Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die IF3-Lewis-Struktur hat ein Jodatom (I) im Zentrum, das von drei Fluoratomen (F) umgeben ist. Es gibt 3 Einfachbindungen zwischen dem Jodatom (I) und jedem Fluoratom (F). Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Jodatom (I) und 3 freie Elektronenpaare an den drei Fluoratomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von IF3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von IF3 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von IF3 fort.
Schritte zum Zeichnen der IF3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IF3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem IF3- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Jodatom und im Fluoratom 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 Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im IF3-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 Fluoratom gegebene Valenzelektronen:
Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher beträgt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7 .
Sie können die 7 Valenzelektronen im Fluoratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im IF3-Molekül = von 1 Jodatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 7 + 7(3) = 28 .
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 IF3 (Jodtrifluorid) und es enthält Jodatome (I) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Jodatoms (I) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Jod (I) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Jodatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Jodatom (I) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im IF3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Fluor (F) in einem IF3-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 IF3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Fluoratome sind.
Diese externen Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im IF3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das IF3-Molekül verfügt über insgesamt 28 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 28 – 24 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Jodatom im obigen Diagramm des IF3-Moleküls platzieren.
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 IF3 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 Fluoratome (F) im IF3-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 IF3-Moleküls sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektronen = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Fluoritatom (F):
Valenzelektronen = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 6/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Jodatom (I) als auch das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von IF3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von IF3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von IF3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von IF3.
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):