Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von SiF4 hat ein Siliziumatom (Si) im Zentrum, das von vier Fluoratomen (F) umgeben ist. Es gibt 4 Einfachbindungen zwischen dem Siliziumatom (Si) und jedem Fluoratom (F). An den vier Fluoratomen (F) befinden sich drei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SiF4 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von SiF4 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SiF4 fort.
Schritte zum Zeichnen der SiF4-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SiF4-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem SiF4- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Siliziumatom und im Fluoratom 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 Silizium und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im SiF4-Molekül
→ Vom Siliziumatom gegebene Valenzelektronen:
Silizium ist ein Element der 14. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Silizium 4 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 4 im Siliziumatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Fluoratom gegebene Valenzelektronen:
Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems.[2] Daher beträgt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7 .
Sie können die 7 Valenzelektronen im Fluoratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SiF4-Molekül = von 1 Siliziumatom gespendete Valenzelektronen + von 4 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 4 + 7(4) = 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 gegebene Molekül SiF4 und es enthält Siliziumatome (Si) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Siliziumatoms (Si) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Silizium (Si) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Siliziumatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Siliziumatom (Si) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im SiF4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Siliziumatom (Si) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Silizium (Si) und Fluor (F) in einem SiF4-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 SiF4-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Fluoratome sind.
Diese externen Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SiF4-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SiF4-Molekül verfügt über insgesamt 32 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von SiF4 verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Siliziumatom (Si) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Siliziumatoms (Si) zu überprüfen, muss überprüft werden, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Siliziumatom ein Byte bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Und deshalb ist das zentrale Siliziumatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SiF4 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 SiF4 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Siliziumatome (Si) sowie der Fluoratome (F) im SiF4-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 SiF4-Moleküls sehen.
Für das Siliziumatom (Si):
Valenzelektronen = 4 (da Silizium in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Fluoritatom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Eibe | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass sowohl das Siliziumatom (Si) als auch das Fluoritatom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SiF4 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SiF4 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SiF4 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SiF4.
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):