Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De SiO Lewis-structuur heeft een silicium (Si) atoom en een zuurstof (O) atoom dat een drievoudige binding daartussen bevat. Er is 1 eenzaam paar op het silicium (Si) atoom en op het zuurstof (O) atoom.
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van SiO, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur vanSiO kunt tekenen.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van SiO.
Stappen voor het tekenen van de SiO Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SiO-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het SiO-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel siliciumatoom en in het zuurstofatoom.
(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 silicium en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het SiO-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het siliciumatoom:
Silicium is een element in groep 14 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in silicium 4 .
Je kunt de 4 valentie-elektronen in het siliciumatoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
→ Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:
Zuurstof is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [2] Daarom zijn de valentie-elektronen in zuurstof 6 .
Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het zuurstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
Dus,
Totale valentie-elektronen in het SiO-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 siliciumatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 4 + 6 = 10 .
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 SiO. Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren.
Stel dat het siliciumatoom een centraal atoom is.
(Je moet het minst elektronegatieve atoom als het centrale atoom beschouwen).
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het SiO-molecuul de elektronenparen tussen het siliciumatoom (Si) en het zuurstofatoom (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat het silicium (Si) atoom en het zuurstof (O) atoom chemisch aan elkaar gebonden zijn in een SiO 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 het externe atoom controleren.
Hier in het diagram van het SiO-molecuul gingen we ervan uit dat het siliciumatoom het centrale atoom was. Zuurstof is daarom het externe atoom.
Je moet het zuurstofatoom dus stabiel maken.
Je ziet in onderstaande afbeelding dat het zuurstofatoom een octet vormt en dus stabiel is.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het SiO-molecuul.
Het SiO-molecuul heeft in totaal 10 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 8 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 10 – 8 = 2 .
Je moet deze 2 elektronen op het siliciumatoom in het bovenstaande diagram van het SiO-molecuul plaatsen.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen octet heeft, verplaats dan het eenzame paar om een dubbele of drievoudige binding te vormen.
In deze stap moet u controleren of het centrale silicium (Si) atoom stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van dit silicium (Si) atoom te controleren, moeten we nagaan of het al dan niet een octet vormt.
Helaas vormt dit siliciumatoom hier geen byte. Silicium heeft slechts 4 elektronen en is onstabiel.
Om dit siliciumatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het zuurstofatoom verplaatsen.
Maar na het verplaatsen van een elektronenpaar vormt het siliciumatoom nog steeds geen octet, aangezien het slechts zes elektronen heeft.
Nogmaals, we moeten een extra paar elektronen van het zuurstofatoom verplaatsen.
Na het verplaatsen van dit paar elektronen krijgt het siliciumatoom nog 2 elektronen en wordt het totale aantal elektronen dus 8.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat zowel het siliciumatoom als het zuurstofatoom beide een octet vormen.
En daarom is de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het SiO-molecuul stabiel.
In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van SiO kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van SiO.
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: