Structure de Lewis — comment dessiner les schémas à points

Une structure de Lewis est un schéma simple qui montre où se trouvent les électrons de valence dans une molécule ou un ion polyatomique. Les traits représentent les paires d’électrons partagées, que l’on appelle liaisons covalentes, et les points représentent les doublets non liants.

Si vous voulez seulement la version rapide, les structures de Lewis servent à répondre à trois questions : quels atomes sont reliés, combien de liaisons sont présentes et où se trouvent les doublets non liants. Elles sont donc utiles pour les bases de la liaison chimique, la prédiction de la géométrie et la vérification des charges formelles.

Ce qu’une structure de Lewis indique réellement

Une structure de Lewis ne donne pas une image complète de la façon dont les électrons se déplacent dans l’espace. C’est un modèle de comptabilité des électrons de valence.

Cette distinction est importante. Une structure de Lewis aide à suivre les schémas de liaison et le nombre d’électrons, mais elle ne remplace pas un modèle tridimensionnel et ne décrit pas tous les détails de la distribution réelle des électrons.

Comment dessiner une structure de Lewis

Pour la plupart des exercices d’introduction, cette méthode fonctionne bien :

1. Comptez le nombre total d’électrons de valence.
2. Choisissez un atome central. C’est généralement l’atome le moins électronégatif, sauf que l’hydrogène n’est pas un atome central.
3. Dessinez des liaisons simples entre l’atome central et les atomes qui l’entourent.
4. Placez d’abord les électrons restants sur les atomes externes.
5. Placez les électrons restants éventuels sur l’atome central.
6. Si l’atome central n’a toujours pas un octet complet, formez des liaisons multiples en transformant, lorsque c’est approprié, un doublet non liant voisin en doublet liant.
7. Vérifiez les charges formelles et voyez s’il faut représenter une résonance.

Pour un ion, ajustez le nombre d’électrons avant de commencer :

$$\text{total valence electrons} = \sum \text{valence electrons} \pm \text{charge adjustment}$$

Ajoutez des électrons pour une charge négative et soustrayez des électrons pour une charge positive.

Exemple détaillé : structure de Lewis de $CO_2$

Le dioxyde de carbone est un bon exemple, car il montre pourquoi remplir simplement les octets avec des liaisons simples ne suffit pas toujours.

Étape 1 : compter les électrons de valence

Le carbone apporte $4$ électrons de valence. Chaque oxygène en apporte $6$, donc le total est

$$4 + 2(6) = 16$$

Étape 2 : choisir l’atome central

Le carbone est l’atome central. Dans ce type de molécule neutre, l’oxygène est généralement terminal.

Étape 3 : dessiner les liaisons simples

Commencez par $O - C - O$. Deux liaisons simples utilisent $4$ électrons, il reste donc $12$ électrons.

Étape 4 : remplir d’abord les atomes externes

Donnez à chaque oxygène trois doublets non liants. Cela utilise les $12$ électrons restants.

À ce stade, chaque oxygène a un octet, mais le carbone n’a que quatre électrons autour de lui grâce aux deux liaisons simples. Il lui manque donc un octet complet.

Étape 5 : former des liaisons multiples

Transformez un doublet non liant de chaque oxygène en doublet liant avec le carbone. On obtient alors

$$O = C = O$$

Le carbone a maintenant un octet, chaque oxygène a toujours un octet, et les charges formelles sont minimisées. C’est la structure de Lewis standard de $CO_2$.

Pourquoi la charge formelle est importante

Il arrive que plusieurs arrangements électroniques satisfassent la règle de l’octet. Dans ce cas, la charge formelle aide à déterminer quelle structure de Lewis est la plus raisonnable.

Une règle courante pour débuter consiste à préférer les structures avec des charges formelles plus faibles et avec la charge négative placée sur l’atome le plus électronégatif lorsqu’il y a un choix. Cette règle est utile, mais elle ne remplace pas le contexte chimique dans les cas plus avancés.

Erreurs fréquentes

Oublier de recompter le nombre total d’électrons

Beaucoup de structures incorrectes semblent plausibles jusqu’à ce qu’on recompte les électrons. Une vérification finale est l’un des moyens les plus rapides de repérer une erreur.

Forcer uniquement des liaisons simples

Certaines molécules ont besoin de liaisons doubles ou triples pour que l’atome central atteigne un octet. $CO_2$ en est un exemple simple.

Considérer la règle de l’octet comme universelle

La règle de l’octet fonctionne bien pour de nombreux composés des éléments du bloc principal, mais pas pour tous. L’hydrogène suit une règle du duet, le bore peut être déficient en électrons dans certains composés, et certains atomes de la période 3 ou au-delà peuvent dépasser huit électrons.

Ignorer la résonance

Si plusieurs structures de Lewis valides ne diffèrent que par la position des électrons, la liaison est mieux représentée par des formes de résonance plutôt qu’en affirmant que la molécule passe d’une structure sans lien à une autre.

Quand utilise-t-on les structures de Lewis ?

Les structures de Lewis sont utilisées en chimie générale pour prédire les schémas de liaison probables, estimer la géométrie moléculaire avec la méthode VSEPR comme étape suivante, comparer les charges formelles et reconnaître la résonance dans les molécules et les ions polyatomiques.

Elles sont surtout utiles comme premier modèle. Si la molécule présente des liaisons inhabituelles, des radicaux, des métaux de transition ou une délocalisation que le simple modèle à points représente mal, il faut généralement une description plus avancée.

Essayez une structure similaire

Essayez vous-même avec l’ion carbonate, $CO_3^{2-}$. Comptez les électrons, dessinez une structure valide, puis vérifiez si la double liaison peut être placée à plus d’un endroit. C’est une façon claire de voir pourquoi la résonance est importante après avoir appris les étapes de base des structures de Lewis.