Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die CO 3 2- Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Einfachbindungen und eine Doppelbindung. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der CO3 2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des Ions CO3 2- .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des CO3 2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der CO3-2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im CO3 2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im CO3 2-Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Kohlenstoffatom 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 Kohlenstoff und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im CO3 2-Ion
→ Vom Kohlenstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 des Periodensystems. [1] Daher sind im Kohlenstoff 4 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 4 im Kohlenstoffatom 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 CO 3 2- Ion = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 2 zusätzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugefügt = 4 + 6 (3) + 2 = 24 .
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 Ion CO3 2- und es enthält Kohlenstoffatome (C) und Sauerstoffatome (O).
Die Elektronegativitätswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Sauerstoffatoms (O) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Kohlenstoffatom (C) 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 CO3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O) in einem CO3-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier im Diagramm des CO3-Moleküls können Sie sehen, 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 CO3 2– Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das CO3 2– Ion hat insgesamt 24 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
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 Kohlenstoffatom (C) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Kohlenstoffatoms (C) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Kohlenstoffatom hier kein Oktett. Kohlenstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar vom äußeren Sauerstoffatom bewegen, damit das Kohlenstoffatom stabiler werden kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Kohlenstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Kohlenstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die obige Lewis-Struktur 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 des CO 3 2– Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Kohlenstoffatome (C) sowie der Sauerstoffatome (O) im CO 3 2– Ion 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 CO 3 2- Moleküls sehen.
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektron = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das einfach gebundene Sauerstoffatom (O) -1 Ladungen hat und die anderen Atome 0 Ladungen haben.
Lassen Sie uns daher diese Ladungen auf den jeweiligen Atomen des CO 3 -Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung von -2 auf dem CO 3 -Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des CO 3 2– Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des CO 3 2– Ions.
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):