Présentation

L'étude des acides et des bases est une pierre angulaire de la chimie, qui influe sur tout, de la synthèse industrielle aux processus biologiques.Au cours des deux derniers siècles, notre compréhension de ces substances fondamentales a connu une évolution remarquable.Les premiers scientifiques ont décrit les acides et les bases par les propriétés sensorielles – goût de notre goût ou sensation glissante – mais la recherche d'une définition moléculaire a conduit au développement de théories de plus en plus sophistiquées.

Théories précoces des acides et des bases

Observations avant le XIXe siècle

Avant le 19ème siècle, les acides et les bases étaient classés selon leurs caractéristiques observables. Les acides étaient reconnus par leur goût aigre et leur capacité à dissoudre certains métaux, tandis que les bases (alors appelées alcalis) sentaient des acides glissants et neutralisés. Les premiers alchimistes utilisaient ces propriétés pour créer des médicaments, des colorants et des agents de nettoyage, mais aucune théorie sous-jacente n'expliquait pourquoi ces substances se conduisaient si différemment.

Théorie de l'oxygène de Lavoisier

Antoine Lavoisier, s'appuyant sur sa découverte que l'oxygène jouait un rôle central dans la combustion, propose que tous les acides contiennent de l'oxygène. Il nomme l'oxygène lui-même à partir de racines grecques signifiant «acide ancien» parce qu'il croyait que c'était la composante essentielle de l'acidité. Cette théorie a eu une influence pendant plusieurs décennies, mais des problèmes sont apparus bientôt.

Humphry Davy et l'idée de l'hydrogène

Au début des années 1800, Sir Humphry Davy a démontré que l'acide chlorhydrique était constitué d'hydrogène et de chlore, et non d'oxygène. Davy a affirmé avec habileté que l'acidité pouvait en fait provenir de l'hydrogène, et non de l'oxygène. Il a souligné que tous les acides connus contenaient de l'hydrogène, bien que beaucoup contenaient aussi de l'oxygène. Sa proposition, affinée par des chercheurs plus tard, a progressivement déplacé l'attention vers l'hydrogène comme élément clé.

Théorie de l'acide arménique (1884)

Concepts clés

Dans sa thèse de doctorat, Svante Arrhenius propose que les électrolytes dans l'eau se dissocient en particules chargées — ions. Il applique cette idée aux acides et aux bases, déclarant que les acides produisent des ions hydrogènes (H+) lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, tandis que les bases produisent des ions hydroxydes (- C'est pas vrai.Par exemple, le chlorure d'hydrogène (HCl) produit des ions H+ et Cl-, ce qui en fait un acide, tandis que l'hydroxyde de sodium (NaOH) produit des ions Na+ et OH-, ce qui en fait une base. La neutralisation implique alors la combinaison de H+ et OH- pour former de l'eau.

Forces et limites

La théorie d'Arrhenius a été la première à fournir une définition claire et testable basée sur des espèces ioniques. Elle a permis aux chimistes de quantifier l'acidité et la basicité et de prédire les réactions en solution aqueuse. Cependant, la théorie avait des limites significatives: elle a exigé de l'eau comme solvant, de sorte qu'elle ne pouvait pas expliquer le comportement de base acide dans des solvants comme l'ammoniac liquide ou dans la phase gazeuse.NH3 ), qui sert clairement de base dans l'eau mais produit de l'OH - seulement indirectement. Malgré ces lacunes, le travail d'Arrhenius lui a valu le prix Nobel de chimie en 1903 et a jeté les bases de théories plus générales.

Théorie Brønsted-Lowry (1923)

Transfer de protons et paires conjuguées

En 1923, indépendamment et presque simultanément, Johannes Brønsted au Danemark et Thomas Lowry en Angleterre ont proposé une nouvelle définition. Ils ont déplacé l'accent des ions dans l'eau vers le transfert des protons (ions hydrogène, H+). Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est toute espèce qui donne un proton, et une base est toute espèce qui accepte un proton. Cette définition inclut élégamment l'ammoniac: dans l'eau, NH3 accepte un proton de H2O pour former NH4+ et OH-, faisant de l'ammoniac une base même si elle ne contient pas d'hydroxyde.

Élargir au-delà de l'eau

La théorie de Brønsted-Lowry a libéré la chimie de base acide de l'eau. Les réactions dans d'autres solvants — et même dans la phase gazeuse — peuvent être décrites comme des transferts de protons. Par exemple, le chlorure d'hydrogène gazeux et l'ammoniac réagissent directement à la formation de chlorure d'ammonium solide: HCl (acide) donne un proton à NH3 (base), produisant NH4+ et Cl-. Cette portée élargie a constitué un progrès majeur.

Théorie de Lewis sur les bases acides (1923)

Don et acceptation de paires d'électrons

Dans la même année, 1923, Gilbert N. Lewis a proposé une théorie qui a déplacé le focus des protons vers les paires d'électrons. Lewis a défini un acide comme toute espèce qui peut accepter une paire d'électrons et une base comme toute espèce qui peut donner une paire d'électrons. Cette définition est élégamment simple et remarquablement inclusive. Un acide Lewis n'a pas besoin d'un atome d'hydrogène; il n'a besoin d'une orbite vide pour accepter les électrons. Par exemple, BF3 a un octet incomplet et accepte facilement une paire d'électrons de NH3, qui donne sa paire unique.

La réaction forme une liaison covalente coordonnée, et le produit est souvent appelé un adduit.

Applications en chimie organique

La théorie de Lewis est particulièrement utile en chimie organique, où les réactions impliquent souvent des centres riches en électrons et pauvres en électrons. Les carbocations agissent comme acides de Lewis parce qu'elles ont une orbite de p vide, tandis que les molécules comme les alcools et les éthers agissent comme bases de Lewis parce qu'elles ont des paires solitaires. Le concept de Lewis explique également le comportement de nombreux catalyseurs, comme AlCl3 dans les réactions de Friedel-Crafts, où l'acide de Lewis active un électrophile. De plus, la théorie s'étend naturellement aux réactions de réduction de l'oxydation : en envisageant le transfert d'électrons, la théorie de Lewis peut décrire certains processus de redox comme interactions de base acide.

Comparaison des trois théories

Chacune des trois théories principales sur les bases acides, Arrhenius, Brønsted-Lowry et Lewis, offre une perspective différente, et chacune est plus utile dans des contextes spécifiques. La comparaison suivante met en évidence leurs caractéristiques clés:

  • Théorie de l'Arrhénie: Restricté aux solutions aqueuses. Définit les acides comme donneurs de H+ et les bases comme donneurs de OH-. Simple et historiquement important, mais ne peut pas expliquer des bases comme l'ammoniac ou des réactions non-aqueuses.
  • Théorie Brønsted-Lowry: S'étend à toute réaction de transfert de protons, peu importe le solvant. Introduit des paires conjuguées. Fonctionne bien pour la plupart des réactions inorganiques et de nombreuses réactions organiques, mais ne peut pas gérer des réactions qui n'impliquent aucun transfert de protons.
  • Théorie Lewis : La définition la plus générale, basée sur les paires d'électrons. Encompase tous les acides Brønsted-Lowry (protons sont des acides Lewis) et beaucoup de réactions supplémentaires, y compris la coordination et de nombreuses réactions organiques. Sa généralité rend parfois plus difficile de quantifier la résistance acide sans données expérimentales.

Dans la pratique, les chimistes choisissent la théorie la plus appropriée pour le système qu'ils étudient. Pour les équilibres acide-base aqueuse, Arrhenius ou Brønsted-Lowry est souvent suffisante. Pour les réactions non aqueuses ou complexes, la théorie Lewis fournit une perspicacité plus profonde. Les trois modèles ne sont pas contradictoires; plutôt, la théorie Brønsted-Lowry est un sous-ensemble de la théorie Lewis plus large, et la théorie Arrhenius est un sous-ensemble de la théorie Brønsted-Lowry lorsque l'eau est le solvant.

Perspectives modernes et évolution continue

Bien que la théorie de Lewis reste la définition classique la plus large, la chimie moderne a développé des concepts supplémentaires pour répondre à des besoins spécifiques. Principe de base acide dur-douce (HSAB), introduit par Ralph Pearson dans les années 1960, classifie les acides et les bases de Lewis comme «durs» (petits, très polarisants) ou «douces» (grands, polarisants). Les acides durs préfèrent les bases dures, et les acides doux préfèrent les bases douces; ce principe aide à prédire les résultats de réaction et la stabilité des complexes. théorie du système de solvant, qui adapte l'idée de transfert de protons à des solvants autres que l'eau, tels que l'ammoniac liquide ou l'acide sulfurique. Échelle pKa L'histoire de la théorie de la base acide est une histoire d'abstraction et de généralité croissantes, des propriétés observables aux ions aux protons aux électrons. Cette progression reflète l'évolution plus large de la chimie, depuis la science descriptive jusqu'à une discipline prédictive basée sur les électrons.

Pour plus de détails sur l'évolution de ces concepts, voir le Entrée de Britannica sur les réactions à base d'acide, les Biographie du Prix Nobel de Svante Arrheniuset les Journal of Chemical Education article sur la théorie de base acide Lewis. Une excellente référence de manuel est Chimie inorganique par Housecroft et Sharpe, qui fournit une discussion approfondie des modèles de base acide dans le contexte.

Conclusion

L'histoire des théories de base acide reflète la volonté persistante de l'homme d'expliquer les phénomènes observables avec des principes moléculaires sous-jacents. De l'hypothèse erronée de Lavoisier en oxygène à la perspicacité de Davy en hydrogène, et de la définition basée sur les ions d'Arrhenius à la généralité élégante du concept de paire d'électrons de Lewis, chaque étape a affiné et élargi notre compréhension. Aujourd'hui, un chimiste travaillant en solution aqueuse utilise probablement la théorie de Brønsted-Lowry, tandis qu'un chimiste organique travaillant avec des catalyseurs peut s'appuyer sur la théorie de Lewis, et un spécialiste des matériaux peut s'appuyer sur les principes de la HSAB. La force de la chimie moderne de base acide réside dans cette flexibilité — la capacité de choisir le modèle le plus approprié pour le système en place.