Termen Lewissyra är uppkallad efter den amerikanske kemisten Gilbert N. Lewis. Tidiga kemister kände igen en syra som ett ämne med en sur smak som reagerar med vissa metaller och som neutraliserar baser, eller alkalier, och producerar ett salt. Sedan slutet av 19-talet har dock försök gjorts att definiera syror och baser på ett mer rigoröst sätt, och ett som förklarar vad som faktiskt händer i en syra-bas-reaktion. Lewis är den bredaste definitionen.
År 1883 definierade den svenska kemisten Svante Arrhenius en syra som ett ämne som bildar vätejoner (H+) i vattenlösning och en bas som ett ämne som bildar hydroxidjoner (OH-). H+-jonerna – som helt enkelt är protoner – är för reaktiva för att existera i en vattenlösning och associeras med vattenmolekyler för att bilda hydroniumjoner (H3O+). Arrhenius definition visade sig vara mycket användbar och täcker de flesta av de föreningar som vanligtvis betraktas som syror. Till exempel ger saltsyra, en lösning av gasen väteklorid i vatten, H+-joner som bildar hydroniumjoner i lösning: HCl + H2O → H3O+ + Cl-. Denna definition förblev standard till långt in på 20-talet och används fortfarande ofta idag.
En avgörande egenskap hos alla syror är att de neutraliserar baser för att producera salter. Ett exempel är reaktionen mellan saltsyra och natriumhydroxid (NaOH) för att producera natriumklorid och vatten (H2O): H3O+Cl- + Na+OH- → Na+Cl- + H2O. Här har H+-jonerna som tillhandahålls av saltsyran kombinerats med OH-jonerna som tillhandahålls av natriumhydroxiden för att producera vatten, medan Na+ och Cl-jonerna har kombinerats för att producera salt, i enlighet med Arrhenius teori; dock kan liknande reaktioner förekomma mellan föreningar som inte passar Arrhenius definitioner av syror och baser. Exempelvis kan gasformig väteklorid reagera med gasformig ammoniak och bilda saltet ammoniumklorid: HCl + NH3 → NH4+Cl-. Två föreningar har kombinerats för att bilda ett salt, men eftersom de inte är i lösning finns inga H+ eller OH-joner närvarande, så reaktanterna kvalificerar sig inte som en syra och en bas enligt Arrhenius.
1923 kom två kemister – Johaness Bronsted och Thomas Lowry – oberoende av varandra med en ny definition. De föreslog att en syra var en protondonator och en bas en protonacceptor. I en syra-basreaktion ger syran en proton, eller H+jon, till basen; dock behöver ingen av reaktanterna vara i lösning, med H+- eller OH-joner som faktiskt är närvarande före reaktionen. Denna definition inkluderar alla Arrhenius-syror och baser, men förklarar också kombinationen av gasformig väteklorid och ammoniak som en syra-basreaktion: den kovalenta vätekloriden har tillhandahållit en proton till ammoniaken för att bilda en ammoniumjon (NH4+) som bildar en jonisk förening med Cl-jonen.
Den amerikanske kemisten Gilbert N. Lewis föreslog, också 1923, ett utökat koncept av syror och baser som elektronparacceptorer respektive donatorer. Enligt denna definition innebär en syra-basreaktion att reaktanterna bildar en koordinatbindning – en kovalent bindning där båda delade elektronerna kommer från samma atom – med elektronerna som kommer från basen. I HCl–NaOH-reaktionen som beskrivs ovan accepterar H+-jonen som tillhandahålls av HCl ett elektronpar från OH-jonen som tillhandahålls av NaOH för att bilda vatten.
Enligt denna teori är därför en Lewis-bas en förening som har ett obundet elektronpar tillgängligt för bindning. Lewis-syrastrukturen är sådan att den kan uppnå en stabil konfiguration genom att bilda en koordinatbindning med en Lewis-bas. Baser behöver inte innehålla hydroxidjoner eller acceptera protoner, och en Lewis-syra behöver inte innehålla väte eller donera protoner. Lewis-syradefinitionen inkluderar alla Arrhenius- och Bronsted-Lowry-syror och även många ämnen som inte uppfyller Bronsted-Lowry- eller Arrhenius-kriterierna.
Ett bra exempel på ett sådant ämne är bortrifluorid (BF3). I denna förening har bor, som normalt har tre elektroner i sitt yttre skal, bildat kovalenta bindningar som delar ett elektronpar med var och en av de tre fluoratomerna. Även om föreningen är stabil har den plats för ytterligare två elektroner i sitt yttre skal. Det kan alltså bilda en koordinatbindning med en elektronpardonator – med andra ord en bas.
Det kan till exempel kombineras med ammoniak (NH3), som har en kväveatom med ett obundet elektronpar, eftersom tre av de fem elektronerna i kvävets yttre skal är i kovalenta bindningar med de tre väteatomerna. Kombinationen av bortrifluorid och ammoniak är alltså följande: BF3 + :NH3 → BF3:NH3 — ”:” representerar elektronparet från ammoniakens kväveatom. Bortrifluorid beter sig alltså som en Lewis-syra och ammoniak som en bas.