Hvad er Lewis electron dot formula (Lewis struktur) af Nitrous Oxid (N_2O)?

Jeg lærte dette ved at tælle-elektronmetoden, og derefter tildele formelle gebyrer at bestemme den mest sandsynlige fordeling af valenselektroner.

Antallet af valens elektroner tilgængelige i strukturen er:

• # (N #: # 5 e ^ (-)) xx 2 = 10 e ^ (-) #
• # O #: # 6 e ^ (-) #

#10 + 6 = 16# samlede tilgængelige valenselektroner.

Vi har to nitrogen og en ilt, hvilket tyder på, at vi enten har ilt i midten eller to nitrogenerne i træk.

Bemærk hvordan du havde ilt i midten , de formelle ladninger af begge nitrogenerne har ingen måde at blive fordelt godt uden at overskride 8 elektroner til ilt:

En måde at fastlægge formelle afgifter på er:

# "Formel Charge" = "Forventede Elektroner" - "Eget Elektron" #

Siden venstre nitrogen "Ejer" fem valenselektroner (to ensomme par og en fra #"INGEN"# obligation), og det forventer fem, dens formelle afgift er # 5 - 5 = farve (blå) (0) #.

Siden højre nitrogen "Ejer" fire valenselektroner (et ensartet par giver to elektroner, så to elektroner fra # "N" = "O" # dobbelt obligation), og det forventer fem, dens formelle afgift er # 5 - 4 = farve (blå) (+ 1) #.

Siden ilt "Ejer" syv valenselektroner (to ensomme par giver fire elektroner, så en elektron fra venstre #"INGEN"# enkeltbinding og to elektroner fra # "N" = "O" # dobbelt obligation), og det forventer seks, dens formelle afgift er # 6 - 7 = farve (blå) (- 1) #.

Oxygen har TEN, men den kan ikke have mere end otte valenselektroner, så strukturen er udelukket.

Dermed, En af nitrogenerne skal være i midten.

Nu kan vi få to plausible muligheder, som begge er lineær molekylære geometrier (IKKE bøjet !!! To elektrongrupper!):

Udfordring: Kan du afgøre, hvorfor de formelle gebyrer er, hvordan de er? Baseret på elektronegativitetsforskelle mellem ilt (#~3.5#) og nitrogen (#~3.0#), hvilken er den mere gunstige resonansstruktur?