2º Bachillerato
Ácidos y bases
Autor: Enric Ripoll Mira
Adaptador a Descartes-JS: Enric Ripoll Mira
 Unidad AB 
Teoría de Lewis

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar.

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitario. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son también ácidos de Lewis:

:NH3
+
[]H+
NH4+
:NH3
+
[]AlCl3
H3N-AlCl3
   
Base
Ácido

 

Introducción
Introducción histórica
Electrolitos
Teoría de Arrhenius
Teoría de Bronsted-Lowry
Teoría de Lewis
El pH
El producto iónico del agua
Notación de pH y pOH
Indicadores
Fuerza relativa de ácidos y bases
Ácidos fuertes y débiles
Bases fuertes y débiles
Disoluciones de sales
Hidrólisis
Sal de ácido fuerte y base fuerte
Sal de ácido fuerte y base debil
Sal de ácido débil y base fuerte
Sal de ácido débil y base débil
Reacciones entre ácidos y bases
Disoluciones reguladoras
Valoraciones ácido-base
Autoevaluación