{"id":198,"date":"2023-07-25T09:35:11","date_gmt":"2023-07-25T09:35:11","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-s2cl2-struktur\/"},"modified":"2023-07-25T09:35:11","modified_gmt":"2023-07-25T09:35:11","slug":"lewis-s2cl2-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-s2cl2-struktur\/","title":{"rendered":"S2cl2-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 Lewis-Struktur S2Cl2 weist eine Einfachbindung zwischen den beiden Schwefelatomen (S) sowie zwischen dem Schwefelatom (S) und den Chloratomen (Cl) auf. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an den Schwefelatomen (O) und 3 freie Elektronenpaare an den Chloratomen (Cl).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von S2Cl2 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung, wie man eine Lewis-Struktur vonS2Cl2<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von S2Cl2 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von S2Cl2<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im S2Cl2-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem S2Cl2- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Schwefelatom und im Chloratom 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 Chlor ermitteln k\u00f6nnen.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im S2Cl2-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 Chloratom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher sind in Chlor 7<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im S2Cl2-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Schwefelatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 6(2) + 7(2) = 26<\/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 S2Cl2 und es enth\u00e4lt Schwefelatome (S) und Chloratome (Cl). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier sind die Schwefelatome (S) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"S2Cl2<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im S2Cl2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Schwefel-Schwefel-Atomen und zwischen den Schwefel-Chlor-Atomen platzieren. <\/p>\n

\"S2Cl2<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem S2Cl2-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 S2Cl2-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Chloratome sind.<\/p>\n

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

\"S2Cl2<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im S2Cl2-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das S2Cl2-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 26 Valenzelektronen<\/strong> , von denen im obigen Diagramm nur 18 Valenzelektronen<\/strong> verwendet werden.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 26 \u2013 18 = 8<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese 8<\/strong> Elektronen auf den beiden zentralen Schwefelatomen im obigen Diagramm des S2Cl2-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"S2Cl2<\/figure>\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 die zentralen Schwefelatome (S) stabil sind oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t der zentralen Schwefelatome (S) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht. <\/p>\n

\"S2Cl2<\/figure>\n

Im Bild oben k\u00f6nnen Sie sehen, dass die beiden Schwefelatome ein Oktett bilden. Das hei\u00dft, sie haben 8 Elektronen.<\/p>\n

Daher sind die zentralen Schwefelatome stabil.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von S2Cl2 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 S2Cl2 \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 Chloratome (Cl) im S2Cl2-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 S2Cl2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"S2Cl2<\/figure>\n

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

F\u00fcr das Chloratom (Cl):<\/strong>
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
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 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Cl<\/td>\n =<\/td>\n 7<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung k\u00f6nnen Sie ersehen, dass sowohl Schwefelatome (S) als auch Chloratome (Cl) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von S2Cl2 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von S2Cl2 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von S2Cl2 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von S2Cl2. <\/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