{"id":120,"date":"2023-07-26T02:15:48","date_gmt":"2023-07-26T02:15:48","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/hco3-lewis-struktur\/"},"modified":"2023-07-26T02:15:48","modified_gmt":"2023-07-26T02:15:48","slug":"hco3-lewis-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/hco3-lewis-struktur\/","title":{"rendered":"Hco3-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"HCO3-Lewis-Struktur\"<\/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 HCO3-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) und einer OH-Gruppe umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und dem Sauerstoffatom (O), und die \u00fcbrigen Atome haben eine Einfachbindung. Am einfach gebundenen Sauerstoffatom (O) liegt die formale Ladung -1 vor.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der HCO3-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 HCO3-Lewis-Ions<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des HCO3-Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der HCO3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im HCO3-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem HCO3-Ion zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Wasserstoffatom<\/a> , Kohlenstoffatom und 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 ganz einfach die Valenzelektronen von Wasserstoff, Kohlenstoff und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im HCO3-Ion<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher betr\u00e4gt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 des Periodensystems. [2]<\/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 ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [3]<\/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 HCO3-Ion<\/strong> = von 1 Wasserstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zus\u00e4tzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugef\u00fcgt = 1 + 4 + 6 ( 3) + 1 = 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

(Denken Sie daran:<\/strong> Wenn in dem angegebenen Molek\u00fcl Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Au\u00dfenseite.)<\/p>\n

Hier ist das gegebene Molek\u00fcl HCO3- und es enth\u00e4lt Wasserstoffatome (H), Kohlenstoffatome (C) und Sauerstoffatome (O).<\/p>\n

Gem\u00e4\u00df der Regel m\u00fcssen wir also den Wasserstoff fernhalten. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Jetzt k\u00f6nnen Sie die Elektronegativit\u00e4tswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Sauerstoffatoms (O) 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

Hier ist das Kohlenstoffatom (C) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) das Au\u00dfenatom. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im HCO3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Sauerstoffatomen (O) und den Wasserstoffatomen (H) sowie zwischen den Sauerstoffatomen (O) und den Kohlenstoffatomen (C) platzieren. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem HCO3-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/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 in der Skizze des HCO3-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Wasserstoff- und Sauerstoffatome sind.<\/p>\n

Diese Wasserstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Duplett<\/a> bzw. ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im HCO3–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das HCO3–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 zentralen Kohlenstoffatom gehalten 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

\"HCO3<\/figure>\n

Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar des \u00e4u\u00dferen Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann. <\/p>\n

\"HCO3-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

\"HCO3<\/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 von HCO3 \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 im HCO3-Molek\u00fcl vorhandenen Wasserstoff- (H), Kohlenstoff- (C) und Sauerstoffatome (O) 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 und nichtbindenden Elektronen f\u00fcr jedes Atom des HCO3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

F\u00fcr das Wasserstoffatom (H):<\/strong>
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

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

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

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

\n\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
H<\/td>\n =<\/td>\n 1<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/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 (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
O (Einfachbindung, links)<\/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
O (Einfachbindung, rechts)<\/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<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass das einfach gebundene Sauerstoffatom (das sich auf der rechten Seite befindet) eine Ladung von -1<\/strong> und die anderen Atome eine Ladung von 0<\/strong> haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des HCO3-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

Diese Gesamtladung des HCO3-Molek\u00fcls von -1<\/strong> ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"HCO3<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des HCO3-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des HCO3-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