Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die I2-Lewis-Struktur besteht aus zwei Iodatomen (I), die eine Einfachbindung zwischen sich enthalten. An den beiden Iod(I)-Atomen befinden sich 3 freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von I2 (Jod) nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von I2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von I2 fort.
Schritte zum Zeichnen der I2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im I2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im I2-Molekül (Jod) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die in einem einzelnen Jodatom 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 Jod finden.
Gesamtvalenzelektronen im I2-Molekül
→ Vom Jodatom gegebene Valenzelektronen:
Jod ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1] Daher sind in Jod 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Jodatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamtvalenzelektronen im Molekül I2 = 7(2) = 14.
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 I2 (Jod). Da beide Atome identisch sind, können Sie jedes der Atome als Zentralatom auswählen.
Nehmen wir an, dass das Jod auf der rechten Seite ein Zentralatom ist.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im I2-Molekül die Elektronenpaare zwischen die beiden Jodatome (I) bringen.
Dies weist darauf hin, dass die beiden Jod(I)-Atome in einem I2-Molekül chemisch miteinander verbunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität des externen Atoms überprüfen.
Hier im Diagramm des I2-Moleküls haben wir angenommen, dass das Jodatom auf der rechten Seite das Zentralatom ist. Das Jod auf der linken Seite ist also das äußere Atom.
Daher müssen Sie das Jod auf der linken Seite stabilisieren.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Jodatom auf der linken Seite ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im I2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das I2-Molekül hat insgesamt 14 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 14 – 8 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf dem Jodatom auf der rechten Seite im obigen Diagramm des I2-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 (dh rechte) Jodatom (I) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität dieses Jod(I)-Atoms zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben können Sie sehen, dass die beiden Jodatome ein Oktett bilden. Das heißt, sie haben 8 Elektronen.
Daher sind die Jodatome stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von I2 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 I2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der beiden im I2-Molekül vorhandenen Jodatome (I) ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen können Sie im Bild unten sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektron = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie erkennen, dass beide Iod(I)-Atome eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von I2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von I2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von I2 können Sie jedes Paar bindender Elektronen (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von I2.
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):