Je voorgestelde structuur is fout. Stikstof overschrijdt het octet in geen van zijn bekende verbindingen (en zelfs als $5$ wordt ontdekt zal het het octet niet overschrijden volgens alles wat we nu weten). Maar als je een formele negatieve lading hebt, betekent dat een extra elektron toegevoegd aan de 5 die stikstof gewoonlijk heeft; als vier van die zes elektronen worden gebruikt om de dubbele bindingen te bouwen, is er nog steeds een eenzaam paar op stikstof voor een totaal van 10 elektronen.
Als je problemen hebt met het bepalen van Lewis-structuren, zijn er vier snelle berekeningen die je kunt uitvoeren om je te helpen:
-
Tel alle valentie-elektronen bij elkaar op die de atomen in de verbinding inbrengen.
Elke stikstof heeft vijf elektronen plus één negatieve lading (extra elektron), dus:$$3vijf keer5+1=16vandetag{1}$$
-
Reken op hoeveel valentie-elektronen er nodig zijn, zodat elk atoom een octet (voor waterstof: dublet) van zichzelf heeft.
Elk stikstof wil acht elektronen, dus:$$3 keer8=24 keer2}$
-
Neem $(2)-(1)$. Dit is het aantal elektronen dat de atomen moeten delen, dus het aantal bindingen.
$$24-16=8-tag{3}$
-
Neem $(1)-(3)$. Dit is het aantal elektronen dat niet aan bindingen hoeft deel te nemen; deze moeten dan als lone pairs worden verdeeld.
$$16-8=8\tag{4}$$
Start dan met tekenen, maar zorg ervoor dat je evenveel lone pairs en bindingselektronen hebt als de vergelijkingen aangeven. Als je de eenzame paren negeert, krijg je de volgende mogelijke structuren voor $223-}$:
$$\ce{N#N-N}\qquad\qquad\ce{N=N=N}\qquad\ce{N-N#N}$$
(De oefening om vier lone pairs over de drie nitrogenen te verdelen zodat elk uiteindelijk acht valentie-elektronen heeft wordt aan de lezer overgelaten omdat ik te lui ben om ChemDraw te openen om de structuren te tekenen.)
Als je dat gedaan hebt, moet je kijken naar de potentiële formele ladingen. Daarvoor moet je elke binding homogeen splitsen (d.w.z. elk atoom een van de bindingselektronen geven) en tellen. Vergelijk die telling met wat een atoom zou moeten hebben; het verschil komt overeen met de formele lading van het atoom. (Omdat elektronen negatief zijn, komt een extra elektron overeen met een lading van $-1$). Als we dat voor die drie structuren doen, komen we uit op:
$$\ce{N#\overset{+}{N}-\overset{2-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$$
In each of those cases, tellen de formele ladingen op tot de totale lading van het molecuulion ($-1$), wat een aanwijzing is dat we het juist hebben gedaan. (Nogmaals, ik heb schaapachtig de eenzame paren weggelaten; u kunt mijn formele ladingen gebruiken om te bepalen waar ze hadden moeten zijn en hoeveel.)
Er is geen principe van nul formele ladingen. Maar bij een discussie tussen verschillende structuren is een structuur met minder formele ladingen vaak (niet altijd!) “gunstiger”. (De eigenlijke term zou moeten zijn “draagt meer bij aan het totaalbeeld”, maar dat kan in dit stadium te veel verwarring scheppen.)
Maar welke van de drie is juist? Ze zijn het allemaal! In feite is dit wat men mesomery noemt: we hebben een aantal (resonantie-)structuren die alle de eigenlijke verbinding een beetje verklaren, maar geen van beide bezit de absolute waarheid. Om dit aan te tonen worden meestal resonantiepijlen getrokken tussen de voorstellingen:
$$##N-{N+}{N}-{2-}{N} <-> \overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N} <-> \overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$
Het belangrijkste verschil tussen de juiste structuren en uw stelling is dat het centrale stikstofatoom nooit een negatieve formele lading kan hebben omdat het vier bindingen met zijn buren moet kunnen onderhouden, wat alleen mogelijk is voor $\ce{N+}$.
Wat betreft het antwoord in het huiswerkantwoord: Het is niet helemaal juist omdat het onvolledig is. Alle drie de structuren moeten als juist worden aangemerkt – totdat het begrip resonantie formeel is ingevoerd, waarna alleen een combinatie van de drie als juist mag worden aangemerkt.