Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SeO4 2-Lewis-Struktur hat ein Selenatom (Se) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Selenatom (Se) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Einfachbindungen und zwei Doppelbindungen. Es gibt zwei freie Elektronenpaare an doppelt gebundenen Sauerstoffatomen (O) und drei freie Elektronenpaare an einfach gebundenen Sauerstoffatomen (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der SeO4 2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von SeO4 2- Ion .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des SeO4 2– Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der SeO4 2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SeO4 2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SeO4 2-Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Selenatom 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 Selen und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SeO4 2-Ion
→ Vom Selenatom gegebene Valenzelektronen:
Selen ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Selen 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Selenatom 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 in SeO4 2- Ion = Valenzelektronen, die von einem Selenatom gespendet werden + Valenzelektronen, die von 4 Sauerstoffatomen gespendet werden + 2 zusätzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugefügt = 6 + 6(4) + 2 = 32 .
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 angegebene Ion SeO4 2- und enthält Selenatome (Se) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Selenatoms (Se) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Selen (Se) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Selenatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Selenatom (Se) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im SeO4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Selenatom (Se) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Selen (Se) und Sauerstoff (O) in einem SeO4-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des SeO4-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 SeO4 2– Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SeO4 2– Ion hat insgesamt 32 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur des SeO4 2– Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Selenatome (Se) sowie der Sauerstoffatome (O) im SeO4-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 SeO4-Moleküls sehen.
Für das Selen (Se)-Atom:
Valenzelektronen = 6 (da Selen in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Se | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Selenatom (Se) eine Ladung von +2 hat, während alle Sauerstoffatome eine Ladung von -1 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des SeO4-Moleküls belassen.
Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von SeO4 nicht stabil ist.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Selenatom bewegen.
Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Selenatom werden die Ladungen von Selen und zwei Sauerstoffatomen zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten).
Auf den Sauerstoffatomen verbleiben zwei -ve- Ladungen, was formal zu einer -2- Ladung auf dem SeO4-Molekül führt.
Diese Gesamtladung von -2 auf dem SeO4-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des SeO4 2–Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des SeO4 2–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):