Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur S2Cl2 weist eine Einfachbindung zwischen den beiden Schwefelatomen (S) sowie zwischen dem Schwefelatom (S) und den Chloratomen (Cl) auf. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an den Schwefelatomen (O) und 3 freie Elektronenpaare an den Chloratomen (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von S2Cl2 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur vonS2Cl2 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von S2Cl2 fort.
Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von S2Cl2
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im S2Cl2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem S2Cl2- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Schwefelatom und im Chloratom vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(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 Chlor ermitteln können.
Gesamtvalenzelektronen im S2Cl2-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 Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im S2Cl2-Molekül = von 2 Schwefelatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 6(2) + 7(2) = 26 .
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 S2Cl2 und es enthält Schwefelatome (S) und Chloratome (Cl).
Die Elektronegativitätswerte des Schwefelatoms (S) und des Chloratoms (Cl) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Schwefel (S) und Chlor (Cl) vergleichen, ist das Schwefelatom weniger elektronegativ .
Hier sind die Schwefelatome (S) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im S2Cl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen den Schwefel-Schwefel-Atomen und zwischen den Schwefel-Chlor-Atomen platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem S2Cl2-Molekül chemisch miteinander verbunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des S2Cl2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Chloratome sind.
Diese externen Chloratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im S2Cl2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das S2Cl2-Molekül verfügt über insgesamt 26 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 18 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 26 – 18 = 8 .
Sie müssen diese 8 Elektronen auf den beiden zentralen Schwefelatomen im obigen Diagramm des S2Cl2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob die zentralen Schwefelatome (S) stabil sind oder nicht.
Um die Stabilität der zentralen Schwefelatome (S) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht.
Im Bild oben können Sie sehen, dass die beiden Schwefelatome ein Oktett bilden. Das heißt, sie haben 8 Elektronen.
Daher sind die zentralen Schwefelatome stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von S2Cl2 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 S2Cl2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Schwefelatome (S) sowie der Chloratome (Cl) im S2Cl2-Molekül ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Im Bild unten können Sie die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des S2Cl2-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl Schwefelatome (S) als auch Chloratome (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von S2Cl2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von S2Cl2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von S2Cl2 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von S2Cl2.
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):