Die Lewis-Struktur von HNO3

Stickstoff ist in der zweiten Reihe ohne $ d $ Orbital in der Valenzschale. Es folgt der Oktettregel und kann nicht mehr als 8 Elektronen haben.

Es gibt Ausnahmen von der Oktettregel. Weniger als 8 Elektronen zu haben ist weniger bevorzugt, aber immer noch möglich und wird üblicherweise in freien Radikalen und Kationen gesehen. Andererseits ist es für Atome der zweiten Periode äußerst ungünstig, mehr als 8 Elektronen zu haben. Solche elektronischen Strukturen können in extrem instabilen Spezies oder angeregten Zuständen wie dem CH5-Radikal gefunden werden.

Zum Vergleich: Atome der ersten Schale gehorchen der Duettregel, während Atome in der 3. Schale und darüber hinaus 18- gehorchen können. Elektronenregel, 12-Elektronen-Regel oder 8-Elektronen-Regel. Die 18-Elektronen-Regel und die 12-Elektronen-Regel sind jedoch viel weniger streng als die 8-Elektronen-Regel und Verstöße sind weit verbreitet.

Gemäß der Valenzbindungstheorie Die elektronische Struktur eines Moleküls ist eine Kombination aller möglichen Resonanzstrukturen, die Sie aufschreiben können, einschließlich Strukturen mit allen möglichen formalen Ladungen und seltsamen Elektronenzahlen. Ihre Beiträge sind jedoch nicht gerade. Einige von ihnen sind günstiger als andere.

Für HNO3 würde das Stickstoffatom 1 Doppelbindung und 2 Einfachbindungen bilden, um die Oktettregel zu erfüllen. Allein basierend auf der Oktettregel gibt es 3 mögliche Resonanzstrukturen, die günstig sind.

Die erste Zwei Resonanzstrukturen sind deutlich günstiger als die dritte, da sie weniger formale Ladungen aufweisen. Daher schreiben wir normalerweise nur die beiden dominanten Strukturen. Die Bindung zwischen OH und N liegt nahe an einer normalen Einfachbindung. Die anderen beiden NO-Bindungen haben eine Bindungsordnung nahe 1,5.

Es ist auch üblich, eine Mischung von Resonanzstrukturen als Hybridform

Beachten Sie, dass Diese Darstellung ist keine einzelne Lewis-Struktur , sondern eine bequeme Möglichkeit, viele Resonanzstrukturen in derselben Figur darzustellen. Es gibt keine Informationen über die genaue Bindungsreihenfolge oder die formalen Ladungen einzelner Atome. Die gepunkteten Linien zeigen an, dass in einigen Strukturen, in denen diese Bindung eine Einfachbindung und in anderen eine Doppelbindung ist, die Reihenfolge irgendwo zwischen 1 und 2 liegt.

Nun! Hier ist eine kurze, schnelle Antwort. !!

Ich war mir ziemlich sicher, dass die Lewis-Struktur von $ \ ce {HNO3} $ die mit 0 formalen Gebühren sein würde, und dann fand ich this . Dieser Link zeigt zwar nur, wie die formale Gebühr für $ \ ce {HNO3} $ berechnet wird, gibt aber einen kleinen Hinweis.

Zweitens kam mir der Gedanke, dass es einen geben wird, wenn Sie sich auf Resonanz konzentrieren Doppelbindungscharakter für beide Bindungen zwischen N & O.

Historisch gesehen war an Strukturen wie der, die Sie rechts gezeichnet haben, nichts auszusetzen.Iwan Ostromisslensky hatte 1908 keine Probleme, 4-Chlor-1,2-dinitrobenzol mit einem fünfwertigen Stickstoff zu zeichnen. [Ja] [1] (Ja, eine Nitrogruppe ist kein Nitrat oder Salpetersäure, aber nach einiger Zeit von Suche Ich habe nur das genommen, was ich gefunden habe, um meinen Standpunkt zu beweisen.)

Staudinger und Meyer haben 1919 ähnlich Dimethylanilinoxid gezeichnet: ^[2‹

Ich konnte den Zeitpunkt nicht finden, zu dem Die Einstellungen haben sich geändert, also habe ich aufgegeben. Es muss irgendwann gewesen sein, als die Quantenchemie von Orbitalen immer besser verstanden wurde und festgestellt wurde, dass es nur vier Orbitale gibt, zu denen Stickstoff für die Bindung Zugang hat (2s und drei 2p). Von nun an beschrieben die Menschen Strukturen mit Stickstoff im Zentrum mit nur vier Bindungen, was die Realität besser widerspiegelt.

Für Elemente höherer Perioden, insbesondere Schwefel und Phosphor, ziehen viele Menschen immer noch zu viele Bindungen vor, anstatt zu schreiben ladungsgetrennte Strukturen. Dies wird oft mit „D-Orbital-Partizipation“ erklärt – aber aus praktischer Sicht hat das 3D-Orbital eine sehr ähnliche Energie wie 4s, aber niemand schlägt eine 4s-Partizipation vor. Alle erweiterten Oktett-Strukturen können auf eine Weise gezeichnet werden, die der Oktettregel entspricht. Daher ist es möglicherweise nur eine Frage der Zeit, bis $ \ ce {P = O} $ -Bindungen in Phosphat verschwinden.

Für Regeln zur Bestimmung der Wahrscheinlichkeit von Lewis-Strukturen ist dies ein besserer Satz:

1. Lewis-Strukturen, bei denen alle Atome ein Oktett (Dublett für Wasserstoff) haben, werden bevorzugt.

2. Wenn 1. nicht erfüllt werden kann, werden Lewis-Strukturen mit der geringsten Anzahl von Elementen mit Suboktettstrukturen bevorzugt.

3. Wenn 1. oder 2. eine Reihe möglicher Strukturen generieren, wählen Sie eine mit einer minimalen Anzahl formaler Gebühren.

4. Wenn 3. eine Reihe möglicher Strukturen hinterlässt, wählen Sie eine, bei der die formalen Ladungen nach Elektronegativität verteilt sind (elektronegative Elemente mit negativen formalen Ladungen).

5. Wenn 4. eine Reihe möglicher Strukturen hinterlässt, wählen Sie eine aus, in der die formalen Ladungen enthalten sind sind näher beieinander.

6. Wenn Ihre endgültige Struktur eine hat Erweitertes Oktett für ein Hauptgruppenelement, beginnen Sie erneut bei 1.

Referenzen:

[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 .

Kommentare

• Ich habe sogar Trifluoraminoxid mit einer Doppelbindung gezogen gesehen von Stickstoff zu Sauerstoff, wodurch 10 Elektronen um Stickstoff entstehen. Die Stickstoff-Sauerstoff-Bindung hat tatsächlich Doppelbindungscharakter, aber dies kommt von ionisch beitragenden Strukturen der Form $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, nicht von irgendetwas mit zehn Valenzelektronen auf Stickstoff.

Auch wenn Sie ein gefülltes Oktett haben, wenn das Zentralatom eine positive formale Ladung hat, wir bilden im Allgemeinen Doppelbindungen, bis die formale Ladung so nahe wie möglich auf 0 reduziert ist, da dies die stabilere Konfiguration ist. Es gibt jedoch einige Ausnahmen.

Bitte werfen Sie einen Blick auf das Chloration. Für Chlorat würden Sie erwarten, vier einfach gebundene Sauerstoffatome im Chlor zu belassen. Wir haben jedoch eine formale Ladung von +3 auf dem Chlor und -1 auf jedem der Sauerstoffatome. Daher bilden wir Doppelbindungen, bis die formale Ladung entfernt ist und nur noch eine formale Ladung von -1 auf dem einfach gebundenen Sauerstoff verbleibt.

Bearbeiten: Wenn Sie Ihre Frage betrachten, wird die Struktur auf der linken Seite sogar bevorzugt obwohl der rechts eine niedrigere formale Ladung hat.

Vielleicht hat Wikipedia die falsche Struktur für die Salpetersäureseite? Es sieht so aus, als ob alle Sauerstoffatome in der Abbildung oben rechts einfach gebunden sind.

https://en.wikipedia.org/wiki/Nitric_acid

Auf der Suche nach Bildern hat Wikipedia die richtigen Resonanzstrukturen mit dem doppelt gebundenen Sauerstoff, es gibt jedoch nur eine Doppelbindung, die unserer Erwartung entspricht, nämlich zwei Doppelbindungen.

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitric-acid-resonance-A.png

Kommentare

• Ja, in der Tat. Widerspricht dieses Prinzip nicht ‚ der Struktur von HNO3? Die formale Ladung des Zentralatoms (Stickstoff) soll +1 betragen.
• @ZaferCesur Chlor und Stickstoff unterscheiden sich grundlegend. Das Stickstoffatom hat kein d-Orbital, da es sich um die zweite Periode handelt. Es hat nur s und p und die maximale Anzahl von Elektronen, die es aufnehmen kann, ist 8. Chlor befindet sich in der 3. Periode. Es kann bis zu 18 Elektronen aufnehmen.
• Okay, ich habe es jetzt!Sie sollten vielleicht eine Antwort posten, damit ich abstimmen kann oder so.
• @XiaoleiZhu Ja, in diesem Fall ist es nicht möglich, zwei Doppelbindungen zu bilden, da verlängerte Oktette nur von Atomen mit freien d-Orbitalen gebildet werden in der Valenzschale (p-Elemente aus der dritten oder späteren Periode). Vielen Dank für die Klarstellung.
• Das Wiki-Bild ist ein Diagramm, das nur eine Bindungs- und Winkelabbildung ist. Selbst in Chlor (insbesondere und unteren Elementen) spielen d-Orbitale keine Rolle bei der Bindung (@XiaoleiZhu). Das Konzept der Hypervalenz (siehe auch Goldbook ) wird immer noch kritisiert und man bezieht sich normalerweise darauf Vier-Elektronen-Drei-Zentren-Bindungen, anstatt d-Orbitale in Hauptgruppenelementen einzuschließen.

Drei Sauerstoffatome sind an ein Stickstoffatom gebunden. Sauerstoff, der elektronegativer ist, zieht das Paar an Ein Teil des Sauerstoffs bindet an ein Wasserstoffatom und teilt ein Elektron mit Stickstoff, um sein Oktett zu vervollständigen, und das verbleibende Sauerstoffatom teilt ein anderes Elektron mit dem Stickstoffatom. Auf diese Weise werden Elektronenpaare teilweise gespendet und eine koordinierte kovalente oder dative Bindung wird gebildet