Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SCl2-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von zwei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Chloratom (Cl) gibt es zwei Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Schwefelatom (S) und 3 freie Elektronenpaare an den beiden Chloratomen (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SCl2 (Schwefeldichlorid) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von SCl2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SCl2 fort.
Schritte zum Zeichnen der SCl2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SCl2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SCl2-Molekül (Schwefeldichlorid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Schwefelatom und im Chloratom 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 Schwefel und Chlor ermitteln können.
Gesamtvalenzelektronen im SCl2-Molekül
→ Vom Schwefelatom gegebene Valenzelektronen:
Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Schwefel 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Schwefelatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SCl2-Molekül = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 7(2) = 20 .
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 SCl2 (Schwefeldichlorid) und es enthält Schwefelatome (S) und Chloratome (Cl).
Die Elektronegativitätswerte des Schwefelatoms (S) und des Chloratoms (Cl) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Schwefel (S) und Chlor (Cl) vergleichen, ist das Schwefelatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im SCl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Chlor (Cl) in einem SCl2-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 SCl2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Chloratome sind.
Diese externen Chloratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SCl2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SCl2-Molekül hat insgesamt 20 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Schwefelatom im obigen Diagramm des SCl2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Schwefelatom (S) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Chloratoms (Cl) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Schwefelatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Schwefelatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SCl2 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 SCl2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Schwefelatome (S) sowie der Chloratome (Cl) im SCl2-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 SCl2-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Chloratom (Cl):
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Schwefelatom (S) als auch das Chloratom (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SCl2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SCl2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SCl2 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SCl2.
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):