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Énergie

Comment faire un schéma de Lewis ? Représentation et structure

Comment faire un schéma de Lewis ? Représentation et structure

Les schémas de Lewis, également appelées diagramme de points, structures de Lewis ou représentation de Lewis, montrent la liaison entre les atomes d'une molécule et les paires d' électrons existantes. Une structure de Lewis peut être dessinée pour chaque molécule liée de manière covalente, ainsi que pour les composés de coordination.

Les schémas de Lewis portent le nom de Gilbert Newton Lewis, qui les a introduites en 1916.

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Similaires sont les diagrammes utilisés pour représenter une configuration d'électrons en pointillés, où les points représentent les électrons de valence dans des paires isolées. De plus, ils peuvent contenir des lignes représentant des paires partagées dans une liaison chimique (liaisons simples, doubles liaisons, triples liaisons, etc.).

Des lignes sont tracées entre les atomes liés (des paires de points peuvent également être utilisées). Les électrons en excès qui forment des paires isolées sont représentés par des paires de points placés à côté des atomes.

Utilité des schémas de Lewis

Une schéma de Lewis est une représentation graphique qui montre la géométrie moléculaire d'un composé, les liaisons qui se forment entre les molécules et la distance qui les sépare. Ces structures montrent chaque atome et sa position dans la structure de la molécule en utilisant son symbole chimique.

Les modèles de Lewis sont utilisés pour représenter le nombre d'électrons de valence d'un élément qui interagit avec d'autres composants chimiques de la même espèce ou d'une autre espèce en formant des liaisons.

Comment faire un schéma de lewis ?

Un atome central doit être présent pour représenter la représentation de Lewis d'une molécule. Les autres éléments qui constituent la molécule sont représentés autour de l'atome central.

L'atome central doit être le moins électronégatif possible, par exemple le carbone. D'autre part, l'hydrogène - le plus petit élément du tableau périodique - est toujours représenté comme un atome terminal. 

La règle de l'octet

La règle de l'octet est une règle qui stipule que les atomes se lient les uns aux autres afin de compléter leur dernière couche électronique comme les gaz nobles.

Cette règle détermine que les atomes stables ont huit électrons dans leur couche de valence. Souvent, nous pouvons prédire le nombre de liaisons qu'un atome peut former à partir du nombre d'électrons nécessaires pour atteindre un octet en respectant la règle.

Afin d'atteindre cette stabilité, chaque atome doit partager, perdre ou gagner des électrons dans les liaisons chimiques qu'il forme jusqu'à ce qu'il ait les huit électrons requis dans la couche de valence.

En dessinant un diagramme, nous éviterons d'attribuer plus de huit électrons à chaque élément car chaque liaison covalente apporte deux électrons à chaque atome de la liaison.

Par contre il y a aussi la règle du duet: un atome ou un ion est stable si la 1ère couche correspond à la couche externe et comporte deux électrons.

Les électrons de valence

Le nombre total d'électrons représentés dans le modèle de Lewis correspond à la somme des nombres d'électrons de valence de chaque atome. En revanche, les électrons de non-valence isolés ne sont pas représentés.

La valence représentée dans le schéma de Lewis est le nombre d'électrons dans le dernier niveau d'énergie de chaque élément chimique lors de sa configuration électronique.

Une fois les électrons de valence déterminés, il faut les localiser sur le diagramme. Dans le cas des électrons restants, ils peuvent être utilisés pour compléter l'octet de l'atome central. Ensuite, lorsque toutes les paires d'électrons isolées ont été placées, les atomes peuvent ne pas obéir à la règle de l'octet. 

Tous les atomes d'un diagramme doivent être liés. Nous considérons qu'une paire d'électrons dans une représentation de Lewis forme une liaison entre deux atomes. Tout comme nous considérons que deux atomes partagent la même paire de liaisons, l'atome qui avait initialement la paire unique a toujours un octet.

Un doublet électronique est une paire d'électrons situés sur la couche de valence d'un atome.

Une lacune électronique correspond à l'absence d'une paire électronique (pour atteindre 8 électrons de valence).

Un doublet non liant est un doublet d'électrons de valence qui n'est pas impliqué dans une liaison covalente.

Un électron célibataire est un électron qui est seul à occuper une orbitale atomique ou moléculaire, sans former une paire de Lewis.

Exemples de schémas de Lewis

Dans cette section, nous montrons quelques exemples de représentations de Lewis :

Schéma de Lewis du CH2O

Le schéma de Lewis pour CH 2 O a un nombre total d'électrons de valence de 12. Par conséquent, vous aurez besoin d'une double liaison entre les atomes de carbone (C) et d'oxygène (O) pour compléter les octets de tous les atomes de la structure.

Passons en revue nos valences standards :

  • Le carbone a une valence de 4 ; 4 électrons de la couche externe.

  • L'oxygène a une valence de 2; 6 électrons de la couche externe.

  • Enfin, l'hydrogène a une valence de 1 ; 1 enveloppe extérieure d'électrons.

De cela, nous pouvons voir que le carbone sera l'atome central. De plus, nous savons que l'oxygène préfère avoir une liaison en forme de doublet, et donner au carbone une double liaison à l'oxygène nous laisse avec deux électrons externes.

La dernière chose à surveiller est les paires isolées; L'oxygène a quatre électrons non liés laissés dans sa coque externe, il aura donc deux paires isolées.

En rassemblant tout cela, on obtient ceci :

Comment faire un schéma de Lewis ? Représentation et structure

Structure OF 2 Lewis 

Comme la différence d'électronégativité entre le fluor et l'oxygène est faible, il s'agit d'une liaison covalente. 

La structure de OF 2 Lewis est :

structure ch2o lewis

Comme l'oxygène sera l'atome central, et qu'il aura 4 paires d'électrons autour de lui (deux électrons liés et deux non liés), ces paires seront distribuées en tétraèdre.

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Date de publication : 31 août 2022
Dernier examen : 31 août 2022