{"id":85,"date":"2023-07-26T08:58:39","date_gmt":"2023-07-26T08:58:39","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-n2h2\/"},"modified":"2023-07-26T08:58:39","modified_gmt":"2023-07-26T08:58:39","slug":"lewis-struktur-n2h2","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-n2h2\/","title":{"rendered":"N2h2-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 N2H2-Lewis-Struktur weist eine Doppelbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und eine Einfachbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Wasserstoffatom (H) auf. An den beiden Stickstoffatomen (N) befinden sich zwei freie Elektronenpaare.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von N2H2 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 N2H2<\/a> zeichnet.<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> von N2H2 fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der N2H2-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N2H2-Molek\u00fcl<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im N2H2-Molek\u00fcl<\/a> zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die im Stickstoffatom<\/a> und im Wasserstoffatom 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 Wasserstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im N2H2-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 Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1<\/a> des Periodensystems. [2]<\/sup><\/a> Daher betr\u00e4gt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1<\/strong> . <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im N2H2-Molek\u00fcl<\/strong> = von 2 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 5(2) + 1(2) = 12<\/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

(Denken Sie daran:<\/strong> Wenn in dem angegebenen Molek\u00fcl Wasserstoff<\/a> vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Au\u00dfenseite.)<\/p>\n

Hier ist das gegebene Molek\u00fcl N2H2 (Distickstoffdihydrid) und enth\u00e4lt Stickstoff- (N) und Wasserstoffatome (H). <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

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

Wenn wir die Elektronegativit\u00e4tswerte von Stickstoff (N) und Wasserstoff (H) vergleichen, dann ist das Wasserstoffatom weniger elektronegativ<\/a> . Aber laut Regel m\u00fcssen wir den Wasserstoff drau\u00dfen halten.<\/p>\n

Hier sind also die Stickstoffatome (N) das Zentralatom und die Wasserstoffatome (H) die Au\u00dfenatome. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

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

Nun m\u00fcssen Sie im N2H2-Molek\u00fcl die Elektronenpaare zwischen den Stickstoff-Stickstoff-Atomen und zwischen den Stickstoff-Wasserstoff-Atomen platzieren. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem N2H2-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/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 N2H2-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome 2 Wasserstoffatome und 1 Stickstoffatom sind.<\/p>\n

Diese Wasserstoff- und Stickstoffatome bilden ein Duplett<\/a> bzw. ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N2H2-Molek\u00fcl vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das N2H2-Molek\u00fcl hat insgesamt 12 Valenzelektronen<\/strong> und von diesen werden im obigen Diagramm nur 10 Valenzelektronen<\/strong> verwendet.<\/p>\n

Die Anzahl der verbleibenden Elektronen betr\u00e4gt also 12 \u2013 10 = 2<\/strong> .<\/p>\n

Sie m\u00fcssen diese beiden<\/strong> Elektronen auf das Stickstoffatom im obigen Diagramm des N2H2-Molek\u00fcls \u00fcbertragen. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

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

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Byte enth\u00e4lt, wandeln Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung oder Dreifachbindung um.<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie pr\u00fcfen, ob die zentralen Stickstoffatome (N) stabil sind oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t der zentralen Stickstoffatome (N) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht.<\/p>\n

Leider bildet eines der Stickstoffatome hier kein Oktett. Der Stickstoff auf der linken Seite hat nur 6 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar des \u00e4u\u00dferen Stickstoffatoms so verschieben, dass das zentrale Stickstoffatom (linke Seite) 8 Elektronen (z. B. ein Byte) haben kann. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

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

\"N2H2<\/figure>\n

Im Bild oben k\u00f6nnen Sie sehen, dass die beiden Stickstoffatome ein Oktett bilden, weil sie 8 Elektronen haben.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu \u00fcberpr\u00fcfen, ob die obige Lewis-Struktur 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 N2H2 \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 Wasserstoffatome (H) im N2H2-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 N2H2-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"N2H2<\/figure>\n

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

F\u00fcr das Wasserstoffatom (H):<\/strong>
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0 <\/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
H<\/td>\n =<\/td>\n 1<\/td>\n \u2013<\/td>\n 2\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/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 Stickstoffatome (N) als auch Wasserstoffatome (H) eine formale Ladung von \u201eNull\u201c<\/strong> haben.<\/p>\n

Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von N2H2 stabil ist und es keine weitere \u00c4nderung in der obigen Struktur von N2H2 gibt.<\/p>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von N2H2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies f\u00fchrt zu der folgenden Lewis-Struktur von N2H2. <\/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