{"id":169,"date":"2023-07-25T16:09:09","date_gmt":"2023-07-25T16:09:09","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-nr-2f-lewis\/"},"modified":"2023-07-25T16:09:09","modified_gmt":"2023-07-25T16:09:09","slug":"struktur-nr-2f-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-nr-2f-lewis\/","title":{"rendered":"No2f-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 Lewis-Struktur von NO2F hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) und einem Fluoratom (F) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) besteht eine Doppelbindung, die anderen Atome sind einfach gebunden.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NO2F nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung, wie man eine Lewis-Struktur von NO2F<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von NO2F fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der NO2F-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO2F-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im NO2F-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Stickstoffatom, Sauerstoffatom und Fluoratom 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 Stickstoff, Sauerstoff und Fluor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im NO2F-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems. [1]<\/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. [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

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

\"\"<\/figure>\n

Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [3]<\/sup><\/a> Daher betr\u00e4gt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 7 Valenzelektronen im Fluoratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im NO2F-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Fluoratom gespendete Valenzelektronen = 5 + 6(2) + 7 = 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 Molek\u00fcl NO2F und enth\u00e4lt Stickstoffatome (N), Sauerstoffatome (O) und Fluoratome (F). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ.<\/p>\n

Dabei ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) sowie das Fluoratom (F) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"NO2F<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im NO2F-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N), dem Sauerstoffatom (O) und den Fluoratomen (F) platzieren. <\/p>\n

\"NO2F<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (O) in einem NO2F-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 NO2F-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome und Fluoratome sind.<\/p>\n

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

\"NO2F<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NO2F-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das NO2F-Molek\u00fcl 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 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 6 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"NO2F<\/figure>\n

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

\"NO2F<\/figure>\n

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

\"NO2F<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom 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 NO2F \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 des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) sowie des Fluoratoms (F) im NO2F-Molek\u00fcl 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 Bindungselektronen<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des NO2F-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"NO2F<\/figure>\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 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 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 Fluoratom (F):<\/strong>
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/p>\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
NICHT<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/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
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
F<\/td>\n =<\/td>\n 7<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/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 Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1<\/strong> hat, w\u00e4hrend das einfach gebundene Sauerstoffatom eine Ladung von -1<\/strong> hat.<\/p>\n

Die +1-<\/strong> und -1-<\/strong> Ladungen in der obigen Skizze werden aufgehoben und die obige Lewis-Punktstruktur von NO2F ist die stabile Lewis-Struktur.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NO2F kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von NO2F. <\/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