Bedste svar
Sikker på, at du fik strukturen korrekt?
Bromondioxid er ikke det mest almindelige molekyle! (oxidationsantalet af brom er + IV; de fleste tabeller giver ikke engang dette som et muligt oxidationsnummer for brom)
alligevel
- det centrale molekyle er Br, så det grundlæggende skelet er: OBrO
- Oxygen har 6 valanceelektroner, brom 7. Den samlede valanceelektron er derfor: 7+ (6 x2) = 19
- 4 elektroner anvendes på tegningen det grundlæggende skelet O-Br-O
- 15 andre elektroner, der skal opdeles over strukturen fx
5. Fyld de resterende oktetter ved at lave dobbeltbindinger: virker for iltatomerne, men ikke for brom. (faktisk en af grundene til, at dette molekyle ikke er almindeligt og meget ustabilt)
6. To ekstra resonansstrukturer er mulige med den frie radikal på oxygener. (og en dobbeltbinding)
(tegningen ovenfor er lineær, men i virkeligheden har molekylet et netto dipolmoment. Formen ligner f.eks. svovldioxid.)
Hvis du vil vide mere om Br02, se f.eks.
http://scholarship.haverford.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1293&context=chemistry\_facpubs
Svar
Hvis du taler om en struktur, du har på papir foran dig, skal du gå til det periodiske tabel og find ud af, hvor mange elektroner hvert atom skal have, tilføj, at til enhver negativ ladning, som strukturen har (eller fratræk en positiv ladning), og dette er det samlede antal elektroner.
Tag derefter den struktur, du har tegnet og sammenlægge det samlede antal elektroner, du har tegnet derinde. 2 pr. Stick -binding og 2 pr. Ensomme par. Dette skal tilføje op til det samme antal, som du arbejdede ud fra det periodiske system. Hvis det ikke gør det, er din struktur forkert.
Du kan også bruge nogle almindelige fakta, såsom brint har altid 1 binding, kulstof har altid 4 bindinger, nitrogen normalt 3 eller 5, fosfor også 3 eller 5, halogener normalt 1 osv. Disse tal kommer fra det samlede antal elektroner, de har i deres valensskal og de nemmeste måder at derefter fylde valensskallen på.
Efter lidt øvelse kommer du ret hurtigt til at komme med Lewis-strukturer .
Hvis du mere generelt taler om Lewis-strukturer .. Nå, du kan tage en røntgendiffraktionsmåling af en krystalliseret prøve af den forbindelse, du har, så du kan finde ud af nøjagtigt, hvor atomerne er og således uanset hvilke atomer der er temmelig tæt på hinanden, kan du antage, at de er bundet til hinanden.
En del af problemet med Lewis-strukturer er dog, at en pind, der repræsenterer en binding, er meget vildledende i mange sager. For eksempel kan bindinger delokaliseres (3-center, 2-elektronbindinger som i B\_2H\_6s brodannende hydrogenatomer med 2 bindinger hver) eller på grund af forskelle i elektronegativitet (hvilket er det samme som forskelle i orbital energi , virkelig) båndet kan være let ionisk såvel som let kovalent . Elektroner deles med andre ord ikke ens. Ensomme par kan også have meget forskellige energier på grund af de forskellige orbitaler de besætter, og Lewis-strukturer ignorerer enhver -antibonding effekter .
Så kort sagt er der ikke rigtig en “korrekt” Lewis-struktur til noget, afhængigt af hvordan man ser på ordet “korrekt” .. en masse kemi er bare ved at bruge nyttige modeller til at forudsige ting, men vi finder ofte, at disse modeller virkelig er dybt nede, meget ukorrekte!