Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
ClO 3 – die Lewis-Struktur hat ein Chloratom (Cl) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Chloratom (Cl) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es 1 Einfachbindung und 2 Doppelbindungen. Es gibt 1 freies Elektronenpaar am Chloratom (Cl), 2 freie Elektronenpaare am doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare am einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von ClO3- (Chlorat-Ion) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von ClO3-Ion .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des ClO3–Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der ClO3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClO3-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im ClO3-Ion (Chloration) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Chloratom und im Sauerstoffatom 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 und Sauerstoff finden.
Gesamte Valenzelektronen im ClO3-Ion
→ 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 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.
Also,
Gesamte Valenzelektronen in ClO 3 – Ion = von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 7 + 6(3) + 1 = 26 .
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 ClO3- (Chloration) und es enthält Chloratome (Cl) und Sauerstoffatome (O).
Die Elektronegativitätswerte des Chloratoms (Cl) und des Sauerstoffatoms (O) können Sie im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Chlor (Cl) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Chloratom weniger elektronegativ .
Hier ist das Chloratom (Cl) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im ClO3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Chloratom (Cl) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Chlor (Cl) und Sauerstoff (O) in einem ClO3-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 ClO3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im ClO3–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das ClO3–Ion hat insgesamt 26 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 26 – 24 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Chloratom im obigen Diagramm des ClO3-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Chloratom (Cl) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Chloratoms (Cl) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Chloratom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Chloratom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur des ClO3-Ions 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 ClO3–Ions überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Chloratome (Cl) sowie der Sauerstoffatome (O) im ClO3–Ion 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 ClO3-Moleküls sehen.
Für das Chloratom (Cl):
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Cl | = | 7 | – | 6/2 | – | 2 | = | +2 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Chloratom (Cl) eine Ladung von +2 und die drei Sauerstoffatome (O) eine Ladung von -1 haben.
Aus diesem Grund ist die oben erhaltene Lewis-Struktur nicht stabil.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir die Elektronenpaare von den Sauerstoffatomen zum Chloratom verlagern.
Nach der Verschiebung der Elektronenpaare vom Sauerstoffatom zum Chloratom wird die Lewis-Struktur von ClO3 stabiler.
Auf den Sauerstoffatomen verbleibt eine -ve- Ladung, was formal zu einer -1- Ladung auf dem ClO3-Molekül führt.
Diese Gesamtladung des ClO3-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des ClO3-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des ClO3-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):