Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die SeO2-Lewis-Struktur hat ein Selenatom (Se) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Selenatom (Se) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Doppelbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an den Sauerstoffatomen (O) und 1 freies Elektronenpaar am Selenatom (Se).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SeO2 (Selendioxid) nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur vonSeO2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SeO2 fort.
Schritte zum Zeichnen der SeO2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SeO2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem SeO2- Molekül (Selendioxid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Selenatom und im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der äußersten Umlaufbahn eines Atoms befinden.)
Hier erkläre ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems ganz einfach die Valenzelektronen von Selen und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im SeO2-Molekül
→ Vom Selenatom gegebene Valenzelektronen:
Selen ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind in Selen 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Selenatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind im Sauerstoff 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im SeO2-Molekül = von 1 Selenatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 6(2) = 18 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
Hier ist das gegebene Molekül SeO2 (Selendioxid) und es enthält Selenatome (Se) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Selenatoms (Se) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Selen (Se) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Selenatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Selenatom (Se) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im SeO2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Selenatom (Se) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Selen (Se) und Sauerstoff (O) in einem SeO2-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des SeO2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SeO2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SeO2-Molekül verfügt über insgesamt 18 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 18 – 16 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Selenatom im obigen Diagramm des SeO2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Selenatom (Se) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Selenatoms (Se) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Selenatom hier kein Oktett. Selen hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Selenatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Selenatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Selenatom zwei weitere Elektronen und somit beträgt seine Gesamtelektronenzahl 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Selenatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SeO2 stabil ist oder nicht.
Schritt 6: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur von SeO2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im SeO2-Molekül vorhandenen Selenatome (Se) sowie der Sauerstoffatome (O) ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Im Bild unten können Sie die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des SeO2-Moleküls sehen.
Für das Selen (Se)-Atom:
Valenzelektronen = 6 (da Selen in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Se | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Selenatom (Se) eine Ladung von +1 und das einfach gebundene Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat.
Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur von SeO2 nicht stabil.
Diese Ladungen müssen daher minimiert werden, indem die Elektronenpaare in Richtung des Selenatoms bewegt werden.
Nach der Bewegung des Elektronenpaars vom Sauerstoffatom zum Selenatom wird die Lewis-Struktur von SeO2 stabiler.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SeO2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur von SeO2.
Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollständig verstanden.
Für mehr Übung und ein besseres Verständnis können Sie andere unten aufgeführte Lewis-Strukturen ausprobieren.
Probieren Sie zum besseren Verständnis diese Lewis-Strukturen aus (oder sehen Sie sie sich zumindest an):
| Lewis-Struktur CH3COOH (Essigsäure) | Lewis-Struktur SiCl4 |
| BrO3-Lewis-Struktur | Lewis-Struktur CBr4 |
| OCN-Lewis-Struktur | ICl4-Lewis-Struktur |
