Hva er Lewis electron dot formel (Lewis struktur) av Nitrous Oxid (N_2O)?

Jeg lærte dette ved å telle-elektronmetoden, og deretter tildele formelle gebyrer for å bestemme den mest sannsynlige fordeling av valenselektroner.

Antallet av valens elektroner som er tilgjengelige i strukturen er:

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

#10 + 6 = 16# totale tilgjengelige valenselektroner.

Vi har to nitrogen og en oksygen, noe som tyder på at vi enten har oksygen i midten eller to nitrogen på rad.

Legg merke til hvordan hvis du hadde oksygen i midten , de formelle kostnadene for begge nitrogenene har ingen måte å bli fordelt godt uten å overskride 8 elektroner for oksygen:

En måte å fastslå formelle gebyrer på er:

# "Formell Charge" = "Forventet Elektroner" - "Eide Elektroner" #

Siden venstre nitrogen "Eier" fem valenselektroner (to ensomme par og en fra #"NEI"# obligasjon), og det forventer fem, den formelle avgiften er # 5 - 5 = farge (blå) (0) #.

Siden riktig nitrogen "Eier" fire valenselektroner (ett ensartet par gir to elektroner, så to elektroner fra # "N" = "O" # dobbelt obligasjon), og det forventer fem, den formelle avgiften er # 5 - 4 = farge (blå) (+ 1) #.

Siden oksygen "Eier" sju valenselektroner (to ensomme par gir fire elektroner, så en elektron fra venstre #"NEI"# enkeltbinding og to elektroner fra # "N" = "O" # dobbelt obligasjon), og det forventer seks, den formelle avgiften er # 6 - 7 = farge (blå) (- 1) #.

Oksygen har TEN, men den kan ikke ha mer enn åtte valenselektroner, slik at strukturen er utelukket.

Og dermed, En av nitrogenene må være i midten.

Nå kan vi få to mulige muligheter, som begge er lineær molekylære geometrier (IKKE bøyd! To elektrongrupper!):

UTFORDRING: Kan du avgjøre hvorfor de formelle kostnadene er hvordan de er? Basert på elektronegativitetsforskjeller mellom oksygen (#~3.5#) og nitrogen (#~3.0#), som er den mer gunstige resonansstrukturen?