Charge formelle et structures de points

Dans la vidéo précédente, nous avons vu quelques étapes pour dessiner des structures de points dans cette vidéo, nous allons utiliser ces mêmes étapes pour dessiner quelques structures de points supplémentaires mais nous allons également parler de la façon dont la charge formelle est liée aux structures de points donc nous reviendrons sur cette définition dans… Nous reviendrons sur cette définition dans une minute. Pour l’instant, dessinons rapidement une structure de points pour le cation ammonium, donc NH 4 plus La première chose à faire est de trouver le nombre total d’électrons de valence. ce qui nous donne 9 électrons, mais il y a une charge de plus 1, ce qui signifie que c’est un cation, ce qui veut dire que nous allons perdre un électron ici, donc au lieu de représenter 9 dans notre structure en points, nous allons représenter 8 électrons, donc allons-y et mettons l’azote au centre, rappelez-vous que nous mettons l’atome le moins électronégatif au centre, à l’exception de l’hydrogène, donc l’azote va aller au centre. l’azote va aller au centre ici et nous savons qu’il va avoir des liaisons avec 4 hydrogènes donc nous allons aller de l’avant et mettre ces hydrogènes juste ici et voyons combien d’électrons de valence nous avons utilisé dans notre structure de points 2 4 6 et 8 donc cela prend soin des 8 électrons de valence que nous étions supposés représenter donc c’est la structure de points et je peux aller de l’avant et mettre des crochets autour de la structure de points. C’est donc la structure de points pour le cation ammonium, voyons si nous pouvons attribuer des charges formelles à l’azote et à l’hydrogène et je vais redessiner notre structure de points ici et je vais aussi dessiner les électrons, n’est-ce pas ? nous savons que chacune de ces liaisons covalentes est constituée de deux électrons et nous allons placer ces deux électrons ici et si je voulais trouver une charge formelle pour, disons, l’azote central, ce que je ferais, c’est penser au nombre d’électrons de valence dans l’atome libre, donc si vous aviez un azote tout seul, regardez le tableau périodique. il est dans le groupe 5 et donc on parle de 5 électrons de valence dans l’atome libre, 4 d’azote, de ce nombre on va soustraire le nombre d’électrons de valence dans l’atome lié et la façon d’approcher ça est de regarder votre structure de points ici et de penser à ces deux électrons dans ces liaisons covalentes, l’un d’entre eux, l’un d’entre eux on va l’un d’entre eux va être attribué à l’hydrogène et l’autre à l’azote et donc on fait le tour et on fait ça pour chacune de nos liaisons covalentes comme ça et donc maintenant on peut voir que l’azote est entouré de quatre électrons de valence dans l’atome lié et donc je vais l’écrire donc c’est cinq moins quatre et donc cinq moins quatre c’est bien sûr plus un donc nous avons une charge formelle de plus un sur l’azote donc cet azote a une charge formelle de plus un maintenant faisons-le pour l’hydrogène ici donc l’hydrogène est dans le groupe un sur le tableau périodique donc laissez-moi juste le préciser c’est pour l’azote et ensuite pour l’hydrogène très bien c’est dans le groupe un donc un électron de valence dans l’atome libre et de cela nous allons soustraire le nombre d’électrons de valence dans l’atome lié, donc si on regarde ici, on a assigné un électron de valence à chacun des deux hydrogènes, donc c’est juste 1 moins 1 ou 0, donc il n’y a aucune charge formelle pour tous les hydrogènes du cation ammonium, et c’est comme ça qu’on assigne les charges formelles. notre structure de points finale et un exemple de ça serait quelque chose comme l’acide sulfurique ici donc la première étape bien sûr est de calculer le nombre total d’électrons de valence dont on doit s’inquiéter dans notre structure de points donc encore une fois chaque hydrogène est un et j’en ai deux le soufre est dans le groupe six sur le tableau périodique donc il a six électrons de valence l’oxygène est aussi dans le groupe six et il a deux électrons de valence. l’oxygène est aussi dans le groupe six donc on en a six et on en a quatre ici donc 6 fois 4 ça fait 24 donc 24 plus 6 ça fait 30 plus 2 ça fait 32 donc on doit se préoccuper de 32 électrons de valence dans notre structure en points pour l’acide sulfurique très bien la prochaine chose à faire c’est de choisir l’atome central et encore une fois on ignore l’hydrogène donc c’est entre le soufre et l’oxygène et si vous regardez le tableau périodique vous verrez que l’oxygène est plus haut dans le groupe 6 que le soufre donc l’oxygène est plus électronégatif et donc on va mettre le soufre au centre d’accord donc on va mettre le soufre ici et encore une fois regarder les règles de la vidéo précédente si ça n’a pas de sens pour vous. vous avez donc du soufre attaché à quatre oxygènes, je vais aller de l’avant et mettre mes quatre oxygènes ici comme ça et ensuite j’ai deux hydrogènes et par expérience vous parlez d’un acide ici vous allez mettre vos hydrogènes sur des oxygènes et donc nous allons aller de l’avant et mettre nos hydrogènes ici et voyons combien d’électrons de valence nous avons utilisés en dessinant ce squelette ici, nous avons 2 4 6 8 10 et 12, donc nous avons utilisé 12 électrons de valence, donc 32 moins 12 nous donne 20 électrons de valence dont nous devons nous préoccuper, et rappelez-vous que la prochaine étape est d’assigner certains de ces électrons restants à certains des atomes terminaux, mais encore une fois nous n’allons pas assigner ces électrons à l’hydrogène parce que l’hydrogène est toujours l’hydrogène car l’hydrogène est toujours déjà entouré de deux électrons et nous allons donc essayer d’attribuer des électrons à l’oxygène et l’oxygène va suivre la règle de l’octuor donc examinons disons l’oxygène du haut ici et nous pouvons voir que l’oxygène du haut est déjà entouré de deux électrons juste là en vert et donc si nous lui donnons un octuor il a besoin de six de plus donc nous avons un deux deux trois quatre cinq six même chose pour cet oxygène en bas ici il a besoin d’un octet donc on lui donne six électrons de plus comme ça d’accord donc on a aussi ces autres oxygènes ici dont on doit s’inquiéter donc j’utilise encore le vert donc disons que cet oxygène ici à gauche celui qui est lié à cet hydrogène voici deux électrons et voici deux autres deux pour quatre donc pour que cet oxygène ait un octuor il en faut quatre de plus donc ça veut dire qu’on ne met que deux paires d’électrons solitaires sur cet oxygène et ensuite on va faire la même chose pour cet oxygène aussi donc voyons combien de combien d’électrons on vient de représenter ici eh bien on en avait 6 sur l’oxygène du haut 6 sur l’oxygène du bas ça fait 12 et ensuite nous avions 4 sur la gauche et 4 de plus sur la droite donc ça fait 8 donc 12 plus 8 font 20 donc nous avons maintenant représenté tous les électrons de valence que nous devions montrer et pensons que c’est peut-être la structure de point finale donc nous avons un octuor autour du soufre nous avons un octuor autour de l’oxygène l’hydrogène est bien donc vous pourriez penser que nous avons fini Mais allons-y, attribuons des charges formelles et voyons ce que ça donne. Je vais dessiner des électrons ici, on sait que chaque liaison est constituée de deux électrons, je vais les faire lire ici comme ça et attribuons une charge formelle à l’oxygène du haut, donc cet oxygène du haut, je vais le faire dans la liaison entre l’oxygène et le soufre. entre l’oxygène et le soufre, je vais donner un des électrons à l’oxygène et un des électrons au soufre, et je peux voir que l’oxygène est entouré de sept électrons dans l’atome libre, on s’attendrait à ce qu’il n’y ait pas six électrons de valence, six moins sept dans ce cas nous donne une charge formelle négative de un. C’est la même situation pour l’oxygène du bas ici donc celui-là a une charge formelle négative de un aussi regardons le soufre d’accord donc si on examine le soufre ici et on sait que le soufre est dans le groupe 6 du tableau périodique donc normalement six électrons, six électrons de valence pour l’atome libre et dans cette situation de liaison d’accord regardons le soufre. dans cette situation de liaison, allons-y et nous savons que cet oxygène va, cet électron, je devrais dire, va au soufre et ensuite dans cette liaison entre l’oxygène et le soufre, le soufre va recevoir un électron et ainsi de suite tout autour, donc le soufre est bloqué par quatre électrons dans l’atome lié, dans l’atome lié ici et donc c’est six moins quatre, ce qui est une charge formelle de plus deux. c’est une charge formelle de plus deux donc cette structure de points peut sembler être terminée mais nous avons beaucoup de charges formelles, nous avons le négatif un plus deux et le négatif un et habituellement les molécules aiment minimiser la charge formelle et donc s’il y a un moyen d’obtenir cette charge formelle aussi proche de zéro que possible ce serait la structure de points préférée. alors allons-y, redessinons rapidement et voyons si nous pouvons déplacer certains électrons pour minimiser nos charges formelles nous ne pouvons pas ajouter d’autres électrons car nous avons déjà représenté les 32 électrons de valence que nous étions supposés représenter la seule chose que nous pouvons faire est de partager d’autres électrons et donc j’ai pris si j’ai pris deux électrons de cet oxygène supérieur ici, donc si j’ai pris ces deux électrons et que je les ai déplacés ici et si j’ai pris ces deux électrons ici et que je les ai déplacés ici pour former des doubles liaisons, allons-y et regardons à quoi ressemblerait notre structure de points et attribuons des charges formelles, donc maintenant j’aurais du soufre doublement lié à cet oxygène supérieur et doublement lié à cet oxygène du bas l’oxygène du haut n’a que deux paires d’électrons solitaires autour de lui même chose pour l’oxygène du bas et ensuite ces oxygènes sont les mêmes avec le O H sur la gauche et ensuite nous avons le O H sur la droite ici ok donc maintenant regardons nos charges formelles donc nous allons mettre nos électrons donc allons-y et faisons ça et encore une fois nous allons faire la même chose que précédemment donc attribuer les charges formelles nous allons commencer par l’oxygène du haut ici donc l’oxygène du haut à droite six électrons de valence dans l’atome libre et si je fais comme ça vous pouvez voir qu’il y en a six ici donc 6 moins 6 nous donne une charge formelle de 0 donc l’oxygène du haut 0 maintenant même chose avec cet oxygène du bas celui-ci est 0 regardons maintenant le soufre, normalement on parle de 6 pour le soufre et voyons combien d’électrons de valence entourent la liaison, l’atome lié ici, donc on fait la même assignation d’électrons que précédemment et maintenant on peut voir que le soufre est entouré de 6 donc on fait 6 moins 6 ce qui nous donne une charge formelle de 0 et si vous assignons une charge formelle à tous ces autres oxygènes, alors allons-y et faisons-le très rapidement, alors l’un de ces autres oxygènes juste ici, je fais l’oxygène à droite, ok, alors voyons combien d’électrons de valence entourent cet atome, nous en avons un total de 6, donc 6 moins 6 est une charge formelle de 0. de 0 pour tout et donc c’est celle qui est préférée et enfin parlons des octuplets donc on sait que l’hydrogène est heureux entouré de deux électrons on sait que l’oxygène est heureux avec un octuplet et donc vous pouvez voir que tous ces oxygènes ont un octuplet le soufre dans ce cas n’est pas par nuit 2 comme une enveloppe externe étendue C’est vrai qu’il n’y a pas de problème pour que le soufre ait une coquille de valence élargie parce qu’il fait partie de la troisième période du tableau périodique. Nous avons expliqué pourquoi c’est bien dans la vidéo précédente et c’est juste une chose de plus à laquelle il faut penser quand vous dites à votre dessin de structures de points que parfois la charge formelle affectera la structure finale de votre molécule ou ion.