Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die AlF3-Lewis-Struktur hat ein Aluminiumatom (Al) im Zentrum, das von drei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Aluminiumatom (Al) und jedem Fluoratom (F) bestehen 3 Einfachbindungen.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von AlF3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von AlF3 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von AlF3 fort.
Schritte zum Zeichnen der AlF3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im AlF3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem AlF3- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Aluminiumatom und im Fluoratom 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 Aluminium und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im AlF3-Molekül
→ Vom Aluminiumatom gegebene Valenzelektronen:
Aluminium ist ein Element der Gruppe 13 des Periodensystems. [1] Daher sind in Aluminium 3 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die drei im Aluminiumatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Fluoratom gegebene Valenzelektronen:
Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems.[2] Daher beträgt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7 .
Sie können die 7 Valenzelektronen im Fluoratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im AlF3-Molekül = von 1 Aluminiumatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 3 + 7(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.
Hier ist das gegebene Molekül AlF3 und es enthält Aluminium- (Al) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Aluminiumatoms (Al) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Aluminium (Al) und Fluor (F) vergleichen, ist das Aluminiumatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Aluminiumatom (Al) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im AlF3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Aluminiumatom (Al) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Aluminium (Al) und Fluor (F) in einem AlF3-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 AlF3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Fluoratome sind.
Diese externen Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im AlF3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das AlF3-Molekül verfügt über insgesamt 24 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von AlF3 verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur von AlF3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im AlF3-Molekül vorhandenen Aluminiumatome (Al) und Fluoratome (F) 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 AlF3-Moleküls sehen.
Für das Aluminiumatom (Al):
Valenzelektronen = 3 (da Aluminium in Gruppe 13 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Fluoritatom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Al | = | 3 | – | 6/2 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie erkennen, dass sowohl das Aluminiumatom (Al) als auch das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von AlF3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von AlF3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von AlF3 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von AlF3.
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):