En 1923 el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) y el químico ingles Thomas Lowry (1874- 1936) propusieron una definición más general de ácidos y bases. Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido- base implican la transferencia de iones H de una sustancia a otra.

Un ion H es simplemente un protón sin electrón de valencia a su alrededor.

Esta pequeña partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electrones desapareados de la molécula de agua para formar iones hidrógeno hidratados, formando el ion hidronio H O  .

                   H    +       O---H     --------------------------       H     O     H
                                           H                                                             H

                     HCl      +    H O      --------------------------- H O    + Cl

Así pues cuando se disuelve HCl   en agua, el HCl actúa como una base de Bronsted-Lowry, (dona un protón al H O) y el H O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl).

Por lo tanto postulan “un ácido es una sustancia (molécula o ion) capaz de donar un protón a otra sustancia y una base es una sustancia capaz de aceptar un protón.”

Esta definición implica que, por cada ácido, hay una base relacionada con él.

                            HA   + B  ------------------- A    +  BH

Al ser  reversible puede observarse que ahora la especie BH  es la que dona un protón y A  la que lo acepta.

Los ácidos son agentes oxidantes ya que el protón que donan  tiende a reducirse.

Ácidos y bases conjugados

La base relacionada con un cierto ácido se denomina su “base conjugada”.

    ácido                 base                                  ácido conjugado               base conjugada

  HNO           +     H O          -----------------       H O                      +                 NO
   H O            +    NH            -----------------        NH                      +                OH
  HCl             +    H O           -----------------        H O                     +                 Cl

Puede generalizarse que todos los ácidos según Arrhenius, son también ácidos según Bronsted-Lowry, ya que son capaces de ceder un protón al agua que actúa como base. Así mismo todas las bases según Arrhenius también lo son según Bronsted-Lowry, ya que el OH posee mas de un par de electrones solitarios y es capaz de aceptar un protón para formar agua.

Sin embargo hay otras moléculas que son bases de Bronsted-Lowry , sin ser bases de Arrhenius, como es el caso de las aminas, ya que poseen un par de electrones solitarios.

                HCl    +   CH NH   ------------  CH NH       +   Cl
                                                   Cloruro de metil amonio

Algo similar sucede con los alcoholes, cuyo oxigeno cuenta con 2 pares de electrones solitarios, lo que los convierte, en bases de Bronsted-Lowry

                HBr    +  CH OH  ----------------  CH OH       +  Br

Ya que el concepto de Bronsted-Lowry pone énfasis en la transferencia de protones, también se aplica a reacciones que no se llevan a cabo en disolución acuosa. En la reacción entre HCl  y NH   se transfiere un protón del HCl a la base NH   y se lleva a cabo en fase gaseosa.

                HCl    +    N—H    -----------------  Cl      +   [ H—N—H ]

Ejemplos

                Base        ácido                            ácido      base
                NH   +      HCl    ----------------        NH    +  Cl
                NH   +      H O     ---------------         NH   +  OH
                H O  +      HCl     ---------------         H O   +  Cl

(Varde, 1879-Copenhague, 1947) Químico danés. Profesor en la Universidad de Copenhague, sus principales aportaciones a la ciencia fueron el desarrollo de la teoría de la actividad química y la teoría sobre el comportamiento de ácidos y bases.