Lewis asidi terimi, Amerikalı kimyager Gilbert N. Lewis'den sonra adlandırılmıştır. İlk kimyagerler bir asidi, bazı metallerle reaksiyona giren ve bir tuzu üreten bazları veya alkalileri nötralize eden ekşi bir tada sahip olan bir madde olarak kabul ettiler. Bununla birlikte, 19. yüzyılın sonlarından bu yana, asitleri ve bazları daha titiz bir şekilde ve asit-asit reaksiyonunda gerçekte neler olduğunu açıklayan girişimlerde bulunulmuştur. Lewis'in en geniş tanımıdır.
1883'te İsveçli kimyacı Svante Arrhenius, bir asidi sulu çözeltide hidrojen iyonları (H + ) oluşturan bir madde ve hidroksit (OH - ) iyonları oluşturan bir madde olarak bir baz olarak tanımladı. Basit bir şekilde proton olan H + iyonları, sulu bir çözeltide bulunamayacak kadar reaktifdir ve hidronyum (H30 + ) iyonları oluşturmak için su molekülleri ile birleşirler. Arrhenius'un tanımı çok faydalı oldu ve genellikle asit olarak kabul edilen bileşiklerin çoğunu kapsıyor. Örneğin, sudaki bir gaz hidrojen klorür çözeltisi olan hidroklorik asit, çözelti içinde hidronyum iyonları oluşturan H + iyonları sağlar: HCI + H20 → H30 + + Cl - . Bu tanım 20. yüzyıla kadar standart olarak kaldı ve günümüzde hala sıkça kullanılıyor.
Tüm asitlerin tanımlayıcı bir özelliği, tuz üretmek için bazları nötrleştirmeleridir. Bir örnek, sodyum klorür ve su (H20) üretmek için hidroklorik asidin sodyum hidroksit (NaOH) ile reaksiyonu: H30 + + - Na + OH - → Na + C - + H20. Hidroklorik asit tarafından sağlanan H + iyonları su üretmek için sodyum hidroksit tarafından sağlanan OH - iyonları ile birleşirken, Na + ve Cl - iyonları Arrhenius'un teorisine göre tuz üretmek için birleşmiştir; ancak, asit ve bazların Arrhenius tanımlarına uymayan bileşikler arasında benzer reaksiyonlar ortaya çıkabilir. Örneğin, gaz halindeki hidrojen klorit, tuz halindeki amonyum klorürü oluşturmak için gaz halindeki amonyak ile tepkimeye girebilir: HCI + NH3 → NH4 + Cl - . İki bileşik bir tuz oluşturmak için bir araya getirilmişlerdir, ancak çözelti içinde olmadıkları için, mevcut H + veya OH iyonları yoktur, bu nedenle reaktifler Arrhenius'a göre bir asit ve baz olarak nitelenmezler.
1923'te iki kimyager - Johaness Bronsted ve Thomas Lowry - bağımsız olarak yeni bir tanım buldu. Bir asidin proton vericisi ve baz proton alıcısı olduğunu öne sürdüler. Bir asit-baz reaksiyonunda, asit, baz için bir proton veya H + iyonu sağlar; bununla birlikte, reaksiyondan önce gerçekte mevcut H + veya OH iyonları olan hiçbir reaktifin çözelti içinde olması gerekmez. Bu tanım tüm Arrhenius asitlerini ve bazlarını içerir, fakat aynı zamanda gaz halinde hidrojen klorür ve amonyağın asit-baz reaksiyonu olarak birleştirilmesini de açıklar: kovalent hidrojen klorür, amonyum (NH4 + ) iyonu oluşturmak için amonyağa bir proton sağlamıştır. Cl - iyonuyla iyonik bir bileşik oluşturur.
Amerikalı kimyager Gilbert N. Lewis, 1923'te, sırasıyla elektron çifti alıcısı ve donör olarak genişletilmiş asit ve baz kavramını önerdi. Bu tanım gereği, bir asit-baz reaksiyonu, her iki paylaşılan elektronun aynı atomdan geldiği bir kovalent bağ olan - bir koordinat bağı oluşturan reaktifleri, bazdan gelen elektronlarla içerir. Yukarıda tarif edilen HCl-NaOH reaksiyonunda, HC1 tarafından sağlanan H + iyonu, su oluşturmak için NaOH tarafından sağlanan OH - iyonundan bir elektron çifti kabul eder.
Bu nedenle, bu teoriye göre, bir Lewis bazı, bağlanma için bir bağlanmamış elektron çiftine sahip bir bileşiktir. Lewis asidi yapısı, Lewis bazı ile bir koordinat bağı oluşturarak kararlı bir konfigürasyon elde edebilecek şekildedir. Bazların hidroksit iyonları içermesine veya proton kabul etmesine gerek yoktur ve bir Lewis asidinin hidrojen içermesine veya bağış protonlarına gerek yoktur. Lewis asidi tanımı, tüm Arrhenius ve Bronsted-Lowry asitlerini ve ayrıca Bronsted-Lowry veya Arrhenius kriterlerini karşılamayan birçok maddeyi içerir.
Böyle bir maddenin iyi bir örneği, bor trifluorürdür (BF3). Bu bileşikte normalde dış kabuğunda üç elektrona sahip olan bor, üç flor atomunun her biriyle bir elektron çifti paylaşan kovalent bağlar oluşturmuştur. Bileşik stabil olmasına rağmen, dış kabuğunda iki elektron daha vardır. Böylece, bir elektron çifti donörü ile koordineli bir bağ oluşturabilir - başka bir deyişle bir baz.
Örneğin, nitrojen dış kabuğundaki beş elektrondan üçünün üç hidrojen atomu ile kovalent bağlarda olması nedeniyle, bağlanmamış bir elektron çifti olan bir azot atomuna sahip olan amonyak (NH3) ile birleşebilir. Bor triflorür ve amonyak kombinasyonu şu şekildedir: BF3 +: NH3 → BF3: NH3 - ":", amonyakın azot atomundan gelen elektron çiftini temsil eder. Bor triflorür bu nedenle bir Lewis asidi ve bir amonyak olarak davranmaktadır.
