con el fin de resolver las diversas dificultades en las definiciones de iones de hidróxido de hidrógeno de ácidos y bases, una nueva definición más generalizada fue propuesta en 1923 casi simultáneamente por J. M. Brønsted Y T. M. Lowry., Aunque la búsqueda de definiciones verbales exactas de conceptos cualitativos generalmente no es rentable en la ciencia física, La definición de Brønsted–Lowry de ácidos y bases ha tenido consecuencias de largo alcance en la comprensión de una amplia gama de fenómenos y en la estimulación de mucho trabajo experimental. La definición es la siguiente: un ácido es una especie que tiene una tendencia a perder un protón, y una base es una especie que tiene una tendencia a ganar un protón., El término protón significa la especie H+ (el núcleo del átomo de hidrógeno) en lugar de los iones de hidrógeno reales que se producen en varias soluciones; La definición es por lo tanto independiente del solvente. El uso de la palabra especie en lugar de sustancia o molécula implica que los Términos ácido y base no se limitan a moléculas sin carga, sino que también se aplican a iones cargados positiva o negativamente. Esta extensión es una de las características importantes de la definición de Brønsted–Lowry. Se puede resumir por la ecuación A B B + H+, en la que A y B juntos son un par ácido–base conjugado., En tal par a debe obviamente tener una carga positiva más (o una carga negativa menos) que B, pero no hay otra restricción en el signo o magnitud de las cargas.
en la tabla se dan varios ejemplos de pares conjugados ácido–base.,aa452″>
Un número de puntos sobre la de Brønsted–Lowry definición debe ser enfatizado:
1., Como se mencionó anteriormente, esta definición es independiente del disolvente. Los iones derivados del disolvente (H3O+ y OH-en agua y NH4 + y NH2-en amoníaco líquido) no tienen ningún estatus especial, pero aparecen como ejemplos de ácidos o bases en términos de la definición general. Por otro lado, por supuesto, serán especies particularmente importantes para las reacciones en el disolvente con el que se relacionan.
2. Además de los conocidos ácidos moleculares, dos clases de ácidos iónicos emergen de la nueva definición., El primero comprende aniones derivados de ácidos que contienen más de un hidrógeno ácido-por ejemplo, el ion bisulfato (HSO4 -) e iones fosfato primarios y secundarios (H2PO4− y HPO42−) derivados del ácido fosfórico (H3PO4). La segunda y más interesante clase consiste en iones cargados positivamente (cationes), como el ion amonio (NH4+), que se puede derivar mediante la adición de un protón a una base molecular, en este caso amoníaco (NH3). El ion hidronio (H3O+), que es el ion hidrógeno en solución acuosa, también pertenece a esta clase., La carga de estos ácidos iónicos, por supuesto, siempre debe ser equilibrada por iones de cargas opuestas, pero estos iones de carga opuesta generalmente son irrelevantes para las propiedades ácido–base del sistema. Por ejemplo, si se usa bisulfato de sodio (Na+HSO4−) o cloruro de amonio (NH4+Cl−) como ácido, el ion de sodio (Na+) y el ion de cloruro (Cl−) no contribuyen en nada a las propiedades ácidas y podrían ser reemplazados por otros iones, como potasio (K+) y perclorato (ClO4−), respectivamente.
3., Moléculas como el amoníaco y las aminas orgánicas son bases en virtud de su tendencia a aceptar un protón. Con hidróxidos metálicos como el hidróxido de sodio, por otro lado, las propiedades básicas se deben al ion hidróxido en sí, el ion de sodio sirve simplemente para preservar la neutralidad eléctrica. Además, no solo el ion hidróxido sino también los aniones de otros ácidos débiles (por ejemplo, el ion acetato) deben clasificarse como bases debido a su tendencia a reformar el ácido aceptando un protón., Formalmente, el anión de cualquier ácido podría ser considerado como una base, pero para el anión de un ácido muy fuerte (el ion cloruro, por ejemplo) la tendencia a aceptar un protón es tan débil que sus propiedades básicas son insignificantes y no es apropiado describirlo como una base. Del mismo modo, todos los compuestos de hidrógeno podrían definirse formalmente como ácidos, pero en muchos de ellos (por ejemplo, la mayoría de los hidrocarburos, como el metano, CH4) la tendencia a perder un protón es tan pequeña que el término ácido normalmente no se les aplicaría.
4., Algunas especies, incluyendo moléculas, así como iones, poseen propiedades ácidas y básicas; tales materiales se dice que son anfóteros. Tanto el agua como el amoníaco son anfóteros, situación que puede ser representada por los esquemas H3O+–H2O–OH− y NH4+–NH3–NH2−. Otro ejemplo es el ion fosfato secundario, HPO42−, que puede perder o aceptar un protón, de acuerdo con las siguientes ecuaciones: HPO42− po PO43− + H+ y HPO42− + H+ H H2PO4 -. Las propiedades anfóteras del agua son particularmente importantes para determinar sus propiedades como disolvente para reacciones ácido–base.
5., La ecuación A B B + H+, utilizada en la definición de Brønsted–Lowry, no representa una reacción que pueda observarse en la práctica, ya que el protón libre, H+, solo puede observarse en sistemas gaseosos a bajas presiones. En solución, el protón siempre está unido a otras especies, comúnmente una molécula solvente. Así, en el agua, el ion H3O+ consiste en un protón unido a una molécula de agua. Por esta razón, todas las reacciones ácido–base observables en solución se combinan en pares, con el resultado de que son de la forma A1 + B2 B B1 + A2., El hecho de que el proceso A B B + H+ no pueda ser observado no implica ninguna insuficiencia grave de la definición. Una situación similar existe con las definiciones de agentes oxidantes y reductores, que se definen respectivamente como especies que tienen una tendencia a ganar o perder electrones, a pesar de que una de estas reacciones nunca ocurre sola y los electrones libres nunca se detectan en solución (más de lo que lo son los protones libres).