Structure de Lewis en consite, comment cela se fait, exemples

Le structure de Lewis est toute cette représentation des liaisons covalentes dans une molécule ou un ion. Dans ce document, ces liens et ces électrons sont représentés par des points ou des tirets longs, bien que la plupart du temps, les points correspondent aux électrons non partagés et aux tirets sur les liaisons covalentes.

Mais qu'est-ce qu'une liaison covalente? C'est le partage d'une paire d'électrons (ou points) entre deux atomes quelconques du tableau périodique. Avec ces diagrammes, vous pouvez dessiner de nombreux squelettes pour un certain composé. Ce qui est correct dépendra des charges formelles et de la nature chimique des atomes eux-mêmes.

Par Ben Mills [Domaine public], extrait de Wikimedia Commons

Dans l'image ci-dessus, nous avons un exemple de ce qu'est une structure de Lewis. Dans ce cas, le composé représenté est le 2-bromopropane. Les points noirs correspondant aux électrons peuvent être appréciés, à la fois ceux qui participent aux liaisons et ceux qui ne le sont pas (la seule paire juste au-dessus du Br).

Si les paires de points ":" étaient remplacées par un long tiret "-", le squelette carboné du 2-bromopropane serait représenté par: C-C-C. Pourquoi, au lieu du "cadre moléculaire" dessiné, ne pourrait-il pas être C-H-H-C? La réponse réside dans les caractéristiques électroniques de chaque atome.

Ainsi, comme l'hydrogène ne dispose que d'un électron et d'une seule orbitale, il ne forme qu'une seule liaison covalente. Par conséquent, il ne peut jamais former deux liaisons (à ne pas confondre avec les liaisons hydrogène). D'autre part, la configuration électronique de l'atome de carbone permet (et nécessite) la formation de quatre liaisons covalentes.

Pour cette raison, les structures de Lewis où C et H interviennent doivent être cohérentes et respecter ce qui est régi par leurs configurations électroniques. De cette façon, si le carbone a plus de quatre liaisons, ou plus d'un hydrogène, le contour peut être rejeté et un nouveau plus conforme à la réalité peut être lancé.

C'est là qu'apparaît l'une des principales raisons ou arrière-plans de ces structures, introduite par Gilbert Newton Lewis dans sa recherche de représentations moléculaires fidèles aux données expérimentales: la structure moléculaire et les charges formelles.

Tous les composés existants peuvent être représentés par des structures de Lewis, ce qui donne une première approximation de la nature de la molécule ou des ions.

Index

1 Quelle est la structure de Lewis?
2 Comment ça se fait?
- 2.1 Application de la formule mathématique
- 2.2 Où placer les atomes les moins électronégatifs
- 2.3 Symétrie et charges formelles
3 Limitations de la règle d'octet
4 exemples de structures de Lewis
- 4.1 Iode
- 4.2 Ammoniac
- 4.3 C2H6O
- 4.4 permanganate d'ion
- 4,5 dichromate d'ions
5 références

Quelle est la structure de Lewis?

C'est une structure représentative des électrons de valence et des liaisons covalentes dans une molécule ou un ion qui permet d'avoir une idée de sa structure moléculaire.

Cependant, cette structure ne permet pas de prévoir certains détails importants tels que la géométrie moléculaire par rapport à un atome et à son environnement (si elle est carrée, trigonale, bipyramidale, etc.).

En outre, il ne dit rien sur ce qu'est l'hybridation chimique de ses atomes, mais où se trouvent les doubles ou triples liaisons et s'il y a résonance dans la structure.

Avec cette information, on peut discuter de la réactivité d'un composé, de sa stabilité, du mode et du mécanisme que la molécule suivra lorsqu'elle réagit.

Pour cette raison, les structures de Lewis ne cessent jamais d'être considérées et elles sont très utiles, car elles permettent de condenser les nouveaux apprentissages chimiques.

Comment ça se fait?

Pour dessiner ou dessiner une structure, une formule ou un diagramme de Lewis est essentiel la formule chimique du composé. Sans elle, vous ne pouvez même pas savoir quels sont les atomes qui la composent. Une fois avec lui, le tableau périodique est utilisé pour localiser les groupes auxquels ils appartiennent.

Par exemple, si vous avez composé C₁₄O₂N₃ alors nous devrions rechercher les groupes où se trouvent le carbone, l'oxygène et l'azote. Cela fait, quel que soit le composé, le nombre d'électrons de valence reste le même, de sorte que tôt ou tard ils sont mémorisés.

Ainsi, le carbone appartient au groupe TVA, l'oxygène au groupe VIA et l'azote au VA. Le numéro de groupe est égal au nombre d'électrons de valence (points). Tous ont en commun la tendance à compléter l’octet de la coquille de valence.

Ceci s'applique à tous les éléments non métalliques ou à ceux trouvés dans les blocs s ou p du tableau périodique. Cependant, tous les éléments n'obéissent pas à la règle des octets. Les cas particuliers sont les métaux de transition, dont les structures reposent davantage sur les charges formelles et leur numéro de groupe.

Appliquer la formule mathématique

En connaissant le groupe auquel appartiennent les éléments et, par conséquent, le nombre d'électrons de valence disponibles pour former des liaisons, nous procédons avec la formule suivante, qui est utile pour dessiner les structures de Lewis:

C = N - D

Où C signifie des électrons partagésc'est-à-dire ceux qui participent aux liaisons covalentes. Comme chaque lien est composé de deux électrons, alors C / 2 est égal au nombre de liens (ou de tirets) à dessiner.

N sont les des électrons nécessaires, qui doit avoir l'atome dans sa couche de valence pour être isoélectronique au gaz noble qui le suit dans la même période. Pour tous les éléments autres que H (puisqu'il faut comparer deux électrons à He), ils ont besoin de huit électrons.

D sont les électrons disponibles, qui sont déterminés par le groupe ou le nombre d'électrons de valence. Ainsi, puisque le Cl appartient au groupe VIIA, il doit être entouré de sept points noirs ou électrons et garder à l’esprit qu’une paire est nécessaire pour former un lien.

Ayant les atomes, leurs points et le nombre de liaisons C / 2, une structure de Lewis peut alors être improvisée. Mais en plus, il est nécessaire d'avoir une notion d'autres "règles".

Où placer les atomes les moins électronégatifs

Les atomes moins électronégatifs dans la grande majorité des structures occupent les centres. Pour cette raison, si vous avez un composé avec des atomes de P, O et F, P doit donc être placé au centre de la structure hypothétique.

En outre, il est important de noter que les atomes d'hydrogène sont généralement liés à des atomes hautement électronégatifs. Si vous avez un composé Zn, H et O, le H ira à côté du O et non du Zn (Zn-O-H et pas H-Zn-O). Il existe des exceptions à cette règle, mais cela se produit généralement avec des atomes non métalliques.

Symétrie et charges formelles

La nature a une préférence élevée pour les structures moléculaires d'origine aussi symétriques que possible. Cela permet d'éviter de poser des structures désordonnées, les atomes étant disposés de telle manière qu'ils n'obéissent à aucun motif apparent.

Par exemple, pour le composé C₂Un₃, où A est un atome fictif, la structure la plus probable serait A-C-A-C-A. Notez la symétrie de ses côtés, les deux réflexions de l'autre.

Les charges formelles jouent également un rôle important dans le dessin des structures de Lewis, en particulier pour les ions. Ainsi, des liens peuvent être ajoutés ou supprimés afin que la charge formelle d'un atome corresponde à la charge totale présentée. Ce critère est très utile pour les composés de métaux de transition.

Limitations dans la règle des octets

Toutes les règles ne sont pas respectées, ce qui ne signifie pas nécessairement que la structure est incorrecte. Des exemples typiques de ceci sont observés dans de nombreux composés où des éléments du groupe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) sont impliqués. Ici, le trifluorure d'aluminium (AlF) est spécifiquement considéré₃).

En appliquant ensuite la formule décrite ci-dessus, nous avons:

D = 1 × 3 (un atome d'aluminium) + 7 × 3 (trois atomes de fluor) = 24 électrons

Ici, les 3 et les 7 sont les groupes ou nombres respectifs d'électrons de valence disponibles pour l'aluminium et le fluor. Ensuite, en considérant les électrons nécessaires N:

N = 8 × 1 (un atome d'aluminium) + 8 × 3 (trois atomes de fluor) = 32 électrons

Et donc les électrons partagés sont:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 électrons

C / 2 = 4 liens

Puisque l'aluminium est l'atome le moins électronégatif, il doit être placé au centre et le fluor ne forme qu'une liaison. Compte tenu de cela, nous avons la structure de Lewis de l'AlF₃ (image du haut) Les électrons partagés sont mis en évidence par des points verts pour les distinguer des points non partagés.

Bien que les calculs prévoient que 4 liaisons doivent être formées, l’aluminium manque d’électrons suffisants et il n’ya pas non plus de quatrième atome de fluor. En conséquence, l’aluminium ne respecte pas la règle de l’octet et ce fait n’est pas reflété dans les calculs.

Exemples de structures de Lewis

L'iode

L'iode est un halogène et appartient donc au groupe VIIA. Il a alors sept électrons de valence, et cette simple molécule diatomique peut être représentée en improvisant ou en appliquant la formule:

D = 2 × 7 (deux atomes d'iode) = 14 électrons

N = 2 × 8 = 16 électrons

C = 16 - 14 = 2 électrons

C / 2 = 1 lien

A partir de 14 électrons 2 participent à la liaison covalente (points verts et trait d'union), 12 restent non partagés; et parce qu'ils sont deux atomes d'iode, 6 doivent être divisés pour l'un d'entre eux (leurs électrons de valence). Dans cette molécule, seule cette structure est possible, dont la géométrie est linéaire.

L'ammoniac

Quelle est la structure de Lewis pour la molécule d'ammoniac? Comme l'azote provient du groupe VA, il a cinq électrons de valence, puis:

D = 1 × 5 (un atome d'azote) + 1 × 3 (trois atomes d'hydrogène) = 8 électrons

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 électrons

C = 14 - 8 = 6 électrons

C / 2 = 3 liens

Cette fois, la formule réussit avec le nombre de liens (trois liens verts). Parmi les 8 électrons disponibles 6 qui participent aux liaisons, il existe une paire non partagée située au-dessus de l’atome d’azote.

Cette structure dit tout ce qu'il faut savoir sur la base d'ammoniac.En appliquant la connaissance de TEV et TRPEV, on en déduit que la géométrie est tétraédrique déformée par la paire d'azote libre et que son hybridation est donc sp³.

C₂H₆O

La formule correspond à un composé organique. Avant d'appliquer la formule, il faut se rappeler que les hydrogènes forment une seule liaison, l'oxygène deux, le carbone quatre, et que la structure doit être aussi symétrique que possible. En procédant comme dans les exemples précédents, nous avons:

D = 6 × 1 (six atomes d'hydrogène) + 6 × 1 (un atome d'oxygène) + 4 × 2 (deux atomes de carbone) = 20 électrons

N = 6 × 2 (six atomes d'hydrogène) + 8 × 1 (un atome d'oxygène) + 8 × 2 (deux atomes de carbone) = 36 électrons

C = 36 - 20 = 16 électrons

C / 2 = 8 liens

Le nombre de tirets verts correspond aux 8 liens calculés. La structure de Lewis proposée est celle de l'éthanol CH₃CH₂OH. Cependant, il aurait également été correct de proposer la structure de l'éther diméthylique CH₃OCH₃, qui est encore plus symétrique.

Lequel des deux est "plus" correct? Les deux sont égaux, puisque les structures ont émergé en tant qu'isomères structuraux de la même formule moléculaire C₂H₆O.

Permanganate d'ion

La situation est compliquée lorsque l'on souhaite réaliser les structures de Lewis pour des composés de métaux de transition. Le manganèse appartient au groupe VIIB, de même, l'électron de la charge négative doit être ajouté parmi les électrons disponibles. En appliquant la formule que vous avez:

D = 7 × 1 (un atome de manganèse) + 6 × 4 (quatre atomes d'oxygène) + 1 électron par charge = 32 électrons

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 électrons

C = 40 - 32 = 8 électrons partagés

C / 2 = 4 liens

Cependant, les métaux de transition peuvent avoir plus de huit électrons de valence. Aussi, pour l'ion MnO₄^- présenter la charge négative, il est nécessaire de diminuer les charges formelles des atomes d'oxygène. Comment? A travers les doubles liaisons.

Si tous les liens du MnO₄^- étaient simples, les charges formelles des oxygènes seraient égales à -1. Comme il y en a quatre, la charge résultante serait de -4 pour l'anion, ce qui n'est évidemment pas vrai. Lorsque les doubles liaisons sont formées, il est garanti qu'un seul oxygène a une charge formelle négative, reflétée dans l'ion.

Dans l'ion permanganate, on peut voir qu'il y a résonance. Cela implique que la simple liaison simple Mn-O est délocalisée entre les quatre atomes d’oxygène.

Dichromate d'ion

Enfin, un cas similaire se produit avec l’ion dichromate (Cr₂O₇). Le chrome appartient au groupe VIB, il a donc six électrons de valence. Appliquer à nouveau la formule:

D = 6 × 2 (deux atomes de chrome) + 6 × 7 (sept atomes d'oxygène) + 2 électrons par charge divalente = 56 électrons

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 électrons

C = 72 - 56 = 16 électrons partagés