Le terme acide de Lewis tire son nom du chimiste américain Gilbert N. Lewis. Les premiers chimistes ont reconnu un acide comme une substance au goût aigre qui réagit avec certains métaux et qui neutralise les bases, ou alcalis, produisant un sel. Depuis la fin du 19ème siècle, cependant, des tentatives ont été faites pour définir les acides et les bases d’une manière plus rigoureuse, et qui explique ce qui se passe réellement dans une réaction acide-base. Lewis est la définition la plus large.
En 1883, le chimiste suédois Svante Arrhenius a défini un acide comme une substance qui forme des ions hydrogène (H+) en solution aqueuse, et une base comme une substance qui forme des ions hydroxyde (OH-). Les ions H+ — qui sont simplement des protons — sont trop réactifs pour exister dans une solution aqueuse et s’associent aux molécules d’eau pour former des ions hydronium (H3O+). La définition d’Arrhenius s’est avérée très utile et couvre la plupart des composés communément considérés comme des acides. Par exemple, l’acide chlorhydrique, une solution de chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau, fournit des ions H+ qui forment des ions hydronium en solution : HCl + H2O → H3O+ + Cl-. Cette définition est restée la norme jusqu’au début du 20e siècle et est encore fréquemment utilisée aujourd’hui.
Une caractéristique déterminante de tous les acides est qu’ils neutralisent les bases pour produire des sels. Un exemple est la réaction de l’acide chlorhydrique avec de l’hydroxyde de sodium (NaOH) pour produire du chlorure de sodium et de l’eau (H2O) : H3O+Cl- + Na+OH- → Na+Cl- + H2O. Ici, les ions H+ fournis par l’acide chlorhydrique se sont combinés avec les ions OH- fournis par la soude pour produire de l’eau, tandis que les ions Na+ et Cl- se sont combinés pour produire du sel, conformément à la théorie d’Arrhenius ; cependant, des réactions similaires peuvent se produire entre des composés qui ne correspondent pas aux définitions d’Arrhenius des acides et des bases. Par exemple, le chlorure d’hydrogène gazeux peut réagir avec l’ammoniac gazeux pour former le sel chlorure d’ammonium : HCl + NH3 → NH4 + Cl-. Deux composés se sont combinés pour former un sel, mais comme ils ne sont pas en solution, il n’y a pas d’ions H+ ou OH-, donc les réactifs ne sont pas qualifiés d’acide et de base selon Arrhenius.
En 1923, deux chimistes – Johaness Bronsted et Thomas Lowry – ont indépendamment proposé une nouvelle définition. Ils ont suggéré qu’un acide était un donneur de protons et une base un accepteur de protons. Dans une réaction acide-base, l’acide fournit un proton, ou ion H+, à la base ; cependant, aucun des réactifs n’a besoin d’être en solution, avec des ions H+ ou OH- réellement présents avant la réaction. Cette définition inclut tous les acides et bases d’Arrhenius, mais explique également la combinaison du chlorure d’hydrogène gazeux et de l’ammoniac en tant que réaction acide-base : le chlorure d’hydrogène covalent a fourni un proton à l’ammoniac pour former un ion ammonium (NH4+), qui forme un composé ionique avec l’ion Cl-.
Le chimiste américain Gilbert N. Lewis a suggéré, également en 1923, un concept étendu d’acides et de bases en tant qu’accepteurs et donneurs de paires d’électrons, respectivement. Par cette définition, une réaction acide-base implique que les réactifs forment une liaison coordonnée – une liaison covalente où les deux électrons partagés proviennent du même atome – avec les électrons provenant de la base. Dans la réaction HCl-NaOH décrite ci-dessus, l’ion H+ fourni par le HCl accepte une paire d’électrons de l’ion OH- fourni par le NaOH pour former de l’eau.
Selon cette théorie, donc, une base de Lewis est un composé qui a une paire d’électrons non liée disponible pour la liaison. La structure acide de Lewis est telle qu’elle peut atteindre une configuration stable en formant une liaison coordonnée avec une base de Lewis. Les bases n’ont pas besoin de contenir des ions hydroxyde ou d’accepter des protons, et un acide de Lewis n’a pas besoin de contenir d’hydrogène ou de donner des protons. La définition des acides de Lewis comprend tous les acides d’Arrhenius et de Bronsted-Lowry ainsi que de nombreuses substances qui ne répondent pas aux critères de Bronsted-Lowry ou d’Arrhenius.
Un bon exemple d’une telle substance est le trifluorure de bore (BF3). Dans ce composé, le bore, qui a normalement trois électrons dans sa couche externe, a formé des liaisons covalentes, partageant une paire d’électrons avec chacun des trois atomes de fluor. Bien que le composé soit stable, il a de la place pour deux électrons supplémentaires dans sa couche externe. Il peut ainsi former une liaison coordonnée avec un donneur de paires d’électrons, c’est-à-dire une base.
Par exemple, il peut se combiner avec l’ammoniac (NH3), qui a un atome d’azote avec une paire d’électrons non liée, car trois des cinq électrons de l’enveloppe externe de l’azote sont en liaisons covalentes avec les trois atomes d’hydrogène. La combinaison de trifluorure de bore et d’ammoniac est donc la suivante : BF3 + :NH3 → BF3:NH3 — le : représente la paire d’électrons de l’atome d’azote de l’ammoniac. Le trifluorure de bore se comporte ainsi comme un acide de Lewis et l’ammoniac comme une base.