Fiche explicative de la leçon: Acides et bases de Lewis Chimie • Première secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à définir les acides et les bases de Lewis, expliquer leurs propriétés caractéristiques, et les identifier dans des réactions chimiques.

Les chimistes cherchent à identifier des tendances dans les réactions chimiques. Ils classent les produits chimiques en différents groupes et les comparent entre eux. Deux de ces groupes sont les acides et les bases.

Les descriptions des termes « acide » et « base » ont été modifiées au fil du temps, et plusieurs descriptions ont coexisté. Quelques-unes de ces descriptions sont encore utilisées de nos jours, bien que certaines substances soient considérées comme acides ou basiques dans un système, mais pas dans un autre.

La description la plus simple d’un acide pourrait être une substance qui a un goût aigre, tandis que la description la plus simple d’une base pourrait être une substance qui réagit avec un acide.

En 1887, Svante Arrhénius a décrit les acides et les bases en fonction de leur capacité à générer des ions hydrogène () ou des ions hydroxyde () lorsqu’ils sont ajoutés à de l’eau : 

Les ions hydrogène et les ions hydroxyde réagissent ensemble pour produire de l’eau. Ceci explique que les bases d’Arrhénius réagissent généralement avec les acides d’Arrhénius de façon systématique.

Une autre façon dont Arrhénius décrit les bases est comme des « substances qui, ajoutées à l’eau, augmentent la concentration en ions hydroxyde ». Cette définition s’applique aux substances qui ne contiennent pas d’ions hydroxyde, mais qui augmentent la concentration en ions hydroxyde de l’eau en réagissant avec cette dernière, comme par exemple l’ammoniac (). Les distinctions à ce niveau montrent que les descriptions et les définitions peuvent être légèrement différentes.

En 1923, Johannes Brønsted et Thomas Lowry ont élargi la description des bases pour y inclure des substances qui ne génèrent pas d’ions hydroxyde en solution.

Une base de Brønsted-Lowry est toute substance qui peut accepter un proton. Par exemple, l’ammoniac () peut réagir avec les ions hydrogène () présents dans l’eau pour produire l’ion ammonium (). De façon générale, les acides d’Arrhénius sont également des acides de Brønsted-Lowry, étant donné qu'ils peuvent donner des ions hydrogène. Cependant, il est important de souligner que les acides d’Arrhénius comprennent les produits chimiques qui peuvent donner des ions hydrogène à l’eau de façon spécifique.

Il existe aussi des substances qui agissent comme des acides dans certaines circonstances et comme des bases dans d’autres circonstances ; on les qualifie d’amphotères.

Une autre description des acides et des bases a été élaborée par Gilbert Lewis en 1923. Il a décrit un acide de Lewis comme étant toute substance qui peut accepter un doublet non liant d’électrons pour former une liaison. Il a également décrit une base de Lewis comme étant toute substance qui possède un doublet non liant d’électrons qui peut être donné pour former une liaison.

En général, les bases de Brønsted-Lowry sont des bases de Lewis et inversement. Cependant, bien que tous les acides de Brønsted-Lowry soient des acides de Lewis, tous les acides de Lewis ne sont pas nécessairement des acides de Brønsted-Lowry.

Afin de mieux comprendre comment nous pouvons appliquer les définitions des acides et des bases, examinons maintenant le chlorure d’hydrogène ().

Le chlorure d’hydrogène peut être décrit à l'aide des trois descriptions des acides.

Considérons maintenant le borane (). Voici la structure de Lewis du borane : 

L’atome de bore au milieu de la molécule a deux espaces libres dans sa couche de valence. Il acceptera donc facilement un doublet non liant provenant d’une autre substance.

Voici le tableau complet pour .

Le tableau précédent montre que le borane peut être décrit comme étant un acide de Lewis, mais pas comme étant un acide ou une base d’Arrhénius ni de Brønsted-Lowry.

Nous pouvons concevoir le tableau suivant pour l'hydroxyde de sodium ().

Nous pouvons constater que le se comporte à la fois comme une base de Brønsted-Lowry et comme une base de Lewis en utilisant un seul et unique schéma. L’oxygène situé dans l’ion hydroxyde de l’hydroxyde de sodium peut donner un de ses doublets non liants pour former une liaison avec un ion hydrogène : 

Un quatrième et dernier exemple est l’ammoniac ().

À partir de ce tableau, l’ammoniac peut certainement être décrit comme étant une base de Brønsted-Lowry et de Lewis. Cependant, sa description en tant que base d’Arrhénius n’est pas aussi convaincante, ce qui illustre pourquoi d’autres descriptions étaient nécessaires.

L’avantage de la description de Lewis est que l’ensemble des acides et des bases de Lewis est plus grand que l’ensemble des composés inclus par Arrhénius ou Brønsted et Lowry, et que les acides et bases de Lewis réagissent de manière prévisible.

La description de Lewis nous permet de comparer facilement un plus grand nombre de réactions chimiques. Si nous observons une partie d’une molécule qui est dépourvue en électrons et une autre partie qui est riche en électrons avec un doublet non liant réactif, nous pouvons deviner comment elles pourraient interagir, ce qui signifie que nous pouvons prédire les endroits où des liaisons sont susceptibles de se former. En pratique, nous avons besoin d'un peu plus d'informations, mais il s'agit d'un excellent point de départ.

Lorsqu’un acide de Lewis réagit avec une base de Lewis, ils forment ce que l’on appelle un complexe acide-base de Lewis. L’équation chimique suivante montre une base de Lewis (l'ammoniac) réagissant avec un acide de Lewis (le borane) : 

Le doublet non liant de l’azote situé dans l’ammoniac peut former une liaison avec le bore situé dans le borane. Le résultat, , est un exemple de complexe acide-base de Lewis.

Le complexe peut être exprimé avec une flèche de la liaison covalente de coordination : 

Au centre de la molécule de , il y a un atome de bore qui peut accepter des électrons, et la molécule d’ammoniac a un doublet non liant réactif sur son azote. Nous pouvons donc prédire que l’azote formera une liaison avec le bore.

L’une des caractéristiques utiles de la théorie des acides et des bases de Lewis est la relation étroite qu’elle entretient avec les structures de Lewis. Les structures de Lewis nous permettent d'identifier les doublets non liants ainsi que les régions dépourvues en électrons, par exemple lorsqu’un atome ou un ion possède une lacune électronique.

Cependant, tous les doublets non liants ne sont pas nécessairement réactifs. Les raisons en sont complexes, mais voici certaines bases de Lewis usuelles : 

• les halogénures (, , , ),
• l’ion oxyde (),
• l'ion hydroxyde (),
• l'eau (),
• l’ion cyanure (),
• le groupe cyano (),
• les amines (),
• l’ammoniac ().

Nous avons tendance à observer davantage de doublets non liants réactifs sur les éléments plus électronégatifs.

Des exemples de certaines espèces dépourvues en électrons qui agiront comme des acides de Lewis sont

• les boranes (, ),
• les trihalogénures d’aluminium (p. ex. ),
• divers ions de métaux de transition.

Dans de nombreux cas, savoir comment dessiner les structures de Lewis et identifier les doublets non liants et les lacunes électroniques devrait nous permettre d'identifier clairement où des liaisons sont susceptibles de se former.

Il est important que nous puissions identifier les acides et les bases de Lewis dans les réactions. Par exemple, voici la réaction du trifluoroborane () avec un ion fluorure () : 

Si nous dessinons leurs structures de Lewis respectives, nous pouvons observer d’où provient le doublet non liant qui forme la liaison : 

L’ion fluorure, avec son doublet non liant réactif, forme une liaison avec le bore dépourvu en électrons. Cette structure peut aussi être représentée avec une liaison covalente de coordination, bien qu’en réalité la charge négative soit distribuée uniformément dans le  : 

L’ion fluorure donne un doublet non liant pour former une liaison ; il agit donc comme une base de Lewis.

Le trifluoroborane accepte un doublet non liant pour former une liaison ; il agit donc comme un acide de Lewis.

Il existe des substances qui se comportent comme des acides de Lewis dans certaines circonstances et comme des bases de Lewis dans d’autres. Il s'agit des substances amphotères de Lewis.

Lorsque le chlorure d’hydrogène se dissout dans l’eau, une molécule d’eau réagit avec l’ion hydrogène dans le pour former l’ion hydronium et l’ion chlorure. Nous considérons souvent l’ion hydronium () de façon similaire au . Cependant, chaque fois que nous voyons le , nous avons réellement affaire à un complexe acide-base de Lewis. L'un des doublets non liants présent sur l’oxygène dans l’eau est donné pour former une liaison avec le . Dans cet exemple, l’eau agit comme une base de Lewis en donnant un doublet non liant : 

On observe donc un comportement différent de celui de l’eau dans la formation de l’hydroxyde d’ammonium lors de l'ajout d’ammoniac dans l’eau. Dans ce cas, c’est le doublet non liant présent sur l’azote qui forme une liaison avec l'ion . Nous obtenons donc l’ion ammonium () et l’ion hydroxyde () : 

Dans cet exemple, l’eau est un acide de Lewis, car l’un de ses hydrogènes accepte un doublet d’électrons provenant de l’ammoniac. L’eau est donc une substance amphotère ; elle peut se comporter comme un acide de Lewis ou, dans d’autres circonstances, comme une base de Lewis.