Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die COCl2-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von zwei Chloratomen (Cl) und einem Sauerstoffatom (O) umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoffatomen (C) und Sauerstoffatomen (O) und eine Einfachbindung zwischen Kohlenstoffatomen (C) und Chloratomen (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von COCl2 nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von COCl2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von COCl2 fort.
Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von COCl2
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im COCl2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem COCl2- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Kohlenstoffatom , Sauerstoffatom und 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 Kohlenstoff, Sauerstoff und Chlor finden.
Gesamtvalenzelektronen im COCl2-Molekül
→ Vom Kohlenstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 des Periodensystems. [1] Daher sind im Kohlenstoff 4 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 4 im Kohlenstoffatom vorhandenen Valenzelektronen 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.
→ Vom Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [3] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im COCl2-Molekül = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 4 + 6 + 7(2) = 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 COCl2 und es enthält Kohlenstoffatome (C), Sauerstoffatome (O) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte von Kohlenstoffatomen (C), Sauerstoffatomen (O) und Chloratomen (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Kohlenstoffatomen (C), Sauerstoffatomen (O) und Chloratomen (Cl) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Kohlenstoffatom das Zentralatom und die Sauerstoff- und Chloratome die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im COCl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen den Kohlenstoffatomen (C) und den Sauerstoffatomen (O) sowie zwischen den Kohlenstoffatomen (C) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem COCl2-Molekül chemisch miteinander verbunden 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 COCl2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome und Chloratome sind.
Diese Sauerstoff- und Chloratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im COCl2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das COCl2-Molekül verfügt über insgesamt 24 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von COCl2 verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Kohlenstoffatom (C) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Kohlenstoffatoms (C) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Kohlenstoffatom hier kein Oktett. Kohlenstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Kohlenstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Kohlenstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von COCl2 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 COCl2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im COCl2-Molekül vorhandenen Kohlenstoff- (C), Sauerstoff- (O) und Chloratome (Cl) 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 COCl2-Moleküls sehen.
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Chloratom (Cl):
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass Kohlenstoff- (C), Sauerstoff- (O) und Chloratome (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von COCl2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von COCl2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von COCl2 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von COCl2.
(Hinweis: Wenn wir in Schritt 5 das Elektronenpaar des Chloratoms bewegt hätten, dann gäbe es +1 bzw. -1 Ladungen auf Chlor und Sauerstoff. Aber hier bewegen wir das Elektronenpaar des Sauerstoffatoms, was zu einem Ergebnis führt in der stabileren Struktur (mit „null“ Ladungen auf allen Atomen.))
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):