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高中化学
为什么NO2分子中原子的最外层不能都满足8个电子的稳定结构
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推荐答案 2008-06-21
二氧化氮是氮的一种重要氧化物,它二聚生成N2O4的反应作为典型演示实验常给人留下深刻的印象。NO2的结构参数列于表1中。按照国内各种教材广泛采用的成键模型,二氧化氮是有大π键的典型分子。这种模型可表示为
成键模型(Ⅰ)有两点值得注意。(1)位于氮后侧的非键σ型轨道含有一对孤电子;(2)大π键含有三个电子,其中两个进入成键π轨道,一个进入非键π轨道。
成键模型(Ⅰ)虽然指出了NO2中N—O键的双键性,解释了N—O键长比标准单键短的原因,但却与一些重要实验事实相悖。电子顺磁共振谱证明,NO2中的单电子是位于氮原子σ型非键轨道中的孤电子,而不是非键π电子。如果单电子真是π电子,那么就无法解释表1表明NO2的分子得失一个电子后键长只略有改变,但键角却剧烈变化的事实,因为π电子数一般对键长的影响远强于对键角的影响。显然,成键模型(Ⅰ)是不成立的。
根据NO2分子的定性分子轨道能解图可将成键模型可以简略地表示为
成键模型(Ⅱ)与成键模型(Ⅰ)的主要差别在于,分子中含有一个大π键,而氮原子后侧的σ型轨道中只有一个孤电子。由于(Ⅱ)中的四个π电子有两个是成键电子,有两个是非键电子,故大π键的π键级为一,同(Ⅰ)一样正确地预示了O—N键的双键性。
根据价层电子对互斥理论,位于氮后侧的A1轨道电子数对分子形状有决定性影响。在NO2—、NO2和NO2+中,这个轨道的电子数分别为2、1和0,故N—O键电子对受到的斥力依次减弱,键角依次增大,这就圆满解释了表1所列键角的递变性。另一方面,这个轨道中的电子数越多,反键效应越强,N—O键的强度越弱,键越长,因此这个轨道的反键性就定性地解释了表1所列键长的递变性。显然,成键模型(Ⅰ)是无法合理解释这两种递变性的。
两个NO2分子沿N—N连线共面接近即生成N2O4分子,此分子的结构参数如下[7]:
d(O—N)=118pm; d(N—N)=175pm; ∠ONN=1120; ∠ONO=1350
N2O4分子结构有两个有趣特点:(1)N—N键长远大于标准N—N单键长146pm(H2N—NH2的N—N键长);(2)∠GNO稍大于NO2中的∠ONO。
按照成键模型(Ⅱ),N—Nσ键是由两个NO2分子中氮后侧的弱反键A1轨道构成,故键的强度较弱,键较长。N2O4分子的ONO角较大则是由于氮后侧的孤电子配对成键后对O—N键电子对的斥力减弱所致。若按成键模型(Ⅰ),则不可能生成稳定的平面N2O4分子,因为它赋予NO2分子中氮后侧的A1轨道两个电子,而按MO理论,满填轨道相互作用没有净的成键效应,所以不会有N—Nσ键生成,这个结论显然与事实不符。
成键模型(Ⅱ)还预言N2O4分子中不存在遍及整个分子的大π键,从而正确地解释了N—N键的单键性。若用两个NO2分子的π型轨道作为构成N2O4大π键的“原料”,则符合能量相近条件的轨道有三对。一对是成键轨道,由于它们都是满填轨道,故没有净成键效应。另一对是非键轨道,它们不但是满填轨道,而且在氮原子上的电荷密度为零,所以对生成N—N键没有贡献。第三对是反键*轨道,它们不含电子,所以即使能构成成键轨道,也不会有成键效应。可见,N2O4虽有两个分别分布于—NO2片段上的大π键,却没有通常所说的大π键。
有益的是分析一下构成错误成键模型(Ⅰ)的原因。众所周知,在定性讨论分子结构时习惯上总是先构成“σ骨架”,然后再考虑离域π轨道,即先把电子成对填入成键σ轨道,然后把余下的电子填入π轨道。换言之,习惯上假设HOMO就是π型轨道。对于碳氢化合物,这个假设一般不会出问题,但对其它化合物则可能大谬不然。NO2分子就是个典型例子,它的HOMO就是σ轨道而不是π轨道。可见,囿于经验性假设有时会导出错误的结论。
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其他回答
第1个回答 2008-06-20
满足的
学过高中竞赛就知道
. .. .
:N:O :N:
. .. .
上下每排4个电子都是一个3原子4电子的大π键
一个大π键相当于给这3个原子公用的一个电子对
原子的最外层刚好都满足8个电子的稳定结构
第2个回答 2008-06-20
楼上不对,人家问的二氧化氮,楼上答的一氧化二氮.他外面是7个电子氮原子与一个氧形成普通共价键,和另外的一个氧行成配位键.所以最外层七个电子.
第3个回答 2008-06-20
N(+4)价 O(-2)价 之间 4个共用电子 N最外层本来有
5个电子,+4个电子一共9个电子本回答被提问者采纳
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