{"id":183,"date":"2023-07-25T13:07:33","date_gmt":"2023-07-25T13:07:33","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-s2o-lewis\/"},"modified":"2023-07-25T13:07:33","modified_gmt":"2023-07-25T13:07:33","slug":"struktur-von-s2o-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-s2o-lewis\/","title":{"rendered":"S2o-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"S2O-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 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 \u00e4u\u00dferen Schwefelatom (S).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

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-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von S2O<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von S2O fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der S2O-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im S2O-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im S2O-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Schwefelatom 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 ganz einfach die Valenzelektronen von Schwefel und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im S2O-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Schwefel ist ein Element der 16. Gruppe 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 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 S2O-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Schwefelatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen = 6(2) + 6 = 18<\/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 S2O und es 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 also eines der Schwefelatome (S) das Zentralatom und das Sauerstoffatom (O) und das andere Schwefelatom (S) sind die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"S2O<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im S2O-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"S2O<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem S2O-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/a> sind.<\/p>\n

Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.<\/strong><\/h3>\n

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

Hier in der Skizze des S2O-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome das Sauerstoffatom und das Schwefelatom sind.<\/p>\n

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

\"S2O<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im S2O-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das S2O-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 18 Valenzelektronen<\/strong> , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen<\/strong> verwendet werden.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 18 \u2013 16 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese beiden<\/strong> Elektronen auf dem zentralen Schwefelatom im obigen Diagramm des S2O-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"S2O<\/figure>\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 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

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

\"S2O<\/figure>\n

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

\"S2O<\/figure>\n

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

\"S2O<\/figure>\n

Im Bild oben k\u00f6nnen Sie sehen, dass das zentrale Schwefelatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.<\/p>\n

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von S2O 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 S2O \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 des Sauerstoffatoms (O) im S2O-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 S2O-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"S2O<\/figure>\n

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

F\u00fcr das \u00e4u\u00dfere Schwefelatom (S):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4<\/p>\n

F\u00fcr das Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/p>\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
S (zentral)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
S (au\u00dfen)<\/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
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 zentrale Schwefelatom (S) eine Ladung von +1<\/strong> und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1<\/strong> hat.<\/p>\n

Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von S2O nicht stabil.<\/p>\n

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

\"S2O<\/figure>\n

Nach der Bewegung des Elektronenpaars vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom wird die Lewis-Struktur von S2O stabiler. <\/p>\n

\"S2O<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von S2O kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung<\/a> (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von S2O. <\/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