Din föreslagna struktur är fel. Kväve överskrider inte oktetten i någon av sina kända föreningar (och även om $\ce{NF5}$ kommer att upptäckas kommer det inte att överskrida oktetten enligt allt vi vet nu). Men om man har en formell negativ laddning innebär det en extra elektron som läggs till de 5 som kväve vanligtvis har; om fyra av dessa sex elektroner används för att bygga dubbelbindningarna finns det fortfarande ett ensamt par på kväve för totalt 10 elektroner.
Om du har problem med att bestämma Lewis-strukturer finns det fyra snabba beräkningar som du kan utföra för att hjälpa dig:
-
Addera upp alla valenselektroner som atomerna för med sig in i föreningen.
Varje kväve har fem elektroner plus en negativ laddning (extra elektron) så:$$$3\times5+1=16\tag{1}$$$
-
Räkna ihop hur många valenceelektroner som skulle behövas för att varje atom ska ha en egen oktett (för väte: dublett).
Varje kväve skulle vilja ha åtta elektroner så:$$$3\times8=24\tag{2}$$$
-
Tag $(2)-(1)$. Detta representerar antalet elektroner som atomerna måste dela på, dvs. antalet bindningar.
$$24-16=8\tag{3}$$$
-
Tag $(1)-(3)$. Detta motsvarar antalet elektroner som inte behöver delta i bindningar; dessa måste då fördelas som ensamstående par.
$$16-8=8\tag{4}$$
Då kan du börja rita, men se till att du har så många ensamstående par och bindningselektroner som ekvationerna anger. Om vi bortser från de ensamstående paren kan vi få följande möjliga strukturer för $\ce{N3-}$:
$$$\ce{N#N-N}\qquad\qquad\ce{N=N=N}\qquad\qquad\ce{N-N#N}$$$
(Övningen med att fördela fyra ensamstående par över de tre kväverna så att var och en i slutändan har åtta valenselektroner överlåts till läsaren, eftersom jag är för lat för att öppna ChemDraw och rita strukturerna.)
När du har gjort detta måste du ta en titt på potentiella formella laddningar. För detta ska du dela upp varje bindning homogent (dvs. ge varje atom en av bindningselektronerna) och räkna. Jämför denna räkning med vad en atom borde ha; skillnaden motsvarar atomens formella laddning. (Eftersom elektroner är negativa motsvarar en extra elektron en laddning på $-1$). När detta görs för dessa tre strukturer kommer vi fram till:
$$\ce{N#\overset{+}{N}-\overset{2-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N}}\qquad\qquad\ce{\overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$$
In each of those cases, summerar de formella laddningarna till molekyljonens totala laddning ($-1$), vilket är en indikation på att vi har gjort det på rätt sätt. (Återigen har jag fårskalligt utelämnat de ensamma paren; du kan använda mina formella laddningar för att avgöra var de borde ha funnits och hur många.)
Det finns ingen princip om noll formella laddningar. Men när man diskuterar mellan olika strukturer är en struktur med färre formella laddningar ofta (inte alltid!) mer ”gynnsam”. (Den egentliga termen borde vara ”bidrar mer till helhetsbilden”, men det kan förvirra för mycket i detta skede.)
Men vilken av de tre är korrekt? Alla är det! I själva verket är detta vad som kallas mesomeri: vi har ett antal (resonans)strukturer som alla förklarar den faktiska föreningen lite grann, men ingen av dem innehar den absoluta sanningen. För att visa detta brukar resonanspilar dras mellan avbildningarna:
$$\ce{N#\overset{+}{N}-\overset{2-}{N} <-> \overset{-}{N}=\overset{+}{N}=\overset{-}{N} <-> \overset{2-}{N}-\overset{+}{N}#N}$$$
Den viktigaste skillnaden mellan de korrekta strukturerna och ditt förslag är att den centrala kväveatomen aldrig kan bära en negativ formell laddning, eftersom den måste rymma fyra bindningar till sina grannar, vilket bara är möjligt för $\ce{N+}$.
Vidare svaret i läxans svar: Det är inte helt korrekt eftersom det är ofullständigt. Alla tre strukturerna bör markeras som korrekta – tills begreppet resonans har introducerats formellt och då bör endast en kombination av de tre strukturerna markeras.