An vielen Stellen sehe ich, dass sie $ \ ce {O} $ in die Mitte setzen, aber unser Lehrer sagte, wir sollten $ \ ce {O} $ in die Nähe der Extremität setzen. Welches ist der beste Weg?
Ich stimme der Antwort von Gonçalo Justino voll und ganz zu, möchte aber noch einen weiteren Farbton hinzufügen.
Grundsätzlich sind für dieses Molekül einige mögliche Anordnungen denkbar - zumindest in der Gasphase. In diesem Gedanken bezieht es sich einfach auf die Tatsache, dass es sich um lokale Minima auf der potenziellen Energieoberfläche handelt. Das stabilste von allen ist das, das hier zuvor diskutiert wurde. Hypochlorsäure ist auch eine der Verbindungen, die den Ozonkreislauf stören. Da die Konzentrationen in der Stratosphäre niedrig sind, können wir die bestmöglichen Anordnungen der drei Atome finden. Es sollte auch beachtet werden, dass diese Reaktionen normalerweise über einen Radikalweg ablaufen.
Die Bindungssituation in diesen "seltsamen" Verbindungen ist überhaupt nicht offensichtlich. Die Klassifizierung als rein kovalente Bindung ist ebenso falsch wie die Bezeichnung als ionisch.
Interessanterweise ist der Die Bindung $ \ ce {OH} $ span> ist viel kovalenter als die Bindung $ \ ce {O-Cl} $ span>, wenn wir uns die stabilste ansehen dh gebogen, Exterieur. Ich gehe nicht näher auf mögliche lineare Zwischenprodukte ein, da es sich nur um sehr kurzlebige Spezies handelt.
Die Analyse einer DF-BP86 / def2-SVP-Berechnung mit der Quantentheorie der Atome in Molekülen (QTAIM) zeigt dies etwas unerwartetes Verhalten.
Was wir hier sehen, ist, dass die Bindung zwischen dem Wasserstoff und dem Sauerstoff stark kovalent ist, da die Elektronendichte $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {OH}) ist. = 0,34 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3}} $ span> und der Laplace-Wert hat einen hohen negativen Wert, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {OH}) = - 2,02 $ span>, dh viel Ladungsakkumulation. Andererseits hat die Chlorsauerstoffbindung einen gewissen ionischen Charakter. Die Elektronendichte ist $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = 0,18 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3 }} $ span>, während der Laplace-Wert leicht positiv ist, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = + 0,01 $ span>, dh geringe Ladungsverarmung. Dies macht diese Bindung etwa halb ionisch und halb kovalent. (Eine ideale Ionenbindung hätte eine Elektronendichte nahe Null und einen viel größeren positiven Laplace-Wert.)
Aus dieser Analyse geht hervor, dass das Molekül in der Gasphase eher über $$ \ ce {HOCl -> [h \ nu] HO + Cl}. $$ span> In wässriger Lösung wirken einige weitere Gleichgewichte und die Reaktion und Stabilität dieser Verbindung ist hoch pH-abhängig. Im Allgemeinen wird diese Verbindung zerlegt, wenn sie die Chance dazu hat.
Dies Die Struktur ist ungefähr $ 61.5 ~ \ mathrm {kcal \, mol ^ {- 1}} $ span> energiereicher und daher ziemlich instabil. Das heißt aber nicht, dass es nicht existiert.
Der interessante Punkt hierbei ist, dass beide Bindungen ungefähr die gleiche Stärke haben und beide als überwiegend kovalent angesehen werden können. Die Sauerstoff-Chlor-Bindung, $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = 0,25 ~ \ mathrm {e \, a. \! U. ^ {- 3}} $ span> hat eine etwas höhere Elektronendichte als die Chlorwasserstoffbindung, $ \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {Cl-H}) = 0,21 ~ \ mathrm {e \, a. \! u. ^ {- 3}} $ span>. Beide haben einen negativen Laplace-Wert, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {O-Cl}) = - 0,19 $ span>, $ \ nabla ^ 2 \ rho_ \ mathrm {BCP} (\ ce {Cl-H}) = - 0,57 $ span>, dh Ladungsakkumulation.
Jede andere Struktur, Beispielsweise sind lineare oder gebogene $ \ ce {OHCl} $ span> keine Minima auf der potenziellen Energieoberfläche. Sie mögen als aufgeregte Zustände oder Übergangszustände existieren, aber sie sind unglaublich kurzlebig. Man muss sich nur um diese Spezies kümmern, wenn es um komplexe Gasphasenreaktionen geht. (Es gibt jetzt Möglichkeiten, wie sie in Lösung stabil sein könnten.)
Während es theoretisch möglich ist, den Sauerstoff in einer Endposition zu haben, ist dies sicherlich nicht der Grundzustand. Ein weiterer Aspekt, über den man nachdenken sollte, ist auch, wie genau eine Lewis-Struktur das Molekül darstellen kann. Besonders wenn es um kleine Moleküle geht, muss man es immer mit einem Körnchen Salz nehmen, da die meisten Theorien auf diesem Niveau bremsen.
Für bis zur Highschool-Chemie ist die Antwort auf diese Frage jedoch die eine, die so viele andere zuvor gegeben haben.
Wenn Sie das nicht zu Tode langweilen würde, könnte ich zusätzliche Literatur vorschlagen: Kirk A. Peterson, Sergei Skokov und Joel M. Bowman; J. Chem. Phys. 1999, 111, 7446. ( Spiegel)
Den Sauerstoff in die Mitte zu bringen ist definitiv der richtige Weg.
Der richtige Weg, um die Lewis-Struktur anhand dieses Beispiels zu bestimmen , ist:
Weitere Informationen zum Zeichnen von Lewis-Strukturen finden Sie unter Link
Die Lewis-Struktur von Hypochlorsäure:
Das Problem ist, dass $ \ ce {HOCl} $ wie gewöhnlich in $ \ ce {H + + OCl -} $ dissoziiert, was nur möglich sein kann, weil $ \ ce {Cl} $ formal $ \ ce ist {Cl +} $ und nicht das erwartete $ \ ce {Cl -} $. Wenn $ \ ce {O} $ in eine Extremität gebracht würde, würde man $ \ ce {OHCl} $ erhalten, was keinen Sinn macht, weil $ \ ce {H} $ nicht zwei Bindungen eingehen kann, oder $ \ ce {OClH} $, was keinen Sinn macht, weil $ \ ce {HCl} $ unabhängig existiert.
Hypohalous Säuren wie $ \ ce {HOCl} $ sind ein Einstiegspunkt in die "seltsame" Chemie von Halogeniden, die zumindest in den mir bekannten euopäischen Ländern erst spät im College behandelt werden.
Andere Antworten haben die chemische Korrektheit gut gezeigt. Aber aus der Sicht der High School hindert Sie nichts daran, die Struktur anders zu zeichnen, oder? Schauen wir uns beide Möglichkeiten in Lewis-Strukturen an (einzelne Paare wurden aus Gründen der Klarheit weggelassen):
Betrachten Sie jedes Atom als die Oktettregel (Wasserstoff: Dublett-Regel) und somit hat der terminale Nichtwasserstoff drei Einzelpaare und das Zentralatom zwei. Welche Struktur ist stabiler? Beachten Sie die folgenden Regeln:
Alle Oktettstrukturen sind stabiler als diejenigen, die sich für jedes Atom ausdehnen oder ein Oktett unterschreiten.
Da dies beide sind All-Oktett-Strukturen Dieser Punkt ist umstritten.
Die Struktur mit den geringsten formalen Ladungen ist stabiler.
Die rechte Struktur gewinnt; Es hat keine formellen Gebühren, während die linke $ \ pm 1 $ hat. Der folgende Punkt wird jetzt länger benötigt.
Für Strukturen, die formale Ladungen nicht vermeiden können, ist es stabiler, formale negative Ladungen an elektronegativen Atomen und formale positive Ladungen an elektropositiven Atomen zu haben.
Somit sind beide mögliche Strukturen (Martin hat dort gute Berechnungen durchgeführt), aber wir können die stabilere Struktur korrekt vorhersagen nach diesen Regeln (wieder Martins Ergebnisse als Ausgangspunkt). Ihr Lehrer hat Ihnen im Grunde gesagt, Sie sollen diese Analyse überspringen und direkt zu dem gelangen, was richtig ist.