Dus je hebt de afbeelding hierboven al gezien, toch?
Ik zal het bovenstaande beeld kort toelichten.
De C2Cl2 Lewis-structuur heeft een drievoudige binding tussen de twee koolstofatomen (C) en een enkele binding tussen het koolstofatoom (C) en de chlooratomen (Cl). Er zijn 3 eenzame paren op de twee chlooratomen (Cl).
Als je niets hebt begrepen van de bovenstaande afbeelding van de Lewis-structuur van C2Cl2, blijf dan bij mij en je krijgt een gedetailleerde stapsgewijze uitleg over hoe je een Lewis-structuur van C2Cl2 tekent.
Laten we dus verder gaan met de stappen voor het tekenen van de Lewis-structuur van C2Cl2.
Stappen voor het tekenen van de C2Cl2 Lewis-structuur
Stap 1: Zoek het totale aantal valentie-elektronen in het C2Cl2-molecuul
Om het totale aantal valentie-elektronen in een C2Cl2- molecuul te vinden, moet je eerst de valentie-elektronen kennen die aanwezig zijn in het koolstofatoom en in het chlooratoom.
(Valentie-elektronen zijn de elektronen die aanwezig zijn in de buitenste baan van elk atoom.)
Hier zal ik je vertellen hoe je gemakkelijk de valentie-elektronen van koolstof en chloor kunt vinden met behulp van een periodiek systeem.
Totale valentie-elektronen in het C2Cl2-molecuul
→ Valentie-elektronen gegeven door het koolstofatoom:
Koolstof is een element in groep 14 van het periodiek systeem. [1] Daarom zijn de valentie-elektronen in koolstof 4 .
Je kunt de 4 valentie-elektronen in het koolstofatoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
→ Valentie-elektronen gegeven door het chlooratoom:
Chloor is een element in groep 17 van het periodiek systeem. [2] Daarom zijn de valentie-elektronen in chloor 7 .
Je kunt de 7 valentie-elektronen in het chlooratoom zien, zoals weergegeven in de afbeelding hierboven.
Dus,
Totale valentie-elektronen in het C2Cl2-molecuul = valentie-elektronen gedoneerd door 2 koolstofatomen + valentie-elektronen gedoneerd door 2 chlooratomen = 4(2) + 7(2) = 22 .
Stap 2: Selecteer het centrale atoom
Om het centrale atoom te selecteren, moeten we onthouden dat het minst elektronegatieve atoom in het centrum blijft.
Het gegeven molecuul is hier C2Cl2 en het bevat koolstofatomen (C) en chlooratomen (Cl).
Je kunt de elektronegativiteitswaarden van het koolstofatoom (C) en het chlooratoom (Cl) zien in het periodiek systeem hierboven.
Als we de elektronegativiteitswaarden van koolstof (C) en chloor (Cl) vergelijken, dan is het koolstofatoom minder elektronegatief .
Hier zijn de koolstofatomen (C) het centrale atoom en de chlooratomen (Cl) de buitenste atomen.
Stap 3: Verbind elk atoom door er een paar elektronen tussen te plaatsen
Nu moet je in het C2Cl2-molecuul de elektronenparen tussen de koolstof-koolstofatomen en tussen de koolstof-chlooratomen plaatsen.
Dit geeft aan dat deze atomen chemisch aan elkaar gebonden zijn in een C2Cl2-molecuul.
Stap 4: Maak de externe atomen stabiel. Plaats het resterende valentie-elektronenpaar op het centrale atoom.
In deze stap moet je de stabiliteit van de externe atomen controleren.
Hier in de schets van het C2Cl2-molecuul kun je zien dat de buitenste atomen chlooratomen zijn.
Deze externe chlooratomen vormen een octet en zijn daarom stabiel.
Bovendien hebben we in stap 1 het totale aantal valentie-elektronen berekend dat aanwezig is in het C2Cl2-molecuul.
Het C2Cl2-molecuul heeft in totaal 22 valentie-elektronen en hiervan worden in het bovenstaande diagram slechts 18 valentie-elektronen gebruikt.
Dus het aantal resterende elektronen = 22 – 18 = 4 .
Je moet deze 4 elektronen op de twee centrale koolstofatomen in het diagram hierboven van het C2Cl2-molecuul plaatsen.
Laten we nu verder gaan met de volgende stap.
Stap 5: Controleer het octet op het centrale atoom. Als het geen byte heeft, converteer dan het alleenstaande paar naar een dubbele binding of drievoudige binding.
In deze stap moet u controleren of de centrale koolstofatomen (C) stabiel zijn of niet.
Om de stabiliteit van de centrale koolstofatomen (C) te controleren, moeten we controleren of ze een octet vormen of niet.
Helaas vormen de twee koolstofatomen hier geen octet. De twee koolstofatomen hebben slechts 6 elektronen en zijn onstabiel.
Om het koolstofatoom stabiel te maken, moet je het eenzame paar omzetten in een dubbele binding, zodat het koolstofatoom 8 elektronen kan hebben (dat wil zeggen één octet).
Maar na het omzetten van een paar elektronen vormt één koolstofatoom een octet, maar het andere koolstofatoom vormt nog steeds geen octet omdat het slechts zes elektronen heeft.
Opnieuw moeten we een extra paar elektronen omzetten om een drievoudige binding te vormen.
Na het omzetten van dit elektronenpaar in een drievoudige binding zal het centrale koolstofatoom nog 2 elektronen ontvangen en het totale aantal elektronen zal dus 8 worden.
Je kunt in de afbeelding hierboven zien dat de twee koolstofatomen een octet vormen.
En dus zijn deze koolstofatomen stabiel.
Laten we nu verder gaan met de laatste stap om te controleren of de Lewis-structuur van C2Cl2 stabiel is of niet.
Stap 6: Controleer de stabiliteit van de Lewis-structuur
Nu ben je bij de laatste stap gekomen waarin je de stabiliteit van de Lewis-structuur van C2Cl2 moet controleren.
De stabiliteit van de Lewis-structuur kan worden geverifieerd met behulp van een formeel ladingsconcept .
Kortom, we moeten nu de formele lading vinden van de koolstofatomen (C) en van de chlooratomen (Cl) die aanwezig zijn in het C2Cl2-molecuul.
Om de formele belasting te berekenen, moet u de volgende formule gebruiken:
Formele lading = Valentie-elektronen – (bindende elektronen)/2 – Niet-bindende elektronen
In de onderstaande afbeelding kun je het aantal bindende elektronen en niet-bindende elektronen voor elk atoom van het C2Cl2-molecuul zien.
Voor het koolstofatoom (C):
Valentie-elektronen = 4 (omdat koolstof in groep 14 zit)
Bindende elektronen = 8
Niet-bindende elektronen = 0
Voor het chlooratoom (Cl):
Valentie-elektronen = 7 (omdat chloor in groep 17 zit)
Bindende elektronen = 2
Niet-bindende elektronen = 6
| Formele beschuldiging | = | valentie-elektronen | – | (Bindende elektronen)/2 | – | Niet-bindende elektronen | ||
| VS | = | 4 | – | 8/2 | – | 0 | = | 0 |
| Kl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Uit de bovenstaande formele ladingsberekeningen kun je zien dat zowel koolstofatomen (C) als chlooratomen (Cl) een formele lading “nul” hebben.
Dit geeft aan dat de bovenstaande Lewis-structuur van C2Cl2 stabiel is en dat er geen verdere verandering is in de bovenstaande structuur van C2Cl2.
In de bovenstaande Lewis-puntenstructuur van C2Cl2 kun je elk paar bindende elektronen (:) ook voorstellen als een enkele binding (|). Als je dit doet, ontstaat de volgende Lewis-structuur van C2Cl2.
Ik hoop dat je alle bovenstaande stappen volledig hebt begrepen.
Voor meer oefening en een beter begrip kun je andere Lewis-structuren proberen die hieronder worden vermeld.
Probeer (of bekijk in ieder geval) deze Lewis-structuren voor een beter begrip: