Så jag kollade salpetersyrans struktur i Wikipedia, men jag kunde inte helt förstå varför det såg ut så för att det verkade för att motsäga följande påstående:
En Lewis-struktur med små eller inga formella avgifter föredras framför en Lewis-struktur med stora formella avgifter.
Om vi ritar den som den till höger får vi bli av med formella avgifter och strukturen sägs vara mer ”stabil”. Varför fungerar inte detta koncept i det här fallet?
Kommentarer
- vänster en uppfyller 8-elektronregeln (något liknande …)
- Ja men låt ’ s titta på ett annat exempel: H3PO4 Även om oktettformationen inte uppfylls, strukturen utan formella avgifter föredras. Här är jämförelsen: i.img ur.com/XLpgIjn.png
- Hur vet du vilken som föredras?
- Det är ganska strikt att antalet elektroner runt N inte ska överstiga 8. Att ha lägre än 8 elektroner är inte perfekt men ändå OK. Kväve har bara fyra valansorbital, tillräckligt för att rymma 8 elektroner. Det är inte en fråga om preferens – den andra strukturen är helt enkelt omöjlig. Det är precis som att du inte kan dra en dubbelbindning till en väteatom.
- Det är mycket viktigt att veta att Lewis-oktettregel är en sak och Lewis Formula en annan. Det betyder inte att de kanske inte kan kombineras. Den huvudsakliga bristen i Lewis-formeln är att den bara kan beskriva kovalenta bindningar med två elektroner vardera. Därför är en Lewis-struktur aldrig en fullständig representation av bindningsbilden.
Svar
Kväve är i det andra rad utan $ d $ orbital i valensskalet. Den följer oktettregeln och kan inte ha mer än 8 elektroner.
Det finns undantag från oktettregeln. Att ha mindre än 8 elektroner är mindre föredraget men fortfarande möjligt, och ses ofta i fria radikaler och katjoner. Å andra sidan är det mycket ogynnsamt för andra periodatomer att ha mer än 8 elektroner. Sådana elektroniska strukturer kan hittas i extremt instabila arter eller upphetsade tillstånd, såsom CH5-radikalen.
Som en jämförelse följer de första skalatomerna duettregeln medan atomer i det tredje skalet och därefter kan lyda 18- elektronregel, 12-elektronregel eller 8-elektronregel. 18-elektronregel och 12-elektronregler är dock mycket mindre strikta än 8-elektronregel och brott är vanligt förekommande.
Enligt valensbindningsteori , är den elektroniska strukturen i en molekyl en kombination av alla möjliga resonansstrukturer som du kan skriva ner, inklusive strukturer med alla möjliga formella laddningar och konstiga elektronantal. Men deras bidrag är inte ens. några av dem är mer fördelaktiga än andra.
För HNO3, för att tillfredsställa oktettregeln, skulle kväveatomen bilda 1 dubbelbindning och 2 enkelbindningar. Baserat på enbart oktettregeln finns det tre möjliga resonansstrukturer som är gynnsamma.
Men den första två resonansstrukturer är betydligt gynnsammare än den tredje, eftersom de har mindre formella avgifter. Som ett resultat skriver vi vanligtvis bara de två dominerande strukturerna. Bindningen mellan OH och N är nära en normal enkelbindning. De andra två NO-obligationerna har bindningsordning nära 1,5.
Det är också vanligt att skriva en blandning av resonansstrukturer som hybridform
Observera att denna representation är inte en enda Lewis-struktur , utan ett bekvämt sätt att representera många resonansstrukturer i samma figur. Den ger ingen information om den exakta obligationsorder eller formella avgifter för enskilda atomer. De streckade linjerna indikerar att i vissa strukturer där bindningen är en enkelbindning och i andra en dubbelbindning, och ordningen ligger någonstans mellan 1 och 2.
Svar
Tja! här är ett kort snabbt svar .. !!
Jag var ganska säker på att Lewis-strukturen på $ \ ce {HNO3} $ skulle vara den med 0 formell avgift och än jag hittade detta . Även om den här länken bara visar hur man beräknar formell laddning på $ \ ce {HNO3} $ men det ger en liten ledtråd.
För det andra kom en tanke i mig att om du fokuserar på resonans kommer det att finnas dubbelbindningstecken på båda bindningarna mellan N & O.
Svar
Historiskt sett var det inget fel med strukturer som den du ritade till höger.Iwan Ostromisslensky hade inga problem med att dra 4-klor-1,2-dinitrobensen med ett pentavalent kväve 1908. [1] (Ja, en nitrogrupp är inte nitrat eller salpetersyra, men efter en tid av sökande tog jag precis vad jag fann för att bevisa min poäng.)
Staudinger och Meyer ritade dimetylanilinoxid på samma sätt 1919: [2 ]
Jag kunde inte hitta tidpunkten när inställningarna ändrades så jag gav upp. Det måste ha varit någon gång när kvantkemi för orbitaler blev bättre och bättre förstått, och det insåg att det bara finns fyra orbitaler kväve har tillgång till för bindning (2s och tre 2p). Hädanefter beskrev människor strukturer med kväve i mitten med endast fyra bindningar, vilket bättre speglar verkligheten.
För element av högre perioder, särskilt svavel och fosfor, väljer många fortfarande att dra för många bindningar snarare än att skriva laddningsseparerade strukturer. Detta förklaras ofta med ”d-orbitaldeltagande” – men ur en praktisk synvinkel har 3d-orbitalet en mycket lik energi som 4s men ingen föreslår 4s-deltagande. Alla utökade oktettstrukturer kan ritas på ett sätt som överensstämmer med oktettregeln, så det är kanske bara en tidsfråga tills $ \ ce {P = O} $ -bindningar i fosfat försvinner.
När det gäller regler för att bestämma sannolikheten för Lewis-strukturer är detta en bättre uppsättning:
-
Lewis-strukturer där alla atomer har en oktett (dublett för väte) föredras.
-
Om 1. inte kan uppfyllas föredras Lewis-strukturer som har minst antal element med suboktetstrukturer.
-
Om 1. eller 2. generera en uppsättning möjliga strukturer, välj en som har ett minimalt antal formella avgifter.
-
Om 3. lämnar en uppsättning möjliga strukturer, välj en där de formella laddningarna fördelas enligt elektronegativitet (elektronegativa element som har negativa formella laddningar).
-
Om 4. lämnar en uppsättning möjliga strukturer, välj en där de formella laddningarna är närmare varandra.
-
Om din slutliga struktur har en utökad oktett på ett huvudgruppelement, börja igen vid 1.
Referenser:
[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
- Jag har till och med sett trifluoroaminoxid ritad med en dubbelbindning från kväve till syre, vilket gör 10 elektroner runt kväve. Kväve-syrebindningen har faktiskt dubbelbindningskaraktär, men detta kommer från jonbidragande strukturer av formen $ \ ce {(O = NF_2 ^ +) F ^ -} $, inte någonting med tio valenselektroner på kväve.
Svar
Även om du kan ha en fylld oktett, om den centrala atomen har en positiv formell laddning, bildar i allmänhet dubbelbindningar tills den formella laddningen reduceras till 0 så nära som möjligt eftersom det blir den mer stabila konfigurationen. Det finns dock några undantag.
Ta en titt på kloratjonen. För klorat kan du förvänta dig att lämna fyra enkelbundna oxygener till klor, men vi har dock en formell laddning på +3 på klor och -1 på var och en av oxygener. Därför bildar vi dubbelbindningar tills den formella laddningen avlägsnas och har bara en formell laddning på -1 på det enkelbundna syret.
redigera: när du tittar på din fråga föredras strukturen till vänster även även om den till höger har en lägre formell avgift.
Kanske har Wikipedia fel struktur för salpetersyrasidan? Det ser ut som att alla syreatomer är enkelbundna i figuren uppe till höger.
https://en.wikipedia.org/wiki/Nitric_acid
Letar du efter bilder har Wikipedia rätt resonansstrukturer med det dubbelbundna syret, men det finns bara en dubbelbindning i motsats till vad vi förväntar oss, det är två dubbelbindningar.
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitric-acid-resonance-A.png
Kommentarer
- Ja, verkligen. Motsvarar dock
inte denna princip med strukturen för HNO3? Den formella laddningen för centrumatomen (kväve) sägs vara +1.
Svar
Tre oxygener är avgränsade till en kväveatom. Syre som är mer elektronegativ lockar paret elektron mer strogly.Ett av syret binder till en väteatom och delar en elektron med kväve för att slutföra sin oktett och den återstående syreatomen delar en annan elektron med kväveatom. På detta sätt doneras elektronpar delvis och koordinat kovalent eller dativbindning bildas