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

Dans cette leçon, nous allons apprendre à expliquer ce que sont les acides et les bases de Lewis et quelles sont leurs caractéristiques, et à les identifier dans des réactions chimiques.

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Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir les acides et les bases de Lewis et leurs propriétés, ainsi que comment les identifier dans des réactions chimiques.

Les chimistes aiment les produits chimiques, mais il est très difficile de connaître tous les produits chimiques différents, car il y en a beaucoup trop. Ils cherchent donc à identifier des caractéristiques communes. Nous classons les produits chimiques en différents groupes et nous les comparons les uns avec les autres. Deux de ces groupes sont les acides et les bases. La description la plus simple d’un acide pourrait être une substance qui a un goût amer, alors que la description la plus simple d’une base pourrait être une substance qui réagit avec un acide. Les descriptions des acides et des bases ont changé au fil du temps. Chaque description porte le nom d’un scientifique ou d’un groupe de scientifiques différents.

En 1887, Svante Arrhénius a décrit les acides et les bases en fonction de leur production d’ions hydrogène ou d’ions hydroxyde lorsqu’ils sont ajoutés à l’eau. Lorsque nous ajoutons des acides d’Arrhénius à l’eau, ils se dissocient pour former des ions hydrogène, tandis que les bases d’Arrhénius ajoutées à l'eau se dissocient pour produire des ions hydroxyde et des cations. Les ions hydrogène et les ions hydroxyde réagissent pour former de l’eau, ce qui s'explique par le fait que les bases d’Arrhénius réagissent généralement avec les acides d’Arrhénius de façon uniforme.

En 1923, le chimiste danois Joannes Nicolaus Brønsted et le chimiste anglais Thomas Martin Lowry ont élargi la description des bases, y compris pour les substances qui ne produisent pas d’ions hydroxyde en solution. Une base de Brønsted-Lowry est toute substance pouvant accepter un proton. Par exemple, l’ammoniac, soit le NH3, peut réagir avec les ions hydrogène, soit les H+, dans l’eau pour former l’ion ammonium. En règle générale, les acides d’Arrhénius sont également des acides de Brønsted-Lowry, puisqu’ils ont un ion hydrogène et qu'ils peuvent agir comme des donneurs. Cependant, il est important de réaliser que les acides d’Arrhénius représentent les produits chimiques qui peuvent donner des ions hydrogène, en particulier à l’eau. Certaines substances agissent comme des acides dans certaines circonstances et comme des bases dans d’autres. On les appelle substances amphotères. Nous devrions donc faire un schéma beaucoup plus compliqué pour tenir compte de toutes ces variations. Alors, pour l’instant, je vais laisser cette zone vide.

Nous allons plutôt nous concentrer sur les innovations introduites en 1923 par Gilbert N. Lewis, qui a étendu la gamme des acides. Un acide de Lewis est une substance qui peut accepter un doublet non liant d'électrons pour former une liaison, tandis qu’une base de Lewis est une substance qui peut donner un doublet non liant pour former une liaison. En général, les bases de Brønsted-Lowry sont toujours des bases de Lewis, et vice versa. Mais tous les acides de Lewis ne sont pas des acides de Brønsted-Lowry, alors que tous les acides de Brønsted-Lowry sont des acides de Lewis. Tout ceci devient plutôt compliqué ! Examinons maintenant quelques exemples.

Commençons par le chlorure d’hydrogène, le HCl. Le HCl est un acide d’Arrhénius. Il contient des ions hydrogène qu’il peut donner à l’eau, mais ce n’est pas une base d’Arrhénius, car il ne produit pas d’ions hydroxyde. Tous les acides d’Arrhénius sont également des acides de Brønsted-Lowry, car ils donnent des protons. Mais le HCl n’est pas une base de Brønsted-Lowry, car il n’accepte pas davantage de protons. Et le HCl est également un acide de Lewis, puisque tous les acides de Brønsted-Lowry sont des acides de Lewis. Nous pouvons constater que le HCl peut être attaqué par le doublet non liant de l’ammoniac, qui est une base de Lewis. Toutefois, sauf dans des circonstances extrêmes, le HCl ne se comportera pas comme une base de Lewis.

Maintenant, jetons un coup d’œil sur le BH3, aussi appelé le borane. Le BH3 ne donne pas facilement ses protons, donc nous ne pouvons pas le considérer comme un acide d’Arrhénius ou un acide de Brønsted-Lowry. Toutefois, pour des raisons que nous verrons un peu plus loin, le BH3 accepte un doublet non liant de la part d’une base de Lewis. Le BH3 ne répond donc pas aux exigences des bases d’Arrhénius, de Brønsted-Lowry ou de Lewis. Nous savons qu'il ne peut pas être une base de Lewis parce qu’il ne possède pas de doublet non liant. Encore une fois, nous y reviendrons un peu plus loin.

Qu’en est-il du NaOH ? Il s'agit clairement d'une base d’Arrhénius et nous savons qu'il s'agit aussi d'une base de Brønsted-Lowry, parce que l’ion hydroxyde accepte facilement des protons. Il s'agit également d'une base de Lewis, car il accepte des protons en donnant un doublet non liant pour former une liaison. Il ne s'agit cependant pas d'un acide dans aucune des catégories.

Nous avons ensuite l’ammoniac, le NH3. Dans des conditions normales, l’ammoniac ne donne pas ses protons. Donc, nous ne pouvons pas le considérer comme un acide d’Arrhénius ni comme un acide de Brønsted-Lowry. Il n’est pas non plus un acide de Lewis. Il n'existe pas vraiment de circonstance dans laquelle l’ammoniac accepterait un doublet non liant. L’ammoniac ne correspond pas non plus à la définition d’une base d’Arrhénius, car il n’a pas d’ions hydroxyde à donner. Cependant, l’ammoniac réagit avec l’eau pour produire des ions hydroxyde en solution et il agit donc comme une base d’Arrhénius. L’ammoniac est définitivement une base de Brønsted-Lowry, car il accepte des protons. Comme il le fait en utilisant son doublet non liant pour former une liaison, il s’agit également d’une base de Lewis.

L’avantage de la description de Lewis est le suivant. Les acides et les bases de Lewis réagissent de manière prévisible. Puisque les acides et les bases de Lewis couvrent davantage de molécules que les autres, la description de Lewis nous permet de comparer facilement un plus grand nombre de réactions chimiques. La description de Brønsted-Lowry n'est pas erronée, elle est seulement plus spécifique que celle de Lewis. Si nous avons une région d’une molécule dépourvue en électrons et une autre 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 où des liaisons sont susceptibles de se former. En pratique, nous devons tout de même avoir davantage d'informations, mais il s'agit d'un bon point de départ.

Lorsqu’un acide de Lewis réagit avec une base de Lewis, il se forme ce que l’on appelle un complexe acide-base de Lewis. Voici un exemple d’une base de Lewis, l’ammoniac. L’ammoniac a un doublet non liant réactif. Et voici un acide de Lewis, le BH3. Au centre de la molécule de BH3 se trouve un atome de bore qui peut accepter des électrons. Nous pouvons donc prédire que l’azote formera une liaison avec le bore. La molécule que nous obtenons s’appelle le complexe acide-base de Lewis. Mais il y a encore un problème. Comment pouvons-nous savoir où se trouvent les doublets non liants ?

L’un des éléments intéressants de la théorie des acides et des bases de Lewis est sa relation étroite avec les structures de Lewis, autrement connues sous le nom de diagrammes de points électroniques. Les structures de Lewis nous permettent de mettre en évidence les doublets non liants ainsi que les régions dépourvues en électrons, par exemple lorsque nous n’avons pas un octet complet. Examinons l’exemple précédent, soit la réaction entre l’ammoniac et le borane.

Du côté de l’ammoniac, nous avons trois atomes d’hydrogène contribuant chacun un électron de valence et un atome d’azote qui en contribue cinq, donc nous avons huit électrons au total. C'est suffisant pour une liaison simple entre l’azote et chacun des atomes d'hydrogène, et deux électrons restants pour le doublet non liant de l’azote afin de compléter son octet. Maintenant, qu’en est-il du BH3 ? Chaque hydrogène contribue un électron de valence et un atome de bore en contribue trois, donc six électrons au total, ce qui est suffisant pour former des liaisons simples entre le bore et chacun des atomes d’hydrogène. L’atome de bore pourrait être plus stable avec une liaison supplémentaire, mais il n’a pas les électrons pour celle-ci. Il a donc besoin que ces deux électrons lui soient fournis par une base de Lewis. L’azote donne les deux électrons de son doublet non liant à la liaison azote-bore.

Cependant, ce ne sont pas tous les doublets non liants qui sont réactifs. Les raisons pour cela sont un peu trop complexes pour cette vidéo, alors voici une liste des principales raisons. Nous avons tendance à observer davantage de doublets non liants sur les éléments plus électronégatifs. Les espèces dépourvues en électrons qui agiront comme des acides de Lewis comprennent des composés du bore et de l’aluminium ainsi que divers ions de métal de transition. Vous n’avez pas besoin de vous souvenir de tous ces exemples. Vous aurez seulement besoin de vous rappeler comment dessiner une structure de Lewis, identifier un doublet non liant et un octet incomplet. Examinons maintenant quelques exemples de réactions.

Le BF3 peut réagir avec les ions F− pour former du BF4−. Si nous dessinons les structures de Lewis, nous pouvons facilement voir d’où vient 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. Voici un exemple dans lequel nous avons un ion de métal de transition, soit l’argent plus, réagissant avec une base de Lewis, soit l’ammoniac. Avec les ions métalliques positifs, nous avons tendance à laisser de côté tous les électrons de valence, en particulier avec les métaux de transition où cela devient beaucoup plus compliqué. Les doublets non liants des atomes d’azote dans les molécules d’ammoniac forment des liaisons avec l’argent. Ce produit chimique particulier est actif dans la réaction de Tollens pour détecter les aldéhydes, qui produit un dépôt semblable à un miroir d’argent. Les acides et les bases de Lewis sont également très importants dans la synthèse organique.

Maintenant, le dernier point que nous allons examiner est les substances amphotères de Lewis, qui agissent à la fois comme des acides de Lewis dans certaines circonstances et comme des bases de Lewis dans d’autres. Lorsque le chlorure d’hydrogène se dissout dans l’eau, une molécule d’eau réagit avec l’ion hydrogène dans le HCl pour former les ions hydronium et chlorure. Nous traitons souvent l’ion hydronium, le H3O+, de la même façon que le H+. Par contre, chaque fois que nous voyons le H+, nous avons réellement affaire à un complexe acide-base de Lewis. L’un des doublets non liants de l’oxygène dans l’eau agit comme donneur pour former une liaison avec le H+. Dans cet exemple, l’eau agit comme une base de Lewis en donnant un doublet non liant.

Examinons maintenant l'exemple de la formation de l’hydroxyde d’ammonium lorsque nous ajoutons de l’ammoniac dans l’eau. Dans ce cas, le doublet non liant qui attaquera un ion H+ est sur l’azote. Nous formerons donc l’ion ammonium, le NH4+, et l’ion hydroxyde, le OH−. Dans cet exemple, c’est l’eau qui se comporte comme un acide de Lewis en donnant un ion H+ à l’ammoniac. L’eau est donc une substance amphotère, car elle peut agir comme un acide de Lewis ou comme une base de Lewis, selon les circonstances. Pratiquons-nous maintenant avec une question.

Lequel des énoncés suivants définit le mieux un acide de Lewis ? (A) une substance qui peut donner une paire d’électrons, (B) une substance qui peut accepter une paire d’électrons, (C) une substance qui peut donner un ion H+, (D) une substance qui peut accepter un ion H+ ou (E) une substance qui produit des ions OH−.

La première chose qu’il est important de mentionner est que nous ne cherchons pas une réponse qui est simplement exacte. Nous cherchons plutôt la meilleure réponse parmi les cinq possibilités. Lewis a décrit l’acidité et la basicité en termes d’acceptation ou de donation de doublets non liants d'électrons. Il a décrit des substances avec des doublets non liants réactifs, comme l’ammoniac, en tant que bases et des substances dépourvues en électrons, comme le BH3, en tant qu'acides. Lorsque les deux réagissent ensemble, une liaison est formée entre la région où est situé le doublet non liant et la région dépouvue en électrons.

La première affirmation suggère qu’un acide de Lewis est une substance qui peut donner une paire d’électrons, ce qui correspond à la description d’une base de Lewis, pas d’un acide de Lewis. La deuxième affirmation suggère qu’un acide de Lewis accepte une paire d’électrons, ce qui correspond bel et bien à ce que nous avons déjà vu. Alors, retenons cette réponse et vérifions les trois autres.

La troisième affirmation implique qu’un acide de Lewis est une substance qui peut donner un ion hydrogène. Il s’agirait plutôt ici de substances comme l’acide chlorhydrique et l’acide nitrique. Voici la réaction d’une base commune avec l’acide chlorhydrique pour former du chlorure de sodium et de l’eau. Cette réaction est conforme à la description des acides et des bases de Lewis, car un doublet non liant sur l’ion hydroxyde attaque l’ion hydrogène.

L’affirmation (C) n’est pas la bonne réponse, car même si une substance qui peut donner un ion hydrogène est un acide de Lewis, ce ne sont pas tous les acides de Lewis qui donnent des ions hydrogène. Cette affirmation ne représente donc pas la meilleure description. Ce type d’acide est plutôt communément appelé acide de Brønsted-Lowry. L'affirmation suivante change la donne en parlant d’accepter des ions hydrogène. Il s'agit d'une bonne définition d’une base de Brønsted-Lowry et non pas d’un acide de Lewis.

Enfin, la dernière affirmation suggère qu’un acide de Lewis soit une substance qui produit des ions OH−, soit des ions hydroxyde. Un bon exemple d'une réaction de ce type est l'ajout d’hydroxyde de sodium solide dans l’eau, ce qui produit des ions hydroxyde en solution. L’hydroxyde de sodium est une base d’Arrhénius, car il se dissocie dans l’eau pour produire des ions hydroxyde. Le terme général qui englobe l’énoncé (E) est alcali, car certaines substances qui ne sont pas des bases d’Arrhénius réagissent quand même avec l’eau pour produire des ions hydroxyde. Quoi qu’il en soit, il ne s'agit certainement pas d'un acide et définitivement pas d'un acide de Lewis, ce qui signifie que, parmi les cinq affirmations qui nous ont été fournies, celle qui définit le mieux un acide de Lewis est une substance qui peut accepter une paire d’électrons.

Récapitulons maintenant les points clés. à retenir Arrhénius, Brønsted et Lowry, ainsi que Lewis ont décrit les acides et les bases de façon légèrement différemment. La description de Lewis englobe la plus grande gamme de substances. Un acide de Lewis est simplement une substance qui peut accepter un doublet non liant d'électrons, tandis qu’une base de Lewis est l’inverse, soit une substance qui peut donner un doublet non liant. Les acides de Lewis acceptent des doublets non liants, tandis que les bases de Lewis donnent des doublets non liants. Vous pouvez vous en souvenir en prenant la lettre b et en la retournant pour qu'elle devienne un d.

Les acides et les bases de Lewis réagissent pour former des complexes acide-base de Lewis. Finalement, nous pouvons utiliser les structures de Lewis pour déterminer ce qu’est une base ou un acide de Lewis en soulignant les doublets non liants ou les régions dépourvues en électrons.

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