Analyse de la Stabilité Moléculaire de LiOF

Principe :

Le nombre total d'électrons de valence pour un groupement polyatomique est la somme des électrons de valence de chaque atome constituant. Pour un anion, on ajoute le nombre d'électrons correspondant à la charge négative. Pour un cation, on soustrait le nombre d'électrons correspondant à la charge positive. Ici, nous considérons d'abord le groupement neutre OF pour ensuite former l'anion.

Calcul pour le groupement [OF] (avant de considérer la charge de l'anion) :

• Électrons de valence de l'Oxygène (O) : 6
• Électrons de valence du Fluor (F) : 7

Pour l'anion [OF]⁻, il faut ajouter 1 électron pour la charge négative.

Principe :

Pour dessiner une structure de Lewis, on connecte les atomes avec des liaisons simples, puis on distribue les électrons restants pour satisfaire la règle de l'octet (8 électrons autour de chaque atome, sauf H qui en a 2) pour autant d'atomes que possible, en commençant par les atomes les plus électronégatifs (terminaux).

Construction :

1. Total d'électrons de valence pour [OF]⁻ : 14 électrons.

2. Connecter O et F par une liaison simple (2 électrons) : O–F. Il reste \(14 - 2 = 12\) électrons à placer.

3. Compléter l'octet de l'atome le plus électronégatif, le Fluor (F). Il a déjà 2 électrons de la liaison, il lui en faut 6 de plus (3 doublets non liants). Il reste \(12 - 6 = 6\) électrons.

4. Placer les électrons restants sur l'atome d'Oxygène (O). Il a 2 électrons de la liaison, il lui en faut 6 de plus (3 doublets non liants).

La structure est donc :

Principe :

La charge formelle (CF) d'un atome dans une structure de Lewis est la charge hypothétique que l'atome aurait si tous les électrons de liaison étaient partagés équitablement. Elle se calcule par : \(\text{CF} = (\text{Nombre d'e}^- \text{ de valence de l'atome isolé}) - (\text{Nombre d'e}^- \text{ non liants}) - \frac{1}{2} (\text{Nombre d'e}^- \text{ liants})\).

Calculs :

Pour l'Oxygène (O) dans \([ \text{:} \ddot{\text{O}} \text{--} \ddot{\text{F}} \text{:} ]^-\) (6 e⁻ non liants, 2 e⁻ liants) :

Pour le Fluor (F) dans \([ \text{:} \ddot{\text{O}} \text{--} \ddot{\text{F}} \text{:} ]^-\) (6 e⁻ non liants, 2 e⁻ liants) :

La somme des charges formelles (\(-1 + 0 = -1\)) correspond bien à la charge de l'anion.

Principe :

Le Lithium (Li) est un métal alcalin avec une très faible électronégativité (\(\chi(\text{Li}) \approx 1.0\)). L'oxygène (\(\chi(\text{O}) \approx 3.4\)) et le fluor (\(\chi(\text{F}) \approx 4.0\)) sont très électronégatifs. La différence d'électronégativité entre Li et O (ou F) est grande, suggérant une liaison de nature principalement ionique. Le lithium aura tendance à perdre son électron de valence pour former l'ion Li⁺.

Le groupement [OF]⁻, calculé précédemment, portera la charge négative. La molécule LiOF sera donc formée par l'attraction électrostatique entre l'ion Li⁺ et l'anion [OF]⁻.

Structure de Lewis de LiOF :

La structure combine l'ion Li⁺ avec l'anion [OF]⁻ où la charge formelle -1 est sur l'oxygène :

La liaison Li–O est de nature ionique. La liaison O–F est de nature covalente polaire.

Principe :

Les charges formelles sont calculées comme précédemment. Pour Li⁺, il a perdu son électron de valence.

Calculs :

Pour le Lithium (Li) : L'ion Li⁺ a 0 électron de valence (il en avait 1, mais l'a perdu). Il n'a pas d'électrons non liants ni liants dans ce contexte ionique simple.

(Plus simplement, Li forme un ion Li⁺, donc sa charge est +1).

Pour l'Oxygène (O) dans [OF]⁻ : (calculé en Q3)

Pour le Fluor (F) dans [OF]⁻ : (calculé en Q3)

La somme des charges formelles dans la molécule LiOF est \(+1 + (-1) + 0 = 0\), ce qui est correct pour une molécule neutre.

Analyse :

1. Règle de l'octet : Dans la structure Li⁺ [ :Ö̤−F̤: ]⁻ :

• Li⁺ a perdu son unique électron de valence, atteignant la configuration électronique de l'hélium (duet stable).
• L'Oxygène a 1 liaison (2 e⁻ partagés) et 3 doublets non liants (6 e⁻), soit un total de 8 électrons de valence autour de lui. Il respecte la règle de l'octet.
• Le Fluor a 1 liaison (2 e⁻ partagés) et 3 doublets non liants (6 e⁻), soit un total de 8 électrons de valence autour de lui. Il respecte la règle de l'octet.

2. Charges Formelles et Électronégativité :

• Les charges formelles sont Li(+1), O(-1), F(0).
• La somme des charges formelles est nulle, ce qui est attendu pour une molécule neutre.
• La charge formelle négative (-1) est localisée sur l'atome d'oxygène. Le fluor est l'élément le plus électronégatif (\(\chi(\text{F}) = 4.0\)), suivi de l'oxygène (\(\chi(\text{O}) = 3.4\)). Idéalement, la charge formelle négative devrait être sur l'atome le plus électronégatif. Cependant, dans la structure [OF]⁻, si la charge -1 était sur F, et O avait une charge formelle de 0, cela impliquerait une structure où F forme une liaison et O en forme une aussi, ce qui est le cas. La structure avec CF(O)=-1 et CF(F)=0 est la plus stable pour l'anion [OF]⁻ car elle permet à chaque atome de respecter la règle de l'octet avec des liaisons simples.
• La formation d'un ion Li⁺ est très favorable en raison de la faible électronégativité du lithium.

3. Nature des liaisons : La liaison Li–O est fortement ionique, ce qui est stable en raison de la grande différence d'électronégativité. La liaison O–F est covalente, et bien que les deux atomes soient électronégatifs, cette liaison existe dans de nombreux composés (ex: OF₂).

Comparaison avec une structure alternative Li-F-O : Si l'on considérait une connectivité Li-F-O, cela impliquerait Li⁺ et l'anion [FO]⁻. La structure de Lewis de [FO]⁻ serait :F̈−Ö̈:⁻, avec CF(F)=0 et CF(O)=-1. C'est le même anion [OF]⁻. La question est de savoir si Li⁺ se lie à O ou à F. Étant donné que la charge formelle négative est sur O dans l'anion [OF]⁻, l'interaction ionique Li⁺---O est plus probable que Li⁺---F (où F a une charge formelle nulle). Une structure purement covalente Li-F-O où Li forme une liaison covalente avec F est très improbable car Li est un métal qui forme préférentiellement des liaisons ioniques en perdant son électron. Si Li formait une liaison covalente, il n'atteindrait pas une configuration stable.