Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De TeO2 Lewis-structuur heeft een telluuratoom (Te) in het midden dat wordt omgeven door twee zuurstofatomen (O). Er zijn twee dubbele bindingen tussen het telluuratoom (Te) en elk zuurstofatoom (O). Er zijn 2 eenzame paren op de zuurstofatomen (O) en 1 eenzaam paar op het telluuratoom (Te).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van TeO2, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van TeO2 tekent.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van TeO2.
Stappen voor het tekenen van de TeO2 Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het TeO2-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in een TeO2- molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het telluuratoom en in het zuurstofatoom.
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan van elk atoom.)
Hier zal ik uitleggen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van tellurium en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het TeO2-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het telluuratoom:
Tellurium is een element in groep 16 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in tellurium 6 .
Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het telluuratoom, 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,
Totale valentie-elektronen in het TeO2-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 1 telluriumatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 2 zuurstofatomen = 6 + 6(2) = 18 .
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 TeO2 en het bevat telluriumatomen (Te) en zuurstofatomen (O).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het tellurium (Te) atoom en het zuurstof (O) atoom zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van telluur (Te) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het telluuratoom minder elektronegatief .
Hier is het telluuratoom (Te) het centrale atoom en de zuurstofatomen (O) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
In het TeO2-molecuul moeten we de elektronenparen tussen het telluriumatoom (Te) en de zuurstofatomen (O) plaatsen.
Dit geeft aan dat tellurium (Te) en zuurstof (O) chemisch aan elkaar gebonden zijn in een TeO2-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 TeO2-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 TeO2-molecuul.
Het TeO2-molecuul heeft in totaal 18 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 16 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 18 – 16 = 2 .
Je moet deze 2 elektronen op het centrale telluuratoom in het bovenstaande diagram van het TeO2-molecuul plaatsen.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen octet heeft, verplaats dan het eenzame paar om een dubbele of drievoudige binding te vormen.
In deze stap moet u controleren of het centrale telluuratoom (Te) stabiel is of niet.
Om de stabiliteit van het centrale telluuratoom (Te) te controleren, is het noodzakelijk om te controleren of het een octet vormt of niet.
Helaas vormt het telluriumatoom hier geen octet. Tellurium heeft slechts 6 elektronen en is onstabiel.
Om dit telluriumatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste zuurstofatoom zodanig verschuiven dat het telluriumatoom 8 elektronen kan hebben (dwz één octet).
Na het verplaatsen van dit paar elektronen krijgt het centrale telluriumatoom nog 2 elektronen en wordt het totale aantal elektronen dus 8.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het telluriumatoom een octet vormt omdat het 8 elektronen heeft.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van TeO2 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 TeO2 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 de telluuratomen (Te) en op de zuurstofatomen (O) die aanwezig zijn in het TeO2-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 TeO2-molecuul.
Voor het telluriumatoom (Te):
Valentie-elektronen = 6 (omdat telluur in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 6
Niet-bindende elektronen = 2
Voor het dubbelgebonden zuurstofatoom (O):
Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4
Voor het enkelvoudig gebonden 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 | ||
| Jij | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| O (dubbele hop) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (enkele binding) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat het telluuratoom (Te) een lading heeft van +1 en het enkelvoudig gebonden zuurstofatoom (O) een lading heeft van -1 .
Om deze reden is de hierboven verkregen Lewis-structuur van TeO2 niet stabiel.
Deze ladingen moeten daarom worden geminimaliseerd door de elektronenparen naar het telluriumatoom te verplaatsen.
Nadat het elektronenpaar van het zuurstofatoom naar het telluriumatoom is verplaatst, wordt de Lewis-structuur van TeO2 stabieler.
In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van TeO2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als u dit doet, krijgt u de volgende Lewis-structuur van TeO2.
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: