Comment dessiner une structure de Lewis (exception de règle d'octet)

Les structures de points de Lewis sont utiles pour prédire la géométrie d'une molécule. Parfois, l'un des atomes de la molécule ne suit pas la règle d'octet pour disposer des paires d'électrons autour d'un atome. Cet exemple utilise les étapes décrites dans Comment dessiner une structure de Lewis pour dessiner une structure de Lewis d'une molécule où un atome est une exception à la règle d'octet.

Examen du comptage d'électrons

Le nombre total d'électrons montrés dans une structure de Lewis est la somme des électrons de valence de chaque atome. N'oubliez pas: les électrons de non valence ne sont pas représentés. Une fois le nombre d'électrons de valence déterminé, voici la liste des étapes normalement suivies pour placer les points autour des atomes:

Reliez les atomes par des liaisons chimiques simples.
Le nombre d'électrons à placer est t-2n, où t est le nombre total d'électrons et n est le nombre de liaisons simples. Placez ces électrons en paires isolées, en commençant par les électrons externes (en plus de l'hydrogène) jusqu'à ce que tous les électrons externes aient 8 électrons. Placez d'abord les paires isolées sur la plupart des atomes électronégatifs.
Une fois les paires isolées placées, les atomes centraux peuvent manquer d'un octet. Ces atomes forment une double liaison. Déplacer une paire solitaire pour former la deuxième liaison.
Question:
Dessinez la structure de Lewis de la molécule avec la formule moléculaire ICl₃.
Solution:
Étape 1: trouver le nombre total d'électrons de valence.
L'iode a 7 électrons de valence
Le chlore a 7 électrons de valence
Electrons de valence totaux = 1 iode (7) + 3 chlore (3 x 7)
Electrons de valence totaux = 7 + 21
Electrons de valence totaux = 28
Étape 2: Trouvez le nombre d'électrons nécessaires pour rendre les atomes «heureux»
L'iode a besoin de 8 électrons de valence
Le chlore a besoin de 8 électrons de valence
Les électrons de valence totaux doivent être "heureux" = 1 iode (8) + 3 chlore (3 x 8)
Electrons de valence totaux pour être "heureux" = 8 + 24
Electrons de valence totaux pour être "heureux" = 32
Étape 3: déterminer le nombre de liaisons dans la molécule.
nombre de liaisons = (Étape 2 - Étape 1) / 2
nombre d'obligations = (32 - 28) / 2
nombre d'obligations = 4/2
nombre de liaisons = 2
Voici comment identifier une exception à la règle d'octet. Il n'y a pas assez de liaisons pour le nombre d'atomes dans la molécule. ICl₃ devrait avoir trois liaisons pour relier les quatre atomes ensemble. Étape 4: choisissez un atome central.
Les halogènes sont souvent les atomes externes d'une molécule. Dans ce cas, tous les atomes sont des halogènes. L'iode est le moins électronégatif des deux éléments. Utilisez l'iode comme atome central.
Étape 5: dessinez une structure squelettique.
Puisque nous n'avons pas assez de liaisons pour connecter les quatre atomes ensemble, connectez l'atome central aux trois autres avec trois liaisons simples.
Étape 6: placez des électrons autour des atomes extérieurs.
Complétez les octets autour des atomes de chlore. Chaque chlore devrait obtenir six électrons pour compléter ses octets.
Étape 7: placez les électrons restants autour de l'atome central.
Placez les quatre électrons restants autour de l'atome d'iode pour terminer la structure. La structure terminée apparaît au début de l'exemple.

Limitations des structures de Lewis

Les structures de Lewis sont apparues pour la première fois au début du XXe siècle, lorsque la liaison chimique était mal connue. Les diagrammes de points électroniques aident à illustrer la structure électronique des molécules et la réactivité chimique. Leur utilisation reste populaire auprès des enseignants en chimie introduisant le modèle de liaison de valence des liaisons chimiques et ils sont souvent utilisés en chimie organique, où le modèle de liaison de valence est largement approprié.

Cependant, dans les domaines de la chimie inorganique et de la chimie organométallique, les orbitales moléculaires délocalisées sont courantes et les structures de Lewis ne prédisent pas avec précision le comportement. Bien qu'il soit possible de dessiner une structure de Lewis pour une molécule connue empiriquement pour contenir des électrons non appariés, l'utilisation de ces structures conduit à des erreurs d'estimation de la longueur de liaison, des propriétés magnétiques et de l'aromaticité. Des exemples de ces molécules comprennent l'oxygène moléculaire (O₂), l'oxyde nitrique (NO) et le dioxyde de chlore (ClO₂).

Bien que les structures de Lewis aient une certaine valeur, le lecteur est avisé que la théorie des liaisons de valence et la théorie des orbitales moléculaires décrivent mieux le comportement des électrons de la coquille de valence.

Sources

Lever, A. B. P. (1972). "Lewis Structures and the Octet Rule. Une procédure automatique pour écrire des formes canoniques." J. Chem. Educ. 49 (12): 819. doi: 10.1021 / ed049p819
Lewis, G.N. (1916). "L'Atome et la Molécule." Confiture. Chem. Soc. 38 (4): 762-85. doi: 10.1021 / ja02261a002
Miessler, G.L .; Tarr, D.A. (2003). Inorganic Chemistry (2e éd.). Pearson Prentice-Hall. ISBN 0-13-035471-6.
Zumdahl, S. (2005). Principes chimiques. Houghton-Mifflin. ISBN 0-618-37206-7.

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