{"id":311,"date":"2023-07-24T02:48:05","date_gmt":"2023-07-24T02:48:05","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-sbcl3-struktur\/"},"modified":"2023-07-24T02:48:05","modified_gmt":"2023-07-24T02:48:05","slug":"lewis-sbcl3-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-sbcl3-struktur\/","title":{"rendered":"Sbcl3-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 SbCl3 hat ein Antimonatom (Sb) im Zentrum, das von drei Chloratomen (Cl) umgeben ist. Zwischen dem Antimonatom (Sb) und jedem Chloratom (Cl) bestehen drei Einfachbindungen. Am Antimonatom (Sb) gibt es ein freies Elektronenpaar und an den drei Chloratomen (Cl) drei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von SbCl3 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 SbCl3<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von SbCl3 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von SbCl3<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im SbCl3-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im SbCl3-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Antimonatom sowie 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 Antimon und Chlor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im SbCl3-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 5 Valenzelektronen im Antimonatom 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 SbCl3-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Antimonatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Chloratomen 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 SbCl3 (Antimontrichlorid) und es enth\u00e4lt Antimonatome (Sb) und Chloratome (Cl). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier ist das Antimonatom (Sb) das Zentralatom und die Chloratome (Cl) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"SbCl3<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen wir im SbCl3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen dem Antimonatom (Sb) und den Chloratomen (Cl) platzieren. <\/p>\n

\"SbCl3<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass Antimon (Sb) und Chlor (Cl) in einem SbCl3-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 SbCl3-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

\"SbCl3<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im SbCl3-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das SbCl3-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 Antimonatom im obigen Diagramm des SbCl3-Molek\u00fcls platzieren. <\/p>\n

\"SbCl3<\/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 Zentralatom von Antimon (Sb) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t des zentralen Antimonatoms (Sb) zu \u00fcberpr\u00fcfen, muss \u00fcberpr\u00fcft werden, ob es ein Oktett bildet oder nicht. <\/p>\n

\"SbCl3<\/figure>\n

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

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

Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von SbCl3 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 SbCl3 \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 Antimonatome (Sb) sowie der Chloratome (Cl) im SbCl3-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 SbCl3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"SbCl3<\/figure>\n

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

F\u00fcr das Chloratom (Cl):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 7 (da Chlor 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
Sb<\/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
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 formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass sowohl das Antimonatom (Sb) als auch das Chloratom (Cl) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von SbCl3 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von SbCl3 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von SbCl3 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von SbCl3. <\/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