Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die ICl-Lewis-Struktur besteht aus einem Jodatom (I) und einem Chloratom (Cl), zwischen denen sich eine Einfachbindung befindet. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Jodatom (I) sowie am Chloratom (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der ICl-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von ICl .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von ICl fort.
Schritte zum Zeichnen der ICl-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ICl-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem ICl- 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 ICl-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 ICl-Molekül = von 1 Jodatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen = 7 + 7 = 14 .
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 ICl. Da es nur zwei Atome hat, können Sie jedes davon als Zentralatom auswählen.
Angenommen, das Jodatom ist ein Zentralatom.
(Sie sollten das am wenigsten elektronegative Atom als Zentralatom betrachten.)
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im ICl-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Jodatom (I) und dem Chloratom (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Jod (I) und Chlor (Cl) in einem ICl-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 des externen Atoms überprüfen.
Hier im Diagramm des ICl-Moleküls haben wir angenommen, dass das Jodatom das Zentralatom ist. Chlor ist also das äußere Atom.
Wir müssen daher das Chloratom stabil machen.
Im Bild unten sehen Sie, dass das Chloratom ein Oktett bildet und daher stabil ist.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ICl-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ICl-Molekül verfügt über insgesamt 14 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 8 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 14 – 8 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf das Jodatom im obigen Diagramm des ICl-Moleküls legen.
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 ICl 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 ICl-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 ICl-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 ICl stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von ICl gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von ICl kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von ICl.
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):