De Lewis-structuur van HNO3

Stikstof zit in de tweede rij zonder $ d $ orbitaal in de valentieschil. Het gehoorzaamt de octetregel en kan niet meer dan 8 elektronen hebben.

Er zijn uitzonderingen op de octetregel. Het hebben van minder dan 8 elektronen heeft minder de voorkeur, maar is nog steeds mogelijk, en wordt vaak gezien bij vrije radicalen en kationen. Aan de andere kant is het hebben van meer dan 8 elektronen buitengewoon ongunstig voor atomen van de tweede periode. Dergelijke elektronische structuren kunnen worden gevonden in extreem onstabiele soorten of aangeslagen toestanden, zoals de CH5-radicaal.

Ter vergelijking: eerste schilatomen gehoorzamen aan de duetregel, terwijl atomen in de derde schil en daarbuiten 18- elektronenregel, 12-elektronenregel of 8-elektronenregel. De 18-elektronenregel en 12-elektronenregels zijn echter veel minder strikt dan de 8-elektronenregel en overtredingen komen vaak voor.

Volgens valentiebindingstheorie is de elektronische structuur van een molecuul een combinatie van alle mogelijke resonantiestructuren die je kunt opschrijven, inclusief structuren met alle mogelijke formele ladingen en vreemde elektronentellingen. Hun bijdragen zijn echter niet gelijk. sommige zijn gunstiger dan andere.

Voor HNO3, om aan de octetregel te voldoen, zou het stikstofatoom 1 dubbele binding en 2 enkele bindingen vormen. Op basis van alleen de octetregel zijn er 3 mogelijke resonantiestructuren die gunstig zijn.

De eerste twee resonantiestructuren zijn aanzienlijk gunstiger dan de derde, omdat ze een kleinere hoeveelheid formele ladingen hebben. Als gevolg hiervan schrijven we meestal alleen de twee dominante structuren. De binding tussen OH en N is bijna een normale enkele binding. De andere twee NO-bindingen hebben een bindingsvolgorde in de buurt van 1,5.

Het is ook gebruikelijk om een mengsel van resonantiestructuren te schrijven als de hybride vorm

Merk op dat deze weergave is geen enkele Lewis-structuur , maar een handige manier om veel resonantiestructuren in dezelfde figuur weer te geven. Het geeft geen informatie over de exacte bindingsvolgorde of formele kosten op individuele atomen. De stippellijnen geven aan dat in sommige structuren waar die binding een enkele binding is en in andere een dubbele binding, en de volgorde ergens tussen 1 en 2 ligt.

Nou! hier is een korte snelle reactie .. !!

Ik was er vrij zeker van dat de Lewis-structuur van $ \ ce {HNO3} $ degene zou zijn met 0 formele aanklacht en toen vond ik dit . Hoewel deze link alleen laat zien hoe de formele kosten op $ \ ce {HNO3} $ berekend moeten worden, maar het geeft wel een kleine hint.

Ten tweede kwam de gedachte bij me op dat als je je op Resonantie gaat concentreren, er dubbel bindingskarakter op beide bindingen tussen N & O.

Historisch gezien was er niets mis met structuren zoals degene die je aan de rechterkant tekende.Iwan Ostromisslensky had geen problemen met het trekken van 4-chloor-1,2-dinitrobenzeen met een vijfwaardige stikstof in 1908. ^[1] (Ja, een nitrogroep is geen nitraat of salpeterzuur, maar na enige tijd zoeken heb ik zojuist genomen wat ik vond om mijn punt te bewijzen.)

Staudinger en Meyer trokken op dezelfde manier dimethylanilinoxide in 1919: ^{[[2 ]}

Ik kon het tijdstip niet vinden waarop voorkeuren veranderden, dus ik gaf het op. Het moet ergens zijn geweest dat de kwantumchemie van orbitalen beter en beter begrepen werd, en men realiseerde zich dat er slechts vier orbitalen zijn waar stikstof toegang toe heeft voor binding (2s en drie 2p). Voortaan beschreven mensen structuren met stikstof in het midden met slechts vier bindingen, wat de realiteit beter weerspiegelt.

Voor elementen uit hogere perioden, met name zwavel en fosfor, kiezen veel mensen er nog steeds voor om te veel bindingen te trekken in plaats van te schrijven lading-gescheiden structuren. Dit wordt vaak verklaard met ‘d-orbitale participatie’ – maar vanuit praktisch oogpunt heeft de 3d orbitaal een zeer vergelijkbare energie als 4s, maar niemand suggereert 4s-deelname. Alle extended octet-structuren kunnen worden getekend op een manier die overeenkomt met de octetregel, dus misschien is het slechts een kwestie van tijd voordat $ \ ce {P = O} $ bindingen in fosfaat verdwijnen.

Wat betreft regels om de waarschijnlijkheid van Lewis-structuren te bepalen, is dit een betere set:

1. Lewis-structuren waarin alle atomen een octet hebben (doublet voor waterstof) hebben de voorkeur.

2. Als 1. niet kan worden vervuld, hebben Lewis-structuren met het minste aantal elementen met sub-octetstructuren de voorkeur.

3. Als 1. of 2. een set van mogelijke structuren genereert, kies er dan een met een minimaal aantal formele kosten.

4. Als 3. een reeks mogelijke structuren achterlaat, kies dan een waar de formele ladingen worden verdeeld volgens elektronegativiteit (elektronegatieve elementen met negatieve formele ladingen).

5. Als 4. een reeks mogelijke structuren achterlaat, kies er dan een waarin de formele ladingen zijn dichter bij elkaar.

6. Als uw uiteindelijke structuur een uitgebreid octet op een hoofdgroepelement, begin opnieuw bij 1.

Referenties:

[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 .

Opmerkingen

• Ik heb zelfs trifluoramineoxide gezien, getrokken met een dubbele binding van stikstof tot zuurstof waardoor 10 elektronen rond stikstof ontstaan. De stikstof-zuurstofbinding heeft eigenlijk een dubbele binding, maar deze komt van ionische bijdragende structuren in de vorm $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, niet iets met tien valentie-elektronen op stikstof. / li>

Ook al heb je misschien een gevuld octet, als het centrale atoom een positieve formele lading heeft, vormen in het algemeen dubbele bindingen totdat de formele lading zo dicht mogelijk tot 0 is teruggebracht, aangezien dat de stabielere configuratie zal zijn. Er zijn echter enkele uitzonderingen.

Kijk eens naar het chloraation. Voor chloraat zou je verwachten dat er vier enkelvoudig gebonden zuurstofatomen aan het chloor overblijven, maar er blijft een formele lading over van +3 op het chloor en -1 op elk van de zuurstofatomen. Daarom vormen we dubbele bindingen totdat de formele lading is verwijderd en blijft er alleen een formele lading over van -1 op de enkelvoudig gebonden zuurstof.

bewerken: kijkend naar uw vraag heeft de structuur aan de linkerkant de voorkeur, zelfs hoewel degene aan de rechterkant een lagere formele aanklacht heeft.

Misschien heeft Wikipedia de verkeerde structuur voor de salpeterzuurpagina? Het lijkt erop dat alle zuurstofatomen enkelvoudig gebonden zijn in de figuur rechtsboven.

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

Op zoek naar afbeeldingen, Wikipedia heeft de juiste resonantiestructuren met de dubbel gebonden zuurstof, maar er is slechts één dubbele binding in tegenstelling tot wat we verwachten, namelijk twee dubbele bindingen.

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

Reacties

• Ja, inderdaad. Is dit principe echter niet in ‘ in strijd met de structuur van HNO3? De formele lading van het centrale atoom (stikstof) zou +1 zijn.
• @ZaferCesur Chloor en stikstof zijn fundamenteel verschillend. Stikstofatoom heeft geen d-orbitaal omdat het de tweede periode is. Het heeft alleen s en p en het maximale aantal elektronen dat het kan bevatten is 8. Chloor zit in de 3e periode. Het kan maximaal 18 elektronen bevatten.
• Oké, ik heb het nu!Je zou misschien een antwoord moeten posten zodat ik kan upstemmen of zoiets.
• @XiaoleiZhu Ja, in dit geval is het niet mogelijk om twee dubbele bindingen te vormen, aangezien uitgebreide octetten alleen worden gevormd door atomen met lege d-orbitalen in de valentieschil (p-elementen uit de derde of latere perioden). Bedankt voor de opheldering.
• De Wiki-afbeelding is een grafiek die slechts een binding en hoekafbeelding is. Zelfs in chloor (vooral, en lagere elementen) spelen d-orbitalen geen rol bij het binden (@XiaoleiZhu). Het concept van hypervalency (zie ook goldbook ) staat nog steeds onder kritiek en er wordt meestal naar verwezen vier-elektronen-drie-middelpunten, in plaats van d-orbitalen op te nemen in hoofdgroepselementen.

Drie zuurstofatomen zijn gebonden aan één stikstofatoom. Omdat zuurstof meer elektronegatief is, wordt het paar aangetrokken elektron meer strogly.Een van de zuurstof bindt zich met een waterstofatoom en deelt een elektron met stikstof om zijn octet te voltooien en het resterende zuurstofatoom deelt een ander elektron met stikstofatoom. Op deze manier worden elektronenparen gedeeltelijk gedoneerd en wordt een gecoördineerde covalente of datieve binding gevormd