afin de résoudre les diverses difficultés dans les définitions des ions hydrogène–hydroxyde des acides et des bases, une nouvelle définition plus généralisée a été proposée en 1923 presque simultanément par J. M. Brønsted et T. M. Lowry., Bien que la recherche de définitions verbales exactes de concepts qualitatifs ne soit généralement pas rentable en science physique, la définition Brønsted–Lowry des acides et des bases a eu des conséquences de grande portée dans la compréhension d’un large éventail de phénomènes et dans la stimulation de nombreux travaux expérimentaux. La définition est la suivante: un acide est une espèce ayant une tendance à perdre un proton, et une base est une espèce ayant une tendance à gagner un proton., Le terme proton désigne L’espèce H +(le noyau de l’atome d’hydrogène) plutôt que les ions hydrogène réels présents dans diverses solutions; la définition est donc indépendante du solvant. L’utilisation du mot espèce plutôt que substance ou molécule implique que les Termes acide et base ne sont pas limités aux molécules non chargées mais s’appliquent également aux ions chargés positivement ou négativement. Cette extension est l’une des caractéristiques importantes de la définition de Brønsted–Lowry. Il peut être résumé par L’équation A ⇄ B + H+, dans laquelle A et B ensemble sont une paire conjuguée acide–base., Dans une telle paire, A doit évidemment avoir une charge positive de plus (ou une charge négative de moins) que B, mais il n’y a pas d’autre restriction sur le signe ou l’ampleur des charges.
Plusieurs exemples de paires conjuguées acide–base sont donnés dans le tableau.,aa452″>
Un certain nombre de points sur la Brønsted–Lowry définition doit être souligné:
1., Comme mentionné ci-dessus, cette définition est indépendante du solvant. Les ions dérivés du solvant (H3O+ et OH− dans l’eau et NH4+ et NH2− dans l’ammoniac liquide) n’ont pas de statut particulier mais apparaissent comme des exemples d’acides ou de bases en termes de définition générale. D’autre part, bien sûr, ils seront des espèces particulièrement importantes pour les réactions dans le solvant auquel ils se rapportent.
2. En plus des acides moléculaires familiers, deux classes d’acides ioniques émergent de la nouvelle définition., Le premier comprend des anions dérivés d’acides contenant plus d’un hydrogène acide—par exemple, l’ion bisulfate (HSO4−) et des ions phosphate primaires et secondaires (H2PO4− et HPO42−) dérivés de l’acide phosphorique (H3PO4). La deuxième classe, plus intéressante, est constituée d’ions chargés positivement (cations), tels que l’ion ammonium (NH4+), qui peut être dérivé par addition d’un proton à une base moléculaire, en l’occurrence l’ammoniac (NH3). L’ion hydronium (H3O+), qui est l’ion hydrogène en solution aqueuse, appartient également à cette classe., La charge de ces acides ioniques, bien sûr, doit toujours être équilibrée par des ions de charges opposées, mais ces ions chargés de manière opposée ne sont généralement pas pertinents pour les propriétés acido–basiques du système. Par exemple, si le bisulfate de sodium (Na+HSO4−) ou le chlorure d’ammonium (NH4+Cl−) est utilisé comme acide, l’ion sodium (Na+) et l’ion chlorure (Cl−) ne contribuent en rien aux propriétés acides et pourraient tout aussi bien être remplacés par d’autres ions, tels que le potassium (K+) et le perchlorate (ClO4−), respectivement.
3., Les molécules telles que l’ammoniac et les amines organiques sont des bases en raison de leur tendance à accepter un proton. Avec les hydroxydes métalliques tels que l’hydroxyde de sodium, d’autre part, les propriétés de base sont dues à l’ion hydroxyde lui-même, l’ion sodium servant simplement à préserver la neutralité électrique. De plus, non seulement l’ion hydroxyde mais aussi les anions d’autres acides faibles (par exemple, l’ion acétate) doivent être classés comme bases en raison de leur tendance à reformer l’acide en acceptant un proton., Officiellement, l’anion de l’acide peut être considérée comme une base, mais pour les anions d’un très acide fort (l’ion chlorure, par exemple), la tendance à accepter un proton est si faible que ses propriétés de base sont négligeables et il est inapproprié de le décrire comme une base. De même, tous les composés de l’hydrogène pourraient être formellement définis comme des acides, mais dans beaucoup d’entre eux (par exemple, la plupart des hydrocarbures, tels que le méthane, le CH4), la tendance à perdre un proton est si faible que le terme acide ne leur serait normalement pas appliqué.
4., Certaines espèces, y compris les molécules ainsi que les ions, possèdent à la fois des propriétés acides et basiques; de tels matériaux sont dits amphotères. L’eau et l’ammoniac sont tous deux amphotères, une situation qui peut être représentée par les schémas H3O+–H2O–OH− et NH4+–NH3–NH2−. Un autre exemple est l’ion phosphate secondaire, HPO42−, qui peut perdre ou accepter un proton, selon les équations suivantes: HPO42− ⇄ PO43− + H+ et HPO42− + H+ ⇄ H2PO4 -. Les propriétés amphotères de l’eau sont particulièrement importantes pour déterminer ses propriétés en tant que solvant pour les réactions acide–base.
5., L’équation A ⇄ B + H+, utilisée dans la définition de Brønsted–Lowry, ne représente pas une réaction qui peut être observée dans la pratique, puisque le proton libre, H+, ne peut être observé que dans des systèmes gazeux à basse pression. En solution, le proton est toujours attaché à d’autres espèces, généralement une molécule de solvant. Ainsi, dans l’eau l’ion H3O+ est constitué d’un proton lié à une molécule d’eau. Pour cette raison, toutes les réactions acido–basiques observables en solution sont combinées par paires, de sorte qu’elles sont de la forme A1 + B2 ⇄ B1 + A2., Le fait que le processus A B B + H+ ne puisse pas être observé n’implique aucune insuffisance grave de la définition. Une situation similaire existe avec les définitions des agents oxydants et réducteurs, qui sont définis respectivement comme des espèces ayant tendance à gagner ou à perdre des électrons, même si l’une de ces réactions ne se produit jamais seule et que les électrons libres ne sont jamais détectés en solution (pas plus que les protons libres).