Stickstoff befindet sich in der zweiten Reihe ohne $ d $ -Orbital in der Valenzschale. Es folgt der Oktettregel und kann nicht mehr als 8 Elektronen haben.

Es gibt Ausnahmen von der Oktettregel. Weniger als 8 Elektronen zu haben ist weniger bevorzugt, aber immer noch möglich und wird üblicherweise in freien Radikalen und Kationen gesehen. Andererseits ist es für Atome der zweiten Periode äußerst ungünstig, mehr als 8 Elektronen zu haben. Solche elektronischen Strukturen können in extrem instabilen Spezies oder angeregten Zuständen wie dem CH5-Radikal gefunden werden.

Zum Vergleich: Atome der ersten Schale gehorchen der Duettregel, während Atome in der 3. Schale und darüber hinaus 18- gehorchen können. Elektronenregel, 12-Elektronen-Regel oder 8-Elektronen-Regel. Die 18-Elektronen-Regel und die 12-Elektronen-Regel sind jedoch viel weniger streng als die 8-Elektronen-Regel, und Verstöße sind an der Tagesordnung.

Gemäß der Valenzbindungstheorie ist die elektronische Struktur von Ein Molekül ist eine Kombination aller möglichen Resonanzstrukturen, die Sie aufschreiben können, einschließlich Strukturen mit allen möglichen formalen Ladungen und seltsamen Elektronenzahlen. Ihre Beiträge sind jedoch nicht gerade. Einige von ihnen sind günstiger als andere.

Für HNO3 würde das Stickstoffatom 1 Doppelbindung und 2 Einfachbindungen bilden, um die Oktettregel zu erfüllen. Allein basierend auf der Oktettregel gibt es 3 mögliche Resonanzstrukturen, die günstig sind.

Die ersten beiden Resonanzstrukturen sind jedoch erheblich günstiger als die dritte, weil sie haben geringere formelle Gebühren. Daher schreiben wir normalerweise nur die beiden dominanten Strukturen. Die Bindung zwischen OH und N liegt nahe an einer normalen Einfachbindung. Die anderen beiden NO-Bindungen haben eine Bindungsordnung nahe 1,5.

Es ist auch üblich, eine Mischung von Resonanzstrukturen als Hybridform p zu schreiben >

Beachten Sie, dass diese Darstellung keine einzelne Lewis-Struktur ist, sondern eine bequeme Möglichkeit, viele Resonanzstrukturen in derselben Figur darzustellen. Es gibt keine Informationen über die genaue Bindungsreihenfolge oder die formalen Ladungen einzelner Atome. Die gepunkteten Linien zeigen an, dass in einigen Strukturen, in denen diese Bindung eine Einfachbindung und in anderen eine Doppelbindung ist, die Reihenfolge irgendwo zwischen 1 und 2 liegt

Nun! Hier ist eine kurze, schnelle Antwort. !!

Ich war mir ziemlich sicher, dass die Lewis-Struktur von $ \ ce {HNO3} $ die mit 0 formellen Gebühren sein würde, und dann fand ich diese. Dieser Link zeigt zwar nur, wie man die formale Gebühr für $ \ ce {HNO3} $ berechnet, gibt aber einen kleinen Hinweis.

Zweitens kam mir der Gedanke, dass es einen geben wird, wenn Sie sich auf Resonanz konzentrieren Doppelbindungscharakter an beiden Bindungen zwischen N & O.

Historisch gesehen war nichts falsch an Strukturen wie der, die Sie rechts gezeichnet haben. Iwan Ostromisslensky hatte 1908 keine Probleme, 4-Chlor-1,2-dinitrobenzol mit einem fünfwertigen Stickstoff zu zeichnen. [Ja] [1] sup> (Ja, eine Nitrogruppe ist kein Nitrat oder Salpetersäure, aber nach einiger Zeit von Suche Ich habe nur das genommen, was ich gefunden habe, um meinen Standpunkt zu beweisen.)

Staudinger und Meyer haben 1919 ähnlich Dimethylanilinoxid gezeichnet: ^{[2] sup>}

Ich konnte den Zeitpunkt nicht finden, zu dem sich die Einstellungen geändert haben, also gab ich auf. Es muss irgendwann gewesen sein, als die Quantenchemie von Orbitalen immer besser verstanden wurde und festgestellt wurde, dass es nur vier Orbitale gibt, zu denen Stickstoff für die Bindung Zugang hat (2s und drei 2p). Von nun an beschrieben die Menschen Strukturen mit Stickstoff im Zentrum mit nur vier Bindungen, was die Realität besser widerspiegelt.

Für Elemente höherer Perioden, insbesondere Schwefel und Phosphor, entscheiden sich viele Menschen immer noch dafür, zu viele Bindungen zu zeichnen, anstatt zu schreiben ladungsgetrennte Strukturen. Dies wird oft mit „D-Orbital-Partizipation“ erklärt - aber aus praktischer Sicht hat das 3D-Orbital eine sehr ähnliche Energie wie 4s, aber niemand schlägt eine 4s-Partizipation vor. Alle 'erweiterten Oktett'-Strukturen können auf eine Weise gezeichnet werden, die der Oktettregel entspricht. Daher ist es möglicherweise nur eine Frage der Zeit, bis $ \ ce {P = O} $ -Bindungen in Phosphat verschwinden.

Für Regeln zur Bestimmung der Wahrscheinlichkeit von Lewis-Strukturen ist dies ein besserer Satz:

1. Lewis-Strukturen, bei denen alle Atome ein Oktett (Dublett für Wasserstoff) haben, werden bevorzugt.

2. Wenn 1. nicht erfüllt werden kann, werden Lewis-Strukturen mit der geringsten Anzahl von Elementen mit Suboktettstrukturen bevorzugt.

3. Wenn 1. oder 2. eine Reihe möglicher Strukturen generieren, wählen Sie eine mit einer minimalen Anzahl formaler Gebühren.

4. Wenn 3. eine Reihe möglicher Strukturen hinterlässt, wählen Sie eine, bei der die formalen Ladungen entsprechend der Elektronegativität verteilt sind (elektronegative Elemente mit negativen formalen Ladungen).

5. Wenn 4. eine Reihe möglicher Strukturen hinterlässt, wählen Sie eine aus, bei der die formalen Ladungen näher beieinander liegen.

6. Wenn Ihre endgültige Struktur ein erweitertes Oktett auf einem Hauptgruppenelement enthält, beginnen Sie erneut um 1.

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Referenzen:

[1]: I. Ostromisslensky, J. . Prakt. Chem. 1908 , 78 , 263. DOI: 10.1002 / prac.19080780121.

[2 ]: H. Staudinger, J. Meyer, Helv. Chim. Acta ​​em> 1919 , 2 , 608. DOI: 10.1002 / hlca.19190020161.

Auch wenn Sie ein gefülltes Oktett haben, bilden wir bei einer positiven formalen Ladung des Zentralatoms im Allgemeinen Doppelbindungen, bis die formale Ladung so nahe wie möglich auf 0 reduziert ist, da dies die stabilere Konfiguration ist. Es gibt jedoch einige Ausnahmen.

Bitte werfen Sie einen Blick auf das Chloration. Für Chlorat würden Sie erwarten, vier einfach gebundene Sauerstoffatome im Chlor zu belassen. Wir haben jedoch eine formale Ladung von +3 auf dem Chlor und -1 auf jedem der Sauerstoffatome. Daher bilden wir Doppelbindungen, bis die formale Ladung entfernt ist und nur noch eine formale Ladung von -1 auf dem einfach gebundenen Sauerstoff verbleibt.

Bearbeiten: Wenn Sie Ihre Frage betrachten, wird die Struktur auf der linken Seite sogar bevorzugt obwohl der rechts eine niedrigere formale Ladung hat.

Vielleicht hat Wikipedia die falsche Struktur für die Salpetersäureseite? Es sieht so aus, als ob alle Sauerstoffatome in der Abbildung oben rechts einfach gebunden sind.

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

Auf der Suche nach Bildern hat Wikipedia die richtigen Resonanzstrukturen mit dem doppelt gebundenen Sauerstoff. Es gibt jedoch nur eine Doppelbindung, die unseren Erwartungen entspricht, nämlich zwei Doppelbindungen.

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

Drei Sauerstoffatome sind an ein Stickstoffatom gebunden. Sauerstoff, der elektronegativer ist, zieht das Elektronenpaar stärker an. Ein Sauerstoffstoff bindet an ein Wasserstoffatom und teilt ein Elektron mit Stickstoff um sein Oktett zu vervollständigen, teilen sich das verbleibende Sauerstoffatom ein anderes Elektron mit dem Stickstoffatom. Auf diese Weise werden Elektronenpaare teilweise gespendet und eine koordinierte kovalente oder dative Bindung wird gebildet