para resolver várias dificuldades no hidrogênio, hidróxido de iões de definições de ácidos e bases, uma nova e mais generalizada definição foi proposta em 1923, quase simultaneamente, por J. M. de Brønsted e T. M. Lowry., Embora a busca de definições verbais exatas de conceitos qualitativos não seja geralmente rentável na ciência física, A definição Brønsted–Lowry de ácidos e bases teve consequências de longo alcance na compreensão de uma ampla gama de fenômenos e na estimulação de muito trabalho experimental. A definição é a seguinte: um ácido é uma espécie que tem tendência a perder um próton, e uma base é uma espécie que tem tendência a ganhar um próton., O termo próton significa a espécie h+ (o núcleo do átomo de hidrogênio) ao invés dos íons hidrogênio reais que ocorrem em várias soluções; a definição é, portanto, independente do solvente. O uso da palavra espécie ao invés de substância ou molécula implica que os Termos ácido e base não estão restritos a moléculas não carregadas, mas aplicam-se também a íons carregados positiva ou negativamente. Esta extensão é uma das características importantes da definição Brønsted–Lowry. Pode ser resumida pela equação A ⇄ B + H+, na qual a e B juntos são um par ácido–base conjugado., Em tal par a deve obviamente ter uma carga mais positiva (ou uma carga menos negativa) do que B, mas não há outra restrição no sinal ou magnitude das cargas.
vários exemplos de pares ácido–base conjugados são apresentados na tabela.,aa452″>
Um certo número de pontos sobre a Brønsted–Lowry definição deve ser enfatizado:
1., Tal como acima referido, esta definição é independente do solvente. Os iões derivados do solvente (H3O+ e OH-em água e NH4+ e NH2− em amoníaco líquido) não têm qualquer estatuto especial, mas aparecem como exemplos de ácidos ou bases em termos da definição geral. Por outro lado, serão, naturalmente, espécies particularmente importantes para reacções no solvente a que se referem.2. Além dos ácidos moleculares familiares, duas classes de ácidos iônicos emergem da nova definição., A primeira compreende aniões derivados de ácidos contendo mais de um hidrogênio ácido-por exemplo, o íon bissulfato (HSO4−) e iões fosfato primário e secundário (H2PO4− e HPO42 -) derivados do ácido fosfórico (H3PO4). A segunda e mais interessante classe consiste de íons positivamente carregados (catiões), como o íon amônio (NH4+), que pode ser derivado pela adição de um próton a uma base molecular, neste caso amônia (NH3). O íon hidrônio (H3O+), que é o íon hidrogênio em solução aquosa, também pertence a esta classe., A carga desses ácidos iônicos, é claro, sempre deve ser balanceada por íons de cargas opostas, mas esses íons de cargas opostas geralmente são irrelevantes para as propriedades ácido–base do sistema. Por exemplo, se bissulfato de sódio (Na+HSO4−) ou cloreto de amônio (NH4+Cl−) é usado como um ácido, os iões de sódio (Na+) e os íons cloreto (Cl−) contribuem nada para o ácido propriedades e, também poderiam ser substituídos por outros íons, como o potássio (K+) e perclorato (ClO4−), respectivamente.3., Moléculas como amônia e aminas orgânicas são bases em virtude de sua tendência a aceitar um próton. Com hidróxidos metálicos como o hidróxido de sódio, por outro lado, as propriedades básicas são devidas ao próprio íon hidróxido, o íon de sódio servindo apenas para preservar a neutralidade elétrica. Além disso, não só o íon hidróxido, mas também os ânions de outros ácidos fracos (por exemplo, o íon acetato) devem ser classificados como bases por causa de sua tendência para reformar o ácido aceitando um próton., Formalmente, o ânion do ácido pode ser considerado como uma base, mas para o ânion de um ácido forte (os íons cloreto, por exemplo), a tendência de aceitar um próton é tão fraco que as suas propriedades básicas são insignificantes e é inadequado para descrever como uma base. Similarmente, todos os compostos de hidrogênio poderiam ser formalmente definidos como ácidos, mas em muitos deles (por exemplo, a maioria dos hidrocarbonetos, como o metano, CH4) a tendência para perder um próton é tão pequena que o termo ácido normalmente não seria aplicado a eles.4., Algumas espécies, incluindo moléculas e íons, possuem propriedades ácidas e básicas; tais materiais são considerados anfotéricos. Tanto a água como o amoníaco são anfotéricos, uma situação que pode ser representada pelos esquemas H3O+–H2O–OH− e NH4+–NH3–NH2−. Outro exemplo é o secundário fosfato do íon, HPO42−, que pode perder ou aceitar um próton, de acordo com as seguintes equações: HPO42− ⇄ PO43− + H+ e HPO42− + H+ ⇄ H2PO4−. As propriedades anfotéricas da água são particularmente importantes na determinação de suas propriedades como solvente para reações ácido–base.5., A equação A ⇄ B + H+, usada na definição de Brønsted-Lowry, não representa uma reação que pode ser observada na prática, uma vez que o próton livre, H+, pode ser observado apenas em sistemas gasosos a baixas pressões. Em solução, o próton é sempre ligado a algumas outras espécies, comumente uma molécula solvente. Assim, na água O íon H3O+ consiste de um próton ligado a uma molécula de água. Por esta razão, todas as reações ácido-base observáveis em solução são combinadas em pares, com o resultado que eles são da forma A1 + B2 ⇄ B1 + A2., O facto de o processo A ⇄ B + H+ não poder ser observado não implica qualquer insuficiência grave da definição. Uma situação semelhante existe com as definições de agentes oxidantes e redutores, que são definidas, respectivamente, como espécies com tendência a ganhar ou perder elétrons, mesmo que uma dessas reações nunca ocorre sozinha e elétrons livres nunca são detectados em solução (mais do que prótons livres são).