Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die H2CO3-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von einem Sauerstoffatom (O) und zwei OH-Gruppen umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und dem Sauerstoffatom (O), und die übrigen Atome haben eine Einfachbindung. An den drei Sauerstoffatomen (O) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von H2CO3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von H2CO3 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des H2CO3-Moleküls fort.
Schritte zum Zeichnen der H2CO3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im H2CO3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem H2CO3- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Wasserstoffatom , Kohlenstoffatom und 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 Wasserstoff, Kohlenstoff und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im H2CO3-Molekül
→ Vom Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [1] Daher beträgt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1 .
Sie können sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Kohlenstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 des Periodensystems. [2] 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. [3] 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 H2CO3-Molekül = von 2 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 1(2) + 4 + 6 (3) = 24.
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
(Denken Sie daran: Wenn in dem angegebenen Molekül Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Außenseite.)
Hier ist das gegebene Molekül H2CO3 und es enthält Wasserstoffatome (H), Kohlenstoffatome (C) und Sauerstoffatome (O).
Gemäß der Regel müssen wir also den Wasserstoff fernhalten.
Jetzt können Sie die Elektronegativitätswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Kohlenstoffatom (C) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) das Außenatom.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im H2CO3-Molekül die Elektronenpaare zwischen den Sauerstoffatomen (O) und den Wasserstoffatomen (H) sowie zwischen den Sauerstoffatomen (O) und den Kohlenstoffatomen (C) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem H2CO3-Molekül chemisch miteinander verbunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des H2CO3-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome Wasserstoff- und Sauerstoffatome sind.
Diese Wasserstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Duplett bzw. ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im H2CO3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das H2CO3-Molekül hat insgesamt 24 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am zentralen Kohlenstoffatom gehalten 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 des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben 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 von H2CO3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im H2CO3-Molekül vorhandenen Wasserstoff- (H), Kohlenstoff- (C) und Sauerstoffatome (O) 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 H2CO3-Moleküls sehen.
Für das Wasserstoffatom (H):
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass Wasserstoff- (H), Kohlenstoff- (C) und Sauerstoffatome (O) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von H2CO3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von H2CO3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von H2CO3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur von H2CO3.
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):