Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die ClCN-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von einem Chloratom (Cl) und einem Stickstoffatom (N) umgeben ist. Es gibt eine Einfachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Chlor (Cl) und eine Dreifachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von ClCN nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des ClCN- Moleküls.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von ClCN fort.
Schritte zum Zeichnen der ClCN-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClCN-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem ClCN- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Chloratom, Kohlenstoffatom und Stickstoffatom 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, Kohlenstoff und Stickstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im ClCN-Molekül
→ 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 Kohlenstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 des Periodensystems. [2] Daher sind im Kohlenstoff 4 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 4 im Kohlenstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [3] Daher sind im Stickstoff 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im ClCN-Molekül = von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen + von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen = 7 + 4 + 5 = 16 .
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 ClCN und es enthält ein Chloratom (Cl), ein Kohlenstoffatom (C) und ein Stickstoffatom (N).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Chloratoms (Cl), des Kohlenstoffatoms (C) und des Stickstoffatoms (N) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte des Chloratoms (Cl), des Kohlenstoffatoms (C) und des Stickstoffatoms (N) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Kohlenstoffatom (C) das Zentralatom und das Chloratom (Cl) und das Stickstoffatom (N) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im ClCN-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Chloratom (Cl), dem Kohlenstoffatom (C) und dem Stickstoffatom (N) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass das Chloratom (Cl), das Kohlenstoffatom (C) und das Stickstoffatom (N) in einem ClCN-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 ClCN-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Chloratom und das Stickstoffatom sind.
Diese externen Chlor- und Stickstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ClCN-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ClCN-Molekül hat insgesamt 16 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 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 4 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Stickstoffatoms so verschieben, dass das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
(Hinweis: Hier haben Sie zwei Möglichkeiten. Sie können das Elektronenpaar von Chlor oder Stickstoff verschieben. Halogene bilden jedoch normalerweise eine Einfachbindung. Hier müssen Sie also das Elektronenpaar von Stickstoff verschieben.)
Doch nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das Kohlenstoffatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat.
Auch hier müssen wir nur ein zusätzliches Elektronenpaar vom Stickstoffatom bewegen.
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.
Und deshalb ist das Kohlenstoffatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von ClCN 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 des ClCN-Moleküls überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im ClCN-Molekül vorhandenen Chlor- (Cl), Kohlenstoff- (C) und Stickstoffatome (N) 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 ClCN-Moleküls sehen.
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das Kohlenstoffatom (C):
Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| NICHT | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie erkennen, dass das Chloratom (Cl), das Kohlenstoffatom (C) sowie das Stickstoffatom (N) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von ClCN stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von ClCN gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von ClCN kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von ClCN.
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):