Nach elektronischer Struktur von NO2, untersucht durch Photoelektronen- und Vakuum-UV-Spektroskopie und Gaußsche Orbitalberechnungen J. Chem. Phys. 53, 705 (1970):

Das höchste Molekülorbital $ 4a_1 $ wird von dem 1 ungepaarten Elektron besetzt.

Die Elektronenpopulation dieses Orbitals ist ( siehe Tabelle VI):

0,53 am N-Atom (0,16 2s, 0,37 2pz)

0,24 an jedem O-Atom (0,24 pz)

Experimentell Oxide und Oxyionen der Nichtmetalle. Teil II.C02- und NO2 der Chemical Society (1962): 2873-2880 sammelt Werte für die Verteilung der ungepaarten Elektronendichte zwischen N- und O-Atomorbitalen.

Die rein experimentellen Werte sind:

N 2s 0,094
N 2pz 0,364
N 2px 0,054
O 2pz 0,33

und

N 2s 0,103
N 2pz 0,471
O 2pz 0,33

(wobei die Werte für O beide zusammenaddierten O-Atome sind)

Dort Eine ausführliche Diskussion der verschiedenen Lewis-Strukturen von NO2 unter dem Gesichtspunkt der Dimerisierung (dass sich die entgegengesetzten Spinelektronen an den Atomen befinden sollten, die die Dimerbindung bilden) ab Seite 90, wenn das Buch Bonding in Electron-Rich Molecules aus dem Jahr 2015 veröffentlicht wird : Qualitativer Valenz-Bond-Ansatz über Erhöhungs-Valenz-Strukturen und auch an anderer Stelle im Buch aus monomerer Sicht.

Insgesamt ist theoretisch und experimentell klar, dass das ungepaarte Elektron delokalisiert ist und sowohl an N- als auch an den beiden O-Atomen eine signifikante Dichte aufweist. Es ist falsch zu sagen, dass eine bestimmte der Lewis-Strukturen "korrekt" ist.

Stickstoffdioxid hat 17 Valenzelektronen und ist mit einem Winkel von 134 Grad und Bindungslängen von 0,119 nm gebogen. Elektronenspinresonanzexperimente platzieren das ungerade Elektron auf dem Stickstoff in einem $ \ sigma $ anstatt in einem $ \ pi $ Orbital. Somit können wir formal davon ausgehen, dass sich das ungerade Elektron in einem Sigma-Bindungsorbital (von $ a_1 $ Symmetrie-Spezies in $ \ ce {C_2v} $) vom $ sp ^ 2 $ Hybrid-Orbital-Typ befindet. Soweit Sie diese Diagrammtypen verwenden möchten, würde das Experiment anzeigen, dass die erste Struktur die korrekteste ist.

Das Ion $ \ ce {NO2 ^ +} $ ist linear, $ \ ce {NO2 } $ ist gebogen und $ \ ce {NO2 ^ -} $ mit einem Winkel von 101 Grad. Um diese Unterschiede zu verstehen, ist es notwendig, die p -Orbitale an jedem Atom zu kombinieren, um verschiedene $ \ pi $ -Orbitale zu bilden, und dann zu berücksichtigen, wie sich diese Orbitale in ihrer Energie ändern, wenn sich das Molekül biegt. Dies zu tun ist recht einfach, aber es ist schwieriger herauszufinden, was mit der Energie beim Biegen passiert. Diese wurden jedoch ausgearbeitet und wir können Walsh-Diagramme verwenden, um dies zu tun. Alles, was notwendig ist, ist, die Symmetriespezies eines Orbitals zu kennen und die Orbitale mit Elektronen zu füllen.
(Dies ist für Ihre Frage eher unangebracht, aber ich kann Bilder hinzufügen, wenn Sie interessiert sind.) P. >

Zeichnungen von Molekülen sind nur Darstellungen, die uns helfen, sie zu verstehen, nicht das eigentliche Molekül selbst. Beide Bilder, die Sie dort haben, sind also korrekt. beide tragen zur tatsächlichen Struktur des $ \ ce {NO2} $ -Moleküls bei. Ich vermute, WolframAlpha hat die Struktur gewählt, die sie verwendet haben, weil sie am meisten zur tatsächlichen Struktur des Moleküls beiträgt. Alle formalen Ladungen sind 0, wie Nicolau sagte. Es ist die 'günstigste' mögliche Konfiguration, die das Molekül haben könnte in sein.

Der Kern $ ^ {16} \ ce {O} $ ist Spin-0, der Kern $ ^ {14} \ ce {N} $ ist Spin-1. Sie können die realen gewichteten Bruchverweilzeiten des ungepaarten Spins mit EPR sehen. $ \ pi $ -Bindung kompliziert das Spektrum mit Spin-Kreuzkopplung.

$ \ ce {NO2} $ span> -Moleküle dimerisieren zu $ \ ce {N2O4}. $ span> Der $ \ ce {N} $ span> addiert sich durch das ungerade Elektron bei $ \ ce {N} $ span> Atome. Dies kann ein starker Hinweis darauf sein, dass die erste Struktur von $ \ ce {NO2} $ span> einen signifikanten Beitrag leistet.