{"id":146,"date":"2023-07-25T20:57:56","date_gmt":"2023-07-25T20:57:56","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/noc-lewis-struktur\/"},"modified":"2023-07-25T20:57:56","modified_gmt":"2023-07-25T20:57:56","slug":"noc-lewis-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/noc-lewis-struktur\/","title":{"rendered":"Cno-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"CNO-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 CNO-(Fulminat-Ion)-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von einem Kohlenstoffatom (C) und einem Sauerstoffatom (O) umgeben ist. Es gibt eine Einfachbindung zwischen Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) und eine Dreifachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur des CNO-Ions ( Fulmination<\/a> ) 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 CNO-Ions.<\/p>\n

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

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

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im CNO-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem CNO-Ion (Fulmination) zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Kohlenstoffatom, Stickstoffatom 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 Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im CNO-Ion<\/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 Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [2]<\/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

\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 CNO-Ion<\/strong> = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + 1 zus\u00e4tzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugef\u00fcgt = 4 + 5 + 6 + 1 = 16<\/strong> .<\/p>\n

Schritt 2: Erstellen Sie eine Skizze<\/strong><\/h3>\n

Um eine Skizze des NOC zu zeichnen, schauen Sie sich einfach seine chemische Formel an. Sie k\u00f6nnen sehen, dass sich in der Mitte ein Stickstoffatom (N) befindet und es auf beiden Seiten von einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatom umgeben ist.<\/p>\n

Machen wir also eine grobe Skizze davon. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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

Jetzt m\u00fcssen Sie im CNO-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen Kohlenstoffatom (C), Stickstoffatom (N) und Sauerstoffatom (O) platzieren. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass das Kohlenstoffatom (C), das Stickstoffatom (N) und das Sauerstoffatom (O) in einem CNO-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 in der Skizze des CNO-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome das Kohlenstoffatom und das Sauerstoffatom sind.<\/p>\n

Diese \u00e4u\u00dferen Kohlenstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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

Das CNO-Ion hat insgesamt 16 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 Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

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

Leider bildet das Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 4 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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

(Hinweis:<\/strong> Denken Sie daran, dass Sie das Elektronenpaar des weniger elektronegativen Atoms bewegen m\u00fcssen.
Tats\u00e4chlich hat das weniger elektronegative Atom eine gr\u00f6\u00dfere Tendenz, Elektronen abzugeben.
Wenn wir hier Kohlenstoffatome und Sauerstoffatome vergleichen, ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ.
Sie m\u00fcssen also das Elektronenpaar des Kohlenstoffatoms bewegen.) <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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

\"NOC<\/figure>\n

Auch hier m\u00fcssen wir nur ein zus\u00e4tzliches Elektronenpaar vom Kohlenstoffatom bewegen. (Weil Kohlenstoff weniger elektronegativ ist als Sauerstoff.) <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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

\"NOC<\/figure>\n

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

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

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von CNO 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 CNO-Molek\u00fcls \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 CNO-Molek\u00fcl vorhandenen Kohlenstoff- (C), Stickstoff- (N) 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<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des CNO-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

F\u00fcr das Kohlenstoffatom (C):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 4 (da Kohlenstoff in Gruppe 14 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/p>\n

F\u00fcr das Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

F\u00fcr das 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
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 6\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
NICHT<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n 0<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Oh<\/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 Kohlenstoffatom (C) eine Ladung von -1<\/strong> und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von +1<\/strong> hat.<\/p>\n

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

\"NOC<\/figure>\n

Die +1-<\/strong> und -1-<\/strong> Ladungen werden aufgehoben und die Gesamtladung von -1<\/strong> auf dem CNO-Molek\u00fcl ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"NOC<\/figure>\n

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