Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De H2S Lewis-structuur heeft een zwavelatoom (S) in het midden dat wordt omgeven door twee waterstofatomen (H). Er zijn twee enkele bindingen tussen het zwavelatoom (S) en elk waterstofatoom (H). Er zijn twee alleenstaande paren op het zwavelatoom (S).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van H2S, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur vanH2S kunt tekenen.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van H2S.
Stappen voor het tekenen van de H2S Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het H2S-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het H2S-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het waterstofatoom en in het zwavelatoom.
(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 waterstof en zwavel kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in het H2S-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het waterstofatoom:
Waterstof is een element uit groep 1 van het periodiek systeem. [1] Het valentie-elektron in waterstof is dus 1 .
Je kunt zien dat er slechts één valentie-elektron aanwezig is in het waterstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
→ Valentie-elektronen gegeven door het zwavelatoom:
Zwavel is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [2] 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.
Dus,
Totale valentie-elektronen in het H2S-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 2 waterstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 1 zwavelatoom = 1(2) + 6 = 8 .
Stap 2: Selecteer het centrale atoom
Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve atoom in het centrum blijft.
(Denk eraan: als er waterstof in het gegeven molecuul aanwezig is, plaats dan altijd waterstof aan de buitenkant.)
Het gegeven molecuul is hier H2S (diwaterstofsulfide) en het bevat waterstofatomen (H) en een zwavelatoom (S).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het waterstofatoom (H) en het zwavelatoom (S) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van waterstof (H) en zwavel (S) vergelijken, dan is het waterstofatoom minder elektronegatief . Maar volgens de regel moeten we de waterstof buiten houden.
Hier is het zwavelatoom (S) het centrale atoom en de waterstofatomen (H) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het H2S-molecuul de elektronenparen tussen het zwavelatoom (S) en de waterstofatomen (H) plaatsen.
Dit geeft aan dat zwavel (S) en waterstof (H) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een H2S-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 het diagram van het H2S-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen waterstofatomen zijn.
Deze externe waterstofatomen vormen een duplet en zijn daarom stabiel.
Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het H2S-molecuul.
Het H2S-molecuul heeft in totaal 8 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 4 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 8 – 4 = 4 .
Je moet deze 4 elektronen op het centrale zwavelatoom in het bovenstaande diagram van het H2S-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 H2S 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 H2S 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 waterstof- (H) en zwavel- (S) atomen die aanwezig zijn in het H2S-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 H2S-molecuul.
Voor het waterstofatoom (H):
Valentie-elektron = 1 (omdat waterstof in groep 1 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 0
Voor het zwavelatoom (S):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zwavel in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel waterstofatomen (H) als zwavelatomen (S) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van H2S stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van H2S.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van H2S kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van H2S.
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: