Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure HSO4-Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de trois atomes d’oxygène (O) et d’un groupe OH. Deux atomes d’oxygène (O) sont doublement liés à l’atome de soufre (S) et l’autre atome d’oxygène (O) et le groupe OH sont liés simplement à l’atome de soufre (S). L’atome d’oxygène à liaison unique a une charge formelle de -1.
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure HSO4-lewis, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de HSO4-ion .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de l’ion HSO4-.
Étapes de dessin de la structure HSO4-Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion HSO4-
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion HSO4-, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome d’hydrogène, l’atome de soufre ainsi que l’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 de l’hydrogène, du soufre ainsi que de l’oxygène à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans l’ion HSO4-
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’hydrogène :
L’hydrogène est un élément du groupe 1 du tableau périodique. [1] Par conséquent, l’électron de valence présent dans l’hydrogène est 1 .
Vous pouvez voir qu’un seul électron de valence est présent dans l’atome d’hydrogène, 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.
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’oxygène :
L’oxygène est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [3] 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 l’ion HSO4- = électrons de valence donnés par 1 atome d’hydrogène + électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 4 atomes d’oxygène + 1 électron supplémentaire est ajouté en raison de 1 charge négative = 1 + 6 + 6 (4 ) + 1 = 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.
(Rappelez-vous : si de l’hydrogène est présent dans la molécule donnée, mettez toujours de l’hydrogène à l’extérieur.)
Maintenant, ici, l’ion donné est l’ion HSO4- et il contient un atome d’hydrogène (H), un atome de soufre (S) et des atomes d’oxygène (O).
Donc, conformément à la règle, nous devons garder l’hydrogène à l’extérieur.
Maintenant, vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de soufre (S) et de l’atome d’oxygène (O) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du soufre (S) et de l’oxygène (O), alors l’atome de soufre est moins électronégatif.
Ici, l’atome de soufre (S) est l’atome central et l’atome d’oxygène (O) est l’atome extérieur.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule HSO4, vous devez placer les paires d’électrons entre les atomes de soufre (S) et d’oxygène (O) et entre les atomes d’oxygène (O) et d’hydrogène (H).
Cela indique que ces atomes sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule HSO4.
Étape 4 : Rendre les atomes externes stables
Dans cette étape, vous devez vérifier la stabilité des atomes externes.
Ici, dans le croquis de la molécule HSO4, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’hydrogène et des atomes d’oxygène.
Ces atomes d’hydrogène et d’oxygène forment respectivement un duplet et 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 HSO4.
L’ion HSO4 a 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 : Vérifiez l’octet sur l’atome central
Dans cette étape, vous devez vérifier si l’atome de soufre central (S) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de soufre (S), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome de soufre forme un octet. Cela signifie qu’il possède 8 électrons.
Et donc l’atome central de soufre est stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de HSO4 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 HSO4.
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 d’hydrogène (H), de soufre (S) ainsi que d’oxygène (O) présents dans la molécule HSO4.
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 HSO4 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome d’hydrogène (H) :
Électron de Valence = 1 (car l’hydrogène est dans le groupe 1)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 0
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 d’oxygène (O) (du groupe OH) :
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 | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| Ô | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| O (du groupe OH) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 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 trois atomes d’oxygène ont une charge de -1 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule HSO4.
La structure de Lewis ci-dessus de HSO4 n’est pas stable. Nous devons donc minimiser ces charges en déplaçant les paires d’électrons des atomes d’oxygène vers l’atome de soufre.
Après avoir déplacé les paires d’électrons des atomes d’oxygène vers l’atome de soufre, la charge -1 reste toujours sur l’atome d’oxygène. Cette charge globale -1 sur la molécule HSO4 est représentée dans l’image ci-dessous.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de l’ion HSO4-, 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 HSO4-.
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 :