Bei einer Chemie-Hausaufgabe werden wir gebeten, die Lewis-Struktur von $ \ ce {N3-} zu zeichnen. $ .
Meine Antwort:
- Stickstoff hat normalerweise fünf Elektronen in seiner Wertigkeit; $ \ ce {N. -} $ hat sechs. Dies ergibt insgesamt 16 Elektronen.
- Wenn wir die negative Ladung auf das Zentralatom platzieren, erhalten wir eine Struktur von $ \ ce {N = N ^ – = N} $
- Dies hat eine formale Gebühr von $ (- 1) $ auf jedem der seitlichen Stickstoffatome und $ (2) $ auf dem zentralen Stickstoffatom , sobald Sie das zusätzliche Elektron berücksichtigt haben, Daher fallen die formellen Gebühren nur dann auf, wenn Sie das hinzugefügte Elektron berücksichtigen.
Antwort der Hausaufgaben-Software:
- Die c Die richtige Antwort lautet $ \ ce {N # N + -N ^ 2 -} $
Das ist alles, was es sagt. Mein Verständnis von warum dies gültig ist, ist, dass dies eine formale Gebühr von $ (0) $ für jedes Atom ergibt, im Gegensatz zur Mittelung
Ich nehme an, die zweite Form ist sinnvoll, da sie „eine geringere formale Ladung am Zentralatom darstellt. Wenn ja, warum bevorzugen Online-Ressourcen die erste? Gibt es hier eine gewisse Resonanz und Die tatsächliche Struktur hat Bond-Ordnungen von $ \ frac52 $ und $ \ frac32 $ ?
Kommentare
- Wenn Sie die negative Ladung auf das Zentralatom Ihrer Struktur legen, ' überschreiten Sie das Oktett. Stattdessen möchten Sie möglicherweise eine positive Ladung dort platzieren.
- @IvanNeretin Warum überschreite ich ein Oktett? Stickstoff hat normalerweise fünf Elektronen in seiner Valenz, das Hinzufügen eines Elektrons ergibt sechs Es stellt mit jeder Seite Stickstoff eine Doppelbindung her und spendet Elektronen, um ihre Valenzen in dieser Version zu füllen.
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Chemie.stackexchange.com/questions/19904/… Chemie .stackexchange.com / question / 33101 / …
Antwort
Ihre vorgeschlagene Struktur ist falsch. Stickstoff überschreitet das Oktett in keiner seiner bekannten Verbindungen (und selbst wenn $ \ ce {NF5} $ entdeckt wird, wird es das Oktett nach allem, was wir wissen, nicht überschreiten weiß jetzt). Wenn Sie jedoch eine formale negative Ladung haben, bedeutet dies, dass normalerweise ein zusätzliches Elektron zu den 5 Stickstoff hinzugefügt wird; Wenn vier dieser sechs Elektronen zum Aufbau der Doppelbindungen verwendet werden, gibt es immer noch ein einzelnes Stickstoffpaar für insgesamt 10 Elektronen.
Wenn Sie Probleme haben, Lewis-Strukturen zu bestimmen, gibt es vier schnelle Berechnungen Dies können Sie tun, um Ihnen zu helfen:
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Addieren Sie alle Valenzelektronen, die die Atome in die Verbindung bringen.
Jeder Stickstoff hat fünf Elektronen und es gibt eine negative Ladung (zusätzlich) Elektron) also:$$ 3 \ times5 + 1 = 16 \ tag {1} $$
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Addieren Sie, wie viele Valenzelektronen benötigt werden, damit jedes Atom ein eigenes Oktett (für Wasserstoff: Dublett) hat.
Jeder Stickstoff möchte acht Elektronen, also:$$ 3 \ times8 = 24 \ tag {2} $$
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Nehmen Sie $ (2) – (1) $ . Dies stellt die Anzahl der Elektronen dar, die die Atome teilen müssen, dh die Anzahl der Bindungen.
$$ 24-16 = 8 \ tag {3} $$
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Nehmen Sie $ (1) – (3) $ . Dies stellt die Anzahl der Elektronen dar, die nicht an Bindungen teilnehmen müssen; Diese müssen dann als einzelne Paare verteilt werden.
$$ 16-8 = 8 \ tag {4} $$
Beginnen Sie dann mit dem Zeichnen, stellen Sie jedoch sicher, dass Sie so viele Einzelpaare und Bindungselektronen haben, wie in den Gleichungen angegeben. Wenn wir die einzelnen Paare ignorieren, können wir die folgenden möglichen Strukturen für $ \ ce {N3 -} $ erhalten:
$$ \ ce {N # NN} \ qquad \ qquad \ ce {N = N = N} \ qquad \ qquad \ ce {NN # N} $$
( Die Übung, vier einzelne Paare auf die drei Stickstoffatome zu verteilen, so dass jedes letztendlich acht Valenzelektronen hat, bleibt dem Leser überlassen, da ich zu faul bin, ChemDraw zu öffnen, um die Strukturen zu zeichnen.)
Nachdem Sie dies getan haben, müssen Sie sich mögliche formelle Gebühren ansehen. Teilen Sie dazu jede Bindung homogen d. H. Geben Sie jedem Atom eines der Bindungselektronen) und zählen Sie. Vergleichen Sie diese Anzahl mit dem, was ein Atom haben sollte; Die Differenz entspricht der formalen Ladung des Atoms.(Da Elektronen negativ sind, entspricht ein zusätzliches Elektron einer Ladung von $ – 1 $ .) Wenn wir für diese drei Strukturen fertig sind, kommen wir zu:
$$ \ ce {N # \ overset {+} {N} – \ overset {2 -} {N}} \ qquad \ qquad \ ce {\ overset {-} {N} = \ Overset {+} {N} = \ Overset {-} {N}} \ qquad \ qquad \ ce {\ Overset {2 -} {N} – \ Overset {+} {N} #N} $$
In jedem dieser Fälle summieren sich die formalen Ladungen zur Gesamtladung des Molekülions ( $ – 1 $ ) Dies ist ein Hinweis darauf, dass wir es richtig gemacht haben. (Auch hier habe ich die einzelnen Paare verlegen ausgelassen. Sie können meine formellen Anklagen verwenden, um zu bestimmen, wo und wie viele sie hätten sein sollen.)
Es gibt kein Prinzip für formelle Null-Anklagen. Bei Debatten zwischen verschiedenen Strukturen ist eine Struktur mit weniger formellen Gebühren jedoch oft (nicht immer!) „Günstiger“. (Der eigentliche Begriff sollte „trägt mehr zum Gesamtbild bei“ lauten, aber das kann zu diesem Zeitpunkt zu verwirrend sein.)
Aber welcher der drei Begriffe ist richtig? Sie alle sind es! Tatsächlich ist dies das, was als Mesomerie bekannt ist: Wir haben eine Reihe von (Resonanz-) Strukturen, die alle die tatsächliche Verbindung ein wenig erklären, aber keine die absolute Wahrheit enthalten. Um dies zu zeigen, werden normalerweise Resonanzpfeile zwischen den Darstellungen gezeichnet:
$$ \ ce {N # \ overset {+} {N} – \ overset {2 -} {N} < – > \ overset {-} {N} = \ overset {+} {N} = \ overset {-} {N} < – > \ overset {2 -} {N} – \ overset {+} {N} # N} $$
Der Hauptunterschied zwischen korrekten Strukturen und Ihrem Vorschlag besteht darin, dass das zentrale Stickstoffatom niemals eine negative formale Ladung tragen kann, da es nur vier Bindungen an seine Nachbarn aufnehmen muss möglich für $ \ ce {N +} $ .
Die Antwort in der Antwort auf die Hausaufgaben lautet: Sie ist nicht genau richtig, weil sie unvollständig ist . Alle drei Strukturen sollten als korrekt markiert werden – bis das Konzept der Resonanz offiziell eingeführt wurde. Zu diesem Zeitpunkt sollte nur eine Kombination der drei Strukturen vorhanden sein.
Kommentare
- Aber … aber … Sie benötigen ' kein ChemDraw, wenn dies mit der el3g4nt MathJax-Syntax möglich ist: $$ \ ce {: \! \! N # \ overset {+} {{N}} – \ overset {2 -} {\ overset {\ Large. \! \!.} {\ underset {\ Large. \! \ !.} {N}}} \! \!:} $$ * Übermütiger Alkoholiker *
- @andselisk Ich dachte tatsächlich darüber nach, sie mit MathJax zu zeichnen, entschied dann aber, dass heute nicht der Tag dafür war Kaninchenbau. Aber danke für ein herzliches Lachen! = D
- Okay, ich sehe zumindest, wo ich falsch gelaufen bin. Im Unterricht wurde Resonanz eingeführt, wodurch einige dieser Hausaufgabenprobleme noch mehr am Kopf kratzen, da es mehr als eine gleichermaßen richtige Antwort gibt.