Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure HCO3-Lewis a un atome de carbone (C) au centre qui est entouré de deux atomes d’oxygène (O) et d’un groupe OH. Il y a 1 double liaison entre l’atome de carbone (C) et l’atome d’oxygène (O) et le reste des autres atomes a une simple liaison. Il y a une charge formelle -1 sur l’atome d’oxygène simple lié (O).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure HCO3-Lewis, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de l’ion HCO3-Lewis .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de l’ion HCO3-.
Étapes de dessin de la structure HCO3-Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion HCO3-
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans un ion HCO3-, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome d’hydrogène, l’atome de carbone 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 carbone ainsi que de l’oxygène à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans l’ion HCO3-
→ 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 carbone :
Le carbone est un élément du groupe 14 du tableau périodique. [2] Par conséquent, les électrons de valence présents dans le carbone sont 4 .
Vous pouvez voir les 4 électrons de valence présents dans l’atome de carbone, 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 HCO3- = électrons de valence donnés par 1 atome d’hydrogène + électrons de valence donnés par 1 atome de carbone + électrons de valence donnés par 3 atomes d’oxygène + 1 électron supplémentaire est ajouté en raison de 1 charge négative = 1 + 4 + 6 (3 ) + 1 = 24 .
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, la molécule donnée est HCO3- et elle contient un atome d’hydrogène (H), un atome de carbone (C) 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 carbone (C) et de l’atome d’oxygène (O) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du carbone (C) et de l’oxygène (O), alors l’ atome de carbone est moins électronégatif .
Ici, l’atome de carbone (C) est l’atome central et les atomes d’oxygène (O) sont l’atome extérieur.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule HCO3, vous devez placer les paires d’électrons entre les atomes d’oxygène (O) et d’hydrogène (H) et entre les atomes d’oxygène (O) et de carbone (C).
Cela indique que ces atomes sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule HCO3.
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 HCO3, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’hydrogène et 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 HCO3-.
L’ion HCO3- a un total de 24 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 de carbone central.
Alors maintenant, passons 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 de carbone central (C) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de carbone (C), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Malheureusement, l’atome de carbone ne forme pas ici un octet. Le carbone n’a que 6 électrons et il est instable.
Maintenant, pour rendre cet atome de carbone stable, vous devez déplacer la paire d’électrons de l’atome d’oxygène externe afin que l’atome de carbone puisse avoir 8 électrons (c’est-à-dire un octet).
Après avoir déplacé cette paire d’électrons, l’atome de carbone central recevra 2 électrons supplémentaires et son total d’électrons deviendra ainsi 8.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome de carbone forme un octet car il possède 8 électrons.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis ci-dessus 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 HCO3.
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 carbone (C) ainsi que d’oxygène (O) présents dans la molécule HCO3.
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 HCO3 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 carbone (C) :
Électrons de Valence = 4 (car le carbone est dans le groupe 14)
Électrons de liaison = 8
Électrons non liants = 0
Pour l’atome d’oxygène (O) à double liaison :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome d’oxygène (O) gauche à simple liaison :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome d’oxygène (O) droit à simple liaison :
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 | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| C | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| O (double liaison) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (simple liaison, gauche) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (simple liaison, à droite) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome d’oxygène à liaison unique (qui se trouve sur le côté droit) a une charge de -1 et que les autres atomes ont une charge de 0 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule HCO3.
Cette charge globale -1 sur la molécule HCO3 est représentée dans l’image ci-dessous.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de l’ion HCO3-, 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 HCO3-.
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 :