Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De Lewis-structuur van N2O heeft 1 drievoudige binding tussen de twee stikstofatomen (N) en 1 enkele binding tussen het stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O). Er zijn 3 eenzame paren op het zuurstofatoom (O) en 1 eenzaam paar op het buitenste stikstofatoom (N).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van N2O, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van N2O .
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van N2O.
Stappen voor het tekenen van de N2O Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het N2O-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het N2O-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het stikstofatoom 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 stikstof en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in het N2O-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het stikstofatoom:
Stikstof is een element in groep 15 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in stikstof 5 .
Je kunt de 5 valentie-elektronen in het stikstofatoom 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 N2O-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 2 stikstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 5(2) + 6 = 16 .
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 N2O en het bevat stikstofatomen (N) en één zuurstofatoom (O).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van stikstof (N) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het stikstofatoom minder elektronegatief .
Dus hier is een van de stikstofatomen (N) het centrale atoom en het andere stikstofatoom (N) en het zuurstofatoom (O) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het N2O-molecuul de elektronenparen tussen de twee stikstofatomen (N) en tussen de stikstofatomen (N) en zuurstofatomen (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden zijn in een N2O-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 N2O-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen het stikstofatoom en het zuurstofatoom zijn.
Deze externe stikstof- en zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het N2O-molecuul.
Het N2O-molecuul heeft in totaal 16 valentie-elektronen en al deze valentie-elektronen worden gebruikt in het bovenstaande diagram van N2O.
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 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 stikstofatoom (N) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale stikstofatoom (N) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Helaas vormt het centrale stikstofatoom hier geen octet. Stikstof heeft slechts 4 elektronen en is onstabiel.
Om dit stikstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste atoom zodanig verschuiven dat het centrale stikstofatoom 8 elektronen kan hebben (dwz één octet).
Maar van welke atomen moet het elektronenpaar worden verplaatst?
Stikstof?
Zuurstof? Goud
In één keer?
Onthoud dus dat je het elektronenpaar moet verplaatsen van het atoom dat minder elektronegatief is.
Het minder elektronegatieve atoom heeft inderdaad een grotere neiging om elektronen te doneren.
Als we hier het stikstofatoom en het zuurstofatoom vergelijken, is het stikstofatoom minder elektronegatief.
Je moet dus het elektronenpaar van het stikstofatoom verplaatsen.
Maar na het verplaatsen van een paar elektronen vormt het centrale stikstofatoom nog steeds geen octet, omdat het slechts zes elektronen heeft.
Opnieuw moeten we een extra paar elektronen van het stikstofatoom verplaatsen.
Na het verplaatsen van dit elektronenpaar zal het centrale stikstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het centrale stikstofatoom een octet vormt.
En dus is het centrale stikstofatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van N2O 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 N2O moet controleren.
De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept .
Kortom, we moeten nu de formele lading van de stikstofatomen (N) en van het zuurstofatoom (O) in het N2O-molecuul vinden.
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 N2O-molecuul.
Voor het externe stikstofatoom (N):
Valentie-elektronen = 5 (omdat stikstof in groep 15 zit)
Bindende elektronen = 6
Niet-bindende elektronen = 2
Voor het centrale stikstofatoom (N):
Valentie-elektronen = 5 (omdat stikstof in groep 15 zit)
Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0
Voor het zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| N (buitenkant) | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| N (centraal) | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het centrale stikstofatoom (N) een lading heeft van +1 en het zuurstofatoom (O) een lading heeft van -1 .
Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het N2O-molecuul houden.
De +1 en -1 ladingen in de bovenstaande schets zijn geannuleerd en de bovenstaande Lewis-puntstructuur van N2O is de stabiele Lewis-structuur.
In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van N2O kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van N2O.
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: