{"id":173,"date":"2023-07-25T15:14:26","date_gmt":"2023-07-25T15:14:26","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/hso4-lewis-struktur\/"},"modified":"2023-07-25T15:14:26","modified_gmt":"2023-07-25T15:14:26","slug":"hso4-lewis-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/hso4-lewis-struktur\/","title":{"rendered":"Hso4-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"HSO4-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 HSO4-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) und einer OH-Gruppe umgeben ist. Zwei Sauerstoffatome (O) sind doppelt an das Schwefelatom (S) gebunden, und das andere Sauerstoffatom (O) und die OH-Gruppe sind einfach an das Schwefelatom (S) gebunden. Das einfach gebundene Sauerstoffatom hat eine formale Ladung von -1.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der HSO4-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 HSO4-Ions<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des HSO4-Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der HSO4-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im HSO4-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im HSO4-Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Wasserstoffatom, Schwefelatom sowie im Kohlenstoffatom vorhandenen Valenzelektronen kennen. Sauerstoff.
(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 Wasserstoff, Schwefel und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im HSO4-Ion<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher betr\u00e4gt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2]<\/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 ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [3]<\/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 HSO4-Ion<\/strong> = von 1 Wasserstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 4 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zus\u00e4tzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugef\u00fcgt = 1 + 6 + 6 ( 4) + 1 = 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

(Denken Sie daran:<\/strong> Wenn in dem angegebenen Molek\u00fcl Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Au\u00dfenseite.)<\/p>\n

Hier ist das gegebene Ion HSO4- und enth\u00e4lt Wasserstoffatome (H), Schwefelatome (S) und Sauerstoffatome (O).<\/p>\n

Gem\u00e4\u00df der Regel m\u00fcssen wir also den Wasserstoff fernhalten. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier ist das Schwefelatom (S) das Zentralatom und das Sauerstoffatom (O) das Au\u00dfenatom. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im HSO4-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Schwefelatomen (S) und den Sauerstoffatomen (O) sowie zwischen den Sauerstoffatomen (O) und den Wasserstoffatomen (H) platzieren. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem HSO4-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/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 HSO4-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Wasserstoffatome und Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

Diese Wasserstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Duplett<\/a> bzw. ein Oktett und sind daher stabil. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im HSO4-Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das HSO4-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 das Oktett am Zentralatom<\/strong><\/h3>\n

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

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

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Schwefelatom ein Oktett bildet. Das hei\u00dft, es hat 8 Elektronen.<\/p>\n

Daher ist das zentrale Schwefelatom stabil.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von HSO4 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 HSO4 \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 im HSO4-Molek\u00fcl vorhandenen Wasserstoff- (H), Schwefel- (S) und Sauerstoffatome (O) 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 HSO4-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

F\u00fcr das Wasserstoffatom (H):<\/strong>
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\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

F\u00fcr das Sauerstoffatom (O) (aus der OH-Gruppe):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4 <\/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
H<\/td>\n =<\/td>\n 1<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/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
O (aus der OH-Gruppe)<\/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<\/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 die drei Sauerstoffatome eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des HSO4-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

Die obige Lewis-Struktur von HSO4 ist nicht stabil. Daher m\u00fcssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir die Elektronenpaare von den Sauerstoffatomen zum Schwefelatom verlagern. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

Nachdem die Elektronenpaare von den Sauerstoffatomen zum Schwefelatom verschoben wurden, verbleibt die -1-<\/strong> Ladung immer noch auf dem Sauerstoffatom. Diese Gesamtladung des HSO4-Molek\u00fcls von -1<\/strong> ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"HSO4-Schritt<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des HSO4-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung<\/a> (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des HSO4-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