5.2 : Acides et bases de Lewis

Cette leçon approfondit les acides et les bases de Lewis dans le contexte de la règle de l'octet pour les composés déficients en électrons. Ici, le concept est discuté, en mettant l'accent sur les éléments du groupe 13 comme le bore ou l'aluminium. Puisque les éléments du groupe 13 possèdent trois électrons de valence, ils forment des composés trivalents avec un sextuor d’électrons et une orbitale vacante pour l’atome central. Par conséquent, ces composés déficients en électrons acceptent les électrons d’autres espèces pour compléter leur octet lors d’une réaction chimique. Ils sont appelés acides de Lewis selon la 'théorie généralisée des acides et des bases' proposée par Gilbert N. Lewis.

La théorie de Lewi's traitait de composés qui n'entraient pas dans le cadre de la définition de Brønsted's. Il a proposé que les composés déficients en électrons agissent comme un acide de Lewis où leurs octets de couche de valence sont complétés dans une réaction chimique. Par conséquent, un acide de Lewis est l’espèce qui accepte une paire d’électrons pour former une nouvelle liaison.

En revanche, une base de Lewis est définie comme l’espèce qui donne une paire d’électrons. Ceci est élucidé à l’aide de l’exemple spécifique du chlorure d’aluminium réagissant avec l’ammoniac pour former un adduit acide-base de Lewis. Ici, la paire d'électrons est transférée entre les espèces chargées de manière opposée pour satisfaire l'octet. Le concept des acides et des bases de Lewis est également réitéré par la réaction entre le trifluorure de bore déficient en électrons et un ammoniac riche en électrons, comme le montre la figure 1.

Figure 1. La réaction entre le trifluorure de bore et l'ammoniac

Ici, une charge importante se développe sur l'espèce. Comme le centre du bore possède une orbitale vide pouvant accueillir un électron, il localise une charge positive. En revanche, le centre azoté de l’ammoniac accumule une charge négative en raison de la présence d’une paire d’électrons non liants. Ainsi, lorsqu’ils interagissent, la paire d’électrons libres de la couche de valence de l’azote est transférée à l’atome de bore de BF₃, indiqué par la flèche courbe ci-dessus. Ainsi, les charges formelles sur le bore et l’azote sont équilibrées et, par conséquent, l’adduit acide-base de Lewis ne possède aucune charge nette.

La théorie de Lewis fournit un addendum à la théorie de Brønsted qui utilise uniquement le transfert de protons pour définir les réactions acide-base en incorporant le transfert d'un doublet non liant. Par conséquent, alors que tous les acides de Brønsted – Lowry sont des acides protiques, les acides de Lewis peuvent être protiques ou aprotiques. Ceci est illustré à l’aide de l’exemple de l’acide chlorhydrique. HCl est un acide, selon la définition de Brønsted-Lowry, étant donné sa capacité à donner un proton. C'est également un acide de Lewis puisque son atome d'hydrogène perd les électrons partagés au profit du chlore tout en acceptant simultanément la paire d'électrons de l'ammoniac.