Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De PO4 3- (fosfaation) Lewis-structuur heeft een fosforatoom (P) in het midden dat wordt omgeven door vier zuurstofatomen (O). Er zijn 1 dubbele binding en 3 enkele bindingen tussen het fosforatoom (P) en elk zuurstofatoom (O). Er zijn 2 alleenstaande paren op een dubbelgebonden zuurstofatoom (O) en 3 alleenstaande paren op een enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de PO4 3-Lewis-structuur, blijf dan bij mij en je krijgt de gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over het tekenen van een Lewis-structuur van PO4 3- ion .
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van het PO4 3- ion.
Stappen voor het tekenen van PO4 3-Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het PO4 3-ion
Om het totale aantal valentie-elektronen in PO4 3-ion (fosfaation) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het fosforatoom en het 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 fosfor en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem .
Totale valentie-elektronen in het PO4 3-ion
→ Valentie-elektronen gegeven door het fosforatoom:
Fosfor is een element in groep 15 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in fosfor 5 .
Je kunt de 5 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het fosforatoom, 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,
Totaal valentie-elektronen in PO4 3- ion = valentie-elektronen gedoneerd door 1 fosforatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 4 zuurstofatomen + 3 extra elektronen toegevoegd vanwege 3 negatieve ladingen = 5 + 6(4) + 3 = 32 .
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 ion is hier PO4 3-ion en het bevat fosfor- (P)-atomen en zuurstof-(O)-atomen.
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het fosfor (P) atoom en het zuurstof (O) atoom zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van fosfor (P) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het fosforatoom minder elektronegatief .
Hier is het fosforatoom (P) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het PO4-molecuul de elektronenparen tussen het fosforatoom (P) en de zuurstofatomen (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat fosfor (P) en zuurstof (O) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een PO4-molecuul.
Stap 4: Maak de externe atomen stabiel
In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.
Hier in de schets van het PO4-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen zuurstofatomen zijn.
Deze externe zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het PO4 3- ion.
Het PO4 3- ion heeft in totaal 32 valentie-elektronen en al deze valentie-elektronen worden in het bovenstaande diagram gebruikt.
Er zijn dus geen paren elektronen meer om op het centrale atoom te houden.
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 het PO4 3- ion 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 fosforatomen (P) en de zuurstofatomen (O) in het PO4-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 kun je het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom van het PO4-molecuul zien.
Voor het fosforatoom (P):
Valentie-elektronen = 5 (omdat fosfor in groep 15 zit)
Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0
Voor het zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| P. | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het fosforatoom (P) een lading heeft van +1 , terwijl het zuurstofatoom een lading heeft van -1 .
Laten we deze ladingen dus op de respectieve atomen van het PO4-molecuul houden.
De afbeelding hierboven laat zien dat de Lewis-structuur van PO4 niet stabiel is.
We moeten deze ladingen dus minimaliseren door het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het fosforatoom te verplaatsen.
Nadat het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het fosforatoom is verplaatst, worden de ladingen van het fosfor en een zuurstofatoom nul. En het is een stabielere Lewis-structuur. (zie afbeelding hieronder).
Er blijven drie -v ladingen achter op de zuurstofatomen, waardoor er een formele -3 lading op het PO4-molecuul ontstaat.
Deze totale lading van -3 op het PO4-molecuul wordt weergegeven in de onderstaande afbeelding.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van het PO4 3-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 PO4 3-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: