Question:
Quelle est la structure de Lewis pour HClO?
user13411
2015-02-15 21:51:17 UTC
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Dans de nombreux sites, je vois qu'ils mettent $ \ ce {O} $ au milieu, mais notre professeur a dit que nous devrions mettre $ \ ce {O} $ près de l'extrémité. Quelle est la meilleure façon?

Six réponses:
#1
+8
Martin - マーチン
2015-12-09 15:09:33 UTC
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Je suis tout à fait d'accord avec la réponse de Gonçalo Justino, mais j'aimerais y ajouter une autre nuance.

En principe, il y a pas mal d'arrangements possibles pour cette molécule - au moins en phase gazeuse. Dans cette pensée, il se réfère simplement au fait qu'il s'agit de minima locaux sur la surface d'énergie potentielle. Le plus stable de tous est celui qui a déjà été discuté ici. L'acide hypochloreux est également l'un des composés qui perturbent le cycle de l'ozone. Parce que les concentrations dans la stratosphère sont faibles, nous pouvons trouver la plupart des arrangements possibles des trois atomes. Il convient également de noter que ces réactions se produisent généralement par une voie radicale.

Structure de $ \ ce {HOCl} $

La situation de liaison dans ces composés "étranges" n'est pas du tout évidente, le classer comme une liaison purement covalente est tout aussi faux que de l'appeler ionique.
Fait intéressant, le La liaison $ \ ce {OH} $ est beaucoup plus covalente que la liaison $ \ ce {O-Cl} $ , quand on regarde la liaison la plus stable , c'est à dire plié, conformation. Je ne vais pas entrer dans les détails sur les intermédiaires linéaires possibles, car ce ne sont que des espèces à très courte durée de vie.
L'analyse d'un calcul DF-BP86 / def2-SVP avec la théorie quantique des atomes dans les molécules (QTAIM) nous montre ceci comportement quelque peu inattendu.

QTAIM plot of HOCl

Ce que nous voyons ici, c'est que la liaison entre l'hydrogène et l'oxygène est fortement covalente car la densité électronique est $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {OH}) = 0.34 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3}} $ et le Laplacien a une valeur négative élevée, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {OH}) = - 2,02 $ , soit beaucoup d'accumulation de charges. D'un autre côté, la liaison chlore-oxygène a un certain caractère ionique. La densité électronique est $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = 0,18 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3 }} $ , alors que le laplacien est légèrement positif, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = + 0,01 $ , c'est-à-dire un faible épuisement de la charge. Cela rend cette liaison à peu près à moitié ionique et à moitié covalente. (Une liaison ionique idéale aurait une densité électronique proche de zéro et une valeur laplacienne positive beaucoup plus grande.)
D'après cette analyse, il est logique qu'en phase gazeuse la molécule se dissocie plus probablement via $$ \ ce {HOCl -> [h \ nu] HO + Cl}. $$ En solution aqueuse, il y a encore quelques équilibres en jeu et la réaction et la stabilité de ce composé sont très Dépendant du pH. En général, ce composé se décomposera chaque fois qu'il en aura l'occasion.

Structure de $ \ ce {OClH} $

Ceci la structure est environ $ 61.5 ~ \ mathrm {kcal \, mol ^ {- 1}} $ plus élevée en énergie et donc assez instable. Mais cela ne veut pas dire qu'il n'existe pas.
Le point intéressant ici est que les deux liaisons ont à peu près la même force et que les deux peuvent être considérées comme principalement covalentes. La liaison oxygène-chlore, $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = 0,25 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3}} $ , a une densité d'électrons un peu plus élevée que la liaison chlore hydrogène, $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {Cl-H}) = 0,21 ~ \ mathrm {e \, a. \! u. ^ {- 3}} $ . Les deux ont un laplacien négatif, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = - 0,19 $ , $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {Cl-H}) = - 0,57 $ , c'est-à-dire l'accumulation de charges.

QTAIM plot of OClH

Autres structures possibles de $ \ ce {HOCl} $

Toute autre structure, par exemple linéaire ou courbé $ \ ce {OHCl} $ , il n'y a pas de minima sur la surface d'énergie potentielle. Ils peuvent exister sous forme d'états excités ou de transition, mais ils sont incroyablement de courte durée. Il suffit de se soucier de ces espèces lorsqu'il s'agit de réactions complexes en phase gazeuse. (Il est maintenant possible qu'ils soient stables en solution.)

Conclusion

S'il est théoriquement possible d'avoir l'oxygène en position terminale, ce n'est certainement pas l'état fondamental. Un autre aspect à considérer est également de savoir avec quelle précision une structure de Lewis peut représenter la molécule. Surtout quand il s'agit de petites molécules, il faut toujours le prendre avec un grain de sel car la plupart des théories freinent à ce niveau.
Pour le niveau de chimie jusqu'au lycée, cependant, la réponse à cette question est la une donnée par tant d'autres auparavant.


Si cela ne vous a pas ennuyé à mort, puis-je suggérer de la littérature supplémentaire: Kirk A. Peterson, Sergei Skokov et Joel M. Bowman; J. Chem. Phys. 1999, 111, 7446. ( miroir)

#2
+5
bon
2015-02-15 22:25:35 UTC
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Mettre l'oxygène au milieu est certainement la bonne façon de procéder.

enter image description here enter image description here

#3
+4
Another.Chemist
2015-05-22 22:04:03 UTC
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  • Structure de Lewis pour HOCl

enter image description here

  • La bonne façon de déterminer la structure de Lewis, basée sur cet exemple , est:

    1. Electrons de valence totaux: 7 $ + 6 + 1 = 14 $
    2. Electrons totaux nécessaires pour les octets / doublets: 8 $ \ cdot2 + 2 \ cdot1 = 18 $
    3. Total des électrons partagés / de liaison: 18-14 $ = 4 $ (En d'autres termes, il n'y a que deux liaisons simples.)
    4. Nombre total d'électrons en paires isolées: $ \ text {Étape 1} - \ text {Step 3} = 14 - 4 = 10 $ (En d'autres termes, il n'y a que 5 paires d'électrons solitaires (2 pour $ \ ce {O} $ et trois pour $ \ ce {Cl} $) )
  • Pour plus d'informations sur la façon de dessiner des structures de Lewis, veuillez suivre le lien

#4
+3
Yomen Atassi
2015-02-15 22:37:36 UTC
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La structure lewis de l'acide hypochloreux: enter image description here

#5
+3
Gonçalo Justino
2015-02-16 02:52:17 UTC
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Le problème est que $ \ ce {HOCl} $ se dissociera, comme d'habitude, en $ \ ce {H + + OCl -} $, ce qui ne peut être possible que parce que $ \ ce {Cl} $ est formellement $ \ ce {Cl +} $ et non le $ \ ce {Cl -} $ attendu. Si $ \ ce {O} $ devait être mis à une extrémité, on se retrouverait avec $ \ ce {OHCl} $, ce qui n'a aucun sens car $ \ ce {H} $ ne peut pas faire deux liaisons, ou $ \ ce {OClH} $, ce qui n'a aucun sens car $ \ ce {HCl} $ existe indépendamment.

Les acides hypohaleux, comme $ \ ce {HOCl} $, sont un point d'entrée dans la chimie "bizarre" d'halogénures, qui au moins dans les pays européens que je connais ne sont couverts que tardivement à l'université.

En y regardant de plus près, je ne peux souscrire à votre réponse. '$ \ ce {OClH} $ […] n'a aucun sens car $ \ ce {HCl} $ existe indépendamment' - cet argument est à peu près aussi valide que '$ \ ce {CO2} $ n'a aucun sens car $ \ ce { CO} $ existe indépendamment '. -1 $
#6
+1
Jan
2015-12-09 16:32:19 UTC
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D'autres réponses ont bien montré l'exactitude chimique. Mais du point de vue du lycée, rien ne vous empêche de dessiner la structure différemment, n'est-ce pas? Eh bien, regardons les deux possibilités dans les structures de Lewis (paires isolées omises pour plus de clarté):

Considérons que chaque atome respecte la règle de l'octet (hydrogène: règle du dublet) et donc le terminal non-hydrogène ayant trois paires isolées et l'atome central en ayant deux. Quelle structure est la plus stable? Considérez les règles suivantes:

  1. Les structures de tous les octets sont plus stables que celles qui s'étendent ou sont inférieures à un octet pour chaque atome.

    Comme ce sont les deux Structures tout octet ce point est sans objet.

  2. La structure avec les charges les moins formelles est plus stable.

    La structure de droite l'emporte; il n'a aucun frais formel, tandis que la gauche a $ \ pm 1 $. Le point suivant est maintenant plus nécessaire.

  3. Pour les structures qui ne peuvent pas éviter les charges formelles, il est plus stable d'avoir des charges négatives formelles sur les atomes électronégatifs et formelles positives sur les atomes électropositifs.

Ainsi, les deux sont des structures possibles (Martin y a fait de jolis calculs) mais nous pouvons prédire correctement la structure plus stable selon ces règles (en prenant à nouveau les résultats de Martin comme point de départ). Votre enseignant vous a essentiellement dit de sauter cette analyse et de passer directement à ce qui est correct.



Ce Q&R a été automatiquement traduit de la langue anglaise.Le contenu original est disponible sur stackexchange, que nous remercions pour la licence cc by-sa 3.0 sous laquelle il est distribué.
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