{"id":110,"date":"2023-07-26T04:12:18","date_gmt":"2023-07-26T04:12:18","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/co3-struktur-2-lewis\/"},"modified":"2023-07-26T04:12:18","modified_gmt":"2023-07-26T04:12:18","slug":"co3-struktur-2-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/co3-struktur-2-lewis\/","title":{"rendered":"Co3 2-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"CO3<\/figure>\n

Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?<\/p>\n

Lassen Sie mich das obige Bild kurz erl\u00e4utern.<\/p>\n

Die CO<\/mark> 3<\/sub> 2-<\/sup> Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von drei Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es zwei Einfachbindungen und eine Doppelbindung. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).<\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der CO3 2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des Ions CO3 2-<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des CO3 2-Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der CO3-2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im CO3 2-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im CO3 2-Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Kohlenstoffatom<\/a> und im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der \u00e4u\u00dfersten Umlaufbahn<\/a> eines Atoms befinden.)<\/p>\n

Hier erkl\u00e4re ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Kohlenstoff und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im CO3 2-Ion<\/strong><\/p>\n

\u2192 Vom Kohlenstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Kohlenstoff<\/a> ist ein Element der Gruppe 14<\/a> des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind im Kohlenstoff 4<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 4 im Kohlenstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

\u2192 Vom Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sauerstoff<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe<\/a> des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher sind im Sauerstoff 6<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im<\/strong> CO 3<\/sub><\/strong> 2-<\/sup><\/strong> Ion<\/strong> = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 2 zus\u00e4tzliche Elektronen werden aufgrund von 2 negativen Ladungen hinzugef\u00fcgt = 4 + 6 (3) + 2 = 24<\/strong> .<\/p>\n

Schritt 2: W\u00e4hlen Sie das Zentralatom aus<\/strong><\/h3>\n

Um das Zentralatom auszuw\u00e4hlen, m\u00fcssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative<\/a> Atom im Zentrum verbleibt.<\/p>\n

Hier ist das gegebene Ion CO3 2- und es enth\u00e4lt Kohlenstoffatome (C) und Sauerstoffatome (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Die Elektronegativit\u00e4tswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Sauerstoffatoms (O) k\u00f6nnen Sie im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Dabei ist das Kohlenstoffatom (C) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren<\/strong><\/h3>\n

Nun m\u00fcssen Sie im CO3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Kohlenstoff (C) und Sauerstoff (O) in einem CO3-Molek\u00fcl chemisch aneinander gebunden<\/a> sind.<\/p>\n

Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie die Stabilit\u00e4t der externen Atome \u00fcberpr\u00fcfen.<\/p>\n

Hier im Diagramm des CO3-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im CO3 2–<\/sup> Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das CO3 2–<\/sup> Ion hat insgesamt 24 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.<\/p>\n

Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden k\u00f6nnten.<\/p>\n

Kommen wir nun zum n\u00e4chsten Schritt.<\/p>\n

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie pr\u00fcfen, ob das zentrale Kohlenstoffatom (C) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t des zentralen Kohlenstoffatoms (C) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.<\/p>\n

Leider bildet das Kohlenstoffatom hier kein Oktett. Kohlenstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar vom \u00e4u\u00dferen Sauerstoffatom bewegen, damit das Kohlenstoffatom stabiler werden kann. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erh\u00e4lt das zentrale Kohlenstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl betr\u00e4gt somit 8. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Kohlenstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die obige Lewis-Struktur stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Schritt 6: \u00dcberpr\u00fcfen Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur<\/strong><\/h3>\n

Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur des CO 3<\/sub> 2–<\/sup> Ions \u00fcberpr\u00fcfen m\u00fcssen.<\/p>\n

Die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts<\/a> \u00fcberpr\u00fcft werden.<\/p>\n

Kurz gesagt, wir m\u00fcssen nun die formale Ladung der Kohlenstoffatome (C) sowie der Sauerstoffatome (O) im CO 3<\/sub> 2–<\/sup> Ion ermitteln.<\/p>\n

Um die formelle Steuer zu berechnen, m\u00fcssen Sie die folgende Formel verwenden:<\/p>\n

Formale Ladung = Valenzelektronen \u2013 (bindende Elektronen)\/2 \u2013 nichtbindende Elektronen<\/strong><\/p>\n

Im Bild unten k\u00f6nnen Sie die Anzahl der bindenden<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des CO 3<\/sub> 2-<\/sup> Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

F\u00fcr das Kohlenstoffatom (C):<\/strong>
Valenzelektron = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

F\u00fcr das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6<\/p>\n

F\u00fcr das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n\n
Formelle Anklage<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n Valenzelektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindungselektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Nichtbindende Elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
VS<\/td>\n =<\/td>\n 4<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (Einfachbindung)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
O (Doppelsprung)<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass das einfach gebundene Sauerstoffatom (O) -1<\/strong> Ladungen hat und die anderen Atome 0<\/strong> Ladungen haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns daher diese Ladungen auf den jeweiligen Atomen des CO 3<\/sub> -Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"CO32<\/figure>\n

Diese Gesamtladung von -2<\/strong> auf dem CO 3<\/sub> -Molek\u00fcl ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"CO32-Schritt<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des CO 3<\/sub> 2–<\/sup> Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des CO 3<\/sub> 2–<\/sup> Ions. <\/p>\n

\"Lewis-Struktur<\/figure>\n

Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollst\u00e4ndig verstanden.<\/p>\n

F\u00fcr mehr \u00dcbung und ein besseres Verst\u00e4ndnis k\u00f6nnen Sie andere unten aufgef\u00fchrte Lewis-Strukturen ausprobieren.<\/p>\n