6. Théorie de Lewis
• Généralisation des notions d'acide et de base
Historique
L'un des avantages des définitions précédentes est l'adaptation d'une interprétation unique à des phénomènes que la théorie d'Arrhenius présente sous des aspects et avec des noms différents. Ainsi l'hydrolyse des sels devient une réaction protolytique où l'acide est l'eau, et la base l'anion du sel ; les réactions acidobasiques, dans les solvants non aqueux, se traitent par analogie avec les réactions dans l'eau, pourvu que ces solvants soient capables d'échanger des protons.
Réenvisageons la réaction la plus simple de neutralisation dans l'eau : action de NH3 ou OH— sur le proton H+, qui ne possède aucun électron de valence, puisqu'il résulte de la perte d'un électron de l'atome H, qui n'en possède qu'un. La base NH3 a un doublet libre sur N, qu'elle pourra céder à H+ pour former l'ion ammonium NH4+, dans lequel la couche K de H est maintenant complète, avec deux électrons ; de même, OH— pourra céder un doublet de l'oxygène à H+ pour former H2O. Ainsi NH3 et OH— sont des donneurs d'électrons, et H+ un accepteur. En réalité, l'attaque a lieu sur H3O+, donc sur un proton dont la structure est déjà complète ; NH3 ne peut le faire que par déplacement de H2O, suivant le mécanisme donné par la réaction 9, où la première flèche, qui va du donneur à l'accepteur, indique la liaison formée, et la deuxième flèche la liaison rompue. L'attaque d'un acide faible HF par OH— s'écrira de la même façon.
Presque à la même époque que les auteurs précédents, Lewis proposa une définition des acides et bases beaucoup plus générale que la leur, fondée sur sa théorie de la valence ; reprenant les idées de Davy, il voulut débarrasser les concepts de ce qu'il appelait le « culte du proton ».
Pour Lewis, toute substance pouvant accepter des électrons est considérée comme acide, et toute substance pouvant en donner est considérée comme base.
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