En 1923, Bronsted y Lowry propusieron de modo independiente una teoría para explicar el comportamiento ácido-base de las sustancias, en la que los ácidos son dadores de protones mientras que las bases son aceptores de protones.
Esta teoría explica de modo natural, al contrario que Arrhenius, el comportamiento básico del amoniaco.
$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$
El agua actúa como ácido cediendo un protón al amoniaco, que a su vez actúa como base. El agua se convierte en su base conjugada; el ion hidróxido. Mientras que el amoniaco se convirte en su ácido conjugado; el ion amonio.
Esta transferencia de protones entre el agua y el amoniaco libera iones hidróxido al medio, responsables de la basicidad de la disolución.
Dado que el amoniaco es una base débil, la reacción no está totalmente desplazada hacia los productos, representándose el equilibrio mediante una doble flecha.
Los equilibrios de ácidos y bases débiles se describen mediante una constante de equilibrio, llamada constante de acidez o basicidad.
$K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}$
El agua actúa como disolvente, no variando su concentración durante el proceso de disociación de la base y no se incluye
en la constante de equilibrio.
Si consideramos la disociación del ácido acético en agua, tenemos:
$AcOH + H_2O \rightleftharpoons AcO^- + H_3O^+$
La constante de ionización del ácido viene dada por:
$K_a=\frac{[AcO^-][H_3O^+]}{[AcOH]}$
En el caso de los ácidos fuertes, como el HCl, la disociación es tan importante que presentan una constante de equilibrio muy elevada (del orden de $10^6$), lo que permite tratar la disociación de este tipo de ácidos como completa. Este hecho lo indicamos escribiendo la ecuación de ionización con una sola flecha.
$HCl \rightarrow H^+ +Cl^-$