Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure de SO2 Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de deux atomes d’oxygène (O). Il existe 2 doubles liaisons entre l’atome de Soufre (S) et chaque atome d’Oxygène (O). Il y a 2 paires libres sur les atomes d’oxygène (O) et 1 paire libre sur l’atome de soufre (S).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis du SO2 (dioxyde de soufre), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de SO2 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis du SO2.
Étapes de dessin de la structure de Lewis SO2
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SO2
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule de SO2 (dioxyde de soufre), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de soufre ainsi que dans l’atome d’oxygène.
(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 de l’oxygène à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans la molécule SO2
→ 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 d’oxygène :
L’oxygène est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [2] 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SO2 = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 2 atomes d’oxygène = 6 + 6(2) = 18 .
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 SO2 (dioxyde de soufre) et contient des atomes de soufre (S) et des atomes d’oxygène (O).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de soufre (S) et de l’atome d’oxygène (O) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du soufre (S) et de l’oxygène (O), alors l’ atome de soufre est moins électronégatif .
Ici, l’atome de soufre (S) est l’atome central et les atomes d’oxygène (O) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule SO2, vous devez mettre les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et les atomes d’oxygène (O).
Cela indique que le soufre (S) et l’oxygène (O) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule de SO2.
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 SO2, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’oxygène.
Ces atomes d’oxygène 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 SO2.
La molécule SO2 possède un total de 18 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 16 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons restants = 18 – 16 = 2 .
Vous devez placer ces 2 électrons sur l’atome de soufre central dans le schéma ci-dessus de la molécule SO2.
Passons maintenant 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 soufre central (S) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de soufre (S), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Malheureusement, l’atome de soufre ne forme pas ici un octet. Le soufre n’a que 6 électrons et il est instable.
Maintenant, pour rendre cet atome de soufre stable, vous devez déplacer la paire d’électrons de l’atome d’oxygène externe afin que l’atome de soufre puisse avoir 8 électrons (c’est-à-dire un octet).
Après avoir déplacé cette paire d’électrons, l’atome de soufre 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 soufre forme un octet car il possède 8 électrons.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis du SO2 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 du SO2.
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 sur les atomes d’oxygène (O) présents dans la molécule SO2.
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 de liaison et d’électrons non liants pour chaque atome de molécule de SO2 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 = 6
Électrons non liants = 2
Pour l’atome d’oxygène (O) à double liaison :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
Pour l’atome d’oxygène (O) à liaison simple :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 2
Électrons non liants = 6
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| S | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| O (double liaison) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (simple liaison) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’ atome de soufre (S) a une charge de +1 et que l’ atome d’oxygène (O) à simple liaison a une charge de -1 .
Pour cette raison, la structure de Lewis du SO2 obtenue ci-dessus n’est pas stable.
Il faut donc minimiser ces charges en déplaçant les paires d’électrons vers l’atome de soufre.
Après avoir déplacé la paire électronique de l’atome d’oxygène vers l’atome de soufre, la structure de Lewis du SO2 devient plus stable.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SO2, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SO2.
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 :