Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SO4 2-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Einfachbindungen und zwei Doppelbindungen. Es gibt zwei freie Elektronenpaare an doppelt gebundenen Sauerstoffatomen (O) und drei freie Elektronenpaare an einfach gebundenen Sauerstoffatomen (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der SO4 2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des Ions SO4 2- Lewis .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des SO4 2– Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der SO4 2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO4 2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO4 2–Ion 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 SO4 2-Ion
→ 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 in SO4 2- Ion = Valenzelektronen von 1 Schwefelatom + Valenzelektronen von 4 Sauerstoffatomen + 2 zusätzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugefügt = 6 + 6(4) + 2 = 32 .
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 SO4 2- und 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 SO4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Sauerstoff (O) in einem SO4-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 SO4-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 SO4 2– Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SO4 2– Ion hat insgesamt 32 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 des SO4 2– Ions 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 SO4-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 SO4-Moleküls sehen.
Für das Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S | = | 6 | – | 8/2 | – | 0 | = | +2 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Schwefelatom (S) eine Ladung von +2 hat, während alle Sauerstoffatome eine Ladung von -1 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des SO4-Moleküls belassen.
Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von SO4 nicht stabil ist.
Wir müssen diese Ladungen also minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom bewegen.
Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom werden die Ladungen von Schwefel und zwei Sauerstoffatomen zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten).
Auf den Sauerstoffatomen verbleiben zwei -ve- Ladungen, was formal zu einer -2- Ladung auf dem SO4-Molekül führt.
Diese Gesamtladung von -2 auf dem SO4-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des SO4 2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des SO4 2–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):