Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure IF5 Lewis a un atome d’iode (I) au centre qui est entouré de cinq atomes de fluor (F). Il existe 5 liaisons simples entre l’atome d’iode (I) et chaque atome de fluor (F). Il y a 3 paires libres sur tous les atomes de fluor (F) et 1 paire libre sur l’atome d’iode (I).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis d’IF5 (pentafluorure d’iode), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis d’ IF5 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis d’IF5.
Étapes de dessin de la structure IF5 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule IF5
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule IF5 (pentafluorure d’iode), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’ atome d’iode ainsi que dans l’atome de fluor.
(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’iode ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans la molécule IF5
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’iode :
L’iode est un élément du groupe 17 du tableau périodique. [1] Par conséquent, les électrons de valence présents dans l’iode sont 7 .
Vous pouvez voir les 7 électrons de valence présents dans l’atome d’iode, comme le montre l’image ci-dessus.
→ Électrons de Valence donnés par l’atome de fluor :
Le fluor est un élément du groupe 17 du tableau périodique. [1] Par conséquent, l’électron de valence présent dans le fluor est 7 .
Vous pouvez voir les 7 électrons de valence présents dans l’atome de fluor comme le montre l’image ci-dessus.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule IF5 = électrons de valence donnés par 1 atome d’iode + électrons de valence donnés par 5 atomes de fluor = 7 + 7(5) = 42 .
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 IF5 (pentafluorure d’iode) et elle contient des atomes d’iode (I) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome d’iode (I) et de l’atome de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité de l’iode (I) et du fluor (F), alors l’ atome d’iode est moins électronégatif .
Ici, l’atome d’iode (I) est l’atome central et les atomes de fluor (F) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant dans la molécule IF5, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome d’iode (I) et les atomes de fluor (F).
Cela indique que l’iode (I) et le fluor (F) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule IF5.
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 IF5, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes de fluor.
Ces atomes de fluor 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 IF5.
La molécule IF5 possède un total de 42 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 40 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons qui restent = 42 – 40 = 2 .
Vous devez mettre ces 2 électrons sur l’atome central d’iode dans le schéma ci-dessus de la molécule IF5.
Passons maintenant 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 Lewis de IF5.
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’iode (I) ainsi que sur les atomes de fluor (F) présents dans la molécule IF5.
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 IF5 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome d’iode (I) :
Électrons de Valence = 7 (car l’iode est dans le groupe 17)
Électrons de liaison = 10
Électrons non liants = 2
Pour l’atome de fluor (F) :
Électrons de Valence = 7 (car le fluor est dans le groupe 17)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 6
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| je | = | 7 | – | 10/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome d’iode (I) ainsi que les atomes de fluor (F) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de IF5 est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de IF5.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de IF5, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de IF5.
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 :