Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die ICl3-Lewis-Struktur hat ein Jodatom (I) im Zentrum, das von drei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Es gibt 3 Einfachbindungen zwischen dem Jodatom (I) und jedem Chloratom (Cl). Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Jodatom (I) und 3 freie Elektronenpaare an den drei Chloratomen (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von ICl3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von ICl3 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von ICl3 fort.
Schritte zum Zeichnen der ICl3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ICl3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem ICl3- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Jodatom und im 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 Jod und Chlor finden.
Gesamtvalenzelektronen im ICl3-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 Chloratom gegebene Valenzelektronen:
Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] Daher sind in Chlor 7 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 7 Valenzelektronen im Chloratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im ICl3-Molekül = von 1 Jodatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Chloratomen 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 ICl3 (Jodtrichlorid) und es enthält Jodatome (I) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Jodatoms (I) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Jod (I) und Chlor (Cl) vergleichen, dann ist das Jodatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Jodatom (I) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im ICl3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Chlor (Cl) in einem ICl3-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 ICl3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Chloratome sind.
Diese externen Chloratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ICl3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ICl3-Molekül hat insgesamt 28 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 28 – 24 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Jodatom im obigen Diagramm des ICl3-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 ICl3 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 Chloratome (Cl) im ICl3-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 ICl3-Moleküls sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektronen = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Chloratom (Cl):
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 6/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Jodatom (I) als auch das Chloratom (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von ICl3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von ICl3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von ICl3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von ICl3.
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):