Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NCl2-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von zwei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Chloratom (Cl) besteht eine Einfachbindung. Am Stickstoffatom (N) liegt die formale Ladung -1 vor.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der NCl2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des NCl2-Ions.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des NCl2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der NCl2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NCl2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NCl2–Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom 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 Stickstoff und Chlor ermitteln können.
Gesamtvalenzelektronen im NCl2-Ion
→ 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 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 NCl2-Ion = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 5 + 7(2) + 1 = 20 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
Das hier angegebene Ion ist nun NCl2- und enthält Stickstoffatome (N) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N) und Chlor (Cl) vergleichen, ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Stickstoffatom (N) 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 NCl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Chlor (Cl) in einem NCl2-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 NCl2-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 NCl2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NCl2–Ion hat insgesamt 20 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NCl2-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 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.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Stickstoffatom stabil.
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 NCl2 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) sowie der Chloratome (Cl) im NCl2-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des NCl2-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 4
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 | ||
| NICHT | = | 5 | – | 4/2 | – | 4 | = | -1 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N) eine Ladung von -1 und die Chloratome eine Ladung von 0 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des NCl2-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung des NCl2-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des NCl2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des NCl2-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):