Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die IBr-Lewis-Struktur besteht aus einem Jodatom (I) und einem Bromatom (Br), die zwischen sich eine Einfachbindung enthalten. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Jodatom (I) sowie am Bromatom (Br).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von IBr nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von IBr .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von IBr fort.
Schritte zum Zeichnen der IBr-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IBr-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem IBr- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Jodatom und im Bromatom 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 Jod und Brom finden.
Gesamtvalenzelektronen im IBr-Molekül
→ Vom Jodatom gegebene Valenzelektronen:
Jod ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1] Daher sind in Jod 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Jodatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Bromatom gegebene Valenzelektronen:
Brom ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Brom 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Bromatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im IBr-Molekül = von 1 Jodatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Bromatom gespendete Valenzelektronen = 7 + 7 = 14 .
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 IBr. Da es nur zwei Atome hat, können Sie jedes davon als Zentralatom auswählen.
Angenommen, das Jodatom ist ein Zentralatom.
(Sie sollten das am wenigsten elektronegative Atom als Zentralatom betrachten.)
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im IBr-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und dem Bromatom (Br) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Brom (Br) in einem IBr-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität des externen Atoms überprüfen.
Hier im Diagramm des IBr-Moleküls haben wir angenommen, dass das Jodatom das Zentralatom ist. Brom ist daher das äußere Atom.
Wir müssen daher das Bromatom stabil machen.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Bromatom ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im IBr-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das IBr-Molekül verfügt über insgesamt 14 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 14 – 8 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf das Jodatom im obigen Diagramm des IBr-Moleküls legen.
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 IBr überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Jodatome (I) sowie der Bromatome (Br) im IBr-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 IBr-Moleküls sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektronen = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Bromatom (Br):
Valenzelektronen = 7 (da Brom in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 6/2 | – | 4 | = | 0 |
| Br | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie erkennen, dass sowohl das Jodatom (I) als auch das Bromatom (Br) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von IBr stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von IBr gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von IBr kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von IBr.
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):