Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von NH3 (Ammoniak) hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von drei Wasserstoffatomen (H) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Wasserstoffatom (H) bestehen 3 Einfachbindungen. Am Stickstoffatom (N) befindet sich 1 freies Dublett.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NH3 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NH3 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NH3 fort.
Schritte zum Zeichnen der NH3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NH3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NH3-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom und im Wasserstoffatom vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der äußersten Umlaufbahn eines Atoms befinden.)
Hier erkläre ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems ganz einfach die Valenzelektronen von Stickstoff und Wasserstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im NH3-Molekül
→ Vom Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Stickstoff ist ein Element der 15. Gruppe des Periodensystems.[1] Daher sind im Stickstoff 5 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
→ Vom Wasserstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Wasserstoff ist ein Element der Gruppe 1 des Periodensystems. [2] Daher beträgt das im Wasserstoff vorhandene Valenzelektron 1 .
Sie können sehen, dass im Wasserstoffatom nur ein Valenzelektron vorhanden ist, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im NH3-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Wasserstoffatomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 1(3) = 8 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
(Denken Sie daran: Wenn in dem angegebenen Molekül Wasserstoff vorhanden ist, platzieren Sie Wasserstoff immer an der Außenseite.)
Hier ist das gegebene Molekül NH3 (Ammoniak) und enthält Stickstoff- (N) und Wasserstoffatome (H).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N) und des Wasserstoffatoms (H) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N) und Wasserstoff (H) vergleichen, dann ist das Wasserstoffatom weniger elektronegativ . Aber laut Regel müssen wir den Wasserstoff draußen halten.
Hier ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Wasserstoffatome (H) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NH3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Wasserstoffatomen (H) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Wasserstoff (H) in einem NH3-Molekül chemisch aneinander gebunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil. Platzieren Sie das verbleibende Valenzelektronenpaar auf dem Zentralatom.
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier im Diagramm des NH3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Wasserstoffatome sind.
Diese externen Wasserstoffatome bilden ein Duplit und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NH3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NH3-Molekül verfügt über insgesamt 8 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 6 Valenzelektronen verwendet werden.
Also ist die Anzahl der verbleibenden Elektronen = 8 – 6 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NH3-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob das zentrale Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.
Um die Stabilität des zentralen Stickstoffatoms (N) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.
Im Bild oben sehen Sie, dass das Stickstoffatom ein Oktett bildet. Das heißt, es hat 8 Elektronen.
Daher ist das zentrale Stickstoffatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von NH3 stabil ist oder nicht.
Schritt 6: Überprüfen Sie die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur von NH3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der Stickstoffatome (N) sowie der Wasserstoffatome (H) im NH3-Molekül ermitteln.
Um die formelle Steuer zu berechnen, müssen Sie die folgende Formel verwenden:
Formale Ladung = Valenzelektronen – (bindende Elektronen)/2 – nichtbindende Elektronen
Im Bild unten können Sie die Anzahl der bindenden und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des NH3-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Wasserstoffatom (H):
Valenzelektron = 1 (da Wasserstoff in Gruppe 1 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 0
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
Aus den obigen Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Stickstoffatom (N) als auch das Wasserstoffatom (H) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von NH3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von NH3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NH3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NH3.
Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollständig verstanden.
Für mehr Übung und ein besseres Verständnis können Sie andere unten aufgeführte Lewis-Strukturen ausprobieren.
Probieren Sie zum besseren Verständnis diese Lewis-Strukturen aus (oder sehen Sie sie sich zumindest an):