1. TEORIA ARRHENIUSA

Teoria ta opiera się na dysocjacji elektrolitycznej i podaje definicje kwasów i zasad.
Kwasy to substancje, które dysocjują z odszczepieniem jonu wodorowego:

Np.
\( HCl \rightleftharpoons H^+ + Cl^- \)
\( H_2SO_4 \rightleftharpoons H^+ + HSO_4^- \)
\( HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{ 2-} \)
\( H_3PO_4 \rightleftharpoons H^+ + H_2PO_4^- \)
\( H_2PO_4^- \rightleftharpoons H^+ + HPO_4^{2-} \)
\( HPO_4^{2-} \rightleftharpoons H^+ + PO_4^{3-} \)
Zasady to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z odszczepieniem jonów hydroksylowych:

Np.
\( Mg(OH)_2 \rightleftharpoons Mg(OH)^+ + OH^- \)
\( Mg(OH)^+ \rightleftharpoons Mg^{2+} + OH^- \)
\( Ca(OH)_2 \rightleftharpoons Ca^{2+} + 2 OH^- \)

Teoria ta choć chętnie stosowana przez chemików, posiada pewne ograniczenia. Nie wyjaśnia dlaczego niektóre sole, które wg tej teorii są substancjami obojętnymi, w roztworach wodnych zachowują się jak kwasy lub zasady (np. węglan sodu ma odczyn alkaliczny, a siarczan(VI) miedzi(II) odczyn kwaśny).
Kolejnym ograniczeniem jest fakt, że stosuje się tylko do roztworów wodnych. Niektóre substancje zmieniają swoje właściwości w roztworach gdzie rozpuszczalnik jest inny niż woda. Za przykład można podać mocznik. Substancja ta w roztworze wodnym jest obojętna, natomiast w bezwodnym, ciekłym amoniaku zachowuje się jak typowy kwas. Swoje właściwości zmienia w bezwodnym kwasie octowym, w którym wykazuje właściwości zasadowe.

2. TEORIA BRöNSTEDA I LOWRY'EGO

Teoria ta jest inaczej nazywana teoria protonową, gdyż wodór pozbawiony elektronu staje się protonem. W związku z tym kwasem jest każdy związek, który jest donorem (dawcą) protonu, a zasada to substancja która jest akceptorem protonu.

W roztworach wolne protony nie mogą samodzielnie istnieć, wobec tego muszą połączyć się z inną cząsteczką lub jonem.
Taka cząsteczka lub jon ma charakter akceptora protonu, a więc zasady.
Dlatego w rzeczywistości nie przebiegają reakcje odłączenia protonu od kwasu, a jedynie reakcje przeniesienia protonu do cząsteczki innej zasady, będącej mocniejszym akceptorem protonów od zasady sprzężonej z danym kwasem.

Jeżeli rozpatrzymy reakcję:

\( H_2O + NH_3 \rightleftharpoons OH^- + NH_4^+ \)

W tej reakcji woda jest donorem jonu wodorowego (protonu), a cząsteczka amoniaku jest akceptorem protonu. Woda jest więc kwasem a amoniak zasadą.
Natomiast w reakcji:

\( H_2O + CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+ \)

Woda jest zasadą, ponieważ przyjmuje proton od kwasu (kwasu octowego). Sprzężonym kwasem będzie wzbogacona o proton cząsteczka wody, czyli kation hydroniowy. Reszta kwasowa \( CH_3COO^- \) jest sprzężoną zasadą.
Ujęcie Brönsteda i Lowry'ego pozwala na lepsze zaobserwowanie właściwości słabych zasad i słabych kwasów. Cechą charakterystyczną wszystkich kwasów Brønsteda-Lowry'ego jest to, że posiadają tzw. kwaśne (ruchliwe) atomy wodoru. Natomiast wspólną cechą zasad w tej teorii jest posiadanie wolnej pary elektronowej, która może być przyłączona do pozbawionego elektronów jonu \( H^+ \).

3. TEORIA LEWISA

Teoria Lewisa jest jedną z najbardziej ogólnych teorii kwasowo - zasadowych. Wiele substancji, które zarówno w ujęciu Arrheniusa, jak i w ujęciu Brönsteda i Lowry'ego, nie były klasyfikowane, są zdefiniowane według Lewisa. Teoria ta opiera się na zdolności substancji do przyłączania i oddawanie pary elektronowej.
Zgodnie z tą teorią:
- kwasem nazywa się jon, atom lub cząsteczkę, która jest akceptorem pary elektronowej (posiada lukę elektronową).
Np. \( H_2O \), \( H^+ \), \( Na^+ \), \( Fe^{3+} \), \( NH_3 \), \( SO_2 \), \( SO_3 \)
- zasadą natomiast określa się jon, atom lub cząsteczkę, która jest donorem pary elektronowej (posiada wolną parę elektronową).
Np. \( H_2O \), \( OH^- \), \( NH_3 \),
Teoria ta ma szersze zastosowanie, ponieważ umożliwia klasyfikacje także tych substancji, które nie posiadają w cząsteczce wodoru. Według tej teorii niektóre związki chemiczne, atomy, jony mogą być zarówno kwasami, jak i zasadami, w zależności od innych substancji, z którymi reagują.
Np.

cząsteczka wody jest dawcą pary elektronowej jest więc zasadą, a jon wodorowy akceptorem pary elektronowej, więc jest kwasem.

Jon chlorkowy jest zasadą ponieważ użycza pary elektronowej, a \( AlCl_3 \) jest kwasem ponieważ jest akceptorem tej pary.
Podsumowując, pojęcie kwasu może być definiowane na kilka sposobów w zależności od teorii. Teorie te wzajemnie się uzupełniają. To czy substancja jest kwasem zależy od środowiska w którym się znajduje. Zmiana rozpuszczalnika, dodatek innych elektrolitów modyfikuje zarówno moc kwasu a nawet samą kwasowość cząsteczki.