{"id":247,"date":"2023-07-24T17:28:54","date_gmt":"2023-07-24T17:28:54","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-sbf3-struktur\/"},"modified":"2023-07-24T17:28:54","modified_gmt":"2023-07-24T17:28:54","slug":"lewis-sbf3-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-sbf3-struktur\/","title":{"rendered":"Sbf3-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 von SbF3 hat ein Antimonatom (Sb) im Zentrum, das von drei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Antimonatom (Sb) und jedem Fluoratom (F) bestehen drei Einfachbindungen. Am Antimonatom (Sb) gibt es ein freies Elektronenpaar und an den drei Fluoratomen (F) drei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SbF3 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 SbF3<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von SbF3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SbF3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbF3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im SbF3-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Antimonatom und im Fluoratom 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 Antimon und Fluor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SbF3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Antimon ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind im Antimon 5<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 5 Valenzelektronen im Antimonatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher betr\u00e4gt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im SbF3-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Antimonatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 7(3) = 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 SbF3 und es enth\u00e4lt Antimonatome (Sb) und Fluoratome (F). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Antimonatoms (Sb) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Antimon (Sb) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Antimonatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Hier ist das Antimonatom (Sb) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SbF3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen wir im SbF3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Antimonatom (Sb) und den Fluoratomen (F) platzieren. <\/p>\n

\"SbF3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Antimon (Sb) und Fluor (F) in einem SbF3-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 SbF3-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Fluoratome sind.<\/p>\n

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

\"SbF3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SbF3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SbF3-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 26 Valenzelektronen<\/strong> , von denen im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen<\/strong> verwendet werden.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 26 \u2013 24 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese beiden<\/strong> Elektronen auf dem zentralen Antimonatom im obigen Diagramm des SbF3-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"SbF3<\/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 Zentralatom von Antimon (Sb) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t des zentralen Antimonatoms (Sb) zu \u00fcberpr\u00fcfen, muss \u00fcberpr\u00fcft werden, ob es ein Oktett bildet oder nicht. <\/p>\n

\"SbF3<\/figure>\n

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

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

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von SbF3 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 SbF3 \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 Antimonatome (Sb) sowie der Fluoratome (F) im SbF3-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 SbF3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SbF3<\/figure>\n

F\u00fcr das Antimonatom (Sb):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (da Antimon in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/p>\n

F\u00fcr das Fluoratom (F):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 7 (da Fluorit in Gruppe 17 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
Sb<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
F<\/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 formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass sowohl das Antimonatom (Sb) als auch das Fluoratom (F) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SbF3 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von SbF3 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SbF3 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von SbF3. <\/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