ACIDES & BASES
Théorie de Lewis
Généralisation des notions d'acide et de base
Historique
L'un des avantages des définitions précédentes est l'adaptation d'une interprétation unique à des phénomènes que la théorie d'Arrhenius présente sous des aspects et avec des noms différents. Ainsi l'hydrolyse des sels devient une réaction protolytique où l'acide est l'eau, et la base l'anion du sel ; les réactions acidobasiques, dans les solvants non aqueux, se traitent par analogie avec les réactions dans l'eau, pourvu que ces solvants soient capables d'échanger des protons.
Réenvisageons la réaction la plus simple de neutralisation dans l'eau : action de NH3 ou OH— sur le proton H+, qui ne possède aucun électron de valence, puisqu'il résulte de la perte d'un électron de l'atome H, qui n'en possède qu'un. La base NH3 a un doublet libre sur N, qu'elle pourra céder à H+ pour former l'ion ammonium NH4+, dans lequel la couche K de H est maintenant complète, avec deux électrons ; de même, OH— pourra céder un doublet de l'oxygène à H+ pour former H2O. Ainsi NH3 et OH— sont des donneurs d'électrons, et H+ un accepteur. En réalité, l'attaque a lieu sur H3O+, donc sur un proton dont la structure est déjà complète ; NH3 ne peut le faire que par déplacement de H2O, suivant le mécanisme donné par la réaction 9, où la première flèche, qui va du donneur à l'accepteur, indique la liaison formée, et la deuxième flèche la liaison rompue. L'attaque d'un acide faible HF par OH— s'écrira de la même façon.
Presque à la même époque que les auteurs précédents, Lewis proposa une définition des acides et bases beaucoup plus générale que la leur, fondée sur sa théorie de la valence ; reprenant les idées de Davy, il voulut débarrasser les concepts de ce qu'il appelait le « culte du proton ».
Pour Lewis, toute substance pouvant accepter des électrons est considérée comme acide, et toute substance pouvant en donner est considérée comme base.
Réactions d'addition
Si l'acide peut accroître sa coordinence sans qu'il y ait d'impossibilité théorique, la réaction du donneur sur l'accepteur sera une simple réaction d'addition. C'est le cas non seulement de : H3N : + H+ → H3N : H+ envisagée ci-dessus, mais aussi de H3N : + BF3 → H3N : BF3 où le bore B passe de la coordinence trois à quatre (octet) grâce au doublet fourni par l'azote. Le composé BF3 n'est pas un acide au sens de Brønsted, puisqu'il n'est pas générateur de protons, mais il en est un selon Lewis.
Citons également des exemples de passage de la coordinence quatre à six :
L'accepteur pourra être un ion positif, comme dans la majorité des composés de coordination :
Outre les composés précédents, ceux qui possèdent une double liaison non éthylénique peuvent agir comme acides de Lewis (addition de l'ion hydroxyle sur le dioxyde de carbone).
Dans ce cas, OH— fournit un doublet à C, ce qui ne peut se faire que par disparition d'un autre doublet qui part entièrement sur O ; la double liaison se transforme en liaison simple.
En revanche, les composés contenant des liaisons éthyléniques peuvent agir comme bases, en raison de la disponibilité des électrons mobiles de la double liaison (exemple : composés Ag+ — carbures éthyléniques).
Les acides de Lewis, accepteurs d'électrons, sont souvent nommés électrophiles ; les bases de Lewis se fixent sur la région des particules acides pauvre en électrons, et par conséquent où l'influence positive du noyau se fait davantage sentir : on les nomme « nucléophiles ».
Réactions de déplacement
Lorsque les atomes de l'acide possèdent leur coordinence maximale, l'atome A sur lequel le donneur (base B) fixe[...]
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Écrit par
- Yves GAUTIER
: docteur en sciences de la Terre, concepteur de la collection
La Science au présent à la demande et sous la direction d'Encyclopædia Universalis, rédacteur en chef de 1997 à 2015 - Pierre SOUCHAY : professeur à l'université de Paris-VI-Pierre-et-Marie Curie et à l'École nationale supérieure de chimie, Paris
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Acides et bases
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Svante Arrhenius
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