Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die AsO4 3-Lewis-Struktur hat ein Arsenatom (As) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Arsenatom (As) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es 1 Doppelbindung und 3 Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der AsO4 3-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 AsO4 3- Ion .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des AsO4 3- Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der AsO4 3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen in AsO4 3-ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im AsO4 3–Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Arsenatom 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 Arsen und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im AsO4 3-Ion
→ Vom Arsenatom gegebene Valenzelektronen:
Arsen ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Arsen 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Arsenatom 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 AsO4 3- Ion = von 1 Arsenatom gespendete Valenzelektronen + von 4 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 3 zusätzliche Elektronen werden aufgrund von 3 negativen Ladungen hinzugefügt = 5 + 6(4) + 3 = 32 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
Das hier angegebene Ion ist nun AsO4 3- und enthält Arsenatome (As) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Arsenatoms (As) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Arsen (As) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Arsenatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Arsenatom (As) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im AsO4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Arsenatom (As) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Arsen (As) und Sauerstoff (O) in einem AsO4-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 AsO4-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 AsO4 3– Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das AsO4 3– Ion verfügt über 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 AsO4 3– Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Arsenatome (As) sowie der Sauerstoffatome (O) im AsO4-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 AsO4-Moleküls sehen.
Für das Arsenatom (As):
Valenzelektronen = 5 (da Arsen in Gruppe 15 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 | ||
| As | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Arsenatom (As) eine Ladung von +1 hat, während das Sauerstoffatom eine Ladung von -1 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des AsO4-Moleküls belassen.
Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von AsO4 nicht stabil ist.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Arsenatom bewegen.
Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Arsenatom werden die Ladungen von Arsen und einem Sauerstoffatom zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten).
Auf den Sauerstoffatomen verbleiben drei -ve- Ladungen, was formal zu einer -3- Ladung auf dem AsO4-Molekül führt. Diese Gesamtladung von -3 auf dem AsO4-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des AsO4 3–Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des AsO4 3–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):