Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura de Lewis N3- (íon azida) possui três átomos de nitrogênio (N). Existem 2 ligações duplas entre cada átomo de nitrogênio (N). Existem 2 pares solitários nos dois átomos de nitrogênio externos. Existe uma carga formal -1 em um dos átomos externos de nitrogênio (N).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis N3- (íon azida), então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis do íon N3- .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon N3.
Etapas para desenhar a estrutura N3 Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon N3
Para encontrar o número total de elétrons de valência no íon N3 (íon azida), primeiro você precisa saber os elétrons de valência presentes em um único átomo de nitrogênio.
(Elétrons de valência são os elétrons presentes na órbita mais externa de qualquer átomo.)
Aqui vou lhe dizer como encontrar facilmente os elétrons de valência do nitrogênio usando uma tabela periódica .
Elétrons totais de valência no íon N3
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de nitrogênio:
O nitrogênio é um elemento do grupo 15 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no nitrogênio são 5 .
Você pode ver os 5 elétrons de valência presentes no átomo de nitrogênio, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência no íon N3 = elétrons de valência doados por 3 átomos de nitrogênio + 1 elétron extra é adicionado devido a 1 carga negativa = 5(3) + 1 = 16 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
Agora aqui a molécula dada é N3. Todos os três átomos são idênticos, então você pode selecionar qualquer um dos átomos como átomo central.
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora, na molécula de N3, você precisa colocar os pares de elétrons entre os três átomos de nitrogênio (N).
Isso indica que os três átomos de nitrogênio (N) estão quimicamente ligados entre si na molécula de N3.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula de N3 você pode ver que os átomos externos são apenas átomos de nitrogênio.
Esses átomos externos de nitrogênio formam um octeto e são, portanto, estáveis.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes no íon N3-.
O íon N3- tem um total de 16 elétrons de valência e todos esses elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, não há mais pares de elétrons para manter no átomo central.
Então agora vamos para a próxima etapa.
Etapa 5: verifique o octeto no átomo central. Se não tiver octeto, mova o par solitário para formar uma ligação dupla ou tripla.
Nesta etapa, você precisa verificar se o átomo central de nitrogênio (N) é estável ou não.
Para verificar a estabilidade do átomo central de nitrogênio (N), precisamos verificar se ele forma um octeto ou não.
Infelizmente, o átomo central de nitrogênio não forma um octeto aqui. O nitrogênio tem apenas 4 elétrons e é instável.
Agora, para tornar este átomo de nitrogênio estável, você precisa deslocar o par de elétrons do átomo de nitrogênio externo para que o átomo de nitrogênio central possa ter 8 elétrons (ou seja, um octeto).
Mas depois de mover um par de elétrons, o átomo central de nitrogênio ainda não forma um octeto, pois possui apenas 6 elétrons.
Novamente, precisamos mover um par extra de elétrons do outro átomo de nitrogênio.
Após movimentar esse par de elétrons, o átomo central de nitrogênio receberá mais 2 elétrons e seu total de elétrons passará a ser 8.
Você pode ver na imagem acima que o átomo central de nitrogênio forma um octeto.
E então este átomo de nitrogênio é estável.
Agora vamos passar para a última etapa para verificar se a estrutura de Lewis de N3 é estável ou não.
Passo 6: Verifique a estabilidade da estrutura de Lewis
Agora você chegou à última etapa em que precisa verificar a estabilidade da estrutura de Lewis de N3.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, precisamos agora de determinar a carga formal de todos os átomos de azoto (N) presentes na molécula de N3.
Para calcular o imposto formal, deve-se utilizar a seguinte fórmula:
Carga formal = Elétrons de valência – (Elétrons ligantes)/2 – Elétrons não ligantes
Você pode ver o número de elétrons ligantes e elétrons não ligantes para cada átomo da molécula de N3 na imagem abaixo.
Para o átomo central de nitrogênio (N):
Elétrons de valência = 5 (porque o nitrogênio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 8
Elétrons não ligantes = 0
Para átomos externos de nitrogênio (N):
Elétrons de valência = 5 (porque o nitrogênio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 4
Elétrons não ligantes = 4
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| N (central) | = | 5 | – | 02/08 | – | 0 | = | +1 |
| N (exterior) | = | 5 | – | 4/2 | – | 4 | = | -1 |
A partir dos cálculos formais de carga acima, você pode ver que o átomo central de nitrogênio (N) tem uma carga de -1 e os átomos externos de nitrogênio têm uma carga de -1 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula de N3.
As cargas +1 e -1 no diagrama acima são canceladas e a única carga -1 permanece no diagrama acima, resultando em uma carga formal -1 na molécula de N3.
Esta carga geral -1 na molécula de N3 é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon N3 acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Isso lhe dará a seguinte estrutura de Lewis do íon N3.
Espero que você tenha entendido completamente todas as etapas acima.
Para mais prática e melhor compreensão, você pode tentar outras estruturas de Lewis listadas abaixo.
Experimente (ou pelo menos veja) estas estruturas de Lewis para uma melhor compreensão: