Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die O2-Lewis-Struktur besteht aus zwei Sauerstoffatomen (O), zwischen denen sich eine Doppelbindung befindet. An den beiden Sauerstoffatomen (O) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von O2 (Sauerstoff) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von O2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von O2 fort.
Schritte zum Zeichnen der O2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im O2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im O2-Molekül (Sauerstoff) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die in einem einzelnen 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 Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im O2-Molekül
→ Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind im Sauerstoff 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamtvalenzelektronen im O2-Molekül = 6(2) = 12.
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 O2 (Sauerstoff). Da beide Atome identisch sind, können Sie jedes der Atome als Zentralatom auswählen.
Nehmen wir an, dass der Sauerstoff auf der rechten Seite ein Zentralatom ist.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im O2-Molekül die Elektronenpaare zwischen den beiden Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass die beiden Sauerstoffatome (O) in einem O2-Molekül chemisch miteinander verbunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität des externen Atoms überprüfen.
Hier in der Skizze des O2-Moleküls haben wir angenommen, dass das Sauerstoffatom auf der rechten Seite das Zentralatom ist. Der Sauerstoff auf der linken Seite ist also das äußere Atom.
Daher müssen Sie den Sauerstoff auf der linken Seite stabilisieren.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Sauerstoffatom auf der linken Seite ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im O2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das O2-Molekül hat insgesamt 12 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 12 – 8 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem rechten Sauerstoffatom in der obigen Skizze des O2-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 (dh rechte) Sauerstoffatom (O) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität dieses Sauerstoffatoms (O) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet dieses Sauerstoffatom hier kein Oktett. Sauerstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Sauerstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar vom linken Sauerstoffatom bewegen.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das Sauerstoffatom auf der rechten Seite zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Sauerstoffatom auf der rechten Seite ein Oktett bildet.
Und daher ist dieses Sauerstoffatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von O2 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 O2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der beiden im O2-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
Die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen können Sie im Bild unten sehen.
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass die beiden Sauerstoffatome (O) eine formale Ladung von „null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von O2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von O2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von O2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von O2.
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):