Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur N3- (Azidion) besteht aus drei Stickstoffatomen (N). Zwischen jedem Stickstoffatom (N) gibt es zwei Doppelbindungen. An den beiden äußeren Stickstoffatomen befinden sich zwei freie Elektronenpaare. An einem der äußeren Stickstoffatome (N) befindet sich die formale Ladung -1.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur N3- (Azidion) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des N3–Ions .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des N3-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der N3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N3-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N3-Ion (Azidion) zu ermitteln, müssen Sie zunächst die in einem einzelnen Stickstoffatom 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 finden.
Gesamtvalenzelektronen im N3-Ion
→ 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.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im N3-Ion = von 3 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 5(3) + 1 = 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 N3. Alle drei Atome sind identisch, sodass Sie jedes der Atome als Zentralatom auswählen können.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im N3-Molekül die Elektronenpaare zwischen den drei Stickstoffatomen (N) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass die drei Stickstoffatome (N) im N3-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 N3-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome nur Stickstoffatome sind.
Diese externen Stickstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N3–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das N3–Ion hat insgesamt 16 Valenzelektronen und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm 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 Stickstoffatoms so verschieben, dass das zentrale Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
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 anderen Stickstoffatom bewegen.
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.
Und daher ist dieses Stickstoffatom stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu prüfen, ob die Lewis-Struktur von N3 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 N3 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung aller im N3-Molekül vorhandenen Stickstoffatome (N) 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 N3-Moleküls sehen.
Für das zentrale Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für externe Stickstoffatome (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| N (zentral) | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| N (außen) | = | 5 | – | 4/2 | – | 4 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das zentrale Stickstoffatom (N) eine Ladung von -1 und die äußeren Stickstoffatome eine Ladung von -1 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des N3-Moleküls belassen.
Die +1- und -1- Ladungen im obigen Diagramm werden aufgehoben und die einzige -1- Ladung verbleibt im obigen Diagramm, was zu einer formalen -1- Ladung auf dem N3-Molekül führt.
Diese Gesamtladung des N3-Moleküls von -1 ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des N3-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des N3-Ions.
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):