La definizione di acidi e basi secondo Lewis.

• Affinche' una data specie possa agire da accettore di protoni deve necessariamente disporre di una coppia di elettroni di non legame con cui stabilire un legame dativo con il protone. Ad esempio, ${H_2O}$ si comporta da base utilizzando uno dei due doppietti elettronici non condivisi sull'atomo di ossigeno. Lo stesso vale per ${OH^-}$ o $NH_3$.
• Il trasferimento di un protone comporta sempre la donazione di una coppia elettronica per formare il legame con il protone.
• Questo fatto costituisce il fondamento della definizione di acidi e basi formulata da Lewis nel 1930:

  Una base e' una specie che puo' donare una coppia elettronica, mentre un acido e' una specie che puo' accettare una coppia elettronica.

• Tutte le basi di Lowry e Brönsted sono anche basi di Lewis, in quanto sono tutte specie donatrici di una coppia elettronica. Tuttavia, e' nel concetto di acido che le due definizioni differiscono. Secondo Lowry e Brönsted, $HCl$ e' una specie acida perche' cede un protone, ma secondo Lewis la specie acida in $HCl$ e' il protone, ${H^+}$, cioe' la specie effettivamente capace di accettare un doppietto elettronico da una base.
• La definizione di Lewis generalizza il concetto di acido a specie diverse dal protone. Ad esempio, molte molecole neutre possiedono orbitali vuoti che possono accettare coppie elettroniche per formare legami dativi. Tali molecole sono tutte classificabili come acidi di Lewis. Un esempio classico e' la reazione fra $BF_3$ e ammoniaca:
  
  $$BF_3+NH_3=F_3B-NH_3$$