Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure de Lewis SO2F2 a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de deux atomes d’oxygène (O) et de deux atomes de fluor (F). Il existe des liaisons simples entre les atomes de soufre et de fluor et des liaisons doubles entre les atomes de soufre et d’oxygène. Il y a 2 paires libres sur les atomes d’oxygène (O) et 3 paires libres sur les atomes de fluor (F).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis de SO2F2, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de la molécule SO2F2 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SO2F2.
Étapes de dessin de la structure de Lewis SO2F2
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SO2F2
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SO2F2, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de soufre, l’atome d’oxygène ainsi que 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 du soufre, de l’oxygène ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule SO2F2
→ Électrons de valence donnés par l’atome de soufre :
Le soufre est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [1] Par conséquent, les électrons de valence présents dans le soufre sont 6 .
Vous pouvez voir les 6 électrons de valence présents dans l’atome de soufre, comme le montre l’image ci-dessus.
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’oxygène :
L’oxygène est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [2] Par conséquent, les électrons de valence présents dans l’oxygène sont 6 .
Vous pouvez voir les 6 électrons de valence présents dans l’atome d’oxygène, 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. [3] 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 la molécule SO2F2 = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 2 atomes d’oxygène + électrons de valence donnés par 2 atomes de fluor = 6 + 6(2) + 7(2) = 32 .
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, la molécule donnée est SO2F2 et elle contient des atomes de soufre (S), des atomes d’oxygène (O) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de soufre (S), de l’atome d’oxygène (O) et de l’atome de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si l’on compare les valeurs d’électronégativité du soufre (S), de l’oxygène (O) et du fluor (F), alors l’ atome de soufre est moins électronégatif .
Ici, l’atome de soufre (S) est l’atome central et les atomes d’oxygène (O) et de fluor (F) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule SO2F2, vous devez placer les paires d’électrons entre les atomes de soufre-oxygène et les atomes de soufre-fluor.
Cela indique que ces atomes sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule SO2F2.
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 SO2F2, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’oxygène (O) et des atomes de fluor (F).
Ces atomes d’oxygène externes et ces atomes de fluor 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 la molécule SO2F2.
La molécule SO2F2 possède un total de 32 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 de Lewis de la molécule SO2F2.
La stabilité de la structure Lewis peut être vérifiée en utilisant un concept de charge formelle .
Bref, il faut maintenant trouver la charge formelle sur les atomes de soufre (S), d’oxygène (O) ainsi que de fluor (F) présents dans la molécule SO2F2.
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 SO2F2 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome de Soufre (S) :
Électrons de Valence = 6 (car le soufre est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 8
Électrons non liants = 0
Pour l’atome d’oxygène (O) :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 6
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 | ||
| S | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| Ô | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
D’après les calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome de soufre (S) a une charge de +2 tandis que les deux atomes d’oxygène ont une charge de -1 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule SO2F2.
L’image ci-dessus montre que la structure de Lewis de SO2F2 n’est pas stable.
Nous devons donc minimiser ces charges en déplaçant la paire d’électrons de l’atome d’oxygène vers l’atome de soufre.
Après avoir déplacé la paire d’électrons des atomes d’oxygène vers l’atome de soufre, les charges du soufre et de deux atomes d’oxygène deviennent nulles. Et c’est une structure Lewis plus stable. (voir image ci-dessous).
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SO2F2, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SO2F2.
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 :