Um zu bestimmen formelle Gebühren Für die Atome im Kohlendioxidmolekül muss man berücksichtigen, dass #"CO"_2# hat drei Resonanzstrukturen das sieht so aus:

RANDNOTIZ: Die tatsächliche Struktur des Kohlendioxidmoleküls ist eine Mischung aus diesen drei Strukturen, aber ich zeige Ihnen nur, wie sie sich voneinander unterscheiden, da ich nicht möchte, dass die Antwort zu lang wird.

Das Kohlendioxidmolekül hat insgesamt 16 Valenzelektronen - 4 vom Kohlenstoffatom und 6 von jedem der beiden Sauerstoffatome, die alle in den drei obigen Lewis-Strukturen berücksichtigt sind.

Der einfachste Weg, a formale Ladung an einem Atom ist die Anzahl der Valenzelektronen, die ein Atom hat, mit der Anzahl der Elektronen zu vergleichen, die es in einem Molekül "bekommt" - unter der Annahme, dass die Bindungselektronen zu jeder Zeit gleich verteilt sind, unabhängig davon Elektronegativität.

Beginnen wir mit dem ersten Lewis-Struktur. Kohlenstoff bildet sich 4-Anleihen, was bedeutet, dass es geht 4-Elektronen - 1 aus jeder Anleihe. Da Kohlenstoff 4-Valenzelektronen hat, wird seine formale Ladung sein Null.

Gleiches gilt für beide Sauerstoffatome. Beide bilden 2-Anleihen, was bedeutet, dass sie bekommen 2-Elektronen. Zusätzlich zu diesen Elektronen haben beide 2-Einzelpaare; Dies ergibt die Gesamtzahl der Elektronen, auf die ein Sauerstoffatom gelangt 6 (2 + 4). Da Sauerstoff 6-Valenzelektronen hat, hat er a Null formale Ladung.

Weiter mit der zweiten Lewis-Struktur. Kohlenstoff ist in der gleichen Position wie früher - es bildet 4-Bindungen #-># Null formale Ladung. Bei den Sauerstoffatomen hat sich jedoch einiges geändert. Beachten Sie, dass sich jetzt der Sauerstoff auf der linken Seite bildet 3-Anleihen mit dem Kohlenstoff und hat 1-Einzelpaar anstelle von 2.

Dies bedeutet, dass es bekommen wird 5-Elektronen - 3 aus den Anleihen und 2 aus dem Einzelpaar; Jetzt hat es ein Elektron weniger, als es "braucht", dh eines weniger als seine Valenzelektronen. Dies führt zu einem (+ 1) formale Ladung.

Der Sauerstoff auf der rechten Seite bildet sich 1-Bindung mit dem Kohlenstoff und hat 3-Einzelpaare, Für insgesamt 7-Elektronen; Da es ein Elektron mehr hat, als es benötigt, hat es automatisch ein (-1) formale Ladung.

Die dritte Struktur ist in Bezug auf die formalen Ladungen identisch mit der zweiten, aber diesmal erhält der Sauerstoff auf der linken Seite a (-1) Anklage und die auf der rechten Seite a (+ 1) formale Ladung.

Dies ist das Szenario, in dem Sie beschrieben haben #a=2#.

Verwenden der Eigenschaften von #30˚-60˚-90˚# Dreiecke, es kann festgestellt werden, dass #h=1# und #s/2=sqrt3#.

Somit #s=2sqrt3# und die Höhe des Dreiecks kann durch gefunden werden #a+h=2+1=3#.

Beachten Sie, dass die Höhe auch mit ermittelt werden kann #s# und #s/2# als Basis und Hypotenuse eines rechtwinkligen Dreiecks, in dem sich das andere Bein befindet #3#.

Somit #A_"triangle"=1/2bh=1/2(2sqrt3)(3)=3sqrt3#.

Chrom. Ist es auch das paramagnetischste? Warum oder warum nicht?

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Die einzigen Kandidaten wären im Zentrum der Übergangsmetalle, dh diejenigen mit fast fünf #3d# Elektronen (#"Cr", "Mn", "Fe"#).

Bügeleisen hat der Elektronenkonfiguration:

#[Ar] overbrace(3d^color(red)(4))^"unpaired" overbrace(3d^2)^" already paired" 4s^2#

#underbrace(ul(uarr darr)" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr)))#
#" "" "" "" "" "" "" "3d#

#ul(uarr darr)#
#4s#

Mangan hat die Elektronenkonfiguration:

#[Ar] overbrace(3d^color(red)(5))^"unpaired" 4s^2#

#underbrace(ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr)))#
#" "" "" "" "" "" "" "3d#

#ul(uarr darr)#
#4s#

Aber Chrom hat...

#[Ar] overbrace(3d^color(red)(5) 4s^color(red)(1))^"unpaired"#

#underbrace(ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr))" "ul(uarr color(white)(darr)))#
#" "" "" "" "" "" "" "3d#

#ul(uarr color(white)(darr))#
#4s#

#6 > 5 > 4#, damit...