Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur OH- (Hydroxidion) besteht aus einem Sauerstoffatom (O) und einem Wasserstoffatom (H), die zwischen sich eine Einfachbindung enthalten. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom (O). Am Sauerstoffatom (O) liegt die formale Ladung -1 vor.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur OH- (Hydroxidion) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des OH–Ions .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des OH-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der OH-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im OH-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem OH- (Hydroxidion) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die Valenzelektronen kennen, die in einem einzelnen Sauerstoffatom sowie einem Wasserstoffatom vorhanden sind.
(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 und Wasserstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im OH-Ion
→ 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.
→ Vom Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems.[2] Daher beträgt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1 .
Sie können sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im OH-Ion = von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Wasserstoffatom gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 6 + 1 + 1 = 8 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Hier ist das gegebene Ion das OH-Ion. Da es nur zwei Atome hat, können Sie jedes davon als Zentralatom auswählen.
(Denken Sie daran: Wenn in dem angegebenen Molekül Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Außenseite.)
Nehmen wir an, dass das Sauerstoffatom ein Zentralatom ist (weil wir den Wasserstoff in jeder Lewis-Struktur fernhalten müssen).
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im OH-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Sauerstoffatom (O) und dem Wasserstoffatom (H) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass das Sauerstoffatom (O) und das Wasserstoffatom (H) in einem OH-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 im Diagramm des OH-Moleküls haben wir angenommen, dass das Sauerstoffatom das Zentralatom ist. Wasserstoff ist also das äußere Atom.
Wir müssen daher das Wasserstoffatom stabil machen.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Wasserstoffatom ein Duplett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im OH-Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das OH–Ion hat insgesamt 8 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 2 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 8 – 2 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf dem Sauerstoffatom im obigen Diagramm des OH-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 Sauerstoffatom (O) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des Sauerstoffatoms (O) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Sauerstoffatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Und deshalb ist das Sauerstoffatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von OH 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 OH überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Sauerstoffatoms (O) sowie des Wasserstoffatoms (H) im OH-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des OH-Moleküls sehen.
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das Wasserstoffatom (H):
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 und das Wasserstoffatom (H) eine Ladung von 0 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des OH-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung des OH-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des OH-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des OH-Ions.
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):