Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die OCl2-Lewis-Struktur hat ein Sauerstoffatom (O) im Zentrum, das von zwei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Sauerstoffatom (O) und jedem Chloratom (Cl) bestehen 2 Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an den beiden Chloratomen (Cl).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von OCl2 (Sauerstoffdichlorid) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Struktur von OCl2 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von OCl2 fort.
Schritte zum Zeichnen der OCl2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im OCl2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im OCl2-Molekül (Sauerstoffdichlorid) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Sauerstoffatom 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 Sauerstoff und Chlor ermitteln können.
Gesamtvalenzelektronen im OCl2-Molekül
→ Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [1] 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. [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 OCl2-Molekül = von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 6 + 7(2) = 20 .
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 OCl2 (Sauerstoffdichlorid) und es enthält Sauerstoffatome (O) und Chloratome (Cl).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Sauerstoffatoms (O) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Sauerstoff (O) und Chlor (Cl) vergleichen, ist das Sauerstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Sauerstoffatom (O) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im OCl2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Sauerstoffatom (O) und den Chloratomen (Cl) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Sauerstoff (O) und Chlor (Cl) in einem OCl2-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 OCl2-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 OCl2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das OCl2-Molekül verfügt über insgesamt 20 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Sauerstoffatom im Diagramm oben des OCl2-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 Sauerstoffatom (O) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Sauerstoffatoms (O) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Sauerstoffatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Sauerstoffatom stabil.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von OCl2 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 OCl2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Sauerstoffatome (O) sowie der Chloratome (Cl) im OCl2-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 OCl2-Moleküls sehen.
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Chloratom (Cl):
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Sauerstoffatom (O) als auch das Chloratom (Cl) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von OCl2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von OCl2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von OCl2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von OCl2.
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):