Was ist die Lewis-Struktur von CO?

Für einen Studenten, der es gewohnt ist, Doppelbindungen auf Sauerstoff zu sehen, sieht dies oft falsch aus.

Den Schülern wird normalerweise eine Elektronenzählmethode beigebracht, die wie folgt aussieht:

  1. Zähle die Anzahl der Valenzelektronen pro Atom.
  2. Zeichnen Sie ein vorhergesagtes Atom Konnektivität.
  3. Platziere alle Elektronen an vorhergesagten Stellen.
  4. Wo es Elektronenpaare gibt, konstruiere eine Bindungslinie für jedes Elektronenpaar. (Es gibt zwei #pi# Anleihen und eine #sigma# Bindung in einer Dreifachbindung, eins #sigma# und ein #pi# Bindung in einer Doppelbindung und eine #sigma# Bindung in einer Einfachbindung.)
  5. Weisen formelle Gebührenund fixieren Sie die Resonanzstruktur, indem Sie Elektronen und Bindungslinien bewegen bis die formellen Kosten minimiert sind.

Formelle Gebühren können einfach definiert werden durch:

#"Charge = valence electrons - owned electrons"#

#C: "4 valence"#
#O: "6 valence"#

Mit  #10# Elektronen könnte man diese Struktur vorhersagen:

#C: "6 owned"; "FC" = "-2"#
#O: "4 owned"; "FC" = "+2"#

Aber das ist wahrscheinlich nicht richtig. Kohlenstoff ist weniger elektronegativ als Sauerstoff, so dass es nicht glücklich ist, mehr Elektronen als Sauerstoff zu haben. Die Spannung des unglücklichen Sauerstoffs wollte wirklich die Elektronen destabilisiert diese besondere Resonanzstruktur.

Eine andere Option ist:

#C: "4 owned"; "FC" = "0"#
#O: "6 owned"; "FC" = "0"#

Da Carbon kein Oktett hat, ist dies nicht realistisch. Schließlich landen wir auf der einzigen anderen rationalen Möglichkeit:

#C: "5 owned"; "FC" = "-1"#
#O: "5 owned"; "FC" = "+1"#

Hier ist Kohlenstoff weniger unglücklich; beide Atome haben Oktette und die Elektronen sind gleichmäßiger verteilt, minimieren die formellen Gebühren UND minimieren die Energie insgesamt in diesem Hauptresonanzstruktur. Das ist also richtig.

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