CHIMIE

(*) La prise en compte des doublets
électroniques liés est fondamentalement
différente selon que le calcul vise
à la vérification de l’octet (chaque paire
appartient en propre à chacun des deux
atomes qu’elle associe) ou à la détermination
de leur charge formelle (un
seul électron de la paire est attribué à
chacun).
(**) La charge formelle est égale à:
C F= z F. e
(***) Le signe de la charge formelle
portée par les différents atomes est
indiqué dans un cercle pour éviter toute
confusion du signe moins avec un doublet
d’électrons.
H–O– H
H
Attribution des électrons pour la
détermination des charges formelles.
H–O– H
H
Vérification des règles de l’octet
pour l’oxygène et du duet pour
l’hydrogène.
Doc. 11 Charge formelle de l’ion
oxonium H 3O + .
Architecture moléculaire
COURS
■ Espèces présentant des charges formelles
De nombreuses espèces présentent des charges formelles. Pour les déterminer,
il est commode de déterminer le nombre N a d’électrons de valence attribués à
chaque atome de l’édifice en admettant les règles suivantes :
•Toute paire de liaison est considérée comme partagée équitablement
entre les deux atomes qu’elle lie.
•Les électrons d’un doublet libre appartiennent en propre à l’atome sur
lequel celui-ci est localisé.
Le calcul de N a est formel puisque le partage de la paire liée ne tient aucun
compte de la fréquente différence d’électronégativité ∆c = c (B) – c (A) qui
caractérise les deux atomes (*) .
La comparaison de ce nombre N a d’électrons au nombre N v d’électrons de
valence réel de l’atome donne le nombre de charge formelle z F (**) qui le
caractérise :
z F = N v – N a
Si z F = 0, la charge formelle est nulle ; toute autre valeur traduit :
– un défaut d’électrons si z F > 0;
– un excès si z F < 0.
(2.2)
La somme des charges formelles des atomes constituant l’espèce
chimique considérée est toujours égale à la charge électrique globale
de celle-ci, ce qui peut être traduit par :
S z F = 0 pour une molécule (2.3.a)
S z F = z pour un ion de charge q = z . e (2.3.b)
À titre d’exemple, déterminons les charges formelles des divers atomes (***)
dans l’ion oxonium H 3O + et l’édifice Cl 3AlNH 3 rencontré au paragraphe 1.2.
• Déterminons la représentation de Lewis de l’ion oxonium H 3O + .
L’atome d’hydrogène possède un électron de valence N v (H) = 1, celui d’oxygène
en possède six, N v (O) = 6;le nombre de charge de l’édifice est égal à
+1. Le nombre d’électrons de valence à prendre en compte est égal à:
N e= 3 1 + 6 – 1 = 8, soit quatre doublets à placer.
Nous obtenons alors :
H–O– H
H
L’atome d’oxygène (Nv = 6) dispose de trois doublets de liaisons et d’un doublet
libre (doc. 11). Le nombre Na d’électrons que l’on peut attribuer à l’atome
d’oxygène dans l’ion oxonium est égal à cinq. Son nombre de charge formelle
s’en déduit : zf = Nv – Na = +1.
L’atome d’hydrogène (Nv = 1) ne comporte qu’un doublet de liaison ; le nombre
Na d’électrons que l’on peut attribuer à cet atome dans l’ion oxonium est égal
à 1, soit Nv = Na. Son nombre de charge formelle est donc nul.
D’où la représentation de Lewis :
H–O– H
H
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© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
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