Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De SF2 Lewis-structuur heeft een zwavelatoom (S) in het midden dat wordt omgeven door twee fluoratomen (F). Er zijn twee enkele bindingen tussen het zwavelatoom (S) en elk fluoratoom (F). Er zijn twee alleenstaande paren op het zwavelatoom (S) en drie alleenstaande paren op de twee fluoratomen (F).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van SF2 (zwaveldifluoride), blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van SF2 kunt tekenen.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van SF2.
SF2 Lewis-structuurtekenstappen
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SF2-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het SF2-molecuul (zwaveldifluoride) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het zwavelatoom 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 zwavel en fluor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in SF2-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het zwavelatoom:
Zwavel is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in zwavel 6 .
Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het zwavelatoom, 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 SF2-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 zwavelatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 2 fluoratomen = 6 + 7(2) = 20 .
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 SF2 (zwaveldifluoride) en het bevat zwavelatomen (S) en fluoratomen (F).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het zwavelatoom (S) en het fluoratoom (F) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van zwavel (S) en fluor (F) vergelijken, dan is het zwavelatoom minder elektronegatief .
Hier is het zwavelatoom (S) 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 SF2-molecuul de elektronenparen tussen het zwavelatoom (S) en de fluoratomen (F) plaatsen.
Dit geeft aan dat zwavel (S) en fluor (F) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een SF2-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 SF2-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 SF2-molecuul.
Het SF2-molecuul heeft in totaal 20 valentie-elektronen , waarvan er in het bovenstaande diagram slechts 16 valentie-elektronen worden gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 20 – 16 = 4 .
Je moet deze 4 elektronen op het centrale zwavelatoom in het diagram hierboven van het SF2-molecuul plaatsen.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom
In deze stap moet u controleren of het centrale zwavelatoom (S) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale zwavelatoom (S) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het zwavelatoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.
En dus is het centrale zwavelatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van SF2 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 SF2 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 zwavelatomen (S) en van de fluoratomen (F) die aanwezig zijn in het SF2-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 SF2-molecuul.
Voor het zwavelatoom (S):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zwavel in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
Voor het fluoratoom (F):
Elektronenvalentie = 7 (omdat fluor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het zwavelatoom (S) als het fluoratoom (F) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van SF2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van SF2.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van SF2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Door dit te doen krijg je de volgende Lewis-structuur van SF2.
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: