Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die AsO2-Lewis-Struktur hat ein Arsenatom (As) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Arsenatom (As) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es 1 Doppelbindung und 1 Einfachbindung. Am einfach gebundenen Sauerstoffatom (O) liegt die formale Ladung -1 vor.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der AsO2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des AsO2-Ions .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des AsO2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der AsO2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im AsO2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im AsO2-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 AsO2-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 im AsO2-Ion = von 1 Arsenatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 5 + 6( 2) + 1 = 18 .
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 das AsO2-Ion 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 Sie im AsO2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Arsenatom (As) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Arsen (As) und Sauerstoff (O) in einem AsO2-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 AsO2-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 AsO2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das AsO2–Ion verfügt über insgesamt 18 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 18 – 16 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Arsenatom im obigen Diagramm des AsO2-Moleküls platzieren.
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 Arsenatom (As) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Arsenatoms (As) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Arsenatom hier kein Oktett. Arsen hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Arsenatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar vom äußeren Sauerstoffatom bewegen, damit das Arsenatom stabiler werden kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Arsenatom zwei weitere Elektronen und somit beträgt seine Gesamtelektronenzahl 8.
Im Bild oben können Sie sehen, dass das Arsenatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die obige Lewis-Struktur 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 AsO2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Arsenatoms (As) sowie der im AsO2-Molekül vorhandenen Sauerstoffatome (O) 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 AsO2-Moleküls sehen.
Für das Arsenatom (As):
Valenzelektronen = 5 (da Arsen in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| As | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das einfach gebundene Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat und die anderen Atome eine Ladung von 0 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des AsO2-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung des AsO2-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des AsO2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des AsO2-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):