Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die H2S-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von zwei Wasserstoffatomen (H) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Wasserstoffatom (H) bestehen 2 Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Schwefelatom (S).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von H2S nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur vonH2S zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von H2S fort.
Schritte zum Zeichnen der H2S-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im H2S-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im H2S-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Wasserstoffatom und im Schwefelatom 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 Wasserstoff und Schwefel finden.
Gesamtvalenzelektronen im H2S-Molekül
→ Vom Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [1] Daher beträgt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1 .
Sie können sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Schwefelatom gegebene Valenzelektronen:
Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind in Schwefel 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Schwefelatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im H2S-Molekül = von 2 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen = 1(2) + 6 = 8 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
(Denken Sie daran: Wenn in dem angegebenen Molekül Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Außenseite.)
Hier ist das gegebene Molekül H2S (Dihydrogensulfid) und es enthält Wasserstoffatome (H) und Schwefelatome (S).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Wasserstoffatoms (H) und des Schwefelatoms (S) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Wasserstoff (H) und Schwefel (S) vergleichen, dann ist das Wasserstoffatom weniger elektronegativ . Aber laut Regel müssen wir den Wasserstoff draußen halten.
Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Wasserstoffatome (H) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im H2S-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Wasserstoffatomen (H) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Wasserstoff (H) in einem H2S-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 im Diagramm des H2S-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Wasserstoffatome sind.
Diese externen Wasserstoffatome bilden ein Duplit und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im H2S-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das H2S-Molekül hat insgesamt 8 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 4 Valenzelektronen verwendet.
Also ist die Anzahl der verbleibenden Elektronen = 8 – 4 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Schwefelatom im obigen Diagramm des H2S-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 Schwefelatom (S) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Schwefelatoms (S) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Schwefelatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Schwefelatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von H2S 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 H2S überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im H2S-Molekül vorhandenen Wasserstoff- (H) und Schwefelatome (S) 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 H2S-Moleküls sehen.
Für das Wasserstoffatom (H):
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl Wasserstoffatome (H) als auch Schwefelatome (S) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von H2S stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von H2S gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von H2S kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von H2S.
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):