a savak és bázisok hidrogén-hidroxid-ion meghatározásának különböző nehézségeinek megoldása érdekében 1923-ban J. M. Brønsted és T. M. Lowry új, általánosabb definíciót javasolt., Bár a kvalitatív fogalmak pontos verbális meghatározásának elérése általában nem jövedelmező a fizikai tudományban, a savak és bázisok Brønsted-Lowry definíciójának messzemenő következményei voltak a jelenségek széles körének megértésében és a sok kísérleti munka ösztönzésében. A meghatározás a következő: a sav olyan faj, amelynek hajlamos a proton elvesztésére, a bázis pedig olyan faj, amely hajlamos protont szerezni., A proton kifejezés a H+ (a hidrogénatom magja) fajt jelenti, nem pedig a különböző oldatokban előforduló tényleges hidrogénionokat; a meghatározás tehát független az oldószertől. A szófajok használata anyag vagy molekula helyett azt jelenti, hogy a sav és bázis kifejezések nem korlátozódnak a nem feltöltött molekulákra, hanem pozitív vagy negatív töltésű ionokra is vonatkoznak. Ez a kiterjesztés a Brønsted-Lowry meghatározás egyik fontos jellemzője. Ezt az A ⇄ B + H + egyenletből lehet összefoglalni,amelyben az A és B együtt konjugált sav-bázis pár., Egy ilyen párban az A-nak nyilvánvalóan még egy pozitív töltéssel (vagy egy kevésbé negatív töltéssel) kell rendelkeznie, mint a B, de a díjak jelére vagy nagyságára nincs más korlátozás.
a konjugált sav-bázis párokra több példa található a táblázatban.,aa452″>
A pontok száma a Brønsted–Lowry meghatározást kell hangsúlyozta:
1., Mint fentebb említettük, ez a meghatározás független az oldószertől. Az oldószerből származó ionok (H3O+ és Oh− in víz és NH4+ és NH2− folyékony ammónia) nem kapnak különleges státuszt, hanem az általános meghatározás szerint savak vagy bázisok példájaként jelennek meg. Másrészt természetesen különösen fontosak lesznek az oldószerben fellépő reakciók szempontjából, amelyekhez kapcsolódnak.
2. Az ismert molekuláris savak mellett az ionos savak két osztálya is megjelenik az új meghatározásból., Az első olyan anionokat tartalmaz, amelyek egynél több savas hidrogént—például a biszulfát− iont (hso4−) és a foszforsavból (H3PO4) származó primer és szekunder foszfátionokat (H2PO4− és HPO42 -) – tartalmazó savakból származnak. A második és érdekesebb osztály pozitív töltésű ionokból (kationokból) áll, mint például az ammónium-ion (NH4+), amely egy proton molekuláris bázishoz, ebben az esetben ammóniához (NH3) történő hozzáadásával származhat. Ebbe az osztályba tartozik a hidrónium-ion (H3O+), amely vizes oldatban a hidrogén-ion., Ezeknek az ionos savaknak a töltését természetesen mindig ellentétes töltésű ionokkal kell kiegyensúlyozni, de ezek az ellentétes töltésű ionok általában nem relevánsak a rendszer sav–bázis tulajdonságai szempontjából. Például, ha nátrium− biszulfátot (Na+hso4−) vagy ammónium− kloridot (NH4+Cl−) használnak savként, a nátrium-ion (Na+) és a klorid-ion (Cl -) semmit sem járul hozzá a savas tulajdonságokhoz, és ugyanolyan jól helyettesíthető más ionokkal, például káliummal (k+) és perkloráttal (ClO4 -).
3., Az olyan molekulák, mint az ammónia és a szerves aminok bázisok, mivel hajlamosak elfogadni egy protont. Fém-hidroxidokkal, például nátrium-hidroxiddal viszont az alapvető tulajdonságok magának a hidroxidionnak, a nátriumionnak köszönhetők, amely pusztán az elektromos semlegesség megőrzésére szolgál. Ezenkívül nemcsak a hidroxid-iont, hanem más gyenge savak (például az acetát-ion) anionjait is bázisoknak kell besorolni, mivel hajlamosak a sav reformjára egy proton elfogadásával., Formálisan bármely sav anionja bázisnak tekinthető, de egy nagyon erős sav (például a klorid-ion) anionja esetében a proton elfogadásának tendenciája olyan gyenge, hogy alapvető tulajdonságai jelentéktelenek, és nem helyénvaló bázisként leírni. Hasonlóképpen, az összes hidrogénvegyületet formálisan savakként lehet meghatározni, de sokukban (például a legtöbb szénhidrogénben, például metánban, CH4-ben) a proton elvesztésének tendenciája olyan kicsi, hogy a sav kifejezést általában nem alkalmazzák rájuk.
4., Egyes fajok, beleértve a molekulákat, valamint az ionokat, mind savas, mind bázikus tulajdonságokkal rendelkeznek; az ilyen anyagokat amfoterikusnak mondják. Mind a víz, mind az ammónia amfoter, olyan helyzet, amelyet a H3O+–H2O–OH− és NH4+–NH3–NH2-rendszerek képviselhetnek. Egy másik példa a másodlagos foszfátion, a HPO42 -, amely a következő egyenletek szerint elveszítheti vagy elfogadhatja a protont: HPO42 – ⇄ PO43 – + H + és HPO42 – + H + ⇄ H2PO4 -. A víz amfoter tulajdonságai különösen fontosak a sav–bázis reakciók oldószereként történő meghatározásában.
5., Az A ⇄ B + H + egyenlet, amelyet a Brønsted–Lowry definícióban használnak, nem jelent olyan reakciót, amely a gyakorlatban megfigyelhető, mivel a szabad proton, a H+ csak alacsony nyomású gáznemű rendszerekben figyelhető meg. Oldatban a proton mindig más fajhoz kapcsolódik, általában oldószermolekula. Így a vízben a H3O + ion egy vízmolekulához kötött protonból áll. Ezért az oldatban megfigyelhető sav-bázis reakciók párban vannak kombinálva, azzal az eredménnyel, hogy A1 + B2 ⇄ B1 + A2 formájúak., Az a tény, hogy az A ⇄ B + H+ folyamat nem figyelhető meg, nem jelenti a meghatározás súlyos elégtelenségét. Hasonló helyzet áll fenn a meghatározások oxidáló illetve redukáló szerekkel, amelyek meghatározása, illetve olyan fajok, amelyek a tendencia, hogy nyerünk vagy vesztünk, elektronok, annak ellenére is, hogy ezek a reakciók nem fordul elő, egyedül a szabad elektronok soha nem észlelt a megoldás (több, mint a szabad protonok).