Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura NO4 3-Lewis ha un atomo di azoto (N) al centro circondato da quattro atomi di ossigeno (O). Ci sono 1 doppio legame e 3 legami singoli tra l’atomo di azoto (N) e ciascun atomo di ossigeno (O). Ci sono 2 coppie solitarie su un atomo di ossigeno con doppio legame (O) e 3 coppie solitarie su un atomo di ossigeno con legame singolo (O).
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura di NO4 3- Lewis, resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo passo su come disegnare una struttura di Lewis dello ione NO4 3- .
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis dello ione NO4 3- .
Fasi per disegnare NO4 3- Struttura di Lewis
Passaggio 1: trovare il numero totale di elettroni di valenza nello ione NO4 3
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza nello ione NO4 3-, è necessario prima conoscere gli elettroni di valenza presenti nell’atomo di azoto e nell’atomo di ossigeno.
(Gli elettroni di valenza sono gli elettroni presenti nell’orbita più esterna di qualsiasi atomo.)
Qui ti dirò come trovare facilmente gli elettroni di valenza dell’azoto e dell’ossigeno utilizzando una tavola periodica.
Elettroni di valenza totali nello ione NO4 3
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di azoto:
L’azoto è un elemento del gruppo 15 della tavola periodica. [1] Pertanto gli elettroni di valenza presenti nell’azoto sono 5 .
Puoi vedere i 5 elettroni di valenza presenti nell’atomo di azoto come mostrato nell’immagine sopra.
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di ossigeno:
L’ossigeno è un elemento del gruppo 16 della tavola periodica. [2] Pertanto, gli elettroni di valenza presenti nell’ossigeno sono 6 .
Puoi vedere i 6 elettroni di valenza presenti nell’atomo di ossigeno come mostrato nell’immagine sopra.
COSÌ,
Elettroni di valenza totali nello ione 3- NO4 = elettroni di valenza donati da 1 atomo di azoto + elettroni di valenza donati da 4 atomi di ossigeno + 3 elettroni extra aggiunti a causa di 3 cariche negative = 5 + 6 (4) + 3 = 32 .
Passaggio 2: seleziona l’atomo centrale
Per selezionare l’atomo centrale dobbiamo ricordare che al centro rimane l’atomo meno elettronegativo .
Ora qui lo ione indicato è lo ione NO4 3- e contiene atomi di azoto (N) e atomi di ossigeno (O).
Puoi vedere i valori di elettronegatività dell’atomo di azoto (N) e dell’atomo di ossigeno (O) nella tavola periodica qui sopra.
Se confrontiamo i valori di elettronegatività dell’azoto (N) e dell’ossigeno (O), allora l’ atomo di azoto è meno elettronegativo .
Qui, l’atomo di azoto (N) è l’atomo centrale e gli atomi di ossigeno (O) sono gli atomi esterni.
Passaggio 3: collega ciascun atomo posizionando una coppia di elettroni tra di loro
Ora, nella molecola NO4, è necessario posizionare le coppie di elettroni tra l’atomo di azoto (N) e gli atomi di ossigeno (O).
Ciò indica che l’azoto (N) e l’ossigeno (O) sono legati chimicamente tra loro in una molecola NO4.
Passaggio 4: rendere stabili gli atomi esterni
In questo passaggio è necessario verificare la stabilità degli atomi esterni.
Qui nello schizzo della molecola NO4 puoi vedere che gli atomi esterni sono atomi di ossigeno.
Questi atomi di ossigeno esterni formano un ottetto e sono quindi stabili.
Inoltre, nel passaggio 1, abbiamo calcolato il numero totale di elettroni di valenza presenti nello ione 3- NO4.
Lo ione NO4 3- ha un totale di 32 elettroni di valenza e tutti questi elettroni di valenza sono utilizzati nel diagramma sopra.
Non ci sono quindi più coppie di elettroni da trattenere sull’atomo centrale.
Quindi ora passiamo al passaggio successivo.
Passaggio 5: verificare la stabilità della struttura di Lewis
Ora sei arrivato all’ultimo passaggio in cui devi verificare la stabilità della struttura di Lewis dello ione 3- NO4.
La stabilità della struttura di Lewis può essere verificata utilizzando un concetto formale di carica .
In breve, dobbiamo ora trovare la carica formale sia sugli atomi di azoto (N) che su quelli di ossigeno (O) presenti nella molecola NO4.
Per calcolare l’imposta formale, è necessario utilizzare la seguente formula:
Carica formale = Elettroni di valenza – (Elettroni di legame)/2 – Elettroni non di legame
Puoi vedere il numero di elettroni di legame e di elettroni non di legame per ciascun atomo della molecola NO4 nell’immagine qui sotto.
Per l’atomo di azoto (N):
Elettroni di valenza = 5 (perché l’azoto è nel gruppo 15)
Elettroni di legame = 8
Elettroni non leganti = 0
Per l’atomo di ossigeno (O):
Elettroni di valenza = 6 (perché l’ossigeno è nel gruppo 16)
Elettroni di legame = 2
Elettroni non leganti = 6
| Accusa formale | = | elettroni di valenza | – | (Elettroni leganti)/2 | – | Elettroni non leganti | ||
| NON | = | 5 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| OH | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
Dai calcoli formali sulla carica di cui sopra, puoi vedere che l’atomo di azoto (N) ha una carica di +1 mentre l’atomo di ossigeno ha una carica di -1 .
Manteniamo quindi queste cariche sui rispettivi atomi della molecola NO4.
L’immagine sopra mostra che la struttura di Lewis di NO4 non è stabile.
Quindi dobbiamo ridurre al minimo queste cariche spostando la coppia di elettroni dall’atomo di ossigeno all’atomo di azoto.
Dopo aver spostato la coppia di elettroni dall’atomo di ossigeno all’atomo di azoto, le cariche sull’atomo di azoto e su un atomo di ossigeno diventano zero. Ed è una struttura di Lewis più stabile. (vedi immagine sotto).
Tre cariche -5 rimangono sugli atomi di ossigeno, dando una carica formale -3 sulla molecola NO4.
Questa carica complessiva -3 sulla molecola NO4 è mostrata nell’immagine qui sotto.
Nella struttura a punti di Lewis sopra dello ione 3 NO4, puoi anche rappresentare ciascuna coppia di elettroni di legame (:) come un legame singolo (|). In questo modo otterrai la seguente struttura di Lewis del 3-ione NO4.
Spero che tu abbia compreso completamente tutti i passaggi precedenti.
Per fare più pratica e comprendere meglio, puoi provare altre strutture di Lewis elencate di seguito.
Prova (o almeno vedi) queste strutture di Lewis per una migliore comprensione: