SP Lewis-Struktur: Zeichnungen, Hybridisierung, Form, Ladungen, Paare und detaillierte Fakten

Dieser Artikel erklärt die sp-Hybridisierung, wie man die sp-Lewis-Struktur für ein sp-hybridisiertes Molekül zeichnet, und andere Details, die im Titel erwähnt werden.

Atomorbitale überlappen sich, um neue Orbitale zu bilden, die sich in Energien, Formen und Stärken unterscheiden. Dieser Vorgang wird als Hybridisierung bezeichnet. In sp-Hybridisierung, Ein s-Orbital verbindet sich mit einem p-Orbital (S_x,p_y,p_z). Dies wird auch als lineare Hybridisierung bezeichnet.

Jedes sp-Hybridorbital ist stärker als das reine s- oder reine p-Orbital
Die Anzahl der an der Hybridisierung beteiligten Atomorbitale erzeugt die gleiche Anzahl von Hybridorbitalen.

sp mischen — **Mischen von s- und p-Orbital zur Bildung von sp-Hybridorbitalen**

Im Fall eines sp-hybridisierten Moleküls wie Be ist die elektronische Konfiguration von Be im Grundzustand [He]2s² . Es wird angeregt, indem es ein Elektron von 2s auf 2p befördert, und erhält die Konfiguration [He]2s¹ 2p¹ .
Die 2s- und 2p-Orbitale von Be bilden zusammen zwei äquivalente sp-hybridisierte Orbitale.
Diese Hybridorbitale bilden eine Sigma-Bindung mit den beiden 3p-Orbitalen von Cl.

Becl2 ls 1 — **sp-Hybridisierung in BeCl₂**

Oktettregel

Atome versuchen, die elektronische Oktettkonfiguration zu erreichen, indem sie entweder Valenzelektronen teilen (kovalente Bindung) oder Valenzelektronen übertragen, entweder durch Verlust oder Gewinn (ionische Bindung).

Bevor Sie lernen, wie man die zeichnet Lewis-Struktur für jedes Molekül müssen wir die Oktettregel kennen.
1916 entwickelten Kössel und Lewis eine sehr wichtige Theorie, die als elektronische Theorie der chemischen Bindung bekannt ist.
Nach dieser Theorie, Atome neigen dazu, acht Elektronen (Oktett) in ihrer äußersten Schale zu erreichen, um Stabilität wie ein Edelgas zu erlangen. Dies ist als Oktettregel bekannt.
Es gibt einige Ausnahmen von dieser Regel (Wasserstoff, Helium, Lithium usw.)
In manchen Fällen können die Valenzelektronen im Zentralatom auch größer als acht sein, wie bei PF₅ und SF₆, wobei P zehn Valenzelektronen und S 12 Valenzelektronen hat. Dies sind Ausnahmen von der Oktettregel.

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Wie man die Lewis-Struktur für ein sp-hybridisiertes Molekül zeichnet

Lewis-Struktur ist ein Diagramm, das zeigt, wie die freien Elektronenpaare und Bindungspaarelektronen in einem Molekül verteilt sind.

Die Struktur von Lewis verwendet die Oktettregel. Wir stellen Elektronen durch Punkte und Bindungen durch einen Strich dar.
Das Lewis-Struktur stellt nicht die tatsächliche Form des Moleküls dar, hilft aber, die Bildung der Moleküle zu verstehen.
Wir zeichnen Lewis-Strukturen einige Regeln und Richtlinien im Hinterkopf behalten.

Zuerst werden wir die Valenzelektronen jedes Atoms in einem Molekül. Beispielsweise im Fall von BeCl₂ (ein sp-hybridisiertes Molekül) beträgt die Gesamtzahl der Valenzelektronen 2 + (7 x 2) = 16 (zwei von Be und sieben von jedem Chloratom).

Dann wir Identifizieren Sie das Zentralatom des Moleküls. Dies ist normalerweise das Atom mit der geringsten Anzahl oder der am wenigsten elektronegativen Atome.
In BeCl₂ , Be ist das Zentralatom.
Eine andere Möglichkeit, das Zentralatom zu identifizieren, besteht darin, dass es möglicherweise das einzige ist, das mehr als eine Bindung eingehen kann.
Die Valenzelektronen müssen so angeordnet sein, dass sich jedes Atom ein Elektronenpaar teilt und eine Bindung eingeht.
Dann Ordnen Sie die restlichen Elektronenpaare an Einzelpaare oder Mehrfachbindungen bilden bis jedes Atom sein Oktett vervollständigt.
Bei Anionen fügen wir Elektronen entsprechend der auf ihnen vorhandenen negativen Ladung hinzu. Wenn ein Anion eine Ladung von -1 hat, fügen wir ein Elektron hinzu.
In ähnlicher Weise werden wir im Fall von Kationen Elektronen in Abhängigkeit von der Ladung des Kations subtrahieren.
Das Lewis-Struktur von BeCl2 ist unten gezeigt.

Be vervollständigt sein Oktett nicht in BeCl₂ da Be nicht der Oktettregel folgt. Es ist eine Ausnahme.

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Form der Sp Lewis-Struktur

Um die Form des Moleküls vorherzusagen, verwenden wir die VSEPR-Theorie.

Das Die Form eines Moleküls kann mit Lewis nicht vorhergesagt werden Struktur (es sagt uns nur etwas über die Anordnung der Elektronen).

In BeCl₂ , Be hat zwei Valenzelektronen, die zur Bildung von Bindungen mit den beiden Chloratomen verwendet werden.

Be hat kein einsames Paar, und die beiden Bindungspaare richten 180 Grad zueinander aus und bilden a lineare Form.

Formale Ladung

Da verschiedene Atome unterschiedliche Elektronegativitäten haben, werden Elektronen in einer chemischen Bindung nicht gleichmäßig geteilt.

Wenn wir die Elektronegativitäten vergessen und annehmen, dass die Elektronen in einer Bindung gleichmäßig verteilt sind, dann wäre die einem Atom in einem Molekül zugeordnete Ladung die formelle Anklage.
Wenn wir die Anzahl der Valenzelektronen in einem freien Atom (das nicht an ein anderes Atom oder ein isoliertes Atom gebunden ist) und dann die Anzahl der Valenzelektronen zu diesem Atom in einem Molekül berechnen, ergibt die Differenz die formale Ladung dieses Atoms.
Es ist eine hypothetische Ladung und repräsentiert nicht die Elektronendichteverteilung.

Die formale Ladung eines Atoms in einem Molekül = V-1/2[B] -N
Hier V ist die Gesamtzahl der Valenzelektronen auf freie Atome, B ist die Gesamtzahl der geteilten Elektronen und N ist die Gesamtzahl der nicht gebundenen, nicht geteilten Elektronen.
Be hat im isolierten Zustand zwei Valenzelektronen, die Gesamtzahl der gemeinsamen Elektronen beträgt vier (zwei Bindungspaare) und die Anzahl der freien Elektronen/einsamen Elektronenpaare ist null.
Unter Verwendung der obigen Informationen wird die formelle Ladung von Be in BeCl₂ is 2-1/2[4]-0= 0.

Cl hat im isolierten Zustand sieben Valenzelektronen, die Gesamtzahl der gemeinsamen Elektronen beträgt vier (zwei Bindungspaare) und es hat sechs freie Elektronen.

Unter Verwendung der obigen Informationen wird die formale Ladung jedes Chloratoms in BeCl₂

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is 7-1/2[2]-6=zero.

Resonanz der Sp-Lewis-Struktur

Wir können mehrere ziehen Lewis-Strukturen für ein Molekül, das freie Elektronenpaare hat oder Mehrfachbindungen eingehen kann.

Diese werden Resonanz genannt Strukturen von Lewis Formeln.

Die formale Ladung hilft bei der Vorhersage der stabilsten Lewis-Struktur im Resonanzfall, wenn mehr als eine Lewis-Struktur möglich ist.

Lewis-Strukturen mit geringer formaler Ladung sind am stabilsten.

Wir werden verschiedene Lewis-Strukturen von CO zeichnen₂ und bestimmen Sie die stabilste Struktur mit Formalladung.

RESONANZ IN C02 LS — **Lewis-Struktur** **Resonanz von CO2**

Sp polar oder unpolar

Polarität und Nichtpolarität hängen von der Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen und dem Nettodipolmoment eines Moleküls ab.

Polarität und Nichtpolarität hängen von der Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Atomen und dem Nettodipolmoment eines Moleküls ab.

Wenn die gebundenen Atome haben die gleiche Elektronegativität, sie Elektronen gleichmäßig teilen, und das Molekül wird sein unpolar.

Manchmal, polare Bindungen in einem Molekül haben können Symmetrische Geometrie so dass sie heben das Dipolmoment des anderen auf. Dies führt zur Herstellung des Moleküls unpolar.

Wenn die gebundenen Elektronen aufgrund von Elektronegativitätsunterschieden nicht gleichmäßig verteilt sind, ist die Elektronendichte am elektronegativeren Atom größer. Als Ergebnis wird es im Molekül ein leicht positives Zentrum und ein leicht negatives Zentrum geben (es wird ein Dipol gebildet).

Sp Hybridmoleküle haben eine lineare Struktur. Wenn in einem sp-hybridisierten Molekül um das Zentralatom herum dieselben Atome vorhanden sind, ist die Verbindung unpolar, selbst wenn einzelne Bindungen polar sind.

Dies liegt daran, dass das Netto-Dipolmoment im obigen Fall Null ist.

Daher sind Becl₂ ist unpolar trotz eines Elektronegativitätsunterschieds zwischen Be und Cl (einzelne Be-Cl-Bindungen sind polar, aber das Be-Molekül ist aufgrund von unpolar das Netto-Dipolmoment ist Null).

Verwendung der sp lewis-Struktur

Um die chemische Bindung zu verstehen, müssen wir einsame Elektronenpaare und Bindungspaarelektronen in einem Molekül identifizieren.

Lewis-Struktur hilft, die Anordnung der Valenzschalenelektronen in einem Molekül zu visualisieren.

Es hilft beim Verständnis der chemischen Bindung.

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Sakshi Anand

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