Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SF6 Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de six atomes de fluor (F). Il existe 6 liaisons simples entre l’atome de Soufre (S) et chaque atome de Fluor (F).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis du SF6 (hexafluorure de soufre), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de SF6 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SF6.
Étapes de dessin de la structure SF6 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SF6
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule de SF6 (hexafluorure de soufre), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de soufre 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 du soufre ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans la molécule SF6
→ 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 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SF6 = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 6 atomes de fluor = 6 + 7(6) = 48 .
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 SF6 (hexafluorure de soufre) et elle contient des atomes de soufre (S) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de soufre (S) et de l’atome de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du soufre (S) et du fluor (F), alors l’ atome de soufre est moins électronégatif .
Ici, l’atome de soufre (S) 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 SF6, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et les atomes de fluor (F).
Cela indique que le soufre (S) et le fluor (F) sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule SF6.
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 SF6, 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 SF6.
La molécule SF6 possède un total de 48 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus de SF6.
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 Lewis de SF6.
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 les atomes de fluor (F) présents dans la molécule SF6.
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 SF6 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 = 12
Électrons non liants = 0
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 | ||
| S | = | 6 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’ atome de soufre (S) ainsi que l’atome de fluor (F) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de SF6 est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de SF6.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SF6, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SF6.
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 :