Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
IO 2 – die Lewis-Struktur hat ein Jodatom (I) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Jodatom (I) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es eine Einfachbindung und eine Doppelbindung. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der IO2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von IO2-Ionen .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des IO2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der IO2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IO2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IO2-Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Jodatom und im Sauerstoffatom 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 Jod und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im IO2–Ion
→ Vom Jodatom gegebene Valenzelektronen:
Jod ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1] Daher sind in Jod 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Jodatom 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 in IO 2 – Ion = Valenzelektronen, die von 1 Jodatom gespendet werden + Valenzelektronen, die von 2 Sauerstoffatomen gespendet werden + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 7 + 6(2) + 1 = 20 .
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 Ion IO2- und es enthält Jodatome (I) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Jodatoms (I) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Jod (I) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Jodatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Jodatom (I) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Jetzt müssen Sie im IO2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Sauerstoff (O) in einem IO2-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 der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des IO2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im IO2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das IO2–Ion hat insgesamt 20 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Jodatom im obigen Diagramm des IO2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Jod(I)-Atom stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Jod(I)-Atoms zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Jodatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Jodatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur des IO2-Ions 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 des IO2-Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Jodatome (I) sowie der Sauerstoffatome (O) im IO2–Ion 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 IO2-Moleküls sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektron = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 4/2 | – | 4 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Jodatom (I) eine Ladung von +1 und die beiden Sauerstoffatome (O) eine Ladung von -1 haben.
Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur nicht stabil.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Jodatom bewegen.
Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Jodatom wird die Lewis-Struktur von IO2 stabiler.
Es verbleibt eine -ve- Ladung auf den Sauerstoffatomen, was formal zu einer -1- Ladung auf dem IO2-Molekül führt.
Diese Gesamtladung des IO2-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des IO2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur des IO2-Ions.
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):