mescolando acido e base gli ioni si uniscono formando acqua, è la neutralizzazione

Arrhenius distingue poi acidi monoprotici e poliprotici (in soluzione uno o più ioni) e li classificava in forti, medi, deboli. Le basi invece vennero distinte in monoacide e poliacide e classificate in forti, medie, deboli.

Questa teoria presenta però dei limiti: i concetti di acido e base sono validi solo per le soluzioni in acqua; l'acqua è ritenuta solo una spettatrice nelle reazioni e non si possono dimostrare comportamenti differenti (es. NH3 ha comportamento basico anche senza ioni OH-); le proprietà di una sostanza non dipendono dalla sua possibilità di produrre ioni; non è accettabile la presenza di ioni H+ con molecole polari come l'acqua: infatti lo ione H+ è molto piccolo e porta un'intera carica positiva molto addensata, capace di produrre un campo elettronico polarizzante. Non esiste isolato ma nella forma H3O+ ione poliatomico idronio.

Nel 1923 il chimico danese J.N. Brønsted e l'inglese Lowry proposero una nuova teoria: acido è una sostanza capace di donare uno o più protoni, base capace di accettare uno o più protoni. Quindi in una reazione un acido diventa base, una base diventa acido. Una reazione di protolisi è una reazione di ionizzazione che avviene in questo caso per trasferimento di protoni. La coppia di specie chimiche che dopo la reazione riceve o cede un protone si dice coppia coniugata. In più una sostanza non può essere definita acido o base ma può comportarsi nell'uno o nell'altro in relazione con la sostanza con cui reagisce (comportamento anfotero). L'acido più è forte più è in relazione con una base debole e stabile. La teoria di Brønsted presenta però limiti, a cui la teoria di Lewis ovvia: gli acidi sono le sostanze che possono accettare una coppia di elettroni, le basi li mettono a disposizione (rispettivamente sono sostanze elettrofile e nucleofile). Secondo Brønsted un acido è tanto più forte quanto maggiore è la sua tendenza a cedere un protone e a formare ioni in soluzione. Le reazioni degli acidi e delle basi deboli sono infatti incomplete e in equilibrio chimico. Pertanto si può usare in queste il LAM, purché la concentrazione non sia maggiore di 0,1 M. La costante di equilibrio K in questi casi è indicata con Ka, protolisi acida e Kb per quella basica e verificare con essi se l'equilibrio è spostato a destra ( + ioni, forte) o a sinistra (- ioni, debole). Nell'acqua avviene un leggera autoprotolisi, che ci permette di calcolare la quantità di ioni negativi e positivi in un elemento neutro; essendo essi in ugual numero ed essendo il loro prodotto 10 alla -14 sono presenti alla 10 alla -7. E quindi anche in ogni soluzione in acqua questo rapporto (che varia al variare della temperatura) resta invariato. Quanto è più forte un acido quanto è più debole la sua base coniugata per la relazione Ka*Kb=Kw (costante 1*10 alla -14). La reazione di protolisi avviene mediante la trasformazione di un legame covalente polare in un legame ionico, il distacco di un protone dall'acido, la formazione di un legame dativo tra protone e base. Quando viene inserito in acqua un sale esso si scinde in anione e catione; quando gli ioni provenienti dal sale si comportano da base nei confronti dell'acqua si ha la prevalenza di ioni OH-, quando si comportano come acidi si ha la prevalenza di H3O+. Questo perché ogni elemento scisso rispetto all'acqua può risultare più forte come acido o come base e quindi favorire la reazione con H2O. Quando gli ioni del sale sono troppo deboli per reagire con l'acqua non si ha aumento di OH- o di H3O+. Quando poi la reazione di protolisi è totale si ha una grande concentrazione di ioni, che danno una grande conducibilità elettrica; ma quando si diluisce per esempio HCl in forma ionica in acqua la concentrazione di ioni diminuisce e diminuisce anche la conducibilità. Quando invece la protolisi è in equilibrio chimico e viene immessa in acqua dapprima si innalza il grado di ioni presenti, poi quando si arriva la massimo, si ha lo stesso processo della protolisi totale. Per misurare la presenza di ioni H3O+ o di ioni OH- in una soluzione nel 1920 il danese Sörensen prese il pH come valore di acidità di una sostanza. Questo valore va da 0 a 14 ed è il logaritmo in base dieci dell'inverso della concentrazione dello ione idronio e cioè -log[H3O+]. La normalità è il numero di equivalenti di soluto in un litro di solvente dove il numero degli equivalenti è uguale alla massa diviso la massa equivalente; la massa equivalente è il numero che indica quanti grammi di una sostanza si combinano con una mole di idrogeno; allora una stessa sostanza può avere masse equivalenti diverse e si può trovare dividendo la massa atomica con la valenza positiva. La M.E. di un acido si può trovare con il rapporto fra massa molare e numero di protoni liberati, la M.E. di una base invece dal rapporto fra massa molare e numero di ioni OH- che si liberano, la M.E. di un sale dal rapporto della sua massa formula e il numero di cariche totali associate al catione. Se si indica con n il numero che serve per dividere massa molare o massa formula si può mettere in rapporto la molarità con la normalità M=N/n. Si è verificato che quando si fanno reagire un acido e una base forte si forma una soluzione acquosa di ioni per esempio NaOH + HCl = H2O+ Na+ + Cl-. Questa soluzione è in più neutra, oltre al fatto che Na+ e Cl- sono troppo deboli per intervenire. Quando però o l'acido o la base sono deboli ci sono differenze: quando si ha acido debole e base forte il risultato finale è basico, al contrario è acido con acido forte e base debole. Le titolazioni permettono di vedere la concentrazione di una soluzione acida o basica mediante la neutralizzazione. Con la titolazione si può anche vedere il punto di equivalenza, la situazione nel quale all'acido è stata aggiunta una quantità di base stechiometricamente uguale.