{"id":25,"date":"2023-07-26T20:46:02","date_gmt":"2023-07-26T20:46:02","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-so3-struktur\/"},"modified":"2023-07-26T20:46:02","modified_gmt":"2023-07-26T20:46:02","slug":"lewis-so3-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-so3-struktur\/","title":{"rendered":"So3-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"SO3-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 SO3-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Schwefelatom (S) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es drei Doppelbindungen. An den drei Sauerstoffatomen (O) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SO3 (Schwefeltrioxid) 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 SO3<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von SO3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SO3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SO3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im SO3-Molek\u00fcl (Schwefeltrioxid)<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Schwefelatom<\/a> 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<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Schwefel und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SO3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Schwefel<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe<\/a> 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<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe<\/a> 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 SO3-Molek\u00fcl<\/strong> = von einem Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 6(3) = 24<\/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 SO3 (Schwefeltrioxid) 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 das Schwefelatom (S) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SO3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im SO3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen dem Schwefelatom (S) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"SO3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Schwefel (S) und Sauerstoff (O) in einem SO3-Molek\u00fcl chemisch aneinander gebunden<\/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 SO3-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

\"SO3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SO3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SO3-Molek\u00fcl hat insgesamt 24 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von SO3 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. 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

\"SO3<\/figure>\n

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

\"SO3<\/figure>\n

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

\"SO3<\/figure>\n

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

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von SO3 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 SO3 \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 Sauerstoffatome (O) im SO3-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 SO3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SO3<\/figure>\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 doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4<\/p>\n

F\u00fcr das einfach gebundene 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\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 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n +2<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (Doppelsprung)<\/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
O (Einfachbindung, 1.)<\/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 (Einfachbindung, 2.)<\/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 Schwefelatom (S) eine Ladung von +2<\/strong> und die beiden einfach gebundenen Sauerstoffatome (O) eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von SO3 nicht stabil.<\/p>\n

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

\"SO3<\/figure>\n

Nach der Verschiebung der Elektronenpaare vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom wird die Lewis-Struktur von SO3 stabiler. <\/p>\n

\"SO3<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SO3 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von SO3. <\/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