{"id":29,"date":"2023-07-26T19:59:08","date_gmt":"2023-07-26T19:59:08","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-nf3-struktur\/"},"modified":"2023-07-26T19:59:08","modified_gmt":"2023-07-26T19:59:08","slug":"lewis-nf3-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-nf3-struktur\/","title":{"rendered":"Nf3-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 NF3-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von drei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Fluoratom (F) bestehen 3 Einfachbindungen. Es gibt ein freies Elektronenpaar am Stickstoffatom (N) und drei freie Elektronenpaare an den drei Fluoratomen (F).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NF3 nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NF3<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von NF3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der NF3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NF3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im NF3-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Stickstoffatom<\/a> und im 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<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Stickstoff und Fluor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im NF3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Stickstoff<\/a> ist ein Element der 15. Gruppe<\/a> 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 Fluoratom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Fluorit<\/a> ist ein Element der Gruppe 17<\/a> des Periodensystems. [2]<\/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 NF3-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 7(3) = 26<\/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 NF3 (Stickstofftrifluorid) und es enth\u00e4lt Stickstoff- (N) und Fluoratome (F). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"NF3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen wir im NF3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Fluoratomen (F) platzieren. <\/p>\n

\"NF3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Fluor (F) in einem NF3-Molek\u00fcl chemisch aneinander gebunden<\/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 NF3-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Fluoratome sind.<\/p>\n

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

\"NF3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NF3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das NF3-Molek\u00fcl hat insgesamt 26 Valenzelektronen<\/strong> und von diesen werden im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen<\/strong> verwendet.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 26 \u2013 24 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese beiden<\/strong> Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NF3-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"NF3<\/figure>\n

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

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie das Oktett am Zentralatom<\/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

\"NF3<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet. Das hei\u00dft, es hat 8 Elektronen.<\/p>\n

Daher ist das zentrale Stickstoffatom stabil.<\/p>\n

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von NF3 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 NF3 \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 Stickstoffatome (N) sowie der Fluoratome (F) im NF3-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 NF3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"NF3<\/figure>\n

F\u00fcr das Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/p>\n

F\u00fcr das Fluoratom (F):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
<\/strong> 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
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
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 Berechnungen der formalen Ladung k\u00f6nnen Sie ersehen, dass sowohl das Stickstoffatom (N)<\/a> als auch das Fluoratom (F)<\/a> eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von NF3 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von NF3 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NF3 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung<\/a> (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von NF3. <\/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