Les formules de lewis

LES FORMULES DE LEWIS – REGLES GENERALES DE FORMATION

PRINCIPE Les électrons de valence (EV) sont représentés, par ordrede préférence, sous la forme: de doublets liants (DL, partagés entre deux atomes) de doublets non liants (DNL, localisés sur un atome) d’électrons célibataires (EC, localisés sur un atome).

METHODE 1. Compter les EV sur la base des structures électroniques des éléments qui apparaissent dans la molécule.

2. Former le squelette de la molécule au moyen de DL.

3. Former un maximum de liaisons multiples (DL) puis, si nécessaire, distribuer les DNL en respectant: un maximum de 2 électrons autour d’un élément de la première période (essentiellement H) un maximum de 8 électrons autour d’un élément de la deuxième période.4. Eviter, dans la mesure du possible, de faire apparaître des charges.

LES FORMULES DE LEWIS – EXEMPLES (1)

H2 H: 1s1 2 EV soit 1 D

Squelette: avec 1 DL et 2 électrons autour de chaque atome

Formule de Lewis:

CH4 H: 1s1 ; C: [He] 2s2 2p2 8 EV soit 4 D

Squelette: avec 4 DL , 2 électrons autour de chaque atome d’hydrogène et 8 électrons autour de l’atome de carbone

Formule de Lewis:


NH3 H: 1s1 ; N: [He] 2s2 2p3 8 EV soit 4 D

Squelette: avec 3 DL , 2 électrons autour de chaque atome d’hydrogène et 6 électrons autour de l’atome d’azote

Formule de Lewis: il reste à distribuer un doublet qui sera attribué à l’azote car les les atomes d’hydrogène appartiennent à la 1e période

H2O H: 1s1 ; O: [He] 2s2 2p4 8 EV soit 4 D

Squelette: avec 2 DL , 2 électrons autour de chaque atome d’hydrogène et 4 électrons autour de l’atome d’oxygène

Formule de Lewis: il reste à distribuer 2 doublets qui seront attribués à l’oxygène car les atomes d’hydrogène appartiennent à la 1e période


CO2 C: [He] 2s2 2p2 ; O: [He] 2s2 2p4 16 EV soit 8 D

Squelette: avec 2 DL , 2 électrons autour de chaque atome d’oxygène et 4 électrons autour du carbone

Formule de Lewis: il reste à distribuer 6 doublets ; 2 DL vers le carbone (maximum atteint) et 2 DNL à chaque oxygène

SO2 O: [He] 2s2 2p4 ; S: [Ne] 3s2 3p4 18 EV soit 9 D

Squelette: avec 2 DL , 2 électrons autour de chaque atome d’oxygène et 4 électrons autour du soufre

Formule de Lewis: il reste à distribuer 7 doublets ; 2 DL, 2 DNL sur chaque oxygène (maximum atteint, cf. CO2) et 1 DNL sur l’atome de soufre


SF6 F: [He] 2s2 2p5 ; S: [Ne] 3s2 3p4 48 EV soit 24 D

Squelette: 6 DL pour le squelette ; l’atome de soufre doit s’accomoder de 12 électrons autour de lui (3e période)

Formule de Lewis: reste 18 D à répartir ; chaque atome de fluor reçoit 3 DNL et est ainsi entouré de 8 électrons

H2CO3H: 1s1 ; C: [He] 2s2 2p2 ; O: [He] 2s2 2p4

24 EV soit 12 D

Squelette: 5 DL pour le squelette ; 1 DL entre C et O puis 2 DNL sur chaque O

Formule de Lewis:

LES FORMULES DE LEWIS – LES CHARGES FORMELLES

La charge formelle d’un atome est donc implicite dans les formules de Lewis, mais il est habituel de la répéter explicitement ; ces charges seront toujours entouréesd’un cercle pour éviter de confondre une charge négative avec un doublet non liant.

METHODE Pour chaque atome, on compare le nombre d’électronsqu’il reçoit après rupture équitable (homolytique) de toutes

les liaisons de la formule de Lewis au nombre d’électrons de valence apportés par l’élément correspondant.

Pour chaque atome H, 1 électron de valenceet 1 électron après rupture -> charge = 0.Pour l’atome d’oxygène, 6 électrons de valenceet 6 électrons après rupture -> charge = 0.

Pour chaque atome H, 1 électron de valenceet 1 électron après rupture -> charge = 0.Pour l’atome d’azote, 5 électrons de valenceet 4 électrons après rupture -> charge = +1.

LES FORMULES DE LEWIS – CHARGES FORMELLES

EXEMPLES

(ion hydroxyle) (acide nitrique) (monoxyde de carbone) (ozone)

(nitrométhane) (bicarbonate) (carbonate) (phosphate)

(borate) (ion azidure) (ion triiodure) (bétaïne)

LES FORMULES DE LEWIS – LA MESOMERIE

La mésomérie est un procédé par lequel on associe plusieurs formulesde Lewis pour décrire une molécule afin d’en cerner au mieux les

propriétés physico-chimiques.

Chacune des formules de Lewis (forme de résonance, forme-limite, formecanonique …) contribue pour une part propre à la description de la réalité.

Ainsi, pour le benzène (C6H6)

Les deux structures de Lewis(formes de résonance) ci-dessous

prévoient une alternance dedoubles (courtes) et de

simples (longues) liaisons ce qui n’est pas observé.

La réalité est intermédiaire, ce qui estreprésenté par une flèche à deux têtes

ou par un symboleunique

LES FORMULES DE LEWIS – LA MESOMERIE (suite)

Deux formes de résonance diffèrent au niveau de la répartition desélectrons, mais conservent scrupuleusement les positions des noyaux.

Le passage d’une forme à l’autre se décrit par la transformation d’un DL en DL, d’un DL en DNL, d’un DNL en DL ou, éventuellement, par le transfert d’un électron célibataire.

LES FORMULES DE LEWIS – LES NOMBRES D’OXYDATION (NO)

METHODE Pour chaque atome, on compare le nombre d’électronsqu’il reçoit après rupture vers l’atome le plus électronégatif

(hétérolytique) de toutes les liaisons de la formule de Lewis au nombre d’électrons de valence apportés par l’élément correspondant.

Il n’y a pas de relation immédiate entre le signe dela charge formelle et celui du nombre d’oxydation.

Pour chaque atome H, 1 électron de valenceet 0 électron après rupture -> NO = +1.Pour l’atome d’oxygène, 6 électrons de valenceet 8 électrons après rupture -> NO = -2.

Pour chaque atome H, 1 électron de valenceet 0 électron après rupture -> NO = +1.Pour l’atome d’azote, 5 électrons de valenceet 8 électrons après rupture -> NO = -3.

LES FORMULES DE LEWIS – LES NOMBRES D’OXYDATION

EXEMPLES

(ion hydroxyle) (acide nitrique) (monoxyde de carbone) (ozone)

(nitrométhane) (bicarbonate) (carbonate) (phosphate)

(borate) (ion azidure) (ion triiodure) (bétaïne)

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE

PRINCIPE Les doublets électroniques (DL et DNL) tendent à s’écarterau maximum dans leur disposition autour d’un noyau.

De ce point de vue: les DNL sont plus actifs (plus ″répulsifs″) que les DLles DL de liaisons multiples sont négligés en premièreapproximation.

METHODE 1. Ecrire une formule de Lewis raisonnable.2. Compter le nombre de doublets (DNL + DL de liaison simple) autour de l’atome considéré.3. En déduire la disposition spatiale des doublets.

4. Par convention, la forme d’une molécule est obtenue en effaçant les doublets non liants.

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (Gillespie)

2 D

NON NON

Stéréochimielinéaire

OUI

4 D Stéréochimietétraédrique

( 109 °)

NON OUI

3 D

OUINON

Stéréochimieplane (120 °)

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (Gillespie)

Stéréochimieen bipyramide

trigonale(120 ° et 90 °)

5 D

NON OUI

6 D

NON OUI

Stéréochimieen octaèdre

(90 °)

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)

CH4

NH3

4 D actifs molécule tétraédrique

4 D actifs molécule pyramidale

H2O 4 D actifs molécule planecoudée

NH4+ 4 D actifs molécule tétraédrique

H3O+ molécule pyramidale4 D actifs


CO2

SO2

2 D actifs molécule linéaire

3 D actifs molécule planecoudée

SO3 3 D actifs molécule plane(120 °)

OF2 4 D actifs molécule planecoudée

O3 3 D actifs molécule planecoudée


N3-

I3-


4 D actifs molécule planecoudée

PCl3 4 D actifs molécule pyramidale

POCl3 4 D actifs moléculetétraédrique

SF6 6 D actifs moléculeoctaédrique


Dans une structure de bipyramide trigonale, les DNL occupent parpriorité une position équatoriale (= dans le plan des trois liaisons à 120 °).

CECI N’EST PAS EVIDENT !

BrF3

XeF2

5 D actifs molécule planeen T


XeF4 6 D actifs molécule planecarrée

IF56 D actifs molécule pyramidale

à base carrée


C2H43 D actifs sur

chaque C Chaque atome de carbonea une stéréochimie plane

La présence du doublet de liaison multiple obligela molécule à rester plane (4 H dans le plan).

CECI N’EST PAS EVIDENT !

NON OUI

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIEL’HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES

Comment former une structure linéaire au départdes orbitales atomiques de valence du carbone ?

Il faut combiner 2 orbitales atomiques et privilégier un axe, par exemple s + px. On parle alors d’une hybridation sp.

2s 2px 2py 2pz

C2H22 D actifs sur

chaque C Chaque atome de carbonea une stéréochimie linéaire

soitet(+) (-)


Comment former une structure plane (à 120 °) au départdes orbitales atomiques de valence du carbone ?

Il faut combiner 3 orbitales atomiques et privilégier deux axes qui définissent un plan, par exemple s + px + py. On parle alors d’une hybridation sp2.

C2H43 D actifs sur

chaque C Chaque atome de carbonea une stéréochimie plane

et et

ou


Comment former une structure tétraédrique au départdes orbitales atomiques de valence du carbone ?

Il faut combiner les quatre orbitales atomiques de manière à ne privilégier aucune direction de l’espace. On parle alors d’une hybridation sp3.

CH44 D actifs sur

chaque C Chaque atome de carbonea une stéréochimie tétraédrique


C2H4 Le recouvrement latéral des deux orbitales non hybridées des atomes de carbone

empêche la libre rotation autour de la liaisonC-C -> les 4 atomes H sont dans un plan.

C4H6 Le butadiène CH2=CH-CH=CH2

C6H6 Le benzène La délocalisation des 6 électrons(3 D) sur l’ensemble du cycleconfère à cette substance sa

stabilité particulière.

LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE TETRAEDRIQUE

Ces deux structures ne sont plus superposables (= non identiques).Elles sont images l’une de l’autre dans un miroir.

Ces deux structures sont superposables (= identiques).

LES FORMULES DE LEWIS – CLASSEMENT DES SUBSTITUANTSLA NOMENCLATURE DE CAHN-INGOLD-PRELOG

Les substituants d’un centre reçoivent un ordre de priorité basé sur les nombres atomiques.

-I > -Br > -Cl > -S- > -F > -O- > -N= > -H > DNL

Prioritaire (noté a)Deuxième priorité (noté b)

Troisième priorité (noté c)

Dernière priorité (noté d)


En cas d’égalité au premier rang, on compare les substituants au deuxième rang.

Plus généralement, en cas d’égalité au rang (i), on compare les substituants au rang (i+1).

-C2H5 > -CH3

-NH-OH > -NH-CH3


Les liaisons multiples sont traitées en dupliquant les atomes (notés en parenthèses).

> > >


Prio

rité

croi

ssan

te-I-Br-Cl-SO3H-SO2-CH3

-SO-CH3

-S-CH3

-SH-F-O-CO-CH3

-O-C6H5

-O-CH3

-OH-NO2

-NH(CH3)2

-NH-CH3

-NH2

-CO-O-CH3

Prio

rité

croi

ssan

te

-CO-O-CH3

-CO-OH-CO-CH3

-CO-H-C≡C-CH3

-C6H5 (phényle)-C≡C-H-C(CH3)3

-CH=CH-CH3

-C6H11 (cyclohexyle)-CH=CH2

-CH(CH3)2

-CH2-C6H5 (benzyle)-CH2-C≡CH-CH2-CH=CH2

-CH2-CH3

-HDNL

LES FORMULES DE LEWIS - LA NOMENCLATURE R/S

Tétraèdre destéréochimie S

(S = sinister = gauche)

plan (a,b,c)

colonne de directionvolant

Tétraèdre destéréochimie R

(R = rectus = droite)

plan (a,b,c)

colonne de directionvolant

LES FORMULES DE LEWIS - LA NOMENCLATURE R/S

Stéréochimie S

Stéréochimie R

LES FORMULES DE LEWIS – STEREOCHIMIE DE LA DOUBLE LIAISON LA NOMENCLATURE E/Z

Les priorités sont établies pour les substituants de chacun des deux atomes de la double liaison.

Stéréochimie Z(= zusammen = ensemble)

Stéréochimie E(= entgegen = à l’opposé)

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