Из всех теорий кислот и оснований наиболее пригодна для использования в химическом анализа теория Бренстеда-Лоури, так как она даёт возможность количественного описания кислотно-основного равновесия в различных растворителях. Согласно этой теории, кислотой является любое вещество (независимо от того, находится ли оно в виде молекулы или ионов), которое отдаёт протоны. Теряя протоны, кислота превращается в сопряжённое с нею основание:

.

Основание – это вещество, принимающее протоны и образующее при этом сопряжённую с ним кислоту. Протоны не существуют в сколько-нибудь значительных количествах в свободном состоянии, поэтому кислота диссоциирует с выделением протонов только при наличии основания, способного принять эти протоны. Тогда полная кислотно-основная реакция должна быть записана следующим уравнением:

.

Фактически эта реакция представляет сумму двух полуреакций сопряжённых пар кислота – основание:

;

.

Константа равновесия кислотно-основной полуреакции может быть мерой кислотности вещества А, а обратная ей величина – мерой основности вещества В

.

Здесь величина константы выражена не через равновесные концентрации А₁ и В₁, а через их активности.

Для ионизации кислоты А в каком-либо растворителе S, имеющем большую диэлектрическую проницаемость, уравнение с его константой равновесия записываются следующим образом:

,

.

Отсюда видно, что основность растворителя оказывает влияние на величину константы ионизации кислоты.

Константа ионизации кислоты даёт представление лишь о переносе протона от молекулы кислоты к молекуле растворителя, но совершенно не говорит о том, каковы будут концентрации частиц В и SН⁺, которые нас интересуют. Процесс кислотно-основного взаимодействия можно представить двумя последовательными равновесиями:

.

В растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью диссоциация протекает полностью, чего нельзя сказать о растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью. При этом равновесная концентрация BSH⁺ будет заметно отличаться от нуля, что и заставляет разбивать кислотно-основное взаимодействие на два последних равновесия.

Экспериментально определяют общую константу диссоциации кислоты, которая равна:

.

Таким образом, сила кислоты зависит от свойств растворителя, в котором проходит процесс. Отметим те свойства растворителя, от которых зависят кислотно-основные свойства растворённого вещества:

1) способность отдавать или принимать протоны, т.е. кислотные и основные свойства растворителя;

2) величина константы автопротолиза;

3) диэлектрическая проницаемость.

Все растворители могут быть разделены на три группы:

1) амфипротные растворители, проявляющие как кислотные, так и основные свойства;

2) апротонные растворители, не проявляющие ни кислотных, ни основных свойств;

3) растворители, проявляющие только основные или только кислотные свойства.

Большинство применяемых в анализе растворителей имеет амфипротный характер, поэтому подвергается автопротолизу (самоионизации) по уравнениям:

;                                            ;

;                       ;

;

или в общем случае:

;

с константой автопротолиза:

.

Здесь S^‑ называется ионом лиата, а SH₂⁺ – ионом лиония. Эти растворители могут проявлять преимущественно кислые или основные свойства. Так, мы можем рассматривать концентрированную уксусную кислоту как очень кислый растворитель, а жидкий аммиак – как очень основной растворитель.

В зависимости от кислотных или основных свойств растворитель может оказывать на растворенные в нем кислоты и основания нивелирующее действие. Если растворенная кислота значительно более сильный донор протонов, чем сольватированный протон данного растворителя, то реакция

проходит полностью, и можно считать, что сила кислоты НА нивелирована до уровня силы сольватированного протона.

В воде такие кислоты, как HClO₄, HCl и HNO₃, более сильные доноры протонов, нежели H₃O⁺, растворитель нивелирует их, и поэтому они имеют одинаковую силу, равную силе иона гидроксония.

В менее основном растворителе (концентрированной уксусной кислоте), хлорная кислота уже оказывается более сильной кислотой, по сравнению с соляной, и уксусная кислота действует как дифференцирующий растворитель, так как она нивелирует силу кислот на предельно высоком уровне, равном силе CH₃COOH₂⁺.

В растворителе более основном, чем вода, например, в жидком аммиаке, сила растворённых кислот нивелируется до силы иона аммония – более слабого, чем ион гидроксония. Этим объясняется тот факт, что уксусная кислота, слабая в воде, становится сильной в жидком аммиаке.

Непременным участником кислотно-основных равновесий является сольватированный протон, поэтому целесообразно остановиться на методах определения его равновесной концентрации.