Brønstedova–Lowryho teorie kyselin a zásad nově definovala pojmy kyseliny a zásady. Tím rozšiřuje velmi úzce definovanou teorii Arrheniovu. Navrhli ji nezávisle na sobě dánský fyzikální chemik Johannes Nicolaus Brønsted a anglický fyzikální chemik Thomas Martin Lowry v roce 1923. Později byla publikována obecnější Lewisova teorie.

Podstata Brønstedovy–Lowryho teorie kyselin a zásad

Arrheniova teorie definuje kyseliny a zásady jen jako látky, které ve vodě ionizují za vzniku vodíkových kationtů respektive hydroxydových aniontů a opomíjí vliv rozpouštědla a další chemické interakce, což je velmi omezující pojetí.

Brønstedova–Lowryho teorie, naproti tomu, považuje za kyselinu látku, která je schopna odevzdat proton (je donorem protonu) a za zásadu považuje látku, která je schopna proton přijmout ( je akceptorem protonu). Každá kyselina je spojená s odpovídající zásadou, s kterou tvoří tzv. konjugovanou dvojici. To v důsledku znamená, že látka nebo iont, která je v jednom konjugovaném páru kyselinou, může být v jiném konjugovaném páru zásadou – může být donorem i akceptorem protonu v závislosti na vlastnostech druhého člena konjugované dvojice. Kyselinami a zásadami mohu tedy být nejen elektroneutrální molekuly (klasické kyseliny a zásady), ale i některé ionty. Kyselinou mohou být např. kationty jako H₃O⁺, NH₄⁺ a jiné, a některé komplexní kationty kovů např.: ³⁺ a také anionty vícesytných kyselin jako např.: HSO₄⁻. Zásadami zase mohou být některé kationtové komplexy kovů jako ²⁺ a anionty kyselin včetně OH⁻. Kromě toho některé látky mohou vystupovat jako kyseliny i zásady, např.: H₂O, HSO₄⁻ a jiné. Takové látky nazýváme amfoterní. V podstatě platí, že charakter kyselin respektive zásad se projeví až po spojení s druhým členem konjugované dvojice tedy zásadou respektive kyselinou. V roztoku donor volné protony odštěpí až v přítomnosti akceptoru – oba děje probíhají současně.^[1]

Pro zdůraznění funkce protonu v acido-bazických reakcí se tyto reakce někdy označují jako protolytické.

Kyseliny

Podle této teorie jsou kyseliny látky, které mají schopnost odštěpit svůj proton (H⁺). Kyselina je tedy donor (dárce) protonu.

HA ⇌ H⁺ + A⁻ — Podle toho, co je uvedeno výše, je v tomto příkladu konjugovaného páru HA kyselinou a A^– zásadou. Obdobně níže.

H₂O⇌H⁺ + OH⁻
HCl ⇌ H⁺ + Cl⁻
HNO₃ ⇌ H⁺ + NO₃⁻

Zásady

Podle této teorie jsou zásady látky, které mají schopnost vázat proton. Zásada je tedy akceptor (příjemce) protonu.

B^– + H⁺ ⇌ HB — Tento konjugovaný pár tvoří B^– jako zásada a HB jako kyselina.

HB + H⁺ ⇌ H₂B⁺ — Zde je HB zásadou a H₂B⁺ kyselinou. A obdobně v dalších příkladech.

H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺

NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺

Shrnutí

Látky se chovají jako kyseliny jen v přítomnosti zásady a naopak. Voda (H₂O) se chová jako zásada i kyselina, tj. přijímá proton, vznikne oxoniový kation H₃O⁺, nebo ho odštěpuje za vzniku hydroxidového aniontu. Stejně tak mnoho jiných látek (sloučenin i iontů) může být v některých reakcích kyselinou a v jiných zásadou.^[1]

Reference