酸和鹼的特性和反應是有機化學研究的核心，如何定義酸和鹼是一個很重要的議題，本篇要來介紹三種不同的酸鹼學說。
1. 阿瑞尼斯酸鹼學說：
西元1887年由阿瑞尼斯提出，此學說只適用於『水溶液系統』
(1) 酸的定義：溶於水中可以解離出鋞離子(hydronium ions)『H3O+』的物質。
(2) 鹼的定義：溶於水中可以解離出氫氧離子(hydroxide ions)『OH-』的物質。
(3) 物質溶於水中的酸度鹼度，我們藉由測量水溶液中H3O+的濃度來獲得。在25℃的中性水溶液中，經由計算獲得離子積常數Kw = 1×10-14 M2 (計算過程列在下方的附註)，在溫度不變的情形下，這個值是固定的。而在中性水溶液中，H3O+和OH-的濃度相等，故：[H3O+] = [OH-] = 1×10-7 M
若溶液為酸性，則H3O+的濃度會大於1×10-7 M，OH-的濃度會小於1×10-7 M
若溶液為鹼性，則H3O+的濃度會小於1×10-7 M，OH-的濃度會大於1×10-7 M
由於濃度的數值範圍太廣，不利於我們在研究上用來討論，因此過往的化學家提出使用pH值來表示酸鹼度，pH值的算法就是將H3O+的濃度取『負log』
pH = - log10[H3O+]
EX：[H3O+] = 2×10-5 M => pH = - log[2×10-5] = - (log2 + log10-5) = 5 - log2 = 4.7
EX：[OH-] = 2×10-5 M => pOH = - log[2×10-5] = - (log2 + log10-5) = 5 - log2 = 4.7；pH = 14 – 4.7 = 9.3
p.s 1 記住log的值可以便於計算
log2 = 0.3 ； log3 = 0.47 ； log5 = 0.7 ； log7 = 0.8
而log6 可以用log2×3 = log2 + log3 = 0.77 來計算，不用特別記(log4、log8、log9以此類推)
p.s 2：計算Kw = [H+][OH-] = 1×10-14
H2O(l) ⇌H+ + OH-
25℃下水的解離常數 K = [H+][OH-] / [H2O] = 1.8×10-16 M
密度為1，分子量18的水，1公升的水會有1000克
體積莫耳濃度公式 = 莫耳數 / 體積 (公升)，而1公升的水的莫耳數為55.56 mole，故水的體積莫爾濃度 [H2O] = 55.56 mole / 1 L = 55.56 M (恆為定值)
[H+][OH-] = 1.8×10-16 × [H2O] = 1×10-14，所以[H+][OH-]的值為1×10-14
故Kw = [H+][OH-] = 1×10-14
2. 布-洛酸鹼學說
由於阿瑞尼斯的酸鹼學說不夠全面，僅適用於水溶液系統，酸和鹼的種類只侷限於含H+或OH-的物質。西元1923年，布忍斯特和洛瑞提出了進化的酸鹼學說，範圍擴張至『非水溶液系統』。
(1) 布-洛酸的定義：可以提供質子(H+)的物質，為質子予體(proton donor)。
(2) 布-洛鹼的定義：可以接收質子(H+)的物質，為質子受體(proton acceptor)
(3) 『共軛酸鹼』是布-洛學說最重要的概念。如圖，當H2SO4丟出質子，它就變成一個鹼HSO4-可以接收質子；當NH3接收質子，它就變成一個酸NH4+可以提供質子。
H2SO4與HSO4-互為共軛酸鹼對，我們稱H2SO4為HSO4-的共軛酸，HSO4-為H2SO4的共軛鹼。
NH3與NH4+互為共軛酸鹼對，NH3為NH4+的共軛鹼，NH4+為NH3的共軛酸。
酸鹼度為相對的比較，H2SO4為強酸，NH4+相對為弱酸；NH3為較強的鹼，HSO4-相對為弱的鹼。我們可以得到一個結論：強酸的共軛鹼為弱鹼；弱鹼的共軛酸為強酸。
3. 路易士酸鹼學說
有些情況下，反應式看不到H+和OH-，或質子H+的提供和接收，那這些反應中的物質就不是酸或鹼嗎？布-洛酸鹼學說還不夠解釋許多化學反應，因此路易士提出了最全面學說：以電子得失來定義酸鹼。
(1) 路易士酸的定義：電子接收者，稱為『親電體(electrophile)』
(2) 路易士鹼的定義：電子給予者，可以提供電子給缺乏電子的原子，來形成新的鍵結，也稱為『親核體(nucleophile)』。
N原子上帶有孤對電子，表示它電子很多可以提供給其他原子；而B原子極缺電子，連八隅律都沒符合，這時N就會提供電子給B，形成一個鍵結，新的分子就生成了。
(3) 有了nucleophile和electrophile，許多化學反應得以進行，我們會利用上圖的紅色箭頭來表示電子的流動，在後續的有機反應會經常使用到。
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