Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von SiO2 hat ein Siliziumatom (Si) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Siliziumatom (Si) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Doppelbindungen. An den beiden Sauerstoffatomen (O) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SiO2 (Siliziumdioxid) nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von SiO2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SiO2 fort.
Schritte zum Zeichnen der SiO2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SiO2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem SiO2- Molekül (Siliziumdioxid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Siliziumatom 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 Silizium und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SiO2-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 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 im SiO2-Molekül = von 1 Siliziumatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 4 + 6(2) = 16 .
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 SiO2 (Siliziumdioxid) und es enthält Siliziumatome (Si) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Siliziumatoms (Si) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Silizium (Si) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Siliziumatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Siliziumatom (Si) 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 SiO2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Siliziumatom (Si) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Silizium (Si) und Sauerstoff (O) in einem SiO2-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 SiO2-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 SiO2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SiO2-Molekül verfügt über insgesamt 16 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von SiO2 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. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.
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.
Leider bildet das Siliziumatom hier kein Byte. Silizium hat nur 4 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Siliziumatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Siliziumatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Doch nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das Siliziumatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat.
Auch hier müssen wir ein zusätzliches Elektronenpaar vom anderen Sauerstoffatom bewegen.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Siliziumatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Siliziumatom ein Byte bildet.
Das Siliziumatom ist daher stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SiO2 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 SiO2 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 Sauerstoffatome (O) im SiO2-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 SiO2-Moleküls sehen.
Für das Siliziumatom (Si):
Valenzelektronen = 4 (da Silizium in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Eibe | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass sowohl das Siliziumatom (Si) als auch das Sauerstoffatom (O) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SiO2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SiO2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SiO2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SiO2.
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):