Un modèle conceptuel qui classe les acides comme accepteurs d'une paire d'électrons et les bases comme donneurs d'une paire d'électrons, utilisé pour expliquer la formation de liaisons, la complexation et de nombreuses réactions au‑delà du transfert de protons.

Principe

Un acide est toute espèce présentant une orbitale vide ou une déficience électronique capable d'accepter une paire d'électrons pour former une liaison covalente de coordination ; une base possède une paire isolée disponible pour la donner à cet accepteur. La force dépend de l'énergie des orbitales, des interactions électrostatiques et des effets stériques, et non uniquement des équilibres de transfert de protons.

Démonstration

Formation de l'addition BF3·NH3 : le trifluorure de bore (BF3) possède une orbitale p vide et accepte la paire libre de l'ammoniac (NH3), formant une liaison de coordination. Des cations métalliques agissant comme acides de Lewis lient des ligands (par ex. Cu2+ coordonnant H2O ou NH3). La catalyse par acides de Lewis en synthèse organique (par ex. AlCl3 dans les réactions de Friedel–Crafts) illustre le concept.

Mauvaise application

Considérer tout oxydant ou donneur de protons comme un acide de Lewis ; confondre acidité de Lewis et acidité de Brønsted (pKa) sans tenir compte du solvant, de l'accessibilité orbitale ou des contraintes stériques ; qualifier des transferts monélectroniques d'interactions acide–base de Lewis sans donation de deux électrons.

Conséquence

Fournit un cadre unificateur pour la chimie de coordination, la catalyse et la formation d'addition ; permet de prédire quelles espèces forment des complexes et quels catalyseurs activent des substrats en acceptant de la densité électronique ; oriente la conception des ligands et l'analyse mécanistique.

Inversion

En inversion, définir les acides uniquement par le don de protons (point de vue Brønsted–Lowry) et ignorer les interactions par paire d'électrons réduit la portée explicative et fait manquer les adduits non‑protiques comme la complexation métal‑ligand.

Limite

S'applique aux interactions de deux électrons et à la formation de liaisons de coordination. Elle exclut les processus d'oxydoréduction purement monélectroniques sauf s'ils peuvent se décomposer en étapes à deux électrons, et ne quantifie pas à elle seule l'acidité en solution aqueuse (le pKa dépend de la solvatation). Le solvant, la température et la congestion stérique limitent l'application directe.

Tension sémantique

Concurrence avec la notion d'acidité de Brønsted–Lowry (transfert de protons) et avec le langage électrophile/nucléophile ; il faut distinguer un acide de Lewis d'un oxydant ou d'un électrophile lorsque l'acceptation d'électrons est couplée à un transfert d'électrons ou lorsque le transfert de protons domine.

Synthèse

La théorie acide–base de Lewis définit les acides comme accepteurs de paires d'électrons et les bases comme donneurs, unifiant la description de la complexation et de la catalyse tout en exigeant prudence aux limites où interviennent des phénomènes monélectroniques, de solvatation ou couplés au proton.