Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die NO4 3-Lewis-Struktur hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von vier Sauerstoffatomen (O) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und jedem Sauerstoffatom (O) gibt es 1 Doppelbindung und 3 Einfachbindungen. Es gibt 2 freie Elektronenpaare an einem doppelt gebundenen Sauerstoffatom (O) und 3 freie Elektronenpaare an einem einfach gebundenen Sauerstoffatom (O).
Wenn Sie aus dem obigen Bild der NO4 3-Lewis-Struktur nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des NO4 3- Ions.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur des NO4 3- Ions fort.
Schritte zum Zeichnen der NO4 3-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO4 3-Ion
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO4 3–Ion zu ermitteln, müssen Sie zunächst die im Stickstoffatom und im Sauerstoffatom 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 Sauerstoff finden.
Gesamtvalenzelektronen im NO4 3-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 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.
Also,
Gesamte Valenzelektronen im 3- NO4- Ion = von einem Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 4 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 3 zusätzliche Elektronen werden aufgrund von 3 negativen Ladungen hinzugefügt = 5 + 6 (4) + 3 = 32 .
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 NO4 3- und enthält Stickstoffatome (N) und Sauerstoffatome (O).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N) und des Sauerstoffatoms (O) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ .
Hier ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NO4-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N) und den Sauerstoffatomen (O) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) in einem NO4-Molekül chemisch aneinander gebunden 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 NO4-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome sind.
Diese externen Sauerstoffatome bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NO4 3– Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NO4 3– Ion hat insgesamt 32 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 die Stabilität der Lewis-Struktur
Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilität der Lewis-Struktur des NO4 3– Ions 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 Sauerstoffatome (O) im NO4-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 Bindungselektronen und nichtbindenden Elektronen für jedes Atom des NO4-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
| Formelle Anklage | = | Valenzelektronen | – | (Bindungselektronen)/2 | – | Nichtbindende Elektronen | ||
| NICHT | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| Oh | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1 hat, während das Sauerstoffatom eine Ladung von -1 hat.
Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des NO4-Moleküls belassen.
Das Bild oben zeigt, dass die Lewis-Struktur von NO4 nicht stabil ist.
Daher müssen wir diese Ladungen minimieren, indem wir das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Stickstoffatom bewegen.
Nachdem das Elektronenpaar vom Sauerstoffatom zum Stickstoffatom bewegt wurde, werden die Ladungen am Stickstoff und an einem Sauerstoffatom zu Null. Und es ist eine stabilere Lewis-Struktur. (siehe Bild unten).
Auf den Sauerstoffatomen verbleiben drei -ve- Ladungen, was formal zu einer -3- Ladung auf dem NO4-Molekül führt.
Diese Gesamtladung von -3 auf dem NO4-Molekül ist im Bild unten dargestellt.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des NO4 3-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des NO4 3-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):