Definicion de acidos y bases de Lewis

La teoría protónica de Bronsted y Lowry limita el carácter ácido a sustancias que contienen hidrógeno; sin embargo, hay otras sustancias que sin contener hidrógeno son capaces de neutralizar disoluciones de una base y, por tanto, son igualmente ácidos.

Así, por ejemplo, una disolución de una base, como el amoníaco, puede perder todas sus propiedades básicas y neutralizarse cuando se le adiciona tricloruro de aluminio, A1C1₃, o dióxido de azufre, S0₂; por esta razón, estos dos compuestos tienen propiedades ácidas aunque no dispongan de protones para ceder.

De forma similar sucedía con las bases, por lo que Lewis desarrolló una teoría más general para ácidos y bases. Para Lewis:

• Ácido es una sustancia capaz de aceptar pares de electrones.
• Base es una sustancia capaz de ceder pares de electrones.

Los ácidos han de tener orbitales vacantes donde alojar los electrones, y las bases han de tener pares de electrones sin compartir que puedan ceder para
formar un enlace covalente dativo. La neutralización consiste en la formación de este enlace.

Son ácidos de Lewis cationes como, por ejemplo: Ag⁺, Fe³⁺ , Al³⁺ , etc., o moléculas cuyo átomo central tiene incompleto su octete, como: BF₃, A1C1₃, S0₃, etc.

Son bases de Lewis aniones como, por ejemplo: OH^-, Cl^-, S^2-, etcétera, o moléculas con pares de electrones sin compartir, como el NH₃.

Algunos ejemplos de reacciones de neutralización son:

En la teoría de Lewis quedan incluidas las dos teorías anteriores, puesto que es más general que ellas.