{"id":112,"date":"2023-07-26T03:42:34","date_gmt":"2023-07-26T03:42:34","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-so4-2\/"},"modified":"2023-07-26T03:42:34","modified_gmt":"2023-07-26T03:42:34","slug":"struktur-von-lewis-so4-2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-so4-2\/","title":{"rendered":"So4 2-lewis-struktur in 5 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"SO4<\/figure>\n

Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?<\/p>\n

Lassen Sie mich das obige Bild kurz erl\u00e4utern.<\/p>\n

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).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der SO4 2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des Ions SO4 2-<\/sup> Lewis<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des SO4 2–<\/sup> Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SO4 2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO4 2-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im SO4 2–Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Schwefelatom<\/a> und im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der \u00e4u\u00dfersten Umlaufbahn<\/a> eines Atoms befinden.)<\/p>\n

Hier erkl\u00e4re ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Schwefel und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SO4 2-Ion<\/strong><\/p>\n

\u2192 Vom Schwefelatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Schwefel<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe<\/a> des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind in Schwefel 6<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 6 im Schwefelatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

\u2192 Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sauerstoff<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher sind im Sauerstoff 6<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen in SO4<\/strong> 2-<\/sup><\/strong> Ion<\/strong> = Valenzelektronen von 1 Schwefelatom + Valenzelektronen von 4 Sauerstoffatomen + 2 zus\u00e4tzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugef\u00fcgt = 6 + 6(4) + 2 = 32<\/strong> .<\/p>\n

Schritt 2: W\u00e4hlen Sie das Zentralatom aus<\/strong><\/h3>\n

Um das Zentralatom auszuw\u00e4hlen, m\u00fcssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative<\/a> Atom im Zentrum verbleibt.<\/p>\n

Hier ist das gegebene Ion SO4 2- und enth\u00e4lt Schwefelatome (S) und Sauerstoffatome (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Die Elektronegativit\u00e4tswerte des Schwefelatoms (S) und des Sauerstoffatoms (O) k\u00f6nnen Sie im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Schwefel (S) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Schwefelatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren<\/strong><\/h3>\n

Nun m\u00fcssen Sie im SO4-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Sauerstoff (O) in einem SO4-Molek\u00fcl chemisch aneinander gebunden<\/a> sind.<\/p>\n

Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie die Stabilit\u00e4t der externen Atome \u00fcberpr\u00fcfen.<\/p>\n

Hier in der Skizze des SO4-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SO4 2–<\/sup> Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SO4 2–<\/sup> Ion hat insgesamt 32 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.<\/p>\n

Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden k\u00f6nnten.<\/p>\n

Kommen wir nun zum n\u00e4chsten Schritt.<\/p>\n

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur<\/strong><\/h3>\n

Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur des SO4 2–<\/sup> Ions \u00fcberpr\u00fcfen m\u00fcssen.<\/p>\n

Die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts<\/a> \u00fcberpr\u00fcft werden.<\/p>\n

Kurz gesagt, wir m\u00fcssen nun die formale Ladung der Schwefelatome (S) sowie der Sauerstoffatome (O) im SO4-Molek\u00fcl ermitteln.<\/p>\n

Um die formelle Steuer zu berechnen, m\u00fcssen Sie die folgende Formel verwenden:<\/p>\n

Formale Ladung = Valenzelektronen \u2013 (bindende Elektronen)\/2 \u2013 nichtbindende Elektronen<\/strong><\/p>\n

Im Bild unten k\u00f6nnen Sie die Anzahl der bindenden<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des SO4-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

F\u00fcr das Schwefelatom (S):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

F\u00fcr das Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n
Formelle Anklage<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n Valenzelektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindungselektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Nichtbindende Elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
S<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n +2<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass das Schwefelatom (S) eine Ladung von +2<\/strong> hat, w\u00e4hrend alle Sauerstoffatome eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des SO4-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von SO4 nicht stabil ist.<\/p>\n

Wir m\u00fcssen diese Ladungen also minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom bewegen. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

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). <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

Auf den Sauerstoffatomen verbleiben zwei -ve-<\/strong> Ladungen, was formal zu einer -2-<\/strong> Ladung auf dem SO4-Molek\u00fcl f\u00fchrt.<\/p>\n

Diese Gesamtladung von -2<\/strong> auf dem SO4-Molek\u00fcl ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"SO42-Schritt<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des SO4 2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar<\/a> (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des SO4 2–Ions. <\/p>\n

\"Lewis-Struktur<\/figure>\n

Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollst\u00e4ndig verstanden.<\/p>\n

F\u00fcr mehr \u00dcbung und ein besseres Verst\u00e4ndnis k\u00f6nnen Sie andere unten aufgef\u00fchrte Lewis-Strukturen ausprobieren.<\/p>\n