Согласно этой теории (1923 г.), свойства кислот и оснований объясняются их составом. С этой точки зрения кислотами являются вещества, способные отдавать протоны (доноры протонов), а основаниями – вещества, способные присоединять протоны (акцепторы протонов). Таким образом, общим для всех кислот является наличие в их составе водорода. Кислотами могут быть как электронейтральные молекулы, так и имеющие электрический заряд катионы и анионы.

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

                                                                 кислота основание

H₂O + H⁺ ↔ H₃O⁺

                                    Основание   кислота

СН₃СООН ↔ Н⁺ +СН₃СОО^-

                                            кислота                       основание

Так, теряя протон, кислота превращается в основание, поскольку в результате обратной реакции образовавшееся вещество может присоединить протон. Аналогичным образом основание, присоединившее протон, становится кислотой.

Сущность кислотно-основного взаимодействия состоит в передаче протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными:

кислота₁ + основание₂ ↔ кислота₂ + основание₁.

Ниже приведены несколько примеров сопряженных кислот и оснований:

По теории Бренстеда-Лоури вещество рассматривается как кислота или основание в зависимости от того, в какие реакции оно вступает. Одно и то же вещество в зависимости от силы акцептора может выступать в роли кислоты или основания.

Так, в присутствии НС1 вода является акцептором протонов, т.е, основанием, а в присутствии аммиака вода оказывается донором протонов, т.е. кислотой:

НС1 + Н₂O ↔ Н₃O⁺ + Сl^-;

                              кислота основание

NНз + Н₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-.

                          основание кислота

В результате взаимодействия кислоты с основанием образуются новая кислота и новое основание. Такие реакции являются обратимыми, а положение равновесия смещено в сторону образования наиболее слабой кислоты и наиболее слабого основания (в приведенных примерах: вправо и влево, соответственно).

Предложенная теория хорошо описывает многие кислотно-основные реакции как в водных, так и в неводных растворах:

НС1 + СН₃СОONa ↔ СН₃СООН + NаС1

кислота₁ основание₂ кислота₂ основание₁;

KNH₂ + CH₃COOH ↔ CH₃COOK + NH₃

                основание₁ кислота₂       основание₂ кислота₁

Основным недостатком этой теории является то, что она исключает проявление кислотного характера веществами, не содержащими водорода.

Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) понятие кислоты и основания было ещё более расширено. Она рассматривает кислотно-основные свойства веществ не на молекулярно-ионном, а на электронном уровне и связывает их с переносом электронной пары от одной частицы к другой. Согласно рассматриваемой теории:

- кислота (Льюиса) – акцептор электронной пары; это может быть молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Например, ионы водорода  (Н⁺), ионы металлов (Ag⁺, Fe³⁺), оксиды некоторых неметаллов (например, SO₃, SiO₂), ряд солей (AlCl₃), а также такие вещества как BF₃, Al₂O₃. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот;

- основание (Льюиса) – донорэлектронной пары; это может быть молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами и не связываются с присутствием в них какого-либо определенного элемента, в частности водорода, могущего отщепляться в виде протона.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

- AlCl₃ + Cl⁻ → [AlCl₄]⁻;

- BF₃ + F⁻ → [BF₄]⁻;

- PCl₅ + Cl⁻ → [PCl₆]⁻.

В общем случае представления Льюиса и Бренстеда-Лоури о кислотах и основаниях широко применяются в химии и хорошо дополняют друг друга. Представления Аррениуса также вписываются в рамки этих двух теорий.

С практической точки зрения для объяснения процессов, протекающих в водных растворах, удобно пользоваться представлениями Аррениуса. Для неводных систем и протекающих в них химических реакций –представлениями Льюиса и Бренстеда-Лоури.