Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die S2O-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von einem Sauerstoffatom (O) und einem weiteren Schwefelatom (S) umgeben ist. Es gibt Doppelbindungen zwischen Schwefel-Schwefel-Atomen und Schwefel-Sauerstoff-Atomen. Es gibt 1 freies Elektronenpaar am zentralen Schwefelatom (S) und 2 freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom (O) und am äußeren Schwefelatom (S).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von S2O nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von S2O .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von S2O fort.
Schritte zum Zeichnen der S2O-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im S2O-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im S2O-Molekül 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 S2O-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 S2O-Molekül = von 2 Schwefelatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen = 6(2) + 6 = 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 S2O 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 also eines der Schwefelatome (S) das Zentralatom und das Sauerstoffatom (O) und das andere Schwefelatom (S) sind die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im S2O-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem S2O-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 S2O-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Sauerstoffatom und das Schwefelatom sind.
Diese externen Sauerstoff- und Schwefelatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im S2O-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das S2O-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 S2O-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 Schwefelatoms so verschieben, dass das zentrale 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 zentrale Schwefelatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von S2O 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 S2O 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 des Sauerstoffatoms (O) im S2O-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 S2O-Moleküls sehen.
Für das Zentralatom Schwefel (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das äußere Schwefelatom (S):
Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| S (zentral) | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| S (außen) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das zentrale Schwefelatom (S) eine Ladung von +1 und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat.
Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von S2O nicht stabil.
Diese Ladungen müssen daher minimiert werden, indem die Elektronenpaare in Richtung des Schwefelatoms bewegt werden.
Nach der Bewegung des Elektronenpaars vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom wird die Lewis-Struktur von S2O stabiler.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von S2O kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von S2O.
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):