Din foreslåede struktur er forkert. Kvælstof overskrider ikke oktetten i nogen af de kendte forbindelser (og selv hvis $\ce{NF5}$ bliver opdaget, vil det ikke overskride oktetten ifølge alt, hvad vi ved nu). Men hvis man har en formel negativ ladning, betyder det en ekstra elektron tilføjet til de 5, som nitrogen normalt har; hvis fire af disse seks elektroner bruges til at opbygge dobbeltbindingerne, er der stadig et enkeltpar på nitrogen for i alt 10 elektroner.
Hvis du har problemer med at bestemme Lewis-strukturer, er der fire hurtige beregninger, som du kan udføre for at hjælpe dig:
-
Tæl alle valenselektroner op, som atomerne bringer ind i forbindelsen.
Hvert nitrogen har fem elektroner plus en negativ ladning (ekstra elektron), så:$$$3\times5+1=16\tag{1}$$$
-
Tegn sammen, hvor mange valenselektroner der skal til, så hvert atom har en oktet (for hydrogen: dublet) for sig selv.
Hvert nitrogen ville have brug for otte elektroner, så:$$$3\times8=24\tag{2}$$$
-
Tag $(2)-(1)$. Dette repræsenterer det antal elektroner, som atomerne skal dele, dvs. antallet af bindinger.
$$$24-16=8\tag{3}$$$$
-
Tag $(1)-(3)$. Dette repræsenterer antallet af elektroner, der ikke behøver at deltage i bindinger; disse skal så fordeles som lone par.
$$16-8=8\tag{4}$$$
Dernæst skal du begynde at tegne, men sørg for at have lige så mange lone par og bindingselektroner, som ligningerne angiver. Hvis vi ser bort fra de ensomme par, kan vi få følgende mulige strukturer for $\ce{N3-}$:
$$$\ce{N#N-N}\qquad\qquad\ce{N=N=N}\qquad\qquad\qquad\ce{N-N#N}}$$
$ (Øvelsen med at fordele fire ensomme par på de tre nitrogenatomer, så de i sidste ende hver har otte valenselektroner, overlades til læseren, fordi jeg er for doven til at åbne ChemDraw for at tegne strukturerne.)
Når du har gjort det, skal du se på potentielle formelle ladninger. Til det skal du opdele hver binding homogent (dvs. give hvert atom en af de bindingselektroner) og tælle. Sammenlign denne tælling med det, som et atom burde have; forskellen svarer til atomets formelle ladning. (Fordi elektroner er negative, svarer en ekstra elektron til en ladning på $-1$). Når det er gjort for disse tre strukturer, kommer vi frem til:
$$\ce{N#\overset{+}{N}-\overset{2-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$$
In each of those cases, summerer de formelle ladninger op til molekylærionens samlede ladning ($-1$), hvilket er et tegn på, at vi har gjort det korrekt. (Igen har jeg fåmælt udeladt de ensomme par; du kan bruge mine formelle ladninger til at bestemme, hvor de skulle have været og hvor mange.)
Der findes ikke noget princip om formelle ladninger på nul. Men når man diskuterer mellem forskellige strukturer, er en struktur med færre formelle ladninger ofte (ikke altid!) mere “gunstig”. (Det egentlige udtryk burde være “bidrager mere til det samlede billede”, men det kan forvirre for meget på dette stadium.)
Men hvilken af de tre er korrekt? Det er de alle sammen! Det er faktisk det, man kalder mesomeri: Vi har en række (resonans)strukturer, som alle forklarer den faktiske forbindelse en lille smule, men ingen af dem rummer den absolutte sandhed. For at vise dette tegnes der normalt resonanspile mellem afbildningerne:
$$$\ce{N#\overset{+}{N}-\overset{2-}{N} <-> \overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N} <-> \overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$$$
Den afgørende forskel mellem de korrekte strukturer og dit forslag er, at det centrale nitrogenatom aldrig kan bære en negativ formel ladning, da det skal rumme fire bindinger til sine naboer, hvilket kun er muligt for $\ce{N+}$.
Som for svaret i hjemmeopgavebesvarelsen: Det er ikke helt korrekt, fordi det er ufuldstændigt. Alle tre strukturer bør markeres som korrekte – indtil begrebet resonans er blevet formelt introduceret, hvorefter kun en kombination af de tre strukturer bør markeres som korrekt.