Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NSF-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von einem Schwefelatom (S) und einem Fluoratom (F) umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen Stickstoffatomen (N) und Schwefelatomen (S) und eine Einfachbindung zwischen Stickstoffatomen (N) und Fluoratomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NSF nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NSF.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der NSF- Lewis-Struktur fort.
Schritte zum Zeichnen der NSF-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NSF-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem NSF- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom, Schwefelatom und 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 Stickstoff, Schwefel und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im NSF-Molekül
→ Vom Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind im Stickstoff 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Schwefelatom gegebene Valenzelektronen:
Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] 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. [3] 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 NSF-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Fluoratom gespendete Valenzelektronen = 5 + 6 + 7 = 18 .
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 NSF und enthält ein Stickstoffatom (N), ein Schwefelatom (S) und ein Fluoratom (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Schwefelatoms (S) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Schwefelatoms (S) und des Fluoratoms (F) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Stickstoffatom das Zentralatom und die Schwefel- und Fluoratome die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NSF-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Schwefelatom (S) sowie zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Fluoratom (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem NSF-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 der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des NSF-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Schwefelatom und das Fluoratom sind.
Diese Schwefel- und Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NSF-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NSF-Molekül 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 Stickstoffatom im obigen Diagramm des NSF-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 Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Stickstoffatoms (N) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Schwefelatoms so verschieben, dass das Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von NSF 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 NSF-Lewis-Struktur überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im NSF-Molekül vorhandenen Stickstoff- (N), Schwefel- (S) und Fluoratome (F) 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 NSF-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Fluoratom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie erkennen, dass das Stickstoffatom (N), das Schwefelatom (S) und das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von NSF stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von NSF gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NSF können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NSF.
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):