Um die verschiedenen Schwierigkeiten bei der Definition von Säuren und Basen von Wasserstoffhydroxidionen zu lösen, wurde 1923 fast gleichzeitig von J. M. Brønsted und T. M. Lowry eine neue, allgemeinere Definition vorgeschlagen., Obwohl das Streben nach exakten verbalen Definitionen qualitativer Konzepte in der Physik normalerweise nicht rentabel ist, hat die Brønsted–Lowry-Definition von Säuren und Basen weitreichende Folgen für das Verständnis einer Vielzahl von Phänomenen und für die Stimulierung vieler experimenteller Arbeiten. Die Definition ist wie folgt: Eine Säure ist eine Art, die dazu neigt, ein Proton zu verlieren, und eine Base ist eine Art, die dazu neigt, ein Proton zu gewinnen., Der Begriff Proton bedeutet die Spezies H+ (der Kern des Wasserstoffatoms) und nicht die tatsächlichen Wasserstoffionen, die in verschiedenen Lösungen vorkommen; Die Definition ist somit unabhängig vom Lösungsmittel. Die Verwendung des Wortes Spezies anstelle von Substanz oder Molekül impliziert, dass die Begriffe Säure und Base nicht auf ungeladene Moleküle beschränkt sind, sondern auch für positiv oder negativ geladene Ionen gelten. Diese Erweiterung ist eines der wichtigsten Merkmale der Brønsted-Lowry-Definition. Es kann durch die Gleichung A ⇄ B + H+ zusammengefasst werden, in der A und B zusammen ein konjugiertes Säure–Basen-Paar sind., In einem solchen Paar muss A offensichtlich eine weitere positive Ladung (oder eine weniger negative Ladung) als B haben, aber es gibt keine andere Einschränkung für das Vorzeichen oder die Größe der Ladungen.
In der Tabelle sind mehrere Beispiele für konjugierte Säure–Basen-Paare angegeben.,aa452″>
Einige Punkte zur Brønsted–Lowry-Definition sollten hervorgehoben werden:
1., Wie oben erwähnt, ist diese Definition unabhängig vom Lösungsmittel. Den aus dem Lösungsmittel abgeleiteten Ionen (H3O+ und OH-in Wasser und NH4+ und NH2-in flüssigem Ammoniak) wird kein Sonderstatus eingeräumt, sondern erscheinen als Beispiele für Säuren oder Basen im Sinne der allgemeinen Definition. Andererseits werden sie natürlich besonders wichtige Spezies für Reaktionen in dem Lösungsmittel sein, auf das sie sich beziehen.
2. Neben den bekannten molekularen Säuren ergeben sich aus der neuen Definition zwei Klassen von Ionsäuren., Die erste umfasst Anionen, die aus Säuren gewonnen werden, die mehr als einen sauren Wasserstoff enthalten—z. B. das Bisulfat− Ion (HSO4−) und primäre und sekundäre Phosphat− Ionen (H2PO4-und HPO42 -) aus Phosphorsäure (H3PO4). Die zweite und interessantere Klasse besteht aus positiv geladenen Ionen (Kationen), wie dem Ammoniumion (NH4+), das durch Zugabe eines Protons zu einer molekularen Base, in diesem Fall Ammoniak (NH3), abgeleitet werden kann. Zu dieser Klasse gehört auch das Hydroniumion (H3O+), das Wasserstoffion in wässriger Lösung., Die Ladung dieser Ionsäuren muss natürlich immer durch Ionen entgegengesetzter Ladungen ausgeglichen werden, aber diese entgegengesetzt geladenen Ionen sind normalerweise für die Säure–Basen-Eigenschaften des Systems irrelevant. Wenn beispielsweise Natriumbisulfat (Na+HSO4−) oder Ammoniumchlorid (NH4+Cl−) als Säure verwendet wird, tragen das Natriumion (Na+) und das Chloridion (Cl−) nichts zu den sauren Eigenschaften bei und könnten ebenso gut durch andere Ionen wie Kalium (K+) bzw.
3., Moleküle wie Ammoniak und organische Amine sind Basen aufgrund ihrer Tendenz, ein Proton zu akzeptieren. Bei metallischen Hydroxiden wie Natriumhydroxid hingegen sind die grundlegenden Eigenschaften auf das Hydroxidion selbst zurückzuführen, wobei das Natriumion lediglich dazu dient, die elektrische Neutralität zu erhalten. Darüber hinaus müssen nicht nur das Hydroxidion, sondern auch die Anionen anderer schwacher Säuren (z. B. das Acetation) aufgrund ihrer Tendenz, die Säure durch Aufnahme eines Protons zu reformieren, als Basen eingestuft werden., Formal könnte das Anion einer Säure als Base angesehen werden, aber für das Anion einer sehr starken Säure (zum Beispiel das Chloridion) ist die Tendenz, ein Proton zu akzeptieren, so schwach, dass seine grundlegenden Eigenschaften unbedeutend sind und es unangemessen ist, es als Base zu beschreiben. In ähnlicher Weise könnten alle Wasserstoffverbindungen formal als Säuren definiert werden, aber in vielen von ihnen (z. B. den meisten Kohlenwasserstoffen wie Methan, CH4) ist die Tendenz, ein Proton zu verlieren, so gering, dass der Begriff Säure normalerweise nicht auf sie angewendet wird.
4., Einige Arten, einschließlich Moleküle sowie Ionen, besitzen sowohl saure als auch basische Eigenschaften; Solche Materialien sollen amphoterisch sein. Sowohl Wasser als auch Ammoniak sind amphoterisch, eine Situation, die durch die Schemata H3O+–H2O–OH− und NH4+–NH3–NH2−dargestellt werden kann. Ein weiteres Beispiel ist das sekundäre Phosphation HPO42 -, das nach den folgenden Gleichungen entweder ein Proton verlieren oder annehmen kann: HPO42 – ⇄ PO43 – + H+ und HPO42 – + H+ ⇄ H2PO4 -. Die amphoteren Eigenschaften von Wasser sind besonders wichtig, um seine Eigenschaften als Lösungsmittel für Säure–Basen-Reaktionen zu bestimmen.
5., Die in der Brønsted–Lowry-Definition verwendete Gleichung A ⇄ B + H+ stellt keine Reaktion dar, die in der Praxis beobachtet werden kann, da das freie Proton H+ nur in gasförmigen Systemen bei niedrigen Drücken beobachtet werden kann. In Lösung ist das Proton immer an eine andere Spezies gebunden, üblicherweise ein Lösungsmittelmolekül. Somit besteht das Ion H3O+ in Wasser aus einem an ein Wassermolekül gebundenen Proton. Aus diesem Grund werden alle beobachtbaren Säure–Basen-Reaktionen in Lösung paarweise kombiniert, so dass sie die Form A1 + B2 ⇄ B1 + A2 haben., Die Tatsache, dass der Prozess A ⇄ B + H+ nicht beobachtet werden kann, impliziert keine ernsthafte Unzulänglichkeit der Definition. Eine ähnliche Situation besteht bei den Definitionen von Oxidations – und Reduktionsmitteln, die jeweils als Spezies definiert sind, die dazu neigen, Elektronen zu gewinnen oder zu verlieren, obwohl eine dieser Reaktionen niemals alleine auftritt und freie Elektronen niemals in Lösung nachgewiesen werden (mehr als freie Protonen sind).