En esta teoría, enunciada simultáneamente por Brönsted y Lowry, un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones o hidrogeniones (H+) y base toda sustancia capaz de tomarlos.
Debe existir por lo tanto una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados. Si se trata de una disolución acuosa de la sustancia, es el agua (que tiene carácter anfótero) la que toma o libera los H+ pasando a OH- o H3O+ (hidronio).
Si se plantea la disolución del ácido clorhídrico:
HCl + H2O → Cl- + H3O+
A1 + B2 → B1 + A2
A1 : ácido 1, en este caso HCl
B1 : base 1, Cl-
B2: base 2, H2O
A2: ácido 2, H3O+
Los pares ácido – base que se identifican son HCl/Cl- y H2O/H3O+
Por otra parte si se considera la disolución del amoníaco (base) se tiene:
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
B1 + A2 → A1 + B2
NH3 es una base (acepta 1 H+) mientras que el NH4+ es su ácido conjugado. En este caso el agua es un ácido ya que libera H+.
La reacción puede leerse en sentido inverso comprobándose la naturaleza ácida del amonio.