Théories des acides et des bases Théorie de Lewis, Brönsted-Lowry et Arrhenius

Le théories des acides et des bases ils partent du concept donné par Antoine Lavoisier en 1776, qui avait une connaissance limitée des acides forts, parmi lesquels le nitrique et le sulfurique. Lavoisier affirmait que l'acidité d'une substance dépendait de la quantité d'oxygène qu'elle contenait, car elle ne connaissait pas les compositions réelles des halogénures d'hydrogène et d'autres acides forts.

Cette théorie a été considérée comme la véritable définition de l'acide pendant plusieurs décennies, même lorsque des scientifiques comme Berzelius et von Liebig ont apporté des modifications et proposé d'autres visions, mais jusqu'à l'arrivée d'Arrhenius,

À la suite d'Arrhenius, les physiciens Brönsted et Lowry développèrent indépendamment leur propre théorie, jusqu'à ce que Lewis en propose une version améliorée et plus précise.

Cet ensemble de théories est utilisé à ce jour et est censé être ce qui a contribué à former la thermodynamique chimique moderne.

Index

• 1 théorie d'Arrhenius
• 2 Théorie de Brönsted et Lowry
• 3 théorie de Lewis
• 4 références

Théorie d'Arrhenius

La théorie d'Arrhenius est la première définition moderne des acides et des bases et a été proposée par le physico-chimique du même nom en 1884. Il déclare qu'une substance est identifiée comme acide lorsqu'elle forme des ions hydrogène lorsqu'elle est dissoute dans l'eau.

C'est-à-dire que l'acide augmente la concentration en ions H⁺ dans des solutions aqueuses. Cela peut être démontré avec un exemple de dissociation de l'acide chlorhydrique (HCl) dans l'eau:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Selon Arrhenius, les bases sont les substances qui libèrent des ions hydroxyde lorsqu'elles sont dissociées dans l'eau; c'est-à-dire qu'il augmente la concentration en ions OH^- dans des solutions aqueuses. Un exemple d'une base d'Arrhenius est la dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

La théorie stipule également que, en tant que tel, il n'y a pas d'ions H⁺, mais cette nomenclature est utilisée pour désigner un ion hydronium (H₃O⁺) et que cela était appelé ion hydrogène.

Les concepts d'alcalinité et d'acidité n'ont été expliqués que par les concentrations en ions hydroxyde et hydrogène, respectivement, et les autres types d'acide et de base (leurs versions faibles) n'ont pas été expliqués.

Théorie de Brönsted et Lowry

Cette théorie a été développée indépendamment par deux physicochimiques en 1923, le premier au Danemark et le second en Angleterre. Tous deux avaient la même vision: la théorie d'Arrhenius était limitée (puisqu'elle dépendait totalement de l'existence d'une solution aqueuse) et ne définissait pas correctement ce qui était un acide et une base.

Par conséquent, les chimistes ont travaillé autour de l'ion hydrogène et ont revendiqué: les acides sont les substances qui libèrent ou donnent des protons, tandis que les bases sont celles qui acceptent ces protons.

Ils ont utilisé un exemple pour démontrer leur théorie, qui impliquait une réaction en équilibre. Il a affirmé que chaque acide avait sa base conjuguée et que chaque base avait également son acide conjugué, comme ceci:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Comme par exemple dans la réaction:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

Dans la réaction ci-dessus, l'acide acétique (CH₃COOH) est un acide car il donne un proton à l’eau (H₂O), devenant ainsi sa base conjuguée, l'ion acétate (CH₃COO^-). À son tour, l’eau est une base car elle accepte un proton d’acide acétique et le convertit en acide conjugué, l’ion hydronium (H₃O⁺).

Cette réaction inverse est également une réaction acide-base, puisque l'acide conjugué est converti en acide et que la base conjuguée est convertie en base, grâce au don et à l'acceptation des protons de la même manière.

L'avantage de cette théorie par rapport à celui d'Arrhenius est qu'elle n'exige pas la dissociation d'un acide pour expliquer les acides et les bases.

Théorie de Lewis

Le physicochimique Gilbert Lewis a commencé à étudier une nouvelle définition des acides et des bases en 1923, la même année où Brönsted et Lowry proposaient leur propre théorie sur ces substances.

Cette proposition, publiée en 1938, avait l’avantage de supprimer l’exigence d’hydrogène (ou de proton) de la définition.

En ce qui concerne la théorie de ses prédécesseurs, il a lui-même déclaré que "limiter la définition des acides aux substances contenant de l'hydrogène était aussi limitant que de limiter les agents oxydants à ceux qui contenaient de l'oxygène".

D'une manière générale, cette théorie définit les bases comme les substances pouvant donner une paire d'électrons et les acides comme ceux qui peuvent recevoir cette paire.

Plus précisément, il affirme qu'une base de Lewis est une base d'électrons, qui n'est pas attachée à son noyau et peut être donnée, et que l'acide de Lewis peut accepter une paire d'électrons libres.Cependant, la définition des acides de Lewis est lâche et dépend d'autres caractéristiques.

Un exemple est la réaction entre le triméthylborane (Me₃B) - qui agit comme acide de Lewis car il a la capacité d’accepter une paire d’électrons - et d’ammoniac (NH₃), qui peut donner sa paire sans électrons.

Moi₃B +: NH₃ → moi₃B: NH₃

Un grand avantage de la théorie de Lewis est la manière qui complète les réactions d'oxydo-réduction de modèle: théorie suggère que les acides réagissent avec des bases de partager une paire d'électrons, sans changer le nombre d'oxydation de l'un de ses des atomes

Un autre avantage de cette théorie est qu’elle permet d’expliquer le comportement de molécules telles que le trifluorure de bore (BF).₃) et le tétrafluorure de silicium (SiF)₄), qui n'ont aucune présence d'ions H⁺ ni OH^-, comme requis par les théories précédentes.

Références

1. Britannica, E. d. (s.f.) Encyclopédie Britannica. Récupéré de britannica.com
2. Théorie de Brønsted-Lowry acid-base. (s.f.) Wikipedia. Récupéré de en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Théories des acides et des bases. Récupéré de chemguide.co.uk