{"id":294,"date":"2023-07-24T06:50:10","date_gmt":"2023-07-24T06:50:10","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-sof2\/"},"modified":"2023-07-24T06:50:10","modified_gmt":"2023-07-24T06:50:10","slug":"lewis-struktur-sof2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-sof2\/","title":{"rendered":"Sof2-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"SOF2-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 SOF2-Lewis-Struktur hat ein Schwefelatom (S) im Zentrum, das von zwei Fluoratomen (F) und einem Sauerstoffatom (O) umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen Schwefelatomen (S) und Sauerstoffatomen (O) und eine Einfachbindung zwischen Schwefelatomen (S) und Fluoratomen (F).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SOF2 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung, wie man eine Lewis-Struktur vonSOF2<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von SOF2 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der SOF2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SOF2-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem SOF2- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Schwefelatom, Sauerstoffatom und 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 Schwefel, Sauerstoff und Fluor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SOF2-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 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

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

\"\"<\/figure>\n

Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [3]<\/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 SOF2-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Schwefelatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 6 + 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 SOF2 und es enth\u00e4lt Schwefelatome (S), Sauerstoffatome (O) und Fluoratome (F). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Schwefelatoms (S), des Sauerstoffatoms (O) und der Fluoratome (F) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte des Schwefelatoms (S), des Sauerstoffatoms (O) und der Fluoratome (F) vergleichen, ist das Schwefelatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Dabei ist das Schwefelatom das Zentralatom und die Sauerstoff- und Fluoratome die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im SOF2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen den Schwefelatomen (S) und den Sauerstoffatomen (O) sowie zwischen den Schwefelatomen (S) und den Fluoratomen (F) platzieren. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem SOF2-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 SOF2-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome und Fluoratome sind.<\/p>\n

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

\"SOF2<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SOF2-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SOF2-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 das zentrale Schwefelatom im obigen Diagramm des SOF2-Molek\u00fcls legen. <\/p>\n

\"SOF2<\/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 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

\"SOF2<\/figure>\n

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

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

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von SOF2 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 SOF2 \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 im SOF2-Molek\u00fcl vorhandenen Schwefel- (S), Sauerstoff- (O) und Fluoratome (F) 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 SOF2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

F\u00fcr das Schwefelatom (S):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Schwefel in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/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

F\u00fcr das Fluoratom (F):<\/strong>
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/p>\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 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/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
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 das Schwefelatom (S) eine Ladung von +1<\/strong> und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1<\/strong> hat. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von SOF2 nicht stabil.<\/p>\n

Wir m\u00fcssen diese Ladungen daher minimieren, indem wir das Elektronenpaar in Richtung des Schwefelatoms bewegen. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

Nach der Verschiebung des Elektronenpaars vom Sauerstoffatom zum Schwefelatom wird die Lewis-Struktur von SOF2 stabiler. <\/p>\n

\"SOF2<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SOF2 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von SOF2. <\/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