Formale lading en puntstructuren

in de vorige video hebben we een aantal stappen gezien voor het tekenen van puntstructuren in deze video gaan we diezelfde stappen gebruiken om nog een paar puntstructuren te tekenen maar we gaan het ook hebben over hoe formele lading zich verhoudt tot puntstructuren dus we komen zo terug op deze definitie laten we nu een snelle puntstructuur tekenen voor het kation ammonium, dus NH 4 plus het eerste wat je doet is het totale aantal valentie-elektronen vinden en om dat te doen kijk je naar het periodiek systeem en vind je stikstof, dat in groep 5 zit, dus stikstof heeft 5 valentie-elektronen. Elke waterstof heeft er 1 en wij hebben er 4 van, dus we hebben 5 plus 4 wat ons 9 elektronen geeft, maar er is een plus één lading, wat betekent dat dit een kation is, wat betekent dat we hier een elektron gaan verliezen, dus in plaats van 9 in onze puntstructuur te vertegenwoordigen, gaan we 8 elektronen vertegenwoordigen en dus laten we doorgaan en de stikstof in het midden plaatsen, onthoud dat we het minst elektronegatieve atoom in het midden plaatsen, behalve waterstof, dus stikstof komt hier in het midden en we weten dat het bindingen heeft met 4 waterstoffen dus gaan we verder en plaatsen die waterstoffen hier en laten we eens kijken hoeveel valentie-elektronen we hebben opgebruikt in onze puntstructuur 2 4 6 en 8 dus dat zorgt voor alle 8 valentie-elektronen die we geacht werden te vertegenwoordigen dus dit is de puntstructuur en ik kan verder gaan en er wat haakjes omheen zetten en ook een plus 1 lading om aan te geven dat dit een ion is en dat is dus de puntstructuur voor het ammonium kation hier laten we eens kijken of we een formele lading kunnen toewijzen aan de stikstof en de waterstof en ik ga verder en onze puntstructuur hier opnieuw tekenen en ik ga ook de elektronen juist tekenen we weten dat elk van deze covalente bindingen uit twee elektronen bestaat en ga je gang en zet die twee elektronen hier in en als ik een formele lading wil vinden voor laten we zeggen de centrale stikstof oké wat ik zou doen is denken aan het aantal valentie elektronen in het vrije atoom dus als je een stikstof helemaal op zichzelf zou hebben kijk dan naar het periodiek systeem zit het in groep 5 en daarom hebben we het over 5 valentie-elektronen in het vrije atoom 4 stikstof van dat aantal trekken we het aantal valentie-elektronen in het gebonden atoom af en de manier om dat te benaderen is om te kijken naar je puntstructuur hier en na te denken over die twee elektronen in die covalente bindingen. Een van hen, een van hen wijzen we toe gaan we toewijzen aan de waterstof en een van hen gaan we toewijzen aan de stikstof en zo gaan we rond en doen we dat voor elk van onze covalente bindingen en zo kunnen we nu zien dat stikstof wordt omringd door vier valentie-elektronen in het gebonden atoom dus laat me doorgaan en dat schrijven, dus het is vijf min vier en dus vijf min vier is natuurlijk plus één, dus we hebben een plus één formele lading op de stikstof dus deze stikstof heeft een plus één formele lading laten we het nu doen voor waterstof hier dus waterstof zit in Groep één op het periodiek systeem dus laat me dit even aangeven dit is voor stikstof en dan voor waterstof oké het zit in Groep één dus één valentie elektron in het vrije atoom en daar gaan we van aftrekken van het aantal valentie-elektronen in het gebonden atoom, dus als we hier kijken, hebben we één valentie-elektron toegewezen aan de twee waterstofatomen, dus het is gewoon 1 min 1 of 0, dus er is nul formele lading voor alle waterstofatomen in het ammoniumkation en zo wijzen we formele ladingen toe. Laten we eens kijken hoe dat van toepassing is op het beïnvloeden van onze uiteindelijke puntstructuur en een voorbeeld daarvan zou iets zijn als zwavelzuur hier dus de eerste stap is natuurlijk om het totaal aantal valentie elektronen te berekenen waar we ons zorgen over moeten maken in onze puntstructuur dus nogmaals elke waterstof is er een en ik heb er twee zwavel zit in groep zes op het periodiek systeem dus daarom heeft het zes valentie zuurstof zit ook in groep zes en dus hebben we er zes en we hebben er hier vier van dus 6 keer 4 is 24 goed dus we hebben 24 plus 6 is 30 plus 2 is 32 dus we moeten ons zorgen maken over 32 valentie elektronen in onze puntstructuur voor zwavelzuur goed het volgende wat we doen is het centrale atoom kiezen en nogmaals je negeert waterstof dus het zit tussen zwavel en zuurstof en als je naar het periodiek systeem kijkt, zie je dat zuurstof hoger in groep 6 zit dan zwavel. Daarom is zuurstof elektronegatiever en daarom zetten we zwavel in het midden. We zetten zwavel hier en kijken nog eens naar de regels van de vorige video als dat nog niet helemaal duidelijk was. dus we hebben zwavel vastgemaakt aan vier oxygenen. Ik ga verder en zet mijn vier oxygenen er zo in en dan heb ik twee waterstofen en uit ervaring heb je het hier over een zuur en zet je je waterstofen op oxygenen en dus gaan we verder en zetten onze waterstofen hier en laten we eens kijken hoeveel valentie-elektronen we hebben opgebruikt die we hier hebben getekend, dus we hebben 2 4 6 8 10 en 12 valentie-elektronen opgebruikt, dus 32 min 12 geeft ons 20 valentie-elektronen over om ons zorgen over te maken en onthoud dat de volgende stap is om enkele van die overgebleven elektronen toe te wijzen aan enkele van de eindatomen, maar nogmaals, we gaan die elektronen niet toewijzen aan waterstof, want waterstof is altijd al omringd door twee elektronen en dus gaan we proberen om wat elektronen aan zuurstof toe te wijzen en zuurstof gaat de octet regel volgen dus laten we eens kijken naar laten we zeggen de bovenste zuurstof hier en we kunnen zien dat de bovenste zuurstof al omringd is door twee elektronen daar in het groen en dus als we het een octet gaan geven heeft het er nog zes nodig dus hebben we een twee drie vier vijf zes hetzelfde voor deze zuurstof hier beneden het heeft een octet nodig dus gaan we verder en geven het zes elektronen meer zoals dat. Goed zo we hebben ook deze andere oxygenen hier om ons zorgen over te maken dus laat me verder gaan en weer groen gebruiken dus laten we zeggen dat deze zuurstof hier links degene is die gebonden is aan deze waterstof hier zijn twee elektronen en hier zijn nog eens twee voor vier dus om die zuurstof een octet te geven heeft hij er nog vier nodig dus dat betekent dat we maar twee eenzame elektronenparen op deze zuurstof zetten en dan gaan we hetzelfde doen voor deze zuurstof dus laten we eens kijken hoeveel elektronen we daar net hebben weergegeven nou we hadden er zes op de bovenste zuurstof 6 in de onderste zuurstof dat is 12 en dan hadden we er 4 aan de linkerkant en nog eens 4 aan de rechterkant dus dat is 8 dus 12 plus 8 is 20 dus we hebben nu alle valentie elektronen weergegeven die we nodig hadden om te laten zien en laten we denken dat dit mogelijk de laatste puntstructuur is dus we hebben een octet rond zwavel we hebben een octet rond zuurstof waterstof is prima dus je zou kunnen denken dat we klaar zijn maar laten we wat formele ladingen toekennen en eens kijken wat dat doet. Ik teken wat elektronen in zodat we weten dat elke binding uit twee elektronen bestaat. Ik laat ze zo lezen en ken een formele lading toe aan de bovenste zuurstof hier. binding tussen zuurstof en zwavel één elektron aan de zuurstof en één aan de zwavel. Ik zie dat zuurstof omringd wordt door zeven elektronen in het vrije atoom. We zouden verwachten dat zuurstof geen zes valentie-elektronen zou hebben. Zes min zeven geeft ons in dit geval een formele lading van negatief één en dus heeft deze bovenste zuurstof heeft een formele lading van negatief één het is dezelfde situatie voor deze onderste zuurstof hier dus die heeft ook een formele lading van negatief één laten we eens kijken naar de zwavel oké dus als we de zwavel hier onderzoeken en en we weten dat zwavel in groep 6 zit op het periodiek systeem dus normaal zes elektronen zes valentie elektronen voor het vrije atoom en in deze bindingssituatie gaan we verder en we weten dat dit ene zuurstof dit ene elektron naar zwavel gaat en dan in deze binding tussen zuurstof en zwavel krijgt zwavel één elektron en zo verder helemaal rond hier dus zwavel zit vast met vier elektronen in de binding in het gebonden atoom hier en dus is het zes min vier wat dat is een formele lading van plus twee dus deze puntstructuur lijkt alsof we klaar zijn maar we hebben veel formele ladingen, we hebben negatief één plus twee en negatief één en meestal willen moleculen de formele lading minimaliseren en dus als er een manier is om deze formele lading zo dicht mogelijk bij nul te krijgen, zou dat de geprefereerde puntstructuur zijn dus laten we dit snel opnieuw tekenen en kijken of we wat elektronen kunnen verplaatsen om de formele lading te minimaliseren. We kunnen niet meer elektronen toevoegen omdat we alle 32 valentie-elektronen al hebben gerepresenteerd. Dus het enige dat we kunnen doen is wat meer elektronen delen en dus nam ik als ik twee elektronen van deze bovenste zuurstof hier nam, dus als ik deze twee elektronen nam en ze hierheen verplaatste en als ik deze twee elektronen hier nam en ze hierheen verplaatste om dubbele bindingen te vormen, laten we dan eens kijken hoe onze puntstructuur eruit zou zien en wat formele ladingen toewijzen, dus nu zou ik zwavel hebben die dubbel gebonden is aan deze bovenste zuurstof en dubbele binding aan deze onderste zuurstof bovenste zuurstof heeft slechts twee elektronenparen eromheen hetzelfde voor deze onderste zuurstof en dan deze oxygenen zijn hetzelfde met de O H aan de linkerkant en dan hebben we de O H aan de rechterkant hier oké dus laten we nu eens kijken naar onze formele ladingen dus we zetten onze elektronen erin dus laten we dat gaan doen en nogmaals we gaan hetzelfde doen als we eerder deden dus formele ladingen toewijzen we beginnen met de bovenste zuurstof hier dus de bovenste zuurstof rechts zes valentie elektronen in het vrije atoom en als ik dan zo ga zie je dat er hier zes zijn dus 6 min 6 geeft ons een formele lading van 0 dus de bovenste zuurstof 0 nu hetzelfde met dit met deze onderste zuurstof deze is 0 Laten we nu eens kijken naar de zwavel. Normaal hebben we het over 6 voor de zwavel en laten we eens kijken hoeveel valentie elektronen rond de binding het gebonden atoom hier. Dus we doen hetzelfde als we eerder hebben gedaan en nu kunnen we zien dat de zwavel omringd is door zes. Dus 6 min 6 geeft ons een formele lading van 0 en als je een formele lading toekent aan al deze andere oxygenen, dus laten we dat snel doen, dus een van deze andere oxygenen hier, dus ik doe de zuurstof aan de rechterkant, oké, dus laten we eens kijken hoeveel valentie-elektronen er om dit atoom heen zitten, dus we hebben er ook in totaal 6, dus 6 min 6 is een formele lading van 0, dus deze puntstructuur geeft ons eigenlijk formele lading van 0 voor alles en dus zou dit de voorkeur en laten we eindelijk praten over octetten goed zo weten we dat waterstof we weten dat de waterstof gelukkig is omringd door twee elektronen we weten dat zuurstof gelukkig is met een octet en dus kun je zien dat al deze oxygenen hebben een octet zwavel in dit geval is niet door nacht 2 als een uitgebreide buitenste schil Het is goed dat zwavel een uitgebreide valentieschil heeft omdat het in de derde periode van het periodiek systeem zit en we hebben in de vorige video besproken waarom dat goed is en dit is nog iets om aan te denken als je je puntstructuren tekent. Soms zal de formele lading de uiteindelijke structuur van je molecuul of ion beïnvloeden