Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von N2O weist eine Dreifachbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und eine Einfachbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) auf. Es gibt 3 freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom (O) und 1 freies Elektronenpaar am äußeren Stickstoffatom (N).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von N2O nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von N2O .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von N2O fort.
Schritte zum Zeichnen der N2O-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N2O-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N2O-Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom und im Sauerstoffatom 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 Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im N2O-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 Sauerstoffatom gegebene Valenzelektronen:
Sauerstoff ist ein Element der 16. Gruppe des Periodensystems. [2] Daher sind im Sauerstoff 6 Valenzelektronen vorhanden.
Sie können die 6 im Sauerstoffatom vorhandenen Valenzelektronen sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im N2O-Molekül = von 2 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen = 5(2) + 6 = 16 .
Schritt 2: Wählen Sie das Zentralatom aus
Um das Zentralatom auszuwählen, müssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative Atom im Zentrum verbleibt.
Hier ist das gegebene Molekül N2O und es enthält Stickstoffatome (N) und ein Sauerstoffatom (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist also eines der Stickstoffatome (N) das Zentralatom und das andere Stickstoffatom (N) und das Sauerstoffatom (O) sind die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im N2O-Molekül die Elektronenpaare zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und zwischen den Stickstoffatomen (N) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem N2O-Molekül chemisch miteinander verbunden sind.
Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil
In diesem Schritt müssen Sie die Stabilität der externen Atome überprüfen.
Hier in der Skizze des N2O-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Stickstoffatom und das Sauerstoffatom sind.
Diese externen Stickstoff- und Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N2O-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das N2O-Molekül verfügt über insgesamt 16 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm von N2O verwendet.
Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden könnten.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.
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.
Leider bildet das zentrale Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 4 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Atoms so verschieben, dass das zentrale Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
Doch von welchen Atomen muss das Elektronenpaar bewegt werden?
Stickstoff?
Sauerstoff? Gold
Auf einmal?
Denken Sie also daran, dass Sie das Elektronenpaar von dem Atom bewegen müssen, das weniger elektronegativ ist.
Tatsächlich hat das weniger elektronegative Atom eine größere Tendenz, Elektronen abzugeben.
Wenn wir hier Stickstoffatome und Sauerstoffatome vergleichen, ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ.
Sie müssen also das Elektronenpaar des Stickstoffatoms bewegen.
Aber nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das zentrale Stickstoffatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat.
Auch hier müssen wir ein zusätzliches Elektronenpaar vom Stickstoffatom entfernen.
Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erhält das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben sehen Sie, dass das zentrale Stickstoffatom ein Oktett bildet.
Daher ist das zentrale Stickstoffatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von N2O 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 N2O 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 des Sauerstoffatoms (O) im N2O-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des N2O-Moleküls sehen.
Für das äußere Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das zentrale Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| N (außen) | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| N (zentral) | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das zentrale Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1 und das Sauerstoffatom (O) eine Ladung von -1 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des N2O-Moleküls belassen.
Die +1- und -1- Ladungen in der obigen Skizze werden aufgehoben und die obige Lewis-Punktstruktur von N2O ist die stabile Lewis-Struktur.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von N2O kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von N2O.
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):