{"id":178,"date":"2023-07-25T14:10:43","date_gmt":"2023-07-25T14:10:43","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-c2cl2\/"},"modified":"2023-07-25T14:10:43","modified_gmt":"2023-07-25T14:10:43","slug":"struktur-von-lewis-c2cl2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-von-lewis-c2cl2\/","title":{"rendered":"C2cl2-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 C2Cl2-Lewis-Struktur weist eine Dreifachbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen (C) und eine Einfachbindung zwischen dem Kohlenstoffatom (C) und den Chloratomen (Cl) auf. An den beiden Chloratomen (Cl) befinden sich drei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von C2Cl2 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 C2Cl2<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von C2Cl2 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der C2Cl2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im C2Cl2-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem C2Cl2- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Kohlenstoffatom und im Chloratom 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 und Chlor ermitteln k\u00f6nnen.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im C2Cl2-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 Chloratom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher sind in Chlor 7<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im C2Cl2-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Kohlenstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 4(2) + 7(2) = 22<\/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 C2Cl2 und es enth\u00e4lt Kohlenstoffatome (C) und Chloratome (Cl). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Kohlenstoffatoms (C) und des Chloratoms (Cl) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

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

Hier sind die Kohlenstoffatome (C) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im C2Cl2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Kohlenstoff-Kohlenstoff-Atomen und zwischen den Kohlenstoff-Chlor-Atomen platzieren. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem C2Cl2-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/a> sind.<\/p>\n

Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.<\/strong><\/h3>\n

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

Hier in der Skizze des C2Cl2-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Chloratome sind.<\/p>\n

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

\"C2Cl2<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im C2Cl2-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das C2Cl2-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 22 Valenzelektronen<\/strong> , von denen im obigen Diagramm nur 18 Valenzelektronen<\/strong> verwendet werden.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 22 \u2013 18 = 4<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese 4<\/strong> Elektronen auf den beiden zentralen Kohlenstoffatomen im obigen Diagramm des C2Cl2-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

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

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Byte enth\u00e4lt, wandeln Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung oder Dreifachbindung um.<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie pr\u00fcfen, ob die zentralen Kohlenstoffatome (C) stabil sind oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t der zentralen Kohlenstoffatome (C) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht.<\/p>\n

Leider bilden die beiden Kohlenstoffatome hier kein Oktett. Die beiden Kohlenstoffatome haben nur 6 Elektronen und sind instabil. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

Um das Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung umwandeln, damit das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

Aber nach der Umwandlung eines Elektronenpaares bildet ein Kohlenstoffatom ein Oktett, das andere Kohlenstoffatom bildet jedoch immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

Auch hier m\u00fcssen wir ein zus\u00e4tzliches Elektronenpaar umwandeln, um eine Dreifachbindung zu bilden. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

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

\"C2Cl2<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass die beiden Kohlenstoffatome ein Oktett bilden.<\/p>\n

Und deshalb sind diese Kohlenstoffatome stabil.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von C2Cl2 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 C2Cl2 \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 Chloratome (Cl) im C2Cl2-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 bindenden<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des C2Cl2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"C2Cl2<\/figure>\n

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

F\u00fcr das Chloratom (Cl):<\/strong>
Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/p>\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
Cl<\/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 Berechnungen der formalen Ladung k\u00f6nnen Sie ersehen, dass sowohl Kohlenstoffatome (C) als auch Chloratome (Cl) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von C2Cl2 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von C2Cl2 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von C2Cl2 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von C2Cl2. <\/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