Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die ClO4-(Perchloration)-Lewis-Struktur hat ein Chloratom (Cl) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Chloratom (Cl) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es 3 Doppelbindungen und 1 Einfachbindung. Es gibt zwei freie Elektronenpaare an doppelt gebundenen Sauerstoffatomen (O) und drei freie Elektronenpaare an einfach gebundenen Sauerstoffatomen (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der ClO4-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des ClO4 – Ions .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des ClO4-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der ClO4-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClO4-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClO4-Ion (Perchloration) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Chloratom und im 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 Chlor und Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im ClO4-Ion
→ Vom Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] 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 ClO4-Ion = von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen + von 4 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund der negativen Ladung hinzugefügt = 7 + 6(4) + 1 = 32 .
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 Ion ClO4-Ion und es enthält Chloratome (Cl) und Sauerstoffatome (O).
Die Elektronegativitätswerte des Chloratoms (Cl) und des Sauerstoffatoms (O) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Chlor (Cl) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Chloratom weniger elektronegativ .
Hier ist das Chloratom (Cl) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im ClO4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Chloratom (Cl) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Chlor (Cl) und Sauerstoff (O) in einem ClO4-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 ClO4-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ClO4–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ClO4–Ion hat insgesamt 32 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 die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur des ClO4-Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Chloratome (Cl) sowie der Sauerstoffatome (O) im ClO4-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 ClO4-Moleküls sehen.
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 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 | ||
| Cl | = | 7 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Chloratom (Cl) eine Ladung von +1 hat, während die Sauerstoffatome eine Ladung von -1 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des ClO4-Moleküls belassen.
Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von ClO4 nicht stabil ist.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir die Elektronenpaare von den Sauerstoffatomen zum Chloratom verlagern.
Nach der Bewegung der Elektronenpaare vom Sauerstoffatom zum Chloratom werden die Ladungen am zentralen Chloratom sowie an drei Sauerstoffatomen zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten).
Es verbleibt eine -ve- Ladung am Sauerstoffatom, was formal zu einer -1- Ladung am ClO4-Molekül führt.
Diese Gesamtladung des ClO4-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des ClO4-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des ClO4-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):