{"id":235,"date":"2023-07-24T20:09:14","date_gmt":"2023-07-24T20:09:14","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-io2\/"},"modified":"2023-07-24T20:09:14","modified_gmt":"2023-07-24T20:09:14","slug":"struktur-von-lewis-io2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-io2\/","title":{"rendered":"Io2-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"IO2-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

IO<\/mark> 2<\/sub> \u2013<\/sup> die Lewis-Struktur hat ein Jodatom (I) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Jodatom (I) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es eine Einfachbindung und eine Doppelbindung. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).<\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der IO2-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 von IO2-Ionen<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des IO2-Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der IO2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IO2-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im IO2-Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Jodatom 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 Jod und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im IO2–Ion<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Jod ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind in Jod 7<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 7 Valenzelektronen im Jodatom 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 in IO<\/strong> 2<\/sub><\/strong> \u2013<\/sup><\/strong> Ion<\/strong> = Valenzelektronen, die von 1 Jodatom gespendet werden + Valenzelektronen, die von 2 Sauerstoffatomen gespendet werden + 1 zus\u00e4tzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugef\u00fcgt = 7 + 6(2) + 1 = 20<\/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 IO2- und es enth\u00e4lt Jodatome (I) und Sauerstoffatome (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

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

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

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

Jetzt m\u00fcssen Sie im IO2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Jodatom (I) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Sauerstoff (O) in einem IO2-Molek\u00fcl chemisch aneinander gebunden<\/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 IO2-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

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im IO2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das IO2–Ion hat insgesamt 20 Valenzelektronen<\/strong> und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen<\/strong> verwendet.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 20 \u2013 16 = 4<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese 4<\/strong> Elektronen auf dem zentralen Jodatom im obigen Diagramm des IO2-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"IO2-Schritt<\/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 das zentrale Jod(I)-Atom stabil ist oder nicht.<\/p>\n

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

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

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

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

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur des IO2-Ions 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 des IO2-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 Jodatome (I) sowie der Sauerstoffatome (O) im IO2–Ion 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 IO2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

F\u00fcr das Jod(I)-Atom:<\/strong>
Valenzelektron = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4<\/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
ICH<\/td>\n =<\/td>\n 7<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/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 Jodatom (I) eine Ladung von +1<\/strong> und die beiden Sauerstoffatome (O) eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

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

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

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Jodatom wird die Lewis-Struktur von IO2 stabiler. <\/p>\n

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

Es verbleibt eine -ve-<\/strong> Ladung auf den Sauerstoffatomen, was formal zu einer -1-<\/strong> Ladung auf dem IO2-Molek\u00fcl f\u00fchrt.<\/p>\n

Diese Gesamtladung des IO2-Molek\u00fcls von -1<\/strong> ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"IO2-Schritt<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des IO2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur des IO2-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