luzzattigramsci.it

  

Bästa artiklarna:

  
Main / Hur många oparade elektroner har klor

Hur många oparade elektroner har klor

Denna delning av elektroner som tillåter atomer att "klibba ihop" är grunden för kovalent bindning. Det finns en del mellanliggande, i allmänhet lite längre än 0. Det är detta beteende som Lewis fångade i sin oktettregel. Valenselektronkonfigurationerna av de ingående atomerna i en kovalent förening är viktiga faktorer vid bestämning av dess struktur, stökiometri och egenskaper.

Till exempel är klor, med sju valenselektroner, en elektron kortare än en oktett. Om två kloratomer delar sina oparade elektroner genom att göra en kovalent bindning och bilda Cl 2, kan de var och en slutföra sitt valensskal: Varje kloratom har nu en oktett. Elektronparet som delas av atomerna kallas ett bindningspar; de andra tre paren elektroner på varje kloratom kallas ensamma par.

Ensamma par är inte inblandade i kovalent bindning. Om båda elektronerna i en kovalent bindning kommer från samma atom kallas bindningen en koordinatkovalent bindning.

Vi kan illustrera bildandet av en vattenmolekyl från två väteatomer och en syreatom med Lewis-pricksymboler: Strukturen till höger är Lewis-elektronstrukturen, eller Lewis-strukturen, för H2O.

Med två bindningspar och två ensamma par har syreatomen nu slutfört sin oktett. Dessutom, genom att dela ett bindningspar med syre, har varje väteatom nu ett fullt valensskal med två elektroner.

Kemister anger vanligtvis ett bindningspar med en enda linje, som visas här för våra två exempel: Följande procedur kan användas för att konstruera Lewis-elektronstrukturer för mer komplexa molekyler och joner: Ordna atomerna för att visa specifika kopplingar. När det finns en central atom är det vanligtvis det minst elektronegativa elementet i föreningen.

Väte och halogener är nästan alltid anslutna till endast en annan atom, så de är vanligtvis terminala snarare än centrala. Den centrala atomen är vanligtvis det minst elektronegativa elementet i molekylen eller jonen; väte och halogenerna är vanligtvis terminala. Bestäm det totala antalet valenselektroner i molekylen eller jonen.

Lägg ihop valenselektronerna från varje atom. Kom ihåg från kapitel 2 att antalet valenselektroner indikeras av elementets position i det periodiska systemet. Om arten är en polyatomisk jon, kom ihåg att lägga till eller subtrahera det antal elektroner som krävs för att ge den totala laddningen på jonen. Placera ett bindande par elektroner mellan varje par intilliggande atomer för att ge en enda bindning.

I H2O finns det till exempel ett bindningspar av elektroner mellan syre och varje väte. Börja med terminalatomerna, lägg till tillräckligt med elektroner i varje atom för att ge varje atom en oktett två för väte. Dessa elektroner är vanligtvis ensamma par. Om det finns några elektroner kvar, placera dem på den centrala atomen. Vi förklarar i avsnitt 4. Om den centrala atomen har färre elektroner än en oktett, använd ensamma par från terminala atomer för att bilda flera dubbel- eller trippelbindningar till den centrala atomen för att uppnå en oktett.

Detta kommer inte att ändra antalet elektroner på terminalatomerna. Eftersom H-atomer nästan alltid är terminala måste arrangemanget inom molekylen vara HOH.

Varje H-atomgrupp 1 har 1 valenselektron och O-atomgruppen 16 har 6 valenselektroner, totalt 8 valenselektroner. Att placera ett bindande par elektroner mellan O-atomen och varje H-atom ger H: H, med 4 elektroner kvar. Varje H-atom har ett fullt valensskal med 2 elektroner. Att lägga till de återstående 4 elektronerna till syret som två ensamma par ger följande struktur: Detta är Lewis-strukturen som vi ritade tidigare. Eftersom det ger syre en oktett och varje väte två elektroner behöver vi inte använda steg 6.

Med bara två atomer i molekylen finns det ingen centralatom. Syregruppen 16 har 6 valenselektroner och klorgruppen 17 har 7 valenselektroner; vi måste lägga till ytterligare en för den negativa laddningen på jonen, vilket ger totalt 14 valenselektroner. Att placera ett bindningspar av elektroner mellan O och Cl ger O: Cl, med 12 elektroner kvar.

Om vi ​​placerar sex elektroner som tre ensamma par på varje atom, får vi följande struktur: Varje atom har nu en oktett av elektroner, så steg 5 och 6 behövs inte. Lewis-elektronstrukturen ritas inom parentes, vilket är vanligt för en jon, med den totala laddningen som anges utanför parenteserna, och bindningsparet av elektroner indikeras med en hel linje.

Eftersom kol är mindre elektronegativt än syre och väte är normalt terminal, måste C vara den centrala atomen. Ett möjligt arrangemang är som följer: Att placera ett bindande par elektroner mellan varje par bundna atomer ger följande: Sex elektroner används och 6 är kvar.

Att lägga till alla 6 återstående elektroner till syre som tre ensamma par ger följande: Även om syre nu har en oktett och varje väte har 2 elektroner, har kol endast 6 elektroner. Det finns inga elektroner kvar att placera på den centrala atomen. För att ge kol en oktett elektroner använder vi ett av de ensamma elektronparna på syre för att bilda en kol-syre-dubbelbindning: Både syret och kolet har nu en oktett elektroner, så detta är en acceptabel Lewis-elektronstruktur.

O har två bindningspar och två ensamma par, och C har fyra bindningspar. Detta är strukturen av formaldehyd, som används vid balsamering av vätska. En alternativ struktur kan ritas med en H bunden till O. Formella laddningar, diskuterade senare i detta avsnitt, antyder att en sådan struktur är mindre stabil än den som visats tidigare. Skriv Lewis-elektronstrukturen för varje art. Be om: Lewis elektronstrukturer. Använd proceduren i sex steg för att skriva Lewis-elektronstrukturen för varje art.

Kväve är mindre elektronegativ än klor och halogenatomer är vanligtvis terminala, så kväve är den centrala atomen.

Kväveatomgruppen 15 har 5 valenselektroner och varje kloratomgrupp 17 har 7 valenselektroner, totalt 26 valenselektroner. Regel 5 leder oss att placera de återstående 2 elektronerna på den centrala N: Kväve-triklorid är en instabil oljig vätska som en gång användes för att bleka mjöl; denna användning är nu förbjuden i USA. I en diatomisk molekyl eller jon behöver vi inte oroa oss för en central atom. Med hjälp av två elektroner för S-S-bindningen ordnar vi de återstående 12 elektronerna som tre ensamma par på varje svavel, vilket ger varje S-atom en oktett av elektroner: Eftersom kväve är mindre elektronegativ än syre eller klor är det den centrala atomen.

N-atomgruppen 15 har 5 valenselektroner, O-atomgruppen 16 har 6 valenselektroner och Cl-atomgruppen 17 har 7 valenselektroner, vilket ger totalt 18 valenselektroner. Att placera ett bindande par elektroner mellan varje par bundna atomer använder 4 elektroner och ger följande: Lägg till tre ensamma par vardera till syre och till klor använder 12 elektroner till, vilket lämnar 2 elektroner att placera som ett ensamt par på kväve: Eftersom denna Lewis strukturen har endast 6 elektroner runt det centrala kvävet, måste ett ensamt elektronpar på en terminalatom användas för att bilda ett bindningspar.

Vi kan använda ett ensamt par på antingen O eller Cl. Eftersom vi har sett många strukturer där O bildar en dubbelbindning men ingen med en dubbelbindning till Cl, är det rimligt att välja ett ensamt par från O för att ge följande: Alla atomer har nu oktettkonfigurationer.

Detta är Lewis-elektronstrukturen för nitrosylklorid, en mycket frätande, röd-orange gas. Skriv Lewis-elektronstrukturer för CO 2 och SCl 2, en illaluktande, instabil röd vätska som används vid tillverkning av gummi. Ibland är det möjligt att skriva mer än en Lewis-struktur för ett ämne som inte bryter mot oktettregeln, som vi såg för CH20, men inte alla Lewis-strukturer kan vara lika rimliga. I dessa situationer kan vi välja den mest stabila Lewis-strukturen genom att beakta den formella laddningen på atomerna, vilket är skillnaden mellan antalet valenselektroner i den fria atomen och det antal som tilldelats den i Lewis-elektronstrukturen.

Den formella laddningen är ett sätt att beräkna laddningsfördelningen inom en Lewis-struktur; summan av de formella laddningarna på atomerna i en molekyl eller en jon måste vara lika med den totala laddningen på molekylen eller jonen. En formell laddning representerar inte en riktig laddning på en atom i en kovalent bindning utan används helt enkelt för att förutsäga den mest troliga strukturen när en förening har mer än en giltig Lewis-struktur.

För att beräkna formella laddningar tilldelar vi elektroner i molekylen till enskilda atomer enligt dessa regler: En neutral kväveatom har fem valenselektroner, den är i grupp 15. Att ersätta ekvation 5. En neutral väteatom har en valenselektron. Med hjälp av ekvation 4. Väteatomerna i ammoniak har samma antal elektroner som neutrala väteatomer, och därför är deras formella laddning också noll. Att lägga samman de formella laddningarna ska ge oss den totala laddningen på molekylen eller jonen.

I detta exempel har kvävet och varje väte en formell laddning på noll. När det summeras är den totala laddningen noll, vilket överensstämmer med den totala laddningen på NH3-molekylen. Vanligtvis är strukturen med flest laddningar på atomerna närmast noll den mer stabila Lewis-strukturen.

I fall där det finns positiva eller negativa formella laddningar på olika atomer, har stabila strukturer i allmänhet negativa formella laddningar på de mer elektronegativa atomerna och positiva formella laddningar på de mindre elektronegativa atomerna. Nästa exempel visar ytterligare hur man beräknar formella avgifter.

Kväveatomen delar fyra bindande par elektroner och en neutral kväveatom har fem valenselektroner. Varje väteatom i har ett bindningspar. Den formella laddningen på varje väteatom är därför.

(с) 2019 luzzattigramsci.it