{"id":166,"date":"2023-07-25T16:47:32","date_gmt":"2023-07-25T16:47:32","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-seo3-lewis\/"},"modified":"2023-07-25T16:47:32","modified_gmt":"2023-07-25T16:47:32","slug":"struktur-von-seo3-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-seo3-lewis\/","title":{"rendered":"Seo3-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"Lewis-Struktur<\/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 SeO3-Lewis-Struktur hat ein Selenatom (Se) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Selenatom (Se) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es drei Doppelbindungen. An den drei Sauerstoffatomen (O) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SeO3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung, wie man eine Lewis-Struktur von SeO3<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von SeO3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SeO3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SeO3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem SeO3- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Selenatom sowie 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 ganz einfach die Valenzelektronen von Selen und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SeO3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

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

\"\"<\/figure>\n

Sauerstoff 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 im SeO3-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Selenatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 6(3) = 24<\/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 Molek\u00fcl SeO3 und es enth\u00e4lt Selenatome (Se) und Sauerstoffatome (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Selenatoms (Se) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Selen (Se) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Selenatom weniger elektronegativ.<\/p>\n

Dabei ist das Selenatom (Se) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im SeO3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen dem Selenatom (Se) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Selen (Se) und Sauerstoff (O) in einem SeO3-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 SeO3-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

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

\"SeO3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SeO3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SeO3-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 24 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von SeO3 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 das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie pr\u00fcfen, ob das zentrale Selenatom (Se) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t des zentralen Selenatoms (Se) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.<\/p>\n

Leider bildet das Selenatom hier kein Oktett. Selen hat nur 6 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

Um dieses Selenatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar des \u00e4u\u00dferen Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Selenatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erh\u00e4lt das zentrale Selenatom zwei weitere Elektronen und somit betr\u00e4gt seine Gesamtelektronenzahl 8. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Selenatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von SeO3 stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Schritt 6: \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 von SeO3 \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 Selenatome (Se) sowie der Sauerstoffatome (O) im SeO3-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 SeO3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

F\u00fcr das Selen (Se)-Atom:<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Selen in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

F\u00fcr das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4<\/p>\n

F\u00fcr das einfach gebundene 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\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
Se<\/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
O (Doppelsprung)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (Einfachbindung, 1.)<\/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
O (Einfachbindung, 2.)<\/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 Selenatom (Se) eine Ladung von +2<\/strong> und die beiden einfach gebundenen Sauerstoffatome (O) eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von SeO3 nicht stabil.<\/p>\n

Diese Ladungen m\u00fcssen daher minimiert werden, indem die Elektronenpaare in Richtung des Selenatoms bewegt werden. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

Nach der Verlagerung der Elektronenpaare vom Sauerstoffatom zum Selenatom wird die Lewis-Struktur von SeO3 stabiler. <\/p>\n

\"SeO3<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SeO3 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von SeO3. <\/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