Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SI6 Lewis a un atome de soufre (S) au centre qui est entouré de six atomes d’iode (I). Il existe 6 liaisons simples entre l’atome de soufre (S) et chaque atome d’iode (I).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure Lewis de SI6, alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure Lewis de SI6 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SI6.
Étapes de dessin de la structure SI6 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SI6
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule SI6, vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de soufre ainsi que dans l’atome d’iode.
(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’iode à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule SI6
→ 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’iode :
L’iode est un élément du groupe 17 du tableau périodique. [2] Par conséquent, les électrons de valence présents dans l’iode sont 7 .
Vous pouvez voir les 7 électrons de valence présents dans l’atome d’iode, comme le montre l’image ci-dessus.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SI6 = électrons de valence donnés par 1 atome de soufre + électrons de valence donnés par 6 atomes d’iode = 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 SI6 et contient des atomes de soufre (S) et d’iode (I).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de soufre (S) et de l’atome d’iode (I) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si nous comparons les valeurs d’électronégativité du soufre (S) et de l’iode (I), alors l’ atome de soufre est moins électronégatif .
Ici, l’atome de soufre (S) est l’atome central et les atomes d’iode (I) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant dans la molécule SI6, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome de soufre (S) et les atomes d’iode (I).
Cela indique que le soufre (S) et l’iode (I) sont chimiquement liés les uns aux autres dans une molécule SI6.
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 SI6, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes d’iode.
Ces atomes d’iode 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 SI6.
La molécule SI6 a un total de 48 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus de SI6.
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 SI6.
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 d’iode (I) présents dans la molécule SI6.
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 SI6 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 d’iode (I) :
Électrons de Valence = 7 (car l’iode 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 |
| je | = | 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 d’iode (I) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de SI6 est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de SI6.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SI6, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SI6.
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 :