04. Asit ve Bazlar ( Prof. Dr. Mustafa DEMİR )

ASİTLER VE BAZLAR

ASİT VE BAZ KAVRAMLARI

Asit ve baz, değişik zamanlarda değişik şekillerde tanımlanmıştır. Bugün bu tanımların hepsi de kullanılmaktadır. Hangi tanımın en iyisi olduğu konusunda kesin bir kabul yoktur.

ASİT VE BAZLAR

Arhenius’a göre
Genişletilmiş Arhenius
Bronsted-Lowry’e göre
Lewis’e göre

Arhenius’a göre

Asit ve bazlarla ilgili ilk tanım Arhenius’un yaptığı tanımdır.

Arhenius’a göre asit suda iyonlaştığında H+ iyonu veren, baz ise OH- (hidroksit iyonu) iyonu veren maddelerdir.

Buna göre HCl, HNO , H SO , CH COOH birer 3 2 4 3 asit NaOH, KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 ise birer bazdır. Çünkü bu maddeler suda H+ veya OH- iyonu vererek iyonlaşır.

Bu sistem çok kullanışlı olmakla birlikte çok dar kapsamlıdır.

Yalnız, yapısında H+ veya OH- bulunan maddeleri tanımlayabilmektedir.

Oysa, su içinden CO2 gazı geçirildiğinde çözelti asit özelliği göstermekte veya NH3 gazı geçirildiğinde çözelti baz özelliği göstermektedir.

Çözücü sistemi

Bu nedenle. Arhenius’un tanımının biraz değiştirilerek su ile tepkimeye girdiğinde suyun hidrojen iyonu (H+) derişimini artıran maddelere asit, hiroksit iyonu (OH-) derişimini artıran maddelere de baz denir şeklinde ifade edilmesi uygun görülmüştür.

Bu şekilde tanımlamaya çözücü sistemi veya genişletilmiş Arhenius tanımı da denir.

Çünkü belirleyici olan maddenin çözücü ile tepkimeye girip H+ veya OH- iyonu vermesidir.

Bu sisteme göre NH , Na S birer baz, CO 3 2 2 ve AlCl3 ise birer asittir. Çünkü; + 2- CO + H O → 2H + CO 2 2 3 + – NH + H O → NH + OH 3 2 4 + 2+ – AlCl + H O → H + AlOH + 3Cl 3 2 – – + Na S + H O → OH + SH + 2Na 2 2 + – tepkimeleri gereğince suyun H ve OH iyonu derişiminin artmasına neden olmaktadır.

Asit ve bazlarla ilgili daha geniş bir tanım l923 yılında Danimarkalı Johannes Bronsted ve İngiliz Thomans Lowry tarafından birbirinden bağımsız olarak hemen hemen aynı zamanlarda yapılmıştır. Bu nedenle kavram Bronsted-Lowry kavramı olarak alınır.

Bronsted ve Lowry tarafından yapılan bu tanım yalnız sulu çözeltileri değil susuz çözeltileri de kapsar. Bu tanıma göre proton verebilen maddelere asit, proton alabilen maddelere ise baz denir. Bu tanımda asit veya baz bir iyon olabileceği gibi bir molekül de olabilir.

Bir bileşiğin asit olarak davranabilmesi için verdiği protonun bir alıcısının yani ortamda bir bazın bulunması gerekir.

Şüphesiz bunun tersi de doğrudur; bir bileşiğin baz olarak davranabilmesi için ortamda bir proton vericisinin yani asitin bulunması gerekir.

Örneğin; su ile hidroklorik asit arasındaki aşağıdaki iyonlaşma denkleminde + – HCl + H O ⇔ H O + Cl 2 3

•Hidroklorik asit proton veren, su ise bu protonu alan maddedir.

•Bu tanıma göre HCl bir asit H2O ise bir bazdır.

•Yukarıdaki dengenin soldan sağa doğru değil de sağdan sola doğru olduğu düşünülürse H3O+ hidrojen veren, Cl- ise bu hidrojeni alan maddedir. Bu durumda H O+ bir 3 asit, Cl- ise bir bazdır.

Bronsted – Lowry tanımına göre bir asitin iyonlaşmasıyla oluşan tür proton alma eğilimindedir.

Bu tür, kendini oluşturan asitin eşlenik(konjuge) bazı adını alır.

Örneğin; yukarıdaki iyonlaşma dengesinde HCl bir asit, Cl- ise onun eşlenik bazıdır.

Aynı şekilde H O bir baz, H O+ ise onun eşlenik 2 3 bazıdır.

KONJUGE ASİT-BAZ KAVRAMI

(Asit)1 → (Baz)1 + proton

(Baz)2 + proton → (Asit)2

(Asit)1 + (Baz)2 → (Baz)1 + (Asit)2

asit ⇔ eşlenik baz + proton veya (asit)1 ⇔ (baz)1 + proton Burada (baz) , (asit) ’in konjuge bazı veya (asit) , 1 1 1 (baz)1’in konjuge asitidir. Bunlara konjuge asit/baz çiftleri denir

Örneğin,

HAc ⇔ H + + Ac−

dengesinde asetat (Ac ), asetik asitin(HAc) konjuge bazıdır. Asetik asit ise asetatın konjuge asitidir.

Benzer şekilde her baz proton alarak kendinin konjuge asitini oluşturur. (baz)2 + proton ⇔ (asit)2

Bu iki tepkime birleştirildiğinde asit-baz nötralleşme tepkimesi meydana gelir.

(asit)1 + (baz)2 ⇔ (asit)2 + (baz)1 HCl + H O ⇔ H O+ + Cl- 2 3 ( ) ( ) ( ) ( ) asit baz asit baz 1 2 2 1

Birçok çözücü proton alma veya proton verme eğilimindedir.

Dolayısıyla çözdükleri maddenin asidik veya bazik davranış göstermelerine neden olurlar.

Örneğin amonyak su ile NH + H O ⇔ NH + + OH− 3 2 4 (baz) (asit) (asit) (baz) 1 2 1 2

Bu tepkimede amonyak(baz), su(asit) ile tepkimeye girerek konjuge asit ve bazları olan amonyum(asit) ve hidroksit(baz) iyonları meydana gelmiştir.

Dolayısıyla amonyum iyonu amonyağın konjuge asiti, hidroksit iyonu ise suyun konjuge bazıdır.

Öte yandan nitröz asit-su çözeltisinde su proton alarak baz özelliği gösterir. HNO + H O ⇔ H O+ + NO − 2 2 3 2 (baz) (asit) (asit) (baz) 1 2 1 2 Burada nitröz asitin konjuge bazı nitrit iyonu, suyun konjuge asiti ise hidronyum iyonudur

Bir asit veya bazın gücü, onun proton verme veya alma eğilimi ile ölçülür.

Örneğin; kuvvetli birer asit olan HCl, HBr, HNO , HClO ve H SO su ile birleşip 3 4 2 4 hidronyum iyonunu (H + + – 3O ) ve sırasıyla NH4 Cl , Br-, NO3-, ClO4-ve HSO4- iyonlarını verirler.

Bu anyonlar yukarıdaki kuvvetli asitlerin birer zayıf eşlenik bazlarıdır.

Bir başka deyişle, asit ne kadar kuvvetli ise onun eşlenik bazı o kadar zayıf, ne kadar zayıf ise eşlenik bazı da o kadar kuvvetlidir.

Örneğin; zayıf birer asit olan NH + ve HCN 4 iyonlaştığında kuvvetli birer baz olan NH3 – ve CN verirler.

NH + H O ⇔ NH + + OH- 3 2 4 (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz)2 Konjuge Konjuge Asit Baz

− NO + H O HNO + OH- 2 2 2 ⇔ (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz)2 konjuge konjuge asit baz

H PO − + H O+ H PO + H O 2 4 3 3 4 2 ⇔ (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz )2 konjuge konjuge asit baz

− – 2 – H PO + OH HPO + H O 2 4 4 2 ⇔ (Asit )1 (Baz)2 (Baz)1 (Asit)2 konjuge konjuge asit baz

Bronsted-Lowry kavramı Arhenius’un tanımlayamadığı birçok maddeyi de asit veya baz olarak tanımlar. Örneğin; NH + H O → NH + + OH- 3 2 4 tepkimesinde NH3 bir bazdır.

Çünkü bir proton almışve NH4+ iyonunu vermiştir. (Arhenius’a göre de bir bazdır, çünkü suyun OH- derişimini artırmıştır)

Ancak Bronsted-Lowry bu tepkimede yalnız NH3 molekülünü tanımlamakla kalmaz.

Denklemdeki bütün iyon veya molekülleri asit veya baz olarak tanımlar.

Örneğin; yukarıdaki tepkimede su bir asittir, çünkü proton vermişve OH- hâline gelmiştir.

Aynı şekilde NH4+ iyonu bir asit, OH- iyonu ise bir bazdır.

Çünkü tepkimeyi iki yönlü ve olayın sol yöne kaydığını düşünürsek NH4+ iyonu bir proton vererek NH3 hâline, OH- ise, bir proton olarak H O hâline dönmektedir. 2

Amonyum klorür, alüminyum tuzları, demir(III) tuzları, krom tuzları, bakır tuzları ve çinko tuzları suya hidrojen iyonu verdiklerinden Bronsted-Lowry tanımına göre birer asittirler

Asit ve bazlarla ilgili bir başka tanım da Lewis tanımıdır. Gilbert N.Lewis’in 1938 yılında yaptığı tanıma göre bir çift serbest elektronu bulunan ve bunu başka bir atom, molekül veya iyonla ortaklaşa kullanabilen maddeye baz, bazın bir çift elektronunu alarak ortaklaşa kullanılabilen maddeye de asit denir.

Kısaca söylemek gerekirse Lewis tanımına göre bir kimyasal tepkime sırasında bir çift elektron veren baz bu elektronları alan ise asittir. Örneğin; + + : NH + H → NH 3 4 denklemini bu tanıma göre incelersek, amonyak bir çift serbest elektrona sahiptir. Bu elektronlarını, hiç elektronu olmayan protona vererek NH4+iyonunu oluşturmuştur. Buna göre NH3 elektron çifti verdiği için baz, H+ ise bu elektronu aldığı için asittir.

Benzer şekilde, + – H O + OH → 2H O 3 2 – eşitliğinde serbest elektronu bulunan OH bir baz, bu elektronu alabilecek durumda olan H O+ ise 3 bir asittir.

Bu tanım daha genişkapsamlı bir tanım olup ilk iki tanımın dışında kalan bileşikleri de asit veya baz olarak tanımlar.

Örneğin; BCl + (C H ) N : → (C H ) NBCl 3 2 5 3 2 5 3 3 eşitliğinde serbest elektronları bulunan azot nedeniyle trimetilamin bir baz, dolmamış yörüngeçlerine bu elektronları alabilecek durumda olan bor nedeniyle bortriklorür ise, bir asittir.

Yukarıda kısaca değinmeğe çalıştığımız asit- baz kavramları arasında en çok kullanılanı Arhenius ve bunun genişletilmişşekli olan çözücü sistemidir.

Bu kavramlarla sulu sistemlerdeki çoğu tepkimeleri sınıflamak mümkündür ve yeterlidir.

Bronsted -Lowry sistemi de özellikle sudan başka çözücüler söz konusu olduğunda önem kazanır.

Sulu çözeltilerde de genişölçüde kullanılır.

Lewis sistemi daha çok organik kimyada, tepkimeler ve kopleks bileşikleri oluşumunda önemlidir.

Analitik kimya yönünden bu üç ayrı asit- baz tanımından ilk ikisi önemlidir.

Bu derste kullanılan asit veya baz sözcükleriyle amaçlanan, ilk iki tanımın sınırları içinde kalacaktır.

AMFİPROTİK TÜRLER (AMFOTERİK ÖZELLİK)

Hem asidik hem de bazik karakter gösteren türler. – + H PO + H O ⇔ H PO + H O 2 4 3 3 4 2 – – 2- H PO + OH ⇔ HPO + H O 2 4 4 2

AMFİPROTİK ÇÖZÜCÜLER

Hem asitleri hem de bazları çözen çözücüler. Örneğin: H O, CH OH 2 3 + – NH + H O ⇔ NH + OH 3 2 4 HNO + H O ⇔ H O+ + NO – 2 2 3 2 + + CH OH + NH ⇔ NH + CH O 3 3 4 3 CH OH + HNO ⇔ CH OH + + NO – 3 2 3 2 2

OTOPROTOLİZ

Amfiprotik çözücülerin kendi kendilerine iyonlaşmalar ı + – H O + H O ⇔ H O + OH 2 2 3 CH OH + CH OH ⇔ CH OH + + CH O- 3 3 3 2 3 – HCOOH + HCOOH ⇔ HCOOH + HCOO- 2 + – NH + NH ⇔ NH + NH 3 3 4 2

ASİT VE BAZLARIN KUVVETLERİ

Asit ve bazlar ın kuvvetlerini belirleyen iyonlaşma derecesidir.

Tam olarak iyonlaşanlar en kuvvetlidirler.

Aşağıya doğru asitlik azalır, bazlık artar + – HClO + H O ⇔ H O + ClO 4 2 3 4 + – HCl + H O ⇔ H O + Cl 2 3 + – H PO + H O ⇔ H O + H PO 3 4 2 3 2 4 3+ + 2+ Al(H O) + H O ⇔ H O + AlOH(H O) 2 6 2 3 2 5 + – CH OH + H O ⇔ H O + CH O 3 2 3 3 – + 2 – H PO + H O ⇔ H O + HPO 2 4 2 3 4 + + NH + H O ⇔ H O NH 4 2 3 3

…

Kaynak

Etiketler

ASİTLER VE BAZLAR

ASİT VE BAZ KAVRAMLARI

Asit ve baz, değişik zamanlarda değişik şekillerde tanımlanmıştır. Bugün bu tanımların hepsi de kullanılmaktadır. Hangi tanımın en iyisi olduğu konusunda kesin bir kabul yoktur.

ASİT VE BAZLAR

Arhenius’a göre

Genişletilmiş Arhenius

Bronsted-Lowry’e göre

Lewis’e göre

Arhenius’a göre

Asit ve bazlarla ilgili ilk tanım Arhenius’un yaptığı tanımdır.

Arhenius’a göre asit suda iyonlaştığında H+ iyonu veren, baz ise OH- (hidroksit iyonu) iyonu veren maddelerdir.

Buna göre HCl, HNO , H SO , CH COOH birer 3 2 4 3 asit NaOH, KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 ise birer bazdır. Çünkü bu maddeler suda H+ veya OH- iyonu vererek iyonlaşır.

Bu sistem çok kullanışlı olmakla birlikte çok dar kapsamlıdır.

Yalnız, yapısında H+ veya OH- bulunan maddeleri tanımlayabilmektedir.

Oysa, su içinden CO2 gazı geçirildiğinde çözelti asit özelliği göstermekte veya NH3 gazı geçirildiğinde çözelti baz özelliği göstermektedir.

Çözücü sistemi

Bu nedenle. Arhenius’un tanımının biraz değiştirilerek su ile tepkimeye girdiğinde suyun hidrojen iyonu (H+) derişimini artıran maddelere asit, hiroksit iyonu (OH-) derişimini artıran maddelere de baz denir şeklinde ifade edilmesi uygun görülmüştür.

Bu şekilde tanımlamaya çözücü sistemi veya genişletilmiş Arhenius tanımı da denir.

Çünkü belirleyici olan maddenin çözücü ile tepkimeye girip H+ veya OH- iyonu vermesidir.

Asit ve bazlarla ilgili daha geniş bir tanım l923 yılında Danimarkalı Johannes Bronsted ve İngiliz Thomans Lowry tarafından birbirinden bağımsız olarak hemen hemen aynı zamanlarda yapılmıştır. Bu nedenle kavram Bronsted-Lowry kavramı olarak alınır.

Bronsted ve Lowry tarafından yapılan bu tanım yalnız sulu çözeltileri değil susuz çözeltileri de kapsar. Bu tanıma göre proton verebilen maddelere asit, proton alabilen maddelere ise baz denir. Bu tanımda asit veya baz bir iyon olabileceği gibi bir molekül de olabilir.

Bir bileşiğin asit olarak davranabilmesi için verdiği protonun bir alıcısının yani ortamda bir bazın bulunması gerekir.

Şüphesiz bunun tersi de doğrudur; bir bileşiğin baz olarak davranabilmesi için ortamda bir proton vericisinin yani asitin bulunması gerekir.

Örneğin; su ile hidroklorik asit arasındaki aşağıdaki iyonlaşma denkleminde + – HCl + H O ⇔ H O + Cl 2 3

•Hidroklorik asit proton veren, su ise bu protonu alan maddedir.

•Bu tanıma göre HCl bir asit H2O ise bir bazdır.

•Yukarıdaki dengenin soldan sağa doğru değil de sağdan sola doğru olduğu düşünülürse H3O+ hidrojen veren, Cl- ise bu hidrojeni alan maddedir. Bu durumda H O+ bir 3 asit, Cl- ise bir bazdır.

Bronsted – Lowry tanımına göre bir asitin iyonlaşmasıyla oluşan tür proton alma eğilimindedir.

Bu tür, kendini oluşturan asitin eşlenik(konjuge) bazı adını alır.

Örneğin; yukarıdaki iyonlaşma dengesinde HCl bir asit, Cl- ise onun eşlenik bazıdır.

Aynı şekilde H O bir baz, H O+ ise onun eşlenik 2 3 bazıdır.

KONJUGE ASİT-BAZ KAVRAMI

(Asit)1 → (Baz)1 + proton

(Baz)2 + proton → (Asit)2

(Asit)1 + (Baz)2 → (Baz)1 + (Asit)2

asit ⇔ eşlenik baz + proton veya (asit)1 ⇔ (baz)1 + proton Burada (baz) , (asit) ’in konjuge bazı veya (asit) , 1 1 1 (baz)1’in konjuge asitidir. Bunlara konjuge asit/baz çiftleri denir

Örneğin,

HAc ⇔ H + + Ac−

dengesinde asetat (Ac ), asetik asitin(HAc) konjuge bazıdır. Asetik asit ise asetatın konjuge asitidir.

Benzer şekilde her baz proton alarak kendinin konjuge asitini oluşturur. (baz)2 + proton ⇔ (asit)2

Bu iki tepkime birleştirildiğinde asit-baz nötralleşme tepkimesi meydana gelir.

(asit)1 + (baz)2 ⇔ (asit)2 + (baz)1 HCl + H O ⇔ H O+ + Cl- 2 3 ( ) ( ) ( ) ( ) asit baz asit baz 1 2 2 1

Birçok çözücü proton alma veya proton verme eğilimindedir.

Dolayısıyla çözdükleri maddenin asidik veya bazik davranış göstermelerine neden olurlar.

Örneğin amonyak su ile NH + H O ⇔ NH + + OH− 3 2 4 (baz) (asit) (asit) (baz) 1 2 1 2

Bu tepkimede amonyak(baz), su(asit) ile tepkimeye girerek konjuge asit ve bazları olan amonyum(asit) ve hidroksit(baz) iyonları meydana gelmiştir.

Dolayısıyla amonyum iyonu amonyağın konjuge asiti, hidroksit iyonu ise suyun konjuge bazıdır.

Öte yandan nitröz asit-su çözeltisinde su proton alarak baz özelliği gösterir. HNO + H O ⇔ H O+ + NO − 2 2 3 2 (baz) (asit) (asit) (baz) 1 2 1 2  Burada nitröz asitin konjuge bazı nitrit iyonu, suyun konjuge asiti ise hidronyum iyonudur

Bir asit veya bazın gücü, onun proton verme veya alma eğilimi ile ölçülür.

Örneğin; kuvvetli birer asit olan HCl, HBr, HNO , HClO ve H SO su ile birleşip 3 4 2 4 hidronyum iyonunu (H + + – 3O ) ve sırasıyla NH4 Cl , Br-, NO3-, ClO4-ve HSO4- iyonlarını verirler.

Bu anyonlar yukarıdaki kuvvetli asitlerin birer zayıf eşlenik bazlarıdır.

Bir başka deyişle, asit ne kadar kuvvetli ise onun eşlenik bazı o kadar zayıf, ne kadar zayıf ise eşlenik bazı da o kadar kuvvetlidir.

Örneğin; zayıf birer asit olan NH + ve HCN 4 iyonlaştığında kuvvetli birer baz olan NH3 – ve CN verirler.

NH + H O ⇔ NH + + OH- 3 2 4 (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz)2 Konjuge Konjuge Asit Baz

− NO + H O HNO + OH- 2 2 2 ⇔ (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz)2 konjuge konjuge asit baz

H PO − + H O+ H PO + H O 2 4 3 3 4 2 ⇔ (Baz )1 (Asit)2 (Asit)1 (Baz )2 konjuge konjuge asit baz

− – 2 – H PO + OH HPO + H O 2 4 4 2 ⇔ (Asit )1 (Baz)2 (Baz)1 (Asit)2 konjuge konjuge asit baz

Bronsted-Lowry kavramı Arhenius’un tanımlayamadığı birçok maddeyi de asit veya baz olarak tanımlar. Örneğin; NH + H O → NH + + OH- 3 2 4  tepkimesinde NH3 bir bazdır.

Çünkü bir proton almışve NH4+ iyonunu vermiştir. (Arhenius’a göre de bir bazdır, çünkü suyun OH- derişimini artırmıştır)

Ancak Bronsted-Lowry bu tepkimede yalnız NH3 molekülünü tanımlamakla kalmaz.

Denklemdeki bütün iyon veya molekülleri asit veya baz olarak tanımlar.

Örneğin; yukarıdaki tepkimede su bir asittir, çünkü proton vermişve OH- hâline gelmiştir.

Aynı şekilde NH4+ iyonu bir asit, OH- iyonu ise bir bazdır.

Çünkü tepkimeyi iki yönlü ve olayın sol yöne kaydığını düşünürsek NH4+ iyonu bir proton vererek NH3 hâline, OH- ise, bir proton olarak H O hâline dönmektedir. 2

Amonyum klorür, alüminyum tuzları, demir(III) tuzları, krom tuzları, bakır tuzları ve çinko tuzları suya hidrojen iyonu verdiklerinden Bronsted-Lowry tanımına göre birer asittirler

Benzer şekilde, + – H O + OH → 2H O 3 2 –  eşitliğinde serbest elektronu bulunan OH bir baz, bu elektronu alabilecek durumda olan H O+ ise 3 bir asittir.

Bu tanım daha genişkapsamlı bir tanım olup ilk iki tanımın dışında kalan bileşikleri de asit veya baz olarak tanımlar.

Örneğin; BCl + (C H ) N : → (C H ) NBCl 3 2 5 3 2 5 3 3 eşitliğinde serbest elektronları bulunan azot nedeniyle trimetilamin bir baz, dolmamış yörüngeçlerine bu elektronları alabilecek durumda olan bor nedeniyle bortriklorür ise, bir asittir.

Yukarıda kısaca değinmeğe çalıştığımız asit- baz kavramları arasında en çok kullanılanı Arhenius ve bunun genişletilmişşekli olan çözücü sistemidir.

Bu kavramlarla sulu sistemlerdeki çoğu tepkimeleri sınıflamak mümkündür ve yeterlidir.

Bronsted -Lowry sistemi de özellikle sudan başka çözücüler söz konusu olduğunda önem kazanır.

Sulu çözeltilerde de genişölçüde kullanılır.

Lewis sistemi daha çok organik kimyada, tepkimeler ve kopleks bileşikleri oluşumunda önemlidir.

Analitik kimya yönünden bu üç ayrı asit- baz tanımından ilk ikisi önemlidir.

Bu derste kullanılan asit veya baz sözcükleriyle amaçlanan, ilk iki tanımın sınırları içinde kalacaktır.

AMFİPROTİK TÜRLER (AMFOTERİK ÖZELLİK)

Hem asidik hem de bazik karakter gösteren türler. – + H PO + H O ⇔ H PO + H O 2 4 3 3 4 2 – – 2- H PO + OH ⇔ HPO + H O 2 4 4 2

AMFİPROTİK ÇÖZÜCÜLER

Hem asitleri hem de bazları çözen çözücüler. Örneğin: H O, CH OH 2 3 + – NH + H O ⇔ NH + OH 3 2 4 HNO + H O ⇔ H O+ + NO – 2 2 3 2 + + CH OH + NH ⇔ NH + CH O 3 3 4 3 CH OH + HNO ⇔ CH OH + + NO – 3 2 3 2 2

OTOPROTOLİZ

Öte yandan nitröz asit-su çözeltisinde su proton alarak baz özelliği gösterir. HNO + H O ⇔ H O+ + NO − 2 2 3 2 (baz) (asit) (asit) (baz) 1 2 1 2 Burada nitröz asitin konjuge bazı nitrit iyonu, suyun konjuge asiti ise hidronyum iyonudur

Bronsted-Lowry kavramı Arhenius’un tanımlayamadığı birçok maddeyi de asit veya baz olarak tanımlar. Örneğin; NH + H O → NH + + OH- 3 2 4 tepkimesinde NH3 bir bazdır.

Benzer şekilde, + – H O + OH → 2H O 3 2 – eşitliğinde serbest elektronu bulunan OH bir baz, bu elektronu alabilecek durumda olan H O+ ise 3 bir asittir.