9.9: Structures de Lewis des composés moléculaires et des ions polyatomiques

9.9: Structures de Lewis des composés moléculaires et des ions polyatomiques

Afin de dessiner des structures de Lewis pour les molécules complexes et les ions moléculaires, il est utile de suivre une procédure étape par étape comme décrite :

1. Déterminer le nombre total d'électrons de valence (couche externe). Pour les cations, soustraire un électron pour chaque charge positive. Pour les anions, additionnez un électron pour chaque charge négative.
2. Dessinez la structure du squelette de la molécule ou de l'ion, en organisant les atomes autour d'un atome central (en général, l'élément le moins électronégatif doit être placé au centre). Connectez chaque atome à l'atome central avec une liaison unique (un doublet électronique).
3. Répartissez les électrons restants sous forme de doublets libres sur les atomes terminaux (sauf l'hydrogène), en formant un octet autour de chaque atome.
4. Placez tous les électrons restants sur l'atome central.
5. Réorganisez les électrons des atomes externes pour créer des liaisons multiples avec l'atome central afin d'obtenir des octets dans la mesure du possible.

Par exemple, considérez SiH₄, CHO₂^–, NO⁺ et OF₂ comme des exemples pour lesquels cette directive générale peut être appliquée afin de déterminer leurs structures de Lewis.

1. Déterminer le nombre total d'électrons de valence (couche externe) dans la molécule ou l'ion.  

Pour une molécule comme SiH₄, on additionne le nombre d'électrons valence sur chaque atome de la molécule :  

= [4 e⁻valence/atome Si × 1 atome Si] + [ 1 e⁻valence/atome H × 4 atomes H] = 8 e⁻valence

CHO₂^–

Pour un ion négatif, tel que CHO₂^–, le nombre d'électrons de valence sur les atomes est additionné au nombre de charges négatives sur l'ion (un électron est gagné pour chaque charge négative) :

= [4 e⁻valence/atome C × 1 atome C] + [1 e⁻valence/atome H × 1 atome H] + [6 e⁻valence/atome O × 2 atomes O] + [1 e⁻supplémentaire] = 18 e⁻

valence

NO⁺

Pour un ion positif, tel que NO+, on additionne le nombre d'électrons de valence sur les atomes de l'ion, suivi de la soustraction du nombre de charges positives sur l'ion (un électron est perdu pour chaque charge positive) du nombre total d'électrons de valence :

= [5 e⁻valence/atome N × 1 atome N] + [6 e⁻valence/atome O × 1 atome O] + [−1 e⁻] = 10 e⁻valence

OF₂ 

OF₂ étant une molécule neutre, on additionne simplement le nombre d'électrons de valence :

= [6 e⁻valence/atome O × 1 atome O] + [7 e^&minusvalence/atome F × 2 atomes F] = 20 e⁻valence

2. Tracez la structure du squelette de la molécule ou de l'ion, en arrangeant les atomes autour d'un atome central et en reliant chaque atome à l'atome central avec une liaison (un doublet électronique). (Notez que les ions sont indiqués par des crochets autour de la structure, et que la charge ionique est à l'extérieur des crochets :)
   
   Dans les cas où plusieurs dispositions d'atomes sont possibles, comme pour CHO₂⁻, on se sert des preuves expérimentales pour choisir la bonne. En général, les éléments moins électronégatifs sont plus susceptibles d'être des atomes centraux. Dans  CHO₂⁻,  l'atome de carbone le moins électronégatif occupe la position centrale avec les atomes d'oxygène et d'hydrogène qui l'entourent. D'autres exemples incluent le P dans POCl₃, le S dans SO₂ et le Cl dans  ClO₄⁻.  Une exception est que l'hydrogène n'est presque jamais un atome central. En tant qu'élément le plus électronégatif, le fluor ne peut pas non plus être un atome central.
3. Répartissez les électrons restants comme des doublet libres sur les atomes terminaux (sauf l'hydrogène) pour compléter leurs couches de valence avec un octet d'électrons (sans électrons restants sur SiH₄, sa structure ne change pas).
   
4. Placez tous les électrons restants sur l'atome central.  
   • Pour SiH₄,  CHO₂⁻  et NO⁺, il n'y a pas d'électrons restants. Pour OF₂, sur les 16 électrons restants, 12 sont placés, ce qui laisse ainsi 4 électrons à placer sur l'atome central :
     
5. Réorganisez les électrons des atomes externes pour créer des liaisons multiples avec l'atome central, afin d'obtenir des octets dans la mesure du possible.  
   • SiH₄ : Si a déjà un octet, donc il ne faut rien faire. 
     
   • CHO₂⁻ :  les électrons de valence sont répartis comme des doublets libres sur les atomes d'oxygène, mais il manque un octet sur l'atome de carbone.  
     
   • Par conséquent, un doublet libre d'électrons est donné de l'un des oxygène à l'atome de carbone, formant une liaison double. Selon l'atome d'oxygène qui a donné les électrons, il peut y avoir deux structures possibles, qui sont aussi appelées structures de résonance.  
   • NO⁺ : pour cet ion, huit électrons de valence sont additionnés, mais aucun atome n'a d'octet. Des électrons supplémentaires ne peuvent pas être ajoutés car le nombre total d'électrons est déjà utilisé. Dans ce scénario, les électrons doivent être déplacés pour former des liaisons multiples. L'atome d'azote a deux doublets d'électrons libres et l'atome d'oxygène en a un.  
     
   • Cela ne produit toujours pas d'octet, il faut donc déplacer un autre doublet pour former une liaison triple.
      
   • Dans OF₂, rien ne change car chaque atome a déjà un octet.
     

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 7.3 : Symboles et structures de Lewis.

 

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