1. Comptez les électrons de valence : Le soufre a 6 électrons de valence et chaque fluor en a 7, totalisant 6 + (6 x 7) =48 électrons de valence.
2. Placez l'élément le moins électronégatif au centre : Le soufre est moins électronégatif que le fluor, il va donc au centre.
3. Connectez les atomes externes avec des liaisons simples : Connectez chaque fluor au soufre avec une simple liaison. Cela utilise 12 électrons (6 liaisons x 2 électrons par liaison).
4. Complétez les octets des atomes externes : Chaque fluor a besoin de 6 électrons supplémentaires pour compléter son octet. Répartissez les 36 électrons restants (48 - 12) sous forme de paires isolées autour des atomes de fluor.
La structure de Lewis finale ressemble à ceci :
F
|
F - S - F
|
F
|
F
|
F
Remarques importantes :
* L'atome de soufre central est entouré de 12 électrons, ce qui représente plus d'un octet. Ceci est autorisé pour les éléments de la troisième période et au-delà car ils peuvent accueillir des octets étendus.
* L'hexafluorure de soufre est une molécule très stable en raison des fortes liaisons S-F et de la disposition symétrique des atomes de fluor.
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