Vous avez donc déjà vu l’image ci-dessus, n’est-ce pas ?
Laissez-moi vous expliquer brièvement l’image ci-dessus.
La structure SiS2 Lewis a un atome de silicium (Si) au centre qui est entouré de deux atomes de soufre (S). Il existe 2 doubles liaisons entre l’atome de Silicium (Si) et chaque atome de Soufre (S). Il y a 2 paires libres sur les deux atomes de soufre (S).
Si vous n’avez rien compris de l’image ci-dessus de la structure de Lewis de SiS2 (disulfure de silicium), alors restez avec moi et vous obtiendrez l’explication détaillée étape par étape sur le dessin d’une structure de Lewis de SiS2 .
Passons donc aux étapes de dessin de la structure de Lewis de SiS2.
Étapes de dessin de la structure SiS2 Lewis
Étape 1 : Trouver le nombre total d’électrons de valence dans la molécule SiS2
Afin de trouver le nombre total d’électrons de valence dans une molécule de SiS2 (disulfure de silicium), vous devez tout d’abord connaître les électrons de valence présents dans l’atome de silicium ainsi que dans l’atome de soufre.
(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 soufre à l’aide d’un tableau périodique.
Total des électrons de valence dans la molécule SiS2
→ 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 soufre :
Le soufre est un élément du groupe 16 du tableau périodique. [2] 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.
Ainsi,
Total des électrons de valence dans la molécule SiS2 = électrons de valence donnés par 1 atome de silicium + électrons de valence donnés par 2 atomes de soufre = 4 + 6(2) = 16 .
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 SiS2 (disulfure de silicium) et contient des atomes de silicium (Si) et des atomes de soufre (S).
Vous pouvez voir les valeurs d’électronégativité de l’atome de silicium (Si) et de l’atome de soufre (S) dans le tableau périodique ci-dessus.
Si l’on compare les valeurs d’électronégativité du silicium (Si) et du soufre (S), alors l’ atome de silicium est moins électronégatif .
Ici, l’atome de silicium (Si) est l’atome central et les atomes de soufre (S) sont les atomes extérieurs.
Étape 3 : Connectez chaque atome en plaçant une paire d’électrons entre eux
Maintenant dans la molécule SiS2, il faut mettre les paires d’électrons entre l’atome de silicium (Si) et les atomes de soufre (S).
Cela indique que le silicium (Si) et le soufre (S) sont chimiquement liés l’un à l’autre dans une molécule SiS2.
Étape 4 : Rendre les atomes externes stables
Dans cette étape, vous devez vérifier la stabilité des atomes externes.
Ici, sur le schéma de la molécule SiS2, vous pouvez voir que les atomes externes sont des atomes de soufre.
Ces atomes de soufre 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 SiS2.
La molécule SiS2 possède un total de 16 électrons de valence et tous ces électrons de valence sont utilisés dans le schéma ci-dessus de SiS2.
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. 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 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.
Malheureusement, l’atome de silicium ne forme pas ici un octet. Le silicium n’a que 4 électrons et est instable.
Maintenant, pour rendre cet atome de silicium stable, vous devez déplacer la paire d’électrons de l’atome de soufre externe afin que l’atome de silicium puisse avoir 8 électrons (c’est-à-dire un octet).
Mais après avoir déplacé une paire d’électrons, l’atome de silicium ne forme toujours pas d’octet puisqu’il ne possède que 6 électrons.
Encore une fois, nous devons déplacer une paire d’électrons supplémentaire de l’autre atome de soufre.
Après avoir déplacé cette paire d’électrons, l’atome de silicium 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 silicium forme un octet.
L’atome de silicium est donc stable.
Passons maintenant à la dernière étape pour vérifier si la structure de Lewis de SiS2 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 SiS2.
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 soufre (S) présents dans la molécule SiS2.
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 SiS2 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 Soufre (S) :
Électrons de Valence = 6 (car le soufre est dans le groupe 16)
Électrons de liaison = 4
Électrons non liants = 4
| Accusation formelle | = | électrons de valence | – | (Electrons de liaison)/2 | – | Électrons non liants | ||
| Si | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
À partir des calculs de charge formelle ci-dessus, vous pouvez voir que l’atome de silicium (Si) ainsi que l’atome de soufre (S) ont une charge formelle « nulle » .
Cela indique que la structure de Lewis ci-dessus de SiS2 est stable et qu’il n’y a aucun autre changement dans la structure ci-dessus de SiS2.
Dans la structure de points de Lewis ci-dessus de SiS2, vous pouvez également représenter chaque paire d’électrons de liaison (:) comme une liaison simple (|). Ce faisant, vous obtiendrez la structure de Lewis suivante de SiS2.
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 :