4.3 Structure électronique (Lewis)
33
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
des deux molécules d’ammoniac sont les donneurs et Ag ϩ l’accepteur, grâce à deux orbitales
vides des niveaux 5 s et 5 p.
Dans ce schéma donneur-accepteur, il y a un perdant et un gagnant en densité électronique :
formellement le donneur, qui partage son doublet avec l’accepteur, perd la moitié de deux électrons, soit l’équivalent d’une charge électronique (– 1), et se retrouve avec un excédent de charge
positive (ϩ 1). Inversement, l’accepteur gagne une charge – 1. Dans le cas présent, l’ion argent
reçoit deux charges – 1, mais il portait initialement une charge ϩ 1 de sorte que sa charge résultante est – 1 :
Ces charges sont dites « formelles » car elles résultent de l’application d’un schéma théorique et
elles n’expriment pas une réalité. Mais la règle de conservation des charges est satisfaite : la
réaction a eu lieu entre deux molécules neutres et un ion portant une charge ϩ 1 et la charge
globale du complexe est bien ϩ 1 également.
■ Quel est le facteur qui vient modifier la répartition des charges et dont la prise en
compte permet d’approcher un peu mieux la réalité ?
N est plus électronégatif que Ag (respectivement 3,0 et 1,9). Les liaisons N–Ag sont donc polarisées et cette polarisation, si elle intervenait seule, ferait apparaître des charges fractionnelles ␦–
sur N et ␦ϩ sur Ag. Les charges réelles sont donc inférieures en valeur absolue aux charges
formelles, mais on se trouve en présence de deux effets dont il n’est pas possible de prévoir avec
précision la résultante.
La seule certitude est que la charge globale du complexe est ϩ 1, ce que l’on veut signifier en
l’écrivant [Ag(NH 3 ) 2 ] ϩ .
En conclusion Deux coordinences N–Ag ; charges formelles : ϩ 1 sur chaque azote et – 2
sur Ag, réduite à – 1 par le fait qu’il portait initialement une charge ϩ 1 ; charges réelles inférieures en valeur absolue à ces valeurs, en raison de la polarisation des liaisons.
Structure électronique (Lewis)
Exercice 4.3
Établissez les structures électroniques (structures ou formules de Lewis) des
molécules ou ions suivants en utilisant les règles générales de construction.
Pour simplifier, on a repéré l’atome occupant une position centrale dans la
molécule en le soulignant ; tous les autres atomes lui sont directement liés.
a) KrF 6
b) COS
c) CH 2 Cl 2 d) ClNO
e) BF 3
f) SF 2
g) SeF 4
h) H 3 S ϩ i) HS –
j) SiO 2
k) COCl 2 l) SOCl 2
Quelques exemples vous rappelleront, si nécessaire, la marche à suivre.
➤ PCl 3
Si la structure géométrique de la molécule n’est pas donnée, la première règle consiste à positionner au centre de l’édifice l’atome le moins électronégatif, ici le phosphore, parce que c’est
l’atome qui forme le plus facilement le plus grand nombre de liaisons par mise en commun de
ses électrons. Les atomes de chlore lui sont directement liés.
H 3 N : Ag : NH 3 → (H 3 NϪAgϪNH 3 ) ϩ
ϩ
H 3 NϪAgϪNH 3
ϩ
ϩ
Ϫ
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
des deux molécules d’ammoniac sont les donneurs et Ag ϩ l’accepteur, grâce à deux orbitales
vides des niveaux 5 s et 5 p.
Dans ce schéma donneur-accepteur, il y a un perdant et un gagnant en densité électronique :
formellement le donneur, qui partage son doublet avec l’accepteur, perd la moitié de deux électrons, soit l’équivalent d’une charge électronique (– 1), et se retrouve avec un excédent de charge
positive (ϩ 1). Inversement, l’accepteur gagne une charge – 1. Dans le cas présent, l’ion argent
reçoit deux charges – 1, mais il portait initialement une charge ϩ 1 de sorte que sa charge résultante est – 1 :
Ces charges sont dites « formelles » car elles résultent de l’application d’un schéma théorique et
elles n’expriment pas une réalité. Mais la règle de conservation des charges est satisfaite : la
réaction a eu lieu entre deux molécules neutres et un ion portant une charge ϩ 1 et la charge
globale du complexe est bien ϩ 1 également.
■ Quel est le facteur qui vient modifier la répartition des charges et dont la prise en
compte permet d’approcher un peu mieux la réalité ?
N est plus électronégatif que Ag (respectivement 3,0 et 1,9). Les liaisons N–Ag sont donc polarisées et cette polarisation, si elle intervenait seule, ferait apparaître des charges fractionnelles ␦–
sur N et ␦ϩ sur Ag. Les charges réelles sont donc inférieures en valeur absolue aux charges
formelles, mais on se trouve en présence de deux effets dont il n’est pas possible de prévoir avec
précision la résultante.
La seule certitude est que la charge globale du complexe est ϩ 1, ce que l’on veut signifier en
l’écrivant [Ag(NH 3 ) 2 ] ϩ .
En conclusion Deux coordinences N–Ag ; charges formelles : ϩ 1 sur chaque azote et – 2
sur Ag, réduite à – 1 par le fait qu’il portait initialement une charge ϩ 1 ; charges réelles inférieures en valeur absolue à ces valeurs, en raison de la polarisation des liaisons.
Structure électronique (Lewis)
Exercice 4.3
Établissez les structures électroniques (structures ou formules de Lewis) des
molécules ou ions suivants en utilisant les règles générales de construction.
Pour simplifier, on a repéré l’atome occupant une position centrale dans la
molécule en le soulignant ; tous les autres atomes lui sont directement liés.
a) KrF 6
b) COS
c) CH 2 Cl 2 d) ClNO
e) BF 3
f) SF 2
g) SeF 4
h) H 3 S ϩ i) HS –
j) SiO 2
k) COCl 2 l) SOCl 2
Quelques exemples vous rappelleront, si nécessaire, la marche à suivre.
➤ PCl 3
Si la structure géométrique de la molécule n’est pas donnée, la première règle consiste à positionner au centre de l’édifice l’atome le moins électronégatif, ici le phosphore, parce que c’est
l’atome qui forme le plus facilement le plus grand nombre de liaisons par mise en commun de
ses électrons. Les atomes de chlore lui sont directement liés.
H 3 N : Ag : NH 3 → (H 3 NϪAgϪNH 3 ) ϩ
ϩ
H 3 NϪAgϪNH 3
ϩ
ϩ
Ϫ