AndreaObzerova/iStock/GettyImages
Les acides et les bases sont des concepts familiers en chimie, mais le terme acide de Lewis fait référence à une classe distincte de réactifs. Alors que le cadre Brønsted-Lowry se concentre sur le transfert de protons, G.N. Lewis a élargi la définition pour englober toute réaction dans laquelle des paires d'électrons sont échangées, incluant ainsi les processus non protoniques.
Les acides de Lewis acceptent les paires d'électrons, tandis que les bases de Lewis en font don. Une espèce déficiente en électrons ou chargée positivement fonctionne généralement comme un acide de Lewis.
En 1923, Lewis démontra ce principe en utilisant un ion hydrogène (H⁺) et l'ion hydroxyde (OH⁻). Alors que la théorie de Brønsted-Lowry décrit OH⁻ acceptant un proton pour former de l'eau, Lewis considérait l'ion hydrogène comme un accepteur d'électrons qui forme une liaison covalente avec la paire d'électrons de l'hydroxyde.
Un acide de Lewis est toute espèce chimique capable de former une liaison covalente en acceptant une paire d'électrons d'une autre espèce. Souvent, ces acides possèdent des orbitales vacantes pouvant accueillir les électrons entrants.
A l’inverse, une base Lewis est une espèce qui donne une paire d'électrons pour former une liaison covalente. La relation entre les acides et les bases de Lewis est analogue à l'appariement acide-base classique mais est définie par le transfert de paires d'électrons plutôt que par le transfert de protons.
Des exemples d'acides de Lewis incluent des cations métalliques tels que Al³⁺ et Fe³⁺, dont la charge positive attire fortement la densité électronique.
Un catalyseur acide de Lewis accélère une réaction chimique en acceptant les électrons d'un substrat, augmentant ainsi sa réactivité. Il est important de noter que le catalyseur lui-même n’est pas consommé dans la réaction; il est régénéré à la fin du cycle catalytique.
AlCl₃ est un acide de Lewis classique. L'aluminium possède 17 électrons de valence, laissant une orbitale p vide pouvant accepter une paire d'électrons. Cette capacité d'acceptation des électrons permet à AlCl₃ de faciliter de nombreuses transformations organiques.
L'ammoniac contient une paire d'électrons libres sur l'azote, ce qui lui permet de donner cette paire à une espèce accepteuse d'électrons. Lorsque NH₃ réagit avec HCl en solution aqueuse, l'azote donne des électrons à H⁺, formant NH₄⁺.
Les concepts de Brønsted – Lowry et de Lewis décrivent tous deux un comportement chimique associé, mais sous des perspectives différentes :transfert de protons versus transfert de paires d'électrons. Comprendre les deux cadres fournit une vue complète de la chimie acido-basique.