Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SO4 2- Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de quatre atomes d’oxygène (O). Il y a 2 liaisons simples et 2 doubles liaisons entre l’atome de Soufre (S) et chaque atome d’Oxygène (O). Il y a 2 paires libres sur les atomes d’oxygène à double liaison (O) et 3 paires libres sur les atomes d’oxygène à simple liaison (O).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de SO4 2-Lewis, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de l’ion SO4 2- Lewis .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de l’ion SO4 2- .
Étapes de dessin de SO4 2- structure de Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion SO4 2
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion SO4 2-, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de soufre ainsi que dans 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 du soufre ainsi que de l’oxygène à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans l’ion SO4 2
→ 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 SO4 2- ion = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 4 atomes d’oxygène + 2 électrons supplémentaires sont ajoutés en raison de 2 charges négatives = 6 + 6(4) + 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, l’ion donné est l’ion SO4 2- et il contient des atomes de soufre (S) et des atomes d’oxygène (O).
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 les atomes d’oxygène (O) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule SO4, vous devez mettre les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et les atomes d’oxygène (O).
Cela indique que le soufre (S) et l’oxygène (O) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule SO4.
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 SO4, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’oxygène.
Ces atomes d’oxygène 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 SO4 2- .
L’ion SO4 2- 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 : 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 l’ion SO4 2- .
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) ainsi que sur les atomes d’oxygène (O) présents dans la molécule SO4.
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 SO4 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
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| S | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| Ô | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
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 tous les atomes d’oxygène ont une charge de -1 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule SO4.
L’image ci-dessus montre que la structure de Lewis du SO4 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 électronique de l’atome 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).
Il reste deux charges -ve sur les atomes d’oxygène, ce qui donne une charge formelle -2 sur la molécule SO4.
Cette charge globale -2 sur la molécule SO4 est représentée dans l’image ci-dessous.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de l’ion SO4 2-, 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 SO4 2-.
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 :