Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SF2-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von zwei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Fluoratom (F) gibt es zwei Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Schwefelatom (S) und 3 freie Elektronenpaare an den beiden Fluoratomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SF2 (Schwefeldifluorid) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur aus SF2 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SF2 fort.
Schritte zum Zeichnen der SF2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SF2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SF2-Molekül (Schwefeldifluorid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Schwefelatom 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 Schwefel und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im SF2-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 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 SF2-Molekül = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Fluoratomen 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 SF2 (Schwefeldifluorid) und es enthält Schwefelatome (S) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Schwefelatoms (S) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Schwefel (S) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Schwefelatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Schwefelatom (S) 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 SF2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Fluor (F) in einem SF2-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 SF2-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 SF2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SF2-Molekül verfügt über insgesamt 20 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Schwefelatom im obigen Diagramm des SF2-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 Schwefelatoms (S) 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.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SF2 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 SF2 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 Fluoratome (F) im SF2-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 SF2-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Fluoritatom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Schwefelatom (S) als auch das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SF2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SF2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SF2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Auf diese Weise erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur von SF2.
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):