Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die IF2-Lewis-Struktur hat ein Jodatom (I) im Zentrum, das von zwei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Jodatom (I) und jedem Fluoratom (F) besteht eine Einfachbindung. Das Jod(I)-Atom trägt die formale Ladung -1.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der IF2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des IF2-Ions.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des IF2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der IF2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IF2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im IF2-Ion 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 IF2-Ion
→ 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 IF2-Ion = von 1 Jodatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 7 + 7(2) + 1 = 22 .
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 IF2- und 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 IF2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Fluor (F) in einem IF2-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 IF2-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 IF2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das IF2–Ion hat insgesamt 22 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 22 – 16 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf dem zentralen Jodatom im obigen Diagramm des IF2-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 IF2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Jodatoms (I) sowie der Fluoratome (F) im IF2-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 IF2-Moleküls sehen.
Für das Jod(I)-Atom:
Valenzelektronen = 7 (da Jod in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das Fluoratom (F):
Valenzelektronen = 7 (da Fluorit in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| ICH | = | 7 | – | 4/2 | – | 6 | = | -1 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Jodatom (I) eine Ladung von -1 und die Fluoratome eine Ladung von 0 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des IF2-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung von -1 auf dem IF2-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des IF2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Auf diese Weise erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des IF2-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):