Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur: Zeichnung, mehrere Verbindungen und detaillierte Erklärungen

Sauerstoff-Lewis-Punktstrukturen mit sich selbst und anderen Elementen können zur Bestimmung der Bildung chemischer Bindungen verwendet werden. In diesem Artikel werden verschiedene Sauerstoff-Lewis-Punktstrukturen schematisch und ausführlich erläutert.

Die Ordnungszahl von Sauerstoff ist 8 und seine elektronische Konfiguration ist 2,6. Das bedeutet, dass ein Sauerstoffatom in seiner äußersten Schale, auch Valenzschale genannt, sechs Elektronen hat und zum Erreichen der stabilen 2,8-Edelgaskonfiguration (Oktett) von Neon zwei weitere Elektronen benötigt. Um diese Stabilität zu erreichen, teilt ein Sauerstoffatom seine zwei Elektronen mit den zwei Elektronen eines anderen Sauerstoffatoms, wodurch eine Doppelbindung zwischen zwei Sauerstoffatomen gebildet wird.

Da diese Doppelbindung aufgrund der gemeinsamen Nutzung von Zwei-Elektronen-Paaren gebildet wird, wird sie als Doppelbindung bezeichnet kovalente Bindung. Die äußersten Elektronen, die an der gemeinsamen Nutzung beteiligt sind, werden als gemeinsame Elektronenpaare bezeichnet, und die äußersten Elektronen, die nicht an der gemeinsamen Nutzung beteiligt sind, werden als einsame Elektronenpaare bezeichnet. Daher ein stabiles Sauerstoffmolekül mit der Formel O₂ gebildet.

Der einfachste Weg, die zu verstehen Strukturdarstellung und Lewis-Punkt Struktur, die auf jedem Atom, Molekül und jeder Verbindung funktioniert, ist unten angegeben:

Zählen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (12 Elektronen im Fall eines Sauerstoffmoleküls, 6 von jedem Sauerstoffatom).
Berechnen Sie die benötigten Elektronen (nach der Oktettregel sind es 8 im Sauerstoffatom und 16 im Sauerstoffmolekül.
Berechnen Sie die Bindungselektronen (Anzahl der Bindungselektronen = Erforderliche Elektronen – Valenzelektronen, 16 -12 = 4 im Fall eines Sauerstoffmoleküls)
Berechnen Sie die Anzahl der nichtbindenden Elektronen (Anzahl der nichtbindenden Elektronen = Valenzelektronen – Bindungselektronen, 12-4 = 8 im Fall eines Sauerstoffmoleküls)

Betont man diese vier Schritte, dann die Nr. der Bindungselektronen informiert Sie über das Vorhandensein einer Doppelbindung im oben genannten Fall. Die Anzahl der nichtbindenden Elektronen zeigt das Vorhandensein von einsamen Elektronenpaaren an. Im obigen Fall gibt es 8 freie Elektronenpaare, die, wenn sie durch 2 geteilt werden, die Anzahl der Elektronen pro Sauerstoffatom (4) ergeben. Also gibt es 2 freie Elektronenpaare.

Ein interessantes Tatsache über das O2-Molekül ist, dass es aufgrund der Anwesenheit von ungepaarten Elektronen paramagnetisch ist. Diese Tatsache kann jedoch nicht durch den Sauerstoff erklärt werden Lewis-Punktstruktur und erfordert ein ziemlich komplexes Molekülorbitaldiagramm von O2. Lassen Sie uns nun über Sauerstoff sprechen Lewis-Punktstruktur mit verschiedenen Elementen wie folgt dargestellt:

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur (Ion)

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur (Atom)

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Wasserstoff

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Lithium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Beryllium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Kohlenstoff

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Fluor (OF₂)

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Natrium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Magnesium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Aluminium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Silizium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Chlo rin (OCl₂)

· Sauerstoff Lewis Punktstruktur mit Kalium

· Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Calcium

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur (Ion)

Sauerstoffion wird als O dargestellt^2-. Es hat eine doppelte negative Ladung, die durch die Gewinnung von 2 Elektronen erreicht wird. Dies lässt sich leicht durch die erklären Lewis-Punktstruktur. Sauerstoff (Ordnungszahl=8 und elektronische Konfiguration=2,6) gehört laut Periodensystem zur 16^th Gruppe, also hat das Sauerstoffatom 6 Elektronen in seiner Valenzschale. Um also nach der Oktettregel Stabilität zu erreichen, muss es zwei Elektronen aufnehmen und sich in ein Anion anstelle seiner elementaren Form umwandeln. Dies unterstreicht auch, dass Sauerstoffatome Elektronen nicht nur teilen, sondern auch gewinnen können, um Stabilität zu erreichen.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur (Atom)

Das Lewis-Struktur des Sauerstoffatoms ist relativ einfacher zu zeigen, da es keine gemeinsame Nutzung oder Übertragung von Elektronen beinhaltet. Das Diagramm des Sauerstoffatoms zeigt das Valenzelektron für das Element. Da das Sauerstoffatom (Ordnungszahl = 8 und elektronische Konfiguration = 2,6) zur Gruppe 16 im Periodensystem gehört, wird es von 6 Valenzelektronen umgeben sein. Aber die Paarung von Valenzelektronen um das Sauerstoffatom ist von Bedeutung. Normalerweise hat es jedes Elektronenpaar auf den beiden Seiten und der Rest der beiden Seiten hat ungepaarte Elektronen.

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Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Wasserstoff

Das Lewis-Punktstruktur von Wasserstoff und Sauerstoff führt zur Bildung von Wasser (H2O). Wasserstoffatom (Ordnungszahl = 1 und elektronische Konfiguration = 1) hat ein Elektron in seiner Valenzschale. Es braucht also nur noch ein Elektron, um die dem Edelgas Helium am nächsten liegende stabile Konfiguration zu erreichen. Ebenso hat das Sauerstoffatom (Ordnungszahl = 8 und elektronische Konfiguration = 2,6) knapp 2 Elektronen, um das Zieloktett zu erreichen, das der Edelgaskonfiguration Neon am nächsten liegt. In diesem Fall wird also jedes Elektron von 2 Wasserstoffatomen gemeinsam mit 2 Valenzelektronen eines einzelnen Sauerstoffatoms geteilt, um ein Wassermolekül zu bilden.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Lithium

Das Lewis-Punkt Darstellung von Lithium und Sauerstoff zeigt die Bildung von Lithiumoxid (Li2O). Es lässt sich visuell besser erklären. Jedes Lithiumatom (Ordnungszahl = 3 und elektronische Konfiguration = 2,1) verliert ein Valenzelektron, das gleichzeitig vom Sauerstoffatom aufgenommen wird. Dies führt dazu, dass Lithium-Ionen jeweils eine Ladung von +1 aufweisen, was der Edelgaskonfiguration Helium am nächsten kommt. Die Ladungen auf Lithium als 2 [Li⁺] und an Sauerstoff als [O^2-] sind auf Elektronenverlust bzw. Elektronenaufnahme zurückzuführen.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Beryllium

Das Lewis-Punktstruktur von Beryllium und Sauerstoff ist relativ einfach. Beryllium (Ordnungszahl = 4 und elektronische Konfiguration = 2,2) gehört zur 2^nd Gruppe des Periodensystems und hat 2 Valenzelektronen. Sauerstoff gehört zur 16^th Gruppe des Periodensystems und hat 6 Valenzelektronen. Um Stabilität nach der Oktettregel zu erreichen, verliert Beryllium also seine 2 Elektronen, die durch Sauerstoff gewonnen werden. Ebenso verwandelt sich Beryllium in ein Be²⁺ Kation und Sauerstoff verwandelt sich in O^2- Anion, wodurch Berylliumoxid (BeO) gebildet wird.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Kohlenstoff

Mit Kohlenstoff und Sauerstoff zwei Lewis-Punktstrukturen kann entsprechend der Aufteilung zwischen Elektronen gebildet werden, um Stabilität zu erreichen. Diese Strukturen sind Kohlendioxid (CO₂) und Kohlenmonoxid (CO).

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Hervorzuheben ist, dass Kohlendioxid dann, um sein Oktett zu vervollständigen, ein einzelnes Kohlenstoffatom (Ordnungszahl = 6 und elektronische Konfiguration = 2,4) mit 2 Sauerstoffatomen verbinden muss. Kohlenstoffe haben 4 Valenzelektronen und benötigen 4 weitere Elektronen und Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen und benötigt 2 weitere Elektronen, um Stabilität zu erreichen. Es gibt also eine gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen 2 Sauerstoffatomen und einem Kohlenstoffatom, das als doppelte kovalente Bindung dargestellt wird.

Im Fall von Kohlenmonoxid ist zur Erzielung von Stabilität die Vervollständigung des Oktetts zwischen dem einzelnen Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom erforderlich. Hier teilen sich Kohlenstoff- und Sauerstoffatome zwei Elektronenpaare. Um die Oktettstabilität zu vervollständigen, spendet Sauerstoff ein Elektronenpaar an Kohlenstoff, um eine koordinative Bindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff zu bilden. Dies führt zur Bildung einer dreifach kovalenten Bindung.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Fluor (OF₂)

Die Lewis-Punkt-Darstellung von OF₂ ist nicht sehr komplex, da es sich um eine einzelne Bindung handelt. Das Sauerstoffatom ist in Gruppe 16 mit 6 Valenzelektronen und das Fluoratom (Ordnungszahl = 9 und elektronische Konfiguration = 2,7) ist in Gruppe 17 mit und hat 7 Valenzelektronen. Sauerstoff, der am wenigsten elektronegativ ist, wird im Zentrum von 2 Fluoratomen vorhanden sein. Es werden sich also 2 Elektronen eines Sauerstoffatoms mit einem einzelnen Elektron jedes Fluoratoms auf beiden Seiten teilen Vervollständigung des Oktetts für jedes Element.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Natrium

Natrium (Ordnungszahl = 11 und elektronische Konfiguration = 2,8,11) gehört zur 1^st Gruppe im Periodensystem und muss 1 Elektron abgeben, um Na zu bilden⁺ und um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Auf der anderen Seite gehört Sauerstoff zur Gruppe 16 und muss 2 Elektronen gewinnen, um die Oktettstabilität zu vervollständigen. Jedes Natriumatom verliert also ein Elektron, das von Sauerstoff aufgenommen wird und zur Bildung von Na führt₂O. Hier 2[Na⁺] und [O^2-] werden durch starke elektrostatische Kräfte gehalten.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Magnesium

Magnesium (Ordnungszahl = 12 und elektronische Konfiguration = 2,8,2) gehören zur 2^nd Gruppe im Periodensystem und müssen 2 Elektronen abgeben, um Stabilität zu erreichen. Auf der anderen Seite gewinnt Sauerstoff diese 2 Elektronen, um sein Oktett zu vervollständigen. Also Mg²⁺ und O^2- gleich und entgegengesetzt geladen sind, ziehen sich an und bilden MgO, das durch starke elektrostatische Kräfte zusammengehalten wird.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Aluminium

Die zwischen Aluminium (Ordnungszahl = 13 und elektronische Konfiguration = 2,8,3) und Sauerstoff gebildete Struktur ist Aluminiumoxid (Al₂O₃). Zum₂O₃ ist eine ionische Verbindung, was bedeutet, dass Elektronen zwischen Aluminium und Sauerstoff übertragen werden. Aluminium gehört also zur Gruppe 13 im Periodensystem und hat 3 Valenzelektronen und Sauerstoff gehört zur Gruppe 16 und hat 6 Elektronen. Aluminium, das weniger elektronegativ ist, wird seine 3 Elektronen abgeben und Sauerstoff, der elektronegativer ist, wird es gewinnen. Daher werden die 2 Aluminiumatome in 2 [Al umgewandelt³⁺} Kation und 3 Sauerstoffatome werden in 3[O umgewandelt^2-] Anionen.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Silizium

Es führt zur Bildung von SiO₂. Silizium (Ordnungszahl = 14 und elektronische Konfiguration = 2,8,4) hat 4 Valenzelektronen und Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen. Um also ihr Oktett zu vervollständigen, werden 2 Sauerstoffatome ihre Elektronen mit einem einzelnen Siliziumatom teilen. Es wird eine doppelte kovalente Bindungsbildung stattfinden.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Chlor (OCl₂)

Chlor (Ordnungszahl = 17 und elektronische Konfiguration = 2,8,7) gehört zur Gruppe 17 des Periodensystems und benötigt 1 Elektron, um seine stabile Edelgaskonfiguration zu vervollständigen. Sauerstoff hingegen gehört zur Gruppe 16 und hat knapp 2 Elektronen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Sauerstoff wird also zum Zentralatom und teilt sich jedes Elektron von zwei Chloratomen. Dies führt zur Bildung von OCl2, wo ein einzelnes Zwischen den beteiligten Atomen findet eine kovalente Bindungsbildung statt

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Kalium

Das Lewis-Punktstruktur von Kalium (Ordnungszahl 19 und elektronische Konfiguration = 2,8,8,1) liegt auf der gleichen Linie wie die von Natrium und Sauerstoff. Kalium gehört zur Gruppe 1 des Periodensystems und muss, um Stabilität zu erreichen, 1 Elektron abgeben. Sauerstoff hingegen muss 2 Elektronen gewinnen, um seine Stabilität zu vervollständigen. Jedes Kaliumatom gibt also 1 Elektron an Sauerstoff ab und führt zu ionische Verbindung K2O und die Ionen werden durch starke elektrostatische Kräfte zusammengehalten.

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur mit Calcium

Calcium (Ordnungszahl = 20 und elektronische Konfiguration = 2,8,8,2) verliert 2 Elektronen, um Stabilität zu erreichen, und Sauerstoff muss, wie mehrfach erwähnt, 2 Elektronen gewinnen, um Stabilität zu erreichen. Durch diese Übertragung von Elektronen werden Calcium und Sauerstoff nun entgegengesetzt geladen und bilden die ionische Verbindung CaO

Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur (verwandte FAQs)

Eigenschaften, die durch die Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur erklärt werden

Die Struktur von Sauerstoff-Lewis ist perfekt symmetrisch und unpolar. Außerdem sind unpolare Moleküle normalerweise Gase in der Natur, daher gibt es keinen großen Unterschied zwischen Disauerstoffmolekülen und Sauerstoffgas

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Rolle der äußersten Elektronen in der Sauerstoff-Lewis-Punktstruktur

Die äußersten Elektronen werden Valenzelektronen genannt. Sie sind für die Bildung und Reaktion chemischer Bindungen verantwortlich, da sie lose an den Kern gebunden sind. Aufgrund der geringeren Kernbindungskraft können sie leicht an der gemeinsamen Nutzung und Übertragung von Elektronen teilnehmen. Wenn wir uns andererseits von den Valenzelektronen zu den inneren Elektronen bewegen, nimmt die Kernbindung zu, was es ihnen erschwert, an einer Bindungsbildung und Reaktion teilzunehmen.

Unterschied in der Lewis-Punktstruktur und der Molekülstruktur

Lewis-Strukturen stellen die Bewegung und das Vorhandensein von Elektronen in einer Verbindung gemäß ihrem Stabilitätsfaktor dar. Es zeigt die Anzahl der Atome, Valenzelektronen und Bindungen leicht an. Die molekularen Formen von Verbindungen werden jedoch durch verschiedene Kräfte zwischen Atomen beeinflusst und hängen von Bindungswinkeln und Bindungslängen ab

Mansi Sharma

Hallo, ich bin Mansi Sharma, ich habe meinen Master in Chemie abgeschlossen. Ich persönlich glaube, dass das Lernen enthusiastischer ist, wenn es mit Kreativität gelernt wird. Ich bin Fachexperte für Chemie.
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