Acide de Lewis

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Un acide de Lewis (du nom du chimiste américain Gilbert Newton Lewis qui en a donné la définition) est une entité chimique dont un des atomes la constituant possède une lacune électronique, ou case quantique vide, ce qui la rend susceptible d'accepter un doublet d'électrons, et donc de créer une liaison covalente avec une base de Lewis (donneuse de doublet électronique provenant d'un doublet non liant). Cette lacune peut être notée en représentation de Lewis par un rectangle vide. Par exemple, un composé comme et possède une lacune électronique et sera donc un acide de Lewis. Aussi, les organomagnésiens R-Mg-X (très utilisés en chimie organique) sont des acides de Lewis.

Les réactions acide-base selon Lewis sont donc en fait simplement des réactions de complexation.

Les acides de Brønsted ne sont pas toujours des acides de Lewis. On peut être tenté de dire que la définition d'un acide de Lewis est plus générale que celle de Brønsted, mais en réalité ce n'est pas une généralisation c'est une autre façon de modéliser des réactions, en chimie organique notamment les acides au sens de Brønsted ne sont pas forcément des acides au sens de Lewis. Les acides de Lewis et de Brønsted ont en commun d'acidifier les solutions (en général) lorsqu'on les y introduit... si tant-est que cette notion soit adaptée au solvant utilisé (solvants protiques...). Pour les solutions aqueuses c'est le cas.

Différences et liens avec d'autres notions[modifier | modifier le code]

Différence avec les oxydants[modifier | modifier le code]

Il est essentiel de noter afin de les différentier des réactions d'oxydoréduction que ce sont des doublets électroniques qui sont mis en jeu, que la réaction acide + base de Lewis aboutit à la créations de liaisons covalentes et que les nombres d'oxydation des éléments ne sont pas modifiés.

Contre-exemple : un corps capable de recevoir un ou plusieurs électrons, éventuellement en créant des liaisons covalentes, mais dont le nombre d'oxydation s'en trouve diminué n'est pas un acide de Lewis mais un oxydant.

Différence et lien avec les électrophiles[modifier | modifier le code]

  • un acide de Lewis est accepteur de doublet, ayant donc une orbitale vide ; elle concerne toutes les espèces possédant une orbitale atomique ou une orbitale moléculaire libre, c'est donc en général un électrophile[1].
  • une base de Lewis est un donneur de doublet, ayant un doublet libre (doublet non liant), c''est donc en général un nucléophile.

La notion d'électrophilie est proche de celle d'acide de Lewis. La différence est une question de point de vue : l'acide de Lewis est un point de vue thermodynamique alors que l'électrophile est un point de vue cinétique. Ainsi, les acides de Lewis se comparent avec des constantes d'équilibre alors que les électrophiles se comparent avec des constantes de vitesse de réaction. (Idem pour les notions de base de Lewis (classement par la constante d'équilibre thermodynamique) et de nucléophile (classement par constantes cinétique))... voir illustration plus bas dans cet article.

Différences et lien avec les acides de Brønsted[modifier | modifier le code]

Rappel : On dit généralement d'un composé qu'il est un acide en utilisant la définition des acides de Brønsted selon laquelle « Un composé chimique noté AH est un acide si il est capable de libérer un ions H+ » selon le mécanisme AH => A- + H+. Ce qui se traduit en milieu aqueux par la création d'ions oxonium (ou hydronium) H3O+ (ou H+(aq)) puisque l'ion H+ libéré s'associe à une molécule d'eau. La concentration de ces H3O+est à la base de la définition du pH (potentiel hydrogène pH=-log[H3O+]) mesurant l'acidité ou au contraire la basicité d'une solution... voir pour cela les articles sur les acides et sur le pH.

La définition d'un acide de Lewis (1923) est différente de celle de Brønsted et ne l'inclut pas. Par cette définition, un acide est un composé chimique qui peut, au cours d’une réaction, accepter une paire d’électrons (un doublet) sans pour autant que les nombres d'oxydation des éléments ne changent. C'est une réaction de complexation.

  • L'introduction d'un acide de Lewis (par exemple AlCl3) dans l'eau pure conduit presque toujours à une diminution de son pH. Effectivement, l'eau est une base de Lewis, elle se fixe sur l'acide de Lewis par un doublet non liant provenant de l'oxygène qui acquiert alors une charge fictive positive qui disparaît ensuite en engendrant la déprotonation et la libération de H+dans le milieu aqueux faisant baisser le pH.Ceci est sans doute à l'origine de la qualification de « acide » pour ces composés qui acidifient donc généralement les solutions aqueuses par une libération indirecte de H+ n'en possédant pas au départ.
  • Le produit résultant de la réaction d'un acide et d'une base de Lewis est généralement unique, c'est un complexe.
  • Les acides de Lewis possèdent une lacune électronique dans leur structure ce qui n'est pas forcément le cas des acides de Brønsted.
  • La plupart des cations métalliques sont des acides de Lewis.

Exemples[modifier | modifier le code]

Le borane BH3 :

Borane lewis.png

Le fluorure d'aluminium AlF3 :

Fluorure d'aluminium.png

L'ion H+ :

Proton.png

Le bromure de méthylmagnésium CH3MgBr :

CH3MgBr.png

Quelques exemples de réaction des acides de Lewis[modifier | modifier le code]

    • H+ + NH3 → NH4+
    • B2H6 + 2H → 2BH4
    • BF3 + F → BF4
    • Al2Cl6 + 2Cl → 2AlCl4
    • AlF3 + 3F → AlF63−
    • SiF4 + 2F → SiF62−
    • PCl5 + Cl → PCl6
    • SF4 + F → SF5

Un exemple typique de réaction impliquant un acide de Lewis est la réaction d’alkylation de Friedel-Crafts. L’étape principale est l’acceptation par AlCl3 d'une seul-paire d'ion de chlorure, formant AlCl4 et créant un électrophile, un ion carbonium R+.

  • RCl +AlCl3 → R+ + AlCl4

Acidité de Lewis et électrophilie[modifier | modifier le code]

Diagramme Ep
Diagramme d'énergie potentielle relatif à cette réaction

La notion d'acide de Lewis est une notion thermodynamique, c'est-à-dire qu'elle est liée à un équilibre, au contraire de la notion d'électrophilie qui est cinétique et caractérise donc la vitesse de réaction avec un autre composé. Supposons ainsi un acide de Lewis A, une base B et la réaction . Sur un diagramme d'énergie potentielle tel que celui ci-contre, une plus forte électrophilie de A diminuera l'énergie d'activation tandis qu'une plus forte acidité augmentera en valeur absolue l'enthalpie libre molaire de réaction (ΔrG).

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Références[modifier | modifier le code]

  1. Paul Arnaud (préf. Guy Ourisson), Cours de chimie organique, Paris, Éditions Dunod, , 524 p. (ISBN 978-2-040-19716-2, notice BnF no FRBNF35098830)