Svante August Arrhenius (1859-1927), químico sueco que ayudó a fijar las bases de la química moderna. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Esta teoría mantiene que en las disoluciones electrolíticas, los compuestos químicos disueltos, se disocian en iones. Arrhenius también sostuvo que el grado de disociación aumenta con el grado de dilución de la disolución, una hipótesis que posteriormente resultó ser cierta sólo para los electrolitos débiles. Inicialmente se creyó que esta teoría era errónea y le aprobaron la tesis con la mínima calificación posible. Sin embargo, más tarde, la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius fue generalmente aceptada y finalmente se convirtió en una de las piedras angulares de la química física y la electroquímica modernas.

Según Arrhenius, ácido es aquella sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando iones hidrógeno (H⁺) y base es toda sustancia que en disolución acuosa, se disocia dando iones hidroxilo (OH^-)

También desarrollo la cinética química, estudiando la influencia de la temperatura en la velocidad e reacción.

La primera teoría química rigurosa sobre la naturaleza de los ácidos y las bases fue elaborada entre 1880 y 1890 por Arrhenius. Según esta teoría, un ácido es aquella sustancia que en disolución se ioniza para dar un ion H⁺ (protón) y base es aquella sustancia que en disolución se ioniza para dar un ion hidroxilo OH^-. Por ejemplo, el ácido clorhídrico HCl en disolución se disocia en: HCl ®  H⁺ + Cl^-. Análogamente, el hidróxido sódico es base pues en disolución da:

NaOH ® Na⁺ + OH^-.

De este modo, el protón era el causante de las propiedades ácidas y el ion hidroxilo de las básicas.

Aunque esta teoría supuso un verdadero avance, hoy día ha sido desplazada por la teoría de Bronsten-Lowry debido a diversas dificultades que la teoría de Arrhenius no es capaz de explicar. Entre ellas, destaca el hecho de que existe considerable evidencia experimental de que no se encuentran protones libres en disolución acuosa sino más bien se unen al agua para formar el ion H₃O⁺ . Tampoco consigue la teoría de Arrhenius explicar porqué el amoníaco líquido actúa como base neutralizando al HCl o porqué el carbonato de sodio Na₂CO₃ en disolución acuosa neutraliza los ácidos, pues ninguna de estas bases da ion hidroxilo OH^-.