Acide au sens de Lewis

[Hinaspargine]

Coucou ! Je ne comprends pas vraiment pourquoi le HCl est une base au sens de Lewis ? Au sens de bronsted oui je vois, mais au sens de Lewis ça bloque un peu, est ce que quelqu'un qui aurait mieux compris pourrait m'aider svp ?

 

On sait que selon Lewis : Acide = Substance capable d'accepter des électrons (atome porteur d'une case quantique vide), mais en fait je ne comprends pas où elle est dans cette molécule ?

 

Merci d'avance !!

(je fais réference au qcm 3 item C dans la partie "Acidité, basicité et effets électroniques")

[jlve_]

Coucou
Où as-tu vu que c’était une base de Lewis ? Il s'agit d'une erreur.

En fait, HCL est bien un acide de Lewis.

Petit rappel : 

Bronsted :

• Acide = donneur de proton (H⁺)

• Base = accepteur de proton

Lewis :

• Acide = espèce possédant une case quantique (orbitale) vide, accepteur de doublet d’électrons.

• Base = espèce possédant un doublet non liant, donneur de doublet d’électrons.

Dans le cas de HCl :

• Au sens de Bronsted, pas de souci : HCl donne un proton → acide.

• Au sens de Lewis, c’est le proton H⁺ libéré par HCl qui est l’acide de Lewis (il possède une case quantique vide).

J'espère avoir répondu à ta question !

 

[Hinaspargine]

il y a 34 minutes, jlve_ a dit :

Où as-tu vu que c’était une base de Lewis ? Il s'agit d'une erreur.

 

Oh mince non c'était bien écrit acide je me suis juste trompée en écrivant désolée

 

il y a 35 minutes, jlve_ a dit :

• Au sens de Lewis, c’est le proton H⁺ libéré par HCl qui est l’acide de Lewis (il possède une case quantique vide).

 

Aaah ok je n'avais pas compris que ça fonctionnait comme ça merci beaucoup !

[amelie.chm]

Le 16/01/2026 à 13:09, jlve_ a dit :

Coucou
Où as-tu vu que c’était une base de Lewis ? Il s'agit d'une erreur.

En fait, HCL est bien un acide de Lewis.

Petit rappel : 

Bronsted :

• Acide = donneur de proton (H⁺)

• Base = accepteur de proton

Lewis :

• Acide = espèce possédant une case quantique (orbitale) vide, accepteur de doublet d’électrons.

• Base = espèce possédant un doublet non liant, donneur de doublet d’électrons.

Dans le cas de HCl :

• Au sens de Bronsted, pas de souci : HCl donne un proton → acide.

• Au sens de Lewis, c’est le proton H⁺ libéré par HCl qui est l’acide de Lewis (il possède une case quantique vide).

J'espère avoir répondu à ta question !

 

Bonjour, j’ai du mal à comprendre comment ça fonctionne …

Dans ce cas c’est H+ l’acide de Lewis et pas HCl ?

Aussi comment on peut affirmer que HCl va libérer un proton H+ qui lui sera l’acide de Lewis ? Est ce qu’on se base sur la définition de Brönsted pour savoir si il va libérer un H+ et à partir de là on sait que H+ possède une case vacante et est donc est acide selon Lewis. Ou est ce que ces deux notions ne sont pas liées et il y a une autre méthode pour expliquer cela …

[laurazépam]

Coucou, 

 

Selon Bronsted, un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺. Dans ce cadre, HCl est bien un acide, car en solution il peut se dissocier selon : HCl → H⁺ + Cl⁻.
On dit donc que HCl est un acide de Bronsted, car il est à l’origine du proton.

 

Selon Lewis, un acide est une espèce capable d’accepter un doublet d’électrons. Or, ce n’est pas HCl qui accepte directement un doublet électronique lors d’une réaction acide-base, mais le proton H⁺ libéré. En effet, H⁺ ne possède aucun électron et dispose d’une orbitale vacante : il peut donc accepter un doublet d’électrons provenant d’une base. H⁺ est donc un acide de Lewis.

 

Pour répondre à la question du raisonnement : oui, on utilise bien la définition de Bronsted pour savoir qu’une espèce comme HCl peut libérer un proton, puis on applique la définition de Lewis au proton libéré. Les deux théories ne sont donc pas indépendantes. D’ailleurs, tout acide de Bronsted est aussi un acide de Lewis, car céder un proton revient à former un H⁺ capable d’accepter un doublet électronique. En revanche, l’inverse n’est pas toujours vrai. 

 

J'espère que c'est plus clair pour toi. 

Bon courage !

[amelie.chm]

Bonjour, ducoup j’ai une autre question, toujours dans le même qcm il est écrit que NH3 n’est pas acide selon Lewis. Pourtant si on utilise le même raisonnement on sait que N est électronégatif, les électrons de la liaisons seront donc plus proche du N que du H ce qui fragilise la liaison et augmente l’acidité. Donc en théorie NH3 aurait tendance à libérer des protons H+ ce qui fait de lui un acide selon Bronsted. En partant de ça on peut dire que H+ a une case quantique vide ce qui fait de NH3 un acide selon Lewis. Je ne comprends pas ce qui nous permet de dire le contraire…

[jlve_]

Coucou, alors tu mélanges un peu plusieurs notions différentes (Lewis / Brønsted / polarité de liaison), ce qui explique la confusion

Selon Lewis :

• acide = accepte un doublet d’électrons (orbitale vide)

• base = donne un doublet d’électrons

Or dans NH₃, l’azote possède un doublet libre. Il peut le donner à une espèce déficiente en électrons (comme H⁺). NH₃ est donc base de Lewis, pas acide.
Il n’a pas d’orbitale vide quand tu dessines la molécule, lui permettant d’accepter un doublet.

Par exemple 
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
NH₃ donne son doublet → comportement basique.

 

Concernant ton raisonnement sur l’électronégativité et la polarisation N–H :
Oui, l’azote est électronégatif, donc la liaison N–H est polarisée vers N.
Mais ça ne suffit pas pour rendre la molécule acide.

Pour qu’un composé libère facilement H⁺ (acide de Brønsted), il faut que :

• la liaison H–X soit très polarisée et

• la base conjuguée soit stabilisée.

Or NH₃ perd très difficilement un proton :
NH₃ → NH₂⁻ + H⁺ (très peu probable)
→ NH₂⁻ est une base extrêmement forte → NH₃ est donc très peu acide.

Donc NH₃ est en pratique considéré comme base de Brønsted (il capte H⁺), pas acide..

 

Par exemple si tu compares a HCl : 

* Liaison H–Cl très polarisée
* MAIS surtout : Cl⁻ est très stable (gros atome, charge bien répartie)

Donc :
HCl → H⁺ + Cl⁻ (facile)

Alors que :
NH₃ → NH₂⁻ + H⁺ (très défavorable)

 

Je sais pas si c'est plus clair sinon hésite pas !