Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure Lewis OH- (ion hydroxyde) a un atome d’oxygène (O) et un atome d’hydrogène (H) qui contiennent une simple liaison entre eux. Il y a 3 paires libres sur l’atome d’oxygène (O). Il y a une charge formelle -1 sur l’atome d’oxygène (O).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis OH- (ion hydroxyde), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis d’ ion OH- .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de l’ion OH-.
Étapes de dessin de la structure OH-Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans l’ion OH
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans un OH- (ion hydroxyde), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans un seul atome d’oxygène ainsi que dans un atome d’hydrogène.
(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’oxygène ainsi que de l’hydrogène à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans l’ion OH-
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’oxygène :
L’oxygène est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [1] 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.
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’hydrogène :
L’hydrogène est un élément du groupe 1 du tableau périodique.[2] 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans l’ion OH- = électrons de valence donnés par 1 atome d’oxygène + électrons de valence donnés par 1 atome d’hydrogène + 1 électron supplémentaire est ajouté en raison de 1 charge négative = 6 + 1 + 1 = 8 .
Étape 2 : Sélectionnez l’atome central
Ici, l’ion donné est l’ion OH-. Il n’a que deux atomes, vous pouvez donc sélectionner n’importe lequel d’entre eux comme atome central.
(Rappelez-vous : si de l’hydrogène est présent dans la molécule donnée, mettez toujours de l’hydrogène à l’extérieur.)
Supposons que l’atome d’oxygène soit un atome central (car nous devons garder l’hydrogène à l’extérieur dans toute structure de Lewis).
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule OH, vous devez mettre les paires d’électrons entre l’atome d’oxygène (O) et l’atome d’hydrogène (H).
Cela indique que l’atome d’oxygène (O) et l’atome d’hydrogène (H) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule OH.
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 OH, nous avons supposé que l’atome d’oxygène était l’atome central. L’hydrogène est donc l’atome externe.
Il faut donc rendre l’atome d’hydrogène stable.
Vous pouvez voir dans l’image ci-dessous que l’atome d’hydrogène forme un duplet et qu’il est donc stable.
De plus, à l’étape 1, nous avons calculé le nombre total d’électrons de valence présents dans l’ion OH-.
L’ion OH- a un total de 8 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 2 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons restants = 8 – 2 = 6 .
Vous devez placer ces 6 électrons sur l’atome d’oxygène dans le schéma ci-dessus de la molécule OH.
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 d’oxygène central (O) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome d’oxygène (O), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome d’oxygène forme un octet. Cela signifie qu’il possède 8 électrons.
Et donc l’atome d’oxygène est stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de OH 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 OH.
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 d’oxygène (O) ainsi que l’atome d’hydrogène (H) présents dans la molécule OH.
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 molécule OH dans l’image ci-dessous.
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’hydrogène (H) :
Électron de Valence = 1 (car l’hydrogène est dans le groupe 1)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 0
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| Ô | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome d’oxygène (O) a une charge de -1 et que l’atome d’hydrogène (H) a une charge de 0 .
Gardons donc ces charges sur les atomes respectifs de la molécule OH.
Cette charge globale -1 sur la molécule OH est représentée dans l’image ci-dessous.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de l’ion OH-, 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 OH-.
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 :