{"id":280,"date":"2023-07-24T09:58:48","date_gmt":"2023-07-24T09:58:48","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-seo4-2-lewis\/"},"modified":"2023-07-24T09:58:48","modified_gmt":"2023-07-24T09:58:48","slug":"struktur-von-seo4-2-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-seo4-2-lewis\/","title":{"rendered":"Seo4 2-lewis-struktur in 5 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"SeO4<\/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 SeO4 2-Lewis-Struktur hat ein Selenatom (Se) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Selenatom (Se) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Einfachbindungen und zwei Doppelbindungen. Es gibt zwei freie Elektronenpaare an doppelt gebundenen Sauerstoffatomen (O) und drei freie Elektronenpaare an einfach gebundenen Sauerstoffatomen (O).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der SeO4 2-Lewis-Struktur 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 SeO4 2-<\/sup> Ion<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des SeO4 2–<\/sup> Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SeO4 2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SeO4 2-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im SeO4 2-Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Selenatom 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 Selen und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SeO4 2-Ion<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Selen ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind in Selen 6<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 6 im Selenatom 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 in SeO4<\/strong> 2-<\/sup><\/strong> Ion<\/strong> = Valenzelektronen, die von einem Selenatom gespendet werden + Valenzelektronen, die von 4 Sauerstoffatomen gespendet werden + 2 zus\u00e4tzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugef\u00fcgt = 6 + 6(4) + 2 = 32<\/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 angegebene Ion SeO4 2- und enth\u00e4lt Selenatome (Se) und Sauerstoffatome (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Dabei ist das Selenatom (Se) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im SeO4-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Selenatom (Se) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Selen (Se) und Sauerstoff (O) in einem SeO4-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 SeO4-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

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

\"SeO4<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SeO4 2–<\/sup> Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SeO4 2–<\/sup> Ion hat insgesamt 32 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm 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 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 SeO4 2–<\/sup> 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 Selenatome (Se) sowie der Sauerstoffatome (O) im SeO4-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 SeO4-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

F\u00fcr das Selen (Se)-Atom:<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Selen in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/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
Se<\/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
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 Selenatom (Se) eine Ladung von +2<\/strong> hat, w\u00e4hrend alle Sauerstoffatome eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des SeO4-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von SeO4 nicht stabil ist.<\/p>\n

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

\"SeO4<\/figure>\n

Nach der Bewegung des Elektronenpaares vom Sauerstoffatom zum Selenatom werden die Ladungen von Selen und zwei Sauerstoffatomen zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten). <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

Auf den Sauerstoffatomen verbleiben zwei -ve-<\/strong> Ladungen, was formal zu einer -2-<\/strong> Ladung auf dem SeO4-Molek\u00fcl f\u00fchrt.<\/p>\n

Diese Gesamtladung von -2<\/strong> auf dem SeO4-Molek\u00fcl ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"SeO4<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des SeO4 2–Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung<\/a> (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des SeO4 2–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