типу орбиталей, ответственных за их образование, донорно-акцепторные комплексы разделяют на 9 типов: nv (напр., R₃N.MeX_n), ns(R₃N.I₂), sv(RX.МеХ _n), ss(RX.I₂), sp(RX.ArH), pv(ArH.MeX_n), ps(АrН.I₂) и pp(АrН. ТЦХД), где первыми в скобках указаны доноры, вторыми - акцепторы; R - алкил, Me - металл и Х - галоген; ТЦХД - тетрацианохинодиметан. Любое основание может вступать во взаимод. с любой к-той. Одно и то же соед. в зависимости от партнера может выступить как основание или как к-та. О специфичности кислотно-основного взаимодействия см. "Жестких" и "мягких" кислот и оснований принцип. Р-ции между К. и о. Льюиса иллюстрируют след, примеры:

Понятие основания в теориях Льюиса и Брёнстеда совпадают, однако понятие к-ты в первой теории охватывает кроме протона также электроноакцепторные в-ва, в обратимых р-циях к-рых с основаниями не участвует водород, напр. BF₃, SO₃, Ag⁺. К к-там Льюиса относится протон, как частица, легко присоединяющая пару электронов. Протонные к-ты рассматриваются в теории Льюиса как продукты нейтрализации протона основаниями (напр., соляная к-та - продукт нейтрализации Н ⁺ основанием Сl^- ). Растворение к-т Льюиса в ионизирующих р-рителях приводит к росту концентрации катионов р-рителя (напр., SO₃+Н ₂ ОDН ₃ О ⁺+HSO^-₄). Основания же увеличивают концентрацию анионов р-рителя [напр., (CH₃)₃N+H₂ODОН ^-+(CH₃)₃NH⁺]. Поэтому нетрудно оттитровать К. и о. в ионизирующихся р-рителях, фиксируя точку эквивалентности индикатором или электрохимически. К-ты Льюиса можно также оттитровать в инертных р-рителях, напр. удается оттитровать р-р SnCl₄ в бензоле р-ром (CH₃)₃N в этом же р-рителе, используя тимоловый голубой в качестве индикатора. К. и о. Льюиса невозможно расположить в универсальный ряд по силе, т. к. их последовательность зависит от в-ва, взятого за стандарт для сравнения. Однако фиксируя стандарт сравнения (оснований к-ты Льюиса располагают в ряды на основе величин изменения энтальпии DH при р-ции нейтрализации, хотя использование для этих целей соответствующих величин изменения свободной энергии DG более строго. Стандартное в-во для определения донорной способности оснований Льюиса - SbCl₅. Значение DH⁰₂₉₈ р-ции SbСl₅ с к.-л. электронодонорным в-вом наз. донорным числом (DN) данного в-ва. Протонная теория К. и о. Брёнстеда. Хотя название рассматриваемой теории подчеркивает исключит. роль протона, подразумеваются все возможные ядра атома водорода: протон, дейтрон и тритон. По этой теории, к-та и основание составляют сопряженную пару и связаны ур-нием: кислота D основание + протон В р-рах протон не может существовать в своб. виде, он соединяется с молекулами р-рителя. В воде, напр., сольватир. протон существует в виде ионов Н ₅ О ₂ - симметричных комплексов с сильной водородной связью [Н ₂ О...Н...ОН ₂]⁺ В расчетах обычно принимают, что протон находится в воде в виде ионов гидроксония Н ₃ О ⁺, и р-ции сопряженных К. и о., к-рые м. б. молекулами или ионами, записывают ур-нием:

АН+ВDBH⁺+А ^-, (1)

где АН, ВН ⁺ - к-ты; В, А ^- - основания. Первонач. вариант теории Брёнстеда рассматривал только полный переход протона от к-ты к основанию. Однако к нач. 60-х гг. было показано, что р-ция между К. и о. не сводится лишь к полному переходу протона и имеет более сложный характер. Сначала при р-ции между атомом водорода к-ты АН и электронодонорным атомом основания В возникает водородная связь и образуется комплекс АН... В. Во мн. случаях протолитич. р-ция ограничивается этой стадией; такой процесс наз. незавершенным кислотно-основным взаимодействием. В благоприятных условиях, напр. при высокой диэлектрич. проницаемости р-рителя e, происходит передача протона от к-ты к основанию, в результате чего основание протонируется (завершенное кислотно-основное взаимод.). Образовавшиеся ионы могут находиться в р-ре в виде ионных пар или в своб. виде. Весь кислотно - основной процесс м. б. выражен схемой:

где стадии а и б-соотв. незавершенное и завершенное кислотно-основное взаимод., стадия в диссоциация ионной пары на своб. ионы. Согласно этой схеме, А. И. Шатенштейном в 1960 предложены след, определения, соответствующие совр. состоянию протонной теории К. и о.: основание - электронодонорный реагент, обладающий сродством к протону, к-та - электроноакцепторный реагент, в равновесных р-циях к-рого с основанием участвует водород. К-та соединяется с основанием в результате образования между ними водородной связи или отдает ему протон. Во мн. случаях схема кислотно-основного процесса упрощается, напр., в водной среде (e Н ₂ О=78,5), как правило, она сводится к ур-нию (1). Ур-ние р-ции к-ты АН с водой имеет вид:

АН+Н ₂ODА+Н ₃ О ⁺ (3)

В этом ур-нии не учтено, что протон существует в виде иона Н ₅ О ⁺₂ и для р-ции необходимы две молекулы Н ₂ О. Константа равновесия р-ции (3) выражается соотношением:

где а _А-, а _H3O+, а _AH и а _Н2O - термодинамич. активности соответствующих частиц. Кислотность разных к-т можно измерить лишь относительно к.-л. произвольно выбранной пары сопряженных К. и о. Обычно в качестве последней используют пару Н ₃ О ⁺, Н ₂ О. Поскольку в разб. р-рах кол-во р-рителя величина практически постоянная, константу соответствующего равновесия К=a_H+^. а _Н2O/a_H3O+ (a_H+ - активность ионов Н ⁺) приравнивают к единице, что приводит к отношению а _H+=а _Н3O+/а _H2O. В рамках сделанного допущения константа кислотности к-ты К _a имеет вид:

Аналогично протону ион ОН ^- в р-рах сольватирован; в воде он существует в виде ионов H₃O₂^- - симметричных комплексов с сильной водородной связью [НО...Н...ОН]^-. В нижеприведенных ф-лах сольватация ОН ^- не учитывается и р-ция основания В с водой описывается ур-нием:

Константа равновесия этой р-ции:

Основание В характеризуют константой основности:

или константой кислотности его сопряженной к-ты:

В амфотерных р-рителях SН происходит автопротолиз, т. е. р-ция, где одна молекула р-рителя ведет себя как к-та относительно другой такой же молекулы, выполняющей роль основания:

Поскольку по ур-нию (10) реагирует небольшая доля р-рителя SН, то в качестве постоянной рассматривают константу автопротолиза (ионное произведение) р-рителя SH:

K_S=a_S-a_SH+2, (11)

к-рая связана с К _а и K_b соотношением:

К _S=К _a^. К _b (12)

Согласно этому ур-нию, к-та тем сильнее, чем слабее сопряженное основание, и наоборот. Вместо величин К _а и К _b по аналогии с водородным показателем рН чаще используют соответствующие значения рК=-lgK. Из ур-ния (12) для водных р-ров следует, что рК _H2O=рК _а+рК _b, или рК _а=14-рК _b,. К-ты можно разделить на очень сильные (р/K_a<0), сильные (0<рК _а<4,5), средней силы (4,5<рК _а<9), слабые (9 <рК _а<14), очень слабые (рК _а>14); см. табл. В выражениях (4), (5), (7) - (9) не учитывается существование протона в виде Н ₅O⁺₂ и гидроксила в виде H₃O^-₂. Однако это не сказывается на величинах констант, т. к. активность чистого р-рителя принимается равной 1. В протонной теории К. и о. понятия к-ты и основания относятся лишь к ф-ции, к-рую выполняет рассматриваемое соед. в протолитич. р-ции. Одно и то же соед. может в одних условиях реагировать как к-та, а в других-как основание. Напр., в водном р-ре СН ₃ СООН ведет себя как к-та, а в среде 100%-ной H₂SO₄ как основание. Большое влияние на кислотно-основное взаимод. оказывает р-ритель, в среде к-рого происходит рассматриваемый процесс. Добавленная к р-рителю М к-та АН дает ассоциат с р-рителем, в к-ром происходит перераспределение электронной плотности с образованием связи близкой к ионной; затем осуществляется диссоциация:

Подразумевается, что сольватированы как ионная пара, так и своб. ионы. Сольватация реагентов и продуктов р-ции значительно влияет на относит. силу к-т. Существуют методы исследования равновесий между протоном и основаниями в газовой фазе, напр. масс-спектрометрия высокого давления и ион-циклотронный резонанс, где отсутствуют эффекты сольватации. На основании результатов указанных исследований составлена шкала сродства к протону-энергетич. эффекта протонизации одного моля оснований в газовой фазе. В свете электронной теории К. и о. в-ва, рассматриваемые как к-ты, протонной теорией не выделяются среди прочих. Однако с учетом научной традиции и специфич. св-в протона понятие к-ты обычно используют применительно к реагентам, отщепляющим ион водорода, см., напр., Карбоновые кислоты, СH -Кислоты. Кислоты неорганические. Когда пишут о кислотно-основном взаимод. в-в, не содержащих протонов, то такие в-ва наз. апротонными к-тами, льюисовскими к-тами, кислотоподобными в-вами, антиоснованиями или просто акцепторами. Понятия К. и о. оказывают разностороннее влияние на формирование и совершенствование мн. теоретич. концепций во всех осн. хим. дисциплинах. Это свидетельствует о чрезвычайно широкой распространенности в природе процессов, связанных с кислотно-основными взаимодействиями. Из всех теорий К. и о. протонной теории удалось создать наиб. разработанный количеств. подход к рассматриваемым явлениям. На основании этой теории разработаны такие разделы хим. наук, как рН-метрия в неводных средах, гомог. кислотно-основной катализ, теория функций кислотности и др. Лит.: Шатенштейн А. И., Теории кислот и оснований, М.-Л., 1949; его же, Изотопный обмен и замещение водорода в органических соединениях, в свете теоряи кислот и основании, М., I960; Либрович Н. Б., Майоров В. Д.. Савельев В. А.. Докл. АН СССР, 1975, т. 225, М 6, с. 1358-1361; Белл Р Д., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977; Мискиджьан С П Гарновскнй А. Д., Введение в современную теорию кислот и оснований. К., 1979; Кабачник М. И., "Успехи химии". 1979, т. 48, в. 9, с 1523 47, The international encyclopedia of physical chemistry and chemical physics. Topic IS. v. 4-Acid-base equilibna Oxf.-L-N.Y, 1945; Jensen W В., The Lewis arid-base concepts. An overview. N.Y₄ 1980. Ю. Л. Халдна.