Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De XeF6 Lewis-structuur heeft een xenon (Xe) atoom in het midden dat wordt omgeven door zes fluor (F) atomen. Er zijn 6 enkele bindingen tussen het Xenon-atoom (Xe) en elk fluoratoom (F). Er zijn twee alleenstaande paren op het Xenon-atoom (Xe) en drie alleenstaande paren op de zes fluoratomen (F).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van XeF6, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van XeF6 tekent.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van XeF6.
Stappen voor het tekenen van de XeF6 Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het XeF6-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in het XeF6-molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het xenonatoom en in het fluoratoom.
(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 xenon en fluor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het XeF6-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het xenonatoom:
Xenon is een element in groep 18 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in xenon 8 .
Je kunt de 8 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het xenonatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
→ Valentie-elektronen gegeven door het fluoratoom:
Fluoriet is een element in groep 17 van het periodiek systeem.[2] Daarom is het valentie-elektron dat aanwezig is in fluoriet 7 .
Je kunt de 7 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het fluoratoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
Dus,
Totale valentie-elektronen in het XeF6-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 xenonatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 6 fluoratomen = 8 + 7(6) = 50 .
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 XeF6 en het bevat xenon (Xe) atomen en fluor (F) atomen.
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het xenonatoom (Xe) en het fluoratoom (F) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van xenon (Xe) en fluor (F) vergelijken, dan is het xenonatoom minder elektronegatief .
Hier is het xenon (Xe) atoom het centrale atoom en de fluor (F) atomen de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het XeF6-molecuul de elektronenparen tussen het xenonatoom (Xe) en de fluoratomen (F) plaatsen.
Dit geeft aan dat xenon (Xe) en fluor (F) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een XeF6-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 XeF6-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen fluoratomen zijn.
Deze externe fluoratomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het XeF6-molecuul.
Het XeF6-molecuul heeft in totaal 50 valentie-elektronen en hiervan worden slechts 48 valentie-elektronen gebruikt in het bovenstaande diagram.
Dus het aantal resterende elektronen = 50 – 48 = 2 .
Je moet deze 2 elektronen op het centrale xenonatoom plaatsen in de bovenstaande schets van het XeF6-molecuul.
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 XeF6 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 xenon (Xe) atomen en van de fluor (F) atomen die aanwezig zijn in het XeF6-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 kunt u het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom van het XeF6-molecuul zien.
Voor het Xenon-atoom (Xe):
Valentie-elektronen = 8 (omdat xenon in groep 18 zit)
Bindende elektronen = 12
Niet-bindende elektronen = 2
Voor het fluoratoom (F):
Elektronenvalentie = 7 (omdat fluor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| Xe | = | 8 | – | 12/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het xenon (Xe) atoom als het fluor (F) atoom een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van XeF6 stabiel is en dat er geen verdere veranderingen zijn in de bovenstaande structuur van XeF6.
In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van XeF6 kun je ook elk paar bindende elektronen (:) voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van XeF6.
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: