Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SO-Lewis-Struktur besteht aus einem Schwefelatom (S) und einem Sauerstoffatom (O), zwischen denen sich eine Doppelbindung befindet. Es gibt zwei freie Elektronenpaare am Schwefelatom (S) sowie am Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der SO-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von SO zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SO fort.
Schritte zum Zeichnen der SO-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die Valenzelektronen kennen, die sowohl in einem Schwefelatom als auch in einem Sauerstoffatom vorhanden sind.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der äußersten Umlaufbahn eines Atoms befinden.)
Hier erkläre ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems ganz einfach die Valenzelektronen von Schwefel und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SO-Molekül
→ Vom Schwefelatom gegebene Valenzelektronen:
Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Schwefel 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Schwefelatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind im Sauerstoff 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SO-Molekül = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen = 6 + 6 = 12 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
Hier ist das gegebene Molekül SO. Da es nur zwei Atome hat, können Sie jedes davon als Zentralatom auswählen.
Angenommen, das Sauerstoffatom ist ein Zentralatom.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im SO-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und dem Sauerstoffatom (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass das Schwefelatom (S) und das Sauerstoffatom (O) in einem SO-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität des externen Atoms überprüfen.
Hier im Diagramm des SO-Moleküls haben wir angenommen, dass das Sauerstoffatom das Zentralatom ist. Schwefel ist also das äußere Atom.
Wir müssen daher das Schwefelatom stabil machen.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Schwefelatom ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SO-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SO-Molekül hat insgesamt 12 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 12 – 8 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf das Sauerstoffatom im obigen Diagramm des SO-Moleküls legen.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Sauerstoffatom (O) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität dieses Sauerstoffatoms (O) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet dieses Sauerstoffatom hier kein Oktett. Sauerstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Sauerstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar vom Schwefelatom entfernen.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das Sauerstoffatom zwei weitere Elektronen und somit beträgt seine Gesamtelektronenzahl 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Sauerstoffatom ein Oktett bildet.
Und daher ist dieses Sauerstoffatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SO stabil ist oder nicht.
Schritt 6: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur von SO überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Schwefelatoms (S) und des Sauerstoffatoms (O) im SO-Molekül ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen können Sie im Bild unten sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass Schwefelatome (S) und Sauerstoffatome (O) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SO stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SO gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SO kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SO.
Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollständig verstanden.
Für mehr Übung und ein besseres Verständnis können Sie andere unten aufgeführte Lewis-Strukturen ausprobieren.
Probieren Sie zum besseren Verständnis diese Lewis-Strukturen aus (oder sehen Sie sie sich zumindest an):