Så jeg tjekkede salpetersyrestrukturen i Wikipedia, men jeg kunne ikke helt forstå, hvorfor det så sådan ud, fordi det så ud til for at modsige følgende udsagn:
En Lewis-struktur med små eller ingen formelle afgifter foretrækkes frem for en Lewis-struktur med store formelle afgifter.
Hvis vi tegner det som det til højre, får vi slippe af med formelle anklager, og strukturen siges at være mere “stabil”. Hvorfor fungerer dette koncept ikke i dette tilfælde?
Kommentarer
- venstre man opfylder 8-elektronreglen (noget lignende …)
- Ja, men lad ‘ s se på et andet eksempel: H3PO4 Selvom oktetformationen er ikke opfyldt, strukturen uden formelle afgifter foretrækkes. Her er sammenligningen: i.img ur.com/XLpgIjn.png
- Hvordan ved du, hvilken der foretrækkes?
- Det er ret strengt, at antallet af elektroner omkring N ikke må overstige 8. At have lavere end 8 elektroner er ikke ideelt, men stadig OK. Kvælstof har kun 4 valance-baner, nok til at rumme 8 elektroner. Det er ikke et spørgsmål om præference – den anden struktur er simpelthen umulig. Det er ligesom du ikke kan trække en dobbeltbinding til et brintatom.
- Det er meget vigtigt at vide, at Lewis-oktetregel er en ting og Lewis Formula en anden. Det betyder ikke, at de muligvis ikke kombineres. Hovedfejlen ved Lewis-formlen er, at den kun kan beskrive kovalente bindinger med to elektroner hver. Derfor er en Lewis-struktur aldrig en fuldstændig repræsentation af bindingsbilledet.
Svar
Kvælstof er i det andet række uden $ d $ orbital i valensskallen. Den overholder oktetreglen og kan ikke have mere end 8 elektroner.
Der er undtagelser fra oktetreglen. At have mindre end 8 elektroner er mindre foretrukket, men stadig muligt, og ses almindeligvis i frie radikaler og kationer. På den anden side er det meget ugunstigt at have mere end 8 elektroner for atomer i anden periode. Sådanne elektroniske strukturer kan findes i ekstremt ustabile arter eller ophidsede tilstande, såsom CH5-radikalen.
Som en sammenligning adlyder første skalatomer duetreglen, mens atomer i 3. skal og derudover kan adlyde 18- elektronregel, 12-elektronregel eller 8-elektronregel. Imidlertid er 18-elektronregel og 12-elektronregler meget mindre strenge end 8-elektronregel, og overtrædelser er almindeligt sted.
Ifølge valensbindingsteori , er den elektroniske struktur af et molekyle en kombination af al mulig resonansstruktur, som du kan nedskrive, herunder strukturer med alle mulige formelle ladninger og mærkelige elektronantal. Imidlertid er deres bidrag ikke engang. nogle af dem er gunstigere end andre.
For HNO3, for at tilfredsstille oktetreglen, ville nitrogenatomet danne 1 dobbeltbinding og 2 enkeltbindinger. Baseret på oktetreglen alene er der 3 mulige resonansstrukturer, der er gunstige.
Imidlertid er den første to resonansstrukturer er betydeligt gunstigere end den tredje, fordi de har mindre formelle afgifter. Som et resultat skriver vi normalt kun de to dominerende strukturer. Båndet mellem OH og N er tæt på en normal enkeltbinding. De to andre NO-obligationer har obligationsorden nær 1,5.
Det er også almindeligt at skrive en blanding af resonansstrukturer som hybridform
Bemærk, at denne repræsentation er ikke en enkelt Lewis-struktur , men en bekvem måde at repræsentere mange resonansstrukturer i samme figur. Det giver ingen oplysninger om den nøjagtige obligationsordre eller formelle afgifter på individuelle atomer. De stiplede linjer indikerer, at i nogle strukturer, hvor bindingen er en enkeltbinding og i andre en dobbeltbinding, og rækkefølgen er et sted mellem 1 og 2.
Svar
Nå! her er et kort hurtigt svar .. !!
Jeg var ret sikker på, at Lewis-strukturen på $ \ ce {HNO3} $ ville være den med 0 formel opladning, og end jeg fandt dette . Selvom dette link kun viser, hvordan man beregner formel gebyr på $ \ ce {HNO3} $, men det giver et lille tip.
For det andet kom en tanke op i mig, at hvis du vil fokusere på resonans, vil der være dobbeltbindingskarakter på begge obligationer mellem N & O.
Svar
Historisk set var der ikke noget galt med strukturer som den, du tegnede til højre.Iwan Ostromisslensky havde ingen problemer med at trække 4-chlor-1,2-dinitrobenzen med et pentavalent nitrogen i 1908. [1] (Ja, en nitrogruppe er ikke nitrat eller salpetersyre, men efter nogen tid af ved at søge tog jeg lige det, jeg fandt for at bevise min pointe.)
Staudinger og Meyer trak dimethylanilinoxid på samme måde i 1919: [2 ]
Jeg kunne ikke finde tidspunktet, hvor præferencer ændrede sig, så jeg gav op. Det må have været engang omkring, hvor kvantekemi af orbitaler blev bedre og bedre forstået, og det blev indset, at der kun er fire orbitaler, kvælstof har adgang til til binding (2s og tre 2p). Fremover beskrev folk strukturer med kvælstof i midten med kun fire bindinger, hvilket bedre afspejler virkeligheden.
For elementer i højere perioder, især svovl og fosfor, vælger mange mennesker stadig at trække for mange bindinger i stedet for at skrive ladningsseparerede strukturer. Dette forklares ofte med d-orbital deltagelse – men fra et praktisk synspunkt har 3d orbital en meget lignende energi til 4s, men ingen foreslår 4s deltagelse. Alle udvidede oktet-strukturer kan tegnes på en måde, der overholder oktetreglen, så måske er det kun et spørgsmål om tid, indtil $ \ ce {P = O} $ obligationer i fosfat forsvinder.
Hvad angår regler til bestemmelse af sandsynligheden for Lewis-strukturer, er dette et bedre sæt:
-
Lewis-strukturer, hvor alle atomer har en oktet (dublet for hydrogen) foretrækkes.
-
Hvis 1. ikke kan opfyldes, foretrækkes Lewis-strukturer, der har mindst antal elementer med suboktetstrukturer.
-
Hvis 1. eller 2. genererer et sæt mulige strukturer, skal du vælge en, der har et minimalt antal formelle afgifter.
-
Hvis 3. efterlader et sæt mulige strukturer, skal du vælge en, hvor de formelle afgifter fordeles i henhold til elektronegativitet (elektronegative elementer med negative formelle afgifter).
-
Hvis 4. efterlader et sæt mulige strukturer, skal du vælge en, hvor de formelle afgifter er tættere på hinanden.
-
Hvis din endelige struktur har en udvidet oktet på et hovedgruppeelement, start igen ved 1.
Referencer:
[1]: I. Ostromisslensky, J. Prakt. Chem. 1908 , 78 , 263. DOI: 10.1002 / prac.19080780121 .
[2]: H. Staudinger, J. Meyer, Helv. Chim. Acta 1919 , 2 , 608. DOI: 10.1002 / hlca.19190020161 .
Kommentarer
- Jeg har endda set trifluoroaminoxid tegnet med en dobbeltbinding fra nitrogen til ilt, hvilket skaber 10 elektroner omkring nitrogen. Nitrogen-iltbinding har faktisk dobbeltbindingskarakter, men dette kommer fra ionbidragende strukturer med formen $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, ikke noget med ti valenselektroner på nitrogen.
Svar
Selvom du muligvis har en udfyldt oktet, hvis det centrale atom har en positiv formel ladning, danner generelt dobbeltbindinger, indtil den formelle afgift reduceres til 0 så tæt som muligt, da det vil være den mere stabile konfiguration. Der er dog nogle undtagelser.
Se på klorationen. For klorat forventer du at overlade fire enkeltbundne oxygener til kloren, men vi har dog en formel ladning på +3 på klor og -1 på hver af oxygener. Derfor danner vi dobbeltbindinger, indtil den formelle ladning fjernes og kun har en formel ladning på -1 på det enkeltbundne ilt.
rediger: ser man på dit spørgsmål foretrækkes strukturen til venstre, selv skønt den til højre har en lavere formel ladning.
Måske har Wikipedia den forkerte struktur for salpetersyresiden? Det ser ud til, at alle iltatomer er enkeltbundet i figuren øverst til højre.
https://en.wikipedia.org/wiki/Nitric_acid
På udkig efter billeder har Wikipedia de rigtige resonansstrukturer med dobbeltbundet ilt, men der er kun en dobbeltbinding i modsætning til, hvad vi forventer, er to dobbeltbindinger.
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitric-acid-resonance-A.png
Kommentarer
- Ja, faktisk. Er ‘ ikke dette princip dog i modstrid med strukturen i HNO3? Den formelle ladning af centeratomet (nitrogen) siges at være +1.
- @ZaferCesur Klor og nitrogen er fundamentalt forskellige. Nitrogenatom har ingen d-orbital, fordi det er den anden periode. Den har kun s og p, og det maksimale antal elektron, den kan rumme, er 8. Klor er i 3. periode. Det kan rumme op til 18 elektroner.
- Okay, jeg har det nu!Du skal måske sende et svar, så jeg kan opstemme eller noget.
- @XiaoleiZhu Yep, i dette tilfælde er det ikke muligt at danne to dobbeltbindinger, da udvidede oktetter kun dannes af atomer med ledige d-orbitaler i valensskallen (p-elementer fra tredje eller senere periode). Tak for afklaringen.
- Wiki-billedet er en graf, der kun er en bindings- og vinkelmappning. Selv i klor (specielt og lavere elementer) har d-orbitaler ingen rolle i binding (@XiaoleiZhu). Begrebet hypervalens (se også guldbog ) er stadig under kritik, og man henviser normalt til fire-elektron-tre-center-bindinger snarere end at inkludere d-orbitaler i hovedgruppeelementer.
Svar
Tre oxygener er afgrænset til et nitrogenatom. Oxygen, der er mere elektronegativ, tiltrækker paret af elektron mere strogly.Et af iltet binder med et hydrogenatom og deler en elektron med nitrogen for at fuldføre dets oktet, og det resterende oxygenatom deler en anden elektron med nitrogenatom. På denne måde doneres elektronpar delvist, og der dannes koordinat kovalent eller dativbinding