Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von SbCl3 hat ein Antimonatom (Sb) im Zentrum, das von drei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Antimonatom (Sb) und jedem Chloratom (Cl) bestehen drei Einfachbindungen. Am Antimonatom (Sb) gibt es ein freies Elektronenpaar und an den drei Chloratomen (Cl) drei freie Elektronenpaare.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SbCl3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von SbCl3 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SbCl3 fort.
Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SbCl3
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbCl3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbCl3-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Antimonatom sowie 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 Antimon und Chlor finden.
Gesamtvalenzelektronen im SbCl3-Molekül
→ Vom Antimonatom gegebene Valenzelektronen:
Antimon ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1] Daher sind im Antimon 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Antimonatom 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 SbCl3-Molekül = von 1 Antimonatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 7(3) = 26 .
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 SbCl3 (Antimontrichlorid) und es enthält Antimonatome (Sb) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Antimonatoms (Sb) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Antimon (Sb) und Chlor (Cl) vergleichen, dann ist das Antimonatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Antimonatom (Sb) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im SbCl3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Antimonatom (Sb) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Antimon (Sb) und Chlor (Cl) in einem SbCl3-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 der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des SbCl3-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 SbCl3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das SbCl3-Molekül verfügt über insgesamt 26 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 26 – 24 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Antimonatom im obigen Diagramm des SbCl3-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das Zentralatom von Antimon (Sb) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Antimonatoms (Sb) zu überprüfen, muss überprüft werden, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Antimonatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Antimonatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von SbCl3 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 SbCl3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Antimonatome (Sb) sowie der Chloratome (Cl) im SbCl3-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 SbCl3-Moleküls sehen.
Für das Antimonatom (Sb):
Valenzelektronen = 5 (da Antimon in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Sb | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass sowohl das Antimonatom (Sb) als auch das Chloratom (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SbCl3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von SbCl3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SbCl3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von SbCl3.
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):