Structura Lewis a HNO3

Azotul este în a doua rând fără $ d $ orbital în coaja de valență. Acesta respectă regula octetului și nu poate avea mai mult de 8 electroni.

Există excepții de la regula octetului. A avea mai puțin de 8 electroni este mai puțin preferabil, dar este încă posibil, și este frecvent observat în radicalii liberi și cationii. Pe de altă parte, având mai mult de 8 electroni este extrem de nefavorabil pentru atomii de a doua perioadă. Astfel de structuri electronice pot fi găsite în specii extrem de instabile sau stări excitate, cum ar fi radicalul CH5.

Ca o comparație, primii atomi de coajă respectă regula duetului, în timp ce atomii din a treia coajă și dincolo pot asculta 18- regula electronilor, regula 12 electroni sau regula electronica 8. Cu toate acestea, regula cu 18 electroni și regulile cu 12 electroni sunt mult mai puțin stricte decât regula cu 8 electroni, iar încălcările sunt obișnuite.

Conform teoriei legăturilor de valență , structura electronică a unei molecule este o combinație a tuturor structurilor de rezonanță posibile pe care le puteți nota, incluzând structuri cu toate sarcinile formale posibile și numărarea ciudată de electroni. Cu toate acestea, contribuțiile lor nu sunt chiar egale. unele dintre ele sunt mai favorabile decât altele.

Pentru HNO3, pentru a satisface regula octetului, atomul de azot ar forma 1 legătură dublă și 2 legături simple. Numai pe baza regulii octetului, există 3 structuri de rezonanță posibile care sunt favorabile.

Cu toate acestea, prima două structuri de rezonanță sunt semnificativ mai favorabile decât a treia, deoarece au o cantitate mai mică de sarcini formale. Ca rezultat, de obicei scriem doar cele două structuri dominante. Legătura dintre OH și N este apropiată de o legătură simplă normală. Celelalte două legături NO au ordinea legăturilor aproape de 1,5.

Este, de asemenea, obișnuit să scrieți un amestec de structuri de rezonanță ca formă hibridă

Rețineți că această reprezentare nu este o singură structură Lewis , ci o modalitate convenabilă de a reprezenta multe structuri de rezonanță în aceeași figură. Nu oferă informații despre ordinea exactă a obligațiunilor sau taxele formale pe atomii individuali. Liniile punctate indică faptul că în unele structuri în care acea legătură este o legătură simplă și în altele o legătură dublă, iar ordinea este undeva între 1 și 2.

Ei bine! iată un scurt răspuns rapid … !!

Eram destul de sigur că structura lewis a $ \ ce {HNO3} $ va fi cea cu 0 taxă formală și decât am găsit aceasta . Deși acest link arată doar cum să calculați taxa formală pentru $ \ ce {HNO3} $, dar oferă un mic indiciu.

În al doilea rând, mi-a venit în minte că, dacă vă veți concentra pe rezonanță, va exista caracter dublu legătură pe ambele legături între N & O.

Din punct de vedere istoric, nu era nimic în neregulă cu structuri precum cea pe care ați desenat-o în dreapta.Iwan Ostromisslensky nu a avut probleme la extragerea 4-clor-1,2-dinitrobenzenului cu azot pentavalent în 1908. (Da, o grupare nitro nu este azotat sau acid azotic, dar după un timp de căutând, am luat ceea ce am găsit pentru a-mi demonstra punctul de vedere.)

Staudinger și Meyer au desenat dimetilanilinoxid în mod similar în 1919: ^[2]

Nu am putut găsi momentul în care preferințele s-au schimbat, așa că am renunțat. Trebuie să fi existat cândva când chimia cuantică a orbitalilor a devenit din ce în ce mai bine înțeleasă și s-a realizat că există doar patru orbitali la care are acces azotul pentru legare (2s și 3 2p). În continuare, oamenii au descris structuri cu azot în centru doar cu patru legături, reflectând mai bine realitatea.

Pentru elemente de perioade superioare, mai ales sulf și fosfor, mulți oameni aleg să tragă prea multe legături, mai degrabă decât să scrie structuri separate de sarcină. Acest lucru este adesea explicat prin „participare d-orbitală” – dar din punct de vedere practic, orbitalul 3d are o energie foarte asemănătoare cu 4s, dar nimeni nu sugerează participarea 4s. Toate structurile „octet extins” pot fi desenate într-un mod care se conformează regulii octetului, deci poate că este doar o chestiune de timp până când obligațiunile $ \ ce {P = O} $ din fosfat dispar.

În ceea ce privește regulile pentru a determina probabilitatea structurilor Lewis, acesta este un set mai bun:

1. Sunt preferate structurile Lewis în care toți atomii au un octet (dublet pentru hidrogen).

2. Dacă 1. nu poate fi îndeplinit, sunt preferate structurile Lewis care au cel mai mic număr de elemente cu structuri sub-octet.

3. Dacă 1. sau 2. generează un set de structuri posibile, alege unul care are un număr minim de sarcini formale.

4. Dacă 3. lasă un set de structuri posibile, alege una în care sarcinile formale sunt distribuite în funcție de electronegativitate (elemente electronegative care au sarcini formale negative).

5. Dacă 4. lasă un set de structuri posibile, alegeți una în care sarcinile formale sunt mai apropiate.

6. Dacă structura dvs. finală are un octet extins pe un element de grup principal, începeți din nou de la 1.

Referințe:

[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 .

Comentarii

• Am văzut chiar oxid de trifluoroamină tras cu o legătură dublă de la azot la oxigen formând 10 electroni în jurul azotului. Legătura azot-oxigen are de fapt un caracter dublu, dar acest lucru provine din structuri ionice care contribuie la forma $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, nu nimic cu zece electroni de valență pe azot.

Chiar dacă este posibil să aveți un octet umplut, dacă atomul central are o sarcină formală pozitivă, noi formează în general legături duble până când sarcina formală este redusă la 0 cât mai aproape posibil, întrucât aceasta va fi configurația mai stabilă. Cu toate acestea, există câteva excepții.

Vă rugăm să aruncați o privire la ionul clorat. Pentru clorat, v-ați aștepta să lăsați patru oxigeni simpli legați de clor, cu toate acestea, rămânem cu o sarcină formală de +3 pe clor și -1 pe fiecare dintre oxigeni. Prin urmare, formăm legături duble până când sarcina formală este îndepărtată și rămân doar cu o sarcină formală de -1 pe oxigenul legat simplu.

editați: privind întrebarea dvs., structura din stânga este preferată chiar deși cel din dreapta are o sarcină formală mai mică.

Poate Wikipedia are structura greșită pentru pagina cu acid azotic? Se pare că toți atomii de oxigen sunt uniți în figura din dreapta sus.

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

Căutând imagini, Wikipedia are structurile de rezonanță potrivite cu oxigenul dublu legat, cu toate acestea, există o singură legătură dublă contrară a ceea ce ne așteptăm, care este două legături duble.

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

Comentarii

• Da, într-adevăr. Nu ‘ acest principiu este însă în contradicție cu structura HNO3? Sarcina formală a atomului central (azot) se spune că este +1.
• @ZaferCesur Clorul și azotul sunt fundamental diferite. Atomul de azot nu are orbital d, deoarece este în a doua perioadă. Are doar s și p, iar numărul maxim de electroni pe care îl poate păstra este 8. Clorul este în a 3-a perioadă. Poate conține până la 18 electroni.
• Bine, l-am luat acum!Poate că ar trebui să postați un răspuns, astfel încât să pot susține votul sau ceva de genul.
• @XiaoleiZhu Da, în acest caz nu este posibil să se formeze două legături duble, deoarece octeții extinși sunt formați doar din atomi cu orbitali d vacanți în învelișul de valență (elemente p din perioada a treia sau ulterioară). Vă mulțumim pentru clarificare.
• Imaginea Wiki este un grafic care este doar o legătură de legătură și de unghi. Chiar și în clor (în special și în elementele inferioare) orbitalii d nu au niciun rol în legătură (@XiaoleiZhu). Conceptul de hipervalență (vezi și carte de aur ) este încă criticat și de obicei se face referire la legături cu patru electroni-trei-centre, mai degrabă decât cu includerea orbitalelor d în elementele grupului principal.

Trei oxigeni sunt delimitați de un atom de azot. Oxigenul fiind mai electronegativ atrage perechea de Unul dintre oxigen se leagă cu un atom de hidrogen și împarte un electron cu azot pentru a-și completa octetul, iar atomul de oxigen rămas împarte un alt electron cu atomul de azot. În acest fel, perechile de electroni sunt parțial donate și se formează o legătură covalentă sau dativă coordonată