{"id":39,"date":"2023-07-26T18:03:37","date_gmt":"2023-07-26T18:03:37","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/cocl2-lewis-struktur\/"},"modified":"2023-07-26T18:03:37","modified_gmt":"2023-07-26T18:03:37","slug":"cocl2-lewis-struktur","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/cocl2-lewis-struktur\/","title":{"rendered":"Cocl2-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 COCl2-Lewis-Struktur hat ein Kohlenstoffatom (C) im Zentrum, das von zwei Chloratomen (Cl) und einem Sauerstoffatom (O) umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen Kohlenstoffatomen (C) und Sauerstoffatomen (O) und eine Einfachbindung zwischen Kohlenstoffatomen (C) und Chloratomen (Cl).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von COCl2 nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von COCl2<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von COCl2 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der Lewis-Struktur von COCl2<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im COCl2-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> in einem COCl2- Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Kohlenstoffatom<\/a> , Sauerstoffatom und 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<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Kohlenstoff, Sauerstoff und Chlor finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im COCl2-Molek\u00fcl<\/strong><\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Kohlenstoff<\/a> ist ein Element der Gruppe 14<\/a> 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 Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sauerstoff<\/a> ist ein Element der 16. Gruppe<\/a> des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher sind im Sauerstoff 6<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

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

\"\"<\/figure>\n

Chlor<\/a> ist ein Element der Gruppe 17<\/a> des Periodensystems. [3]<\/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 COCl2-Molek\u00fcl<\/strong> = von 1 Kohlenstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Chloratomen gespendete Valenzelektronen = 4 + 6 + 7(2) = 24<\/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 COCl2 und es enth\u00e4lt Kohlenstoffatome (C), Sauerstoffatome (O) und Chloratome (Cl). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die Elektronegativit\u00e4tswerte von Kohlenstoffatomen (C), Sauerstoffatomen (O) und Chloratomen (Cl) im obigen Periodensystem sehen.<\/p>\n

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

Dabei ist das Kohlenstoffatom das Zentralatom und die Sauerstoff- und Chloratome die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"COCl2<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im COCl2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den Kohlenstoffatomen (C) und den Sauerstoffatomen (O) sowie zwischen den Kohlenstoffatomen (C) und den Chloratomen (Cl) platzieren. <\/p>\n

\"COCl2<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem COCl2-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/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 COCl2-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome Sauerstoffatome und Chloratome sind.<\/p>\n

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

\"COCl2<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im COCl2-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das COCl2-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 24 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von COCl2 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 6 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"COCl2<\/figure>\n

Um dieses Kohlenstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar des \u00e4u\u00dferen Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Kohlenstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann. <\/p>\n

\"COCl2<\/figure>\n

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

\"COCl2<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das Kohlenstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von COCl2 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 COCl2 \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 COCl2-Molek\u00fcl vorhandenen Kohlenstoff- (C), Sauerstoff- (O) und Chloratome (Cl) 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 COCl2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"COCl2<\/figure>\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 Sauerstoffatom (O):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4<\/p>\n

F\u00fcr das Chloratom (Cl):<\/strong>
Elektronenvalenz = 7 (da Chlor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6 <\/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
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
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/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 Kohlenstoff- (C), Sauerstoff- (O) und Chloratome (Cl) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von COCl2 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von COCl2 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von COCl2 k\u00f6nnen Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von COCl2. <\/p>\n

\"Lewis-Struktur<\/figure>\n

(Hinweis:<\/strong> Wenn wir in Schritt 5 das Elektronenpaar des Chloratoms bewegt h\u00e4tten, dann g\u00e4be es +1 bzw. -1 Ladungen auf Chlor und Sauerstoff. Aber hier bewegen wir das Elektronenpaar des Sauerstoffatoms, was zu einem Ergebnis f\u00fchrt in der stabileren Struktur (mit \u201enull\u201c Ladungen auf allen Atomen.))<\/p>\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