{"id":48,"date":"2023-07-26T16:22:17","date_gmt":"2023-07-26T16:22:17","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-n2o-lewis\/"},"modified":"2023-07-26T16:22:17","modified_gmt":"2023-07-26T16:22:17","slug":"struktur-n2o-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/struktur-n2o-lewis\/","title":{"rendered":"N2o-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 N2O weist eine Dreifachbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und eine Einfachbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) auf. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom (O) und 1 freies Elektronenpaar am \u00e4u\u00dferen Stickstoffatom (N).<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von N2O 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 N2O<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von N2O fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der N2O-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N2O-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im N2O-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Stickstoffatom<\/a> und im Sauerstoffatom 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 Sauerstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im N2O-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 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

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im N2O-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen = 5(2) + 6 = 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 N2O und es enth\u00e4lt Stickstoffatome (N) und ein Sauerstoffatom (O). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

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

Hier ist also eines der Stickstoffatome (N) das Zentralatom und das andere Stickstoffatom (N) und das Sauerstoffatom (O) sind die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im N2O-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und zwischen den Stickstoffatomen (N) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem N2O-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 N2O-Molek\u00fcls k\u00f6nnen Sie sehen, dass die \u00e4u\u00dferen Atome das Stickstoffatom und das Sauerstoffatom sind.<\/p>\n

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

\"N2O<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N2O-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das N2O-Molek\u00fcl verf\u00fcgt \u00fcber insgesamt 16 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von N2O 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 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

Leider bildet das zentrale Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 4 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

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

Doch von welchen Atomen muss das Elektronenpaar bewegt werden?
Stickstoff?
Sauerstoff? Gold
Auf einmal?<\/p>\n

Denken Sie also daran, dass Sie das Elektronenpaar von dem Atom bewegen m\u00fcssen, das weniger elektronegativ ist.<\/p>\n

Tats\u00e4chlich hat das weniger elektronegative Atom eine gr\u00f6\u00dfere Tendenz, Elektronen abzugeben.<\/p>\n

Wenn wir hier Stickstoffatome und Sauerstoffatome vergleichen, ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ.<\/p>\n

Sie m\u00fcssen also das Elektronenpaar des Stickstoffatoms bewegen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

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

\"N2O<\/figure>\n

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

\"N2O<\/figure>\n

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

\"N2O<\/figure>\n

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

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

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von N2O 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 N2O \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 des Sauerstoffatoms (O) im N2O-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 Bindungselektronen<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des N2O-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

F\u00fcr das \u00e4u\u00dfere Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2<\/p>\n

F\u00fcr das zentrale Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 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 = 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
N (au\u00dfen)<\/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
N (zentral)<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Oh<\/td>\n =<\/td>\n 6<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 6<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass das zentrale Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1<\/strong> und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1<\/strong> hat.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des N2O-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"N2O<\/figure>\n

Die +1-<\/strong> und -1-<\/strong> Ladungen in der obigen Skizze werden aufgehoben und die obige Lewis-Punktstruktur von N2O ist die stabile Lewis-Struktur.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von N2O kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von N2O. <\/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