Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NOF-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von einem Sauerstoffatom (O) und einem Fluoratom (F) umgeben ist. Es gibt eine Doppelbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) und eine Einfachbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Fluoratom (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NOF nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NOF .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NOF fort.
Schritte zum Zeichnen der NOF-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NOF-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem NOF- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom , Sauerstoffatom und Fluoratom 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, Sauerstoff und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im NOF-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.
→ Vom Fluoratom gegebene Valenzelektronen:
Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [3] Daher beträgt das im Fluorit vorhandene Valenzelektron 7 .
Sie können die 7 Valenzelektronen im Fluoratom sehen, wie im Bild oben gezeigt.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im NOF-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Sauerstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 1 Fluoratom gespendete Valenzelektronen = 5 + 6 + 7 = 18 .
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 NOF und enthält ein Stickstoffatom (N), ein Sauerstoffatom (O) und ein Fluoratom (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) und des Fluoratoms (F) vergleichen, ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Dabei ist das Stickstoffatom das Zentralatom und die Sauerstoff- und Fluoratome die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NOF-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) sowie zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Fluoratom (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem NOF-Molekül chemisch miteinander verbunden 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 in der Skizze des NOF-Moleküls können Sie sehen, dass die äußeren Atome das Sauerstoffatom und das Fluoratom sind.
Diese Sauerstoff- und Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NOF-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NOF-Molekül verfügt über insgesamt 18 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 18 – 16 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NOF-Moleküls platzieren.
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 Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 6 Elektronen und ist instabil.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das Elektronenpaar des äußeren Sauerstoffatoms so verschieben, dass das Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann.
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 Stickstoffatom ein Oktett bildet, weil es 8 Elektronen hat.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von NOF 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 NOF überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung der im NOF-Molekül vorhandenen Stickstoff- (N), Sauerstoff- (O) und Fluoratome (F) 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 NOF-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Fluoratom (F):
Elektronenvalenz = 7 (da Fluor in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 6/2 | – | 2 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N), das Sauerstoffatom (O) sowie das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben .
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von NOF stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von NOF gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NOF kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einzelbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NOF.
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):