Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NF3-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von drei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Fluoratom (F) bestehen 3 Einfachbindungen. Es gibt ein freies Elektronenpaar am Stickstoffatom (N) und drei freie Elektronenpaare an den drei Fluoratomen (F).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NF3 nichts verstanden haben, bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NF3 .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NF3 fort.
Schritte zum Zeichnen der NF3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NF3-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NF3-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 NF3-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 NF3-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 3 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen = 5 + 7(3) = 26 .
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 NF3 (Stickstofftrifluorid) und es enthält Stickstoff- (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 ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Fluoratome (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen wir im NF3-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Fluor (F) in einem NF3-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 in der Skizze des NF3-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 NF3-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NF3-Molekül hat insgesamt 26 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 24 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 26 – 24 = 2 .
Sie müssen diese beiden Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NF3-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.
Fahren wir nun mit dem letzten Schritt fort, um zu überprüfen, ob die Lewis-Struktur von NF3 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 NF3 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 NF3-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 NF3-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 Berechnungen der formalen Ladung können Sie ersehen, dass sowohl das Stickstoffatom (N) als auch das Fluoratom (F) eine formale Ladung von „Null“ haben.
Dies weist darauf hin, dass die obige Lewis-Struktur von NF3 stabil ist und es keine weitere Änderung in der obigen Struktur von NF3 gibt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NF3 können Sie jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NF3.
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):