SAVAK, BÁZISOK ÉS SÓK

SAVAK, BÁZISOK ÉS SÓK

Elektrolitok és az elektrolitos disszociáció

Az elektrolitok olyan anyagok, amelyekben az ionos vegyületek alkalmas oldószerben feloldva (vagy oldószer nélkül csak megolvasztva) részben vagy egészben pozitív és negatív töltésü részecskékre, kationokra és anionokra bomlanak az elektrolitos disszociáció során. Az elektrolitoldatok makroszkópikus mennyiségében az ellentétes elöjelü iontöltések mindig kiegyenlítik egymást (elektroneutralitás tétele).

43. ábra. Az elektromos áram vezetése elektrolitokban

Az elektrolitoldatok az ún. másodfajú vezetök közé tartoznak, ami alatt azt értjük, hogy az elektromosságot ionok szállítják. (Ellentétben az elsöfajú vagy fémes vezetökkel, amelyekben ezt a funkciót a potenciálkülönbség hatására elmozduló elektronok töltik be). Kémiai értelemben az elektrolitok a savak, a bázisok vagy a sók közé sorolhatók, így az ún. elektrolit egyensúlyok tulajdonképpen sav-bázis egyensúlyokat jelentenek.

Az elektrolitos disszociáció mértéke az anyagi minöség 636j93g , az oldott anyag és az oldószer, a hömérséklet és a koncentráció függvénye. Ha az oldott anyag túlnyomó többsége disszociált állapotban van, erös elektrolitról, ellenkezö esetben gyenge elektrolitról beszélünk. A savak és bázisok között erös és gyenge elektrolitok gyakran elöfordulnak, a sók azonban kevés kivételtöl eltekintve az erös elektrolitok közé tartoznak.

Valamely oldat adott komponensét tekintve a disszociáció mértékét az ún. disszociáció fokkal (a) jellemezhetjük. Definíció szerint:

a n_d/n 0 a

ahol n_d a disszociált (elbomlott) anyagmennyiség (mol),

n a kiindulási anyagmennyiség (mol).

Az elözöek értelmében az erös elektrolitok disszociációfoka, függetlenül a koncentrációtól, gyakorlatilag 1, a nemelektrolitoké viszont nulla. A disszociáció % ennek megfelelöen 100 és nulla között van. A gyenge elektrolitok disszociációfoka 0 és 1 között változik a koncentrációtól függöen.

Erös elektrolitokat képeznek a viszonylag nagy polaritású kötéseket tartalmazó molekulák is. Ezek vízben történö oldása során kationokra és anionokra esnek szét a víz kötésüket polarizáló hatására. A sósavmolekulákat pl. vízbe vezetve felbomlik a hidrogén- és a klóratomok közötti kötés, és hidrogén- és kloridionok keletkeznek:

HCl(g)        ^aq H⁺ + Cl

Számos, vízben jól oldódó molekula kismértékben disszociál ionokra; az ecetsav 1M-os oldatában 1000 ecetsav-molekulából mindössze 4 bomlik fel CH₃COO^--ra és H⁺-ra.

CH₃COOH(aq)               CH₃COO + H⁺

A víz disszociációja

A kémiailag tiszta víz csak kismértékben disszociál:

H₂O(l)             H⁺ + OH

A csekély disszociáció miatt a tiszta víz csak igen csekély mértékben vezeti az elektromos áramot. A H⁺, mint legkisebb pozitív töltésü ion, nagy polarizáló erövel rendelkezik, ezért közte valamint a vízmolekula között, annak dipólus jellege miatt, erös vonzás lép fel. Ezért vizes oldatban a H⁺ soha nem fordul elö, hanem H₂O molekulával kapcsolódva H₃O⁺ oxónium iont alkot. A víz disszociációjának egyenlete helyesen:

H₂O(l) + H₂O(l) H₃O⁺ + OH

A hidrogénre disszociáló anyagok vízben való oldódásának korrekt egyenletei pedig pl:

HCl(l) + H₂O(l) H₃O⁺ + Cl

CH₃COOH(l) + H₂O(l) H₃O⁺ + CH₃COO

44. ábra. Az oxóniumion geometriája, és a víz kapcsolódása az oxóniumionhoz

Az oxónium ionban az atomok trigonális piramisos elrendezödést mutatnak. Vizes oldatban a H₃O⁺-t 4 vízmolekula veszi körül, melyek közül 3 hidrogénkötéssel, 1 pedig ionos kötéssel kapcsolódik a H₃O⁺-hoz.

Arrhenius-féle sav-bázis elmélet

Az Arrhenius-féle elmélet a savakat és a bázisokat egymástól lényegében függetlenül, és csupán vizes közeg esetén értelmezi. Ebben a felfogásban a savak ill. a bázisok olyan anyagok, amelyek vízben való oldáskor H⁺-ionra és savmaradék-anionra (A ), ill. bázismaradék-kationra (B⁺) és OH -ionra disszociálnak:

HA                 H⁺ + A

BOH B⁺ + OH

Az Arrhenius-féle elméletben az ionok keletkezése csupán bomlási folyamat (elektrolitos disszociáció) eredménye, így tehát a H₃O⁺-ionok (oxóniumionok) létrejötte csupán a H⁺-ionok hidratációjának, tehát csak egy másodlagos folyamatnak tekinthetö. Ezen elmélet szerint a közömbösítési reakció:

HA + BOH    = BA + H₂O

vagyis lényegileg a vízképzödés:

H⁺ + OH = H₂O(l)

Fogyatékosságai ellenére az Arrhenius-féle elméletet ma sem célszerü figyelmen kívül hagyni, mivel általa számos fontos egyensúlyi folyamat egyszerüen megmagyarázható, továbbá olyan lényeges fogalmak kapcsolódnak hozzá, mint pl. a pH, a pOH, a só stb. (A pH és pOH fogalom az egyensúlyoknál kerül tárgyalásra).

Arrhenius definíciója szerint savak tehát azok az anyagok, amelyek vízben hidrogénionokra és savmaradék ionokra disszociálnak, oldatuk savas kémhatású, mivel a H⁺ koncentrációja nagyobb, mint a OH koncentrációja:

HNO₃(l) + H₂O(l) = H₃O⁺ +

H₂SO₄(l) + 2 H₂O(l) = 2 H₃O⁺ +

H₃PO₄(l) + 3 H₂O(l) = 3 H₃O⁺ +

HCN(g) + H₂O(l) = H₃O⁺ + CN

aq

Bázisok pedig azok az anyagok, amelyek vizes oldatban hidroxidionokra disszociálnak, oldatuk lúgos kémhatású, mert az OH koncentrációja meghaladja a H⁺ koncentrációt:

NaOH(s)          Na⁺ + OH

KOH(s)         K⁺ + OH

Ca(OH)₂(s) Ca²⁺ + 2 OH

Az elektrolitok erössége szerint csoportosítva a savakat és bázisokat megkülönböztethetünk erös savakat és erös bázisokat, melyek vizes oldatukban teljes mértékben disszociálnak (a

Ezzel szemben a gyenge savak és gyenge bázisok vizes oldatukban csak kismértékben disszociálnak (a<1).

Erös savak pl. a HCl, a HI, a HNO₃ és a H₂SO₄, míg gyenge savak pl. a HF, a CH₃COOH, a HCN.

Erös bázisok pl. a NaOH, a KOH, míg gyenge bázis az NH₄OH.

Savak és bázisok egymás közötti reakciója a közömbösítés, ami só és víz képzödéssel jár:

HCl(aq) + NaOH(aq) = NaCl(aq) + H₂O(l)

H₃PO₄(aq) + 3 KOH(aq) = K₃PO₄(aq) + 3 H₂O(l)

H₂SO₄(aq) + Ca(OH)₂(aq) = CaSO₄(s) + 2 H₂O(l)

A sók mindig erös elektrolitok, függetlenül attól, hogy milyen erösségü savból és bázisból keletkeznek.

A közömbösítési reakciókat a disszociált ionokkal felírva, majd az egyenlet mindkét oldalán a változatlan formában meglévö ionokat elhagyva, a közömbösítési reakció a víz ionjaiból történö képzödési reakciójára redukálódik:

H⁺ + OH H₂O(l)

Az elektrolitok vezetöképessége

Az elektrolitok vezetöképessége az oldatban lévö ionok számától (disszociófoktól), az ion töltésétöl és mozgékonyságától függ. Az oldat vezetöképessége fordítottan arányos az ellenállással (R), amely függ a vezetö hosszától (l) és keresztmetszetétöl (A).

R = z ˇ ,

ahol, z a fajlagos ellenállás, az egységnyi hosszúságú és                             keresztmetszetü vezetö ellenállása.

A vezetöképesség az ellenállás reciproka, azaz:

.

A fajlagos ellenállás reciproka a fajlagos vezetöképesség c = .

Az elektrolitok vezetöképességének jobb összehasonlíthatósága miatt az ekvivalens vezetöképesség (L) bevezetése szükséges, melyet a fajlagos vezetöképesség és a hígítás (V, amely az egyenértéktömegü elektrolitot tartalmazó oldat térfogata cm³-ben) szorzatából kapunk:

L ^c V.

Az elektrolitok ekvivalens vezetöképessége, disszociációfoka és a hígítás közötti összefüggés egy erös (sósav) és egy gyenge (ecetsav) elektrolit esetén az alábbi. Az erös elektrolitok tömény oldatban is teljes mértékben disszociálnak, ekvivalens vezetöképességük hasonló a végtelen nagy hígításnál mért értékhez.

45. ábra Erös elektrolitok tömény oldatában elöforduló kölcsönhatások

A gyenge elektrolitoknál viszont mind a disszociáció, mind a vezetöképesség tömény oldatban csak kismértékü, amely a hígítással növekszik. Végtelen nagy hígításban a gyenge elektrolitok is teljes mértékben disszociálnak, és ekvivalens vezetöképességük is maximális. Az ekvivalens vezetöképesség mérésével lehetöség van a gyenge elektrolit disszociációfokának meghatározására. Nagyon tömény elektrolitok esetében a disszociációfok és az ekvivalens vezetöképesség közötti összefüggés nem alkalmazható, mert a teljes disszociáció ellenére (a=1) a vezetöképesség csökken.

46. ábra. Erös és gyenge elektrolitok ekvivalens vezetöképességének

változása a hígítással

A vezetöképesség-csökkenés magyarázható az egymáshoz viszonylag közel esö hidratált ionok elektrosztatikus kölcsönhatásával. A kationok és az anionok akadályozzák egymás mozgását, mivel az elektromos erötérben ellentétes irányba mozognak.

Az elektrolitok tömény oldatában az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása a koncentrációval és a töltéssel arányos. Az elektrolitokat ilyen szempontból az ún. ioneröséggel (I) jellemezhetjük, amely definíció szerint az ionok koncentrációja (c₁, c₂, c₃.....c_i) és töltése négyzetének () szorzata:

I = 1/2 ˇ (c₁ˇ + c₂ˇ z + c₃ˇ z + ..... c_i ˇ z) = 1/2 ˇ

Az elektrolitok vezetöképessége az ionok száma mellett függ az ionok méretétöl, töltésétöl és mozgékonyságától.(Lásd15. táblázat). A H⁺ és az OH mozgékonysága lényegesen nagyobb, mint az összes többi hasonló nagyságú ioné. A H⁺ vizes oldatban H₃O⁺ formában van jelen, melynek mérete alapján a K⁺-hoz hasonló mozgékonyságúnak kellene lennie. A H₃O⁺ lényegesen nagyobb mozgékonysága a H₃O⁺ és a vízmolekulák kölcsönhatásával, valamint a víz nagyszámú molekulára kiterjedö hidrogénkötéseivel magyarázható, ami lehetövé teszi a protonok átadását a vízmolekulák között. Ennek következtében a proton csak átadódik egyik vízmolekuláról a másikra, tehát valójában nem teszi meg az elektródhoz vezetö utat. Az OH ionok szintén rendellenesnek tünö mozgékonysága hasonló mechanizmussal magyarázható.

15. táblázat. Az ionok mozgékonyságáról 18 C-on

47. ábra. A hidrogénionok nagy mozgékonyságának magyarázata

A Brönsted-Lowry-féle sav-bázis elmélet

A Brönsted-féle elmélet szerint savak mindazok a molekulák vagy ionok, amelyek protont képesek leadni, bázisok pedig azok, amelyek protont képesek felvenni (protondonorok ill. protonakceptorok). A sav-bázis reakció tehát mindig a kémiai rendszerek közötti protonmegoszlás, amely új sav és új bázis keletkezéséhez vezet. Az összetartozó sav-bázis párokat konjugált sav-bázis pároknak, a sav-bázis reakciókat protolitikus reakcióknak, a protonmegoszlást kifejezö egyensúlyt pedig protolitikus egyensúlynak nevezzük. Általános egyenlettel kifejezve:

A_{sav(1 )} B_bázis(1) + H⁺

H⁺ + B_bázis(2)               A_sav(2)

A_sav(1) + B_bázis(2) B_bázis(1) + A_sav(2)

Az elmélet szerint a molekulák és ionok sav-bázis jellege nem abszolút, hanem a kémiai körülményektöl (reakciópartnertöl) függö tulajdonság.

Protonleadás csak akkor lehetséges egy sav részéröl, ha jelen van egy bázis, amely a protont felveszi; tehát a savak konjugált bázissá és a bázisok konjugált savvá történö átalakulása egy reakción belül játszódik le. A sav-bázis folyamat két bázisnak a protonért folytatott versengéseként is felfogható.

Sav₁ + Bázis₂ Bázis₁ + Sav₂

HCl + H₂O Cl + H₃O⁺

+ NH₃ +

H₃O⁺ + OH H₂O + H₂O

H₂O + NH₃ OH +

A savakat és a bázisokat a Brönsted-féle elmélet szerint az alábbiak szerint csoportosíthatjuk:

*Neutrális savak, pl. a sósav, kénsav és salétromsav:

HCl H⁺+ Cl

H₂SO₄ H⁺ +

HNO₃ H⁺ +

*Anionsavak, pl. hidrogén-szulfát-ion:

H⁺ +

*Kationsavak, pl. az ammóniumion:

H⁺ + NH₃

*Neutrális bázisok, pl. ammónia:

NH₃ + H⁺ =

*Anionbázisok, pl. cianid-, hidroxid-, karbonát- és hidrokarbonát ionok :

CN + H⁺ = HCN

OH + H⁺ = H₂O

+ H⁺

+ H⁺ H₂CO₃

*Kationbázisok, pl. hidratált alumíniumion:

Al(H₂O)₅(OH) + H⁺ = Al(H₂O)₆

Míg az Arrhenius-féle elmélet csak a vizes rendszerekben lejátszódó sav-bázis folyamatokra alkalmazható, addig a Brönsted-féle elmélet a sav-bázis folyamatokat az összes protolitikus rendszerben általánosan írja le. Jól példázzák ezt a perklórsav, a víz, az ecetsav és az etilalkohol közti protolitikus folyamatok:

HClO₄ + H₂O + H₃O⁺

ClO₄ + CH₃COOH + CH₃COOH

HClO₄ + C₂H₅OH + C₂H₅OH

Az Arrhenius-elmélet szerinti savak és bázisok a Brönsted-Lowry-elmélet szerint is savaknak és bázisoknak tekinthetök. Ez utóbbi azonban a savak körét kiterjeszti a proton leadására képes ionokra (,), a bázisok körét pedig kiterjeszti a proton megkötésére képes ionokra (, ), valamint a molekulákra (H₂O) is. Számos anyag savként és bázisként is reakcióba léphet a reakciópartner protonaffinitásától függöen. Ezeket az anyagokat amfoter vegyületeknek nevezzük. Ilyen pl. a H₂O, az ammónia, a , a , az Al (OH)₃, a karbamid stb.

Autoprotolízis

Számottevö dipólusmomentummal rendelkezö ún. poláros oldószerek molekulái között sajátos protonmegoszlás alakul ki. Az alábbi egyenletekböl látható, hogy ennek hátterében a Brönsted-Lowry-elmélet szerint értelmezhetö sav-bázis folyamatok állnak.

2 H₂O OH + H₃O⁺

2 CH₃COOH CH₃COO + CH₃COOH

2 C₂H₅OH C₂H₅O + C₂H₅OH

Ha egy ilyen oldószerben hozzá képest savas vagy bázikus karakterü anyagot feloldunk, az oldószerkationok (H₃O⁺, CH₃COOH, C₂H₅OH) ill. az oldószeranionok (OH , CH₃COO , C₂H₅O ) túlsúlyba kerülnek:

CH₃COOH + HClO₄ CH₃COOH + ClO

bázis sav oldószerkation

CH₃COOH + H₂O CH₃COO + H₃O⁺

sav bázis oldószeranion

Ezek szerint adott oldószer esetén azok az anyagok tekinthetök savaknak és bázisoknak, amelyek az oldószerkationok ill. az oldószeranionok számát növelik.

Savak és bázisok erössége

A Brönsted-Lowry-elmélet szerint a savak és bázisok erösségét a protonkötö képesség szabja meg. Az erös savak könnyen adnak le protont, az erös bázisok pedig nagy protonkötö képességgel rendelkeznek. Ebböl következöen erös savakból proton leadással gyenge konjugált bázis, erös bázisból pedig protonfelvétellel gyenge konjugált sav képzödik. A 19. táblázat a konjugált sav-bázis párok erösségét mutatja.

A savak és bázisok relatív erössége szabja meg, hogy egy sav-bázis reakcióban a kiindulási anyagok teljesen átalakulnak-e a megfelelö konjugált savvá ill. bázissá, vagy a reakció egyensúlyra vezetve, a keletkezö konjugált sav-bázis pár mellett a kiindulási sav és bázis egy része is megtalálható a reakcióelegyben. A legnagyobb gyakorlati jelentösége a savak és bázisok vizes közegben mutatott relatív erössége összehasonlításának van. Savak és bázisok abszolút erösségét pedig a vizes oldataikban kapott disszociációs egyensúlyok segítségével hasonlíthatjuk össze.

16. táblázat.    A konjugált sav-bázis párok erössége

Sav Bázis

Erös sav HClO₄ Gyenge bázis

H₂SO₄ HSO

HI I

HBr Br

HCl Cl

HNO₃ NO

H₃O⁺ H₂O

HSO SO

H₃PO₄ H₂PO

HNO₂ NO

HF F

CH₃COOH CH₃COO

H₂CO₃ HCO

H₂S HS

HCN CN

NH NH₃

HS S²

H₂O OH

NH₃ NH

Gyenge sav H₂ H Erös bázis

A 16. táblázatban a víz felett lévö ionok protonkötö képessége kisebb mint a vízé, ezért ezek az ionok gyengébb bázisok, mint a víz. Ezért ezeknek az ionoknak megfelelö konjugált savak (HNO₃, HCl) vízben történö oldódása során a savak ionizációja teljesen lejátszódik:

HCl(g) + H₂O(l) H₃O⁺ + Cl HNO₃(l) + H₂O(l)         H₃O⁺ + NO

Ennek megfelelöen, a 18. táblázatban a H₃O⁺ felett lévö savak erös savak, az ezeknek megfelelö konjugált bázisok pedig gyenge bázisok. A táblázatban a víz alatt lévö bázisok (F , CN ) a víznél erösebb bázisok, a nekik megfelelö konjugált savak (HF, HCN) pedig a H₃O⁺-nál gyengébb savak. Vizes oldatukban a relatív sav- ill. bázis erösségének megfelelö egyensúly alakul ki:

HF(l) + H₂O(l) F + H₃O⁺ HCN(g) + H₂O(l) CN + H₃O⁺

Ennek következtében a gyenge savak vizes oldatukban csak részlegesen disszociálnak, a disszociációfokot a sav konjugált bázisa és a víz közötti báziserösség viszonya szabja meg.

A 16. táblázatban az OH alatt felsorolt anionok a hidroxid ionnál erösebb bázisok, ezért ezen ionoknak vízzel való reakciója a víz protonjainak megkötését eredményezi:

H₂O(l) + NH = OH + NH₃(g)    

H₂O(l) + H = OH + H₂(g)

A 16. táblázatban az OH felett, de a víz alatt lévö bázisok az OH -nál gyengébbek, de a víznél erösebbek; ezen bázisok és a víz között az alábbi reakciók játszódnak le:

H₂O(l) + F OH + HF(l)

H₂O(l) + CN OH + HCN(g)

A fentiek miatt a gyenge savak (HF, HCN) jól disszociáló sóinak (NaF, KF) oldódása növeli az OH^- koncentrációt a H₃O⁺-hoz képest. Ezzel szemben a gyenge bázisokból képzödö sók (NH₄Cl) kation komponense (NH) vizes oldatban növeli a H₃O⁺ koncentrációt az OH koncentrációhoz képest az alábbiak szerint:

NH + H₂O(l)            NH₃(g) + H₃O⁺

A kémiai kötés és savi erösség

A savak protonleadó képességét a hidrogénatomnak a molekulában az egyéb atomokkal kialakított kötéseinek erössége és jellege határozza meg.

A periódusos rendszer egy oszlopában lefelé haladva a savi erösség fokozódik. Így pl. a hidrogénnek az oxigéncsoport elemeivel alkotott vegyületeinek savi erössége a következö: H₂O< H₂S<H₂Se<H₂Te. Ennek az az oka, hogy az atomok átméröjének növekedése csökkenti a hidrogénnel alkotott kötés energiáját, elösegítve ezzel a proton disszociációját. A periódusokban a savi erösséget a hidrogénhez kapcsolódó atomok elektronegativitása határozza meg (N<O<F), ezért a savi erösség sorrendje: NH₃<H₂O<HF.

A oxosavak esetén a savi erösség annál nagyobb, minél nagyobb az oxigénhez kapcsolódó atom elektronegativitása: HOCl>HOBr>HOI. Ennek nyilvánvaló oka az, hogy a nagyobb elektronegativitású X atom nagyobb mértékben polarizálja ill. gyengíti a hidrogén és az oxigén közötti kötést.

A többértékü protont tartalmazó savak disszociációja több lépésben játszódik le:

H₂SO₄              H⁺ + HSO HSO H⁺ + SO

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO H₂PO H⁺ + HPO

HPO H⁺ + PO

A HSO, a H₂PO és a HPO gyengébb sav, mint a H₂SO₄ vagy a H₃PO₄, mivel az ion negatív töltése a protonra nagyobb vonzóerövel hat, mint a semleges molekula. Ezért a savi erösség sorrendje: H₂SO₄>HSO és H₃PO₄>H₂PO>HPO.

A Lewis-féle sav-bázis elmélet

A Brönsted-Lowry-féle elmélet azokat a sav-bázis reakciókat írja le, ahol a reakciópartnerek között protonok átadása történik. Mind az Arrhenius- mind a Brönsted-Lowry-elmélet szerint a sav-bázis reakciókra jellemzö hogy:

*a reakció gyors, pillanatszerü,

*a reakció a savas és bázikus tulajdonságok egyidejü megszünését eredményezi, ezért a sztöchiometrikus reakció végpontja indikátorral jelezhetö,

*erös savak ill. bázisok a gyenge savakat ill. bázisokat sóikból felszabadítják,

*savak és bázisok több kémiai reakciót katalizálhatnak.

A Brönsted-Lowry-féle protolitikus elmélet a klasszikus sav-bázis fogalmat nagymértékben kiterjesztette, hátránya azonban az, hogy a sav-bázis funkciót proton jelenlétéhez köti, holott olyan vegyületek is lehetnek savas ill. bázikus tulajdonságúak, amelyek hidrogént nem is tartalmaznak. Ilyen pl. kalcium-oxid és a szén-dioxid egyesülése mészkövé, vagy a nátrium-oxid és a szilícium-dioxid egyesülése nátrium-szilikáttá.

Lewis továbbfejlesztette a sav-bázis reakciók elméletét olymódon, hogy a szóbanforgó folyamatokat protoncsere helyett elektronpár cserével magyarázza. Szerinte bázisok azok az anyagok, amelyeknek szabad reakcióképes elektronpárjuk van (elektrondonorok), és savak azok, melyek szabad elektronpár felvételére képesek (elektronakceptorok). Semlegesítés során tehát koordinatív kovalens kötés jön létre a reakciópartnerek között. Pl.:

Lewis-sav Lewis-bázis sav-bázis komplex

A Lewis-féle elmélet szerint számos olyan anyag nevezhetö savnak ill. bázisnak, amelynek jellegét ilyen értelemben másként nem tudjuk magyarázni. Lewis-féle sav pl. a bór-trifluorid, az alumínium-klorid és az ón(IV)-klorid.

A savak Lewis-féle definíciója általánosabb a Brönsted-féle meghatározásnál, mert oldószertöl függetlenül mindazokat az anyagokat magában foglalja, amelyekben valamely atom- vagy atomcsoport külsö elektronhéja nem lezárt. Az elmélet átfogóbb voltát bizonyítja, hogy a fémionok komplexképzö reakcióit is sav-bázis folyamatként képes értelmezni: a fémkation a sav, a ligandum pedig a bázis:

Fe²⁺ + 6 H₂O = Fe(H₂O)₆ ²⁺

Cu²⁺ + 4 NH₃ = Cu(NH₃)₄ ²⁺

Ag⁺ +2 NH₃ = Ag(NH₃)₂ ⁺

Ni²⁺ + 4 CN = Ni(CN)₄ ^2-

A Lewis-féle elmélet hátránya, hogy nem értelmezhetö általa savaknak azok az anyagok, amelyeket egyébként protonleadó képességük folytán savnak tekintünk (sósav, salétromsav, kénsav stb.). Így ezeket H-savak néven külön csoportba foglaljuk.

A Lewis-féle sav-bázis elméletnek különösen a komplex vegyületek kémiájában, valamint a sav- vagy bázis katalizálta szerves kémiai reakciókban van nagy jelentösége. Az elözöekben nem említett néhány sav-bázis reakció egyenlete az alábbi:

Lewis-sav + Lewis-bázis = Lewis sav-bázis komplex

AlCl₃ + Cl = AlCl

CO₂ + OH = HCO

SO₃ + BaO = BaSO₄