Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De Lewis-structuur OH- (hydroxide-ion) heeft een zuurstofatoom (O) en een waterstofatoom (H) die een enkele binding daartussen bevatten. Er zijn 3 eenzame paren op het zuurstofatoom (O). Er zit een formele lading -1 op het zuurstofatoom (O).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van Lewis-structuur OH- (hydroxide-ion), blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur d’ OH-ion .
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van het OH-ion.
Stappen voor het tekenen van de OH-Lewis-structuur
Stap 1: Vind het totale aantal valentie-elektronen in het OH-ion
Om het totale aantal valentie-elektronen in een OH- (hydroxide-ion) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in een enkel zuurstofatoom en in een waterstofatoom.
(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 zuurstof en waterstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in het OH-ion
→ Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:
Zuurstof is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [1] 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.
→ Valentie-elektronen gegeven door het waterstofatoom:
Waterstof is een element uit groep 1 van het periodiek systeem.[2] 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.
Dus,
Totaal valentie-elektronen in OH-ion = valentie-elektronen gedoneerd door 1 zuurstofatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 1 waterstofatoom + 1 extra elektron toegevoegd vanwege 1 negatieve lading = 6 + 1 + 1 = 8 .
Stap 2: Selecteer het centrale atoom
Hier is het gegeven ion het OH-ion. Het heeft slechts twee atomen, dus je kunt elk ervan als centraal atoom selecteren.
(Denk eraan: als er waterstof in het gegeven molecuul aanwezig is, plaats dan altijd waterstof aan de buitenkant.)
Laten we aannemen dat het zuurstofatoom 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 OH-molecuul de elektronenparen tussen het zuurstofatoom (O) en het waterstofatoom (H) plaatsen.
Dit geeft aan dat het zuurstofatoom (O) en het waterstofatoom (H) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een OH-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 OH-molecuul gingen we ervan uit dat het zuurstofatoom het centrale atoom was. 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 berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het OH-ion.
Het OH-ion 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 zuurstofatoom in het bovenstaande diagram van het OH-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 zuurstofatoom (O) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het zuurstofatoom (O) te controleren, moeten we controleren of het een octet vormt of niet.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het zuurstofatoom een octet vormt. Dit betekent dat het 8 elektronen heeft.
En daarom is het zuurstofatoom stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van OH 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 OH 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 zuurstofatoom (O) en op het waterstofatoom (H) dat aanwezig is in het OH-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 OH-molecuul zien.
Voor het zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
Voor het waterstofatoom (H):
Valentie-elektron = 1 (omdat waterstof in groep 1 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 0
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het zuurstofatoom (O) een lading heeft van -1 en het waterstofatoom (H) een lading van 0 heeft.
Dus laten we deze ladingen op de respectieve atomen van het OH-molecuul houden.
Deze totale lading van -1 op het OH-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het OH-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 OH-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: