{"id":226,"date":"2023-07-24T22:17:58","date_gmt":"2023-07-24T22:17:58","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-clcn-struktur\/"},"modified":"2023-07-24T22:17:58","modified_gmt":"2023-07-24T22:17:58","slug":"lewis-clcn-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-clcn-struktur\/","title":{"rendered":"Clcn-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"ClCN-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 ClCN-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von einem Chloratom (Cl) und einem Stickstoffatom (N) umgeben ist. Es gibt eine Einfachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Chlor (Cl) und eine Dreifachbindung zwischen Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

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

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

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

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

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

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

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

\"\"<\/figure>\n

Chlor ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [1]<\/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

\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 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 ClCN-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Chloratom gespendete Valenzelektronen + von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen = 7 + 4 + 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

Hier ist das gegebene Molek\u00fcl ClCN und es enth\u00e4lt ein Chloratom (Cl), ein Kohlenstoffatom (C) und ein Stickstoffatom (N). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte des Chloratoms (Cl), des Kohlenstoffatoms (C) und des Stickstoffatoms (N) vergleichen, dann ist das Kohlenstoffatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Hier ist das Kohlenstoffatom (C) das Zentralatom und das Chloratom (Cl) und das Stickstoffatom (N) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"ClCN<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im ClCN-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Chloratom (Cl), dem Kohlenstoffatom (C) und dem Stickstoffatom (N) platzieren. <\/p>\n

\"ClCN<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass das Chloratom (Cl), das Kohlenstoffatom (C) und das Stickstoffatom (N) in einem ClCN-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 ClCN-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome das Chloratom und das Stickstoffatom sind.<\/p>\n

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

\"ClCN<\/figure>\n

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

Das ClCN-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 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 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

\"ClCN<\/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

(Hinweis:<\/strong> Hier haben Sie zwei M\u00f6glichkeiten. Sie k\u00f6nnen das Elektronenpaar von Chlor oder Stickstoff verschieben. Halogene bilden jedoch normalerweise eine Einfachbindung. Hier m\u00fcssen Sie also das Elektronenpaar von Stickstoff verschieben.) <\/p>\n

\"ClCN<\/figure>\n

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

\"ClCN<\/figure>\n

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

\"ClCN<\/figure>\n

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

\"ClCN<\/figure>\n

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

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

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

\"ClCN<\/figure>\n

F\u00fcr das Chloratom (Cl):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6<\/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
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
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 Chloratom (Cl), das Kohlenstoffatom (C) sowie das Stickstoffatom (N) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

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

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