Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De SbF6-Lewis-structuur heeft een antimoonatoom (Sb) in het midden dat wordt omgeven door zes fluoratomen (F). Er zijn zes enkele bindingen tussen het antimoonatoom (Sb) en elk fluoratoom (F). Er zit een formele lading -1 op het antimoonatoom (Sb).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de SbF6-Lewis-structuur, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van SbF6-ion.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van het SbF6-ion.
Stappen voor het tekenen van de SbF6-Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SbF6-ion
Om het totale aantal valentie-elektronen in een SbF6-ion 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 SbF6-ion
→ 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,
Totaal valentie-elektronen in SbF6-ion = valentie-elektronen gedoneerd door 1 antimoonatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 6 fluoratomen + 1 extra elektron toegevoegd vanwege 1 negatieve lading = 5 + 7(6) + 1 = 48 .
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 ion is hier het SbF6-ion 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 SbF6-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 SbF6-molecuul.
Stap 4: Maak de externe atomen stabiel
In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.
Hier in de schets van het SbF6-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen fluoratomen zijn.
Deze externe fluoratomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het SbF6-ion.
Het SbF6-ion heeft in totaal 48 valentie-elektronen en al deze valentie-elektronen worden in het bovenstaande diagram gebruikt.
Er zijn dus geen paren elektronen meer om op het centrale atoom te houden.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur
Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van SbF6 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 van de antimoonatomen (Sb) en de fluoratomen (F) die aanwezig zijn in het SbF6-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 SbF6-molecuul.
Voor het antimoonatoom (Sb):
Valentie-elektronen = 5 (omdat antimoon in groep 15 zit)
Bindende elektronen = 12
Niet-bindende elektronen = 0
Voor het fluorietatoom (F):
Valentie-elektronen = 7 (omdat fluor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| Zb | = | 5 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het antimoonatoom (Sb) een lading heeft van -1 en de fluoratomen (F) een lading hebben van 0 .
Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het SbF6-molecuul houden.
Deze totale lading van -1 op het SbF6-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het SbF6-ion kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, krijg je de volgende Lewis-structuur van het SbF6-ion.
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: