O‘xshash xossalarga ega kimyoviy birikmalar sinfi sifatida kislotalar qadim zamonlardan beri ma’lum.

1778-yilda fransuz kimyogari Antuan Lavuazye kislotalarning xossalari ularning tarkibidagi kislorod bilan bog‘liq, deb taxmin qildi. Biroq bu faraz tasdiqlanmadi, chunki ko‘plab kislotalar tarkibida kislorod bo‘lmaydi, kislorodli ko‘plab birikmalar esa kislotalik xossasini namoyon etmaydi. Shunga qaramay, aynan shu faraz kislorod elementining nomlanishiga asos bo‘ldi. 1833-yilda nemis kimyogari Yustus Libix kislotani tarkibidagi vodorod metall bilan almashinishi mumkin bo‘lgan vodorodli birikma sifatida ta’rifladi.

Kislotalar va asoslarning umumiy nazariyasini yaratishga birinchi bo‘lib shved fizik-kimyogari Svante Arrenius urindi. Uning 1887-yilda ishlab chiqilgan nazariyasiga ko‘ra, kislota suvli eritmada dissotsiatsiyalanib vodorod ionlari H⁺ hosil qiladigan birikma deb ta’riflangan. Arrenius nazariyasining cheklanganligi tez orada ayon bo‘ldi. Birinchidan, eritmada solvatlanmagan H⁺ kationining mavjud bo‘lishini tasavvur qilish mumkin emasligi aniqlandi; ikkinchidan, Arrenius nazariyasi erituvchining kislota-asos muvozanatiga ta’sirini hisobga olmagan; nihoyat, nazariya suvsiz tizimlar uchun yaroqsiz bo‘lib chiqdi.

1924-yilda yaratilgan Franklinning erituvchi nazariyasiga ko‘ra, kislota deb eriganda erituvchining dissotsiatsiyasidan hosil bo‘ladigan ayni kationlar sonini oshiradigan modda atalgan. Bu nazariya kislotalarning suvsiz eritmalarini tadqiq qilishda muhim rol o‘ynadi. Kislota va asoslarning kimyoviy nazariyasi A. Ganchning (1917—1927) asarlarida rivojlantirilgan. Ganchga ko‘ra, kislotalar — tarkibidagi vodorod metall yoki metallmas radikal bilan almashinib, tuz hosil qilishi mumkin bo‘lgan vodorodli birikmalardir.

1923-yilda Bryonsted — Lourining kislota-asoslar nazariyasi va Lyuisning kislotalar nazariyasi paydo bo‘ldi. Ular hozirgacha keng qo‘llanadi.

1923-yilda daniyalik olim Y. Bryonsted va ingliz olimi T.-M. Louri (Lauri) deyarli bir vaqtda va bir-biridan mustaqil ravishda ilgari surgan proton nazariyasida kislota boshqa kimyoviy birikmaga — asosga proton bera oladigan birikma yoki molekulyar ion sifatida ta’riflanadi. Bryonsted — Louri nazariyasiga ko‘ra, kislota-asos reaksiyasida proton donori bo‘lgan kislota (Bryonsted kislotasi) va u bilan tutash asos — protonni qabul qila oladigan birikma (Bryonsted asosi) ishtirok etadi. Asosni kislotadan proton ajralib chiqishi natijasida hosil bo‘lgan mahsulot deb qarash mumkin. Shuning uchun tutash kislotaning elektr zaryadi unga tutash asos zaryadidan bir birlik kichik bo‘ladi. Masalan, HCl kislotasiga uning tutash asosi — xlorid-ion Cl⁻.

1923-yilda amerikalik fizik-kimyogar G. N. Lyuis taklif etgan elektron nazariyaga ko‘ra, kislota elektron juftini qabul qilib, shu juftlik hisobiga Lyuis asosi bilan bog‘ hosil qiladigan moddadir. Lyuis nazariyasiga ko‘ra, tashqi sakkiz elektronli qobig‘i to‘lmagan molekulalar (BF₃, SO₃), kompleks hosil qiluvchi metall kationlari (Fe²⁺, Zn²⁺), o‘tish metallari galogenidlari (TiCl₄), qutbli qo‘sh bog‘li molekulalar (SO₂), karbokationlar ham Lyuis kislotalariga kiradi. Lyuis nazariyasi Bryonsted — Louri nazariyasiga nisbatan umumiyroq bo‘lib, kislotalarning kengroq doirasini qamrab oladi.

Lyuis kislotasining Lyuis asosi bilan o‘zaro ta’sirlashish qobiliyatini belgilovchi asosiy xususiyat — elektron juftini qabul qiluvchi eng quyi bo‘sh molekulyar orbital bilan elektron jufti chiqib ketadigan eng yuqori band molekulyar orbitalning energiyaviy mosligidir. Bu xususiyat Pirsonning qattiq va yumshoq kislotalar hamda asoslar prinsipi (QYKA prinsipi) doirasida hisobga olingan. Ushbu prinsipga ko‘ra, yumshoq kislotalar ko‘proq yumshoq asoslar bilan, qattiq kislotalar esa qattiq asoslar bilan ta’sirlashadi. Qattiq kislotalar deb yuqori musbat zaryadga, katta elektrmanfiylikka va kichik qutblanuvchanlikka ega Lyuis kislotalariga aytiladi. Aksincha, yumshoq kislotalarda musbat zaryad kichik, elektrmanfiylik past va qutblanuvchanlik yuqori bo‘ladi. Bu xususiyatlar uzluksiz o‘zgarib borgani uchun ayrim Lyuis kislotalari qattiq va yumshoq turlar orasida oraliq o‘rin egallaydi. QYKA prinsipida kislota kuchini miqdoriy baholash mezoni yo‘q, shuning uchun undan analitik hisob-kitoblarda foydalanib bo‘lmaydi.

Aynan 1939-yilda M. I. Usanovich kislota va asoslarning umumiy nazariyasini ishlab chiqdi. Unga ko‘ra, kislota kationlar, shu jumladan protonni bera oladigan yoki anionlar, shu jumladan elektronni biriktira oladigan zarrachadir. Shunday qilib, Usanovich ta’rifidagi kislotalar Bryonsted va Lyuis kislotalarini hamda oksidlovchilarni qamrab oladi. Bundan tashqari, Usanovichning umumiy nazariyasida kislotalik ham, asoslik ham moddaning o‘zgarmas xossasi emas, balki uning reaksiyadagi hamkoriga qarab bajaradigan roli sifatida qaraladi.

Kislorodli kislotalarning nomi ikki qismdan iborat: sifat bilan ifodalangan maxsus nom va umumiy kislota (sulfat kislotasi, fosfat kislotasi). Kislotaning maxsus nomi kislota hosil qiluvchi elementning ruscha nomiga turli qo‘shimchalar qo‘shish orqali yasaladi:

• -n-, -ov-, -ev- (element yagona yoki eng yuqori oksidlanish darajasida);
• bo‘lsa); +5 oraliq oksidlanish darajasi -novat- (xlorat kislotasi HClO₃, bromat kislotasi HBrO₃, yodat kislotasi HIO₃);
• qo‘shimchasi bilan; +3 va +4 oraliq oksidlanish darajalari -(ov)ist- (arsenit kislotasi HAsO₂, xlorit kislotasi HClO₂);
• qo‘shimchasi bilan; +1 oksidlanish darajasi -novatist- (giponitrit kislotasi H₂N₂O₂, gipoxlorit kislotasi HClO).

Agar ikki kislotadagi kislota hosil qiluvchi elementning oksidlanish darajasi bir xil bo‘lib, ular «suv miqdori» bilan farqlansa, kislorod miqdori kamroq bo‘lgan kislota nomiga meta-, kislorod miqdori ko‘proq bo‘lgan kislota nomiga esa orto- old qo‘shimchasi qo‘shiladi. Masalan, metafosfat kislotasi HPO₃ va ortofosfat kislotasi H₃PO₄.

Bir nechta kislota hosil qiluvchi elementi bo‘lgan kislorodli kislotalar izopolikislotalar deb ataladi. Ular odatda an’anaviy nomlar bilan yuritiladi (difosfat kislotasi H₄P₂O₇, disulfat kislotasi H₂S₂O₇).

Tarkibidagi kislorod atomlari oltingugurt atomlari bilan almashgan kislotalar tiokislotalar deyiladi va ularning nomi oldiga tio- (tiofosfat kislotasi H₃PO₃S). Agar kislotaning gidroksil guruhlari yoki kislorod atomlari galogenlar yoxud aminoguruh bilan almashgan bo‘lsa, nomiga tegishli old qo‘shimcha qo‘shiladi (amidofosfat kislotasi H₂PO₃NH₂); oltingugurtli almashgan kislotalar esa an’anaga ko‘ra sulfon kislotalar deb ataladi (xlorsulfon kislotasi ClSO₃H).

Peroksid ko‘prigi –O–O– bo‘lgan kislotalar peroksokislotalar turiga kiradi va ularning nomiga perokso- (peroksomonosulfat kislotasi H₂SO₅ yoki nad- (persulfat kislotasi).

Kislotalarning tizimli nomlarida kislota hosil qiluvchi elementning lotincha nomi o‘zagiga -at qo‘shimchasi qo‘shiladi, anion tarkibidagi boshqa elementlar yoki guruhlarning nomlari esa old qo‘shimchalar bilan ifodalanadi. Qavs ichida kislota hosil qiluvchi elementning oksidlanish darajasi butun son bo‘lsa, ko‘rsatiladi. Aks holda, nom tarkibida vodorod atomlari soni ham beriladi: HClO₄ — vodorod tetraoksoxlorat(VII) (perxlorat kislotasi), HAuCl₄ — vodorod tetraxlorоaurat(III) (xlorooltin kislotasi), H[Sb(OH)₆] — vodorod geksagidroksostibat(V) va hokazo.

Eng oddiy karbon kislotalar uchun tarixiy (trivial) nomlar keng qo‘llanadi. Ulardan ba’zilari XVII asrda paydo bo‘lgan (sirka kislotasi, moy kislotasi, adipin kislotasi, ftal kislotasi). Uglerod atomlari soni juft bo‘lgan yuqori karbon kislotalar ham tarixiy nomlarga ega, biroq ular bir-biriga juda o‘xshash bo‘lgani uchun chalkashlik keltirib chiqarishi mumkin (kapril kislotasi, kaprin kislotasi).

Karbon kislotalarning tizimli nomlari uchun -oat kislotasi qo‘shimchasi tegishli alkan (geksan kislotasi, pentakozan kislotasi) nomiga qo‘shiladi. Dikarbon kislotalar uchun -dioat kislotasi qo‘shimchasi (dekandioat kislotasi) qo‘llanadi. Ba’zan -karbon kislotasi qo‘shimchasi yordamida yasash qulayroq; u birikmadagi bitta vodorod atomining karboksil guruhiga almashganini bildiradi. Bu usul karboksil guruhi halqali tuzilmaga birikkanda ishlatiladi (siklopropankarbon kislotasi).

Karbon kislota tarkibida peroksid ko‘prigi bo‘lsa, uning nomiga quyidagi old qo‘shimchalar qo‘shiladi: peroksi-, per- yoki nad- (persirka kislotasi, peroksibenzoy kislotasi).

Nomlashda oltingugurt tutuvchi organik kislotalar uchun -sulfon kislotasi (RSO₃H), -sulfin kislotasi (RSO₂H), -sulfen kislotasi (RSOH) qo‘shimchalari qo‘llanadi; ular xuddi shu tarzda asosiy RH alkan nomiga qo‘shiladi.

Bryonstedning kislota-asoslar nazariyasida kislota proton bera oladigan zarracha deb qaraladi. Bu uning kuchini miqdoriy baholash imkonini beradi. Kislota kuchi suvli eritmada dissotsiatsiya reaksiyasining muvozanat konstantasi orqali ifodalanadi, u shuningdek kislotalik konstantasi K_a deb ataladi. K_a qiymati qancha katta bo‘lsa, kislota protonni shuncha oson beradi va shuncha kuchli bo‘ladi. Kislotalik konstantasi qulayroq pK_a qiymati — K_a ning manfiy logarifmi tarzida ham ifodalanadi. Masalan, ftorid kislotasining dissotsiatsiya tenglamasi va kislotalik konstantasini quyidagicha yozish mumkin:

${\displaystyle 𝖧𝖥\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\rightleftharpoons {𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}{𝖥}^{\mathsf{-}}}$

${\displaystyle K_{\mathrm{a}}=\frac{[{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}]\cdot [{𝖥}^{\mathsf{-}}]}{[𝖧𝖥]}=\mathrm{6,61}\cdot 10^{-4};}$

${\displaystyle \mathrm{p}{K}_{\mathrm{a}}=-\lg K_{\mathrm{a}}=\mathrm{3,18.}}$ Ko‘p asosli kislotalar uchun dissotsiatsiyaning har bir bosqichiga mos keladigan bir nechta K_a1, K_a2 va hokazo konstantalar qo‘llanadi. Masalan, fosfat kislotasi uch bosqichda dissotsiatsiyalanadi:

${\displaystyle {𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\rightleftharpoons {𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}};K_{\mathrm{a}\mathrm{1}}=\frac{[{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathsf{-}}]\cdot [{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}]}{[{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}]}=\mathrm{7,52}\cdot 10^{-3};}$

${\displaystyle {𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\rightleftharpoons 𝖧𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}};K_{\mathrm{a}\mathrm{2}}=\frac{[𝖧𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}]\cdot [{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}]}{[{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathsf{-}}]}=\mathrm{6,31}\cdot 10^{-8};}$

${\displaystyle 𝖧𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\rightleftharpoons 𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟥}\mathsf{-}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}};K_{\mathrm{a}\mathrm{3}}=\frac{[𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟥}\mathsf{-}}]\cdot [{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}{𝖮}^{\mathsf{+}}]}{[𝖧𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}]}=\mathrm{1,26}\cdot 10^{-12}.}$

Kislotalar kuchiga ko‘ra shartli ravishda quyidagi guruhlarga bo‘linadi: juda kuchli (pK_a < 0), kuchli (0 < pK_a < 4,5), o‘rtacha kuchli (4,5 < pK_a < 9), kuchsiz (9 < pK_a < 14) va juda kuchsiz (pK_a > 14).

Kislota kuchini taxminiy baholash uchun Polingning empirik qoidalaridan foydalaniladi. H_nXO_m ko‘rinishidagi anorganik kislorodli kislotalar uchun birinchi konstanta qiymati (m — n) bilan bog‘liqligini ifodalovchi empirik qoida ma’lum. Agar A=(m — n) = 0 bo‘lsa, kislota juda kuchsiz; 1 bo‘lsa kuchsiz; 2 bo‘lsa kuchli; nihoyat, 3 bo‘lsa juda kuchli hisoblanadi. Bundan tashqari, bunday kislota (HO)_aXO_b ko‘rinishida yozilib, gidroksil guruhlari tarkibidagi kislorod atomlari alohida ajratilsa (b = m ― n ekanini hisobga olamiz), birinchi bosqichdagi dissotsiatsiya konstantasini quyidagi tenglama bilan baholash mumkin:

${\displaystyle \mathrm{p}{K}_{\mathrm{B}}=a1=8-5b=8-5A,}$ Ya’ni birinchi dissotsiatsiya konstantasi qiymati asosan gidroksil guruhiga kirmaydigan kislorod atomlari soni b bilan belgilanadi. Bu bog‘liqlik kislorod atomlarining O–H bog‘iga ko‘rsatadigan manfiy induktiv ta’siri bilan izohlanadi: bunday ta’sir kislota molekulasidan protonning ajralishini osonlashtiradi. L. Polingga ko‘p asosli kislotalar kislotaligi bilan bog‘liq yana bir empirik qoida ham nisbat beriladi; unga ko‘ra, ko‘p asosli kislotalarning ketma-ket dissotsiatsiya konstantalari pK_a1, pK_a2, pK_a3 1 nisbatida bo‘ladi : 10⁻⁵ : 10⁻¹⁰. Kislotalik konstantalarining kamayishi hosil bo‘layotgan anion zaryadining ortishi bilan bog‘liq. Poling qoidalari bo‘yicha hisoblangan pK_a qiymatlar tajriba natijalaridan atigi ±1 ga farq qiladi. Kislotaning kuchini tavsiflovchi yana bir ko‘rsatkich dissotsiatsiya darajasi α bo‘lib, u ionlarga ajralgan kislota molekulalari sonining eritmadagi dastlabki molekulalar soniga nisbatidir. Dissotsiatsiya darajasi foizlarda yoki 0 dan 1 gacha o‘lchovsiz qiymat sifatida ifodalanadi:

${\displaystyle \alpha =\frac{C_{\text{dis}}}{C_0}=\frac{[{𝖷}^{\mathsf{-}}]}{[𝖧𝖷]+[{𝖷}^{\mathsf{-}}]}.}$

Organik va anorganik kislotalarning nisbiy kuchini ularning tuzilishiga bog‘liq bir nechta omil belgilaydi. Ko‘pincha bir nechta omil bir vaqtda ta’sir qiladi, shuning uchun ularning umumiy ta’sirini oldindan aytish qiyin. Eng muhim omillar quyidagilar.

• Induktiv ta’sir (maydon ta’siri) — kislota guruhi yonidagi o‘rinbosarlarning ta’siri. Manfiy induktiv ta’sirga (–I ta’sirga) ega elektrmanfiy o‘rinbosarlar kislota kuchini oshiradi. Masalan, nitrosirka kislotasi O₂NCH₂COOH sirka kislotasidan CH₃COOH (pK_a qariyb 1000 marta kuchliroq (ularning tegishli p qiymatlari 1,68 va 4,76 ga teng). Buning sababi proton ajralganda hosil bo‘ladigan kislota anionining manfiy zaryadini mazkur o‘rinbosarlar barqarorlashtirishidir. Hatto kislota musbat zaryadlangan, tutash asos esa neytral bo‘lgan hollarda ham elektrmanfiy guruhlar kislotalikni oshiradi, chunki ular kislota molekulasini beqarorlashtirib, musbat zaryad miqdorini orttiradi. Aksincha, musbat +I ta’sirga ega elektron beruvchi o‘rinbosarlar kislotalar kuchini kamaytiradi. Kislota markazi bilan unga ta’sir qiluvchi o‘rinbosar orasidagi masofa ortgan sari induktiv ta’sir susayadi.

• Mezomer ta’sir (rezonans ta’siri) — kislota dissotsiatsiyalanganda hosil bo‘ladigan aniondagi manfiy zaryad rezonans tufayli bir nechta atom orasida taqsimlansa, anion barqarorlashadi va birikmaning kislotaligi ortadi. Shu sababli karbon kislotalar ularga mos spirtlardan kuchliroq (karboksilat ionlaridagi manfiy zaryad ikki kislorod atomi o‘rtasida taqsimlangan). Xuddi shunday ta’sir fenollarda ham kuzatiladi: ularda tutash asosning manfiy zaryadini barqarorlashtirishda aromatik tizim.
• Atomlarning davriy jadvaldagi joylashuvi bilan bog‘liqlik. Kislotali proton bog‘langan elementning elektrmanfiyligi qanchalik katta bo‘lsa, kislota shunchalik kuchli bo‘ladi. Shu sababli davriy jadvalda davr bo‘ylab chapdan o‘ngga qarab kislotalik ortadi. Guruh bo‘ylab yuqoridan pastga tushganda ham kislotalik ortadi. Bu kislota hosil qiluvchi atom radiusining kattalashishi va undagi zaryad zichligining kamayishi bilan bog‘liq bo‘lib, oxir-oqibat dissotsiatsiyani osonlashtiradi:

${\displaystyle 𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟦}}<𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}<{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮<𝖧𝖥;}$

${\displaystyle 𝖧𝖥<𝖧𝖢𝗅<𝖧𝖡𝗋<𝖧𝖨\mathsf{.}}$

Lyuis kislotalari kuchining o‘zgarish qonuniyatlari ham markaziy elementning kimyoviy elementlar davriy jadvalidagi o‘rniga bog‘liq. Masalan, tashqi elektron qobig‘i to‘lishi uchun faqat bitta elektron jufti yetishmaydigan molekulalar kuchliroq Lyuis kislotalari hisoblanadi. Shu sababli, masalan, galliy(III) xlorid GaCl₃ rux xlorid ZnCl₂ga qaraganda kuchliroq kislota. Boshqa sharoitlar teng bo‘lganda, markaziy atomi kattaroq bo‘lgan MX_n kislotasi kuchsizroq bo‘ladi, chunki kislota-asos ta’sirlashuvida musbat zaryadli yadro bilan kislotaning bo‘sh orbitaliga joylashadigan asos elektron jufti o‘rtasidagi ta’sir susayadi.

• Statistik ta’sirlar. Simmetrik ikki asosli kislotalarda birinchi bosqich dissotsiatsiya konstantasi kutilganidan ikki marta katta bo‘ladi, chunki kislotada ionlanishi mumkin bo‘lgan ikkita proton bor. Ikkinchi bosqich dissotsiatsiya konstantasi esa kutilganidan ikki marta kichik, chunki dikarbon kislota dianioni protonni bir-biriga teng ikkita holatda biriktira oladi. Shunday qilib, kislota guruhlari bir-biridan uzoq joylashgan dikarbon kislotalar uchun Ka₁/Ka₂ nisbati taxminan 4 ga teng.

• Vodorod bog‘i — molekula ichidagi vodorod bog‘lari hosil bo‘ladigan anionlarni barqarorlashtirib, tegishli kislotalarning kuchini oshirishi mumkin. Masalan, pK_a orto-gidroksibenzoy kislotasi uchun 2,98, para-gidroksibenzoy kislotasi uchun esa atigi 4,58 ga teng, chunki birinchi birikmada molekula ichida vodorod bog‘i hosil bo‘lishi mumkin, ikkinchisida esa mumkin emas.
• Fazoviy ta’sirlar. Bryonsted kislotalarining kislota-asos reaksiyalarida fazoviy to‘siqlar kam uchraydi, chunki proton juda kichik va harakatchan. Lyuis kislotalari va asoslarida esa fazoviy ta’sirlar kuchliroq namoyon bo‘ladi. Masalan, hajmdor Lyuis kislotasi tri(tert-butil)boran t-Bu₃B qo‘llanganda ta’sirlashuv kuchini asosning kuchi emas, balki uning elektron juftining fazoviy jihatdan qanchalik ochiqligi belgilaydi.
• Gibridlanish. Alkinlar va HCN qo‘sh bog‘li yoki oddiy bog‘li analoglariga nisbatan kuchliroq kislotalardir, chunki sp-gibrid atomdagi anionlar sp² yoki sp³ gibridlangan atomdagi anionlarga qaraganda barqarorroq.

Juda kuchli yoki konsentrlangan kislotalarning kislota-asos xossalarini pH shkalasi orqali miqdoriy baholab bo‘lmaydi, chunki suvli eritmalar uchun bu shkalaning quyi chegarasi pH = 0 bo‘lib, u 5 foizli sulfat kislotasi H₂SO₄ eritmasiga mos keladi. Shu bilan birga, bunday baholash zarurati mavjud. Masalani hal qilish uchun 1932-yilda L. Gammet va A. Deyrup Gammet kislotalik funksiyasi H₀ni taklif qilishdi. Ularning usuli suvdan kuchsizroq asos ishtirokida juda kuchli kislotalarning kislota-asos muvozanatini o‘rganish hamda bu asosning protonlangan va protonlanmagan shakllari konsentratsiyalari nisbatini elektron spektroskopiya usulida o‘lchashga asoslangan. Bu kislotalik shkalasini manfiy qiymatlarga kengaytirish va shu orqali anorganik kislotalarning konsentrlangan eritmalari kislotaligini baholash imkonini berdi.

Gammet joriy etgan kislotalik shkalasi superkislotalar kuchini baholashda keng qo‘llanadi. Superkislotalar — kislotaligi 100 foizli sulfat kislotasinikidan yuqori bo‘lgan muhitlar bo‘lib, sulfat kislotaning Gammet kislotalik funksiyasi H₀ = −12 ga teng. Alohida anorganik birikmalar orasida kuchli kislotalarga perxlorat kislotasi HClO₄ (H₀ = −13), xlorsulfon kislotasi ClSO₃H (H₀ = −13,8) va ftorsulfon kislotasi FSO₃H (H₀ = −15,1) kiradi. Ma’lum organik kislotalar orasida eng kuchlisi triftormetansulfon kislotasi CF₃SO₃H (H₀ = −14,1).

Superkislotalarga Bryonsted va Lyuis kislotalari aralashmalari ham kiradi. Masalan, HF va surma(V) ftoridi SbF₅ning turli nisbatdagi aralashmalari (H₀ < −30, nisbat 1:1 bo‘lganda). Superkislotaning mashhur namunasi oleum bo‘lib, unda Lyuis kislotasi vazifasini SO₃ bajaradi; u sulfat kislotasi bilan reaksiyaga kirishib, superkislota H₂S₂O₇ (H₀ = −14,5).

Kislotalar quyidagi usullar bilan olinadi:

• Metallmaslarning vodorod bilan ta’sirlashuvi orqali:

${\displaystyle {𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}𝖧𝖢𝗅}$

${\displaystyle {𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖲\mathsf{\to }{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲}$

• Sulfat kislotasining qattiq tuzlar bilan ta’sirlashuvi orqali:

Uchmaydigan sulfat kislotasi qizdirilganda tuzlardan uchuvchan kislotalarni siqib chiqarishi mumkin (biroq konsentrlangan sulfat kislotasi ularni oksidlagani sababli bu yo‘l bilan vodorod bromid va vodorod yodidni olib bo‘lmaydi).

${\displaystyle 𝖭𝖺𝖢𝗅\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{\to }𝖭𝖺𝖧𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}𝖧𝖢𝗅}$

${\displaystyle 𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{\to }𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮}$

• Kislotali oksidlarning suv bilan ta’sirlashuvi orqali:

${\displaystyle {𝖯}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟧}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{\to }\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖯{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}}$