{"id":88,"date":"2023-07-26T08:11:28","date_gmt":"2023-07-26T08:11:28","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/sio2-lewis-structuur\/"},"modified":"2023-07-26T08:11:28","modified_gmt":"2023-07-26T08:11:28","slug":"sio2-lewis-structuur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/nl\/sio2-lewis-structuur\/","title":{"rendered":"Sio2 lewis-structuur in 6 stappen (met afbeeldingen)"},"content":{"rendered":"
\"Lewisstructuur<\/figure>\n

Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?<\/p>\n

Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.<\/p>\n

De Lewis-structuur van SiO2 heeft een siliciumatoom (Si) in het midden dat wordt omgeven door twee zuurstofatomen (O). Er zijn twee dubbele bindingen tussen het siliciumatoom (Si) en elk zuurstofatoom (O). Er zijn twee eenzame paren op de twee zuurstofatomen (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van SiO2 (siliciumdioxide), blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stap-voor-stap uitleg over hoe je een Lewis-structuur van SiO2<\/a> tekent.<\/p>\n

Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur<\/a> van SiO2.<\/p>\n

Stappen voor het tekenen van de SiO2 Lewis-structuur<\/strong><\/h2>\n

Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het SiO2-molecuul<\/strong><\/h3>\n

Om het totale aantal valentie-elektronen<\/a> in een SiO2- molecuul<\/a> (siliciumdioxide) te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het siliciumatoom<\/a> en in het zuurstofatoom.
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan<\/a> van elk atoom.)<\/p>\n

Hier zal ik je vertellen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van silicium en zuurstof kunt vinden met behulp van een periodiek systeem<\/a> .<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het SiO2-molecuul<\/strong><\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het siliciumatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Silicium<\/a> is een element in groep 14<\/a> van het periodiek systeem. [1]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in silicium 4<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 4 valentie-elektronen in het siliciumatoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

\u2192 Valentie-elektronen gegeven door het zuurstofatoom:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Zuurstof<\/a> is een element in groep 16<\/a> van het periodiek systeem. [2]<\/sup><\/a> Daarom zijn de valentie-elektronen in zuurstof 6<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de 6 valentie-elektronen zien die aanwezig zijn in het zuurstofatoom, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.<\/p>\n

Dus,<\/p>\n

Totale valentie-elektronen in het SiO2-molecuul<\/strong> = valentie-elektronen gedoneerd door 1 siliciumatoom + valentie-elektronen gedoneerd door 2 zuurstofatomen = 4 + 6(2) = 16<\/strong> .<\/p>\n

Stap 2: Selecteer het centrale atoom<\/strong><\/h3>\n

Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve<\/a> atoom in het centrum blijft.<\/p>\n

Het gegeven molecuul is hier SiO2 (siliciumdioxide) en het bevat siliciumatomen (Si) en zuurstofatomen (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het siliciumatoom (Si) en het zuurstofatoom (O) zien in het periodiek systeem hierboven.<\/p>\n

Als we de elektronegativiteitswaarden van silicium (Si) en zuurstof (O) vergelijken, dan is het siliciumatoom minder elektronegatief<\/a> .<\/p>\n

Hier is het silicium (Si) atoom het centrale atoom en de zuurstof (O) atomen de buitenste atomen. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen<\/strong><\/h3>\n

In het SiO2-molecuul moeten we de elektronenparen<\/a> tussen het siliciumatoom (Si) en de zuurstofatomen (O) plaatsen. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Dit geeft aan dat silicium (Si) en zuurstof (O) chemisch aan elkaar gebonden<\/a> zijn in een SiO2-molecuul.<\/p>\n

Stap 4: Maak de externe atomen stabiel<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.<\/p>\n

Hier in de schets van het SiO2-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen zuurstofatomen zijn.<\/p>\n

Deze externe zuurstofatomen vormen een octet en zijn daarom stabiel. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Bovendien berekenden we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig was in het SiO2-molecuul.<\/p>\n

Het SiO2-molecuul heeft in totaal 16 valentie-elektronen<\/strong> en al deze valentie-elektronen worden gebruikt in het bovenstaande diagram van SiO2.<\/p>\n

Er zijn dus geen paren elektronen meer om op het centrale atoom te houden.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de volgende stap.<\/p>\n

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.<\/strong><\/h3>\n

In deze stap moet u controleren of het centrale silicium (Si) atoom stabiel is of niet.<\/p>\n

Om de stabiliteit van het centrale silicium (Si) atoom te controleren, is het noodzakelijk om te controleren of het al dan niet een octet vormt.<\/p>\n

Helaas vormt het siliciumatoom hier geen byte. Silicium heeft slechts 4 elektronen en is onstabiel. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Om dit siliciumatoom stabiel te maken, moet je het elektronenpaar van het buitenste zuurstofatoom zo verplaatsen dat het siliciumatoom 8 elektronen kan hebben (dwz \u00e9\u00e9n octet). <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Maar na het verplaatsen van een elektronenpaar vormt het siliciumatoom nog steeds geen octet, aangezien het slechts zes elektronen heeft. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Nogmaals, we moeten een extra paar elektronen van het andere zuurstofatoom verplaatsen. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Na het verplaatsen van dit paar elektronen zal het centrale siliciumatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat het siliciumatoom een byte vormt.<\/p>\n

Het siliciumatoom is daarom stabiel.<\/p>\n

Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van SiO2 stabiel is of niet.<\/p>\n

Stap 6: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur<\/strong><\/h3>\n

Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van SiO2 moet controleren.<\/p>\n

De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept<\/a> .<\/p>\n

Kortom, we moeten nu de formele lading van de silicium (Si) atomen vinden, evenals de zuurstof (O) atomen die aanwezig zijn in het SiO2-molecuul.<\/p>\n

Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:<\/p>\n

Formele lading = Valentie-elektronen \u2013 (bindende elektronen)\/2 \u2013 Niet-bindende elektronen<\/strong><\/p>\n

In de onderstaande afbeelding ziet u het aantal bindende elektronen<\/a> en niet-bindende elektronen<\/a> voor elk atoom van het SiO2-molecuul. <\/p>\n

\"SiO2<\/figure>\n

Voor het siliciumatoom (Si):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 4 (omdat silicium in groep 14 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0<\/p>\n

Voor het zuurstofatoom (O):<\/strong>
<\/strong> Valentie-elektronen = 6 (omdat zuurstof in groep 16 zit)
<\/strong> Bindende elektronen = 4
Niet-bindende elektronen = 4 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n
Formele beschuldiging<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n valentie-elektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindende elektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Niet-bindende elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
Taxus<\/td>\n =<\/td>\n 4<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel het silicium (Si) atoom als het zuurstof (O) atoom een formele lading “nul”<\/strong> hebben.<\/p>\n

Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van SiO2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van SiO2.<\/p>\n

In de bovenstaande Lewis-puntstructuur van SiO2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding<\/a> (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van SiO2. <\/p>\n

\"Lewis-structuur<\/figure>\n

Ik hoop dat je alle bovenstaande stappen volledig hebt begrepen.<\/p>\n

Voor meer oefening en een beter begrip kun je andere Lewis-structuren proberen die hieronder worden vermeld.<\/p>\n