Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SO2-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Doppelbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an den Sauerstoffatomen (O) und 1 freies Elektronenpaar am Schwefelatom (S).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SO2 (Schwefeldioxid) nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von SO2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SO2 fort.
Schritte zum Zeichnen der SO2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO2-Molekül (Schwefeldioxid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Schwefelatom und im 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 Schwefel und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SO2-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 Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind im Sauerstoff 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SO2-Molekül = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 6(2) = 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 SO2 (Schwefeldioxid) und es enthält Schwefelatome (S) und Sauerstoffatome (O).
Die Elektronegativitätswerte des Schwefelatoms (S) und des Sauerstoffatoms (O) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Schwefel (S) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Schwefelatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im SO2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Sauerstoff (O) in einem SO2-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 SO2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SO2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SO2-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 Schwefelatom im obigen Diagramm des SO2-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 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.
Leider bildet das Schwefelatom hier kein Oktett. Schwefel hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Schwefelatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Schwefelatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Schwefelatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben können Sie sehen, dass das Schwefelatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SO2 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 SO2 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 Sauerstoffatome (O) im SO2-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 SO2-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Schwefelatom (S) eine Ladung von +1 und das einfach gebundene Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat.
Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von SO2 nicht stabil.
Diese Ladungen müssen daher minimiert werden, indem die Elektronenpaare in Richtung des Schwefelatoms bewegt werden.
Nach der Verschiebung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom wird die Lewis-Struktur von SO2 stabiler.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SO2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SO2.
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):