Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De SO Lewis-structuur heeft een zwavelatoom (S) en een zuurstofatoom (O) die een dubbele binding daartussen bevatten. Er zijn twee alleenstaande paren op het zwavelatoom (S) en het zuurstofatoom (O).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de SO Lewis-structuur, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van SO kunt tekenen.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van SO.
Stappen voor het tekenen van de SO Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SO-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het SO-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een zwavelatoom en in een 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 zwavel en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het SO-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 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 SO-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 zwavelatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom = 6 + 6 = 12 .
Stap 2: Selecteer het centrale atoom
Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve atoom in het centrum blijft.
Hier is het gegeven molecuul SO. Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren.
Stel dat het zuurstofatoom een centraal atoom is.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het SO-molecuul de elektronenparen tussen het zwavelatoom (S) en het zuurstofatoom (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat het zwavelatoom (S) en het zuurstofatoom (O) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een SO-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 SO-molecuul gingen we ervan uit dat het zuurstofatoom het centrale atoom was. Zwavel is daarom het externe atoom.
We moeten daarom het zwavelatoom stabiel maken.
Je ziet in onderstaande afbeelding dat het zwavelatoom een octet vormt en dus stabiel is.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het SO-molecuul.
Het SO-molecuul heeft in totaal 12 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 8 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 12 – 8 = 4 .
Je moet deze 4 elektronen op het zuurstofatoom in het bovenstaande diagram van het SO-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 zuurstofatoom (O) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van dit zuurstofatoom (O) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Helaas vormt dit zuurstofatoom hier geen octet. Zuurstof heeft slechts 6 elektronen en is onstabiel.
Om dit zuurstofatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het zwavelatoom verplaatsen.
Na het verplaatsen van dit elektronenpaar krijgt het zuurstofatoom nog 2 elektronen en wordt het totale aantal elektronen dus 8.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het zuurstofatoom een octet vormt.
En dus is dit zuurstofatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van SO 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 SO 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 op het zwavelatoom (S) en het zuurstofatoom (O) dat aanwezig is in het SO-molecuul.
Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:
Formele lading = Valentie-elektronen – (bindende elektronen)/2 – Niet-bindende elektronen
Je kunt het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen zien in de onderstaande afbeelding.
Voor het zwavelatoom (S):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zwavel in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
Voor het zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zwavel- (S)- en zuurstofatomen (O) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van SO stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van SO.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van SO kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van SO.
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: