Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SO Lewis a un atome de soufre (S) et un atome d’oxygène (O) qui contiennent une double liaison entre eux. Il y a 2 paires libres sur l’atome de soufre (S) ainsi que sur l’atome d’oxygène (O).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure SO Lewis, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de SO .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SO.
Étapes de dessin de la structure SO Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SO
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SO, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans un atome de soufre ainsi que dans un atome d’oxygène.
(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 ainsi que de l’oxygène à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule SO
→ 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SO = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 1 atome d’oxygène = 6 + 6 = 12 .
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 SO. Il n’a que deux atomes, vous pouvez donc sélectionner n’importe lequel d’entre eux comme atome central.
Supposons que l’atome d’oxygène soit un atome central.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule SO, vous devez mettre les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et l’atome d’oxygène (O).
Cela indique que l’atome de soufre (S) et l’atome d’oxygène (O) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule SO.
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 de l’atome externe.
Ici, dans le schéma de la molécule SO, nous avons supposé que l’atome d’oxygène était l’atome central. Le soufre est donc l’atome externe.
Il faut donc rendre l’atome de soufre stable.
Vous pouvez voir dans l’image ci-dessous que l’atome de soufre forme un octet et qu’il est donc stable.
De plus, à l’étape 1, nous avons calculé le nombre total d’électrons de valence présents dans la molécule SO.
La molécule SO possède un total de 12 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 8 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons restants = 12 – 8 = 4 .
Vous devez mettre ces 4 électrons sur l’atome d’oxygène dans le schéma ci-dessus de la molécule SO.
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 d’oxygène central (O) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de cet atome d’oxygène (O), il faut vérifier s’il forme un octet ou non.
Malheureusement, cet atome d’oxygène ne forme pas ici un octet. L’oxygène n’a que 6 électrons et est instable.
Maintenant, pour rendre cet atome d’oxygène stable, vous devez déplacer la paire d’électrons de l’atome de soufre.
Après avoir déplacé cette paire d’électrons, l’atome d’oxygène obtiendra 2 électrons supplémentaires et son total d’électrons deviendra ainsi 8.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome d’oxygène forme un octet.
Et donc cet atome d’oxygène est stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de SO 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 de Lewis de SO.
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 l’atome de soufre (S) et l’atome d’oxygène (O) présents dans la molécule SO.
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 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 = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome d’oxygène (O) :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Ô | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que les atomes de soufre (S) et d’oxygène (O) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de SO est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de SO.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SO, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SO.
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 :