Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die ClO-(Hypochlorition)-Lewis-Struktur besteht aus einem Chloratom (Cl) und einem Sauerstoffatom (O), zwischen denen eine Einfachbindung besteht. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Chloratom (Cl) sowie am Sauerstoffatom (O). Am Sauerstoffatom (O) liegt die formale Ladung -1 vor.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von ClO- (Hypochlorition) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von ClO-Ion .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des ClO-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der ClO-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClO-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem ClO- (Hypochlorition) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die Valenzelektronen kennen, die in einem einzelnen Chloratom sowie im Sauerstoffatom vorhanden sind.
(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 ClO-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 ClO–Ion = von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 7 + 6 + 1 = 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 Ion ClO-Ion. Da es nur zwei Atome hat, können Sie jedes davon als Zentralatom auswählen.
Angenommen, das Chloratom 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 Sie im ClO-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Chloratom (Cl) und dem Sauerstoffatom (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass das Chloratom (Cl) und das Sauerstoffatom (O) in einem ClO-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 ClO-Moleküls haben wir angenommen, dass das Chloratom das Zentralatom ist. Sauerstoff ist also das äußere Atom.
Sie müssen also das Sauerstoffatom stabil machen.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Sauerstoffatom ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ClO–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ClO-Ion hat insgesamt 14 Valenzelektronen und davon werden im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 14 – 8 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf das Chloratom im obigen Diagramm des ClO-Moleküls legen.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Chloratom (Cl) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Chloratoms (Cl) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Chloratom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Und deshalb ist das Chloratom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur des ClO-Ions 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 ClO überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Chloratoms (Cl) sowie des Sauerstoffatoms (O) im ClO-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des ClO-Moleküls sehen.
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
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 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Chloratom (Cl) eine Ladung von Null und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des ClO-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung des ClO-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des ClO-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur des ClO-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):