Contexte
La prémisse derrière les structures de Lewis est la règle de l’octet: tous les atomes aimeraient être entourés d’un octet d’électrons. Bien sûr, il y a quelques exceptions: les très petits atomes (H, Be et B) ont moins d’un octet, et certains atomes du groupe principal avec des orbitales d de faible énergie (P, S, Cl, Br et I) peuvent avoir plus d’un octet. Cela est particulièrement vrai lorsque ces atomes sont des atomes centraux et combinés à des atomes hautement électronégatifs.
Dessiner des structures de Lewis correctes prend de la pratique, mais le processus peut être simplifié en suivant une série d’étapes:
Étape 1. Comptez tous les électrons de valence pour chaque atome. Ajouter ou soustraire des électrons si la structure est un anion ou un cation, respectivement.
Étape 2. Déterminez quels atomes sont liés les uns aux autres. Dessinez une structure squelettique.
Étape 3. Connectez les atomes avec une paire d’électrons dans chaque liaison. Soustrayez les électrons de liaison des électrons de valence totaux.
Étape 4. Ajoutez des paires d’électrons aux octets complets pour tous les atomes périphériques attachés à l’atome central. Méfiez–vous de l’hydrogène – l’hydrogène n’a jamais plus d’une liaison ou d’une paire d’électrons
Étape 5. Placez les électrons restants sur l’atome central, généralement par paires. La règle des octets peut être dépassée pour P, S, Cl, Br ou I.
Étape 6. Si l’atome central n’a pas d’octet, formez des liaisons doubles ou triples en déplaçant des paires d’électrons d’un ou plusieurs atomes périphériques pour obtenir un octet.
Étape 7. Recherchez les structures de résonance en réorganisant les liaisons. La structure avec le total des frais formels le plus bas sera la forme la plus susceptible d’être trouvée dans la nature. (Voir ci-dessous pour l’explication)
Dessin des structures de Lewis
Regardons un exemple de comment cela fonctionne en utilisant une molécule réelle. Considérez la molécule la plus responsable de l’effet de serre, le dioxyde de carbone (CO2).
Pour dessiner la structure de Lewis :
Étape 1. Compter tous les électrons de valence pour chaque atome:
Carbone 1 x 4 électrons de valence = 4 électrons
Oxygène 2 x 6 électrons de valence = 12 électrons
Total = 16 électrons
Étape 2. Déterminez quels atomes sont liés les uns aux autres. Généralement, l’atome le moins électronégatif est l’atome central. Cependant, si le seul choix est entre un atome plus électronégatif et l’hydrogène, l’atome le plus électronégatif sera l’atome central (par exemple, l’eau). L’hydrogène ne fait JAMAIS plus d’une liaison et ne peut DONC JAMAIS être l’atome central.
Pour le CO2, le carbone est l’atome le moins électronégatif, il devrait donc être l’atome central.
Étape 3. Connectez chaque atome avec une seule paire d’électrons ou une seule liaison: (16 électrons de valence – 4 électrons de liaison = 12 électrons restants.)
Étape 4. Ajouter des paires d’électrons aux atomes périphériques pour les octets:
Étape 5. Il ne reste plus d’électrons, mais l’atome central n’a pas d’octet !
Étape 6. Déplacer les électrons des atomes périphériques, formant des doubles liaisons pour donner à l’atome central un octet:
Étape 7. Recherchez les structures de résonance et identifiez celle avec les plus petites charges formelles:
Pour certaines molécules, plus d’une structure peut être dessinée. Notez qu’une structure de Lewis pour le dioxyde de carbone peut être écrite en utilisant une liaison simple carbone-oxygène d’un côté et une triple liaison carbone-oxygène de l’autre. Comment distinguer ces deux possibilités ? Comment choisir la structure la plus importante, ou sont-elles toutes également probables? Lorsque plusieurs structures peuvent être dessinées, elles sont appelées structures de résonance.
Structures de résonance
Dans les structures de résonance, tous les atomes sont dans la même position relative les uns par rapport aux autres, mais la distribution des électrons autour d’eux est différente. Pour évaluer l’importance de chaque structure, la charge formelle sur chaque atome doit être déterminée.
Charge formelle
La charge formelle est une manière quelque peu arbitraire de décrire le nombre d’électrons qu’un atome semble avoir dans un composé particulier. Les paires d’électrons dans les liaisons entre atomes sont supposées être divisées également entre les deux atomes. Les paires d’électrons sans liaison sont comptées comme appartenant à l’atome sur lequel elles résident. Cela peut être mis dans une équation:
ou
La structure de résonance la plus stable est celle dans laquelle:
1. Il y a un nombre minimum d’accusations formelles;
2. S’il y a des accusations formelles, comme les accusations sont séparées; et
3. Les charges formelles négatives sont sur les atomes les plus électronégatifs et les charges formelles positives sont sur les atomes les moins électronégatifs.
Pour la structure CO2 à deux doubles liaisons, les charges formelles peuvent être calculées comme suit:
Oxygène : Charge formelle = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Carbone: Charge formelle = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Pour la structure CO2 avec une liaison simple et triple:
Oxygène (simple): Charge formelle = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Oxygène (triple): Charge formelle = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Carbone: Charge formelle = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Ainsi, alors que les deux structures fonctionnent comme des structures de Lewis, celle qui entraîne des charges formelles nulles pour l’un des atomes est plus stable et donc plus susceptible d’exister dans la nature que celle qui a des charges sur les deux atomes d’oxygène.
Nombres d’oxydation
Les charges formelles doivent être distinguées des nombres d’oxydation (qui peuvent également être déterminés à partir des structures de Lewis). Les nombres d’oxydation sont utilisés pour indiquer si une molécule est neutre, riche en électrons ou pauvre en électrons. Les règles pour déterminer les nombres d’oxydation se trouvent dans votre manuel. Un bref résumé de ces règles est donné ici:
1. Le nombre d’oxydation d’un élément sous sa forme élémentaire est 0 (vaut pour les atomes isolés et pour les éléments moléculaires, par exemple Cl2 et P4.,)
2. Le nombre d’oxydation d’un ion monatomique est le même que sa charge (par exemple le nombre d’oxydation de Na + = +1, et celui de S2- est -2.)
3. Dans les composés binaires, l’élément ayant une plus grande électronégativité se voit attribuer un nombre d’oxydation négatif égal à sa charge s’il se trouve dans des composés ioniques simples (par exemple, dans le composé PCl3, le chlore est plus électronégatif que le phosphore. Dans les composés ioniques simples, Cl a une charge ionique de 1-, de sorte que son état d’oxydation dans PCl3 est -1)
4. La somme des nombres d’oxydation est nulle pour un composé électriquement neutre et égale la charge globale pour une espèce ionique.
5. Les métaux alcalins ne présentent qu’un état d’oxydation de +1 dans les composés.
6. Les métaux alcalino-terreux ne présentent qu’un état d’oxydation de +2 dans les composés.
Une fois que les structures de Lewis sont dessinées avec succès, elles peuvent être utilisées pour prédire la géométrie du nuage d’électrons, la forme moléculaire et la polarité des molécules et des ions. Pour une discussion approfondie, reportez-vous à votre manuel. En particulier, regardez les représentations en 3 dimensions pour toutes les géométries et formes.
Géométrie des nuages d’électrons et Géométrie moléculaire
La géométrie des nuages d’électrons autour d’un atome central est déterminée par le nombre de groupes d’électrons qui l’entourent. Chaque ensemble (2, 3, 4, 5 et 6) a un nom et une disposition différents dans l’espace tridimensionnel. Les nuages d’électrons, tous négatifs, sont les plus stables lorsqu’ils sont séparés le plus loin possible les uns des autres. C’est ce qu’on appelle la théorie de la répulsion des paires d’électrons de la coquille de valence (VSEPR). Alors que la géométrie des nuages d’électrons décrit l’orientation des électrons autour de l’atome central, la géométrie moléculaire décrit la disposition des atomes périphériques.
L’expérience
En laboratoire, six modèles moléculaires sont présentés comme inconnus. Ce sera votre travail de les nommer. Il vous sera également demandé de déterminer leur paire d’électrons et leurs géométries moléculaires en mesurant leurs angles de liaison à l’aide d’un rapporteur. Une feuille de travail contient d’autres questions à remplir pour chacune des molécules. Vous devez faire cinq copies supplémentaires de la feuille de calcul à utiliser pendant le cours. Ces feuilles de calcul seront ensuite utilisées comme section de données de votre rapport de laboratoire.