Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De Lewis-structuur van SbF3 heeft een antimoonatoom (Sb) in het midden dat wordt omgeven door drie fluoratomen (F). Er zijn 3 enkele bindingen tussen het antimoonatoom (Sb) en elk fluoratoom (F). Er is 1 eenzaam paar op het antimoon (Sb) atoom en 3 eenzame paren op de drie fluor (F) atomen.
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van SbF3, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van SbF3 tekent.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van SbF3.
Stappen voor het tekenen van de SbF3 Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SbF3-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het SbF3-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het antimoonatoom en in het fluoratoom.
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan van elk atoom.)
Hier zal ik je vertellen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van antimoon en fluor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het SbF3-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het antimoonatoom:
Antimoon is een element in groep 15 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in antimoon 5 .
Je kunt de 5 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het antimoonatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
→ Valentie-elektronen gegeven door het fluoratoom:
Fluoriet is een element in groep 17 van het periodiek systeem. [2] Daarom is het valentie-elektron dat aanwezig is in fluoriet 7 .
Je kunt de 7 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het fluoratoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
Dus,
Totale valentie-elektronen in het SbF3-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 antimoonatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 3 fluoratomen = 5 + 7(3) = 26 .
Stap 2: Selecteer het centrale atoom
Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve atoom in het centrum blijft.
Het gegeven molecuul is hier SbF3 en het bevat antimoonatomen (Sb) en fluoratomen (F).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het antimoonatoom (Sb) en het fluoratoom (F) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van antimoon (Sb) en fluor (F) vergelijken, dan is het antimoonatoom minder elektronegatief .
Hier is het antimoonatoom (Sb) het centrale atoom en de fluoratomen (F) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moeten we in het SbF3-molecuul de elektronenparen tussen het antimoonatoom (Sb) en de fluoratomen (F) plaatsen.
Dit geeft aan dat antimoon (Sb) en fluor (F) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een SbF3-molecuul.
Stap 4: Maak de externe atomen stabiel. Plaats het resterende valentie-elektronenpaar op het centrale atoom.
In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.
Hier in de schets van het SbF3-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen fluoratomen zijn.
Deze externe fluoratomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het SbF3-molecuul.
Het SbF3-molecuul heeft in totaal 26 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 24 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 26 – 24 = 2 .
Je moet deze 2 elektronen op het centrale antimoonatoom in het diagram hierboven van het SbF3-molecuul plaatsen.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom
In deze stap moet je controleren of het centrale antimoonatoom (Sb) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale antimoonatoom (Sb) te controleren, is het noodzakelijk om te controleren of het een octet vormt of niet.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het antimoonatoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.
En dus is het centrale antimoonatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van SbF3 stabiel is of niet.
Stap 6: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur
Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van SbF3 moet controleren.
De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept .
Kortom, we moeten nu de formele lading vinden op de antimoonatomen (Sb) en op de fluoratomen (F) die aanwezig zijn in het SbF3-molecuul.
Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:
Formele lading = Valentie-elektronen – (bindende elektronen)/2 – Niet-bindende elektronen
In de onderstaande afbeelding ziet u het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom van het SbF3-molecuul.
Voor het antimoonatoom (Sb):
Valentie-elektronen = 5 (omdat antimoon in groep 15 zit)
Bindende elektronen = 6
Niet-bindende elektronen = 2
Voor het fluorietatoom (F):
Valentie-elektronen = 7 (omdat fluoriet in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| Zb | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het antimoonatoom (Sb) als het fluoratoom (F) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van SbF3 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van SbF3.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van SbF3 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van SbF3.
Ik hoop dat je alle bovenstaande stappen volledig hebt begrepen.
Voor meer oefening en een beter begrip kun je andere Lewis-structuren proberen die hieronder worden vermeld.
Probeer (of bekijk in ieder geval) deze Lewis-structuren voor een beter begrip: