Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SbH3-Lewis-Struktur hat ein Antimonatom (Sb) im Zentrum, das von drei Wasserstoffatomen (H) umgeben ist. Zwischen dem Antimonatom (Sb) und jedem Wasserstoffatom (H) bestehen drei Einfachbindungen. Am Antimonatom (Sb) befindet sich 1 freies Dublett.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SbH3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von SbH3 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SbH3 fort.
Schritte zum Zeichnen der SbH3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbH3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbH3-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Antimonatom sowie im Wasserstoffatom 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 Antimon und Wasserstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SbH3-Molekül
→ Vom Antimonatom gegebene Valenzelektronen:
Antimon ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind im Antimon 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Antimonatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [2] Daher beträgt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1 .
Sie können sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SbH3-Molekül = von 1 Antimonatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 1(3) = 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 SbH3 und es enthält Antimonatome (Sb) und Wasserstoffatome (H).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Antimonatoms (Sb) und des Wasserstoffatoms (H) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Antimon (Sb) und Wasserstoff (H) vergleichen, dann ist das Wasserstoffatom weniger elektronegativ . Aber laut Regel müssen wir den Wasserstoff draußen halten.
Hier ist das Antimonatom (Sb) 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 SbH3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Antimonatom (Sb) und den Wasserstoffatomen (H) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Antimon (Sb) und Wasserstoff (H) in einem SbH3-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 SbH3-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 SbH3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SbH3-Molekül verfügt über insgesamt 8 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 6 Valenzelektronen verwendet werden.
Also ist die Anzahl der verbleibenden Elektronen = 8 – 6 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Antimonatom im obigen Diagramm des SbH3-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das Zentralatom von Antimon (Sb) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Antimonatoms (Sb) zu überprüfen, muss überprüft werden, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Antimonatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Antimonatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SbH3 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 SbH3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Antimonatome (Sb) sowie der Wasserstoffatome (H) im SbH3-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des SbH3-Moleküls sehen.
Für das Antimonatom (Sb):
Valenzelektronen = 5 (da Antimon in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Wasserstoffatom (H):
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Sb | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Antimonatom (Sb) als auch das Wasserstoffatom (H) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SbH3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SbH3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SbH3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SbH3.
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):