Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die XeF6-Lewis-Struktur hat ein Xenon-Atom (Xe) im Zentrum, das von sechs Fluor-Atomen (F) umgeben ist. Es gibt 6 Einfachbindungen zwischen dem Xenon-Atom (Xe) und jedem Fluor-Atom (F). Es gibt zwei freie Elektronenpaare am Xenon-Atom (Xe) und drei freie Elektronenpaare an den sechs Fluor-Atomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von XeF6 nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von XeF6 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von XeF6 fort.
Schritte zum Zeichnen der XeF6-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im XeF6-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im XeF6-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Xenonatom 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 Xenon und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im XeF6-Molekül
→ Vom Xenon-Atom gegebene Valenzelektronen:
Xenon ist ein Element der 18. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Xenon 8 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 8 im Xenon-Atom 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 XeF6-Molekül = von 1 Xenon-Atom gespendete Valenzelektronen + von 6 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 8 + 7(6) = 50 .
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 XeF6 und es enthält Xenon (Xe)-Atome und Fluor (F)-Atome.
Sie können die Elektronegativitätswerte des Xenonatoms (Xe) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Xenon (Xe) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Xenon-Atom weniger elektronegativ .
Hier ist das Xenon-Atom (Xe) das Zentralatom und die Fluor-Atome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Jetzt müssen Sie im XeF6-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Xenonatom (Xe) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Xenon (Xe) und Fluor (F) in einem XeF6-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 XeF6-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 XeF6-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das XeF6-Molekül verfügt über insgesamt 50 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 48 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 50 – 48 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf das zentrale Xenon-Atom in der obigen Skizze des XeF6-Moleküls legen.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur von XeF6 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Xenon (Xe)-Atome sowie der Fluoratome (F) im XeF6-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 XeF6-Moleküls sehen.
Für das Xenon-Atom (Xe):
Valenzelektronen = 8 (da Xenon in Gruppe 18 ist)
Bindungselektronen = 12
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Fluoratom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Xe | = | 8 | – | 12/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Xenon-Atom (Xe) als auch das Fluor-Atom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von XeF6 stabil ist und es keine weiteren Änderungen in der obigen Struktur von XeF6 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von XeF6 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von XeF6.
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):