L'azote est dans la deuxième ligne sans orbitale $ d $ dans la coquille de valence. Il obéit à la règle de l'octet et ne peut pas avoir plus de 8 électrons.

Il existe des exceptions à la règle des octets. Avoir moins de 8 électrons est moins préférable mais toujours possible, et est couramment observé dans les radicaux libres et les cations. D'un autre côté, avoir plus de 8 électrons est extrêmement défavorable pour les atomes de seconde période. De telles structures électroniques peuvent être trouvées dans des espèces extrêmement instables ou des états excités, tels que le radical CH5.

À titre de comparaison, les premiers atomes de coquille obéissent à la règle du duo tandis que les atomes de la troisième coquille et au-delà peuvent obéir 18- règle des électrons, règle des 12 électrons ou règle des 8 électrons. Cependant, la règle des 18 électrons et les règles des 12 électrons sont beaucoup moins strictes que la règle des 8 électrons et les violations sont monnaie courante.

Selon la théorie des liaisons de valence, la structure électronique de une molécule est une combinaison de toutes les structures de résonance possibles que vous pouvez noter, y compris des structures avec toutes les charges formelles possibles et des comptages d'électrons étranges. Cependant, leurs contributions ne sont pas égales. certains d'entre eux sont plus favorables que d'autres.

Pour HNO3, afin de satisfaire la règle de l'octet, l'atome d'azote formerait 1 double liaison et 2 simples liaisons. En se basant uniquement sur la règle de l'octet, il existe 3 structures de résonance possibles qui sont favorables.

Cependant, les deux premières structures de résonance sont nettement plus favorables que la troisième, car elles avoir une plus petite quantité de frais formels. En conséquence, nous n'écrivons généralement que les deux structures dominantes. La liaison entre OH et N est proche d'une simple liaison normale. Les deux autres liaisons NO ont un ordre de liaison proche de 1,5.

Il est également courant d'écrire un mélange de structures de résonance sous la forme forme hybride

Notez que cette représentation n'est pas une structure de Lewis unique , mais un moyen pratique de représenter de nombreuses structures de résonance dans la même figure. Il ne donne aucune information sur l'ordre exact des liaisons ou les charges formelles sur les atomes individuels. Les lignes pointillées indiquent que dans certaines structures où cette liaison est une liaison simple et dans d'autres une double liaison, et l'ordre se situe quelque part entre 1 et 2.

Eh bien! voici une courte réponse rapide .. !!

J'étais à peu près sûr que la structure lewis de $ \ ce {HNO3} $ serait celle avec 0 charge formelle et que j'ai trouvé ceci. Bien que ce lien ne montre que comment calculer les frais formels sur $ \ ce {HNO3} $, il donne un petit indice.

Deuxièmement, une pensée m'est venue à l'esprit que si vous vous concentrez sur la résonance, caractère de double liaison sur les deux liaisons entre N & O.

Historiquement, il n'y avait rien de mal avec des structures comme celle que vous avez dessinée à droite. Iwan Ostromisslensky n'a eu aucun problème à dessiner du 4-chloro-1,2-dinitrobenzène avec un azote pentavalent en 1908. ^[1] (Oui, un groupe nitro n'est ni nitrate ni acide nitrique, mais après un certain temps de recherche Je viens de prendre ce que j'ai trouvé pour prouver mon point.)

Staudinger et Meyer ont dessiné le diméthylanilinoxyde de la même manière en 1919: ^[2]

Je n'ai pas pu trouver le moment où les préférences ont changé, alors j'ai abandonné. Cela a dû être à un moment donné où la chimie quantique des orbitales était de mieux en mieux comprise, et il a été réalisé qu'il n'y a que quatre orbitales auxquelles l'azote a accès pour la liaison (2s et trois 2p). Désormais, les gens ont décrit des structures avec de l'azote au centre avec quatre liaisons seulement, reflétant mieux la réalité.

Pour les éléments de périodes plus élevées, notamment le soufre et le phosphore, de nombreuses personnes choisissent encore de dessiner trop de liaisons plutôt que d'écrire structures à charge séparée. Cela s’explique souvent par la «participation d-orbitale» - mais d’un point de vue pratique, l’orbitale 3d a une énergie très similaire à celle des 4s, mais personne ne suggère la participation des 4s. Toutes les structures 'octet étendues' peuvent être dessinées d'une manière conforme à la règle de l'octet, donc peut-être que ce n'est qu'une question de temps avant que les $ \ ce {P = O} $ liaisons dans le phosphate disparaissent.

Quant aux règles pour déterminer la probabilité de structures de Lewis, c'est un meilleur ensemble:

1. Les structures de Lewis dans lesquelles tous les atomes ont un octet (doublet pour l'hydrogène) sont préférées.

2. Si 1. ne peut pas être rempli, les structures de Lewis qui ont le moins d'éléments avec des structures de sous-octets sont préférées.

3. Si 1. ou 2. génèrent un ensemble de structures possibles, choisissez-en une qui a un nombre minimal de charges formelles.

4. Si 3. laisse un ensemble de structures possibles, choisissez-en une où les charges formelles sont réparties selon l'électronégativité (éléments électronégatifs ayant des charges formelles négatives).

5. Si 4. laisse un ensemble de structures possibles, choisissez-en une dans laquelle les charges formelles sont plus proches les unes des autres.

6. Si votre structure finale a un octet étendu sur un élément de groupe principal, commencez à nouveau à 1.

Références:

[1]: I. Ostromisslensky, J . Prakt. Chem. 1908 , 78 , 263. DOI: 10.1002 / prac.19080780121.

[2 ]: H. Staudinger, J. Meyer, Helv. Chim. Acta 1919 , 2 , 608. DOI: 10.1002 / hlca.19190020161.

Même si vous avez un octet rempli, si l'atome central a une charge formelle positive, nous formons généralement des doubles liaisons jusqu'à ce que la charge formelle soit réduite à 0 aussi proche que possible car ce sera la configuration la plus stable. Cependant, il y a quelques exceptions.

Veuillez jeter un œil à l'ion chlorate. Pour le chlorate, vous vous attendez à laisser quatre oxygènes à liaison simple au chlore, cependant, il nous reste une charge formelle de +3 sur le chlore et de -1 sur chacun des oxygènes. Par conséquent, nous formons des doubles liaisons jusqu'à ce que la charge formelle soit supprimée et qu'il ne reste qu'une charge formelle de -1 sur l'oxygène à liaison simple.

modifier: en regardant votre question, la structure de gauche est préférée même bien que celui de droite ait une charge formelle inférieure.

Peut-être que Wikipédia a la mauvaise structure pour la page sur l'acide nitrique? Il semble que tous les atomes d'oxygène sont liés par des liaisons simples dans la figure en haut à droite.

https://en.wikipedia.org/wiki/Nitric_acid

À la recherche d'images, Wikipedia a les bonnes structures de résonance avec l'oxygène à double liaison, cependant, il n'y a qu'une seule double liaison contrairement à ce que nous attendons qui est deux doubles liaisons.

https: //commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitric-acid-resonance-A.png

Trois oxygènes sont liés à un atome d'azote. L'oxygène étant plus électronégatif, il attire plus fortement la paire d'électrons. L'un des oxygènes se lie à un atome d'hydrogène et partage un électron avec l'azote pour compléter son octet et l'atome d'oxygène restant partage un autre électron avec l'atome d'azote. De cette façon, les paires d'électrons sont partiellement données et une liaison covalente ou dative coordonnée est formée