Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die N2F2-Lewis-Struktur weist eine Doppelbindung zwischen den beiden Stickstoffatomen (N) und eine Einfachbindung zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Fluoratomen (F) auf. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an den Stickstoffatomen (N) und 3 freie Elektronenpaare an den Fluoratomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von N2F2 nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von N2F2 zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von N2F2 fort.
Schritte zum Zeichnen der N2F2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N2F2-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen in einem N2F2- Molekül zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom und im 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 und Fluor finden.
Gesamtvalenzelektronen im N2F2-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 Fluoratom gegebene Valenzelektronen:
Fluorit ist ein Element der Gruppe 17 des Periodensystems. [2] 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 N2F2-Molekül = von 2 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 2 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 5(2) + 7(2) = 24 .
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 N2F2 und es enthält Stickstoffatome (N) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Hier sind die Stickstoffatome (N) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im N2F2-Molekül die Elektronenpaare zwischen den Stickstoff-Stickstoff-Atomen und zwischen den Stickstoff-Fluor-Atomen platzieren.
Dies weist darauf hin, dass diese Atome in einem N2F2-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 N2F2-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Fluoratome sind.
Diese externen Fluoratome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N2F2-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das N2F2-Molekül verfügt über insgesamt 24 Valenzelektronen , von denen im obigen Diagramm nur 18 Valenzelektronen verwendet werden.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 24 – 18 = 6 .
Sie müssen diese 6 Elektronen auf den beiden zentralen Stickstoffatomen im Diagramm oben des N2F2-Moleküls platzieren.
Kommen wir nun zum nächsten Schritt.
Schritt 5: Überprüfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Byte enthält, wandeln Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung oder Dreifachbindung um.
In diesem Schritt müssen Sie prüfen, ob die zentralen Stickstoffatome (N) stabil sind oder nicht.
Um die Stabilität der zentralen Stickstoffatome (N) zu überprüfen, müssen wir prüfen, ob sie ein Oktett bilden oder nicht.
Leider bildet eines der Stickstoffatome hier kein Oktett.
Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, müssen Sie das freie Elektronenpaar in eine Doppelbindung umwandeln, sodass das Stickstoffatom 8 Elektronen (dh ein Oktett) haben kann.
Nach der Umwandlung dieses Elektronenpaares in eine Doppelbindung erhält das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl beträgt somit 8.
Im Bild oben können Sie sehen, dass die beiden Stickstoffatome ein Oktett bilden.
Und deshalb sind diese Stickstoffatome stabil.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von N2F2 stabil ist oder nicht.
(Anmerkung: Hier haben wir das Elektronenpaar des Stickstoffatoms und nicht des Fluoratoms verschoben.
Denn denken Sie 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 das Stickstoffatom und das Fluoratom vergleichen, ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ.
Sie müssen also das Elektronenpaar des Stickstoffatoms bewegen.)
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 N2F2 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 Fluoratome (F) im N2F2-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 N2F2-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 6
Nichtbindende Elektronen = 2
Für das Fluoratom (F):
Valenzelektronen = 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 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass sowohl Stickstoffatome (N) als auch Fluoratome (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von N2F2 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von N2F2 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von N2F2 kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von N2F2.
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):