Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SbF6-Lewis a un atome d’antimoine (Sb) au centre qui est entouré de six atomes de fluor (F). Il existe 6 liaisons simples entre l’atome d’Antimoine (Sb) et chaque atome de Fluor (F). Il y a une charge formelle -1 sur l’atome d’antimoine (Sb).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure SbF6-lewis, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de l’ion SbF6-.
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de l’ion SbF6-.
Étapes de dessin de la structure SbF6- Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion SbF6
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans un ion SbF6-, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome d’antimoine ainsi que dans l’atome de fluor.
(Les électrons de valence sont les électrons présents sur l’ orbite la plus externe de tout atome.)
Ici, je vais vous expliquer comment trouver facilement les électrons de valence de l’antimoine ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans l’ion SbF6-
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’antimoine :
L’antimoine est un élément du groupe 15 du tableau périodique. [1] Par conséquent, les électrons de valence présents dans l’antimoine sont de 5 .
Vous pouvez voir les 5 électrons de valence présents dans l’atome d’antimoine, comme le montre l’image ci-dessus.
→ Électrons de Valence donnés par l’atome de fluor :
Le fluor est un élément du groupe 17 du tableau périodique. [2] Par conséquent, l’électron de valence présent dans le fluor est 7 .
Vous pouvez voir les 7 électrons de valence présents dans l’atome de fluor comme le montre l’image ci-dessus.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans l’ion SbF6- = électrons de valence donnés par 1 atome d’antimoine + électrons de valence donnés par 6 atomes de fluor + 1 électron supplémentaire est ajouté en raison de 1 charge négative = 5 + 7(6) + 1 = 48 .
Étape 2 : Sélectionnez l’atome central
Pour sélectionner l’atome central, il faut se rappeler que l’atome le moins électronégatif reste au centre.
Maintenant, ici, l’ion donné est l’ion SbF6- et il contient des atomes d’antimoine (Sb) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome d’antimoine (Sb) et de l’atome de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité de l’antimoine (Sb) et du fluor (F), alors l’ atome d’antimoine est moins électronégatif .
Ici, l’atome d’antimoine (Sb) est l’atome central et les atomes de fluor (F) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant dans la molécule SbF6, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome d’antimoine (Sb) et les atomes de fluor (F).
Cela indique que l’antimoine (Sb) et le fluor (F) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule SbF6.
Étape 4 : Rendre les atomes externes stables
Dans cette étape, vous devez vérifier la stabilité des atomes externes.
Ici, sur le croquis de la molécule SbF6, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes de fluor.
Ces atomes de fluor externes forment un octet et sont donc stables.
De plus, à l’étape 1, nous avons calculé le nombre total d’électrons de valence présents dans l’ion SbF6-.
L’ion SbF6- a un total de 48 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Il n’y a donc plus de paires d’électrons à conserver sur l’atome central.
Alors maintenant, passons à l’étape suivante.
Étape 5 : Vérifier la stabilité de la structure Lewis
Vous êtes maintenant arrivé à la dernière étape dans laquelle vous devez vérifier la stabilité de la structure Lewis de SbF6.
La stabilité de la structure Lewis peut être vérifiée en utilisant un concept de charge formelle .
Bref, il faut maintenant trouver la charge formelle des atomes d’antimoine (Sb) ainsi que des atomes de fluor (F) présents dans la molécule SbF6.
Pour calculer la taxe formelle, vous devez utiliser la formule suivante :
Charge formelle = Électrons de Valence – (Électrons de liaison)/2 – Électrons non liants
Vous pouvez voir le nombre d’ électrons liants et d’électrons non liants pour chaque atome de la molécule SbF6 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome d’antimoine (Sb) :
Électrons de Valence = 5 (car l’antimoine est dans le groupe 15)
Électrons de liaison = 12
Électrons non liants = 0
Pour l’atome de fluor (F) :
Électrons de Valence = 7 (car le fluor est dans le groupe 17)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 6
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| Sb | = | 5 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
D’après les calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome d’antimoine (Sb) a une charge de -1 et que les atomes de fluor (F) ont une charge de 0 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule SbF6.
Cette charge globale -1 sur la molécule SbF6 est représentée dans l’image ci-dessous.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de l’ion SbF6-, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de l’ion SbF6-.
J’espère que vous avez complètement compris toutes les étapes ci-dessus.
Pour plus de pratique et une meilleure compréhension, vous pouvez essayer d’autres structures de Lewis répertoriées ci-dessous.
Essayez (ou au moins voyez) ces structures de Lewis pour une meilleure compréhension :