Teoria Brønsteda (także teoria Brønsteda-Lowry'ego, teoria kwasów i zasad Brønsteda) − teoria, która została sformułowana w 1923 roku niezależnie od siebie przez Johannesa Brønsteda i Thomasa Martina Lowry'ego^[1][2], w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jon wodorowy (proton), natomiast zasadą substancja, która przyłącza protony. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu staje się sprzężoną zasadą, natomiast zasada pobierając proton staje się sprzężonym kwasem:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej według teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

HA + B ⇌ A⁻ + HB⁺

gdzie:

HA − kwas

B − zasada

A⁻ − sprzężona zasada

HB⁺ − sprzężony kwas

Przykłady:

• HF + H
  2O ⇌ F−
  + H
  3O+
  − woda zachowuje się jak zasada.
• NH
  3 + H
  2O ⇌ NH+
  4 + OH−
  − woda zachowuje się jak kwas.
• HSO−
  3 + H
  2O ⇌ H
  2SO
  3 + OH−
  − woda zachowuje się jak kwas.
• CH
  3COOH + H
  2O ⇌ CH
  3COO−
  + H
  3O+
  − woda zachowuje się jak zasada

Ponadto, zgodnie z teorią Brønsteda, podczas autodysocjacji wody każda z cząsteczek H
2O może być zarówno donorem, jak i akceptorem protonu:

H
2O + H
2O ⇌ H
3O+
+ OH−
− woda zachowuje się zarówno jak kwas, jak i zasada, czyli jest związkiem amfoterycznym, dokładniej amfiprotycznym.

Autodysocjacji ulega też wiele innych rozpuszczalników protonowych i stosuje się dla nich analogiczną interpretację w kontekście teorii kwasów i zasad Brønsteda^[3].

Im silniejszy jest kwas tym słabsza jest sprzężona z nim zasada^[4].

• teoria kwasów i zasad Lewisa