Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure CF2S Lewis a un atome de carbone (C) au centre qui est entouré de deux atomes de fluor (F) et d’un atome de soufre (S). Il existe une double liaison entre les atomes de carbone (C) et de soufre (S) et une simple liaison entre les atomes de carbone (C) et de fluor (F).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure Lewis de CF2S, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de CF2S .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure Lewis de CF2S.
Étapes de dessin de la structure CF2S Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule CF2S
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule CF2S, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de carbone, l’atome de soufre ainsi que 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 du carbone, du soufre ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule CF2S
→ Électrons de Valence donnés par l’atome de carbone :
Le carbone est un élément du groupe 14 du tableau périodique. [1] 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 de fluor :
Le fluor est un élément du groupe 17 du tableau périodique. [2] 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.
→ Électrons de valence donnés par l’atome de soufre :
Le soufre est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [3] 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule CF2S = électrons de valence donnés par 1 atome de carbone + électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 2 atomes de fluor = 4 + 6 + 7(2) = 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.
Maintenant, ici, la molécule donnée est CF2S et contient un atome de carbone (C), un atome de soufre (S) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de carbone (C), de l’atome de soufre (S) et des atomes de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité de l’atome de carbone (C), de l’atome de soufre (S) et des atomes de fluor (F), alors l’ atome de carbone est moins électronégatif .
Ici, l’atome de carbone est l’atome central et les atomes de soufre et de fluor sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule CF2S, vous devez mettre les paires d’électrons entre les atomes de carbone (C) et de soufre (S) et entre les atomes de carbone (C) et de fluor (F).
Cela indique que ces atomes sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule CF2S.
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 CF2S, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes de soufre et des atomes de fluor.
Ces atomes de soufre et de fluor 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 CF2S.
La molécule CF2S possède un total de 24 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus de CF2S.
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. 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 de soufre 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 Lewis de CF2S 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 Lewis de CF2S.
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 carbone (C), de soufre (S) ainsi que de fluor (F) présents dans la molécule CF2S.
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 CF2S dans l’image ci-dessous.
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 de Soufre (S) :
Électrons de Valence = 6 (car le soufre est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome de fluor (F) :
Électron 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 | ||
| C | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que les atomes de carbone (C), de soufre (S) ainsi que de fluor (F) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de CF2S est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de CF2S.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de CF2S, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de CF2S.
(Remarque : à l’étape 5, si nous avions déplacé la paire d’électrons de l’atome de fluor, alors il y aurait des charges +1 et -1 respectivement sur le fluor et le soufre. Mais ici, nous déplaçons la paire d’électrons de l’atome de soufre, ce qui donne le structure plus stable (ayant des charges « nulles » sur tous les atomes.))
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 :