Teoria Brønsteda‑Lowry’ego to teoria kwasowo‑zasadowa zaproponowana prawie 50 lat po teorii Arrheniusa. Zgodnie z tą teorią:

• kwas to substancja (cząsteczka, jon) zdolna do oddawania jonu wodoru (protonuprotonprotonu) – protonodawca np. $\mathrm{HCl}$, ${\text{H}}_2\text{O}$, ${\text{CH}}_3\text{COOH}$, ${\text{HSO}}_4^{-}$, ${\text{HCO}}_3^{-}$, ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, ${\text{NH}}_4^{+}$.

• zasada to substancja (cząsteczka, jon) zdolna do pobierania jonu wodoru (protonu) – protonobiorca np. ${\text{H}}_2\text{O}$, ${\text{NH}}_3$, ${\text{CH}}_3{\text{NH}}_2$, ${\text{CH}}_3{\text{COO}}^{-}$, ${\text{CO}}_3^{2-}$, ${\text{HCO}}_3^{-}$, ${\text{OH}}^{-}$.

Według teorii Brønsteda-Lowry’ego jon wodorowy ${\text{H}}^{+}$ nie jest ani kwasem, ani zasadą, ponieważ on sam jest czynnikiem, którego przekazywanie stanowi podstawę tej teorii. Dodatkowo należy wspomnieć, że kwasami według teorii Brønsteda-Lowry’ego określa się także substancje uważane za kwasy Arrheniusa.

Według teorii Brønsteda-Lowry’ego zasadą jest jon wodorotlenkowy ${\text{OH}}^{-}$, ale nie są nimi $\text{NaOH}$ czy ${\text{Ba(OH)}}_2$, ponieważ substancje takie nie są „cząsteczkami” w środowisku wodnym. Wodorotlenek sodu, wodorotlenek baru i inne wodorotlenki to ciała stałe o budowie jonowej posiadające w swojej strukturze jony ${\text{Na}}^{+}$ i ${\text{OH}}^{-}$. Po wprowadzeniu do wody, stały wodorotlenek rozpuszcza się i dysocjuje dostarczając jonów wodorotlenkowych, które są właściwą zasadą zgodnie z teorią Brønsteda‑Lowry’ego. Dodatkowo zasadami są jony powstające w dysocjacji kwasów, np. wskazane ${\text{CH}}_3{\text{COO}}^{-}$ i ${\text{CO}}_3^{2-}$, ${\text{HCO}}_3^{-}$. Wynika, z tego że zasadami Brønsteda-Lowry’ego są m.in. amoniak i aminy, które nie są uznawane za zasady przez klasyczną teorię Arrheniusa.

Reakcja pomiędzy kwasem a zasadą, w czasie której odbywa się transfer jonu wodoru, jest przykładem reakcji protolitycznej.

\

Każdej zasadzie (np. ${\text{NH}}_3$) odpowiada sprzężony z nią kwas (np. ${\text{NH}}_4^{+}$). Każdy kwas, oddając jon wodoru (proton), przechodzi w sprzężoną z nim zasadę. Należy pamiętać, że im mocniejszy kwas, tym słabsza jest sprzężona z nim zasada.

Niektóre indywidua chemiczne mogą pełnić wg teorii Brønsteda-Lowry’ego w jednym przypadku rolę kwasu, a w innej reakcji rolę zasady. Takie indywidua nazywamy amfolitami lub substancjami amfiprotycznymi. Przykładem jest cząsteczka wody, które w pierwszym równaniu pełni funkcję zasady, a w drugim funkcję kwasu.

Kolejnym indywiduum amfiprotycznym jest jon ${\mathrm{HSO}}_3^{-}$.

Z formalnego punktu widzenia właściwości amfiprotyczne powinien wykazywać jon ${\mathrm{HSO}}_4^{-}$. Powstaje on bowiem w czasie dysocjacji kwasu siarkowego(VI), a w wyniku jego dalszej dysocjacji tworzą się jony ${\mathrm{SO}}_4^{2-}$. Niemniej dysocjacja kwasu siarkowego(VI) prowadząca do jonu ${\mathrm{HSO}}_4^{-}$ jest praktycznie całkowita i nieodwracalna, stąd właściwości zasadowe, a zatem również amfiprotyczne takiego jonu w środowisku wodnym byłyby trudne do potwierdzenia doświadczalnie