Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SI6-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von sechs Jodatomen (I) umgeben ist. Es gibt 6 Einfachbindungen zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Jodatom (I).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SI6 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von SI6 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SI6 fort.
Schritte zum Zeichnen der SI6-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SI6-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem SI6- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Schwefelatom und im Jodatom 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 Jod finden.
Gesamtvalenzelektronen im SI6-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 Jodatom gegebene Valenzelektronen:
Jod ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Jod 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Jodatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SI6-Molekül = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 6 Jodatomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 7(6) = 48 .
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 SI6 und enthält Schwefel- (S) und Jodatome (I).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Schwefelatoms (S) und des Jodatoms (I) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Schwefel (S) und Jod (I) vergleichen, dann ist das Schwefelatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Jodatome (I) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im SI6-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Jodatomen (I) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Jod (I) in einem SI6-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 SI6-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Jodatome sind.
Diese externen Jodatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SI6-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SI6-Molekül verfügt über insgesamt 48 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von SI6 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 von SI6 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 Jodatome (I) im SI6-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 SI6-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 12
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektronen = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| ICH | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Schwefelatom (S) als auch das Jodatom (I) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SI6 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SI6 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SI6 können Sie jedes Paar bindender Elektronen (:) auch als eine Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SI6.
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):