CHEM 1305 introduction à la chimie

objectifs D’apprentissage

à la fin de cette section, vous pourrez:

  • écrire des symboles de Lewis pour les atomes et les ions neutres
  • dessiner des structures de Lewis représentant la liaison dans des molécules simples

forme entre atomes et/ou ions. Dans tous les cas, ces liaisons impliquent le partage ou le transfert d’électrons de la coquille de valence entre les atomes., Dans cette section, nous allons explorer la méthode typique pour représenter les électrons de la coquille de valence et les liaisons chimiques, à savoir les symboles de Lewis et les structures de Lewis.

symboles de Lewis

Nous utilisons des symboles de Lewis pour décrire les configurations électroniques de valence des atomes et des ions monatomiques. Un Lewis symbole est constitué d’un symbole élémentaire entouré par un point pour chacun de ses électrons de valence:

la Figure 1 montre l’Lewis symboles pour les éléments de la troisième période du tableau périodique.

la Figure 1., Lewis symboles illustrant le nombre d’électrons de valence pour chaque élément de la troisième période du tableau périodique.

Lewis symboles peuvent également être utilisés pour illustrer la formation de cations à partir d’atomes, comme ici pour le sodium et le calcium:de Même, ils peuvent être utilisés pour montrer la formation d’anions à partir d’atomes, comme indiqué ci-dessous pour le chlore et le soufre:Figure 2 illustre l’utilisation de Lewis des symboles pour montrer le transfert d’électrons lors de la formation de composés ioniques.,

la Figure 2. Les Cations sont formés lorsque les atomes perdent des électrons, représentés par moins de points de Lewis, tandis que les anions sont formés par des atomes gagnant des électrons. Le nombre total d’électrons ne change pas.

structures de Lewis

Nous utilisons également des symboles de Lewis pour indiquer la formation de liaisons covalentes, qui sont représentés dans les structures de Lewis, dessins qui décrivent la liaison dans les molécules et les ions polyatomiques., Par exemple, lorsque deux atomes de chlore forment une molécule de chlore, ils partagent une paire d’électrons:

la structure de Lewis indique que chaque atome Cl a trois paires d’électrons qui ne sont pas utilisées dans la liaison (appelées paires solitaires) et une paire d’électrons partagée (écrite entre les atomes). Un tiret (ou ligne) est parfois utilisé pour indiquer une paire partagée d’électrons:

Une seule et même paire d’électrons est appelé un simple bond., Chaque atome Cl interagit avec huit électrons de valence: les six dans les paires solitaires et les deux dans la liaison unique.

la règle de L’Octet

Les autres molécules halogènes (F2, Br2, I2 et At2) forment des liaisons comme celles de la molécule de chlore: une seule liaison entre les atomes et trois paires d’électrons par atome. Cela permet à chaque atome d’halogène d’avoir une configuration d’électrons de gaz noble. La tendance des atomes du groupe principal à former suffisamment de liaisons pour obtenir huit électrons de valence est connue sous le nom de règle de l’octet.,

le nombre de liaisons qu’un atome peut former peut souvent être prédit à partir du nombre d’électrons nécessaires pour atteindre un octet (huit électrons de valence); cela est particulièrement vrai pour les non-métaux de la deuxième période du tableau périodique (C, N, O et F). Par exemple, chaque atome d’un élément du groupe 14 a quatre électrons dans sa coquille la plus externe et nécessite donc quatre électrons supplémentaires pour atteindre un octet. Ces quatre électrons peuvent être obtenus en formant quatre liaisons covalentes, comme illustré ici pour le carbone dans le CCl4 (tétrachlorure de carbone) et le silicium dans le SiH4 (silane)., Parce que l’hydrogène n’a besoin que de deux électrons pour remplir sa coquille de valence, c’est une exception à la règle de l’octet. Les éléments de transition et les éléments de transition internes ne suivent pas non plus la règle de l’octet:

Les éléments du Groupe 15 tels que l’azote ont cinq électrons de valence dans le symbole de Lewis atomique: une paire solitaire et trois électrons non appariés. Pour obtenir un octet, ces atomes forment trois liaisons covalentes, comme dans le NH3 (ammoniac)., L’oxygène et les autres atomes du groupe 16 obtiennent un octet en formant deux liaisons covalentes:

liaisons doubles et triples

Comme mentionné précédemment, lorsqu’une paire d’atomes partage une paire d’électrons, nous appelons cela une liaison unique. Cependant, une paire d’atomes peut avoir besoin de partager plus d’une paire d’électrons afin d’atteindre l’octet requis.,double liaison se forme lorsque deux paires d’électrons sont partagées entre une paire d’atomes, comme entre les atomes de carbone et d’oxygène dans CH2O (formaldéhyde) et entre les deux atomes de carbone dans C2H4 (éthylène):

une triple liaison se forme lorsque trois paires d’électrons sont partagées par une paire d’atomes, comme dans le monoxyde de carbone (CO) et l’ion cyanure (CN–):

écrire des structures de Lewis avec la règle de l’octet

pour des molécules et des ions moléculaires très simples, nous pouvons écrire les structures de Lewis en appariant simplement les électrons non appariés sur les atomes constitutifs., Voir ces exemples:

pour les molécules et les ions moléculaires plus complexes, il est utile de suivre la procédure étape par étape décrite ici:

  1. déterminer le nombre total d’électrons de valence (enveloppe extérieure). Pour les cations, soustrayez un électron pour chaque charge positive. Pour les anions, ajoutez un électron pour chaque charge négative.
  2. dessinez une structure squelette de la molécule ou de l’ion, en arrangeant les atomes autour d’un atome central. (Généralement, l’élément le moins électronégatif doit être placé au centre.,) Connectez chaque atome à l’atome central avec une seule liaison (une paire d’électrons).
  3. répartissez les électrons restants sous forme de paires isolées sur les atomes terminaux (sauf l’hydrogène), complétant un octet autour de chaque atome.
  4. placez tous les électrons restants sur l’atome central.
  5. réorganiser les électrons des atomes externes pour faire des liaisons multiples avec l’atome central afin d’obtenir des octets dans la mesure du possible.,

déterminons les structures de Lewis de SiH4, {\text {CHO}}_{2}^{-}, NO+, et OF2 comme exemples en suivant cette procédure:

déterminer le nombre total d’électrons de valence (enveloppe extérieure) dans la molécule ou l’ion.

3. Distribuez les électrons restants sous forme de paires isolées sur les atomes terminaux (sauf l’hydrogène) pour compléter leurs coquilles de valence avec un octet d’électrons.

  • Il n’y a pas d’électrons restants sur SiH4, il est donc inchangé:

4. Placez tous les électrons restants sur l’atome central.

5., Réorganiser les électrons des atomes externes pour faire des liaisons multiples avec l’atome central afin d’obtenir des octets dans la mesure du possible.

  • SiH4: Si a déjà un octet, donc rien ne doit être fait.
  • {\text {CHO}}_{2}^{-}: Nous avons distribué les électrons de valence sous forme de paires isolées sur les atomes d’oxygène, mais un atome d’oxygène et un atome de carbone manquent d’octets:
  • NO+: pour cet ion, nous avons ajouté huit électrons de valence, mais aucun atome n’a d’octet., Nous ne pouvons pas ajouter d’autres électrons puisque nous avons déjà utilisé le total que nous avons trouvé à L’Étape 1, nous devons donc déplacer des électrons pour former une liaison multiple:

    cela ne produit toujours pas d’octet, nous devons donc déplacer une autre paire, formant une liaison triple:
  • dans OF2, chaque atome a un octet comme dessiné, donc rien ne change.

exemple 1: écriture des Structures de Lewis

La mission Cassini-Huygens de la NASA a détecté un grand nuage de cyanure d’hydrogène toxique (HCN) sur Titan, l’une des lunes de Saturne., Titan contient également de l’éthane (H3CCH3), de l’acétylène (HCCH) et de l’ammoniac (NH3). Quelles sont les structures de Lewis de ces molécules?

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Etape 1: Calculer le nombre d’électrons de valence.
HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 10
H3CCH3: (1 × 3) + (2 × 4) + (1 × 3) = 14
HCCH: (1 × 1) + (2 × 4) + (1 × 1) = 10
NH3: (5 × 1) + (3 × 1) = 8

l’Étape 2. Dessinez un squelette et connectez les atomes avec des liaisons simples.,H3cch3: il ne reste pas d’électrons
HCCH: quatre électrons placés sur le carbone
NH3: deux électrons placés sur l’azote
Étape 5: si nécessaire, réorganiser les électrons pour former plusieurs liaisons afin d’obtenir un octet sur chaque atome:
HCN: former deux autres liaisons C–N
H3CCH3: tous les atomes ont le nombre correct d’électrons
HCCH: former une triple liaison entre les deux atomes de carbone
NH3: tous les atomes ont le nombre correct d’électrons

Vérifiez votre apprentissage

le monoxyde de carbone, CO, et le dioxyde de carbone, CO2, sont des produits de la combustion de combustibles fossiles., Ces deux gaz posent également des problèmes: le CO est toxique et le CO2 a été impliqué dans le changement climatique mondial. Quelles sont les structures de Lewis de ces deux molécules?

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Fullerène Chimie

la Figure 3. Richard Smalley (1943-2005)., (crédit: United States Department of Energy)

la suie carbonée est connue de l’homme depuis la préhistoire, mais ce n’est que récemment que la structure moléculaire du composant principal de la suie a été découverte. En 1996, le prix Nobel de chimie a été décerné à Richard Smalley (Figure 3), Robert Curl et Harold Kroto pour leurs travaux dans la découverte d’une nouvelle forme de carbone, la molécule de buckminsterfullerène C60. Toute une classe de composés, y compris des sphères et des tubes de différentes formes, ont été découverts à base de C60., Ce type de molécule, appelé fullerène, est prometteur dans une variété d’applications. En raison de leur taille et de leur forme, les fullerènes peuvent encapsuler d’autres molécules, de sorte qu’ils ont montré un potentiel dans diverses applications, du stockage de l’hydrogène aux systèmes d’administration de médicaments ciblés. Ils possèdent également des propriétés électroniques et optiques uniques qui ont été mises à profit dans les appareils à énergie solaire et les capteurs chimiques. Richard Smalley, professeur de physique, de chimie et d’astronomie à L’Université Rice, était l’un des principaux défenseurs de la chimie du fullerène. À sa mort en 2005, les états-UNIS, Le Sénat l’a honoré comme le  » père de la nanotechnologie. »

Exceptions à la règle de L’Octet

de nombreuses molécules covalentes ont des atomes centraux qui n’ont pas huit électrons dans leurs structures de Lewis. Ces molécules se divisent en trois catégories:

  • Les molécules D’électrons impairs ont un nombre impair d’électrons de valence et ont donc un électron non apparié.
  • Les molécules déficientes en électrons ont un atome central qui a moins d’électrons que nécessaire pour une configuration de gaz noble.,
  • Les molécules Hypervalentes ont un atome central qui a plus d’électrons que nécessaire pour une configuration de gaz noble.

Impair d’électrons des Molécules

Nous appelons la molécules qui contiennent un nombre impair d’électrons radicaux libres. L’oxyde nitrique, NO, est un exemple de molécule d’électrons impairs; il est produit dans les moteurs à combustion interne lorsque l’oxygène et l’azote réagissent à des températures élevées.,

pour dessiner la structure de Lewis pour une molécule d’électrons impairs comme NO, nous suivons les six mêmes étapes que pour d’autres molécules, mais avec quelques changements mineurs:

  1. déterminer le nombre total d’électrons de valence (enveloppe extérieure). La somme des électrons de valence est 5 (de N) + 6 (de O) = 11. Le nombre impair nous dit immédiatement que nous avons un radical libre, donc nous savons que tous les atomes ne peuvent pas avoir huit électrons dans sa coquille de valence.
  2. dessinez une structure squelette de la molécule., Nous pouvons facilement dessiner un squelette avec une liaison unique N-O: N–O
  3. répartissent les électrons restants sous forme de paires solitaires sur les atomes terminaux. Dans ce cas, il n’y a pas d’atome central, nous distribuons donc les électrons autour des deux atomes. Nous donnons huit électrons à l’atome le plus électronégatif dans ces situations; ainsi l’oxygène a la coquille de valence remplie:
  4. placez tous les électrons restants sur l’atome central. Comme il n’y a pas d’électrons restants, cette étape ne s’applique pas.,
  5. réorganiser les électrons pour faire des liaisons multiples avec l’atome central afin d’obtenir des octets dans la mesure du possible. Nous savons qu’une molécule d’électrons impairs ne peut pas avoir un octet pour chaque atome, mais nous voulons obtenir chaque atome aussi près que possible d’un octet. Dans ce cas, l’azote n’a que cinq électrons autour de lui. Pour se rapprocher d’un octet pour l’azote, nous prenons l’une des paires solitaires de l’oxygène et l’utilisons pour former une liaison NO double., (Nous ne pouvons pas prendre une autre paire d’électrons sur l’oxygène et former une triple liaison, car l’azote aurait alors neuf électrons:)

molécules déficientes en électrons

nous rencontrerons également quelques molécules contenant des atomes centraux qui n’ont pas de coquille de valence remplie. Généralement, ce sont des molécules avec des atomes centraux des groupes 2 et 12, des atomes externes qui sont de l’hydrogène ou d’autres atomes qui ne forment pas de liaisons multiples., Par exemple, dans les structures de Lewis du dihydrure de béryllium, BeH2, et du trifluorure de bore, BF3, les atomes de béryllium et de bore n’ont chacun que quatre et six électrons, respectivement. Il est possible de dessiner une structure avec une double liaison entre un atome de bore et un atome de fluor dans BF3, satisfaisant la règle de l’octet, mais des preuves expérimentales indiquent que les longueurs de liaison sont plus proches de celles attendues pour les liaisons simples B–F. Cela suggère que la meilleure structure de Lewis a trois liaisons simples B-F et un Bore déficient en électrons. La réactivité du composé est également compatible avec un Bore déficient en électrons., Cependant, les liaisons B-F sont légèrement plus courtes que ce qui est réellement prévu pour les liaisons simples B-F, indiquant qu’un certain caractère de liaison double se trouve dans la molécule réelle.

Un atome comme l’atome de bore dans BF3, qui n’a pas de huit électrons, est très réactif. Il se combine facilement avec une molécule contenant un atome avec une seule paire d’électrons., Par exemple, le NH3 réagit avec le BF3 parce que la seule paire sur l’azote peut être partagée avec l’atome de bore:

molécules Hypervalentes

Les éléments de la deuxième période du tableau périodique (n = 2) ne peuvent accueillir que huit électrons dans leurs orbitales de valence car ils n’ont que quatre orbitales de valence (une 2S et trois orbitales 2p). Les éléments de la troisième période et des périodes supérieures (n ≥ 3) ont plus de quatre orbitales de valence et peuvent partager plus de quatre paires d’électrons avec d’autres atomes parce qu’ils ont des orbitales d vides dans la même coquille., Les molécules formées à partir de ces éléments sont parfois appelées molécules hypervalentes. La Figure 4 montre les structures de Lewis pour deux molécules hypervalentes, PCl5 et SF6.

la Figure 4. Dans PCl5, l’atome central phosphore partage cinq paires d’électrons. Dans le SF6, le soufre partage six paires d’électrons.,

dans certaines molécules hypervalentes, comme IF5 et XeF4, certains électrons de l’enveloppe extérieure de l’atome central sont des paires isolées:

lorsque nous écrivons les structures de Lewis pour ces molécules, nous constatons qu’il nous reste des électrons après avoir rempli les coquilles de valence des atomes externes avec huit électrons. Ces électrons supplémentaires doivent être affectés à l’atome central.

exemple 2: écrire des Structures de Lewis: violations des règles D’Octet

le Xénon est un gaz noble, mais il forme un certain nombre de composés stables. Nous avons examiné XeF4 plus tôt., Quelles sont les structures de Lewis de XeF2 et XeF6?

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Nous pouvons dessiner la structure de Lewis de n’importe quelle molécule covalente en suivant les six étapes décrites précédemment. Dans ce cas, nous pouvons condenser les dernières étapes, car toutes ne s’appliquent pas.

1. Calculer le nombre d’électrons de valence: XeF2: 8 + (2 × 7) = 22XeF6: 8 + (6 × 7) = 50

2. Dessinez un squelette joignant les atomes par des liaisons simples. Le xénon sera l’atome central car le fluor ne peut pas être un atome central:

3., Distribuez les électrons restants. XeF2: nous plaçons trois paires isolées d’électrons autour de chaque atome F, ce qui représente 12 électrons et donne à chaque atome F 8 électrons. Ainsi, il reste six électrons (trois paires isolées). Ces paires solitaires doivent être placées sur L’atome Xe. Ceci est acceptable car les atomes Xe ont des orbitales de valence D vides et peuvent accueillir plus de huit électrons. La structure de Lewis de XeF2 montre deux paires de liaison et trois paires isolées d’électrons autour de L’atome Xe:

4., XeF6: nous plaçons trois paires isolées d’électrons autour de chaque atome F, ce qui représente 36 électrons. Il reste deux électrons, et cette seule paire est placée sur L’atome Xe:

Vérifiez votre apprentissage

Les halogènes forment une classe de composés appelés les interhalogènes, dans lesquels les atomes d’halogène se lient de manière covalente les uns aux autres. Écrire les structures de Lewis pour les interhalogènes BrCl3 et {\text {ICl}}_{4}^{-}.,

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Concepts clés et résumé

Les structures électroniques de Valence peuvent être visualisées en dessinant des symboles de Lewis (pour les ions monatomiques) et les structures de Lewis (pour les molécules et les ions polyatomiques). Les paires isolées, les électrons non appariés et les liaisons simples, doubles ou triples sont utilisés pour indiquer où les électrons de valence sont situés autour de chaque atome dans une structure de Lewis., La plupart des structures—en particulier celles contenant des éléments de deuxième rangée—obéissent à la règle de l’octet, dans laquelle chaque atome (sauf H) est entouré de huit électrons. Les Exceptions à la règle de l’octet se produisent pour les molécules d’électrons impairs (radicaux libres), les molécules déficientes en électrons et les molécules hypervalentes., pour un élément ou un ion monatomique qui utilise un point pour représenter chaque électron de valence dans l’élément ou l’ion

paire Solitaire: deux (une paire de) électrons de valence qui ne sont pas utilisés pour former une liaison covalente

octet rule: ligne directrice qui indique que les atomes du groupe principal formeront des structures dans lesquelles huit électrons de valence interagiront avec chaque noyau, en comptant les électrons de liaison comme interagissant avec les deux atomes reliés par la liaison

liaison unique: liaison dans laquelle une seule paire d’électrons est partagée entre deux atomes

triple liaison: liaison dans laquelle trois paires d’électrons sont partagées entre deux atomes

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