Formale Ladung und Punktstrukturen

Im vorigen Video haben wir einige Schritte zum Zeichnen von Punktstrukturen gesehen, in diesem Video werden wir dieselben Schritte verwenden, um ein paar weitere Punktstrukturen zu zeichnen, aber wir werden auch darüber sprechen, wie sich die formale Ladung auf Punktstrukturen bezieht, also werden wir in einer Minute auf diese Definition zurückkommen Das erste, was Sie tun, ist, die Gesamtzahl der Valenzelektronen zu bestimmen, und um das zu tun, schauen Sie sich das Periodensystem an und finden Sie Stickstoff, der in Gruppe 5 ist, also hat Stickstoff 5 Valenzelektronen, richtig, jeder Wasserstoff hat 1 und wir haben 4 davon, also haben wir 5 plus 4 Wir haben also 5 plus 4, was uns 9 Elektronen gibt, aber es gibt eine Plus-1-Ladung, was bedeutet, dass dies ein Kation ist, was bedeutet, dass wir hier ein Elektron verlieren, so dass wir anstelle von 9 in unserer Punktstruktur 8 Elektronen darstellen werden, und so lassen Sie uns fortfahren und den Stickstoff in die Mitte setzen. Stickstoff wird hier in die Mitte gesetzt und wir wissen, dass er Bindungen zu 4 Wasserstoffatomen haben wird, also gehen wir weiter und setzen diese Wasserstoffatome hier ein und sehen wir, wie viele Valenzelektronen wir in unserer Punktstruktur verbraucht haben: 2, 4, 6 und 8. Das ist also die Punktstruktur, und ich kann hier ein paar Klammern einfügen und auch eine Plus-1-Ladung, um anzuzeigen, dass es sich um ein Ion handelt, und das ist also die Punktstruktur für das Ammoniumkation. Wir wissen, dass jede dieser kovalenten Bindungen aus zwei Elektronen besteht, also tragen Sie diese beiden Elektronen hier ein, und wenn ich eine formale Ladung für, sagen wir, den zentralen Stickstoff finden möchte, dann würde ich die Anzahl der Valenzelektronen im freien Atom betrachten, also wenn Sie einen Stickstoff ganz für sich allein hätten, schauen Sie sich das Periodensystem an Es ist in der Gruppe 5 und deshalb reden wir über 5 Valenzelektronen im freien Atom 4 Stickstoff von dieser Zahl werden wir die Anzahl der Valenzelektronen im gebundenen Atom abziehen und der Weg, sich dem zu nähern, ist, sich Ihre Punktstruktur hier anzusehen und an diese zwei Elektronen in diesen kovalenten Bindungen zu denken, richtig, eines davon werden wir dem Wasserstoff zuordnen und eines Wir machen das für jede unserer kovalenten Bindungen und sehen, dass der Stickstoff von vier Valenzelektronen im gebundenen Atom umgeben ist, also schreibe ich das mal auf, also fünf minus vier und fünf minus vier ist natürlich plus eins, also haben wir eine formale Ladung von plus eins auf dem Atom. Wir haben also eine formale Ladung von plus eins für den Stickstoff, also hat dieser Stickstoff eine formale Ladung von plus eins. Lassen Sie uns das jetzt für den Wasserstoff machen, also ist Wasserstoff in der Gruppe eins des Periodensystems, also lassen Sie mich das hier für den Stickstoff zeigen und dann für den Wasserstoff, alles klar, er ist in der Gruppe eins, also ein Valenzelektron im freien Atom und davon subtrahieren wir Wir subtrahieren davon die Anzahl der Valenzelektronen im gebundenen Atom. Wenn wir also hier schauen, haben wir jedem der beiden Wasserstoffatome ein Valenzelektron zugewiesen, also ist es einfach 1 minus 1 oder 0, also gibt es null formale Ladung für alle Wasserstoffatome im Ammoniumkation. Der erste Schritt besteht natürlich darin, die Gesamtzahl der Valenzelektronen zu berechnen, um die wir uns in unserer Punktstruktur kümmern müssen, also noch einmal, jeder Wasserstoff ist eins und ich habe zwei davon Schwefel ist in Gruppe 6 des Periodensystems und hat daher sechs Valenzelektronen Sauerstoff ist auch in der Gruppe sechs und so haben wir sechs und wir haben vier davon genau hier, also 6 mal 4 ist 24, also haben wir 24 plus 6 ist 30 plus 2 ist 32, also müssen wir uns über 32 Valenzelektronen in unserer Punktstruktur für Schwefelsäure Gedanken machen, alles klar, als nächstes wählen wir das Zentralatom und wieder einmal ignorieren Sie Wasserstoff, also ist es zwischen Schwefel und Sauerstoff und wenn Sie sich eine Punktstruktur anschauen, dann ist es ein und Sauerstoff, und wenn Sie sich das Periodensystem ansehen, werden Sie sehen, dass Sauerstoff in der Gruppe 6 höher steht als Schwefel, daher ist Sauerstoff elektronegativer, und daher werden wir Schwefel in das Zentrum setzen, also setzen wir Schwefel genau hier hin und sehen uns noch einmal die Regeln aus dem vorherigen Video an, falls Ihnen das nicht ganz klar ist Wir haben also Schwefel, der an vier Sauerstoffatome gebunden ist, und ich werde meine vier Sauerstoffatome hier so einbauen, und dann habe ich zwei Wasserstoffatome, und erfahrungsgemäß reden wir hier über eine Säure, und Sie werden Ihre Wasserstoffatome an Sauerstoffatome binden, also werden wir unsere Wasserstoffatome hier einbauen und sehen, wie viele Valenzelektronen wir verbraucht haben Wir haben also 2 4 6 8 10 und 12, also haben wir 12 Valenzelektronen verbraucht, also 32 minus 12 gibt uns 20 Valenzelektronen, um die wir uns kümmern müssen, und denken Sie daran, dass der nächste Schritt darin besteht, einige dieser übrig gebliebenen Elektronen einigen der terminalen Atome zuzuweisen, aber auch hier werden wir diese Elektronen nicht dem Wasserstoff zuweisen, weil Wasserstoff immer schon von zwei Elektronen umgeben ist. Wir werden also versuchen, einige Elektronen dem Sauerstoff zuzuweisen, und Sauerstoff folgt der Oktett-Regel, also untersuchen wir, sagen wir mal, den obersten Sauerstoff hier, und wir können sehen, dass der oberste Sauerstoff bereits von zwei Elektronen umgeben ist, genau dort in Grün, und wenn wir ihm also ein Oktett geben wollen, braucht er sechs weitere, also haben wir eins zwei drei vier fünf sechs Dasselbe gilt für den Sauerstoff hier unten, er braucht ein Oktett, also geben wir ihm sechs weitere Elektronen. Also haben wir auch diese anderen Sauerstoffverbindungen hier drüben, um die wir uns kümmern müssen, also lassen Sie mich fortfahren und wieder grün verwenden, also lassen Sie uns sagen, dieser Sauerstoff hier drüben auf der linken Seite, der an diesen Wasserstoff gebunden ist, hier sind zwei Elektronen und hier sind Das bedeutet, dass wir nur zwei einsame Elektronenpaare auf diesen Sauerstoff legen, und dann machen wir das Gleiche für diesen Sauerstoff, also schauen wir mal, wie viele Elektronen wir gerade dargestellt haben, wir hatten sechs auf dem oberen Sauerstoff, 6 im unteren Sauerstoff, das sind 12 und dann hatten wir 4 auf der linken Seite und 4 weitere auf der rechten Seite, das sind also 8, also 12 plus 8 ist 20, also haben wir jetzt alle Valenzelektronen dargestellt, die wir zeigen mussten, und lassen Sie uns darüber nachdenken, dass dies möglicherweise die endgültige Punktstruktur ist, richtig, also haben wir ein Oktett um den Schwefel, wir haben ein Oktett um den Sauerstoff, Wasserstoff ist gut, also könnten Sie denken, dass wir hier fertig sind Wir können also denken, dass wir hier fertig sind, aber lassen Sie uns weitermachen und ein paar formale Ladungen zuweisen und sehen, was das bewirkt, also lassen Sie mich weitermachen und hier ein paar Elektronen einzeichnen, damit wir wissen, dass jede Bindung aus zwei Elektronen besteht, ich werde weitermachen und sie hier so ablesen und lassen Sie uns dem oberen Sauerstoff hier eine formale Ladung zuweisen, in Ordnung, also diesem oberen Sauerstoff, in Ordnung, ich werde in der Ich werde in der Bindung zwischen Sauerstoff und Schwefel eines der Elektronen an den Sauerstoff und eines an den Schwefel geben und so kann ich sehen, dass der Sauerstoff von sieben Elektronen im freien Atom umgeben ist. Sauerstoff hat also eine formale Ladung von minus eins und dieser obere Sauerstoff hat eine formale Ladung von minus eins, dasselbe gilt für den unteren Sauerstoff hier, also hat auch dieser eine formale Ladung von minus eins Schauen wir uns den Schwefel an, also wenn wir den Schwefel hier untersuchen und wir wissen, dass Schwefel in Gruppe 6 des Periodensystems ist, also normalerweise sechs Elektronen, sechs Valenzelektronen für das freie Atom und in dieser Bindungssituation gehen wir weiter und wir wissen, dass dieser eine Sauerstoff dieses eine Elektron, ich sollte sagen, an den Schwefel geht und dann in dieser Bindung zwischen Sauerstoff und Schwefel wird Schwefel ein Elektron bekommen und so weiter den ganzen Weg hier herum, so dass Schwefel durch vier Elektronen in der Bindung im gebundenen Atom hier gestrandet ist und so sind es sechs minus vier, was eine formale Ladung von plus zwei ist, also Das ist eine formale Ladung von plus 2. Diese Punktstruktur sieht vielleicht so aus, als wären wir fertig, aber wir haben eine Menge formaler Ladungen, richtig, wir haben negative 1 plus 2 und negative 1, und normalerweise möchten Moleküle die formale Ladung minimieren, und wenn es also einen Weg gibt, diese formale Ladung so nahe wie möglich an Null zu bringen, wäre das die bevorzugte Punktstruktur Wir können jetzt keine weiteren Elektronen hinzufügen, weil wir bereits alle 32 Valenzelektronen dargestellt haben, die wir darstellen sollten, also ist das Einzige, was wir tun können, einige weitere Elektronen zu teilen. Wenn ich also zwei Elektronen von diesem oberen Sauerstoff hier nehme und sie hierher verschiebe, und wenn ich diese zwei Elektronen hier nehme und sie hierher verschiebe, um Doppelbindungen zu bilden, dann schauen wir uns an, wie unsere Punktstruktur aussehen würde, und ordnen einige formale Ladungen zu, so dass ich jetzt Schwefel doppelt an diesen oberen Sauerstoff gebunden habe und Der obere Sauerstoff hat nur zwei einsame Elektronenpaare um sich herum, das Gleiche gilt für den unteren Sauerstoff, und dann sind diese Sauerstoffverbindungen gleich, mit dem O H auf der linken Seite und dem O H auf der rechten Seite, genau hier. Wir fangen mit dem oberen Sauerstoff an, also hat der obere Sauerstoff sechs Valenzelektronen im freien Atom, und wenn ich so vorgehe, sehen Sie, dass es sechs sind, also 6 minus 6 ergibt eine formale Ladung von 0, also ist der obere Sauerstoff 0, und das Gleiche gilt für den unteren Sauerstoff, der 0 ist Schauen wir uns jetzt den Schwefel an, also normalerweise reden wir über 6 für den Schwefel und schauen wir mal, wie viele Valenzelektronen um die Bindung, das gebundene Atom hier, herum sind, also machen wir die gleiche Zuweisung von Elektronen, die wir vorher gemacht haben, und jetzt können wir sehen, dass der Schwefel von sechs umgeben ist, also würden wir sagen, 6 minus 6 gibt uns eine formale Ladung von 0 und wenn Sie Wenn Sie all diesen anderen Sauerstoffatomen eine formale Ladung zuweisen, lassen Sie uns das ganz schnell tun, also einen dieser anderen Sauerstoffatome hier, also den Sauerstoff auf der rechten Seite, okay, also lassen Sie uns sehen, wie viele Valenzelektronen dieses Atom umgeben, also haben wir insgesamt 6, also 6 minus 6 ist eine formale Ladung von 0, also gibt uns diese Punktstruktur tatsächlich formale Ladungen von 0 für alles, und so gibt uns diese Punktstruktur tatsächlich formale Ladungen von 0 für alles. Diese Punktstruktur gibt uns also formale Ladungen von 0 für alles, und das wäre also die bevorzugte und lassen Sie uns schließlich über Oktette sprechen. Wir wissen also, dass Wasserstoff glücklich ist, wenn er von zwei Elektronen umgeben ist, wir wissen, dass Sauerstoff glücklich mit einem Oktett ist, und so können Sie sehen, dass alle diese Sauerstoffatome ein Oktett haben Schwefel ist in diesem Fall nicht nachts 2 als erweiterte äußere Schale Richtig, es ist in Ordnung, dass Schwefel eine erweiterte Valenzschale hat, weil er in der dritten Periode des Periodensystems ist und wir haben im vorherigen Video darüber gesprochen, warum das in Ordnung ist und so ist das nur eine weitere Sache, an die man denken muss, wenn man seine Zeichnungspunktstrukturen erklärt, manchmal wird die formale Ladung die endgültige Struktur Ihres Moleküls oder Ions beeinflussen