Teoria kwasów i zasad

W 1923r. chemik duński Brönsted oraz niezależnie od niego Anglik Thomas Loury sformułowali protonową teorię kwasów i zasad. Według niej kwasem jest każdy związek chemiczny lub jon, który może oddawać proton, czyli jest donorem protonu (kationów wodorowych), a zasadą każdy związek chemiczny lub jon, który jest akceptorem, czyli jest zdolny do przyjmowania protonów (kationów wodorowych). W takiej sprzężonej parze kwas/zasada kwas ma o jeden proton więcej niż zasada. Ponadto, im mocniejszy kwas, tym słabsza zasada z niego powstaje, i odwrotnie.
NH3+H2O -> NH4OH
NH3+H2O -> NH4+ + OH-
Woda, w zależności od rodzaju reakcji, może być kwasem lub zasadą. Takie indywidua jak woda nazywamy amfiprotycznymi. Należą do nich jeszcze HSO4-, HSO3-, HCO3-. Podobnie jak woda zachowują się też inne rozpuszczalniki np. NH3 lub alkohol etylowy.
Elektronową teorię kwasów i zasad ogłosił w 1938r. Lewis. Według niej kwas jest akceptorem par elektronowych, natomiast zasada jest donorem par elektronowych. Zgodnie z tą regułą, kwasem nazywać będziemy każdy związek chemiczny lub jon, mogący przyjąć parę elektronową i utworzyć wiązanie koordynacyjne, np. H+, Cu2+, AlCl3, FeCl3, zasadą zaś nazywamy każdy związek chemiczny lub jon, dostarczający pary elektronowej do stworzenia wiązania koordynacyjnego, np. OH-, NH3, H2O, Cl-.
NH3+H+ -> NH4+
AlCl3+Cl- -> AlCl4-