Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NF2-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von zwei Fluoratomen (F) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Fluoratom (F) besteht eine Einfachbindung. Am Stickstoffatom (N) liegt die formale Ladung -1 vor.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der NF2-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur von NF2-Ion .
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des NF2-Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der NF2-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NF2-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NF2-Ion 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 NF2-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.
→ 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 NF2-Ion = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Fluoratomen gespendete Valenzelektronen + 1 zusätzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugefügt = 5 + 7(2) + 1 = 20 .
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 Ion NF2-Ion 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 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 NF2-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Fluor (F) in einem NF2-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 NF2-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 NF2–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NF2–Ion hat insgesamt 20 Valenzelektronen und von diesen werden im obigen Diagramm nur 16 Valenzelektronen verwendet.
Die Anzahl der verbleibenden Elektronen beträgt also 20 – 16 = 4 .
Sie müssen diese 4 Elektronen auf dem zentralen Stickstoffatom im obigen Diagramm des NF2-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.
Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu überprüfen, ob die obige Lewis-Struktur 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 NF2 überprüfen müssen.
Die Stabilität der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts überprüft werden.
Kurz gesagt, wir müssen nun die formale Ladung des Stickstoffatoms (N) sowie der Fluoratome (F) im NF2-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 NF2-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das Fluoratom (F):
Valenzelektronen = 7 (da Fluorit in Gruppe 17 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 4/2 | – | 4 | = | -1 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N) eine Ladung von -1 und die Fluoratome eine Ladung von 0 haben.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des NF2-Moleküls belassen.
Diese Gesamtladung von -1 auf dem NF2-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des NF2-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des NF2-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):