Structures de résonance

Les structures de résonance sont des structures de Lewis valides alternatives pour une même molécule ou un même ion. Les atomes restent aux mêmes positions, mais certains électrons peuvent être représentés de plusieurs façons. Les chimistes les utilisent lorsqu’une seule structure de Lewis est trop localisée pour bien montrer la distribution réelle des électrons.

L’espèce réelle ne passe pas d’une forme séparée à une autre. C’est un hybride de résonance : une seule distribution électronique réelle représentée par plusieurs schémas de Lewis.

Ce que montrent réellement les structures de résonance

Quand vous dessinez des structures de résonance, la connectivité des atomes reste fixe. Une double liaison peut se déplacer, un doublet non liant peut devenir une partie d’une liaison $\pi$, et les charges formelles peuvent se déplacer, mais le squelette atomique ne change pas.

C’est le test le plus rapide. Si vous devez déplacer des atomes pour obtenir le nouveau schéma, vous ne dessinez pas des structures de résonance.

Exemple de l’ozone : deux schémas de Lewis, une seule molécule

L’ozone, $O_3$, est l’exemple classique :

$$\mathrm{O=O-O} \leftrightarrow \mathrm{O-O=O}$$

Dans chaque forme contributive, l’oxygène central porte une charge formelle positive et l’oxygène terminal lié par une simple liaison porte une charge formelle négative. Les deux schémas sont équivalents parce que les deux oxygènes terminaux sont équivalents.

L’idée n’est pas que l’ozone bascule entre deux molécules distinctes. L’idée est que, dans la molécule réelle, la densité électronique est répartie sur les deux liaisons O-O. En chimie générale, on dit souvent que chaque liaison O-O a un ordre de liaison compris entre $1$ et $2$, et non une liaison purement simple et une liaison purement double.

Comment dessiner correctement les structures de résonance

1. Commencez par une structure de Lewis valide.
2. Déplacez uniquement les électrons, généralement des doublets non liants ou des électrons $\pi$. Ne déplacez pas les atomes.
3. Gardez le même nombre total d’électrons de valence et la même charge globale dans chaque forme contributive.
4. Vérifiez de nouveau les octets et les charges formelles. Dans les exemples courants de chimie générale, les formes contributives avec des charges formelles plus faibles et une meilleure répartition des charges comptent généralement davantage.

C’est pourquoi la résonance apparaît souvent dans des espèces comportant des doublets non liants adjacents, des liaisons multiples ou des charges. Si aucun déplacement d’électrons n’est possible sans modifier le squelette, il n’y a peut-être pas de résonance à représenter.

Erreurs fréquentes avec les structures de résonance

• Déplacer des atomes au lieu de déplacer uniquement des électrons.
• Oublier de conserver la même charge totale dans chaque structure.
• Traiter les structures de résonance comme si la molécule passait rapidement d’une forme réelle séparée à une autre.
• Dessiner des formes contributives qui ne respectent pas les règles habituelles de valence au niveau étudié.
• Supposer que toutes les formes contributives ont la même importance alors que l’une présente des charges formelles bien moins favorables.

Quand les structures de résonance sont importantes en chimie

La résonance est importante dans de nombreux oxyanions, systèmes conjugués et molécules aromatiques, car la densité électronique peut être délocalisée sur plusieurs atomes. Elle aide à expliquer pourquoi certaines liaisons se ressemblent davantage que ne le laisserait penser un seul schéma de Lewis.

Elle aide aussi à comprendre la stabilité et la réactivité. Si une charge peut être répartie sur plusieurs atomes, cela stabilise souvent l’espèce par rapport à une structure où la charge est confinée sur un seul atome.

Essayez un cas similaire

Essayez votre propre version avec l’ion nitrate, $NO_3^-$. Gardez le squelette atomique fixe, dessinez les formes contributives de résonance valides, puis demandez-vous ce que ces schémas impliquent pour les trois liaisons N-O dans l’ion réel.