{"id":309,"date":"2023-07-24T03:21:52","date_gmt":"2023-07-24T03:21:52","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-asi3-struktur\/"},"modified":"2023-07-24T03:21:52","modified_gmt":"2023-07-24T03:21:52","slug":"lewis-asi3-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-asi3-struktur\/","title":{"rendered":"Asi3-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 AsI3-Lewis-Struktur hat ein Arsenatom (As) im Zentrum, das von drei Jodatomen (I) umgeben ist. Zwischen dem Arsenatom (As) und jedem Jodatom (I) bestehen drei Einfachbindungen. Es gibt ein freies Elektronenpaar am Arsenatom (As) und drei freie Elektronenpaare an den drei Jodatomen (I).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der AsI3-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von AsI3<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von AsI3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der AsI3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im AsI3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem AsI3- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Arsenatom und im Jodatom 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 Arsen und Jod finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im AsI3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Arsen ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems.[1]<\/sup><\/a> Daher sind in Arsen 5<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 5 Valenzelektronen im Arsenatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im AsI3-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Arsenatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Jodatomen 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 AsI3 und es enth\u00e4lt Arsenatome (As) und Jodatome (I). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte des Arsenatoms (As) und des Jodatoms (I) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Arsen (As) und Jod (I) vergleichen, dann ist das Arsenatom weniger elektronegativ<\/a> .<\/p>\n

Hier ist das Arsenatom (As) das Zentralatom und die Jodatome (I) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"AsI3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen wir im AsI3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen dem Arsenatom (As) und den Jodatomen (I) platzieren. <\/p>\n

\"AsI3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Arsen (As) und Jod (I) in einem AsI3-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 AsI3-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Jodatome sind.<\/p>\n

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

\"AsI3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im AsI3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das AsI3-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 26 Valenzelektronen<\/strong> , von denen im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen<\/strong> verwendet werden.<\/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 Arsenatom im Diagramm oben des AsI3-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"AsI3<\/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 Arsenatom (As) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

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

\"AsI3<\/figure>\n

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

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

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von AsI3 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 AsI3 \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 Arsenatoms (As) sowie der Jodatome (I) im AsI3-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 AsI3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"AsI3<\/figure>\n

F\u00fcr das Arsenatom (As):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (da Arsen in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/p>\n

F\u00fcr das Jod(I)-Atom:<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 7 (da Jod 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
As<\/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
ICH<\/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 Arsenatom (As) als auch das Jodatom (I) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von AsI3 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von AsI3 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von AsI3 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von AsI3. <\/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