Avec le CO2, cela me parait beaucoup plus simple... mais je ne sais pas si c'est correct...

J'ai fait :

C : Z=6
1s²2s²2p²
4 liaisons sont donc possibles
n(ev) = 2 + 2 = 4

O : Z=8
1s²2s²2p⁴
2 liaisons sont donc possibles
n(ev) = 2 + 4 = 6

Représentation de l'atome : O=C=0

Soit Cf(C) = 4 - 0 - (1/2)(8) = 0
et   Cf(O) = 6 - 0 - (1/2)(4) = 4

CORRECT ??

Salut !

Concrètement tu dois comparer le nombres d'électrons de valence de chaque élément au sein de la molécule et à l'état isolé. Si excès d'électrons => charge <0; si déficit => charge >0

charge formelle d'un atome donné = nombre d'électrons de valence - (nombre d'électrons non partagés + moitié du nombre d'électrons partagés).

Tu mets en place la formule de Lewis de l'ion phosphate

-P: charge formelle = 5 - (0 + 10/2) = 0
-O qui établit une double-liaison: charge formelle = 6 - (4 + 4/2) = 0
-O établissant une liaison simple (au nombre de trois): charge formelle = 6 - (6 + 2/2) = -1

Donc si tu calcules la charge formelle totale tu as : 3*(-1) = -3. C'est bien la charge effective de l'anion phosphate.

Moi j'ai pris le cas où l'atome P établissait 5 liaisons... Mais il peut exister plusieurs formules de Lewis possibles correspondant aux divers états de valence des atomes concernés

Bonjour !

Pour Cf(P), je dirai : 5 - 0 - 1/2(8) = +1

>> n(ev)
pour P : Z=15
Donc : ma couche externe est 3s²3p³ et 3+2=5

>> n(epl)
P n'a pas de paires libres... donc 0

>> n(etc)
P a 4 liaisons de communes avec les O. Donc 2x4= 8 e- mis en commun

D'où un total de 1, NON ?

Pour Cf(0) je suis d'accord !

J'ai comme l'impression que tu te compliques la vie, que cherches-tu à faire exactement?

Ah oui pardon excuse-moi je n'avais pas remarqué ta dernière phrase

par contre pour CO₂ tu pouvais justifier beaucoup plus simplement : ta molécule est symétrique (tu connais la notion de moment dipolaire?) d'où la charge neutre
Et là tu as un problème avec O...

Bonsoir,

Non je ne connais pas (ou pas encore peut-être) la notion de moment dipolaire.

Donc est-ce que pour PO₄^3- c'est correct ?
Soit Cf(P) = 5 - 0 - 1/2(8) = 1  et Cf(O) = 6 - 6 - 1/2(2) = -1
??

Une fois que je suis donc arrivée à ça, je n'ai pas encore terminé, si ?
Car là j'ai la charge formelle de P et de 0 indépendamment
mais comment maintenant avoir la charge formelle de l'ensemble de la molécule PO₄^3-  ??

Pour le CO2, on m'a corrigé et j'avais faux:

En fait c'est
Cf(C) = 4 - 0 - 1/2(8) = 0
et Cf(0) = 6 - 4 - 1/2 (4) = 0

En fait je m'étais trompé dans la représentation de la molécule...
En fait, dès qu'on a le dessin de la molécule c'est très simple, il n'y a plus qu'à compter....

Mais comme je disais à AnnieJeanne dans un précédent topic, je n'arrive pas à représenter mes molécules...
Il y a t-il une astcuce simple ?
A partir de CO2, par exemple...Quels calculs faire au préalable avant de savoir que les 2 molécules d'oxygène ont respectivement 2 liaisons libres et en partage chacunes 2 autres avec le Carbone ?

Je t'ai dit plus haut la raison pour le dioxyde de carbone et comment le justifier plus simplement...

Je ne t'ai pas expliqué comment élaborer Lewis? Il me semble que si...

je vais te réexpliquer comment on obtient un schéma de Lewis pour un édifice ... il faut un peu d'habitude et ce n'est pas toujours évident
1) CO2
- autour de C: 4 e externes , autour de O: 6 e externes  donc dans CO2 on a 2*6+4=16 e soit 8 doublets à mettre
- C et O obeissent ( en général ) à la règle de l'octet
- on place C et un O de chaque coté , on met deja une liaison C-O ( ce qui place 2 doublets), on a encore 6 doublets à mettre, on pourrait les mettre 3 autour de chaque O mais le C n'obéirait pas à la règle de l'octet ... donc on reflechit ... et on va mettre une deuxième liaison C-O (donc on aura 2 doubles liaisons C=O ) et 2 doublets non liants autour de chaque O et voilà !
charge formelle : autour de C on attribue 4e pour chcune des 4 liaisons donc 0 charge et autour de O on attibue 2e des liaisons + 2 doublets non liants soit 6e donc charge 0 .

2) PO4 3-
- autour de P il ya 5 e externes , autour de O :6 e externes et il y a 3e dus aux 3 charges - soit 5+6*4+3=32 e- soit 16 doublets à mettre
- O obeit à la règle de l'octet mais P peut accepter plus que 4 doublets externes :
- on met P au centre et 4 O autour , on met deja 4 doublets de liaison. On met alors 3 doublets non liants autour de chaque O et tout est placé . On obtient alors la formule avec 4 simples liaisons P-O . Les charges formelles sont alors pour chaque O -1 et pour P +1 ( ce qui fait bien 3 charges moins ... )
- mais il y a une autre possibilité : comme P n'obeit pas forcement à la règle de l'octet on va basculer un doublet non liant d'un O entre P et O ce qui nous donne un édifice avec 3 simples liaisons P-O ( 3 doublets non liant sur chaque O) , une double liaison P=O ( et 2 doublets non liants sur O ) ... et cette formule correspond ùmieux à la réalité des propriétés chimiques de l'ion phosphate

Un schéma de Lewis doit permettre de prévoir les propriétés de l'édifice et certains schémas, bien que possibles , ne reflètent pas trop bien la réalité  ... mais là on va dépasser le cadre de l'apprentissage élémentaire des schémas de Lewis ...  

Merci Anniejeanne pour ces explications très très claires !

Shadowmiko : je cherchais une astuce que j'avais lu et que je viens de retrouver... du genre de l'ordre de laison. En effet en passant par le calcul de l'ordre de liaison, on sait si il s'agit d'une liaison simple, double, triple liaison,...entre les atomes.

Exemple, après avoir fait le diagramme énergétique de N2, on trouve Ol(N2) = 1/2(8-2) = 3 ==> c'est donc une triple liaison

Mais pour les molécules plus complexes, je ne saurai pas si bien me débrouiller avec cette méthode...

Encore merci AnnieJeanne, je crois que je commence à me débrouiller avec Lewis !
A suivre...