Chapter 15: Acids and Bases

Back to chapter

15.14:

Acides et bases de Lewis

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Lewis Acids and Bases

Previous Video
15.13: Acid Strength and Molecular Structure

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

Le modèle de Brønsted-Lowry définit les acides et les bases en termes de protons, où les acides sont des donneurs de protons, et les bases sont des accepteurs de protons. En revanche, le modèle de Lewis définit les acides et les bases en termes de paires d’électrons, où les acides de Lewis sont accepteurs de paires d’électrons et bases de Lewis sont des donneurs de paires d’électrons. Dans un acide Brønsted, comme l’acide acétique, l’hydrogène peut également agir comme un acide de Lewis car il a une orbitale vide pour accepter les électrons donnés d’une base, comme l’eau, agissant comme une base de Lewis.L’avantage du modèle de Lewis est qu’il permet aux scientifiques de classer un plus grand nombre de composés comme acides y compris ceux qui n’ont pas de protons ionisables. Par exemple, le trifluorure de bore ne peut pas être classé comme un acide par le modèle de Brønsted-Lowry car il ne contient pas d’hydrogène. Cependant, le trifluorure de bore possède un octet incomplet avec une orbitale vide qui peut accepter une paire électron à partir d’une base de Lewis, telle que l’ammoniac, Par conséquent, il peut agir comme un acide de Lewis.Le produit résultant formé par ces réactions acide-base de Lewis est appelé un adduit acide-base de Lewis. Certaines molécules, comme le dioxyde de carbone, peuvent déplacer leurs électrons pour agir comme un acide de Lewis. Par exemple, dans la réaction entre l’eau et le dioxyde de carbon, une paire d’électrons se déplace de la liaison pi carbone-oxygène à l’oxygène terminal du dioxyde de carbone.L’orbite vide résultante sur l’atome de carbone lui permet d’accepter la paire d’électrons d’une molécule d’eau et agissent comme un acide de Lewis. Comme la molécule d’eau donne la paire d’électrons, il agit comme une base de Lewis. Dans un réarrangement ultérieur, un proton est transféré de l’oxygène de l’eau à l’oxygène terminal du dioxyde de carbone, résultant en la formation du produit d’adduit de l’acide carbonique.Des petits cations métalliques, comme Al peuvent réacquérir des paires d’électrons et agir comme des acides de Lewis. Par exemple, Al accepte les paires isolées d’électrons de l’eau et forme des ions hexaaquaaluminum. Ici, les molécules d’eau donnent des paires d’électrons et agissent comme une base de Lewis.

15.14:

Acides et bases de Lewis

En 1923, G. N. Lewis a proposé une définition généralisée du comportement acido-basique dans lequel les acides et les bases sont identifiés par leur capacité à accepter ou à donner un doublet d’électrons et à former une liaison covalente de coordination.

Une liaison covalente de coordination (ou liaison dative) se produit lorsque l’un des atomes de la liaison fournit les deux électrons liants. Par exemple, une liaison covalente de coordination se produit lorsqu’une molécule d’eau se combine à un ion hydrogène pour former un ion hydronium. Une liaison covalente de coordination résulte également lorsqu’une molécule d’ammoniac se combine à un ion hydrogène pour former un ion ammonium. Ces deux équations sont illustrées ici.

Les réactions impliquant la formation de liaisons covalentes de coordination sont classées comme la chimie acide-base de Lewis. L’espèce qui fait don du doublet électronique qui compose la liaison est une base de Lewis, l’espèce qui accepte le doublet électronique est un acide de Lewis, et le produit de la réaction est un adduit acide-base de Lewis. Comme l’illustrent les deux exemples ci-dessus, les réactions acide-base de Brønsted-Lowry représentent une sous-catégorie des réactions d’acides de Lewis, plus particulièrement celles dans lesquelles l’espèce acide est H⁺. Quelques exemples impliquant d’autres acides et bases de Lewis sont décrits ci-dessous.

L’atome de bore dans le trifluorure de bore, BF₃, n’a que six électrons sur sa couche de valence. Étant insuffisant pour l’octet préféré, BF₃ est un très bon acide de Lewis et réagit avec de nombreuses bases de Lewis ; un ion fluorure est la base de Lewis dans cette réaction, donnant un de ses doublets libres :

Dans la réaction suivante, chacune des deux molécules d’ammoniac, les bases de Lewis, donne un doublet d’électrons à un ion argent, l’acide de Lewis :

Les oxydes non métalliques agissent comme des acides de Lewis et réagissent avec les ions oxyde, bases de Lewis, pour former des oxyanions :

De nombreuses réactions acide-base de Lewis sont des réactions de déplacement dans lesquelles une base de Lewis déplace une autre base de Lewis d’un adduit acide-base, ou dans laquelle un acide de Lewis déplace un autre acide de Lewis :

Un autre type de chimie acide-base de Lewis implique la formation d’un ion complexe (ou d’un complexe de coordination) comprenant un atome central, généralement le cation d’un métal de transition, entouré d’ions ou de molécules appelés ligands. Ces ligands peuvent être des molécules neutres, comme H₂O ou NH₃, ou des ions, comme CN^– ou OH^&#8211. Souvent, les ligands agissent comme des bases de Lewis, donnant un doublet d’électrons à l’atome central.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 15.2 : Acides et bases de Lewis.

Tags

Lewis Acids Lewis Bases Brønsted-Lowry Model Electron Pairs Proton Donors Proton Acceptors Electron-pair Acceptors Electron-pair Donors Hydrogen Ionizable Protons Boron Trifluoride Incomplete Octet Lewis Acid-base Adducts Carbon Dioxide