Lewis-strukturen til HNO3

Nitrogen er i det andre rad uten $ d $ orbital i valensskallet. Den overholder oktettregelen og kan ikke ha mer enn 8 elektron.

Det er unntak fra oktettregelen. Å ha mindre enn 8 elektron er mindre å foretrekke, men fortsatt mulig, og blir ofte sett i frie radikaler og kationer. På den annen side er å ha mer enn 8 elektron ekstremt ugunstig for atomer i andre periode. Slike elektroniske strukturer kan bli funnet i ekstremt ustabile arter eller eksiterte tilstander, som CH5-radikalen.

Som en sammenligning, følger de første skallatomer duettregelen mens atomer i 3. skall og utover kan adlyde 18 elektronregel, 12-elektronregel eller 8-elektronregel. Imidlertid er 18-elektronregler og 12-elektronregler mye mindre strenge enn 8-elektronregler og brudd er vanlig sted.

I følge valensbindingsteori , er den elektroniske strukturen til et molekyl en kombinasjon av all mulig resonansstruktur som du kan skrive ned, inkludert strukturer med alle mulige formelle ladninger og merkelige elektronteller. Imidlertid er deres bidrag ikke engang. noen av dem er gunstigere enn andre.

For HNO3, for å tilfredsstille oktettregelen, ville nitrogenatomet danne 1 dobbeltbinding og 2 enkeltbindinger. Basert på oktettregelen alene er det 3 mulige resonansstrukturer som er gunstige.

Imidlertid er den første to resonansstrukturer er betydelig gunstigere enn den tredje, fordi de har mindre formelle kostnader. Som et resultat skriver vi vanligvis bare de to dominerende strukturene. Båndet mellom OH og N er nær en normal enkeltbinding. De to andre NO-obligasjonene har obligasjonsrekkefølge nær 1,5.

Det er også vanlig å skrive en blanding av resonansstrukturer som hybridform

Merk at denne representasjonen er ikke en enkelt Lewis-struktur , men en praktisk måte å representere mange resonansstrukturer i samme figur. Det gir ingen informasjon om den eksakte obligasjonsordren eller formelle avgifter på individuelle atomer. De stiplede linjene indikerer at i noen strukturer der bindingen er en enkeltbinding og i andre en dobbeltbinding, og rekkefølgen er et sted mellom 1 og 2.

Vel! her er et kort raskt svar .. !!

Jeg var ganske sikker på at Lewis-strukturen på $ \ ce {HNO3} $ ville være den med 0 formell kostnad og enn jeg fant dette . Selv om denne lenken bare viser hvordan man beregner formell kostnad på $ \ ce {HNO3} $, men det gir et lite hint.

For det andre kom en tanke opp i tankene mine at hvis du vil fokusere på resonans, vil det være dobbeltbindingskarakter på begge bindinger mellom N & O.

Historisk sett var det ikke noe galt med strukturer som den du tegnet til høyre.Iwan Ostromisslensky hadde ingen problemer med å tegne 4-klor-1,2-dinitrobenzen med et pentavalent nitrogen i 1908. ^[1] (Ja, en nitrogruppe er ikke nitrat eller salpetersyre, men etter en tid med søker jeg bare tok det jeg fant for å bevise poenget mitt.)

Staudinger og Meyer tegnet dimetylanilinoxid på samme måte i 1919: ^{[2 ]}

Jeg klarte ikke å finne tidspunktet da preferanser endret seg så jeg ga opp. Det må ha vært en gang da kvantekjemien til orbitaler ble bedre og bedre forstått, og det ble innsett at det bare er fire orbitaler nitrogen har tilgang til for binding (2s og tre 2p). Fremover beskrev folk strukturer med nitrogen i sentrum med bare fire bindinger, noe som gjenspeiler virkeligheten bedre.

For elementer av høyere perioder, særlig svovel og fosfor, velger mange fortsatt å trekke for mange bindinger i stedet for å skrive ladningsseparerte strukturer. Dette forklares ofte med ‘d-orbital deltagelse’ – men fra et praktisk synspunkt har 3d orbital en veldig lik energi til 4s, men ingen antyder 4s deltakelse. Alle strukturer med utvidet oktett kan tegnes på en måte som samsvarer med oktettregelen, så det er kanskje bare et spørsmål om tid til $ \ ce {P = O} $ obligasjoner i fosfat forsvinner.

Når det gjelder regler for å bestemme sannsynligheten for Lewis-strukturer, er dette et bedre sett:

1. Lewis-strukturer der alle atomer har en oktett (dublett for hydrogen) foretrekkes.

2. Hvis 1. ikke kan oppfylles, foretrekkes Lewis-strukturer som har minst antall elementer med suboktetstrukturer.

3. Hvis 1. eller 2. genererer et sett med mulige strukturer, velg en som har et minimalt antall formelle kostnader.

4. Hvis 3. etterlater et sett med mulige strukturer, velger du en der formelle ladninger fordeles i henhold til elektronegativitet (elektronegative elementer som har negative formelle ladninger).

5. Hvis 4. etterlater et sett med mulige strukturer, velg en der de formelle ladningene er tettere sammen.

6. Hvis den endelige strukturen din har en utvidet oktett på et hovedgruppeelement, start på nytt ved 1.

Referanser:

[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 til og med sett trifluoroaminoksid tegnet med dobbeltbinding fra nitrogen til oksygen og danner 10 elektroner rundt nitrogen. Nitrogen-oksygenbindingen har faktisk dobbeltbindingskarakter, men dette kommer fra ioniske medvirkende strukturer av formen $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, ikke noe med ti valenselektroner på nitrogen.

Selv om du kan ha en fylt oktett, hvis sentralatomet har en positiv formell ladning, danner vanligvis dobbeltbindinger til den formelle ladningen er redusert til 0 så nært som mulig, da det vil være den mer stabile konfigurasjonen. Det er imidlertid noen unntak.

Ta en titt på klorionet. For klorat, forventer du å etterlate fire enkeltbundne oksygener til kloren, men vi har igjen en formell ladning på +3 på klor og -1 på hver av oksygene. Derfor danner vi dobbeltbindinger til den formelle ladningen er fjernet og har bare en formell ladning på -1 på det enkeltbundne oksygenet.

rediger: å se på spørsmålet ditt er strukturen til venstre foretrukket til og med selv om den til høyre har en lavere formell kostnad.

Kanskje Wikipedia har feil struktur for salpetersyre-siden? Det ser ut til at alle oksygenatomene er enkeltbundet i figuren øverst til høyre.

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

På jakt etter bilder, har Wikipedia de riktige resonansstrukturene med dobbeltbundet oksygen, men det er bare en dobbeltbinding i motsetning til hva vi forventer, som er to dobbeltbindinger.

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

Kommentarer

• Ja, faktisk. Er ikke ‘ ikke dette prinsippet i strid med strukturen til HNO3? Den formelle ladningen til senteratomet (nitrogen) sies å være +1.
• @ZaferCesur Klor og nitrogen er fundamentalt forskjellige. Nitrogenatom har ingen d-bane fordi det er den andre perioden. Den har bare s og p, og det maksimale antallet elektron den kan holde er 8. Klor er i 3. periode. Den har plass til opptil 18 elektroner.
• Ok, jeg har fått det nå!Du burde kanskje legge ut et svar slik at jeg kan oppstemme eller noe.
• @XiaoleiZhu Jepp, i dette tilfellet er det ikke mulig å danne to dobbeltbindinger da utvidede oktetter bare dannes av atomer med ledige d-orbitaler i valensskallet (p-elementer fra tredje eller senere periode). Takk for avklaringen.
• Wiki-bildet er en graf som bare er en bindings- og vinkelkartlegging. Selv i klor (spesielt, og lavere elementer) har d-orbitaler ingen rolle i binding (@XiaoleiZhu). Konseptet med hypervalency (se også gullbok ) er fortsatt under kritikk og man refererer vanligvis til fire-elektron-tre-senterbindinger, i stedet for å inkludere d-orbitaler i hovedgruppeelementene.

Tre oksygener er avgrenset til ett nitrogenatom. Oksygen som er mer elektronegativ tiltrekker paret elektron mer strogly.Ett av oksygenet binder seg med et hydrogenatom og deler et elektron med nitrogen for å fullføre oktetten, og det gjenværende oksygenatomet deler et annet elektron med nitrogenatom. På denne måten doneres elektronpar delvis og koordinert kovalent eller dativbinding dannes