{"id":122,"date":"2023-07-26T01:46:44","date_gmt":"2023-07-26T01:46:44","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-ch3cn-lewis\/"},"modified":"2023-07-26T01:46:44","modified_gmt":"2023-07-26T01:46:44","slug":"struktur-ch3cn-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-ch3cn-lewis\/","title":{"rendered":"Ch3cn-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"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 CH3CN-Lewis-Struktur besteht aus zwei Kohlenstoffatomen (C) im Zentrum, die von drei Wasserstoffatomen (H) und einem Stickstoffatom (N) umgeben sind. Zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und dem Stickstoffatom (N) besteht eine Dreifachbindung. Am Stickstoffatom (N) befindet sich 1 freies Dublett.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von CH3CN nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des CH3CN-<\/a> Molek\u00fcls.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von CH3CN fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der CH3CN-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen in CH3CN<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem CH3CN- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Kohlenstoffatom<\/a> , Wasserstoffatom und Stickstoffatom 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 Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im CH3CN-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Kohlenstoff ist ein Element der Gruppe 14 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 Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [2]<\/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 Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems.[3]<\/sup><\/a> Daher sind im Stickstoff 5<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im CH3CN-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Kohlenstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 3 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen = 4(2) + 1(3) + 5 = 16<\/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 ein CH3CN und es enth\u00e4lt Kohlenstoffatome (C), Wasserstoffatome (H) und Stickstoffatome (N).<\/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 Stickstoffatoms (N) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

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

Hier sind die Kohlenstoffatome (C) das Zentralatom und das Stickstoffatom (N) das Au\u00dfenatom. <\/p>\n

\"CH3CN<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im CH3CN-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Kohlenstoff- (C), Stickstoff- (N) und Wasserstoffatomen (H) platzieren. <\/p>\n

\"CH3CN<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem CH3CN-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 CH3CN-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Wasserstoffatome und Stickstoffatome sind.<\/p>\n

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

\"CH3CN<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im CH3CN-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das CH3CN-Molek\u00fcl hat insgesamt 16 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.<\/p>\n

Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die an den Zentralatomen 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 4 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"CH3CN<\/figure>\n

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

\"CH3CN<\/figure>\n

Doch nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das Kohlenstoffatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat. <\/p>\n

\"CH3CN<\/figure>\n

Auch hier m\u00fcssen wir nur ein zus\u00e4tzliches Elektronenpaar vom Stickstoffatom bewegen. <\/p>\n

\"CH3CN<\/figure>\n

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

\"CH3CN<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Kohlenstoffatom ein Oktett bildet.<\/p>\n

Und deshalb ist das Kohlenstoffatom stabil.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von CH3CN 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 CH3CN \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 CH3CN-Molek\u00fcl vorhandenen Wasserstoff- (H), Kohlenstoff- (C) und Stickstoffatome (N) 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 CH3CN-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"CH3CN<\/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 Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2 <\/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
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
NICHT<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung k\u00f6nnen Sie erkennen, dass das Wasserstoffatom (H), das Kohlenstoffatom (C) sowie das Stickstoffatom (N) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben<\/strong> .<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von CH3CN stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von CH3CN gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von CH3CN k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung<\/a> (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von CH3CN. <\/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