Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SeS2 Lewis a un atome de sélénium (Se) au centre qui est entouré de deux atomes de soufre (S). Il existe 2 doubles liaisons entre l’atome de Sélénium (Se) et chaque atome de Soufre (S). Il y a 2 paires libres sur les atomes de soufre (S) et 1 paire libre sur l’atome de sélénium (Se).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure Lewis de SeS2, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de SeS2 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SeS2.
Étapes de dessin de la structure SeS2 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SeS2
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule SeS2, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de sélénium ainsi que dans l’atome de soufre.
(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 sélénium ainsi que du soufre à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule SeS2
→ Électrons de Valence donnés par l’atome de sélénium :
Le sélénium est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [1] Par conséquent, les électrons de valence présents dans le sélénium sont 6 .
Vous pouvez voir les 6 électrons de valence présents dans l’atome de sélénium, comme le montre l’image ci-dessus.
→ Électrons de valence donnés par l’atome de soufre :
Le soufre est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [2] 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SeS2 = électrons de valence donnés par 1 atome de sélénium + électrons de valence donnés par 2 atomes de soufre = 6 + 6(2) = 18 .
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 SeS2 et elle contient des atomes de sélénium (Se) et des atomes de soufre (S).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de sélénium (Se) et de l’atome de soufre (S) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du sélénium (Se) et du soufre (S), alors l’ atome de sélénium est moins électronégatif .
Ici, l’atome de sélénium (Se) est l’atome central et les atomes de soufre (S) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant dans la molécule SeS2, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome de sélénium (Se) et les atomes de soufre (S).
Cela indique que le sélénium (Se) et le soufre (S) sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule SeS2.
Étape 4 : Rendre les atomes externes stables. Placez la paire d’électrons de valence restante sur l’atome central.
Dans cette étape, vous devez vérifier la stabilité des atomes externes.
Ici, sur le croquis de la molécule SeS2, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes de soufre.
Ces atomes de soufre 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 la molécule SeS2.
La molécule SeS2 possède un total de 18 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 16 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons restants = 18 – 16 = 2 .
Vous devez placer ces 2 électrons sur l’atome central de sélénium dans le schéma ci-dessus de la molécule SeS2.
Passons maintenant à l’étape suivante.
Étape 5 : Vérifiez l’octet sur l’atome central. S’il n’a pas d’octet, déplacez la paire isolée pour former une double liaison ou une triple liaison.
Dans cette étape, vous devez vérifier si l’atome central de sélénium (Se) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de sélénium (Se), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Malheureusement, l’atome de sélénium ne forme pas ici un octet. Le sélénium ne possède que 6 électrons et est instable.
Maintenant, pour rendre cet atome de sélénium stable, vous devez déplacer la paire d’électrons de l’atome de soufre externe afin que l’atome de sélénium puisse avoir 8 électrons (c’est-à-dire un octet).
Après avoir déplacé cette paire d’électrons, l’atome central de sélénium obtiendra 2 électrons supplémentaires et son total d’électrons deviendra ainsi 8.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome de sélénium forme un octet car il possède 8 électrons.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de SeS2 est stable ou non.
Étape 6 : 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 SeS2.
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 de sélénium (Se) ainsi que des atomes de soufre (S) présents dans la molécule SeS2.
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 SeS2 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome de Sélénium (Se) :
Électrons de Valence = 6 (car le sélénium est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 6
Électrons non liants = 2
Pour l’atome de soufre (S) à double liaison :
Électrons de Valence = 6 (car le soufre est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome de soufre (S) à simple liaison :
Électrons de Valence = 6 (car le soufre est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 6
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| Se | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| S (double liaison) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| S (simple liaison) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
D’après les calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome de sélénium (Se) a une charge de +1 et que l’atome de soufre (S) à simple liaison a une charge de -1 .
Pour cette raison, la structure de Lewis de SeS2 obtenue ci-dessus n’est pas stable.
Il faut donc minimiser ces charges en déplaçant les paires d’électrons vers l’atome de sélénium.
Après avoir déplacé la paire électronique de l’atome de soufre vers l’atome de sélénium, la structure de Lewis de SeS2 devient plus stable.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SeS2, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SeS2.
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 :