Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure S2O Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré d’un atome d’oxygène (O) et d’un autre atome de soufre (S). Il existe des doubles liaisons entre les atomes de soufre-soufre et les atomes de soufre-oxygène. Il y a 1 paire libre sur l’atome de soufre central (S) et 2 paires libres sur l’atome d’oxygène (O) et l’atome de soufre externe (S).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure Lewis de S2O, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de S2O .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure Lewis de S2O.
Étapes de dessin de la structure S2O Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule S2O
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule S2O, 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 S2O
→ 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 S2O = électrons de valence donnés par 2 atomes de soufre + électrons de valence donnés par 1 atome d’oxygène = 6(2) + 6 = 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 S2O et elle contient des atomes de soufre (S) et un atome 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 .
Donc ici, l’un des atomes de soufre (S) est l’atome central et l’atome d’oxygène (O) et l’autre atome de soufre (S) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule S2O, vous devez placer les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et les atomes d’oxygène (O).
Cela indique que ces atomes sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule S2O.
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, dans le croquis de la molécule S2O, vous pouvez voir que les atomes externes sont l’atome d’oxygène et l’atome de soufre.
Ces atomes externes d’oxygène et de soufre 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 S2O.
La molécule S2O 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 S2O.
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 de soufre externe afin que l’atome de soufre central 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 central forme un octet car il possède 8 électrons.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure Lewis de S2O 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 S2O.
La stabilité de la structure Lewis peut être vérifiée en utilisant un concept de charge formelle .
Bref, il faut maintenant trouver la charge formelle des atomes de soufre (S) ainsi que de l’atome d’oxygène (O) présents dans la molécule S2O.
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 S2O dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome central 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 externe 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 d’oxygène (O) :
Électrons de Valence = 6 (car l’oxygène est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 6
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| S (central) | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| S (extérieur) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Ô | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome central de soufre (S) a une charge de +1 et que l’atome d’oxygène (O) a une charge de -1 .
Pour cette raison, la structure de Lewis de S2O 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 de S2O devient plus stable.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de S2O, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de S2O.
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 :