Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von NO2Cl hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) und einem Chloratom (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) besteht eine Doppelbindung, die anderen Atome sind einfach gebunden.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NO2Cl nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von NO2Cl zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NO2Cl fort.
Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NO2Cl
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO2Cl-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in NO2Cl zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom, 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 Stickstoff, Sauerstoff und Chlor finden.
Gesamtvalenzelektronen im NO2Cl-Molekül
→ Vom Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems.[1] Daher sind im Stickstoff 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom 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 NO2Cl-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen = 5 + 6(2) + 7 = 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 NO2Cl und enthält Stickstoffatome (N), Sauerstoffatome (O) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Chlor (Cl) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) sowie das Chloratom (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NO2Cl-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N), dem Sauerstoffatom (O) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Chlor (O) in einem NO2Cl-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 NO2Cl-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome und Chloratome sind.
Diese externen Sauerstoffatome und dieses Chloratom bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NO2Cl-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NO2Cl-Molekül hat insgesamt 24 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 Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Stickstoffatoms (N) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Leider bildet das Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die obige Lewis-Struktur 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 NO2Cl überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) sowie des Chloratoms (Cl) im NO2Cl-Molekül ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Sie können die Anzahl der Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des NO2Cl-Moleküls im Bild unten sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
Für das Chloratom (Cl):
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1 hat, während das einfach gebundene Sauerstoffatom eine Ladung von -1 hat.
Die +1- und -1- Ladungen in der obigen Skizze werden aufgehoben und die obige Lewis-Punktstruktur von NO2Cl ist die stabile Lewis-Struktur.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NO2Cl können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NO2Cl.
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):