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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 156 — #164
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CHAPITRE 3 – MODÈLE DE LEWIS DES MOLÉCULES ET DES IONS
2.11 Charges formelles
Cas des ions monoatomiques
Comme nous l’avons déjà vu, les ions (structures comportant un nombre d’électrons différent
du nombre de protons) peuvent aussi être décrites par le modèle de LEWIS, avec l’introduction du symbole de la charge + ou −. Ainsi pour l’anion chlorure, l’atome de chlore possède
N V = 7 − (−1) = 8 électrons de valence, donc quatre paires de valence. Il possède 17 protons
et 17 + 1 électrons. Sa représentation de LEWIS est présentée figure 3.6 :
Cl
FIGURE 3.6 – Représentation de LEWIS de l’ion chlorure faisant apparaître une charge négative
Pour cette représentation de LEWIS, il peut être constructif d’introduire une nouvelle notion,
la charge formelle, dont l’intérêt est de rendre compte, dans certaines situations, de la dissymétrie de répartition de charge dans une écriture de LEWIS. Par exemple, dans le cas de l’ion
carbonate CO
2–
3 déjà évoqué, la question se pose de l’attribution des charges à des atomes
plutôt qu’à la structure dans son ensemble.
Calcul du nombre de charge formelle c F (X ) d’un atome X
Cet excédent ou ce déficit en électron est modélisé comme étant parfaitement localisé sur un
atome du composé, bien qu’a priori ce soit une propriété de l’ion dans son ensemble. Par
exemple, l’ion hydroxyde HO
– possède P V = (1 + 6 − (−1)) ÷ 2 = 4 paires de valence. La
répartition de ces paires électroniques est donc présentée figure 3.7 :
H O
FIGURE 3.7 – Représentation de LEWIS incomplète de l’ion hydroxyde présentant la répartition des doubles électroniques et oubliant la charge formelle
Le modèle de LEWIS attribue une charge formelle aux atomes. Pour cela, il faut comparer
le nombre d’électrons de valence de l’atome seul (n V ) au nombre d’électrons de valence
n Vm dont s’est entouré l’atome dans la molécule. Pour ce décompte, un doublet non liant
est considéré comme appartenant totalement à l’atome, et compte donc pour deux électrons.
En revanche, un doublet liant est partagé entre deux atomes, donc ne compte que pour un
électron pour l’atome considéré. Il est à noter que le décompte est différent du décompte
utilisé pour vérifier la règle de l’octet, comme cela est traduit sur la figure 3.8.
O
H
décompte de l'octet d'électrons
décompte du nombre d'électrons
de l'atome d'oxygène
pour le calcul de la charge formelle
dont s'est entouré l'oxygène
FIGURE 3.8 – Décompte du nombre d’électrons de l’atome d’oxygène pour la règle de l’octet
(parenthèses extérieures) et pour le nombre de charges formelles (parenthèses intérieures)
Ainsi, l’atome d’oxygène est entouré dans l’ion hydroxyde de n Vm = 3 × 2 + 1 = 7 électrons.
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2.11 Charges formelles
Cas des ions monoatomiques
Comme nous l’avons déjà vu, les ions (structures comportant un nombre d’électrons différent
du nombre de protons) peuvent aussi être décrites par le modèle de LEWIS, avec l’introduction du symbole de la charge + ou −. Ainsi pour l’anion chlorure, l’atome de chlore possède
N V = 7 − (−1) = 8 électrons de valence, donc quatre paires de valence. Il possède 17 protons
et 17 + 1 électrons. Sa représentation de LEWIS est présentée figure 3.6 :
Cl
FIGURE 3.6 – Représentation de LEWIS de l’ion chlorure faisant apparaître une charge négative
Pour cette représentation de LEWIS, il peut être constructif d’introduire une nouvelle notion,
la charge formelle, dont l’intérêt est de rendre compte, dans certaines situations, de la dissymétrie de répartition de charge dans une écriture de LEWIS. Par exemple, dans le cas de l’ion
carbonate CO
2–
3 déjà évoqué, la question se pose de l’attribution des charges à des atomes
plutôt qu’à la structure dans son ensemble.
Calcul du nombre de charge formelle c F (X ) d’un atome X
Cet excédent ou ce déficit en électron est modélisé comme étant parfaitement localisé sur un
atome du composé, bien qu’a priori ce soit une propriété de l’ion dans son ensemble. Par
exemple, l’ion hydroxyde HO
– possède P V = (1 + 6 − (−1)) ÷ 2 = 4 paires de valence. La
répartition de ces paires électroniques est donc présentée figure 3.7 :
H O
FIGURE 3.7 – Représentation de LEWIS incomplète de l’ion hydroxyde présentant la répartition des doubles électroniques et oubliant la charge formelle
Le modèle de LEWIS attribue une charge formelle aux atomes. Pour cela, il faut comparer
le nombre d’électrons de valence de l’atome seul (n V ) au nombre d’électrons de valence
n Vm dont s’est entouré l’atome dans la molécule. Pour ce décompte, un doublet non liant
est considéré comme appartenant totalement à l’atome, et compte donc pour deux électrons.
En revanche, un doublet liant est partagé entre deux atomes, donc ne compte que pour un
électron pour l’atome considéré. Il est à noter que le décompte est différent du décompte
utilisé pour vérifier la règle de l’octet, comme cela est traduit sur la figure 3.8.
O
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décompte de l'octet d'électrons
décompte du nombre d'électrons
de l'atome d'oxygène
pour le calcul de la charge formelle
dont s'est entouré l'oxygène
FIGURE 3.8 – Décompte du nombre d’électrons de l’atome d’oxygène pour la règle de l’octet
(parenthèses extérieures) et pour le nombre de charges formelles (parenthèses intérieures)
Ainsi, l’atome d’oxygène est entouré dans l’ion hydroxyde de n Vm = 3 × 2 + 1 = 7 électrons.
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