Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De OCl2 Lewis-structuur heeft een zuurstofatoom (O) in het midden dat wordt omgeven door twee chlooratomen (Cl). Er zijn 2 enkele bindingen tussen het zuurstofatoom (O) en elk chlooratoom (Cl). Er zijn twee alleenstaande paren op het zuurstofatoom (O) en drie alleenstaande paren op de twee chlooratomen (Cl).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van OCl2 (zuurstofdichloride), blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stapsgewijze uitleg over het tekenen van een structuur van OCl2 .
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van OCl2.
Stappen voor het tekenen van de OCl2 Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het OCl2-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het OCl2-molecuul (zuurstofdichloride) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het zuurstofatoom en in het chlooratoom.
(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 zuurstof en chloor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in het OCl2-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:
Zuurstof is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [1] 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.
→ Valentie-elektronen gegeven door het chlooratoom:
Chloor is een element in groep 17 van het periodiek systeem. [2] Daarom zijn de valentie-elektronen in chloor 7 .
Je kunt de 7 valentie-elektronen in het chlooratoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
Dus,
Totale valentie-elektronen in OCl2-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 2 chlooratomen = 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 OCl2 (zuurstofdichloride) en het bevat zuurstofatomen (O) en chlooratomen (Cl).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het zuurstofatoom (O) en het chlooratoom (Cl) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van zuurstof (O) en chloor (Cl) vergelijken, dan is het zuurstofatoom minder elektronegatief .
Hier is het zuurstofatoom (O) het centrale atoom en de chlooratomen (Cl) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het OCl2-molecuul de elektronenparen tussen het zuurstofatoom (O) en de chlooratomen (Cl) plaatsen.
Dit geeft aan dat zuurstof (O) en chloor (Cl) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een OCl2-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 OCl2-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen chlooratomen zijn.
Deze externe chlooratomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het OCl2-molecuul.
Het OCl2-molecuul heeft in totaal 20 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 16 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 20 – 16 = 4 .
Je moet deze 4 elektronen op het centrale zuurstofatoom in het diagram hierboven van het OCl2-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 zuurstofatoom (O) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale zuurstofatoom (O) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het zuurstofatoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.
En dus is het centrale zuurstofatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van OCl2 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 OCl2 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 zuurstofatomen (O) en de chlooratomen (Cl) in het OCl2-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 kun je het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom van het OCl2-molecuul zien.
Voor het zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
Voor het chlooratoom (Cl):
Elektronenvalentie = 7 (omdat chloor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Kl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het zuurstofatoom (O) als het chlooratoom (Cl) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van OCl2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van OCl2.
In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van OCl2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van OCl2.
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: