Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?
Lassen Sie mich das obige Bild kurz erläutern.
Die Lewis-Struktur von NO2F hat ein Stickstoffatom (N) im Zentrum, das von zwei Sauerstoffatomen (O) und einem Fluoratom (F) umgeben ist. Zwischen dem Stickstoffatom (N) und dem Sauerstoffatom (O) besteht eine Doppelbindung, die anderen Atome sind einfach gebunden.
Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur von NO2F nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-für-Schritt-Erklärung, wie man eine Lewis-Struktur von NO2F zeichnet.
Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur von NO2F fort.
Schritte zum Zeichnen der NO2F-Lewis-Struktur
Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO2F-Molekül
Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen im NO2F-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 NO2F-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 NO2F-Molekül = von 1 Stickstoffatom gespendete Valenzelektronen + von 2 Sauerstoffatomen gespendete Valenzelektronen + von 1 Fluoratom gespendete Valenzelektronen = 5 + 6(2) + 7 = 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 NO2F und enthält Stickstoffatome (N), Sauerstoffatome (O) und Fluoratome (F).
Sie können die Elektronegativitätswerte des Stickstoffatoms (N), des Sauerstoffatoms (O) und des Fluoratoms (F) im obigen Periodensystem sehen.
Wenn wir die Elektronegativitätswerte von Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (F) vergleichen, dann ist das Stickstoffatom weniger elektronegativ.
Dabei ist das Stickstoffatom (N) das Zentralatom und die Sauerstoffatome (O) sowie das Fluoratom (F) die Außenatome.
Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren
Nun müssen Sie im NO2F-Molekül die Elektronenpaare zwischen dem Stickstoffatom (N), dem Sauerstoffatom (O) und den Fluoratomen (F) platzieren.
Dies weist darauf hin, dass Stickstoff (N), Sauerstoff (O) und Fluor (O) in einem NO2F-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 NO2F-Moleküls sieht man, dass die äußeren Atome Sauerstoffatome und Fluoratome sind.
Diese externen Sauerstoffatome und dieses Fluoratom bilden ein Oktett und sind daher stabil.
Zusätzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im NO2F-Molekül vorhandenen Valenzelektronen berechnet.
Das NO2F-Molekül hat insgesamt 24 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 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 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 NO2F 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), des Sauerstoffatoms (O) sowie des Fluoratoms (F) im NO2F-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 NO2F-Moleküls sehen.
Für das Stickstoffatom (N):
Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0
Für das doppelt gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4
Für das einfach gebundene Sauerstoffatom (O):
Valenzelektronen = 6 (da Sauerstoff in Gruppe 16 ist)
Bindungselektronen = 2
Nichtbindende Elektronen = 6
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 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| O (Doppelsprung) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| O (Einfachbindung) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen können Sie ersehen, dass das Stickstoffatom (N) eine Ladung von +1 hat, während das einfach gebundene Sauerstoffatom eine Ladung von -1 hat.
Die +1- und -1- Ladungen in der obigen Skizze werden aufgehoben und die obige Lewis-Punktstruktur von NO2F ist die stabile Lewis-Struktur.
In der obigen Lewis-Punkt-Struktur von NO2F kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dies führt zu der folgenden Lewis-Struktur von NO2F.
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):