Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die C2Cl2-Lewis-Struktur weist eine Dreifachbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen (C) und eine Einfachbindung zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und den Chloratomen (Cl) auf. An den beiden Chloratomen (Cl) befinden sich drei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von C2Cl2 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von C2Cl2 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von C2Cl2 fort.
Schritte zum Zeichnen der C2Cl2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im C2Cl2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem C2Cl2- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Kohlenstoffatom und im Chloratom 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 Chlor ermitteln können.
Gesamtvalenzelektronen im C2Cl2-Molekül
→ 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 Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im C2Cl2-Molekül = von 2 Kohlenstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 4(2) + 7(2) = 22 .
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 C2Cl2 und es enthält Kohlenstoffatome (C) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Kohlenstoff (C) und Chlor (Cl) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ .
Hier sind die Kohlenstoffatome (C) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im C2Cl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen den Kohlenstoff-Kohlenstoff-Atomen und zwischen den Kohlenstoff-Chlor-Atomen platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem C2Cl2-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 der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des C2Cl2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Chloratome sind.
Diese externen Chloratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im C2Cl2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das C2Cl2-Molekül verfügt über insgesamt 22 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 18 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 22 – 18 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf den beiden zentralen Kohlenstoffatomen im obigen Diagramm des C2Cl2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Byte enthält, wandeln Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung oder Dreifachbindung um.
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob die zentralen Kohlenstoffatome (C) stabil sind oder nicht.
Um die Stabilität der zentralen Kohlenstoffatome (C) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht.
Leider bilden die beiden Kohlenstoffatome hier kein Oktett. Die beiden Kohlenstoffatome haben nur 6 Elektronen und sind instabil.
Um das Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung umwandeln, damit das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Aber nach der Umwandlung eines Elektronenpaares bildet ein Kohlenstoffatom ein Oktett, das andere Kohlenstoffatom bildet jedoch immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat.
Auch hier müssen wir ein zusätzliches Elektronenpaar umwandeln, um eine Dreifachbindung zu bilden.
Nach der Umwandlung dieses Elektronenpaares in eine Dreifachbindung erhält das zentrale Kohlenstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass die beiden Kohlenstoffatome ein Oktett bilden.
Und deshalb sind diese Kohlenstoffatome stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von C2Cl2 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 C2Cl2 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 Chloratome (Cl) im C2Cl2-Molekül 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 C2Cl2-Moleküls sehen.
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl Kohlenstoffatome (C) als auch Chloratome (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von C2Cl2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von C2Cl2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von C2Cl2 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von C2Cl2.
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):