STRUCTURE DE LEWIS: QU'EST-CE QUE C'EST, COMMENT LE FABRIQUER, EXEMPLES - CHIMIE - 2024

La structure de Lewis est toute cette représentation des liaisons covalentes au sein d'une molécule ou d'un ion. Dans celui-ci, ces liaisons et électrons sont représentés par des points ou de longs tirets, bien que la plupart du temps les points correspondent à des électrons non partagés et les tirets à des liaisons covalentes.

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

Composé de 2-bromopropane. Par Ben Mills, de Wikimedia Commons.

Dans l'image ci-dessus, vous avez un exemple de ce qu'est une structure de Lewis. Dans ce cas, le composé représenté est le 2-bromopropane. Vous pouvez voir les points noirs correspondant aux électrons, à la fois ceux qui participent aux liaisons et ceux qui ne sont pas partagés (la seule paire juste au-dessus de Br).

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

Ainsi, parce que l'hydrogène a un seul électron et une seule orbitale disponibles pour se remplir, 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 interviennent C et H doivent être cohérentes et respecter ce qui est régi par leurs configurations électroniques. De cette manière, si le carbone a plus de quatre liaisons, ou l'hydrogène plus d'une, alors l'esquisse peut être rejetée et une nouvelle plus conforme à la réalité peut être commencée.

C'est ici qu'apparaît l'un des principaux motifs ou supports de ces structures, introduit par Gilbert Newton Lewis dans sa recherche de représentations moléculaires fidèles aux données expérimentales: structure moléculaire et charges formelles.

Tous les composés existants peuvent être représentés par des structures de Lewis, donnant une première approximation de ce à quoi pourraient ressembler la molécule ou les ions.

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 sert à se faire une idée de sa structure moléculaire.

Cependant, cette structure ne permet pas de prédire certains détails importants tels que la géométrie moléculaire concernant un atome et son environnement (s'il est carré, plan trigonal, bipyramidal, etc.).

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

Avec ces informations, on peut argumenter sur la réactivité d'un composé, sa stabilité, comment et quel mécanisme la molécule suivra lorsqu'elle réagira.

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

Comment ça se fait?

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

Par exemple, si vous avez le composé C ₁₄ O ₂ N _3, vous devrez rechercher les groupes où se trouvent le carbone, l'oxygène et l'azote. Une fois que cela est fait, quel que soit le composé, le nombre d'électrons de valence reste le même, donc tôt ou tard ils sont mémorisés.

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

Quelle est la règle de l'octet?

Cela indique que les atomes ont tendance à compléter leur niveau d'énergie avec huit électrons pour atteindre la stabilité. Cela s'applique à tous les éléments non métalliques ou ceux trouvés dans les blocs sop du tableau périodique.

Cependant, tous les éléments n'obéissent pas à la règle de l'octet. Des cas particuliers sont les métaux de transition, dont les structures reposent davantage sur des charges formelles et leur numéro de groupe.

Nombre d'électrons dans la couche de valence des éléments non métalliques, ceux dans lesquels la structure de Lewis peut fonctionner.

Appliquer la formule mathématique

Sachant à quel groupe appartiennent les éléments, et donc le nombre d'électrons de valence disponibles pour former des liaisons, nous procédons avec la formule suivante, qui est utile pour dessiner des structures de Lewis:

C = N - D

Où C signifie des électrons partagés, c'est-à-dire ceux qui participent à des liaisons covalentes. Puisque chaque liaison est composée de deux électrons, alors C / 2 est égal au nombre de liaisons (ou de tirets) qui doivent être dessinés.

N sont les électrons nécessaires que l'atome doit avoir dans sa coquille de valence pour être isoélectronique au gaz rare qui le suit dans la même période. Pour tous les éléments autres que H (car il nécessite deux électrons pour se comparer 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 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 une liaison.

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

En outre, il est important de noter que les hydrogènes se lient normalement à des atomes hautement électronégatifs. Si vous avez Zn, H et O dans un composé, H ira avec O et non avec Zn (Zn - O - H et non H - Zn - O). Il existe des exceptions à cette règle, mais elle se produit généralement avec des atomes non métalliques.

Symétrie et charges formelles

La nature a une grande préférence pour la création de structures moléculaires aussi symétriques que possible. Cela permet d'éviter de créer des structures désordonnées, avec les atomes disposés de telle manière qu'ils n'obéissent à aucun modèle apparent.

Par exemple, pour le composé C ₂ A ₃, 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 reflets de l'autre.

Les charges formelles jouent également un rôle important lors du dessin des structures de Lewis, en particulier pour les ions. Ainsi, des liaisons peuvent être ajoutées ou supprimées de sorte 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 de la règle de l'octet

Représentation du trifluorure d'aluminium, un composé instable. Les deux éléments sont constitués de six électrons, ce qui génère trois liaisons covalentes, alors qu'elles devraient être huit pour atteindre la stabilité. Source: Gabriel Bolívar

Toutes les règles ne sont pas suivies, ce qui ne signifie pas nécessairement que la structure est erronée. Des exemples typiques de ceci sont observés dans de nombreux composés où des éléments du groupe IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) sont impliqués. Le trifluorure d'aluminium (AlF ₃) est spécifiquement considéré ici.

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

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

Ici 3 et 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 seule liaison. Compte tenu de cela, nous avons la structure de Lewis de AlF ₃ (image du haut). Les électrons partagés sont mis en évidence par des points verts pour les distinguer des électrons non partagés.

Bien que les calculs prédisent que 4 liaisons doivent être formées, l'aluminium manque de suffisamment d'électrons et il n'y a pas non plus de quatrième atome de fluor. En conséquence, l'aluminium n'est pas conforme à la règle de l'octet et ce fait n'est pas reflété dans les calculs.

Exemples de structures de Lewis

Iode

Les non-métaux de l'iode ont sept électrons chacun, donc en partageant l'un de ces électrons chacun, ils génèrent une liaison covalente qui assure la stabilité. Source: Gabriel Bolívar

L'iode est un halogène et appartient donc au groupe VIIA. Elle possède donc 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

Dès 14 électrons 2 participent à la liaison covalente (points verts et tiret), 12 restent non partagés; et comme ce sont deux atomes d'iode, 6 doit être divisé pour l'un d'eux (ses électrons de valence). Seule cette structure est possible dans cette molécule, dont la géométrie est linéaire.

Ammoniac

L'azote a 5 électrons, tandis que l'hydrogène seulement 1. De quoi assurer la stabilité en établissant trois liaisons covalentes, composées d'un électron de N et d'un autre de H Source: Gabriel Bolívar

Quelle est la structure de Lewis pour la molécule d'ammoniac? L'azote étant 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 est correcte avec le nombre de liens (trois liens verts). Comme 6 des 8 électrons disponibles participent aux liaisons, il reste une paire non partagée située au-dessus de l'atome d'azote.

Cette structure dit tout ce qu'il faut savoir sur la base ammoniacale. En appliquant les connaissances de TEV et TRPEV, on en déduit que la géométrie est tétraédrique déformée par le couple sans azote et que l'hybridation de celui-ci est donc sp ³.

C

Source: Gabriel Bolívar

La formule correspond à un composé organique. Avant d'appliquer la formule, il faut se rappeler que les hydrogènes forment une liaison simple, oxygène deux, 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 CH ₃ CH ₂ OH. Cependant, il aurait également été correct de proposer la structure du diméthyléther CH ₃ OCH ₃, qui est encore plus symétrique.

Lequel des deux est «le plus» correct? Les deux le sont également, puisque les structures sont apparues comme des isomères structuraux de la même formule moléculaire C ₂ H ₆ O.

Ion permanganate

Source: Gabriel Bolívar

La situation est compliquée lorsque l'on souhaite réaliser des 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 nous avons:

D = 7 × 1 (un atome de manganèse) + 6 × 4 (quatre atomes d'oxygène) + 1 électron fois la 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. De plus, pour que l'ion MnO ₄ ^- présente la charge négative, il est nécessaire de diminuer les charges formelles des atomes d'oxygène. Comment? Par les doubles liaisons.

Si toutes les liaisons de MnO ₄ ^- étaient simples, les charges formelles des oxygènes seraient égales à -1. Puisqu'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 une résonance. Cela implique que la seule liaison Mn-O unique est délocalisée entre les quatre atomes O.

Ion bichromate

Source: Gabriel Bolívar

Enfin, un cas similaire se produit avec l'ion bichromate (Cr ₂ O ₇). 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 fois la charge divalente = 56 électrons

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 électrons

C = 72-56 = 16 électrons partagés

C / 2 = 8 liens

Mais il n'y a pas 8 liaisons, mais 12. Pour les mêmes raisons trouvées, dans l'ion permanganate, il faut laisser deux oxygènes avec des charges formelles négatives qui totalisent -2, la charge de l'ion bichromate.

Ainsi, autant de doubles liaisons que nécessaire sont ajoutées. De cette manière, nous arrivons à la structure de Lewis de l'image pour Cr ₂ O ₇ ^2–.

Références

1. Whitten, Davis, Peck et Stanley. Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE, p 251.
2. Structures de Lewis. Tiré de: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Département de chimie et biochimie, UCLA. (2017). Structure de Lewis. Tiré de: chem.ucla.edu
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5. Webmaster. (2012). Structures de Lewis ("électron dot"). Département de chimie, Université du Maine, Orono. Tiré de: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25 avril 2017). Comment déterminer le nombre de points sur la structure de points de Lewis d'un élément. Découvrir. Récupéré de: scaimer.com