{"id":84,"date":"2023-07-26T09:16:40","date_gmt":"2023-07-26T09:16:40","guid":{"rendered":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-n3\/"},"modified":"2023-07-26T09:16:40","modified_gmt":"2023-07-26T09:16:40","slug":"lewis-struktur-n3","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/chemuza.org\/de\/lewis-struktur-n3\/","title":{"rendered":"N3-lewis-struktur in 6 schritten (mit bildern)"},"content":{"rendered":"
\"N3-Lewis-Struktur\"<\/figure>\n

Sie haben das Bild oben also schon gesehen, oder?<\/p>\n

Lassen Sie mich das obige Bild kurz erl\u00e4utern.<\/p>\n

Die Lewis-Struktur N3- (Azidion) besteht aus drei Stickstoffatomen (N). Zwischen jedem Stickstoffatom (N) gibt es zwei Doppelbindungen. An den beiden \u00e4u\u00dferen Stickstoffatomen befinden sich zwei freie Elektronenpaare. An einem der \u00e4u\u00dferen Stickstoffatome (N) befindet sich die formale Ladung -1.<\/mark><\/em><\/strong><\/p>\n

Wenn Sie aus dem obigen Bild der Lewis-Struktur N3- (Azidion) nichts verstanden haben, dann bleiben Sie bei mir und Sie erhalten eine detaillierte Schritt-f\u00fcr-Schritt-Erkl\u00e4rung zum Zeichnen einer Lewis-Struktur des N3–Ions<\/a> .<\/p>\n

Fahren wir also mit den Schritten zum Zeichnen der Lewis-Struktur<\/a> des N3-Ions fort.<\/p>\n

Schritte zum Zeichnen der N3-Lewis-Struktur<\/strong><\/h2>\n

Schritt 1: Ermitteln Sie die Gesamtzahl der Valenzelektronen im N3-Ion<\/strong><\/h3>\n

Um die Gesamtzahl der Valenzelektronen<\/a> im N3-Ion (Azidion) zu ermitteln, m\u00fcssen Sie zun\u00e4chst die in einem einzelnen Stickstoffatom<\/a> vorhandenen Valenzelektronen kennen.
(Valenzelektronen sind die Elektronen, die sich in der \u00e4u\u00dfersten Umlaufbahn<\/a> eines Atoms befinden.)<\/p>\n

Hier erkl\u00e4re ich Ihnen, wie Sie mithilfe eines Periodensystems<\/a> ganz einfach die Valenzelektronen von Stickstoff finden.<\/p>\n

Gesamtvalenzelektronen im N3-Ion<\/strong><\/p>\n

\u2192 Vom Stickstoffatom gegebene Valenzelektronen:<\/strong> <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Stickstoff<\/a> ist ein Element der 15. Gruppe<\/a> des Periodensystems. [1]<\/sup><\/a> Daher sind im Stickstoff 5<\/strong> Valenzelektronen vorhanden. <\/p>\n

\"\"<\/figure>\n

Sie k\u00f6nnen die 5 Valenzelektronen im Stickstoffatom sehen, wie im Bild oben gezeigt.<\/p>\n

Also,<\/p>\n

Gesamte Valenzelektronen im N3-Ion<\/strong> = von 3 Stickstoffatomen gespendete Valenzelektronen + 1 zus\u00e4tzliches Elektron wird aufgrund einer negativen Ladung hinzugef\u00fcgt = 5(3) + 1 = 16<\/strong> .<\/p>\n

Schritt 2: W\u00e4hlen Sie das Zentralatom aus<\/strong><\/h3>\n

Um das Zentralatom auszuw\u00e4hlen, m\u00fcssen wir bedenken, dass das am wenigsten elektronegative<\/a> Atom im Zentrum verbleibt.<\/p>\n

Hier ist das gegebene Molek\u00fcl N3. Alle drei Atome sind identisch, sodass Sie jedes der Atome als Zentralatom ausw\u00e4hlen k\u00f6nnen. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Schritt 3: Verbinden Sie jedes Atom, indem Sie ein Elektronenpaar zwischen ihnen platzieren<\/strong><\/h3>\n

Nun m\u00fcssen Sie im N3-Molek\u00fcl die Elektronenpaare<\/a> zwischen den drei Stickstoffatomen (N) platzieren. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Dies weist darauf hin, dass die drei Stickstoffatome (N) im N3-Molek\u00fcl chemisch miteinander verbunden<\/a> sind.<\/p>\n

Schritt 4: Machen Sie die externen Atome stabil<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie die Stabilit\u00e4t der externen Atome \u00fcberpr\u00fcfen.<\/p>\n

Hier in der Skizze des N3-Molek\u00fcls sieht man, dass die \u00e4u\u00dferen Atome nur Stickstoffatome sind.<\/p>\n

Diese externen Stickstoffatome bilden ein Oktett<\/a> und sind daher stabil. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Zus\u00e4tzlich haben wir in Schritt 1 die Gesamtzahl der im N3–Ion vorhandenen Valenzelektronen berechnet.<\/p>\n

Das N3–Ion hat insgesamt 16 Valenzelektronen<\/strong> und alle diese Valenzelektronen werden im obigen Diagramm verwendet.<\/p>\n

Es gibt daher keine Elektronenpaare mehr, die am Zentralatom festgehalten werden k\u00f6nnten.<\/p>\n

Kommen wir nun zum n\u00e4chsten Schritt.<\/p>\n

Schritt 5: \u00dcberpr\u00fcfen Sie das Oktett am Zentralatom. Wenn es kein Oktett hat, verschieben Sie das freie Elektronenpaar, um eine Doppelbindung oder Dreifachbindung zu bilden.<\/strong><\/h3>\n

In diesem Schritt m\u00fcssen Sie pr\u00fcfen, ob das zentrale Stickstoffatom (N) stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Um die Stabilit\u00e4t des zentralen Stickstoffatoms (N) zu \u00fcberpr\u00fcfen, m\u00fcssen wir pr\u00fcfen, ob es ein Oktett bildet oder nicht.<\/p>\n

Leider bildet das zentrale Stickstoffatom hier kein Oktett. Stickstoff hat nur 4 Elektronen und ist instabil. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Um dieses Stickstoffatom nun stabil zu machen, m\u00fcssen Sie das Elektronenpaar des \u00e4u\u00dferen Stickstoffatoms so verschieben, dass das zentrale Stickstoffatom 8 Elektronen (also ein Oktett) haben kann. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Aber nach der Bewegung eines Elektronenpaares bildet das zentrale Stickstoffatom immer noch kein Oktett, da es nur 6 Elektronen hat. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Auch hier m\u00fcssen wir ein zus\u00e4tzliches Elektronenpaar vom anderen Stickstoffatom bewegen. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Nach der Bewegung dieses Elektronenpaares erh\u00e4lt das zentrale Stickstoffatom zwei weitere Elektronen und seine Gesamtelektronenzahl betr\u00e4gt somit 8. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Im Bild oben sehen Sie, dass das zentrale Stickstoffatom ein Oktett bildet.<\/p>\n

Und daher ist dieses Stickstoffatom stabil.<\/p>\n

Kommen wir nun zum letzten Schritt, um zu pr\u00fcfen, ob die Lewis-Struktur von N3 stabil ist oder nicht.<\/p>\n

Schritt 6: \u00dcberpr\u00fcfen Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur<\/strong><\/h3>\n

Jetzt sind Sie beim letzten Schritt angelangt, in dem Sie die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur von N3 \u00fcberpr\u00fcfen m\u00fcssen.<\/p>\n

Die Stabilit\u00e4t der Lewis-Struktur kann mithilfe eines formalen Ladungskonzepts<\/a> \u00fcberpr\u00fcft werden.<\/p>\n

Kurz gesagt, wir m\u00fcssen nun die formale Ladung aller im N3-Molek\u00fcl vorhandenen Stickstoffatome (N) ermitteln.<\/p>\n

Um die formelle Steuer zu berechnen, m\u00fcssen Sie die folgende Formel verwenden:<\/p>\n

Formale Ladung = Valenzelektronen \u2013 (bindende Elektronen)\/2 \u2013 nichtbindende Elektronen<\/strong><\/p>\n

Im Bild unten k\u00f6nnen Sie die Anzahl der bindenden<\/a> und nichtbindenden Elektronen<\/a> f\u00fcr jedes Atom des N3-Molek\u00fcls sehen. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

F\u00fcr das zentrale Stickstoffatom (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 8
Nichtbindende Elektronen = 0<\/p>\n

F\u00fcr externe Stickstoffatome (N):<\/strong>
<\/strong> Valenzelektronen = 5 (weil Stickstoff in Gruppe 15 ist)
<\/strong> Bindungselektronen = 4
Nichtbindende Elektronen = 4 <\/p>\n

\n\n\n\n\n\n
Formelle Anklage<\/strong><\/td>\n =<\/strong><\/td>\n Valenzelektronen<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n (Bindungselektronen)\/2<\/strong><\/td>\n \u2013<\/strong><\/td>\n Nichtbindende Elektronen<\/strong> <\/td>\n<\/td>\n<\/td>\n<\/tr>\n
N (zentral)<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 8\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 0<\/td>\n =<\/td>\n +1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
N (au\u00dfen)<\/td>\n =<\/td>\n 5<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4\/2<\/td>\n \u2013<\/td>\n 4<\/td>\n =<\/td>\n -1<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n<\/figure>\n

Aus den obigen formalen Ladungsberechnungen k\u00f6nnen Sie ersehen, dass das zentrale Stickstoffatom (N) eine Ladung von -1<\/strong> und die \u00e4u\u00dferen Stickstoffatome eine Ladung von -1<\/strong> haben.<\/p>\n

Lassen Sie uns diese Ladungen also auf den jeweiligen Atomen des N3-Molek\u00fcls belassen. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

Die +1-<\/strong> und -1-<\/strong> Ladungen im obigen Diagramm werden aufgehoben und die einzige -1-<\/strong> Ladung verbleibt im obigen Diagramm, was zu einer formalen -1-<\/strong> Ladung auf dem N3-Molek\u00fcl f\u00fchrt.<\/p>\n

Diese Gesamtladung des N3-Molek\u00fcls von -1<\/strong> ist im Bild unten dargestellt. <\/p>\n

\"N3-Schritt<\/figure>\n

In der obigen Lewis-Punkt-Struktur des N3-Ions kann man jedes Bindungselektronenpaar (:) auch als Einfachbindung (|) darstellen. Dadurch erhalten Sie die folgende Lewis-Struktur des N3-Ions. <\/p>\n

\"Lewis-Struktur<\/figure>\n

Ich hoffe, Sie haben alle oben genannten Schritte vollst\u00e4ndig verstanden.<\/p>\n

F\u00fcr mehr \u00dcbung und ein besseres Verst\u00e4ndnis k\u00f6nnen Sie andere unten aufgef\u00fchrte Lewis-Strukturen ausprobieren.<\/p>\n