L'eau, base de Lewis

Du fait de l'existence de doublets électroniques non appariés sur l'atome d'oxygène, l'eau est susceptible de ce comporter comme une base de Lewis (donneur de doublet) vis à vis d'entités susceptibles de l'accepter. Ceci explique en particulier ses propriétés acido-basiques au sens de Brønsted :

Ainsi, en présence d'ions en solution, l'eau peut avoir deux comportements types :

  • En présence d'ions gros et peu chargés (ou ne comportant pas d'orbitale vacante), une simple interaction électrostatique de type ion ( ) / dipôle ( ) peut apparaître.

    C'est en fait une solvatation.

C'est en particulier le cas des alcalins ( , , , , ) et de l'ammonium ( ) qui leur est très semblable.

  • Dans le cas des cations petits et chargés (acide de Lewis forts), la molécule d'eau joue le rôle de ligand (base de Lewis). Il y a alors formation d'ions complexes de géométrie définie par le nombre de ligands fixés sur le cation central : généralement 2, 4 ou 6 conduisant à des complexes linéaires, tétraédriques ou plans carrés et octaédriques.

est cependant un ligand de force moyenne et pourra aisément être substitué par des ligands plus forts tels , , , etc.

De tels complexes existent également à l'état solide et sont appelés hydrates. La détermination de la structure des hydrates permet de connaître la géométrie des entités formées. Par exemple, (sel d'Epsom) est formé d'entités octaédriques , et . Du fait de la faible énergie de liaison des molécules d'eau (non ligand) à l'édifice, celles-ci disparaissent rapidement lors d'une élévation de température ( ). En revanche, lorsque les molécules d'eau sont liées aux cations (eau de constitution), la dissociation de l'hexahydrite n'a lieu qu'à température plus élevée ( ).

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