Bonsoir. Pour maîtriser la représentation de Lewis, il faut utiliser des couches de la structure électronique(k², L⁸, M⁸) et tu te bases de la dernière couche pour le schéma deLewis.

Bonsoir
Les règles sont assez simples :
-compter le nombre total d'électrons de valence, ici 11.
- compter les cases quantiques de la couche de valence pour ne pas attribuer à un atome plus de doublets que de cases quantiques sur la couche de valence (pas plus d'un doublet pour H par exemple)
- répartir ces électrons de valence de façon à respecter au mieux la règle du duet pour H et la règle de l'octet ensuite.
Évidemment tu choisis une structure qui ne respecte pas la règle de l'octet puisque le nombre d'électrons de valence est impair !
Il faut savoir que cette théorie de Lewis date d'avant les développements de la mécanique quantique et est loin de tout expliquer. Elles comporte de nombreuses exceptions. Il faudrait ici faire intervenir la théorie des orbitales moléculaires...
Tu peux néanmoins interpréter les propriétés de NO en considérant qu'elles résuslent d'un équilibre entre deux structures extrêmes.
Dans les deux cas : une double liaison
ensuite 1 doublet et un électron célibataire sur N et 2 doublets libres sur O
La deuxième structure s'obtient en permutant O et N.

Merci. Que sont les cases quantiques dont vous parlez ?

Toutes les cases quantiques  de la couche de valence.  Ici la case 2s  et les 3 cases 2p.

Je n'ai jamais entendu parler de "case quantique"... Vous voulez peut-être dire "orbitale atomique" ?

Tu postes au niveau math spé. Tu as donc suivi un cours d'atomistique. C'est un cours assez long difficile à résumer en quelques lignes.
Voici un document sur ce sujet mais je ne sais pas s'il correspond à ton programme.
Pour faire encore plus simple, les éléments de la deuxième ligne du tableau périodique (donc N et O) ne peuvent avoir plus de 8 électrons périphériques. Ta proposition de structure de Lewis est donc fausse puisqu'elle fait apparaître 9 électrons de valence sur O.

Je comprends mieux, merci beaucoup.

J'ai plusieurs questions, toujours sur le chapitre sur Lewis :

1. Dans quels cas l'hypervalence est-elle possible, et pourquoi est-elle possible ?

2. Les molécules 1 et 2 représentées en image sont-elles correctes ? Si non, pourquoi ?

Merci beaucoup pour vos explications. Courage, la prépa se termine dans quelques mois, mais après les mois les plus durs...

L'hypervalence apparait pour les éléments des périodes 3 et plus. En effet, plus on "descend" dans le tableau périodique, plus les écarts d'énergies entre les différents niveaux devient faible. Par exemple, pour un élément de la troisième colonne, l'hypervalence peut s'expliquer par l'occupation partielle ou totale du niveau 3d par des électrons de valence.
Pas de problème pour ta molécule 1. La représentation de l'acide chloreux est fausse pour plusieurs raisons.
* La principale : le nombre d'électrons de valence vaut :
1+2x6+7=20
Tu dois donc placer 10 doublets de valence et pas 11 comme tu l'as fait.
* Avec ta représentation, la charge formelle de Cl est négative ; la somme des charges formelle doit être égale à la charge de la structure, soit zéro pour une molécule.
On peut régler ces deux difficultés en enlevant un doublet libre à Cl : la règle de l'octet est alors vérifiée par tous les atomes et il y a une charge formelle - sur Cl et une charge formelle + sur Cl. Pourtant cette représentation est fausse car le chlore est plus électronégatif que l'oxygène. La répartition précédente des charges formelles est donc irréaliste malgré le respect de la règle de l'octet.
La solution : envisager une double liaison entre Cl et l'atome O non relié à H. Je te laisse réfléchir...

Qu'est-ce que la "charge formelle" dont vous parlez ?

Déjà entendu parler, mais jamais compris ce que c'était...

Désolé : je viens de me rendre compte que je me suis trompé à compter tes doublets ! Toutes mes excuses !
Tu as bien fait figurer figurer 10 doublets et pas 11.
Ton calcul de charge formelle est correct. Comment l'as-tu obtenu ? Je fais le raisonnement pour l'atome Cl.
Tu sais que l'atome de chlore (électriquement neutre) possède 7 électrons de valence.
La formule de Lewis fait intervenir deux doublets non liants (non partagés) et deux doublets de liaison (électrons partagés entre deux atomes. Le nombre d'électrons de valence du chlore dans cette représentation est :
2x2+2x1=6
Tu as donc un déficit d'un électron en moins par rapport à l'atome, donc une charge +.
En revanche, le reste de mon message est correct : la structure est irréaliste car Cl est plus électronégatif que O.

OK, je vais relire tout ça tête reposée demain (je viens de voir votre message, désolé de ne le voir seulement maintenant.)

Et autre question, toujours sur le même thème : je dois discuter des valeurs relatives des longueurs de liaisons MnO ainsi que des angles entre liaisons dans l'ion permanganate MnO4-. Comment s'y prendre pour traiter ce genre de questions ?

Car je vois que ça revient souvent dans les sujets de concours...

Il n'y a pas quelque chose du type : on dit que il y a des doublets non liants donc ça répulse, donc l'angle sera grand... Mais comme il y a des formules mésomères en fait non... Enfin ce n'est pas très clair, si vous pouviez m'éclaircir ce point là, ce serait super.
Meri.

Pour les angles de liaison : connais-tu la méthode VSEPR ?

Oui !

Enfin je l'espère...

Que proposes-tu comme représentation de Lewis pour l'ion permanganate ? Ensuite : méthode VSEPR pour le type de structure et les angles de liaisons.
Parler de longueur de liaison Mn-O me gêne un peu. Dans les conditions usuelles, le monoxyde de manganèse est un composé ionique formé d'ions Mn²⁺ et d'ions O^2-.