Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De HCl Lewis-structuur heeft een waterstofatoom (H) en een chlooratoom (Cl) die een enkele binding daartussen bevatten. Er zijn 3 alleenstaande paren op het chlooratoom (Cl).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van Lewis-structuur van HCl (waterstofchloride), blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een structuur van HCl (waterstofchloride) tekent. HCl Lewis.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van HCl.
Stappen voor het tekenen van de HCl Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het HCl-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het HCl-molecuul (waterstofchloride) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel waterstofatoom 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 waterstof en chloor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in HCl-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 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 HCl-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 waterstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 chlooratoom = 1 + 7 = 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.
Het gegeven molecuul is nu HCl (waterstofchloride). Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren.
Laten we aannemen dat het chlooratoom een centraal atoom is (omdat we de waterstof in elke Lewis-structuur buiten moeten houden).
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het HCl-molecuul de elektronenparen tussen het waterstofatoom (H) en het chlooratoom (Cl) plaatsen.
Dit geeft aan dat het waterstofatoom (H) en het chlooratoom (Cl) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een HCl-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 HCl-molecuul hebben we aangenomen dat het chlooratoom het centrale atoom is. Waterstof is dus het externe atoom.
We moeten het waterstofatoom daarom stabiel maken.
Je ziet in onderstaande afbeelding dat het waterstofatoom een duplet vormt en dus stabiel is.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het HCl-molecuul.
Het HCl-molecuul heeft in totaal 8 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 2 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 8 – 2 = 6 .
Je moet deze 6 elektronen op het chlooratoom in het bovenstaande diagram van het HCl-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 chlooratoom (Cl) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale chlooratoom (Cl) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het chlooratoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.
En dus is het centrale chlooratoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van HCl 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 HCl 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 waterstofatomen (H) en de chlooratomen (Cl) in het HCl-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 kunt u het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom HCl-molecuul zien.
Voor het waterstofatoom (H):
Valentie-elektron = 1 (omdat waterstof in groep 1 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 0
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 | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| Kl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het waterstofatoom (H) als het chlooratoom (Cl) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van HCl stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van HCl.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van HCl kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van HCl.
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: