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La estructura de Lewis del ion azida es un doble enlace N–N y un doble enlace N–N; el N central tiene 2 dominios de electrones (0 pares solitarios), dando una disposición lineal de dominio de electrones y una geometría molecular lineal con un ángulo de enlace 180°. N se describe mejor como sp-hibridado, y azida es apolar porque los dipolos de enlace se cancelan por simetría molecular.
Figura 1: Estructura de Lewis de azida (N3-)
| Fórmula química | N3- |
| Número CAS | 14343-69-2 |
| Cargo neto | -1 |
| Total de electrones de valencia | 16 |
| Estructura de Lewis | Doble enlace N – N y doble enlace N – N |
| Geometría electrónica | lineal |
| Geometría molecular | lineal |
| Modelo de hibridación | sp (norte central) |
| Ángulo de enlace | 180° |
| Polaridad | Molécula apolar |
En química acuosa y de procesos, N3- existe como el ion anión azida. Se encuentra como contraión y fuente controlada de N en sales, tampones, electroquímica y protocolos analíticos, y como reactivo en síntesis que requieren un equivalente definido de material que contiene N.
Para dibujar la estructura azida de Lewis, primero contamos el total de electrones de valencia. N3- contiene 3×5 (N) − 1 (anión neto); la carga neta de -1 da un total de 16 electrones de valencia para colocar.
El átomo central es N. Es el átomo menos electronegativo capaz de formar enlaces múltiples y está rodeado por los átomos terminales más electronegativos; El hidrógeno, cuando está presente, siempre ocupa una posición terminal. Las consideraciones de electronegatividad sitúan la densidad electrónica hacia los átomos terminales.
Electrones de valencia totales = 3×5 (N) − 1 (anión neto) = 16 electrones.
Coloque N en el centro y conecte cada átomo circundante con un enlace simple, complete los octetos en los átomos terminales y coloque los electrones restantes en el átomo central. La distribución de electrones resultante es: N–N doble enlace y N–N doble enlace; no hay parejas solitarias en N.
Por lo tanto, contar los electrones enlazantes y no enlazantes alrededor de N satisface el requisito de octeto/octeto expandido para la estructura dibujada.
Esta especie está mejor representada por estructuras de resonancia; el enlace π se deslocaliza sobre los átomos terminales equivalentes, por lo que todos los enlaces N-terminales son equivalentes en el híbrido de resonancia.
La teoría VSEPR establece que los dominios de electrones 2 alrededor de N se organizan para minimizar la repulsión mutua, dando una geometría de dominio de electrones lineal.
Debido a que 0 de estos dominios son pares solitarios (y los pares solitarios se repelen más fuertemente que los pares enlazantes), la geometría molecular observada es lineal; el ángulo del enlace N se establece en 180° en lugar del valor ideal para la geometría del dominio electrónico.
Una aproximación VSEPR útil es: repulsión de par solitario-par solitario > repulsión de par solitario-par enlazante > repulsión de par enlazante-par enlazante. Con 0 pares solitarios en N, los dominios de pares solitarios ocupan posiciones que minimizan la repulsión general al tiempo que acercan los dominios de enlace (y por lo tanto los átomos unidos).
En el modelo convencional de enlace localizado, N utiliza orbitales híbridos sp para formar las direcciones equivalentes 2 del dominio electrónico (2 enlace + 0 par solitario).
Cargo formal en la central N = V − N − ½B = 5 − 0 − ½×8 = 1. La carga formal distinta de cero se distribuye por resonancia/separación de carga; la estructura dibujada es la que contribuye con menor energía.
El ion azida es apolar. Aunque los enlaces N-terminales individuales son polares cuando los átomos difieren en electronegatividad, la geometría lineal hace que su suma vectorial sea cero, por lo que no hay un dipolo molecular neto.
Un error común es creer que los enlaces polares garantizan una molécula polar. Azida muestra lo contrario: dipolos de enlace idénticos dispuestos con simetría lineal se cancelan exactamente, produciendo una especie apolar.
Interpretación consistente con referencias estándar VSEPR/geometría molecular.Su carácter apolar gobierna la solvatación y el comportamiento intermolecular; especifique el grado y el manejo al realizar el abastecimiento.
| Especies | Fórmula | Átomo central | Dominios de electrones | Geometría molecular | Polaridad |
|---|---|---|---|---|---|
| ion azida | N3- | N | 2 | lineal | Apolar |
| Amoníaco | H3N | N | 4 | piramidal trigonal | Polar |
| Amonio | H4N | N | 4 | tetraédrica | Apolar |
| hidracina | H4N2 | N | 4 | piramidal trigonal | Polar |
| Nitrógeno | N2 | N | 2 | lineal (diatómico) | Apolar |
| óxido nítrico | NO | N | 3 | lineal (diatómico) | Polar |
El ion azida es apolar. Su simetría lineal cancela los dipolos de enlace exactamente.
N–N doble enlace y N–N doble enlace; no hay pares solitarios en N.. Utiliza todos los electrones de valencia 16 y la estructura preferida lleva una carga formal de 1 en el átomo central.
El ángulo N es aproximadamente 180°. La repulsión de par solitario comprime el ángulo desde el valor lineal ideal.
El modelo convencional es sp. azida tiene 2 dominios de electrones alrededor del N central.
El número CAS es 14343-69-2. PubChem (CID 33558) y NIST lo identifica con N3-; Úselo para localizar proveedores y registros de bases de datos.
Alcance técnico: Las estructuras de Lewis, VSEPR y la hibridación son descripciones basadas en modelos para la comunicación química y la predicción de estructuras; La estructura electrónica molecular real se representa con mayor precisión mediante métodos de orbitales moleculares y de química cuántica. Los grados comerciales varían sustancialmente según el proveedor y el uso previsto; CAS 14343-69-2 identifica la sustancia, no una especificación de pureza universal.
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