Zuurstof Lewis-puntstructuren met zichzelf en andere elementen kunnen worden gebruikt voor het bepalen van de vorming van chemische bindingen. Dit artikel bespreekt schematisch verschillende zuurstof-Lewis-puntstructuren, samen met hun diepgaande uitleg.
Het atoomnummer van zuurstof is 8 en de elektronische configuratie is 2,6. Dit betekent dat een zuurstofatoom zes elektronen in zijn buitenste schil heeft, ook wel een valentieschil genoemd, en om de stabiele 2,8 edelgasconfiguratie (octet) van neon te bereiken, heeft het nog twee elektronen nodig. Dus om die stabiliteit te bereiken deelt één zuurstofatoom zijn twee elektronen met de twee elektronen van een ander zuurstofatoom en vormt zo een dubbele binding tussen twee zuurstofatomen.
Omdat deze dubbele binding wordt gevormd door het delen van twee elektronenparen, wordt het een dubbele binding genoemd covalente binding. De buitenste elektronen die bij het delen betrokken zijn, worden gedeelde elektronenparen genoemd en de buitenste elektronen die niet bij het delen betrokken zijn, worden eenzame elektronenparen genoemd. Vandaar een stabiel zuurstofmolecuul met de formule O2 is gevormd.
De gemakkelijkste manier om de . te begrijpen structurele representatie en Lewis-punt structuur die werkt op elk atoom, molecuul en verbinding wordt hieronder gegeven:
- Tel het totale aantal valentie-elektronen (12 elektronen in het geval van zuurstofmolecuul, 6 van elk zuurstofatoom).
- Bereken de benodigde elektronen (volgens de octetregel is het 8 in zuurstofatoom en 16 in zuurstofmolecuul.
- Bereken de bindingselektronen (aantal bindingselektronen = vereiste elektronen - valentie-elektronen, 16 -12 = 4 in het geval van zuurstofmolecuul)
- Bereken het aantal niet-bindende elektronen (Aantal niet-bindende elektronen = Valentie-elektronen - Bindende elektronen, 12-4 = 8 in het geval van zuurstofmolecuul)
Benadrukkend deze vier stappen, dan is het nee. van bindingselektronen informeert u over de aanwezigheid van een dubbele binding in het bovengenoemde geval. Het aantal niet-bindende elektronen geeft de aanwezigheid van lone pair-elektronen aan. In het bovenstaande geval zijn er 8 eenzame elektronenparen die, wanneer gedeeld door 2, het aantal elektronen per zuurstofatoom (4) geeft. Er zijn dus 2 eenzame elektronenparen.
Een interessante feit over het O2-molecuul is dat het paramagnetisch is vanwege de aanwezigheid van ongepaarde elektronen. Hoewel dit feit niet kan worden verklaard door de Oxygen Lewis-puntstructuur en vereist een moleculair orbitaal diagram van O2 dat vrij complex is. Laten we het nu hebben over zuurstof Lewis Dot-structuur met verschillende elementen als volgt weergegeven:
· Zuurstof Lewis-puntstructuur (Ion)
· Zuurstof Lewis-puntstructuur (Atom)
· Oxygen Lewis-puntstructuur met waterstof
· Zuurstof Lewis-puntstructuur met Lithium
· Zuurstof Lewis-puntstructuur met Beryllium
· Oxygen Lewis-puntstructuur met Carbon
· Zuurstof Lewis-puntstructuur met fluor (OF2)
· Zuurstof Lewis-puntstructuur met natrium
· Oxygen Lewis-puntstructuur met magnesium
· Oxygen Lewis-puntstructuur met aluminium
· Oxygen Lewis-puntstructuur met Silicium
· Oxygen Lewis-puntstructuur met Chlorijn (OCl2)
· zuurstof Lewis stipstructuur met Kalium
· Zuurstof Lewis-puntstructuur met Calcium
Zuurstof Lewis-puntstructuur (Ion)
Zuurstofion wordt weergegeven als O2-. Het heeft een dubbele negatieve lading die wordt bereikt door 2 elektronen te winnen. Dit kan eenvoudig worden verklaard door de Lewis-puntstructuur. Volgens het periodiek systeem behoort zuurstof (atoomnummer = 8 en elektronische configuratie = 2,6) tot de 16th groep, zodat het zuurstofatoom 6 elektronen in zijn valentieschil heeft. Dus om stabiliteit te bereiken volgens de octetregel, moet het twee elektronen krijgen en omzetten in een anion in plaats van zijn elementaire vorm. Dit benadrukt ook dat zuurstofatomen niet alleen elektronen kunnen delen, maar ook kunnen winnen om stabiliteit te bereiken.
Zuurstof Lewis-puntstructuur (Atom)
De Lewis-structuur van het zuurstofatoom is relatief gemakkelijker aan te tonen, aangezien er geen sprake is van het delen of overdragen van elektronen. Het diagram van het zuurstofatoom toont het valentie-elektron voor het element. Aangezien het zuurstofatoom (atoomnummer = 8 en elektronische configuratie = 2,6) tot groep 16 in het periodiek systeem behoort, zal het worden omringd door 6 valentie-elektronen. Maar de koppeling van valentie-elektronen rond het zuurstofatoom is van belang. Gewoonlijk heeft elk paar elektronen aan de twee kanten en de rest van de twee kanten hebben ongepaarde elektronen.
Oxygen Lewis-puntstructuur met waterstof
De Lewis-puntstructuur van waterstof en zuurstof resulteert in de vorming van water (H2O). Waterstofatoom (atoomnummer = 1 en elektronische configuratie = 1) heeft één elektron in zijn valentieschil. Er is dus nog maar één elektron nodig om de stabiele configuratie te bereiken die het dichtst bij het edelgas Helium ligt. Evenzo is het zuurstofatoom (atoomnummer = 8 en elektronische configuratie = 2,6) schaars van 2 elektronen om het doeloctet te bereiken dat het dichtst bij de edelgasconfiguratie Neon ligt. Dus in dit geval wordt elk elektron van 2 waterstofatomen wederzijds gedeeld met 2 valentie-elektronen van een enkel zuurstofatoom om een watermolecuul te vormen.
Zuurstof Lewis-puntstructuur met Lithium
De Lewis stip weergave van lithium en zuurstof toont de vorming van lithiumoxide (Li2O). Het kan visueel beter worden uitgelegd. Elk lithiumatoom (atoomnummer = 3 en elektronische configuratie = 2,1) verliest één valentie-elektron dat gelijktijdig wordt gewonnen door het zuurstofatoom. Dit leidt tot lithium-ionen met elk een lading van +1 die het dichtst bij de edelgasconfiguratie Helium ligt. De ladingen op Lithium als 2 [Li+] en op zuurstof als [O2-] zijn respectievelijk te wijten aan verlies van elektron en aanwinst van elektron.
Zuurstof Lewis-puntstructuur met Beryllium
De Lewis-puntstructuur van Beryllium en Zuurstof is relatief eenvoudig. Beryllium (atoomnummer = 4 en elektronische configuratie = 2,2) behoort tot de 2nd groep van het periodiek systeem en heeft 2 valentie-elektronen. Zuurstof behoort tot de 16th groep van het periodiek systeem en heeft 6 valentie-elektronen. Dus om stabiliteit te bereiken volgens de octetregel verliest Beryllium zijn 2 elektronen die door zuurstof worden gewonnen. Evenzo verandert Beryllium in een Be2+ kation en zuurstof verandert in O2- anion waardoor berylliumoxide (BeO) wordt gevormd.
Oxygen Lewis-puntstructuur met Carbon
Met koolstof en zuurstof, twee Lewis-puntstructuren kan worden gevormd volgens het delen tussen elektronen om stabiliteit te bereiken. Deze structuren zijn Kooldioxide (CO2) en Koolmonoxide (CO).
De nadruk leggend op Kooldioxide moet dan om zijn octet enkele koolstofatoom (atoomnummer = 6 en elektronische configuratie = 2,4) te voltooien, zich binden met 2 zuurstofatomen. Koolstoffen hebben 4 valentie-elektronen en hebben nog 4 elektronen nodig en zuurstof heeft 6 valentie-elektronen en hebben nog 2 elektronen nodig om stabiliteit te bereiken. Er is dus een verdeling van elektronen tussen 2 zuurstofatomen en een koolstofatoom dat wordt weergegeven als een dubbele covalente binding.
In het geval van koolmonoxide om stabiliteit te verkrijgen is voltooiing van het octet vereist tussen het enkele koolstofatoom en een zuurstofatoom. Hier is er het delen van 2 elektronenparen tussen koolstof- en zuurstofatomen. Om de octetstabiliteit te voltooien, doneert zuurstof een paar elektronen aan koolstof om een coördinaatbinding tussen koolstof en zuurstof te vormen. Dit resulteert in de vorming van een drievoudige covalente binding.
Zuurstof Lewis-puntstructuur met fluor (OF2)
De Lewis-puntweergave van OF2 is niet zo ingewikkeld omdat het om een enkele binding gaat. Het zuurstofatoom zit in groep 16 met 6 valentie-elektronen en het fluoratoom (atoomnummer = 9 en elektronische configuratie = 2,7) zit in groep 17 met en heeft 7 valentie-elektronen. Zuurstof die het minst elektronegatief is, zal aanwezig zijn in het centrum van 2 fluoratomen. Er zullen dus 2 elektronen van een zuurstofatoom worden gedeeld met een enkel elektron van elk fluoratoom aan weerszijden het invullen van het octet voor elk element.
Zuurstof Lewis-puntstructuur met natrium
Natrium (atoomnummer = 11 en elektronische configuratie = 2,8,11) behoort tot de 1st groep in het periodiek systeem en moet 1 elektron verliezen om Na . te vormen+ en om een stabiele edelgasconfiguratie te verkrijgen. Aan de andere kant behoort zuurstof tot groep 16 en heeft het 2 elektronen nodig om de octetstabiliteit te voltooien. Dus elk natriumatoom verliest een elektron dat wordt gewonnen door zuurstof en resulteert in de vorming van Na2O. Hier 2[Na+] en [O2-] worden vastgehouden door sterke elektrostatische krachten.
Oxygen Lewis-puntstructuur met magnesium
Magnesium (atoomnummer = 12 en elektronische configuratie = 2,8,2) behoren tot de 2nd groep in het periodiek systeem en moeten 2 elektronen verliezen om stabiliteit te bereiken. Aan de andere kant krijgt zuurstof die 2 elektronen om zijn octet te voltooien. dus Mg2+ En o2- gelijk en tegengesteld geladen worden tot elkaar aangetrokken en vormen MgO dat bij elkaar wordt gehouden door sterke elektrostatische krachten.
Oxygen Lewis-puntstructuur met aluminium
De structuur gevormd tussen aluminium (atoomnummer = 13 en elektronische configuratie = 2,8,3) en zuurstof is aluminiumoxide (Al2O3). Naar de2O3 is een ionische verbinding, wat betekent dat er elektronen worden overgedragen tussen aluminium en zuurstof. Dus aluminium behoort tot groep 13 in het periodiek systeem en heeft 3 valentie-elektronen en zuurstof behoort tot groep 16 en heeft 6 elektronen. Aluminium dat minder elektronegatief is, zal zijn 3 elektronen doneren en zuurstof dat meer elektronegatief is, zal het winnen. Vandaar dat de 2 aluminiumatomen zullen worden omgezet in 2 [Al3+} kation en 3 zuurstofatomen worden omgezet in 3[O2-] anionen.
Oxygen Lewis-puntstructuur met Silicium
Het resulteert in de vorming van SiO2. Silicium (atoomnummer = 14 en elektronische configuratie = 2,8,4) heeft 4 valentie-elektronen en zuurstof heeft 6 valentie-elektronen. Dus om hun octet te voltooien, zullen 2 zuurstofatomen hun elektronen delen met een enkel siliciumatoom. Er zal een dubbele covalente binding ontstaan.
Oxygen Lewis-puntstructuur met chloor (OCl2)
Chloor (atoomnummer = 17 en elektronische configuratie = 2,8,7) behoort tot groep 17 van het periodiek systeem en heeft 1 elektron nodig om zijn stabiele edelgasconfiguratie te voltooien. Zuurstof daarentegen behoort tot groep 16 en is schaars van 2 elektronen om de edelgasconfiguratie te bereiken. Zuurstof wordt dus het centrale atoom en deelt elk elektron van twee chlooratomen. Dit leidt tot de vorming van OCl2 waarbij een enkele vorming van covalente bindingen is er tussen deelnemende atomen
Oxygen Lewis-puntstructuur met kalium
De lewis dot structuur van kalium (atoomnummer 19 en elektronische configuratie = 2,8,8,1) ligt op dezelfde lijn als die van natrium en zuurstof. Kalium behoort tot groep 1 van het periodiek systeem en moet om stabiliteit te bereiken 1 elektron verliezen. Zuurstof daarentegen moet 2 elektronen krijgen om zijn stabiliteit te voltooien. Dus elk kaliumatoom doneert 1 elektron aan zuurstof en resulteert in ionische verbinding K2O en de ionen worden bij elkaar gehouden door sterke elektrostatische krachten.
Zuurstof Lewis-puntstructuur met Calcium
Calcium (atoomnummer = 20 en elektronische configuratie = 2,8,8,2) verliest 2 elektronen om stabiliteit te bereiken en zuurstof, zoals meerdere keren vermeld, moet 2 elektronen winnen om stabiliteit te bereiken. Door deze overdracht van elektronen zullen calcium en zuurstof tegengesteld geladen worden en de ionische verbinding CaO . vormen
Oxygen Lewis-puntstructuur (gerelateerde veelgestelde vragen)
Eigenschappen verklaard door Oxygen Lewis-puntstructuur
De structuur van zuurstof Lewis is perfect symmetrisch en niet-polair. Ook zijn niet-polaire moleculen meestal gassen van aard, daarom is er niet veel verschil in dizuurstofmolecuul en zuurstofgas
De rol van de buitenste elektronen in de zuurstof-Lewis-puntstructuur
De buitenste elektronen worden valentie-elektronen genoemd. Ze zijn verantwoordelijk voor de vorming en reactie van chemische bindingen omdat ze losjes aan de kern zijn gebonden. Vanwege minder nucleaire bindende kracht kunnen ze gemakkelijk deelnemen aan het delen en overbrengen van elektronen. Aan de andere kant, als we van valentie-elektronen naar binnenelektronen gaan, neemt de nucleaire binding toe, waardoor het voor hen moeilijk wordt om deel te nemen aan de vorming en reactie van een binding.
Verschil in Lewis-puntstructuur en moleculaire structuur
Lewis-structuren vertegenwoordigen de beweging en aanwezigheid van elektronen in een verbinding volgens zijn stabiliteitsfactor. Het toont gemakkelijk het aantal atomen, valentie-elektronen en bindingen. Moleculaire vormen van verbindingen worden echter beïnvloed door verschillende krachten tussen atomen en zijn afhankelijk van bindingshoeken en bindingslengtes
Hallo, ik ben Mansi Sharma, ik heb mijn master Scheikunde afgerond. Persoonlijk ben ik van mening dat leren enthousiaster is als het met creativiteit wordt geleerd. Ik ben een materiedeskundige in de chemie.
Laten we verbinding maken via LinkedIn: https://www.linkedin.com/in/mansi-sharma22
Hallo medelezer,
We zijn een klein team bij Techiescience, dat hard werkt tussen de grote spelers. Als je het leuk vindt wat je ziet, deel dan onze inhoud op sociale media. Uw steun maakt een groot verschil. Bedankt!