Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De AsO4 3-Lewis-structuur heeft een arseenatoom (As) in het midden dat wordt omgeven door vier zuurstofatomen (O). Er zijn 1 dubbele binding en 3 enkele bindingen tussen het arseenatoom (As) en elk zuurstofatoom (O). Er zijn 2 alleenstaande paren op een dubbelgebonden zuurstofatoom (O) en 3 alleenstaande paren op een enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de AsO4 3-Lewis-structuur, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van AsO4 3- ion .
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van het AsO4 3- ion.
Stappen voor het tekenen van de AsO4 3-Lewis-structuur
Stap 1: Vind het totale aantal valentie-elektronen in AsO4 3-ion
Om het totale aantal valentie-elektronen in AsO4 3-ion te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het arseenatoom en 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 arseen en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het AsO4 3-ion
→ Valentie-elektronen gegeven door het arseenatoom:
Arseen is een element in groep 15 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in arseen 5 .
Je kunt de 5 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het arseenatoom, 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,
Totaal valentie-elektronen in AsO4 3- ion = valentie-elektronen gedoneerd door 1 arseenatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 4 zuurstofatomen + 3 extra elektronen toegevoegd vanwege 3 negatieve ladingen = 5 + 6(4) + 3 = 32 .
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 AsO4 3-ion en het bevat een arseenatoom (As) en zuurstofatomen (O).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het arseen (As) atoom en het zuurstof (O) atoom zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van arseen (As) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het arseenatoom minder elektronegatief .
Hier is het arseenatoom (As) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
In het AsO4-molecuul moeten we de elektronenparen tussen het arseenatoom (As) en de zuurstofatomen (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat arseen (As) en zuurstof (O) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een AsO4-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 AsO4-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen zuurstofatomen zijn.
Deze externe zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het AsO4 3- ion.
Het AsO4 3- ion heeft in totaal 32 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 het AsO4 3- ion 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 arseenatomen (As) en de zuurstofatomen (O) in het AsO4-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 AsO4-molecuul.
Voor het arseenatoom (As):
Valentie-elektronen = 5 (omdat arseen 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 | ||
| Ace | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het arseenatoom (As) een lading heeft van +1 , terwijl het zuurstofatoom een lading heeft van -1 .
Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het AsO4-molecuul houden.
De afbeelding hierboven laat zien dat de Lewis-structuur van AsO4 niet stabiel is.
We moeten deze ladingen dus minimaliseren door het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het arseenatoom te verplaatsen.
Nadat het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het arseenatoom is verplaatst, worden de ladingen van arseen en een zuurstofatoom nul. En het is een stabielere Lewis-structuur. (zie afbeelding hieronder).
Er blijven drie -v ladingen achter op de zuurstofatomen, wat een formele -3 lading geeft op het AsO4-molecuul. Deze totale lading van -3 op het AsO4-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het AsO4 3-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 AsO4 3-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: