Limites de la structure de Lewis

Structures de Lewis : Définition

Tu as peut-être déjà rencontré les structures en points de Lewis dans l'article "Diagrammes en points de Lewis". Nous te recommandons de consulter cet article avant de poursuivre ta lecture. Mais avant de passer au sujet principal de cet article, qu'est-ce que les structures de Lewis ?

Les structures en points de Lewis sont également appelées structures de Lewis, diagrammes en points de Lewis, diagrammes en points et en croix et diagrammes en points d'électrons. Ces cinq termes désignent tous la même chose : un diagramme montrant les atomes, les électrons de valence et la liaison d'une molécule. Dans ces diagrammes, les électrons sont représentés par des points et les liaisons covalentes par des lignes.

Les structures en points de Lewis sont construites autour de l'idée que les atomes obéissent à la règle de l'octuor, ce qui signifie qu'ils essaient d'avoir huit électrons dans leur enveloppe extérieure. Cependant, comme nous le verrons plus loin, ce n'est pas toujours le cas.

Exemples de structures en points de Lewis

Il peut être utile d'examiner quelques exemples de structures à points de Lewis avant de discuter de leurs inconvénients. Tout d'abord, prenons l'exemple de l'eau,_H2O. Voici sa structure de Lewis :

Fig. 1. Diagramme de Lewis de l'eau.

Qu'est-ce que cela nous apprend ?

• La molécule est constituée de deux atomes d'hydrogène reliés à un atome d'oxygène central par des liaisons covalentes simples. Celles-ci sont représentées par des lignes droites.
• L'atome d'oxygène possède deux paires d'électrons solitaires. Elles sont représentées par des paires de points.

Examinons maintenant la structure de Lewis de l'ozone, _O3.

Fig. 2. Diagramme de Lewis de l'ozone.

Que pouvons-nous en déduire ?

• La molécule est constituée de trois atomes d'oxygène reliés par une liaison covalente simple et une liaison covalente double.
• Les atomes d'oxygène ont un nombre variable de paires d'électrons solitaires.

Cependant, cette structure n'est pas tout à fait exacte. Les deux liaisons entre les atomes d'oxygène sont en fait équivalentes. Au lieu d'une simple et d'une double liaison, les deux liaisons peuvent être considérées comme une liaison et demie. C'est parce que l'ozone présente une résonance . C'est un exemple de l'une des limites des structures en points de Lewis. Examinons-les maintenant.

Limites de la structure en points de Lewis

Aussi pratique que soit la structure en points de Lewis, elle a ses limites. Nous en avons déjà évoqué quelques-unes. En voici d'autres :

• Elle ne montre pas la longueur des liaisons ni la taille des atomes.
• Elle ne montre pas les différents types d'orbitales.
• Il ne représente pas correctement la résonance.
• Il ne montre pas la géométrie.
• Il suppose que tous les atomes suivent la règle de l'octet.

Limites des structures de Lewis : Longueur des liaisons et taille des atomes

Tout d'abord, les structures en points de Lewis ne sont pas des diagrammes à l'échelle. Elles n'indiquent pas la taille relative des atomes ni la longueur des liaisons. Dans les structures de Lewis, tous les atomes sont représentés comme ayant la même taille et toutes les liaisons sont représentées comme ayant la même longueur, alors qu'en réalité, ce n'est pas le cas.

Fig. 3. Éthène. Source : commons.wikimedia.org

Limites des structures de Lewis : Orbitales

Lorsque les atomes se lient par covalence, leurs orbitales électroniques se chevauchent. Mais avant que cela ne se produise, l'atome modifie parfois certaines de ses orbitales pour les rendre toutes égales. Ce processus est appelé hybridation.

Par exemple, les orbitales ^sp2 sont constituées d'une orbitale s et de deux orbitales p qui se réarrangent pour former trois orbitales identiques. On les trouve par exemple dans l'éthène. En revanche, les orbitales ^sp3 sont constituées d'une orbitale s et de trois orbitales p qui se réarrangent pour former quatre orbitales identiques. On les trouve dans l'éthane.

Cependant, les diagrammes de Lewis ne font pas de distinction entre les différentes orbitales électroniques et montrent que toutes les liaisons covalentes sont identiques.

Fig. 4. Éthène, à gauche, et éthane, à droite. Source : commons.wikimedia.org

Limites des structures de Lewis : Résonance

Plus tôt dans l'article, nous avons examiné la structure en points de Lewis de l'ozone. Elle contenait une liaison simple O-O et une double liaison O=O. Dans notre structure de Lewis, la double liaison se trouvait à droite, mais nous pouvons également dessiner une structure de Lewis tout aussi valable avec la double liaison à gauche.

Fig. 5. Structures de résonance de l'ozone.

En réalité, l'ozone présente une résonance. Cela signifie qu'il ne peut pas être représenté avec précision par l'une ou l'autre de ces deux structures de Lewis, connues sous le nom de structures de résonance. Au lieu de cela, il prend la forme d'une molécule hybride, qui est une moyenne des deux structures de résonance. Au lieu d'avoir une liaison simple O-O et une liaison double O=O, elle a deux liaisons égales et demie. Tu peux clairement voir que cela n'apparaît pas dans les diagrammes de Lewis des structures de résonance de l'ozone. Ils constituent une représentation inexacte de l'ozone et de la résonance en général.

Limites des structures de Lewis : Géométrie

Considérons maintenant les structures de Lewis et la géométrie. En fait, les structures en points de Lewis sont une mauvaise représentation de la géométrie d'une molécule. Elles ne montrent pas les angles ou les positions des liaisons.

Prenons l'exemple de l'eau. Nous avons déjà vu sa structure de Lewis. L'eau est une molécule en forme de V, ce qui signifie que l'angle entre ses deux liaisons est de 104,5°. Mais tu ne peux pas t'en rendre compte à partir d'un schéma de Lewis.

Fig. 6. Schéma de Lewis de l'eau.

Fig. 6. L'ammoniac, représenté avec sa structure de Lewis, à gauche, et sa géométrie, à droite. Modifié à partir de : commons.wikimedia.org

Limites des structures de Lewis : Règle de l'octuor

Lorsque tu dessines des schémas de Lewis, tu dois attribuer des paires d'électrons aux atomes. Pour ce faire, tu supposes que tous les atomes suivent la règle de l'octuor.

Cela signifie que nous essayons de faire en sorte que tous les atomes aient huit électrons de valence. Cependant, pour certains atomes et certaines molécules, ce n'est pas le cas.

Fig. 7. Trifluorure de bore.

Les diagrammes de Lewis nous disent également que les gaz rares comme le xénon ne peuvent pas former de liaisons, car ils ont déjà huit électrons de valence. En fait, ce n'est pas le cas. Le xénon peut former des molécules, comme le tétrafluorure de xénon.

Fig. 8. Diagramme de Lewis du tétrafluorure de xénon. Crédits image : commons.wikimedia.org

Avantages et inconvénients des structures de Lewis

Voici un tableau qui t'aidera à comprendre les avantages et les inconvénients des structures de Lewis :

Nous avons terminé cet article. À présent, tu devrais être capable de dessiner et d'interpréter les structures de Lewis pour différentes molécules. Tu devrais également être en mesure de décrire et d'expliquer certaines des limites des structures de Lewis.