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10.5: Schreiben von Lewis-Strukturen für kovalente Verbindungen


Lernziele

  • Zeichnen Sie Lewis-Strukturen für kovalente Verbindungen.

Das folgende Verfahren kann verwendet werden, um Lewis-Elektronenstrukturen für komplexere Moleküle und Ionen zu konstruieren.

How-to: Konstruktion von Lewis-Elektronen-Strukturen

1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im Molekül oder Ion.

  • Addiere die Valenzelektronen jedes Atoms. (Denken Sie daran, dass die Anzahl der Valenzelektronen durch die Position des Elements im Periodensystem angegeben wird.)
  • Wenn die Spezies ein mehratomiges Ion ist, denken Sie daran, die Anzahl der Elektronen zu addieren oder zu subtrahieren, die erforderlich sind, um die Gesamtladung des Ions zu erhalten.

Für CO32−, zum Beispiel fügen wir wegen der Ladung −2 zwei Elektronen zur Summe hinzu.

2. Ordnen Sie die Atome so an, dass sie bestimmte Verbindungen zeigen.

  • Wenn ein Zentralatom vorhanden ist, ist es normalerweise das am wenigsten elektronegative Element in der Verbindung. Chemiker führen dieses Zentralatom normalerweise zuerst in der chemischen Formel auf (wie in CCl4 und CO32−, die beide C als Zentralatom haben), was ein weiterer Hinweis auf die Struktur der Verbindung ist.
  • Wasserstoff und die Halogene sind fast immer nur mit einem anderen Atom verbunden, also normalerweise Terminal eher zentral.

3. Platzieren Sie ein bindendes Elektronenpaar zwischen jedem Paar benachbarter Atome, um eine Einfachbindung zu erhalten.

  • In H2O zum Beispiel gibt es ein bindendes Elektronenpaar zwischen Sauerstoff und jedem Wasserstoff.

4. Beginnen Sie mit den terminalen Atomen und fügen Sie jedem Atom genügend Elektronen hinzu, um jedem Atom ein Oktett zu geben (zwei für Wasserstoff).

  • Diese Elektronen werden normalerweise einsame Paare sein.

5. Wenn noch Elektronen übrig sind, platzieren Sie sie auf dem Zentralatom.

  • Wir werden später erklären, dass einige Atome mehr als acht Elektronen aufnehmen können.

6. Wenn das Zentralatom weniger Elektronen als ein Oktett hat, verwenden Sie einsame Paare von Endatomen, um Mehrfachbindungen (Doppel- oder Dreifachbindungen) zum Zentralatom zu bilden, um ein Oktett zu erhalten.

  • Dadurch ändert sich die Anzahl der Elektronen an den terminalen Atomen nicht.

7. Endkontrolle

  • Stellen Sie immer sicher, dass alle Valenzelektronen berücksichtigt werden und dass jedes Atom ein Elektronenoktett hat, mit Ausnahme von Wasserstoff (mit zwei Elektronen).
  • Das Zentralatom ist normalerweise das am wenigsten elektronegative Element im Molekül oder Ion; Wasserstoff und die Halogene sind normalerweise endständig.

Wenden wir dieses Verfahren nun auf einige bestimmte Verbindungen an, beginnend mit einer, die wir bereits besprochen haben.

Beispiel (PageIndex{1}): Wasser

Schreiben Sie die Lewis-Struktur für H2Ö.

Lösung

Schritte zum Schreiben von Lewis-Strukturen

Beispiel (PageIndex{1})
1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im Molekül oder Ion.

Jedes H-Atom (Gruppe 1) hat 1 Valenzelektron und das O-Atom (Gruppe 16) hat 6 Valenzelektronen, also insgesamt 8 Valenzelektronen.

2. Ordnen Sie die Atome so an, dass sie bestimmte Verbindungen zeigen.

H O H

Da H-Atome fast immer endständig sind, muss die Anordnung im Molekül HOH.

3. Platzieren Sie ein bindendes Elektronenpaar zwischen jedem Paar benachbarter Atome, um eine Einfachbindung zu erhalten.

4. Beginnen Sie mit den terminalen Atomen und fügen Sie jedem Atom genügend Elektronen hinzu, um jedem Atom ein Oktett zu geben (zwei für Wasserstoff).

Platziert man ein bindendes Elektronenpaar zwischen dem O-Atom und jedem H-Atom ergibt

H -O- H

mit 4 übrig bleibenden Elektronen.

Jedes H-Atom hat eine volle Valenzschale von 2 Elektronen.

5. Falls noch Elektronen übrig sind, platziere sie auf dem Zentralatom.

Das Hinzufügen der restlichen 4 Elektronen zum Sauerstoff (als zwei einsame Paare) ergibt die folgende Struktur:

6. Wenn das Zentralatom weniger Elektronen als ein Oktett hat, verwenden Sie einsame Paare von Endatomen, um Mehrfachbindungen (Doppel- oder Dreifachbindungen) zum Zentralatom zu bilden, um ein Oktett zu erhalten.Nicht nötig.
7. Endkontrolle.Die Lewis-Struktur gibt Sauerstoff ein Oktett und jedem Wasserstoff 2 Elektronen.

Beispiel (PageIndex{2})

Schreiben Sie die Lewis-Struktur für das (CH_2O)-Molekül

Lösung

Schritte zum Schreiben von Lewis-Strukturen

Beispiel (PageIndex{2})
1. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im Molekül oder Ion.

Jedes Wasserstoffatom (Gruppe 1) hat 1 Valenzelektron, Kohlenstoff (Gruppe 14) hat 4 Valenzelektronen und Sauerstoff (Gruppe 16) hat 6 Valenzelektronen, für insgesamt [(2)(1) + 4 + 6] = 12 Valenzelektronen.

2. Ordnen Sie die Atome so an, dass sie bestimmte Verbindungen zeigen.

Da Kohlenstoff weniger elektronegativ ist als Sauerstoff und Wasserstoff normalerweise terminal ist, muss C das Zentralatom sein.

3. Platzieren Sie ein bindendes Elektronenpaar zwischen jedem Paar benachbarter Atome, um eine Einfachbindung zu erhalten.

Das Platzieren eines bindenden Elektronenpaares zwischen jedem Paar gebundener Atome ergibt Folgendes:

Es werden 6 Elektronen verwendet und 6 bleiben übrig.

4. Beginnen Sie mit den terminalen Atomen und fügen Sie jedem Atom genügend Elektronen hinzu, um jedem Atom ein Oktett zu geben (zwei für Wasserstoff).

Das Hinzufügen aller 6 verbleibenden Elektronen zu Sauerstoff (als drei einsame Paare) ergibt Folgendes:

Obwohl Sauerstoff jetzt ein Oktett hat und jeder Wasserstoff 2 Elektronen hat, hat Kohlenstoff nur 6 Elektronen.

5. Falls noch Elektronen übrig sind, platziere sie auf dem Zentralatom.

Nicht nötig.

Es gibt keine Elektronen mehr, die auf dem Zentralatom platziert werden können.

6. Wenn das Zentralatom weniger Elektronen als ein Oktett hat, verwenden Sie einsame Paare von Endatomen, um Mehrfachbindungen (Doppel- oder Dreifachbindungen) zum Zentralatom zu bilden, um ein Oktett zu erhalten.

Um Kohlenstoff ein Elektronenoktett zu geben, verwenden wir eines der einsamen Elektronenpaare auf Sauerstoff, um eine Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindung zu bilden:

7. Endkontrolle

Sowohl der Sauerstoff als auch der Kohlenstoff haben jetzt ein Elektronenoktett, sodass dies eine akzeptable Lewis-Elektronenstruktur ist. Das O hat zwei Bindungspaare und zwei einsame Paare, und C hat vier Bindungspaare. Dies ist die Struktur von Formaldehyd, das in Einbalsamierungsflüssigkeiten verwendet wird.

Übung (PageIndex{1})

Schreiben Sie Lewis-Elektronenstrukturen für CO2 und SCl2, eine abscheulich riechende, instabile rote Flüssigkeit, die bei der Herstellung von Gummi verwendet wird.

Antworten CO2

.

Antworten SCl2

.

Der Oberste Gerichtshof der Vereinigten Staaten hat die nicht beneidenswerte Aufgabe, zu entscheiden, was das Gesetz ist. Diese Verantwortung kann eine große Herausforderung darstellen, wenn es kein klares Prinzip gibt oder wenn eine neue Situation vorliegt, die noch nie zuvor aufgetreten ist. Die Chemie steht vor der gleichen Herausforderung, grundlegende Konzepte an eine neue Situation anzupassen. Das Zeichnen von Lewis-Strukturen für mehratomige Ionen verwendet den gleichen Ansatz, optimiert den Prozess jedoch ein wenig, um sich an etwas andere Umstände anzupassen.

Schreiben von Lewis-Strukturen für mehratomige Ionen

Denken Sie daran, dass ein mehratomiges Ion eine Gruppe von Atomen ist, die kovalent miteinander verbunden sind und eine elektrische Gesamtladung tragen. Das Ammoniumion, (ce{NH_4^+}), entsteht, wenn ein Wasserstoffion (left( ce{H^+} ight)) an das freie Elektronenpaar eines Ammoniaks ( left( ce{NH_3} ight)) Molekül in einer koordinativen kovalenten Bindung.

Abbildung (PageIndex{3}): Das Ammoniumion.

Beim Zeichnen der Lewis-Struktur eines mehratomigen Ions spiegelt sich die Ladung des Ions in der Gesamtzahl der Valenzelektronen in der Struktur wider. Im Fall des Ammoniumions:

(1 : ce{N}) Atom (= 5) Valenzelektronen

(4 : ce{H}) Atome (= 4 imes 1 = 4) Valenzelektronen

subtrahiere 1 Elektron für die (1+)-Ladung des Ions

insgesamt 8 Valenzelektronen im Ion

Es ist üblich, die Lewis-Struktur eines mehratomigen Ions in große Klammern zu setzen, wobei die Ladung des Ions außerhalb der Klammern hochgestellt ist.

Übung (PageIndex{2})

Zeichnen Sie die Lewis-Elektronenpunktstruktur für das Sulfation.

Antworten

Ausnahmen von der Oktettregel

So wichtig und nützlich die Oktettregel bei der chemischen Bindung auch ist, es gibt einige bekannte Verstöße. Dies bedeutet nicht, dass die Oktettregel nutzlos ist – ganz im Gegenteil. Wie bei vielen Regeln gibt es Ausnahmen oder Verstöße.

Es gibt drei Verstöße gegen die Oktettregel. Ungerade-Elektronen-Moleküle stellen die erste Verletzung der Oktettregel dar. Obwohl es nur wenige sind, haben einige stabile Verbindungen eine ungerade Anzahl von Elektronen in ihren Valenzschalen. Bei einer ungeraden Anzahl von Elektronen muss mindestens ein Atom im Molekül die Oktettregel verletzen. Beispiele für stabile Moleküle mit ungeraden Elektronen sind NO, NO2und ClO2. Das Lewis-Elektronenpunktdiagramm für NO lautet wie folgt:

Obwohl das O-Atom ein Elektronenoktett besitzt, hat das N-Atom nur sieben Elektronen in seiner Valenzschale. Obwohl NO eine stabile Verbindung ist, ist es chemisch sehr reaktiv, wie die meisten anderen Verbindungen mit ungeraden Elektronen.

Elektronenmangelmoleküle stellen die zweite Verletzung der Oktettregel dar. Diese stabilen Verbindungen haben weniger als acht Elektronen um ein Atom im Molekül. Die häufigsten Beispiele sind die kovalenten Verbindungen von Beryllium und Bor. Beryllium kann beispielsweise zwei kovalente Bindungen eingehen, sodass nur vier Elektronen in seiner Valenzschale vorhanden sind:

Bor geht gewöhnlich nur drei kovalente Bindungen ein, was zu nur sechs Valenzelektronen um das B-Atom führt. Ein bekanntes Beispiel ist BF3:

Die dritte Verletzung der Oktettregel wird bei Verbindungen gefunden, deren Valenzschale mehr als acht Elektronen zugeordnet sind. Diese werden als expandierte Valenzschalenmoleküle bezeichnet. Solche Verbindungen werden nur von Zentralatomen in der dritten Reihe des Periodensystems oder darüber hinaus gebildet, die leere D Orbitale in ihren Valenzschalen, die an kovalenten Bindungen teilnehmen können. Eine solche Verbindung ist PF5. Das einzige vernünftige Lewis-Elektronenpunktdiagramm für diese Verbindung zeigt, dass das P-Atom fünf kovalente Bindungen eingeht:

Formal hat das P-Atom 10 Elektronen in seiner Valenzschale.

Beispiel (PageIndex{3}): Oktettverletzungen

Identifizieren Sie jede Verletzung der Oktettregel, indem Sie ein Lewis-Elektronenpunktdiagramm zeichnen.

  1. ClO
  2. SF6

Lösung

A. Mit einem Cl-Atom und einem O-Atom hat dieses Molekül 6 + 7 = 13 Valenzelektronen, ist also ein ungerade-Elektronen-Molekül. Ein Lewis-Elektronenpunktdiagramm für dieses Molekül sieht wie folgt aus:

B. In SF6, geht das zentrale S-Atom sechs kovalente Bindungen zu den sechs umgebenden F-Atomen ein, ist also ein expandiertes Valenzschalenmolekül. Sein Lewis-Elektronenpunktdiagramm sieht wie folgt aus:

Aufgabe (PageIndex{3}): Xenondifluorid

Identifizieren Sie die Verletzung der Oktettregel in XeF2 durch Zeichnen eines Lewis-Elektronenpunktdiagramms.

Antworten

Das Xe-Atom hat eine ausgedehnte Valenzschale mit mehr als acht Elektronen um sich herum.

Zusammenfassung

Lewis-Punktsymbole liefern eine einfache Erklärung dafür, warum Elemente mit den beobachteten Stöchiometrien Verbindungen bilden. Eine Auftragung der Gesamtenergie einer kovalenten Bindung als Funktion des internuklearen Abstands ist identisch mit einer Auftragung eines Ionenpaars, da beide aus anziehenden und abstoßenden Kräften zwischen geladenen Einheiten resultieren. In Lewis-Elektronenstrukturen begegnen wir Bindungspaare, die von zwei Atomen geteilt werden, und einsame Paare, die nicht zwischen Atomen geteilt werden. Lewis-Strukturen für mehratomige Ionen folgen den gleichen Regeln wie für andere kovalente Verbindungen. Es gibt drei Verstöße gegen die Oktettregel: Moleküle mit ungeraden Elektronen, Moleküle mit Elektronenmangel und Moleküle mit erweiterter Valenzschale.


Zeichnen Sie Lewis-Strukturen für die folgenden Verbindungen

Chemische Bindungen • elektrische Anziehung zwischen Kernen und Valenz e- benachbarter Atome, die die Atome miteinander verbindet • Bindungen bilden sich, um… – potentielle Energie zu verringern – Stabilität zu erhöhen • Drei Arten: – Ionisch – Kovalent – ​​Metallisch

Ionenbindungen § Elektronen werden übertragen § Elektronegativitätsunterschiede sind in der Regel größer als 1. 7 § Die Bildung von Ionenbindungen ist immer exotherm!

Natriumchlorid-Kristallgitter – Ionische Verbindungen bilden bei normalen Temperaturen Feststoffe. Hoher mp und bp. – Gute Wärme- und Stromleiter – Ionische Verbindungen organisieren sich in einem charakteristischen Kristallgitter aus abwechselnd positiven und negativen Ionen. – in der Regel flüssig löslich

Kovalente Bindungen Echte Moleküle – – Nichtmetalle – teilen Elektronen Flüssigkeiten oder Gase bei Raumtemperatur (niedriger mp und bp) Schlechte Wärme- und Stromleiter Geringe Löslichkeit Zweiatomiges Molekül

Metallische Bindungen Metallelemente, die sich ein „Elektronenmeer“ teilen – gute Stromleiter – formbar, duktil, glänzend

Valenzelektronen - Elektronen im äußeren Energieniveau. Diese Elektronen bestimmen 1 die Bildung chemischer Bindungen. 8 2 3 4 5 6 7

• Elektronegativität – ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen anzuziehen. – höheres E-Neg-Atom – niedrigeres E-Neg-Atom +

Elektronegativitäts-Trend • Steigt nach oben und rechts an.

Bindungspolarität • Die meisten Bindungen sind eine Mischung aus ionischen und kovalenten Eigenschaften

• Unpolare kovalente Bindung – e- sind gleich verteilt – symmetrische e-Dichte – normalerweise identische Atome

• Polare kovalente Bindung – e- sind ungleich verteilt – asymmetrische e- Dichte – führt zu Teilladungen (Dipol) +

Kovalente Verbindungen • Moleküle sind neutrale Atomgruppen, die durch kovalente Bindungen zusammengehalten werden. • Zweiatomige Moleküle – H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2 und I 2. Allotrophe umfassen P 4 und S 8.

Kovalente oder molekulare Verbindungen • • • - Verbindungen zwischen zwei Nichtmetallen Präfixe verwenden Nur mono am zweiten Element verwenden P 2 O 5 = Diphosphorpentoxid Kohlendioxid CO 2 = CO = Kohlenmonoxid N 2 O = Distickstoffmonoxid

Oktettregel • Denken Sie daran… – Die meisten Atome gehen Bindungen ein, um 8 Valenzelektronen zu haben.

Zeichnen von Lewis-Diagrammen • Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenz e-. • Atome anordnen – einzelnes Atom befindet sich normalerweise in der Mitte. • Bindungen zwischen Atomen eingehen (2 e-). • Verteilen Sie die restlichen e-, um jedem Atom ein Oktett zu geben (Ausnahmen erinnern). • Wenn nicht genug e- vorhanden ist, bilden Sie Doppel- oder Dreifachbindungen.

Oktettregel • Ausnahmen: F F F B F F O SO F H N H F Sehr instabil!! F F – Wasserstoff 2 Valenz e- – Gruppen 1, 2, 3 erhalten 2, 4, 6 Valenz e– Erweitertes Oktett mehr als 8 Valenz e- (z. B. S, P, Xe) – Radikale ungerade Anzahl der Valenz e-

Zeichnen von Lewis-Diagrammen • CF 4 1 C × 4 e- = 4 e 4 F × 7 e- = 28 e 32 e- 8 e 24 e- F F C F F

Zeichnen von Lewis-Diagrammen • CO 2 1 C × 4 e- = 4 e 2 O × 6 e- = 12 e 16 e- - 4 e 12 e- O C O

Mehratomige Ionen • Um die Gesamtvalenzzahl e- zu ermitteln: – Addiere 1 e- für jede negative Ladung. – Subtrahiere 1 e- für jede positive Ladung. • Setzen Sie Klammern um das Ion und beschriften Sie die Ladung.

C. Mehratomige Ionen • NH 4+ 1 N × 5 e- = 5 e 4 H × 1 e- = 4 e 9 e- 1 e 8 e- 8 e 0 e- H H N H H

Resonanzstrukturen • Moleküle, die durch ein einzelnes Lewis-Diagramm nicht korrekt dargestellt werden können. • Die tatsächliche Struktur ist ein Durchschnitt aller Möglichkeiten. • Zeigen Sie mögliche Strukturen getrennt durch einen Doppelpfeil an.

VSEPR Geometrie Zumdahl, De. Coste, World of Chemistry 2002, Seite 389

Formel Bindungstyp Name Struktur Cl CCl 4 Kovalenter Tetrachlorkohlenstoff Cl Pb. F 2 NI 3 Ionisches Blei(II)-Fluorid Kovalenter Stickstoff Triiodid C Cl Cl F- Pb+2 FI N I I

Ionenbindung: Anziehungskraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Ionen • Kation: Ein positives Ion • Mg 2+, NH 4+ • Anion: Ein negatives Ion • Cl-, SO 42 -

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Bariumnitrat 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. 2+ ( Ba NO 3 ) 2 3. Ausgleichsgebühren , ggf. unter Verwendung von Indizes. Verwenden Sie Klammern, wenn Sie mehr als eines eines mehratomigen Ions benötigen. Nicht ausgewogen!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Ammoniumsulfat 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. ( NH 4+) SO 42 - 3. Ausgleichsgebühren , ggf. unter Verwendung von Indizes. Verwenden Sie Klammern, wenn Sie mehr als eines eines mehratomigen Ions benötigen. 2 Nicht ausbalanciert!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Eisen(III)-chlorid 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. 3. Ausgleichsgebühren, falls erforderlich, unter Verwendung von Indizes. Verwenden Sie Klammern, wenn Sie mehr als eines eines mehratomigen Ions benötigen. Fe 3+ Cl 3 3 Nicht ausgeglichen!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Aluminiumsulfid 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. 3. Ausgleichsgebühren, falls erforderlich, unter Verwendung von Indizes. Verwenden Sie Klammern, wenn Sie mehr als eines eines mehratomigen Ions benötigen. 3+ Al 2 2 S 3 Nicht symmetrisch!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Magnesiumcarbonat 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. Mg 2+ CO 32 Sie sind ausgewogen!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Zinkhydroxid 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. 2+ ( Zn OH ) 3. Ausgleichsladungen, falls erforderlich, mit Indizes. Verwenden Sie Klammern, wenn Sie mehr als eines eines mehratomigen Ions benötigen. 2 Nicht ausbalanciert!

Formeln für ionische Verbindungen schreiben Beispiel: Aluminiumphosphat 1. Schreiben Sie die Formeln für das Kation und das Anion, einschließlich CHARGES! 2. Prüfen Sie, ob die Gebühren ausgeglichen sind. 3+ Al 3 PO 4 Sie SIND ausgewogen!

Benennung ionischer Verbindungen • 1. zuerst Kation, dann Anion • 2. Einatomisches Kation = Name des Elements • Ca 2+ = Calciumion • 3. Einatomisches Anion = Wurzel + -Id • Cl- = Chlorid • Ca. Cl 2 = Calciumchlorid

Benennung ionischer Verbindungen (Fortsetzung) Metalle mit mehreren Oxidationsstufen Einige Metalle bilden mehr als ein Kation • - Verwenden Sie eine römische Zahl im Namen • - • Pb. Cl 2 • Pb 2+ ist Kation • Pb. Cl 2 = Blei(II)-chlorid

Berechnung der Formelmasse Berechnen Sie die Formelmasse von Magnesiumcarbonat, Mg. CO 3,24,31 g + 12,01 g + 3(16,00 g) = 84,32 g

Berechnung der prozentualen Zusammensetzung Berechnen Sie die prozentuale Zusammensetzung von Magnesiumcarbonat, Mg. CO 3. Von der vorherigen Folie: 24,31 g + 12,01 g + 3(16,00 g) = 84,32 g 100,00

CHEMISCHE FORMEL IONISCHES KOVALENT Formel Einheit Summenformel Na. Cl CO 2

VERBINDUNG 2 Elemente Binäre Verbindung Na. Cl mehr als 2 Elemente Ternäre Verbindung Na. NR. 3

ION 1 Atom Einatomiges Ion Na+ 2 oder mehr Atome Mehratomiges Ion NO 3 -

Formeln Empirische Formel: das kleinste ganzzahlige Verhältnis von Atomen in einer Verbindung. Summenformel: die wahre Anzahl der Atome jedes Elements in der Formel einer Verbindung. q Summenformel = (Erfahrungsformel)n [n = ganze Zahl] q Summenformel = C 6 H 6 = (CH)6 q Summenformel = CH

Formeln (Fortsetzung) Formeln für ionische Verbindungen sind IMMER empirisch (niedrigstes ganzzahliges Verhältnis). Beispiele: Na. Cl Mg. Cl 2 Al 2 (SO 4) 3 K 2 CO 3

Formeln (Fortsetzung) Formeln für molekulare Verbindungen KÖNNEN empirisch sein (niedrigstes ganzzahliges Verhältnis). Molekular: H 2 O C 6 H 12 O 6 C 12 H 22 O 11 Empirisch: H 2 O CH 2 O C 12 H 22 O 11

Empirische Formelbestimmung 1. Basisberechnung auf 100 Gramm Verbindung. 2. Bestimmen Sie die Mole jedes Elements in 100 Gramm Verbindung. 3. Teilen Sie jeden Molwert durch den kleinsten der Werte. 4. Multiplizieren Sie jede Zahl mit einer ganzen Zahl, um alle ganzen Zahlen zu erhalten.

Empirische Formelbestimmung Adipinsäure enthält 49,32 % C, 43,84 % O und 6,85 % H, bezogen auf die Masse. Wie lautet die empirische Formel von Adipinsäure?

Empirische Formelbestimmung (Teil 2) Teilen Sie jeden Molwert durch den kleinsten der Werte. Kohlenstoff: Wasserstoff: Sauerstoff:

Empirische Formelbestimmung (Teil 3) Multiplizieren Sie jede Zahl mit einer ganzen Zahl, um alle ganzen Zahlen zu erhalten. Kohlenstoff: 1. 50 x 2 3 Wasserstoff: 2. 50 x 2 5 Sauerstoff: 1. 00 x 2 2 Empirische Formel: C 3 H 5 O 2

Auffinden der Summenformel Die Summenformel für Adipinsäure lautet C 3 H 5 O 2. Die Molekülmasse von Adipinsäure beträgt 146 g/mol. Wie lautet die Summenformel von Adipinsäure? 1. Finden Sie die Formelmasse von C 3 H 5 O 2 3(12, 01 g) + 5(1, 01) + 2(16, 00) = 73, 08 g

Auffinden der Summenformel Die Summenformel für Adipinsäure lautet C 3 H 5 O 2. Die Molekülmasse von Adipinsäure beträgt 146 g/mol. Wie lautet die Summenformel von Adipinsäure? 2. Teilen Sie die Molekülmasse durch die Masse der empirischen Formel. 3(12,01 g) + 5(1,01) + 2(16,00) = 73,08 g

Auffinden der Summenformel Die Summenformel für Adipinsäure lautet C 3 H 5 O 2. Die Molekülmasse von Adipinsäure beträgt 146 g/mol. Wie lautet die Summenformel von Adipinsäure? 3. Multiplizieren Sie die empirische Formel mit dieser Zahl, um die Summenformel zu erhalten. 3(12,01 g) + 5(1,01) + 2(16,00) = 73,08 g (C 3 H 5 O 2) x 2 = C 6 H 10 O 4


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Verwendung von Lewis-Punkt-Strukturen zum Zeigen von Valenzelektronen

Lewis-Punkt-Strukturen können gezeichnet werden, um die Valenzelektronen zu zeigen, die ein Atom selbst umgeben. Diese Art von Lewis-Punktstruktur wird durch ein Atomsymbol und eine Reihe von Punkten dargestellt. Siehe die folgenden Beispiele zum Zeichnen von Lewis-Punkt-Strukturen für gängige Atome, die an kovalenten Bindungen beteiligt sind.

Beispiel 1. Zeichnen Sie die Lewis-Punkt-Struktur für das Wasserstoffatom.

Da Wasserstoff in Gruppe I ist, hat er ein (1) Valenzelektron in seiner Schale.

Beispiel 2. Zeichnen Sie die Lewis-Punkt-Struktur für das Florine-Atom.

Da sich Fluor in Periode 2 befindet, kann es maximal acht (8) Elektronen des zweiten Energieniveaus aufnehmen. Fluor Gruppe VII, was bedeutet, dass es insgesamt sieben (7) Valenzelektronen um das Atom herum hat.

Beispiel 3. Zeichnen Sie die Lewis-Punkt-Struktur für Sauerstoff.

Da sich Sauerstoff in Periode 2 befindet, kann er maximal acht (8) Elektronen des zweiten Energieniveaus aufnehmen. Sauerstoffgruppe VI, was bedeutet, dass sie insgesamt sechs (6) Valenzelektronen um das Atom herum hat

Beispiel A. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen für C

Beispiel B. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen für H2Ö

  • Wasserstoff, Gruppe I, hat 1 Elektron x 2 = 2
  • Sauerstoff, Gruppe VI, hat 6 Elektronen x 1 = 6
  • Gesamtvalenzelektronen in Wasser = 8

Beispiel C. Bestimmen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen für MgBr2

  • Magnesium, Gruppe 2, hat 2 Elektronen x 1 = 2
  • Brom, Gruppe 7, hat 7 Elektronen x 2 = 14
  • Gesamtzahl der Valenzelektronen in MgBr2 = 16

Kovalentes Netzwerk Festkörper

Festkörper mit kovalentem Netzwerk umfassen Kristalle von Diamant, Silizium, einigen anderen Nichtmetallen und einigen kovalenten Verbindungen wie Siliziumdioxid (Sand) und Siliziumkarbid (Karborund, das Schleifmittel auf Sandpapier). Viele Mineralien haben Netzwerke kovalenter Bindungen. Die Atome in diesen Feststoffen werden durch ein Netzwerk kovalenter Bindungen zusammengehalten, wie in Abbildung 5 gezeigt. Um einen kovalenten Netzwerk-Feststoff zu brechen oder zu schmelzen, müssen kovalente Bindungen aufgebrochen werden. Da kovalente Bindungen relativ stark sind, zeichnen sich Feststoffe mit kovalentem Netzwerk typischerweise durch Härte, Festigkeit und hohe Schmelzpunkte aus. Diamant beispielsweise ist einer der härtesten bekannten Stoffe und schmilzt über 3500 °C.

Abbildung 5. Ein kovalenter Kristall enthält ein dreidimensionales Netzwerk kovalenter Bindungen, wie die Strukturen von Diamant, Siliziumdioxid, Siliziumkarbid und Graphit zeigen. Graphit ist ein außergewöhnliches Beispiel, das aus ebenen Schichten kovalenter Kristalle besteht, die durch nichtkovalente Kräfte in Schichten zusammengehalten werden. Im Gegensatz zu typischen kovalenten Feststoffen ist Graphit sehr weich und elektrisch leitfähig.


Verwendung formaler Ladungen zur Unterscheidung zwischen Lewis-Strukturen

Als Beispiel dafür, wie Formalladungen verwendet werden können, um die stabilste Lewis-Struktur einer Substanz zu bestimmen, können wir zwei mögliche Strukturen für CO . vergleichen2. Beide Strukturen entsprechen den Regeln für Lewis-Elektronenstrukturen.

1. C ist weniger elektronegativ als O, also das Zentralatom.

2. C hat 4 Valenzelektronen und jedes O hat 6 Valenzelektronen, also insgesamt 16 Valenzelektronen.

3. Platzieren eines Elektronenpaars zwischen C und jedem O ergibt O–C–O, wobei 12 Elektronen übrig bleiben.

4. Die Aufteilung der verbleibenden Elektronen auf die O-Atome ergibt drei freie Elektronenpaare an jedem Atom:

Diese Struktur hat ein Elektronenoktett um jedes O-Atom, aber nur 4 Elektronen um das C-Atom.

5. Für das Zentralatom bleiben keine Elektronen übrig.

6. Um dem Kohlenstoffatom ein Elektronenoktett zu geben, können wir zwei der einsamen Paare an den Sauerstoffatomen in bindende Elektronenpaare umwandeln. Es gibt jedoch zwei Möglichkeiten, dies zu tun. Wir können entweder von jedem Sauerstoff ein Elektronenpaar nehmen, um eine symmetrische Struktur zu bilden, oder beide Elektronenpaare von einem einzigen Sauerstoffatom nehmen, um eine asymmetrische Struktur zu erhalten:

Beide Lewis-Elektronenstrukturen geben allen drei Atomen ein Oktett. Wie entscheiden wir uns zwischen diesen beiden Möglichkeiten? Die Formalladungen der beiden Lewis-Elektronenstrukturen von CO2 sind wie folgt:

Beide Lewis-Strukturen haben eine Nettoformalladung von null, aber die rechte Struktur hat eine Ladung von +1 am elektronegativeren Atom (O). Daher wird vorhergesagt, dass die symmetrische Lewis-Struktur auf der linken Seite stabiler ist und es sich tatsächlich um die experimentell beobachtete Struktur handelt. Denken Sie jedoch daran, dass formelle Anklagen nicht repräsentieren die tatsächlichen Ladungen von Atomen in einem Molekül oder Ion. Sie werden einfach als Buchführungsmethode verwendet, um die stabilste Lewis-Struktur für eine Verbindung vorherzusagen.

Beachten Sie das Muster

Die Lewis-Struktur mit der Formalladungsmenge, die am nächsten bei Null liegt, ist normalerweise die stabilste.

Beispiel 6

Das im Druck und als Korrosionsinhibitor gegen saure Gase eingesetzte Thiocyanation (SCN – ) weist mindestens zwei mögliche Lewis-Elektronen-Strukturen auf. Zeichnen Sie zwei mögliche Strukturen, weisen Sie allen Atomen in beiden formale Ladungen zu und entscheiden Sie, welche Anordnung der Elektronen bevorzugt ist.

Gegeben: chemische Spezies

Gefragt: Lewis-Elektronenstrukturen, Formalladungen und bevorzugte Anordnung

EIN Verwenden Sie das schrittweise Verfahren, um zwei plausible Lewis-Elektronenstrukturen für SCN − zu schreiben.

B Berechnen Sie die formale Ladung jedes Atoms mit Gleichung 8.11.

C Sagen Sie anhand der formalen Ladung jedes Atoms und seiner Elektronegativität relativ zu den anderen vorhandenen Atomen voraus, welche Struktur bevorzugt wird.

EIN Mögliche Lewis-Strukturen für das SCN − -Ion sind wie folgt:

B Wir müssen die formalen Ladungen jedes Atoms berechnen, um die stabilere Struktur zu identifizieren. Wenn wir mit Kohlenstoff beginnen, bemerken wir, dass das Kohlenstoffatom in jeder dieser Strukturen vier Bindungspaare teilt, die für Kohlenstoff typische Anzahl von Bindungen, also eine formale Ladung von Null hat. Mit Schwefel fortfahrend, beobachten wir, dass in (a) das Schwefelatom ein Bindungspaar teilt und drei freie Elektronenpaare hat und insgesamt sechs Valenzelektronen besitzt. Die formale Ladung des Schwefelatoms beträgt daher 6 − ( 6 + 2 2 ) = − 1. In (b) hat das Schwefelatom zwei Bindungspaare und zwei freie Elektronenpaare, was eine formale Ladung von Null ergibt. In (c) hat Schwefel eine formale Ladung von +1. Um unsere Rechnungen mit Stickstoff zu vervollständigen, hat das Stickstoffatom in (a) drei Bindungspaare, was ihm eine formale Ladung von Null gibt. In (b) hat das Stickstoffatom zwei freie Elektronenpaare und teilt sich zwei Bindungspaare, was ihm eine Formalladung von 5 − ( 4 + 4 2 ) = − 1 verleiht. In (c) hat Stickstoff eine Formalladung von −2.

C Welche Struktur wird bevorzugt? Struktur (b) wird bevorzugt, da sich die negative Ladung auf dem elektronegativeren Atom (N) befindet und sie im Vergleich zu Struktur (c) an jedem Atom geringere formale Ladungen aufweist: 0, –1 gegenüber +1, –2.

In Sprengzündern werden Salze mit dem Fulmination (CNO − ) verwendet. Zeichnen Sie drei Lewis-Elektronenstrukturen für CNO − und verwenden Sie formale Ladungen, um vorherzusagen, welche stabiler ist. (Hinweis: N ist das Zentralatom.)

Die zweite Struktur wird als stabiler vorhergesagt.


Wie zeichnet man die Lewis-Strukturen für kovalente Verbindungen?

Wie ist die Lewis-Struktur für h2o? Das Skelett Struktur ist H-O-H. O hat 6 Valenzelektronen und jedes H hat eines. Sie müssen 8 Elektronen paarweise anordnen, sodass O 8 und jedes H zwei Elektronen in seiner Valenzschale hat. Sie haben acht Valenzelektronen in Ihrem Versuch Struktur, also hat es die richtige Anzahl von Elektronen.

Können Sie auch Lewis-Strukturen für ionische Verbindungen zeichnen?

Ionische Lewis-Punkt-Strukturen. Im ein ionisches Bindung, einer Atom verliert alle seine äußeren Elektronen (und hinterlässt eine gefüllte innere Schale), während ein anderes Atom Elektron(e) gewinnt, um seine Valenzschale zu füllen. Wann du zeichnest ein ion, [ ] und eine Ladung nicht vergessen. Schauen Sie, das Metall hat keine Valenzelektronen und das Nichtmetall ist voll.

Welche Lewis-Struktur hat CO?

Zeichnen der Lewis-Struktur für CO Das Lewis-Struktur für CO hat 10 Valenzelektronen. Für die CO Lewis-Struktur Sie benötigen eine Dreifachbindung zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen, um die Oktette jedes Atoms zu erfüllen und gleichzeitig die 10 Valenzelektronen zu verwenden, die für die CO Molekül.


Welche Schritte sollten Sie beim Schreiben von Lewis-Strukturen für kovalente Bindungen immer befolgen?

1. Schreiben Sie die richtige Skelettstruktur für das Molekül. (Das metallischste Element sind im Allgemeinen zentrale Halogene und Wasserstoff und im Allgemeinen neigen terminale Moleküle dazu, symmetrisch zu sein.)2. Berechnen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (Vergessen Sie bei Ionen nicht, Elektronen hinzuzufügen/zu subtrahieren!)3. Platzieren Sie ein Elektronenpaar zwischen jedem Paar gebundener Atome, um Einfachbindungen zu bilden.4. Fügen Sie die restlichen Elektronen paarweise hinzu, um die Oktette aller Atome zu vervollständigen, Duett, wenn Wasserstoff (vervollständigen Sie die Oktette der terminalen Atome zuerst, lassen Sie das oder die Zentralatom(e) bis zum Schluss, wenn das Zentralatom weniger als 8 Elektronen hat, bewegen Sie ein oder mehrere Einzeln Paare zu einem Bindungspaar, um mehrere Bindungen zu bilden)

Grund erklärt

1. Schreiben Sie die richtige Skelettstruktur für das Molekül. (Das metallischste Element sind im Allgemeinen zentrale Halogene und Wasserstoff und im Allgemeinen neigen terminale Moleküle dazu, symmetrisch zu sein.)2. Berechnen Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen (Vergessen Sie bei Ionen nicht, Elektronen hinzuzufügen/zu subtrahieren!)3. Platzieren Sie ein Elektronenpaar zwischen jedem Paar gebundener Atome, um Einfachbindungen zu bilden.4. Fügen Sie die restlichen Elektronen paarweise hinzu, um die Oktette aller Atome zu vervollständigen, Duett, wenn Wasserstoff (vervollständigen Sie die Oktette der terminalen Atome zuerst, lassen Sie das oder die Zentralatom(e) bis zum Schluss, wenn das Zentralatom weniger als 8 Elektronen hat, bewegen Sie ein oder mehrere Einzeln Paare zu einem Bindungspaar, um Mehrfachbindungen zu bilden) ist richtig für Welche Schritte sollten Sie beim Schreiben von Lewis-Strukturen für kovalente Bindungen immer befolgen?


Kovalente Bindungen und Lewis-Diagramme einfacher Moleküle

Das einfachste Beispiel ist Wasserstoff (H), das kleinste Element im Periodensystem mit einem Proton und einem Elektron. Wasserstoff kann stabil werden, wenn er eine volle Wertigkeit wie das ihm im Periodensystem am nächsten stehende Edelgas Helium (He) erreicht. Dies sind Ausnahmen von der Oktettregel, da sie nur 2 Elektronen benötigen, um ein volles Valenzniveau zu haben.

Zwei H-Atome können zusammenkommen und Teilen jedes ihrer Elektronen, um eine ‘kovalente Bindung zu schaffen.’ Das gemeinsame Elektronenpaar kann man sich als zu jedem Atom gehörend vorstellen, und somit hat jedes Atom jetzt zwei Elektronen in seiner Valenzebene, wie He. Das resultierende Molekül ist H2, und es ist das am häufigsten vorkommende Molekül im Universum.

Lewis-Struktur von zweiatomigem WasserstoffDies ist der Prozess, durch den die H2 Molekül entsteht. Zwei H-Atome, die jeweils ein Elektron beisteuern, teilen sich ein Elektronenpaar. Dies wird als „einzelne kovalente Bindung“ bezeichnet. Beachten Sie, wie die beiden Elektronen in einem Raumbereich zwischen den beiden Atomkernen zu finden sind.

The Lewis formalism used for the H2 molecule is H:H or H—H. The former, known as a ‘Lewis dot diagram,’ indicates a pair of shared electrons between the atomic symbols, while the latter, known as a ‘Lewis structure,’ uses a dash to indicate the pair of shared electrons that form a covalent bond. More complicated molecules are depicted this way as well.

Lewis dot dragram for methaneMethane, with molecular formula CH4, is shown. The electrons are color-coded to indicate which atoms they belonged to before the covalent bonds formed, with red representing hydrogen and blue representing carbon. Four covalent bonds are formed so that C has an octet of valence electrons, and each H has two valence electrons—one from the carbon atom and one from one of the hydrogen atoms.

Now consider the case of fluorine (F), which is found in group VII (or 17) of the periodic table. It therefore has 7 valence electrons and only needs 1 more in order to have an octet. One way that this can happen is if two F atoms make a bond, in which jeder atom provides one electron that can be shared between the two atoms. The resulting molecule that is formed is F2, and its Lewis structure is F—F.

Achieving an octet of valence electronsTwo fluorine atoms are able to share an electron pair, which becomes a covalent bond. Notice that only the outer (valence level) electrons are involved, and that in each F atom, 6 valence electrons do not participate in bonding. These are ‘lone pairs’ of electrons.

After a bond has formed, each F atom has 6 electrons in its valence level which are not used to form a bond. These non-bonding valence electrons are called ‘lone pairs’ of electrons and should immer be indicated in Lewis diagrams.

Lewis structure of acetic acidAcetic acid, CH3COOH, can be written out with dots indicating the shared electrons, or, preferably, with dashes representing covalent bonds. Notice the lone pairs of electrons on the oxygen atoms are still shown. The methyl group carbon atom has six valence electrons from its bonds to the hydrogen atoms because carbon is more electronegative than hydrogen. Also, one electron is gained from its bond with the other carbon atom because the electron pair in the C−C bond is split equally.


Lewis Dot Structures and Covalent Bonding

Compare and contrast different bond types that result in the formation of molecules and compounds.

Explain why compounds are composed of integer ratios of Elemente.

Compare the electron configurations for the first twenty elements of the periodic table.

Relate the position of an element on the periodic table to its electron configuration and compare its reactivity to the reactivity of other elements in the table.

Explain how atoms combine to form compounds through both ionic and covalent bonding.

Predict chemical formulas based on the number of valence electrons.

Draw Lewis dot structures for simple molecules and ionic compounds.

Predict the chemical formulas for simple ionic and molecular compounds.

Use the mole concept to determine number of particles and molar mass for elements and compounds.

Determine percent compositions, empirical formulas, and molecular formulas.

Distinguish among the isotopic forms of Elemente.

Explain the probabilistic nature of radioactive decay based on subatomic rearrangement in the atomic nucleus.

Explain how light is absorbed or emitted by electron orbital transitions.

Objectives

In this lesson, students will learn how atoms bond with one another by sharing their electrons to form a covalent bond. They will explore examples of covalent molecules by constructing Lewis dot structures, which show how the valence electrons are shared within the molecules. Students will:

be able to identify which molecules are covalent (nonmetal with nonmetal for this lesson).

draw Lewis dot structures and electron dot structures for a given covalent molecule.

determine when molecules will form single, double, or triple bonds.

identify the number of valence electrons on given atoms.

apply the octet rule to Lewis dot structures.

Essential Questions

Vocabulary

Intermolecular Forces: Forces of attraction between molecules.

Hydrocarbon: A covalently bonded molecule primarily made from hydrogen and carbon atoms.

Covalent Bond: A chemical bond that involves atoms sharing their valence electrons.

Valence Electrons: Electrons in the outermost shell that participate with the chemical bonding.

Lone Electron Pairs: Valence electrons that are not shared in a covalent bond.

Lewis Dot Structures (electron dot diagrams): Diagrams that show electrons, bonding, and lone pairs of electrons.

Molecule: Two or more atoms held together by covalent bonds.

Diatomic Molecule: A molecule made up of two atoms covalently bonded

Valence Shell: The outer electron shell of any atom.

Ionization Energy: The amount of energy required to remove an electron from a specific atom.

Octet Rule: States that most atoms tend to combine so that they each have eight electrons in their valence shells.

Duration

Prerequisite Skills

Materialien

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Related Materials & Resources

The possible inclusion of commercial websites below is not an implied endorsement of their products, which are not free, and are not required for this lesson plan.

Formative Assessment

Through group discussions and handouts, assess students&rsquo application of valence electron participation in bonding in order to evaluate their understanding of ionic bonding.

Have students work on the Covalent Lewis Dot Structures worksheet in class so that you can answer questions and look at student responses.

Assess this objective by observing students participating during the guided instruction. Call on individual students and have them draw the structures on the board.

Suggested Instructional Supports

Students will be introduced to the lesson&rsquos material through a demonstration involving a covalent molecule, after which they will learn to draw Lewis dot structures for covalent molecules.

Students&rsquo interest will be generated through a demonstration that asks students to examine a candle burning. They are introduced to covalent molecules and bonding as they examine the structural differences between butane and paraffin.

During this lesson students will practice drawing Lewis dot structures together during the guided instruction segment. Students will then practice drawing Lewis dot structures on their own.

Students will have practice drawing covalent Lewis dot structures during the guided instruction. They will revisit this material as they individually work through other examples on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet.

Students will express what they have learned on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet and during question/answer portions of the guided instruction.

The lesson asks students to follow a sequence of steps in forming Lewis dot structures that can be repeated each time they model a covalent bond, providing an approach that all students can follow. There are also extensions provided to meet the needs of a variety of learning styles.

The order of the lesson fosters independent application of the fundamentals behind the guided instruction. Students are guided through drawing structures of covalent molecules and then they will apply their knowledge to a practice worksheet.

Instructional Procedures

Distribute copies of the Steps for Drawing Lewis Dot Structures handout (S-C-4-1_Steps for Drawing Lewis Dot Structures.docx). Explain that, &ldquoA molecule is a neutral group of atoms held together by covalent bonds. Most of the substances we encounter every day, such as water, sugar, and carbon dioxide, are held together by covalent bonds between their atoms. In order to show how covalent bonding occurs we will draw Lewis dot structures. Lewis dot structures are two-dimensional models that we can draw to represent the bonds between atoms in molecules. There are a few rules to keep in mind when drawing these structures.&rdquo Explain the steps for creating Lewis dot structures, using the handout and the Periodic table.

Valence Electrons

&ldquoTo make the molecule symmetrical, the carbon atom needs to be in the center, flanked on all sides by hydrogen. Each carbon atom has four valence electrons. Draw each electron as a dot around the carbon atom, like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoEach hydrogen atom has one valence electron. Draw these by the hydrogen atoms.&rdquo Draw the following on the board.

Explain that, &ldquoIf you count the number of electrons shown in the valence shell of the carbon atom, there are eight. That is considered a full valence shell. Other atoms that do not have eight valence electrons will form bonds to achieve this full valence shell. This is called the &lsquooctet rule.&rsquo Hydrogen is an exception to the octet rule, as it needs to have two valence electrons instead of eight to have a full outer shell. When atoms obtain a full shell of valence electrons their stability increases.&rdquo

&ldquoIf you count the total number of electrons in the molecule, there are eight, which matches the total we calculated in the table above. Notice that the hydrogen and carbons atoms are SHARING the electrons in order to achieve a full outer shell of electrons. Let&rsquos try another one.&rdquo

CCl4 (carbon tetrachloride)

Valence Electrons

&ldquoDraw the carbon atom with its four valence electrons. Draw the four chlorine atoms around the carbon atom with each of their seven electrons, like this&rdquo (draw the following on the board):

&ldquoCount the total electrons in the molecule, there are 32, which matches the total in our table. Each atom in the molecule also has eight electrons around it. They achieve this stability by sharing their electrons. Meaning, you will count electrons for BOTH carbon and chlorine. The electrons that are being shared can also be written as a single line, or bond. One line represents one single bond. CCl4 can be written like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoIn addition to Lewis dot structures, molecules can also be drawn using &lsquoline-bond structures,&rsquo in which covalent bonds between two electrons are shown as lines joining the two atoms. In this line-bond structure of carbon tetrachloride, the lone pairs of electrons on the four chlorine atoms are not shown but they are understood to be there.&rdquo

Valence Electrons

&ldquoWhich atom is the central atom in this case? Ask yourself, how can I set the structure up so that is looks the most symmetrical? The two carbon atoms will serve as the backbone. Now draw the valence electrons around each atom.&rdquo Begin drawing the model shown below as you guide students.

&ldquoJust as you did in the last examples, count the total number of electrons. It needs to be 14. Look at each carbon atom individually. There needs to be eight electrons around each atom. Look at each hydrogen atom individually. There needs to be two electrons around each atom. Notice how each atom achieves the octet rule, but the total number of electrons stays low. This is only achieved through SHARING the electrons. Replace each electron pair of with a single line to show a bond.&rdquo

Valence Electrons

Instruct students to follow the same steps they have been, in terms of deciding which atom will be the central atom. In this case, the central atom will be oxygen flanked by two hydrogen atoms, because that makes the molecule symmetrical:

http://users.humboldt.edu/rpaselk/ChemSupp/LewisStructures/H2O.gif Instruct students the substitute the electron pairs in between oxygen and hydrogen for single bonds. This can be shown as:

&ldquoNotice that there are two electron pairs around oxygen that are not shared with hydrogen. These are called &lsquolone electron pairs.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoIf each of the three atoms were to have eight electrons, that would be 24 electrons total. You only have 16 electrons to work with, so it is clear that some electrons will have to be shared. However, more electrons will have to be shared between the atoms than were in the previous examples. Start by making carbon the central atom, flanked by two oxygen atoms to make the molecule symmetrical. Then, add the valence electrons.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoLooking at this structure, you can see that there are 16 electrons represented, which matches the total from the table. However, carbon is electron deficient. The only way for all three atoms to satisfy the octet rule, is to share MORE electrons and form double bonds.&rdquo Change your drawing to look as follows:

&ldquoJust as you did before, change the electron pairs in between oxygen and carbon to lines to represent the bonds. Notice there will be two lines on the left and two lines on the right. These are called &lsquodouble bonds.&rsquo Atoms can form triple bonds as well.&rdquo Draw the following:

&ldquoAll of the examples we have done in this lesson involve atoms that need to share their electrons in order to satisfy the octet rule. When atoms share their electrons, it is called a &lsquocovalent bond.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoAll molecules are made up of at least two covalently bonded atoms. &lsquoDiatomic molecules&rsquo are the simplest molecules, made up of two atoms bonded together. &lsquoDiatomic elements,&rsquo such as fluorine, oxygen, nitrogen, and hydrogen, are found in nature as diatomic molecules composed of two atoms of the element. In this example, the two fluorine atoms each have 7 valence electrons. They bond to share one pair of electrons for a total of 14 valence electrons.&rdquo

Distribute to students copies of the Covalent Bonding Lewis Dot Structures Worksheets (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures.doc) and have students finish them in class. This worksheet can also be assigned as homework and handed in the next day. Refer to the answer key as necessary (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures KEY.doc).

Display or hand out to students copies of the Bohr model of neon (S-C-4-1_Bohr Model-Valence Electrons.doc). Say, &ldquoIn 1913, Niels Bohr suggested that electrons travel around the nucleus in specific paths. The paths are located in levels at certain distances from the nucleus. Electrons can jump from one level to another. The Bohr model below shows the electrons in a neon atom. How many valence electrons does neon have in its valence shell?&rdquo (8) &ldquoIs neon very likely to bond with other atoms? Why or why not?&rdquo (No, because its valence shell is full. You can also tell because it is a noble gas on the Periodic table.)

Students who learn best kinesthetically, or need extra practice with the standards, can experience covalent bonding through role playing. You can assign students specific nonmetals and give them each a blank index card. Have them use the periodic table to determine how many valence electrons each atom has, and write it on the index card. Have them move around, looking at one another&rsquos index cards in order to determine which atoms they can bond with.

You may choose to discuss electronegativity. Atoms with similar electronegativities will form covalent bonds, either polar or nonpolar. Atoms with very different electronegativities will form ionic bonds, because the electrons are so delocalized.

Resonance structures are something that you may discuss if you feel that students need to go beyond the content in this lesson. Some molecules or polyatomic ions have multiple structures, called resonance structures, because they resonate in between them. It is important to note that the molecules do not actually switch from one structure to the next but it is helpful for chemists to write them out as if they do. In actuality, they exist as all three (in the example below) at once. The polyatomic nitrate ion (NO3-) is shown below:


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