s cílem vyřešit různé problémy v vodíkový hydroxid sodný ion definice kyselin a zásad, novou, obecnější definici byla navržena v roce 1923 téměř současně J. M. Brønsted a T. M. Lowry., I když snaha o přesné slovní definice kvalitativních pojmů je obvykle ne ziskový ve fyzické vědy, Brønsted–Lowryho definice kyseliny a zásady, má dalekosáhlé důsledky v chápání široké škály jevů a na stimulaci hodně experimentální práce. Definice je následující: kyselina je druh, který má tendenci ztrácet proton, a báze je druh, který má tendenci získat proton., Pojem protonové druhy H+ (jádro atomu vodíku), spíše než skutečné vodíkové ionty, které se vyskytují v různých řešení; definice je tedy nezávislé rozpouštědla. Použití slova druh spíše než látky nebo molekuly znamená, že pojmy kyselina a báze nejsou omezeny na nezmapované molekuly, ale platí také pro kladně nebo záporně nabité ionty. Toto rozšíření je jedním z důležitých rysů definice Brønsted–Lowry. To lze shrnout rovnicí a ⇄ B + H+, ve které a A B společně jsou konjugovaný pár kyseliny a báze., V takovém páru a musí mít samozřejmě ještě jeden kladný náboj (nebo jeden méně záporný náboj) než B, ale neexistuje žádné jiné omezení na znaménko nebo velikost poplatků.
v tabulce je uvedeno několik příkladů párů konjugovaných acidobazických bází.,aa452″>
počet bodů, o Brønsted–Lowryho definice by měla být zdůrazněna:
1., Jak bylo uvedeno výše, tato definice je nezávislá na rozpouštědle. Ionty odvozené z rozpouštědla (H3O+ a OH− ve vodě a NH4+ a NH2− v kapalném amoniaku) nejsou poskytované žádné zvláštní postavení, ale se objeví jako příklady kyselin nebo zásad, pokud jde o obecnou definici. Na druhou stranu budou samozřejmě zvláště důležitými druhy pro reakce v rozpouštědle, ke kterému se vztahují.
2. Kromě známých molekulárních kyselin vycházejí z nové definice dvě třídy iontových kyselin., První skupina zahrnuje anionty odvozené od kyselin, které obsahují více než jeden kyselý vodík—např. hydrogensíran sodný ion (HSO4−) a primární a sekundární fosfátové ionty (H2PO4− a HPO42−) odvozené od kyseliny fosforečné (H3PO4). Druhá a zajímavější třída se skládá z kladně nabité ionty (kationty), jako amonný iont (NH4+), které mohou být odvozeny přidáním protonu na molekulární základny, v tomto případě amoniaku (NH3). Do této třídy patří také hydroniový ion (H3O+), což je vodíkový iont ve vodném roztoku., Náboj těchto iontových kyselin musí být samozřejmě vždy vyvážen ionty opačných nábojů, ale tyto protilehle nabité ionty jsou obvykle irelevantní pro acidobazické vlastnosti systému. Například, pokud hydrogensíran sodný (Na+HSO4−) nebo chlorid amonný (NH4+Cl−) se používá jako kyselina, sodný ion (Na+) a chloridových iontů (Cl−) přispívat nic do kyselé vlastnosti a může stejně dobře být nahrazeny jinými ionty, jako je draslík (K+) a chloristan (ClO4−), resp.
3., Molekuly, jako je amoniak a organické aminy, jsou bází na základě jejich tendence přijímat proton. S kovových hydroxidů, např. hydroxidu sodného, na druhé straně, základní vlastnosti jsou v důsledku sodný ion sám, sodný ion, sloužící pouze pro zachování elektrické neutrality. Kromě toho musí být nejen hydroxidový iont, ale také anionty jiných slabých kyselin (například acetátový iont) klasifikovány jako báze kvůli jejich tendenci reformovat kyselinu přijetím protonu., Formálně, anion nějaké kyseliny by mohly být považovány za základní, ale pro anion velmi silná kyselina (chlorid iontů, například) tendence přijmout proton je tak slabý, že jeho základní vlastnosti jsou nevýznamné a je vhodné ji popsat jako základní. Podobně, všechny sloučeniny vodíku může být formálně definována jako kyseliny, ale v mnoha z nich (například, většina uhlovodíky, jako je metan, CH4) tendence ke ztrátě protonu je tak malý, že pojem kyselina by neměla být obvykle použity.
4., Některé druhy, včetně molekul i iontů, mají jak kyselé, tak základní vlastnosti; takové materiály jsou považovány za amfoterní. Voda i amoniak jsou amfoterní, což je situace, která může být reprezentována schématy H3O+ – H2O-OH-a NH4+ – NH3-NH2−. Dalším příkladem je sekundární ionty fosfátu, HPO42−, které můžete buď ztratit nebo přijmout proton, podle následující rovnice: HPO42− ⇄ PO43− + H+ a HPO42− + H+ ⇄ H2PO4−. Amfoterní vlastnosti vody jsou zvláště důležité při určování jeho vlastností jako rozpouštědla pro acidobazické reakce.
5., Rovnice a ⇄ B + H+, používaná v definici Brønsted-Lowry, nepředstavuje reakci, kterou lze v praxi pozorovat, protože volný proton, H+, lze pozorovat pouze v plynných systémech při nízkých tlacích. V roztoku je proton vždy připojen k některým jiným druhům, běžně molekule rozpouštědla. Ve vodě se tedy iont H3O+ skládá z protonu vázaného na molekulu vody. Z tohoto důvodu všechny pozorovatelné acidobazické reakce v roztoku jsou spojeny v párech, s výsledkem, že jsou formuláře A1 + B2 ⇄ B1 + A2., Skutečnost, že proces a ⇄ B + H+ nelze pozorovat, neznamená žádnou závažnou nedostatečnost definice. Podobná situace existuje s definicemi oxidační a redukční činidla, které jsou definovány jako druhy, které mají tendenci získat nebo ztratit elektrony, i když jeden z těchto reakcí nikdy nastane sám a volné elektrony jsou nikdy zjištěna v roztoku (o nic víc, než volných protonů).