Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SbF6-Lewis-Struktur hat ein Antimonatom (Sb) im Zentrum, das von sechs Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Antimonatom (Sb) und jedem Fluoratom (F) bestehen 6 Einfachbindungen. Das Antimonatom (Sb) weist eine formale Ladung -1 auf.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der SbF6-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des SbF6-Ions.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des SbF6-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der SbF6-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbF6-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem SbF6–Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Antimonatom 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 Antimon und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im SbF6–Ion
→ Vom Antimonatom gegebene Valenzelektronen:
Antimon ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind im Antimon 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Antimonatom 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 SbF6-Ion = von 1 Antimonatom gespendete Valenzelektronen + von 6 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 5 + 7(6) + 1 = 48 .
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 Ion SbF6- und enthält Antimonatome (Sb) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Antimonatoms (Sb) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Antimon (Sb) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Antimonatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Antimonatom (Sb) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im SbF6-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Antimonatom (Sb) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Antimon (Sb) und Fluor (F) in einem SbF6-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des SbF6-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 SbF6–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SbF6–Ion hat insgesamt 48 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
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 SbF6 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Antimonatome (Sb) sowie der Fluoratome (F) im SbF6-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 SbF6-Moleküls sehen.
Für das Antimonatom (Sb):
Valenzelektronen = 5 (da Antimon in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 12
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Fluoritatom (F):
Valenzelektronen = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Sb | = | 5 | – | 12/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Antimonatom (Sb) eine Ladung von -1 und die Fluoratome (F) eine Ladung von 0 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des SbF6-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung von -1 auf dem SbF6-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des SbF6-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des SbF6-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):