În scopul de a rezolva diverse dificultăți în hidrogen și hidroxid de ion definiții de acizi și baze, un nou, mai generalizată definiție a fost propusă în anul 1923 aproape simultan de către J. M. Brønsted și T. M. Lowry., Deși urmărirea exactă verbal definiții de concepte calitative este, de obicei, nu este profitabil în științe fizice, la Brønsted–Lowry definiția acizilor și bazelor a avut consecințe importante în înțelegerea unei game largi de fenomene și în stimularea de mult de lucru experimentale. Definiția este următoarea: un acid este o specie care are tendința de a pierde un proton, iar o bază este o specie care are tendința de a obține un proton., Termenul proton înseamnă specia H+ (nucleul atomului de hidrogen) mai degrabă decât ionii de hidrogen actuali care apar în diferite soluții; definiția este astfel independentă de solvent. Utilizarea cuvântului specie mai degrabă decât substanță sau moleculă implică faptul că termenii acid și bază nu se limitează la molecule neîncărcate, ci se aplică și ionilor încărcați pozitiv sau negativ. Această extensie este una dintre caracteristicile importante ale definiției Brønsted–Lowry. Acesta poate fi rezumat prin ecuația A ⇄ B + H+, în care A și B împreună sunt o pereche acido–bazică conjugată., Într-o astfel de pereche, A trebuie să aibă în mod evident o sarcină mai pozitivă (sau o sarcină mai puțin negativă) decât B, dar nu există nicio altă restricție asupra semnului sau mărimii încărcărilor.mai multe exemple de perechi de acid–bază conjugate sunt prezentate în tabel.,aa452″>
Un număr de puncte despre Brønsted–Lowry definiție ar trebui să fie subliniat:
1., După cum sa menționat mai sus, această definiție este independentă de solvent. Ionii derivați din solvent (H3O+ și OH− în apă și NH4+ și NH2− în amoniac lichid) nu au un statut special, ci apar ca exemple de acizi sau baze în ceea ce privește definiția generală. Pe de altă parte, desigur, acestea vor fi specii deosebit de importante pentru reacțiile în solventul la care se referă.
2. În plus față de acizii moleculari familiari, două clase de acizi ionici apar din noua definiție., Prima cuprinde anioni derivate din acizi care conțin mai mult de un acide cu hidrogen—de exemplu, bisulfat ion (HSO4−) și primare și secundare ioni fosfat (H2PO4− și HPO42−) derivat de acid fosforic (H3PO4). A doua și mai interesantă clasă constă în ioni încărcați pozitiv (cationi), cum ar fi ionul de amoniu (NH4+), care poate fi derivat prin adăugarea unui proton la o bază moleculară, în acest caz amoniac (NH3). Ionul hidroniu (H3O+), care este ionul de hidrogen în soluție apoasă, aparține, de asemenea, acestei clase., Încărcarea acestor acizi ionici, desigur, trebuie să fie întotdeauna echilibrată de ioni de sarcini opuse, dar acești ioni încărcați opus sunt, de obicei, irelevanți pentru proprietățile acido–bazice ale sistemului. De exemplu, dacă bisulfat de sodiu (Na+HSO4−) sau clorură de amoniu (NH4+Cl−) este folosit ca un acid, ionul de sodiu (Na+) și ioni de clorură (Cl−) nu contribuie cu nimic la proprietățile acide și ar putea la fel de bine să fie înlocuit cu alți ioni, cum ar fi potasiu (K+) și perclorat (ClO4−), respectiv.
3., Moleculele precum amoniacul și aminele organice sunt baze în virtutea tendinței lor de a accepta un proton. Cu hidroxizi metalici, cum ar fi hidroxidul de sodiu, pe de altă parte, proprietățile de bază se datorează ionului de hidroxid în sine, ionul de sodiu servind doar pentru a păstra neutralitatea electrică. Mai mult, nu numai ionul de hidroxid, ci și anionii altor acizi slabi (de exemplu, ionul acetat) trebuie clasificați ca baze datorită tendinței lor de a reforma acidul prin acceptarea unui proton., Formal, anionul oricărui acid ar putea fi privit ca o bază, dar pentru anionul unui acid foarte puternic (ionul de clorură, de exemplu) tendința de a accepta un proton este atât de slabă încât proprietățile sale de bază sunt nesemnificative și este inadecvat să-l descriem ca bază. În mod similar, toți compușii de hidrogen ar putea fi definiți formal ca acizi, dar în multe dintre ele (de exemplu, majoritatea hidrocarburilor, cum ar fi metanul, CH4) tendința de a pierde un proton este atât de mică încât termenul acid nu le-ar fi aplicat în mod normal.
4., Unele specii, inclusiv moleculele, precum și ionii, posedă atât proprietăți acide, cât și de bază; se spune că astfel de materiale sunt amfoterice. Atât apa, cât și amoniacul sunt amfoterice, situație care poate fi reprezentată de schemele H3O+–H2O–OH− și NH4+–NH3–NH2−. Un alt exemplu este secundară fosfat ion, HPO42−, care poate pierde sau de a accepta un proton, în funcție de următoarele ecuații: HPO42− ⇄ PO43− + H+ și HPO42− + H+ ⇄ H2PO4−. Proprietățile amfoterice ale apei sunt deosebit de importante în determinarea proprietăților sale ca solvent pentru reacțiile acido–bazice.
5., Ecuația A ⇄ B + H+, utilizată în definiția Brønsted–Lowry, nu reprezintă o reacție care poate fi observată în practică, deoarece protonul liber, H+, poate fi observat numai în sistemele gazoase la presiuni scăzute. În soluție, protonul este întotdeauna atașat la alte specii, de obicei o moleculă de solvent. Astfel, în apă, ionul H3O+ constă dintr-un proton legat de o moleculă de apă. Din acest motiv, toate reacțiile acido–bazice observabile în soluție sunt combinate în perechi, astfel încât acestea sunt de forma A1 + B2 ⇄ B1 + A2., Faptul că procesul A ⇄ B + H + nu poate fi observat nu implică o inadecvare gravă a definiției. O situație similară există cu definițiile agenților oxidanți și reducători, care sunt definiți, respectiv, ca specii care au tendința de a câștiga sau pierde electroni, chiar dacă una dintre aceste reacții nu apare niciodată singură, iar electronii liberi nu sunt niciodată detectați în soluție (mai mult decât sunt protonii liberi).