om de verschillende problemen in de waterstof–hydroxide-ionendefinities van zuren en basen op te lossen, werd in 1923 een nieuwe, meer algemene definitie voorgesteld door J. M. Brønsted en T. M. Lowry., Hoewel het nastreven van exacte verbale definities van kwalitatieve concepten in de natuurwetenschappen meestal niet rendabel is, heeft de Brønsted–Lowry definitie van zuren en basen verstrekkende gevolgen gehad in het begrijpen van een breed scala aan verschijnselen en in het stimuleren van veel experimenteel werk. De definitie is als volgt: een zuur is een soort die de neiging heeft om een proton te verliezen, en een base is een soort die de neiging heeft om een proton te krijgen., De term proton betekent de soort H+ (de kern van het waterstofatoom) in plaats van de eigenlijke waterstofionen die in verschillende oplossingen voorkomen; de definitie is dus onafhankelijk van het oplosmiddel. Het gebruik van het woord species in plaats van stof of molecuul impliceert dat de termen zuur en base niet beperkt zijn tot niet-geladen moleculen, maar ook van toepassing zijn op positief of negatief geladen ionen. Deze uitbreiding is een van de belangrijke kenmerken van de Brønsted-Lowry definitie. Het kan worden samengevat met de vergelijking A ⇄ B + H+, waarin A en B samen een geconjugeerd zuur-base paar zijn., In zo ‘ n paar moet A uiteraard een meer positieve lading (of een minder negatieve lading) hebben dan B, maar er is geen andere beperking op het teken of de grootte van de ladingen.
verschillende voorbeelden van geconjugeerde zuur–base paren worden gegeven in de tabel.,aa452″>
Een aantal punten over de Brønsted–Lowry definitie moet worden benadrukt:
1., Zoals hierboven vermeld, is deze definitie onafhankelijk van het oplosmiddel. De uit het oplosmiddel afgeleide ionen (H3O + en OH – In water en NH4 + en NH2-in vloeibare ammoniak) krijgen geen speciale status, maar zijn in de algemene definitie voorbeelden van zuren of basen. Aan de andere kant zullen ze natuurlijk bijzonder belangrijke soorten zijn voor reacties in het oplosmiddel waarop ze betrekking hebben.
2. Naast de bekende moleculaire zuren komen uit de nieuwe definitie twee klassen ionzuren voort., De eerste bestaat uit anionen afkomstig van zuren die meer dan één zure waterstof bevatten—bijvoorbeeld het bisulfaation (HSO4−) en primaire en secundaire fosfaationen (H2Po4− en HPO42−) afkomstig van fosforzuur (H3PO4). De tweede en interessantere klasse bestaat uit positief geladen ionen (kationen), zoals het ammoniumion (NH4+), dat kan worden afgeleid door toevoeging van een proton aan een moleculaire basis, in dit geval ammoniak (NH3). Het hydroniumion (H3O+), het waterstofion in waterige oplossing, behoort ook tot deze klasse., De lading van deze ionzuren moet natuurlijk altijd worden gecompenseerd door ionen van tegengestelde ladingen, maar deze tegenovergesteld geladen ionen zijn meestal irrelevant voor de zuur–base eigenschappen van het systeem. Als bijvoorbeeld natriumbisulfaat (Na + HSO4−) of ammoniumchloride (NH4+Cl−) als zuur wordt gebruikt, dragen het natriumion (Na+) en het chlorideion (Cl−) niets bij aan de zure eigenschappen en kunnen ze ook worden vervangen door andere ionen, zoals kalium (K+) en perchloraat (ClO4 -).
3., Moleculen zoals ammoniak en organische amines zijn basen op grond van hun neiging om een proton te accepteren. Bij metallische hydroxiden zoals natriumhydroxide daarentegen zijn de basiseigenschappen te wijten aan het hydroxideion zelf, het natriumion dient alleen om de elektrische neutraliteit te behouden. Bovendien moeten niet alleen het hydroxide-ion, maar ook de anionen van andere zwakke zuren (bijvoorbeeld het acetaat-ion) als basen worden geclassificeerd vanwege hun neiging om het zuur te hervormen door een proton te accepteren., Formeel kan het anion van een zuur als een base worden beschouwd, maar voor het anion van een zeer sterk zuur (bijvoorbeeld het chloride-ion) is de neiging om een proton te accepteren zo zwak dat de basiseigenschappen ervan onbeduidend zijn en het ongepast is om het als een base te beschrijven. Op dezelfde manier zouden alle waterstofverbindingen formeel als zuren kunnen worden gedefinieerd, maar in veel van hen (bijvoorbeeld de meeste koolwaterstoffen, zoals methaan, CH4) is de neiging om een proton te verliezen zo klein dat de term zuur normaal gesproken niet op hen wordt toegepast.
4., Sommige soorten, met inbegrip van moleculen en ionen, bezitten zowel zure als basische eigenschappen; dergelijke materialen worden gezegd amfoterisch te zijn. Zowel water als ammoniak zijn amfoterisch, een situatie die kan worden weergegeven door de schema ‘ s H3O+–H2O–OH− en NH4+–NH3–NH2−. Een ander voorbeeld is het secundaire fosfaation, HPO42 -, dat een proton kan verliezen of accepteren, volgens de volgende vergelijkingen: HPO42-po PO43 – + H + en HPO42−+ H + ⇄ H2PO4 -. De amfotere eigenschappen van water zijn bijzonder belangrijk bij het bepalen van de eigenschappen ervan als oplosmiddel voor zuur–base reacties.
5., De vergelijking A B B + H+, gebruikt in de Brønsted–Lowry definitie, vertegenwoordigt geen reactie die in de praktijk kan worden waargenomen, aangezien het vrije proton, H+, alleen kan worden waargenomen in gasvormige systemen bij lage druk. In oplossing, is het proton altijd verbonden aan sommige andere species, gewoonlijk een oplosmiddelmolecuul. In water bestaat het ion H3O+ dus uit een proton gebonden aan een watermolecuul. Om deze reden worden alle waarneembare zuur–base reacties in oplossing in paren gecombineerd, met als resultaat dat ze de vorm A1 + B2 ⇄ B1 + A2 hebben., Het feit dat het proces A B B + H+ niet kan worden waargenomen, impliceert geen ernstige ontoereikendheid van de definitie. Een soortgelijke situatie bestaat met de definities van oxiderende en reducerende stoffen, die respectievelijk worden gedefinieerd als soorten die de neiging hebben om elektronen te winnen of te verliezen, hoewel een van deze reacties nooit alleen optreedt en vrije elektronen nooit worden gedetecteerd in oplossing (meer dan vrije protonen zijn).