แนวคิดเรื่องปฏิกิริยาของกรด-เบสได้รับการเสนอครั้งแรกในปี ค.ศ. 1754 โดยGuillaume-François Rouelleซึ่งได้นำคำว่า " เบส " มาใช้ในวิชาเคมีเพื่อหมายถึงสารที่ทำปฏิกิริยากับกรดเพื่อให้ได้สารในรูปของแข็ง (เช่น เกลือ) เบสส่วนใหญ่มีรสขม^{[ 3 ]}

นิยามสมัยใหม่แรกของกรดและเบสในแง่ของโมเลกุลได้รับการคิดค้นโดยSvante Arrhenius [ ^{9 ] [ 10 ] ทฤษฎี}ไฮโดรเจนของกรดนี้สืบเนื่องมาจากงานของเขาในปี 1884 ร่วมกับFriedrich Wilhelm Ostwaldในการสร้างการมีอยู่ของไอออนในสารละลายในน้ำและนำไปสู่การที่ Arrhenius ได้รับรางวัลโนเบลสาขาเคมีในปี 1903

ตามคำนิยามของอาร์เรเนียส:

• กรดอาร์เรเนียสเป็นสารที่แตกตัวเป็นไอออนในน้ำเพื่อสร้างไอออนไฮโดรเจน ( H ⁺ ) ^{[ 11 ]}กล่าวคือ กรดจะเพิ่มความเข้มข้นของไอออน H ⁺ในสารละลายในน้ำ

นี้ทำให้เกิดการโปรตอนของน้ำ หรือการสร้างไอออนไฮโดรเนียม(H₃O⁺ ) [ ^{หมายเหตุ1 ] ดังนั้น}ในยุคปัจจุบัน สัญลักษณ์H⁺จึงถูกตีความว่าเป็นตัวย่อของH₃O⁺ เนื่องจากเป็นที่ทราบกันแล้วว่า ^{โปรตอน เปล่า} ไม่มีอยู่เป็นสปีชีส์อิสระในสารละลายในน้ำ^{[ 14 ] นี่} คือสปีชี ส์ที่วัดโดยตัวบ่งชี้ pHเพื่อวัดความเป็นกรดหรือความเป็นเบสของสารละลาย

• เบสตามทฤษฎีของอาร์เรเนียสคือสารที่แตกตัวในน้ำแล้วเกิดเป็นไอออนไฮดรอก ไซด์ ( OH⁻ ⁾กล่าวคือ เบสจะเพิ่มความเข้มข้นของ^{ไอออน} OH⁻ในสารละลายในน้ำ

นิยามของ ความเป็นกรดและด่างของ Arrhenius นั้นจำกัดเฉพาะสารละลายในน้ำและไม่สามารถใช้ได้กับสารละลายที่ไม่ใช่น้ำส่วนใหญ่ และอ้างอิงถึงความเข้มข้นของไอออนตัวทำละลาย ภายใต้นิยามนี้ H₂SO₄ บริสุทธิ์และนำไปสู่การพัฒนาทฤษฎี Brønsted–Lowry และทฤษฎี Lewis ในเวลาต่อมาเพื่ออธิบายข้อยกเว้นที่ไม่ใช่น้ำ เหล่านี้ ^{[ 15 ]}

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสเรียกว่า ปฏิกิริยา สะเทินผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยานี้คือเกลือและน้ำ $$กรด + เบส → เกลือ + น้ำ$$

ในการนำเสนอแบบดั้งเดิมนี้ ปฏิกิริยาการสะเทินกรด-เบสจะถูกกำหนดเป็นปฏิกิริยาการแทนที่คู่ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาของกรดไฮโดรคลอริก (HCl) กับ สารละลาย โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) จะได้สารละลายโซเดียมคลอไรด์ (NaCl) และโมเลกุลน้ำเพิ่มเติมอีกจำนวนหนึ่ง $${\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}}$$

ตัวดัดแปลง ( aq ) ในสมการนี้เป็นความหมายโดยนัยของอาร์เรเนียส ไม่ได้ระบุไว้อย่างชัดเจน มันบ่งชี้ว่าสารเหล่านั้นละลายอยู่ในน้ำ แม้ว่าสารทั้งสามชนิด ได้แก่ HCl, NaOH และ NaCl สามารถคงสภาพเป็นสารประกอบบริสุทธิ์ได้ แต่ในสารละลายในน้ำสารเหล่านี้จะแตกตัวอย่างสมบูรณ์กลายเป็นไอออนH ⁺ , ^{Cl− ,} Na ⁺และOH−

ตัวอย่าง: ผงฟู

ผงฟูใช้ทำให้แป้งสำหรับทำขนมปังและเค้ก "ขึ้นฟู" โดยการสร้างฟองก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์ขนาดเล็กนับล้านฟองไม่ควรสับสนกับเบกกิ้งโซดาซึ่งคือโซเดียมไบคาร์บอเนต ( NaHCO₃ ) ผงฟูเป็นส่วนผสมของเบกกิ้งโซดา (โซเดียมไบคาร์บอเนต) และเกลือที่เป็นกรด ฟองอากาศเกิดขึ้นเนื่องจากเมื่อผงฟูผสมกับน้ำ โซเดียมไบคาร์บอเนตและเกลือที่เป็นกรดจะทำปฏิกิริยากันและผลิตก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์

ไม่ว่าจะเตรียมในเชิงพาณิชย์หรือในครัวเรือน หลักการเบื้องหลังสูตรผงฟูยังคงเหมือนเดิม ปฏิกิริยาของกรด-เบสสามารถแสดงได้โดยทั่วไปดังที่แสดงไว้: ^{[ 16 ]}

$${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + H+ -> Na+ + CO2 + H2O}}}$$

ปฏิกิริยาจริงมีความซับซ้อนมากขึ้นเนื่องจากกรดมีความซับซ้อน ตัวอย่างเช่น เริ่มต้นด้วยโซเดียมไบคาร์บอเนตและ โมโน แคลเซียมฟอสเฟต ( Ca(H2PO4 2 จะผลิตคาร์บอนไดออกไซด์ตามสัดส่วน ต่อไปนี้ : ^{[ 17 ]}

$${\displaystyle {\ce {14 NaHCO3 + 5 Ca(H2PO4)2 -> 14 CO2 + Ca5(PO4)3OH + 7 Na2HPO4 + 13 H2O}}}$$

สูตรทั่วไป (ตามน้ำหนัก) อาจประกอบด้วยโซเดียมไบคาร์บอเนต 30%, โมโนแคลเซียมฟอสเฟต 5–12% และโซเดียมอะลูมิเนียมซัลเฟต 21–26% หรืออีกทางหนึ่ง ผงฟูเชิงพาณิชย์อาจใช้โซเดียมแอซิดไพโรฟอสเฟตเป็นส่วนประกอบที่เป็นกรดหนึ่งในสองชนิดแทนโซเดียมอะลูมิเนียมซัลเฟต กรดอีกชนิดหนึ่งที่พบได้ทั่วไปในสูตรดังกล่าวคือออฟทาร์ทาร์( KC4H5O6 ) ซึ่งอนุพันธ์ของกรดทาร์ทา^{[ 17 ]}

โยฮันเนส นิโคเลาส์ บรอนสเตดและโทมัส มาร์ติน โลว์รี

นิยามของ Brønsted–Lowry ซึ่งกำหนดขึ้นในปี พ.ศ. 2466 โดยJohannes Nicolaus Brønstedในเดนมาร์กและMartin Lowryในอังกฤษ อย่างอิสระ ^{[ 18 ] [ 19 ]}อิงตามแนวคิดของการโปรตอนของเบสผ่านการดีโปรตอนของกรด นั่นคือ ความสามารถของกรดในการ "บริจาค" ไอออนไฮโดรเจน ( H ⁺ ) หรือที่รู้จักกันในชื่อโปรตอนให้กับเบส ซึ่ง "รับ" ไอออนเหล่านั้น^{[ 20 ] [หมายเหตุ 2 ]}  

ดังนั้น ปฏิกิริยาของกรด-เบส คือ การกำจัดโปรตอนออกจากกรดและการเพิ่มโปรตอนเข้าไปในเบส^{[ 21 ]}การกำจัดโปรตอนออกจากกรดจะทำให้เกิดเบสคู่ควบซึ่งก็คือกรดที่มีโปรตอนถูกกำจัดออกไป การรับโปรตอนโดยเบสจะทำให้เกิดกรดคู่ควบซึ่งก็คือเบสที่มีโปรตอนถูกเพิ่มเข้าไป

แตกต่างจากคำจำกัดความก่อนหน้านี้ คำจำกัดความของ Brønsted–Lowry ไม่ได้อ้างถึงการก่อตัวของเกลือและตัวทำละลาย แต่กลับอ้างถึงการก่อตัวของกรดคู่ควบและเบสคู่ควบซึ่งเกิดจากการถ่ายโอนโปรตอนจากกรดไปยังเบส^{[ 11 ] [ 20 ]}ในแนวทางนี้ กรดและเบสมีพฤติกรรมที่แตกต่างจากเกลือโดยพื้นฐาน ซึ่งถือว่าเป็นอิเล็กโทรไลต์ ตามทฤษฎีของDebye , Onsagerและคนอื่นๆ กรดและเบสทำปฏิกิริยากันไม่ใช่เพื่อสร้างเกลือและตัวทำละลาย แต่เพื่อสร้างกรดใหม่และเบสใหม่ ดังนั้นจึงไม่มีแนวคิดเรื่องการทำให้เป็นกลาง^{[ 4 ]}พฤติกรรมของกรด-เบสของ Brønsted–Lowry เป็นอิสระจากตัวทำละลายใดๆ อย่างเป็นทางการ ทำให้ครอบคลุมมากกว่าแบบจำลอง Arrhenius การคำนวณค่าpHภายใต้แบบจำลอง Arrhenius ขึ้นอยู่กับการละลายของด่าง (เบส) ในน้ำ ( สารละลายในน้ำ ) แบบจำลอง Brønsted–Lowry ได้ขยายขอบเขตสิ่งที่สามารถ ทดสอบ ค่า pHได้ โดยใช้สารละลายที่ไม่ละลายและละลายได้ (ก๊าซ ของเหลว ของแข็ง)

สูตรทั่วไปสำหรับปฏิกิริยาของกรด-เบสตามนิยามของบรอนสเตด-โลว์รี คือ: $${\displaystyle {\ce {HA + B -> BH+ + A-}}}$$^{โดยที่ HA} แทนกรด, B แทนเบส, BH ⁺แทนกรดคู่ควบของ B และA−แทนเบสคู่ควบของ HA

ตัวอย่างเช่น แบบจำลอง Brønsted–Lowry สำหรับการแตกตัวของกรดไฮโดรคลอริก (HCl) ในสารละลายในน้ำจะเป็นดังนี้: $${\displaystyle {\underset {\text{กรด}}{{\ce {HCl_{\,}}}}}\ +\ {\underset {\text{เบส}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {{\text{คอนจูเกต}} \atop {\text{กรด}}}{{\ce {H3O+}}}}\ +{\underset {{\text{คอนจูเกต}} \atop {\text{เบส}}}{{\ce {Cl_{\,}-}}}}}$$

การกำจัดH ⁺ ออก จากHCl ทำให้เกิดไอออนคลอไรด์Cl− ^ซึ่งเป็นเบสคู่ควบของกรด การเติมH ⁺ลงในH2O (ซึ่งทำหน้าที่เป็นเบส) จะทำให้เกิดไอออนไฮโดรเนียม + ^ซึ่งเป็นกรดคู่ควบของเบส

น้ำเป็นสารแอมโฟเทอริกกล่าวคือ สามารถทำหน้าที่ได้ทั้งเป็นกรดและเบส แบบจำลองของบรอนสเตด-โลว์รีอธิบายเรื่องนี้ โดยแสดงให้เห็นการแตกตัวของน้ำเป็นไอออนไฮโดรเนียมและไฮดรอกไซด์ที่มีความเข้มข้นต่ำ:  $${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$$

สมการนี้แสดงให้เห็นได้จากภาพด้านล่าง:

ในที่นี้ โมเลกุลของน้ำหนึ่งโมเลกุลทำหน้าที่เป็นกรด โดยให้H ⁺ และเกิด เป็นเบสคู่ควบOH− ใน ^ขณะ ที่โมเลกุลของน้ำอีกโมเลกุลหนึ่งทำ หน้าที่เป็นเบส โดยรับ ไอออน H ⁺และเกิดเป็นกรดคู่ H3O ⁺

ตัวอย่างหนึ่งของ การ น้ำทำหน้าที่เป็นกรด คือ พิจารณาสารละลายไพริดีนในน้ำ ซึ่งมี คือC₅H₅N$${\displaystyle {\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}}$$

ในตัวอย่างนี้ โมเลกุลของน้ำจะถูกแยกออกเป็นไอออนไฮโดรเจน ซึ่งจะถูกส่งไปยังโมเลกุลของไพริดีน และไอออนไฮดรอกไซด์

ในแบบจำลอง Brønsted–Lowry ตัวทำละลายไม่จำเป็นต้องเป็นน้ำเสมอไป ดังเช่นที่กำหนดไว้ในจำลองกรด-เบสของ Arrheniusตัวอย่างเช่น ลองพิจารณาสิ่งที่เกิดขึ้นเมื่อกรดอะซิติก ( CH₃COOH )ละลายในแอมโมเนีย เหลว$${\displaystyle {\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}}$$

ไอออนH ⁺จะถูกกำจัดออกจากกรดอะซิติก ทำให้เกิดเบสคู่ควบ คือไอออนอะซิเตตการเติม ไอออน H ⁺ลง ใน โมเลกุล แอมโมเนียของ ตัวทำละลายจะสร้างกรดคู่ควบ คือ ไอออนแอมโมเนีย^ม NH4 +

แบบจำลอง Brønsted–Lowry เรียกสารที่มีไฮโดรเจน (เช่นHCl ) ว่ากรด ดังนั้น สารบางชนิดที่นักเคมีหลายคนถือว่าเป็นกรด เช่นSO หรือBCl จึงถูกยกเว้นจากการจัดประเภทนี้เนื่องจากขาดไฮโดรเจนGilbert N. Lewisเขียนไว้ในปี 1938 ว่า "การจำกัดกลุ่มของกรดให้เหลือเฉพาะสารที่มีไฮโดรเจนนั้นขัดขวางความเข้าใจอย่างเป็นระบบของเคมีอย่างร้ายแรงพอๆ กับการจำกัดคำว่าสารออกซิไดซ์ให้เหลือเฉพาะสารที่มีออกซิเจน " ^{[ 4 ]}นอกจากนี้KOHและKNH ไม่ถือว่าเป็นเบสของ Brønsted แต่เป็นเกลือที่มีเบสOH ⁻และNH ⁻

ข้อกำหนดเรื่องไฮโดรเจนของ Arrhenius และ Brønsted–Lowry ถูกยกเลิกโดยนิยามปฏิกิริยาของกรด-เบสของ Lewis ซึ่งคิดค้นโดยGilbert N. Lewisในปี 1923 ^{[ 22 ]}ในปีเดียวกับ Brønsted–Lowry แต่เขาไม่ได้อธิบายรายละเอียดจนกระทั่งปี 1938 ^{[ 4 ]}แทนที่จะนิยามปฏิกิริยาของกรด-เบสในแง่ของโปรตอนหรือสารที่เชื่อมต่อกันอื่นๆ นิยามของ Lewis กำหนดให้เบส (เรียกว่าเบสของ Lewis ) เป็นสารประกอบที่สามารถบริจาคอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง ได้ และกรด ( กรดของ Lewis ) เป็นสารประกอบที่สามารถรับอิเล็กตรอนคู่นี้ได้^{[ 23 ]}

ตัวอย่างเช่นโบรอนไตรฟลูออไรด์ ( BF₃ เป็นกรดลูอิสทั่วไป มันสามารถรับอิเล็กตรอนคู่หนึ่งได้เนื่องจากมีช่องว่างในอ็อกเทต ส่วนไอออนฟลูออไรด์มีอ็อกเทตครบและสามารถบริจาคอิเล็กตรอนคู่หนึ่งได้ ดังนั้น $${\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}$$ เป็นปฏิกิริยาทั่วไประหว่างกรดลูอิสและเบสลูอิส สารประกอบทั้งหมดของหมู่ 13ที่มีสูตรAX₃สามารถทำหน้าที่เป็นกรดลูอิสได้ ในทำนองเดียวกัน สารประกอบของหมู่ 15ที่มีสูตรDY₃เช่นเอมีน ( NR₃ และฟอสฟีน ( PR₃ ทำหน้าที่เป็นเบสลูอิสได้สารประกอบเชิงซ้อนระหว่างสารเหล่านี้มีสูตรX₃A ←DY₃ มีพันธะโคเวเลนต์แบบให้ (แสดงด้วยสัญลักษณ์ ←) ระหว่างอะตอม A (ตัวรับ) และ D (ตัวให้) สารประกอบของธาตุหมู่ 16ที่มีสูตรDX₂ ก็สามารถทำหน้าที่เป็นเบสลูอิส ได้เช่นกัน ในทำนองนี้ สารประกอบเช่นอีเทอร์ ( R₂O หรือ ไท โออีเทอร์ R₂S ) สามารถทำหน้าที่เป็นเบสลูอิส นิยามของลูอิสไม่ได้จำกัดอยู่เพียงตัวอย่างเหล่านี้ ตัวอย่างเช่นคาร์บอนมอนอกไซด์ทำหน้าที่เป็นเบสของลูอิสเมื่อเกิดปฏิกิริยากับโบรอนไตรฟลูออไรด์ ซึ่งมีสูตรเคมี F₃B ← CO

สารประกอบเชิงซ้อนที่เกี่ยวข้องกับไอออนโลหะเรียกว่าสารประกอบเชิงซ้อน โดยลิแกนด์แต่ละตัวจะบริจาคอิเล็กตรอนคู่หนึ่งให้กับไอออนโลหะ^{[ 23 ]}ปฏิกิริยา $${\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}}$$ สามารถมองได้ว่าเป็นปฏิกิริยาของกรด-เบส โดยที่เบสที่แรงกว่า (แอมโมเนีย) เข้ามาแทนที่เบสที่อ่อนกว่า (น้ำ)

นิยามของลูอิสและบรอนสเตด-โลว์รีมีความสอดคล้องกันเนื่องจากปฏิกิริยา $${\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}$$ เป็นปฏิกิริยาของกรด-เบสในทั้งสองทฤษฎี

ข้อจำกัดประการหนึ่งของนิยามของอาร์เรเนียสคือการพึ่งพาตัวอย่างในน้ำเอ็ดเวิร์ด เคอร์ติส แฟรงคลินศึกษาปฏิกิริยาของกรด-เบสในแอมโมเนียเหลวในปี 1905 และชี้ให้เห็นถึงความคล้ายคลึงกับทฤษฎีของอาร์เรเนียสที่ใช้ตัวอย่างในน้ำอัลเบิร์ต เอฟโอ เจอร์แมนน์ ทำงานโดยใช้ ฟอสจีนเหลว( COCl₂)ได้กำหนดทฤษฎีตามตัวทำละลายในปี พ.ศ. 2468 จึงได้ขยายคำจำกัดความของ Arrhenius ให้ครอบคลุมตัวทำละลายที่ไม่มีโปรตอน ^{[ 24 ]}

เกอร์มันน์ชี้ให้เห็นว่าในสารละลายหลายชนิด มีไอออนที่อยู่ในสภาวะสมดุลกับโมเลกุลของตัวทำละลายที่เป็นกลาง:

• ไอออนโซลโวเนียม : ชื่อทั่วไปสำหรับไอออนบวก บางครั้งก็เรียกว่ากรดโซลโว^{[ 25 ]}เมื่อ ตัว ทำละลายถูกโปรตอน พวกมันจะเป็นไอออนไลโอเนียม
• ไอออนโซลเวต : ชื่อทั่วไปสำหรับไอออนลบ บางครั้งเรียกไอออนเหล่านี้ว่าโซลเวตเบส^{[ 25 ]}เมื่อตัวทำละลายถูกกำจัดโปรตอน ไอออนเหล่านี้จะเป็นไอออนไลเอต

ตัวอย่างเช่น น้ำและแอมโมเนียจะเกิดการแตกตัวเป็นไฮโดรเนียมและไฮดรอกไซด์และแอมโมเนียมและอะไมด์ตามลำดับ: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{aligned}}}$$

ระบบอะโปรติกบางระบบก็เกิดการแตกตัวแบบนี้เช่นกัน เช่นไดไนโตรเจนเตตรอกไซด์แตกตัวเป็นไนโตรโซเนียมและไนเตรต [ ^{หมายเหตุ 3 ]}แอนติโมนีไตรคลอไรด์แตกตัวเป็นไดคลอโรแอนติโมเนียมและเตตระคลอโรแอนติโมเนต และฟอสจีนแตกตัวเป็นคลอโรคาร์บอกโซเนียมและคลอไรด์ $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{aligned}}}$$

สารละลายที่ทำให้ความเข้มข้นของไอออนโซลโวเนียมเพิ่มขึ้นและความเข้มข้นของไอออนโซลเวตลดลง เรียกว่ากรดส่วนสารละลายที่ทำให้ความเข้มข้นของไอออนโซลเวตเพิ่มขึ้นและความเข้มข้นของไอออนโซลโวเนียมลดลง เรียกว่าเบส

ดังนั้น ในแอมโมเนียเหลว (ซึ่งให้NH₃⁻²⁺ )เป็นเบสแก่ และNH₄NO₃ (ซึ่งให้NH₄⁺⁴⁺ ) เป็นกรดแก่ ในซัลเฟอร์ไดออกไซด์เหลว SO₂ )สารประกอบไทนิล (ซึ่งให้SO₂²⁺ ) หน้าที่เป็นกรด และซัลไฟต์⁽ซึ่งให้SO₂²⁻³⁺ )ทำหน้าที่เป็นเบส

ปฏิกิริยาของกรด-เบสที่ไม่เกี่ยวข้องกับน้ำในแอมโมเนียเหลวนั้นคล้ายคลึงกับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในน้ำ: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{amphiphilic}} \atop {\text{amide}}}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{acid}}{{\ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}}$$

กรดไนตริกสามารถเป็นเบสในกรดซัลฟิวริกเหลวได้: $${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}}$$จุดเด่นเฉพาะตัวของคำจำกัดความนี้ปรากฏให้เห็นในการอธิบายปฏิกิริยาในตัวทำละลายที่ไม่มี โปรตอน เช่น ในไนโตรเจนเหลว( :

$${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {AgNO3}}}}+{\underset {\text{acid}}{{\ce {NOCl_{\ }}}}}\longrightarrow {\underset {\text{solvent}}{{\ce {N2O4}}}}+{\underset {\text{salt}}{{\ce {AgCl_{\ }}}}}}$$

เนื่องจากคำจำกัดความของระบบตัวทำละลายขึ้นอยู่กับตัวถูกละลายและตัวทำละลายเอง ตัวถูกละลายเฉพาะเจาะจงอาจเป็นกรดหรือเบสก็ได้ ขึ้นอยู่กับการเลือกตัวทำละลาย: เป็นกรดแก่ในน้ำ เป็นกรดอ่อนในกรดอะซิติก และเป็นเบสอ่อนในกรดฟลูออโรซัลโฟนิก ลักษณะเฉพาะของทฤษฎีนี้ถูกมองว่าเป็นทั้งจุดแข็งและจุดอ่อน เพราะสารบางชนิด (เช่นและ NH3 ) ถูกมองว่าเป็นกรดหรือเบสในตัวของมันเอง ในทางกลับกัน ทฤษฎีระบบตัวทำละลายถูกวิพากษ์วิจารณ์ว่ากว้างเกินไปจนไม่เป็นประโยชน์ นอกจาก ยังมีความคิดว่าสารประกอบไฮโดรเจนมีคุณสมบัติเป็นกรดโดยเนื้อแท้ ซึ่งเป็นคุณสมบัติที่เกลือโซลโวเนียมที่ไม่ใช่ไฮโดรเจนไม่มี^{[ 4 ]}

ทฤษฎีกรด-เบสนี้เป็นการฟื้นฟูทฤษฎีออกซิเจนของกรดและเบสที่เสนอโดยนักเคมีชาวเยอรมันHermann Lux ^{[ 27 ] [ 28 ]}ในปี 1939 ซึ่งได้รับการปรับปรุงเพิ่มเติมโดยHåkon Flood ประมาณปี 1947 ^{[ 29 ]}และยังคงใช้ในธรณีเคมี สมัยใหม่ และเคมีไฟฟ้าของเกลือหลอมเหลวคำจำกัดความนี้อธิบายว่ากรดเป็นตัวรับไอออนออกไซด์ ( O ²⁻ ) และเบสเป็นตัวให้ไอออนออกไซด์ ตัวอย่างเช่น: ^{[ 30 ]}$${\displaystyle {\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}}$$

ทฤษฎีนี้ยังมีประโยชน์ในการจัดระบบปฏิกิริยาของสารประกอบก๊าซเฉื่อยโดยเฉพาะอย่างยิ่งออกไซด์ ฟลูออไรด์ และออกโซฟลูออไรด์ของซีนอน^{[ 31 ]}

Mikhail Usanovichได้พัฒนาทฤษฎีทั่วไปที่ไม่จำกัดความเป็นกรดเฉพาะสารประกอบที่มีไฮโดรเจน แต่แนวทางของเขาซึ่งตีพิมพ์ในปี 1938 นั้นมีความเป็นทั่วไปมากกว่าทฤษฎีของ Lewis ^{[ 4 ]}ทฤษฎีของ Usanovich สามารถสรุปได้ว่า กรดคือสิ่งใดก็ตามที่รับชนิดประจุลบหรือให้ชนิดประจุบวก และเบสคือสิ่งที่ตรงกันข้าม ซึ่งได้กำหนดแนวคิดของปฏิกิริยารีดอกซ์ (ออกซิเดชัน-รีดักชัน) ให้เป็นกรณีพิเศษของปฏิกิริยากรด-เบส

ตัวอย่างปฏิกิริยาของกรด-เบสแบบ Usanovich ได้แก่: $${\displaystyle {\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}}$$

ในปี พ.ศ. 2506 ราล์ฟ เพียร์สันได้เสนอแนวคิดเชิงคุณภาพที่เรียกว่าหลักการกรดและเบสแบบแข็งและแบบอ่อน [ ^{32 ] ต่อ}มาได้มีการทำให้เป็นเชิงปริมาณด้วยความช่วยเหลือของโรเบิร์ต พาร์ในปี พ.ศ. 2527 ^{[ 33 ] [ 34 ]} 'แข็ง' หมายถึงสปีชีส์ที่มีขนาดเล็ก มีสถานะประจุสูง และมีความสามารถในการโพลาไรซ์ต่ำ 'อ่อน' หมายถึงสปีชีส์ที่มีขนาดใหญ่ มีสถานะประจุต่ำ และมีความสามารถในการโพลาไรซ์สูง กรดและเบสมีปฏิสัมพันธ์กัน และปฏิสัมพันธ์ที่เสถียรที่สุดคือแบบแข็ง-แข็งและแบบอ่อน-อ่อน ทฤษฎีนี้ได้ถูกนำไปใช้ในเคมีอินทรีย์และอนินทรีย์

แบบจำลอง ECWที่สร้างโดยRussell S. Dragoเป็นแบบจำลองเชิงปริมาณที่อธิบายและทำนายความแข็งแรงของปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสของ Lewis −Δ Hแบบจำลองนี้กำหนด พารามิเตอร์ EและCให้กับกรดและเบสของ Lewis หลายชนิด กรดแต่ละชนิดมีลักษณะเฉพาะด้วยE และC ใน ทำนองเดียวกัน เบสแต่ละชนิดมีลักษณะเฉพาะด้วยE และC ของตัวเอง พารามิเตอร์EและCหมายถึงส่วนประกอบทางไฟฟ้าสถิตและโคเวเลนต์ตามลำดับ ที่มีส่วนช่วยต่อความแข็งแรงของพันธะที่กรดและเบสจะสร้างขึ้น สมการคือ $${\displaystyle -\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W}$$

เทอมWแสดงถึงการมีส่วนร่วมของพลังงานคงที่สำหรับปฏิกิริยาของกรด-เบส เช่น การแตกตัวของกรดหรือเบสไดเมอร์ิก สมการทำนายการกลับด้านของความแรงของกรดและเบส การนำเสนอเชิงกราฟของสมการแสดงให้เห็นว่าไม่มีลำดับเดียวของความแรงของเบสของลูอิสหรือความแรงของกรดของลูอิส^{[ 35 ]}