Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die CNO-(Fulminat-Ion)-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von einem Kohlenstoffatom (C) und einem Sauerstoffatom (O) umgeben ist. Es gibt eine Einfachbindung zwischen Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) und eine Dreifachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur des CNO-Ions ( Fulmination ) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des CNO-Ions.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des CNO-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der CNO-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im CNO-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem CNO-Ion (Fulmination) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Kohlenstoffatom, Stickstoffatom 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 Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im CNO-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 Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind im Stickstoff 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom 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 CNO-Ion = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 4 + 5 + 6 + 1 = 16 .
Schritt 2: Erstellen Sie eine Skizze
Um eine Skizze des NOC zu zeichnen, schauen Sie sich einfach seine chemische Formel an. Sie können sehen, dass sich in der Mitte ein Stickstoffatom (N) befindet und es auf beiden Seiten von einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom umgeben ist.
Machen wir also eine grobe Skizze davon.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Jetzt müssen Sie im CNO-Molekül die Elektronenpaare zwischen Kohlenstoffatom (C), Stickstoffatom (N) und Sauerstoffatom (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass das Kohlenstoffatom (C), das Stickstoffatom (N) und das Sauerstoffatom (O) in einem CNO-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 in der Skizze des CNO-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Kohlenstoffatom und das Sauerstoffatom sind.
Diese äußeren Kohlenstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im CNO-Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das CNO-Ion hat insgesamt 16 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 Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Stickstoffatoms (N) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 4 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Kohlenstoffatoms so verschieben, dass das Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
(Hinweis: Denken Sie daran, dass Sie das Elektronenpaar des weniger elektronegativen Atoms bewegen müssen.
Tatsächlich hat das weniger elektronegative Atom eine größere Tendenz, Elektronen abzugeben.
Wenn wir hier Kohlenstoffatome und Sauerstoffatome vergleichen, ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ.
Sie müssen also das Elektronenpaar des Kohlenstoffatoms bewegen.)
Doch nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das Stickstoffatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat.
Auch hier müssen wir nur ein zusätzliches Elektronenpaar vom Kohlenstoffatom bewegen. (Weil Kohlenstoff weniger elektronegativ ist als Sauerstoff.)
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet.
Und deshalb ist das Stickstoffatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von CNO 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 CNO-Moleküls überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im CNO-Molekül vorhandenen Kohlenstoff- (C), Stickstoff- (N) 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 CNO-Moleküls sehen.
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| VS | = | 4 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| NICHT | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Kohlenstoffatom (C) eine Ladung von -1 und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von +1 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des CNO-Moleküls belassen.
Die +1- und -1- Ladungen werden aufgehoben und die Gesamtladung von -1 auf dem CNO-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des CNO-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Auf diese Weise erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des CNO-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):