4.7 Structure électronique (Lewis)
39
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Solution
a) N possède cinq électrons de valence (2s 2 , 2p 3 ) ; existe-t-il un état possible dans lequel N
formerait cinq liaisons N–F ?
b) La couche externe de Xe (5s 2 , 5p 6 ) comporte quatre doublets (un octet). Dans l’état fondamental il ne peut donc pas se lier au fluor qui ne possède pas d’orbitale vide mais un électron non
apparié. Peut-il néanmoins se lier à trois atomes de fluor ?
c), d), e) Dans ces trois cas l’atome central (As, C ou S) possède un nombre d’électrons de
valence égal à celui des liaisons que l’on voudrait former. Mais ils ne sont pas tous non appariés.
La question est donc de savoir si ces atomes peuvent néanmoins former autant de liaisons.
f) L’iode possède sept électrons de valence (5s 2 , 5p 5 ) ; il n’est pas nécessaire de réfléchir très
longtemps pour savoir s’il peut former six liaisons.
g) Il faut construire trois liaisons : a-t-on suffisamment d’électrons pour le faire ?
h), i), j) Veillez à respecter la règle de l’octet (ou du duet pour H) lorsqu’elle est obligatoire
(deuxième période).
k) Cl est nécessairement l’atome central ; ni O, ni F ne peuvent former suffisamment de liaisons
car ils ne respecteraient plus la règle de l’octet et ils sont trop petits pour s’entourer d’autant de
voisins.
l) SO 4
2– existe, c’est un ion sulfate. Peut-on, avec deux électrons en moins assurer la liaison de S
avec quatre O ?
Possibles : c, d, e, i, j, k – Impossibles : a, b, f, g, h, l
a : Viole la règle de l’octet - b : Xe ne peut avoir qu’un nombre pair de voisins ayant, eux, un
nombre impair d’électrons - f : il resterait un électron inemployé - g : la molécule n’a que 5 électrons, elle ne peut pas former 3 doublets de liaison - h : C viole la règle de l’octet - l : il manque
deux électrons pour que les quatre atomes d’oxygène liés au soufre soient entourés d’un octet.
Exercice 4.7
Dénombrez, dans les structures suivantes, les doublets liants ou , les
doublets non liants (doublets n) et les orbitales vides présents dans les
couches externes.
a) AIF 4
–
b) CCl 2
c) SiO 2
d) H 2 Te
e) CH 3 –CH 2
ϩ
f) H 2 CϭCH–CHϭO g) OϭCCl 2 h) H 3 C–CO–CH 2
–
Solution
Les formules développées de Lewis sont :
La difficulté peut provenir du fait que dans ces formules, écrites de manière usuelle,
les doublets libres ne sont pas indiqués, non plus que la plupart des liaisons simples
(). Pour les composés a, b, c et d vous devrez sans doute écrire d’abord les
formules de Lewis correspondantes [Ex. 4.4]. Mais vous devriez pouvoir travailler
de tête sur les composés e, f, g et h. Essayez…
Ϫ
F
Ϫ
Al
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
F
Cl Ϫ C Ϫ Cl
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
F
F
a)
b)
Ϫ
c) OϭSiϭO
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
d) HϪTeϪH
Ϫ
Ϫ
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Solution
a) N possède cinq électrons de valence (2s 2 , 2p 3 ) ; existe-t-il un état possible dans lequel N
formerait cinq liaisons N–F ?
b) La couche externe de Xe (5s 2 , 5p 6 ) comporte quatre doublets (un octet). Dans l’état fondamental il ne peut donc pas se lier au fluor qui ne possède pas d’orbitale vide mais un électron non
apparié. Peut-il néanmoins se lier à trois atomes de fluor ?
c), d), e) Dans ces trois cas l’atome central (As, C ou S) possède un nombre d’électrons de
valence égal à celui des liaisons que l’on voudrait former. Mais ils ne sont pas tous non appariés.
La question est donc de savoir si ces atomes peuvent néanmoins former autant de liaisons.
f) L’iode possède sept électrons de valence (5s 2 , 5p 5 ) ; il n’est pas nécessaire de réfléchir très
longtemps pour savoir s’il peut former six liaisons.
g) Il faut construire trois liaisons : a-t-on suffisamment d’électrons pour le faire ?
h), i), j) Veillez à respecter la règle de l’octet (ou du duet pour H) lorsqu’elle est obligatoire
(deuxième période).
k) Cl est nécessairement l’atome central ; ni O, ni F ne peuvent former suffisamment de liaisons
car ils ne respecteraient plus la règle de l’octet et ils sont trop petits pour s’entourer d’autant de
voisins.
l) SO 4
2– existe, c’est un ion sulfate. Peut-on, avec deux électrons en moins assurer la liaison de S
avec quatre O ?
Possibles : c, d, e, i, j, k – Impossibles : a, b, f, g, h, l
a : Viole la règle de l’octet - b : Xe ne peut avoir qu’un nombre pair de voisins ayant, eux, un
nombre impair d’électrons - f : il resterait un électron inemployé - g : la molécule n’a que 5 électrons, elle ne peut pas former 3 doublets de liaison - h : C viole la règle de l’octet - l : il manque
deux électrons pour que les quatre atomes d’oxygène liés au soufre soient entourés d’un octet.
Exercice 4.7
Dénombrez, dans les structures suivantes, les doublets liants ou , les
doublets non liants (doublets n) et les orbitales vides présents dans les
couches externes.
a) AIF 4
–
b) CCl 2
c) SiO 2
d) H 2 Te
e) CH 3 –CH 2
ϩ
f) H 2 CϭCH–CHϭO g) OϭCCl 2 h) H 3 C–CO–CH 2
–
Solution
Les formules développées de Lewis sont :
La difficulté peut provenir du fait que dans ces formules, écrites de manière usuelle,
les doublets libres ne sont pas indiqués, non plus que la plupart des liaisons simples
(). Pour les composés a, b, c et d vous devrez sans doute écrire d’abord les
formules de Lewis correspondantes [Ex. 4.4]. Mais vous devriez pouvoir travailler
de tête sur les composés e, f, g et h. Essayez…
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F
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Al
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Ϫ
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F
Cl Ϫ C Ϫ Cl
Ϫ
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F
F
a)
b)
Ϫ
c) OϭSiϭO
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Ϫ
d) HϪTeϪH
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