5 eenvoudige stappen voor N3-Lewis-structuur, hybridisatie (opgelost!)

Het azide-ion (N₃⁻) heeft een lineaire structuur met in totaal 16 valentie-elektronen. Het bestaat uit drie stikstofatomen (N), waarbij het middelste N-atoom via dubbele bindingen aan de andere twee N-atomen is gebonden. De Lewis-structuur toont deze dubbele bindingen en een eenzaam elektronenpaar op elk terminaal N-atoom. Het centrale N-atoom heeft een negatieve lading. Het azide-ion is resonantiegestabiliseerd, met drie gelijkwaardige resonantiestructuren, die elk een ander N-atoom tonen dat de negatieve lading draagt. De elektronegativiteit van stikstof (3.04) en de hoge elektronendichtheid dragen bij aan de reactiviteit van N₃⁻ en zijn rol als nucleofiel in chemische reacties.

Slechts drie stikstofatomen vormen het azoide-ion (N₃^-). Twee N=N bindingen zijn aanwezig in de Lewis structuur van de N₃^- ion. Externe stikstofatomen bevatten twee eenzame paren, terwijl het kernstikstofatoom er geen heeft.

1. N₃^- Lewis-structuur
2. N₃^- lewis structuur octet regel
3. N₃^- lewis structuur resonantie
4. N₃^- Moleculaire Geometrie
5. N₃^- lewis structuur formele lading
6. N₃^- lewis structuur hoek:
7. N₃^- Hybridisatie

De linker en rechter stikstofatomen hebben een negatieve (-1) lading, terwijl het centrale stikstofatoom een ​​positieve (+1) lading heeft.

1. N3– Lewis-structuur:

Hier is een stapsgewijze handleiding over de N3 . tekenen- Lewis-structuur.

Stap 1: schets tekenen

• Tel om te beginnen het totale aantal valentie-elektronen.

Stikstof staat in groep 15 van het periodiek systeem. Als gevolg hiervan heeft stikstof vijf valentie-elektronen.

omdat nee₃^- bevat drie stikstofatomen,

De valentie-elektronen van drie stikstofatomen = 5 × 3 = 15

Omdat dan₃^- nu een negatieve (-1) lading heeft, moeten we nog een elektron toevoegen.

Als resultaat zijn er in totaal 15 + 1 = 16 valentie-elektronen

• Bereken vervolgens het totale aantal elektronenparen.

In totaal zijn er 16 valentie-elektronen. Deel deze waarde door twee om het totale aantal elektronenparen te krijgen.

Totaal elektronenparen = totale valentie-elektronen gedeeld door 2

Als resultaat zijn er 16 ÷ 2 = 8 totale elektronenparen.

• Bepaal het middelste atoom als derde.

We kunnen elk van de drie atomen als het centrale atoom beschouwen omdat ze allemaal stikstof zijn.

Laten we doen alsof het centrale atoom stikstof is.

• Maak tot slot een ruwe tekening.

Stap 2: Identificeer alleenstaande paren

We hebben hier in totaal acht elektronenparen. Er zijn eerder twee NN-obligaties geïdentificeerd. Als gevolg hiervan hoeven we alleen de resterende zes elektronenparen op de tekening als eenzame paren te labelen.

Onthoud dat, omdat stikstof een element uit periode 2 is, het maar 8 elektronen in zijn laatste schil kan hebben.

Begin altijd met het identificeren van alleenstaande paren van externe atomen. De buitenste atomen zijn stikstof, zowel links als rechts.

Er zijn dus drie alleenstaande paren voor linker- en rechterstikstof, en nul eenzame paren voor galopstikstof omdat alle zes elektronenparen zijn opgebruikt.

Teken op de tekening de volgende eenzame paren:

Stap 3: Kosten voor markeren

Bereken met behulp van de volgende formule de formele ladingen op atomen:

Formele lading = valentie-elektronen - niet-bindende elektronen - ½ bindende elektronen

Formele lading = 5 – 6 –½ (2) = -2 voor linker en rechter stikstofatomen.

Formele lading voor kernstikstofatoom = 5 – 0 – ½ (4) = +3

Omdat alle stikstofatomen in deze situatie ladingen hebben, teken je ze als volgt:

Omdat alle stikstofatomen ladingen hebben, is de structuur hieronder is geen stabiele Lewis structuur. Converteer daarom alleenstaande paren naar obligaties om de kosten te verlagen.

Stap 4: verlaag de kosten

Maak een nieuwe NN-binding met het middelste stikstofatoom door een alleenstaand paar van het linker stikstofatoom om te zetten.

Stap 5: De kosten moeten opnieuw worden verlaagd

Omdat stikstofatomen ladingen hebben, bouw je een nieuwe NN-binding met het middelste stikstofatoom door een alleenstaand paar van het rechter stikstofatoom als volgt om te zetten:

Het kernatoom (middelste stikstof) vormt een octet in de hierboven getoonde structuur. Hierdoor wordt voldaan aan de octetregel.

Op de atomen zitten nog ladingen.

Dit is acceptabel omdat het ideaal Lewis-structuur heeft een negatieve lading op het meest elektronegatieve element. Stikstof is in deze omstandigheid het meest elektronegatieve element.

Hierdoor is dit structuur is N3-'s meest stabiele Lewis structuur.

Omdat de N3- een negatieve (-1) lading heeft, voegt u haakjes toe aan de Lewis-structuur om die lading aan te geven:

2. N3– Lewis-structuuroctetregel:

EEN₃^- ion heeft in totaal acht valentie-elektronen.

N heeft 5 valentie-elektronen en de configuratie is 1s²2s²2p³, daarom N^-3 heeft 3 extra elektronen en het octet is compleet.

3. N3-Lewis-structuurresonantie:

Het azide-ion heeft resonantiestructuren die kunnen worden berekend. Deze worden hieronder weergegeven.

De aanwezigheid van drievoudige bindingen en het ontbreken van een octet in de bovengenoemde resonantieconfiguraties maken het ion onstabiel. Een dubbele lading op een kleine atoomachtige stikstof is ongebruikelijk onder de drievoudig gebonden resonantiestructuren.

Het ontbreken van een octet in de laatste twee veroorzaakt relatieve instabiliteit. Als resultaat zullen we kijken naar de Lewis-structuur met dubbele bindingen en een volledig octet hierboven geïllustreerd.

4. N3– Moleculaire geometrie:

De Lewis-structuur van een chemische stof geeft informatie over de moleculaire geometrie en elektronische vorm van dat molecuul.

Drie stikstofatomen vormen de Azide Lewis-structuur. Met de stikstofatomen eromheen creëert het centrale stikstofatoom twee dubbele bindingen. De atomen zullen elkaar afstoten, wat resulteert in een Lineaire Geometrie, volgens de VSEPR-hypothese.

De AXN-aanpak kan worden gebruikt om dit te valideren.

Het kernatoom Stikstof wordt weergegeven met de letter 'A'. Als resultaat is 'A' gelijk aan 1.

Het aantal atomen gebonden aan het middelste atoom wordt aangegeven met de letter 'X'. In dit voorbeeld zijn twee extra stikstofatomen verbonden met het kernstikstofatoom.

Als resultaat, X = 2.

Het aantal eenzame paren dat verbonden is met het centrale atoom wordt weergegeven door het symbool "N".

Er zijn geen eenzame paren in dit voorbeeld, dus N = 0.

Als gevolg hiervan zou het azide-ion worden aangeduid als AX₂ (N₃^-)

Een AX₂ kan worden aangetoond dat de opstelling overeenkomt met een lineaire moleculaire geometrie.

5. N3– Lewis-structuur formele lading:

Formele lading = (Aantal valentie e^- in vrij neutraal atoom) −1/2 (Aantal bindingen e^-) − (Aantal niet-bindende e^-)

We kunnen de formele lading bepalen met behulp van de voorgaande vergelijking.

N₁: 5−2−4 = −1

N₂: 5−4−0 = +1

N₃: 5−2−4 = −1

6. N3– Lewis-structuurhoek:

Volgens de VSEPR-theorie zullen de aanwezige stikstofatomen elkaar afstoten en zich in een lineair patroon rangschikken. Dit resulteert in 180° bindingshoeken.

7. N3– Hybridisatie:

Om de hybridisatie van het centrale atoom te identificeren, Lewis-structuur van het azide-ion moet worden onderzocht.

Door dubbele bindingen is het kernstikstofatoom chemisch verbonden met twee nabijgelegen stikstofatomen. We kunnen de hybridisatie snel vaststellen op basis van deze gegevens, omdat we het idee van elektronenregio's al hebben onderzocht.

Het middelste stikstofatoom is omgeven door twee gebieden. Als resultaat wordt bepaald dat de hybridisatie van het azide-ion sp is.

Lees ook:

• Xeo3 Lewis-structuur
• Hof Lewis-structuur
• Na3po4 Lewis-structuur
• Cho Lewis-structuur
• Cocl2 Lewis-structuur
• Hclo3 Lewis-structuur
• Hcl Lewis-structuur
• N2o4 Lewis-structuur
• Pcl4 Lewis-structuur
• Ph3 Lewis-structuur