Cet article explique l'hybridation sp, comment dessiner la structure sp lewis pour une molécule hybridée sp et d'autres détails mentionnés dans le titre.
Les orbitales atomiques se chevauchent pour former de nouvelles orbitales qui diffèrent par leurs énergies, leurs formes et leurs forces. Ce processus est appelé hybridation. Dans hybridation sp, une orbitale se combine avec une orbitale p(px,py,pz). Ceci est également connu sous le nom d'hybridation linéaire.
- Chaque orbitale hybride sp est plus forte que l'orbitale pure s ou pure p
- Le nombre d'orbitales atomiques qui participent à l'hybridation produit le même nombre d'orbitales hybrides.
- Dans le cas d'une molécule hybridée sp comme Be , la configuration électronique de Be dans l'état fondamental est [He]2s2 . Il subit une excitation en faisant passer un électron de 2s à 2p et prend la configuration [He]2s1 2p1 .
- Les orbitales 2s et 2p de Be se combinent pour former deux orbitales hybrides sp équivalentes.
- Ces orbitales hybrides forment une liaison sigma avec les deux orbitales 3p de Cl.
Règle de l'octet
Les atomes tentent d'atteindre la configuration électronique de l'octet en partageant des électrons de valence (liaison covalente) ou en transférant des électrons de valence, soit en perdant, soit en gagnant (liaison ionique).
- Avant d'apprendre à dessiner structure de lewis pour toute molécule, nous devons connaître la règle de l'octet.
- En 1916, Kössel et Lewis ont développé une théorie très importante connue sous le nom de théorie électronique de la liaison chimique.
- Selon cette théorie, les atomes ont tendance à atteindre huit électrons (octet) dans leur coquille la plus externe pour gagner en stabilité comme un gaz rare. C'est ce qu'on appelle la règle de l'octet.
- Il existe quelques exceptions à cette règle (hydrogène, hélium, lithium, etc.)
- Dans certains cas, les électrons de valence dans l'atome central peuvent également être au-delà de huit, comme on le trouve dans PF5 et SF6, où P a dix électrons de valence et S a 12 électrons de valence. Ce sont des exceptions à la règle de l'octet.
Comment dessiner la structure de Lewis pour la molécule hybride sp
Structure de Lewis est un diagramme qui montre comment les paires isolées et les électrons des paires de liaisons sont distribués dans une molécule.
- La structure de Lewis utilise la règle de l'octet. Nous représentons les électrons par des points et les liaisons par un tiret.
- La structure de lewis ne représente pas la forme réelle de la molécule mais aide à comprendre la formation des molécules.
- Nous dessinons Structures de Lewis en gardant à l'esprit certaines règles et directives.
- Tout d'abord, nous déterminerons les électrons de valence de chaque atome dans une molécule. Par exemple, dans le cas de BeCl2 (molécule hybride sp), le nombre total d'électrons de valence est de 2 + (7 X 2) =16 (deux de Be et sept de chaque atome de chlore).
- Ensuite nous identifier l'atome central de la molécule. Il s'agit généralement de l'atome le moins nombreux ou le moins électronégatif.
- Dans BeCl2 , Be est l'atome central.
- Une autre façon d'identifier l'atome central est qu'il pourrait être le seul à pouvoir former plus d'une liaison.
- Les électrons de valence doivent être disposés de manière à ce que chaque atome partage une paire d'électrons et forme une liaison.
- Ensuite arranger le reste des paires d'électrons pour former des paires isolées ou des liens multiples jusqu'à ce que chaque atome complète son octet.
- Dans le cas des anions, on ajoute des électrons en fonction de la charge négative présente sur eux. Si un anion a une charge -1, nous ajouterons un électron.
- De même, dans le cas des cations, on soustraira des électrons en fonction de la charge du cation.
- La structure de lewis de BeCl2 est illustré ci-dessous.
- Be ne complète pas son octet dans BeCl2 car Be ne suit pas la règle de l'octet. C'est une exception.
Forme de la structure Sp Lewis
Pour prédire la forme de la molécule, on utilise la Théorie VSEPR.
La la forme d'une molécule ne peut pas être prédite à l'aide de la méthode de Lewis structure (elle ne nous renseigne que sur la disposition des électrons).
Dans BeCl2 , Be a deux électrons de valence utilisés pour former des liaisons avec les deux atomes de chlore.
Be n'a pas de paire isolée, et les deux paires de liaisons aligner à 180 degrés les uns par rapport aux autres, formant un forme linéaire.
Charge formelle
Étant donné que différents atomes ont des électronégativités différentes, les électrons d'une liaison chimique ne sont pas partagés de manière égale.
- Si nous oublions les électronégativités et supposons que les électrons d'une liaison sont également partagés, alors la charge attribuée à un atome dans une molécule serait l'accusation formelle.
- Si nous calculons le nombre d'électrons de valence dans un atome libre (non lié à un autre atome ou atome isolé), puis calculons le nombre d'électrons de valence à cet atome dans une molécule, la différence nous donnera la charge formelle sur cet atome.
- Il s'agit d'une charge hypothétique et ne représente pas la distribution de densité électronique.
- La charge formelle d'un atome dans une molécule = V-1/2[B] -N
- Ici V est le nombre total d'électrons de valence sur les atomes libres, B est le nombre total d'électrons partagés et N est le nombre total d'électrons non liés non partagés.
- Be a deux électrons de valence à l'état isolé, le nombre total d'électrons partagés est de quatre (deux paires de liaisons) et le nombre d'électrons non partagés/paire isolée est nul.
- En utilisant les informations ci-dessus, la charge formelle de Be dans BeCl2 is 2-1/2[4]-0= 0.
- Cl a sept électrons de valence à l'état isolé, le nombre total d'électrons partagés est de quatre (deux paires de liaisons) et il a six électrons non partagés.
- En utilisant les informations ci-dessus, la charge formelle de chaque atome de chlore dans BeCl2
is 7-1/2[2]-6=zero.
Résonance de la structure sp lewis
On peut dessiner plusieurs structures lewis pour une molécule qui a des paires isolées ou peut former des liaisons multiples.
C'est ce qu'on appelle la résonance structures de lewis formules.
La charge formelle aide à prédire la structure de lewis la plus stable en cas de résonance où plus d'une structure de lewis est possible.
Structures de Lewis à faible charge formelle sont les plus stables.
Nous allons dessiner différentes structures de Lewis de CO2 et déterminer la structure la plus stable en utilisant la charge formelle.
Sp polaire ou non polaire
La polarité et la non-polarité dépendent de la différence d'électronégativité entre les atomes et le moment dipolaire net d'une molécule.
La polarité et la non-polarité dépendent de la différence d'électronégativité entre les atomes et le moment dipolaire net d'une molécule.
Lorsque les atomes liés ont la même électronégativité, ils partager les électrons à parts égales, et la molécule sera non polaire.
parfois, les liaisons polaires dans une molécule peuvent avoir géométrie symétrique tels qu'ils annuler le moment dipolaire de l'autre. Cela a pour effet de rendre la molécule non polaire.
Lorsque les électrons liés ne sont pas partagés également en raison de la différence d'électronégativité, la densité électronique est plus grande sur l'atome le plus électronégatif. En conséquence, il y aura un centre légèrement positif et un centre légèrement négatif dans la molécule (un dipôle sera formé).
Sp les molécules hybrides ont une structure linéaire. Si les mêmes atomes sont présents autour de l'atome central dans une molécule hybride sp, le composé est non polaire même si les liaisons individuelles sont polaires.
En effet, le moment dipolaire net est nul dans le cas ci-dessus.
Par conséquent, BeCl2 est non polaire malgré une différence d'électronégativité entre Be et Cl (les liaisons Be-Cl individuelles sont polaires, mais la molécule Be est non polaire en raison de le moment dipolaire net étant nul).
Utilisations de la structure sp lewis
Pour comprendre la liaison chimique, nous devons identifier les électrons des paires isolées et des paires de liaisons dans une molécule.
- Structure de Lewis aide à visualiser l'arrangement des électrons de la couche de valence dans une molécule.
- Il aide à comprendre la liaison chimique.
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