Écrire la formule de Lewis

La formule de Lewis représente l’organisation de l’atome dans l’espace.
Il existe une méthode systématique pour connaître la formule de Lewis d’une molécule ou composé ionique.

1. Proposer un squelette de la molécule

Proposer un squelette de la molécule en prenant en compte les critères suivants:

Atome d’hydrogène: en périphérie.
Les atomes d’hydrogène, qui n’ont qu’un électron de valence, sont toujours en périphérie.
Élément le moins électronégatif: au centre.
On trouve en général l’élément le moins électronégatif au centre.
Éléments de la 2ème période: entourés de N liaisons.
Les éléments de la 2ème période s’entourent généralement d’autant de liaisons qu’ils ont d’électrons non appariés — s’il y a 3 électrons non appariés, il y a 3 liaisons
Les autres: entourés d’éléments de la 2ème période.
Les éléments des périodes suivantes sont généralement au centre, entourés d’éléments de la deuxième période
Structures compactes et symétriques favorisées.
Les structures compactes et symétriques sont généralement favorisées, une structure linéaire est peu probable

Exemple:
Proposer un squelette pour le Méthanal (CH₂O)

2. Compter les électrons de valence

Additionner le nombre d’électrons de valence de chaque élément.
Dans le cas d’un ion, ajouter la valeur de la charge négative (anion) ou soustraire la valeur de la charge positive (cation).

Exemple:
Nombre d’électrons de valence du Méthanal (CH₂O) = 12

3. Relier les atomes

Établir les connexions entre atomes par liaisons covalentes simples (1 paire liante)
Soustraire le nombre d’électrons impliqués dans les liaisons (2 par paire) du nombre total d’électrons de valence

Exemple:

4. Ajouter des paires libres

Ajouter des paires libres sur les atomes périphériques (sauf H) pour atteindre l’octet.
Soustraire le nombre d’électrons ajoutés du nombre total d’électrons de valence restant.
Placer les électrons restants comme paire libre sur l’atome central.

Exemple:

5. Déterminer les liaisons multiples

Si l’atome central est entouré de moins de 8 électrons: il faut remplacer une ou des paire(s) libre(s) des atomes périphériques par des liaisons multiples vers l’atome central.

Exemple:

Calculer la charge formelle

Quand on a le choix entre plusieurs structures, alors on calcule la charge formelle de chaque atome pour les différentes structures possibles. La charge formelle est égale au nombre d’électrons de valence de l’atome, moins le nombre d’électrons libres (paires libres × 2), moins le nombre de liaisons.

On part du principe que les électrons des paires liantes sont partagés équitablement entre les deux atomes, on compte donc 1 pour chaque paire liante, même si ce n’est pas rigoureusement le cas pour les liaisons covalentes polarisées.
```
Charge formelle =
   + Nb électrons de valence (1-7)
   - Nb électrons libres (paires libres × 2)
   - Nb liaisons
```
La somme des charges formelles des atomes doit être égale à la charge totale de la molécule: 0 pour une molécule neutre.

Exemple:

Cf(O) = 6 - 2*3 (paires libres) - 1 (paire liante)
      = 6 - 6 - 1
      = -1

Choisir la structure la plus probable

On choisit la structure qui a les charges formelles les plus faibles et pour lesquelles les charges formelles sont conformes à l’électronégativité des atomes.

Exemple:
L’oxygène (O) est plus électronégatif que l’azote (N): il est plus probable que l’oxygène ait un excès d’électrons (charge formelle négative) que l’azote. On retient la 1ere structure.

6. Écrire les transferts d’électrons

En cas de transfert d’électron, c’est à dire de liaison ionique (différence d’électronégativité > 1,9), alors on ne représente pas les liaisons mais on ajoute des charges pour indiquer les surplus et pertes d’électron.

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