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 du HF (fluorure d’hydrogène) comporte un atome d’hydrogène (H) et un atome de fluor (F) qui contiennent une simple liaison entre eux. Il y a 3 paires libres sur l’atome de fluor (F).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis de HF (fluorure d’hydrogène), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de HF .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de HF.
Étapes de dessin de la structure HF Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule HF
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule HF (fluorure d’hydrogène), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans un seul atome d’hydrogène 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 de l’hydrogène ainsi que du fluor à l’aide d’un tableau périodique .
Total des électrons de valence dans la molécule HF
→ Électrons de Valence donnés par l’atome d’hydrogène :
L’hydrogène est un élément du groupe 1 du tableau périodique. [1] Par conséquent, l’électron de valence présent dans l’hydrogène est 1 .
Vous pouvez voir qu’un seul électron de valence est présent dans l’atome d’hydrogène, 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 HF = électrons de valence donnés par 1 atome d’hydrogène + électrons de valence donnés par 1 atome de fluor = 1 + 7 = 8 .
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, la molécule donnée est HF (hydrogène fluor). Il n’a que deux atomes, vous pouvez donc sélectionner n’importe lequel d’entre eux comme atome central.
Supposons que l’atome de fluor soit un atome central (car nous devons garder l’hydrogène à l’extérieur dans toute structure de Lewis).
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant, dans la molécule HF, vous devez mettre les paires d’électrons entre l’atome d’hydrogène (H) et l’atome de fluor (F).
Cela indique que l’atome d’hydrogène (H) et l’atome de fluor (F) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule HF.
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 de l’atome externe.
Ici, dans le schéma de la molécule HF, nous avons supposé l’atome de fluor comme atome central. L’hydrogène est donc l’atome externe.
Il faut donc rendre l’atome d’hydrogène stable.
Vous pouvez voir dans l’image ci-dessous que l’atome d’hydrogène forme un duplet et qu’il est donc stable.
De plus, à l’étape 1, nous avons calculé le nombre total d’électrons de valence présents dans la molécule HF.
La molécule HF possède un total de 8 électrons de valence et parmi ceux-ci, seuls 2 électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus.
Donc le nombre d’électrons restants = 8 – 2 = 6 .
Vous devez mettre ces 6 électrons sur l’atome de fluor dans le schéma ci-dessus de la molécule HF.
Passons maintenant à l’étape suivante.
Étape 5 : Vérifiez l’octet sur l’atome central
Dans cette étape, vous devez vérifier si l’atome central de fluor (F) est stable ou non.
Afin de vérifier la stabilité de l’atome central de fluor (F), nous devons vérifier s’il forme un octet ou non.
Vous pouvez voir sur l’image ci-dessus que l’atome de fluor forme un octet. Cela signifie qu’il possède 8 électrons.
Et donc l’atome central de fluor est stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de HF 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 de HF.
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 d’hydrogène (H) ainsi que les atomes de fluor (F) présents dans la molécule HF.
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 HF dans l’image ci-dessous.
Pour l’atome d’hydrogène (H) :
Électron de Valence = 1 (car l’hydrogène est dans le groupe 1)
Électrons de liaison = 2
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 | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’ atome d’hydrogène (H) ainsi que l’atome de fluor (F) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de HF est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de HF.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de HF, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de HF.
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 :