Al fine di risolvere le varie difficoltà nelle definizioni di ioni idrogeno–idrossido di acidi e basi, una nuova definizione più generalizzata fu proposta nel 1923 quasi contemporaneamente da J. M. Brønsted e T. M. Lowry., Sebbene la ricerca di definizioni verbali esatte di concetti qualitativi di solito non sia redditizia nella scienza fisica, la definizione di Brønsted–Lowry di acidi e basi ha avuto conseguenze di vasta portata nella comprensione di una vasta gamma di fenomeni e nella stimolazione di molti lavori sperimentali. La definizione è la seguente: un acido è una specie che ha la tendenza a perdere un protone e una base è una specie che ha la tendenza a guadagnare un protone., Il termine protone indica la specie H + (il nucleo dell’atomo di idrogeno) piuttosto che gli ioni idrogeno effettivi che si verificano in varie soluzioni; la definizione è quindi indipendente dal solvente. L’uso della parola specie piuttosto che sostanza o molecola implica che i termini acido e base non sono limitati alle molecole non caricate, ma si applicano anche agli ioni caricati positivamente o negativamente. Questa estensione è una delle caratteristiche importanti della definizione di Brønsted–Lowry. Può essere riassunto dall’equazione A B B + H+, in cui A e B insieme sono una coppia acido–base coniugata., In tale coppia A deve ovviamente avere una carica più positiva (o una carica meno negativa) di B, ma non vi è alcuna altra restrizione sul segno o sull’entità delle cariche.
Nella tabella sono riportati diversi esempi di coppie acido–base coniugate.,aa452″>
Un certo numero di punti su Brønsted–Lowry definizione dovrebbe essere sottolineato:
1., Come accennato in precedenza, questa definizione è indipendente dal solvente. Gli ioni derivati dal solvente (H3O + e OH− in acqua e NH4 + e NH2− in ammoniaca liquida) non hanno uno status speciale, ma appaiono come esempi di acidi o basi in termini di definizione generale. D’altra parte, naturalmente, saranno specie particolarmente importanti per le reazioni nel solvente a cui si riferiscono.
2. Oltre agli acidi molecolari familiari, due classi di acidi ionici emergono dalla nuova definizione., Il primo comprende anioni derivati da acidi contenenti più di un idrogeno acido-ad esempio, lo bis bisolfato (HSO4−) e gli ioni fosfato primari e secondari (H2PO4− e HPO42−) derivati dall’acido fosforico (H3PO4). La seconda e più interessante classe è costituita da ioni caricati positivamente (cationi), come lo ammonium ammonio (NH4+), che può essere derivato dall’aggiunta di un protone a una base molecolare, in questo caso ammoniaca (NH3). Anche lo ion idronio (H3O+), che è lo hydrogen idrogeno in soluzione acquosa, appartiene a questa classe., La carica di questi acidi ionici, ovviamente, deve sempre essere bilanciata da ioni di cariche opposte, ma questi ioni caricati in modo opposto di solito sono irrilevanti per le proprietà acido–base del sistema. Ad esempio, se il bisolfato di sodio (Na+HSO4−) o il cloruro di ammonio (NH4+Cl−) vengono utilizzati come acido, lo sodium sodio (Na+) e lo chloride cloruro (Cl−) non contribuiscono nulla alle proprietà acide e potrebbero ugualmente essere sostituiti da altri ioni, come il potassio (K+) e il perclorato (ClO4−), rispettivamente.
3., Molecole come l’ammoniaca e le ammine organiche sono basi in virtù della loro tendenza ad accettare un protone. Con idrossidi metallici come l’idrossido di sodio, d’altra parte, le proprietà di base sono dovute allo ion idrossido stesso, lo ion sodio che serve solo a preservare la neutralità elettrica. Inoltre, non solo lo hydroxide idrossido, ma anche gli anioni di altri acidi deboli (ad esempio, lo acetate acetato) devono essere classificati come basi a causa della loro tendenza a riformare l’acido accettando un protone., Formalmente, l’anione di qualsiasi acido potrebbe essere considerato come una base, ma per l’anione di un acido molto forte (lo chloride cloruro, per esempio) la tendenza ad accettare un protone è così debole che le sue proprietà di base sono insignificanti ed è inappropriato descriverlo come una base. Allo stesso modo, tutti i composti dell’idrogeno potrebbero essere formalmente definiti come acidi, ma in molti di essi (ad esempio, la maggior parte degli idrocarburi, come il metano, CH4) la tendenza a perdere un protone è così piccola che il termine acido non sarebbe normalmente applicato a loro.
4., Alcune specie, comprese le molecole e gli ioni, possiedono proprietà sia acide che basiche; si dice che tali materiali siano anfoteri. Sia l’acqua che l’ammoniaca sono anfoteri, una situazione che può essere rappresentata dagli schemi H3O+–H2O–OH− e NH4+–NH3–NH2−. Un altro esempio è lo secondary fosfato secondario, HPO42−, che può perdere o accettare un protone, secondo le seguenti equazioni: HPO42− PO PO43− + H+ e HPO42− + H+ H H2PO4 -. Le proprietà anfotere dell’acqua sono particolarmente importanti nel determinare le sue proprietà come solvente per le reazioni acido–base.
5., L’equazione A B B + H+, utilizzata nella definizione di Brønsted–Lowry, non rappresenta una reazione che può essere osservata nella pratica, poiché il protone libero, H+, può essere osservato solo nei sistemi gassosi a basse pressioni. In soluzione, il protone è sempre attaccato ad altre specie, comunemente una molecola di solvente. Così in acqua lo ion H3O + consiste di un protone legato ad una molecola d’acqua. Per questo motivo tutte le reazioni acido-base osservabili in soluzione sono combinate in coppie, con il risultato che sono della forma A1 + B2 B B1 + A2., Il fatto che il processo A B B + H+ non possa essere osservato non implica alcuna grave inadeguatezza della definizione. Una situazione simile esiste con le definizioni di agenti ossidanti e riducenti, che sono definite rispettivamente come specie che hanno la tendenza a guadagnare o perdere elettroni, anche se una di queste reazioni non si verifica mai da sola e gli elettroni liberi non vengono mai rilevati in soluzione (non più dei protoni liberi).