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 de SiF4 a un atome de silicium (Si) au centre qui est entouré de quatre atomes de fluor (F). Il existe 4 liaisons simples entre l’atome de Silicium (Si) et chaque atome de Fluor (F). Il y a 3 paires libres sur les quatre atomes de fluor (F).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure Lewis de SiF4, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de SiF4 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SiF4.
Étapes de dessin de la structure SiF4 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SiF4
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule SiF4, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de silicium 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 silicium ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans la molécule SiF4
→ Électrons de valence donnés par l’atome de silicium :
Le silicium est un élément du groupe 14 du tableau périodique. [1] Par conséquent, les électrons de valence présents dans le silicium sont 4 .
Vous pouvez voir les 4 électrons de valence présents dans l’atome de silicium, 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 SiF4 = électrons de valence donnés par 1 atome de silicium + électrons de valence donnés par 4 atomes de fluor = 4 + 7(4) = 32 .
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 SiF4 et elle contient des atomes de silicium (Si) et des atomes de fluor (F).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de silicium (Si) et de l’atome de fluor (F) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du silicium (Si) et du fluor (F), alors l’ atome de silicium est moins électronégatif .
Ici, l’atome de silicium (Si) 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 SiF4, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome de silicium (Si) et les atomes de fluor (F).
Cela indique que le silicium (Si) et le fluor (F) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule SiF4.
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 SiF4, 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 SiF4.
La molécule SiF4 possède un total de 32 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus de SiF4.
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
Dans cette étape, vous devez vérifier si l’atome central de silicium (Si) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de silicium (Si), il faut vérifier s’il forme ou non un octet.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome de silicium forme un octet. Cela signifie qu’il possède 8 électrons.
Et donc l’atome central de silicium est stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure Lewis de SiF4 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 SiF4.
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 silicium (Si) ainsi que les atomes de fluor (F) présents dans la molécule SiF4.
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 SiF4 dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome de silicium (Si) :
Électrons de Valence = 4 (car le silicium est dans le groupe 14)
Électrons de liaison = 8
Électrons non liants = 0
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 | ||
| Si | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome de silicium (Si) ainsi que l’atome de fluor (F) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de SiF4 est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de SiF4.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SiF4, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SiF4.
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 :