هناك أكثر من تعريف للحموض والقواعد أقدمها كان تعريف أرهينيوس Arrhenius (1884م) حيث يطلق على المركبات التي لها القدرة على التأين في المحلول المائي معطية أيونات هيدروجين اسم حموض بينما يطلق على المركب قاعدة عندما يكون له القدرة على التأين ويعطي أيون هيدروكسيد. ولكن تعريفات الحموض والقواعد التي تلت هذا التعريف كانت أشمل.

نظرية برونستد - لوری Bronsted-Lowry: يعرف الحمض طبقا لنظرية . لورى بأنه المركب الذي له القدرة على إعطاء البروتون، في حين تعرف القاعدة بأنها المركب الذى له القدرة على تقبل البروتون.

في المعادلة السابقة لابد وأن ينظر إلى التفاعل بالاتجاه العكسي (إلى اليسار) لأنه عند الاتزان، يسير كلا الاتجاهين للتفاعل إلى اليمين وإلى اليسار) بسرعة متساوية. وفي الاتجاه الأيسر فإن ⁺ HB تمثل الآن الحمض في حين يمثل القاعدة، أي أن القاعدة الأصلية أصبحت تمثل حمضا والحمض الأصلي أصبح يمثل القاعدة. وحتى يتم تمييز الحمض والقاعدة في كلا الحالتين (كفتي المعادلة) فإن الحمض والقاعدة التي إلى الكفة اليمنى من المعادلة يطلق عليهما

الحمض المرافق والقاعدة المرافقة وعليه فإن X^- هو القاعدة المرافقة لـ HX وCL^- القاعدة المرافقة لـ HCI و HSO^-₄ القاعدة المرافقة لـ H₂SO₄ و CN^- القاعدة المرافقة لـ HCN. وهكذا لأن كلاً من هذه المواد تكونت عند فقد البروتون من الحمض

الأصلي ولها القدرة على أن تتقبل البروتون كي يتكون الحمض الأصلي في الاتجاه العكسي.

وفي تفاعلات الحموض والقواعد في المحاليل المائية فإنه من القاعدة يمكن حساب ثابت الحمضية Ka من العلاقة التالية:

ومن التقدير التقدير الكمي لثابت الحموضة (K_a) فإنه يمكن تقدير جهة اتزان التفاعل وهذا بدوره يؤدي إلى استنباط ما إذا كان الحمض قوياً أو ضعيفاً. فثابت الحموضة هذا هو مقياس الحموضة أي أنه كلما كان صغيراً كلما كان الحمض ضعيفاً أي أن الاتزان جهة اليسار. وعليه يمكن مقارنة قوة الحموضة لحموض مختلفة وذلك من مقارنة ثوابت حموضة هذه الحموض. هذا وتختلف درجة تاين الحموض باختلاف المذيبات. وما ذكر أعلاه عن K_a وعلاقته لقوة الحموضة أو ضعفها يمكن تطبيقه على K_b وعلاقته بقوة القاعدية أو ضعفها..

نظرية لويس (1938) Lewis وفقاً لنظرية لويس فإن أي مادة (جزيئات أو أيونات) لها القدرة على تقبل زوج الكتروني فإن لها صفة حمضية. أما المادة التي لها القدرة على إعطاء زوج الكتروني فإن لها صفة قاعدية كما يتضح من الأمثلة التالية قاعدة لويس حمض لويس

فحموض لويس هي تلك المفتقرة للإلكترونات وقد تكون متعادلة أو ذات شحنة موجبة. أما قواعد لويس فهي تلك الغنية بالإلكترونات ويجب أن تحوي زوجاً الكترونياً حراً واحداً على الأقل وقد تكون متعادلة أو ذات شحنة سالبة.

لا تختلف نظرية لويس عن نظرية برونستد لورى فيما يتعلق بالمركبات القاعدية، فأي مادة لها القدرة على إعطاء زوج الكتروني (قاعدة لويس)، لها القدرة على إعطاء هذا الزوج الالكتروني إلى البروتون (قاعدة برونستد لورى). فأيون الهيدروكسيد مثلاً يمثل قاعدة لويس أو قاعدة برونستد لورى. ومع ذلك فكثير من حموض لويس لا تنطبق وتعريف برونستد من لورى للحموض من بين ذلك هاليد البورون وهاليدات الحديد والألومنيوم، فالمعادن في جميع هذه الهاليدات يوجد بمدارها الخارجي ست الكترونات فقط وعليه فإن لها القدرة على تقبل الالكترونات.