OCL2 Lewis-struktuur: tekeninge, hibridisering, vorm, ladings, paar en gedetailleerde feite

Ocl2 lewis-struktuur toon die bindingstruktuur van die betrokke atome in die molekule. Die artikel sal kortliks daaroor bespreek.

Buitenste dop elektrone van die betrokke atome word getoon in die ocl2 lewis struktuur. Hierdie elektrone beïnvloed die eienskappe van die molekule. So hierdie ocl2 lewis struktuur gee verduideliking oor die verbastering, meetkunde, vorm en ander dinge van die molekule.

Hoe om Lewis-struktuur vir OCL2 te teken

OCl2 Lewis-struktuur gee 'n idee van hoe die molekulêre geometrie moet wees.

In die ocl2 lewis struktuur, die atoomsimbole van suurstofatoom word geskryf as 'O' en vir chlooratoom word dit as 'Cl' geskryf. Die buitenste dop elektrone van atome word verteenwoordig deur puntsimbole rondom die atome in die dichloormonoksiedmolekule.

Suurstof is in groep nommer 16 en Chloor is in groep nommer 17 in die moderne Periodieke tabel. Suurstofatoom elektroniese konfigurasie is 1s2 2s2 2p4. Chloor-atoom elektroniese konfigurasie is [Ne] 3s2 3p5. Suurstofatoom het dus ses negatief gelaaide deeltjies en chlooratoom het sewe negatief gelaaide deeltjies in die laaste elektroniese dop.

Gevolglik is die totale aantal negatief gelaaide deeltjies in die laaste wentelbaan {6 + (7×2)} = 20 in die molekule. Dus neem tien paar elektrone deel aan molekulevorming.

Suurstof atoom beset die middel van die molekule. Twee Chlooratome is aan beide kante van die sentrale atoom. Twee elektronpare vorm sigma-bindings (enkelbinding) tussen die suurstofatoom en die twee chlooratome. Die oorblywende agt elektronpare is ongedeelde elektrone.

Die sigma (σ) bindende elektronwolk tussen die suurstof- en chlooratome in die OCl2-molekule word deur 'n enkele reguitlyn geteken. Sentrale atoom Suurstof het vier ongedeelde elektrone wat twee pare elektronwolk is.

OCL2 Lewis struktuur vorm

VSEPR teorie (Valence shell elektronpaar afstotingsteorie) kan help om die feite oor die vorm van ocl2 lewis struktuur te verstaan.

Minimum afstoting tussen elektronwolk van die laaste wentelbaan, kan slegs die struktuur van 'n molekule stabiliseer. Dus het die buitenste dop elektronwolk van OCl2-molekule dienooreenkomstig oor die molekule versprei.

Hierdie teorie neem aan dat die elektrone wat nie aan bindingsvorming deelneem nie (eenpaar) oor die oorspronklike atoom bly. Dit versprei oor meer ruimte as die elektronwolk van binding.

Hiervoor is die afstoting tussen ongedeelde elektronwolk groter as die elektronwolk van bindingspaar. Geometrie van die molekulêre struktuur word hierdeur versteur.

Na atoomorbitale vermenging van die sentrale atoom Suurstof, kom nuwe sp3-gehibridiseerde orbitaal in die molekule voor. Hierdie verbastering van atoomorbitaal verwys na die tetraëdriese molekulêre meetkunde. Maar sentrale atoom Suurstofatoom het twee pare ongedeelde elektrone.

Vir die afstoting word die struktuur van die OCl2-molekule versteur. Om die steriese afstoting te vereffen, verminder die hoek tussen die twee bindings. Gevolglik verander die vorm van die molekule na 'V'-geliefde vorm.

OCL2 Lewis struktuur formele aanklagte

As 'n Lewis-puntstruktuur het "0" formele lading, dit is die struktuur wat grootliks bydra tot die molekule konfigurasie.

Formele aanklag = (totale aantal laaste dopelektrone –ongedeelde elektrone – (1/2× elektrone in bindingspare))

Uit die Periodieke tabel weet ons dat die aantal laaste okkuperende dopelektrone van suurstof ses is en chloor het sewe elektrone. Suurstofatoom het vier elektrone wat nie by sigma (σ) binding betrokke is nie, terwyl elke chlooratoom ses daardie tipe elektrone het.

Suurstofatoom formele lading = {6- 4- (1/2×4)} = 0.

Vir elke chlooratoom formele lading = {7- 6- (1/2×2)} = 0.

Aangesien die atome van die molekule "0" (nul) formele lading het, is die formele lading van dichloormonoksied (OCl2) dus ook nul.

OCL2 lewis struktuur alleenpare

Eensame paar bevat die elektrone wat nie by die binding betrokke is nie. Hierdie elektronpaarwolk bly oor die ouerkern.

In OCl2 Lewis-struktuur is daar twintig buitenste dopelektrone teenwoordig. Onder hierdie vier elektrone (twee pare) neem deel aan bindingspaar O-Cl. Die oorblywende al sestien elektrone is nie-bindende elektrone wat genoem word alleenpaar.

Van die orbitale hibridisasie weet ons dat eenpaar elektronwolk van suurstofatoom aan die 2s en 2p orbitaal behoort. Daarbenewens het elke chlooratoom 3 pare elektrone wat nie deelneem aan binding in die OCl2-molekule nie.

Die vorm van die molekule is afhanklik van hierdie nie-bindende elektrone of alleenpare.

OCL2 hibridisasie

Hibridisering is 'n belangrike konsep aangesien dit die geometrie en vorm van 'n molekule beskryf.

Atoomorbitale word saamgesmelt in hibridisasie. Die nuwe gehybridiseerde orbitaal het 'n ander energie, vorm as wat dit voorheen gehad het. In die dichloormonoksiedmolekule beskou ons die hibridisering van die suurstofatoom. Hibridisering sal help om die molekulêre struktuur te verstaan.

In die grondtoestand energievlak het suurstofatoom twee 2p orbitale elektrone wat nie saamwerk nie. Hierdie elektrone kan dus twee sigma-bindings met chlooratome vorm. Suurstofatoom het vier 2s en 2p orbitale elektrone wat saamwerk. Hierdie elektrone kan nie aan binding deelneem nie.

Na verbastering van die buitenste orbitaal word orbitale oorvleueling groter in bindingsvorming. Die nuwe gehybridiseerde suurstoforbitaal van OCl2-molekule is sp3 van aard. Hierdie sp3-suurstoforbitaal meng met die Chloor 3p-orbitaal om molekule te vorm.

OCL2 Lewis struktuur resonansie

OCl2 lewis struktuur kan baie hê resonansie vorms. Die resonerende elektronpuntstrukture vorm deur die delokalisering van die nie-bindende elektrone.

In dichloormonoksiedmolekule het beide die suurstof- en chlooratome 'n paar nie-bindende elektrone. Die elektronwolk kan verskuif om resonerende struktuur te produseer. Onder hierdie strukture, sal die formele lading 'nul' wees, dit sal die grootste bydraende konfigurasie wees.

Chloor-atoom het 'n leë 3d-orbitaal in die buitenste dop. Dit kan dus die negatiewe lading van suurstofatoom maklik aanvaar. As sentrale atoom, suurstof aanvaar elektron so Pi (π) terugbinding kom voor ie2pπ (O) – 3dπ (Cl) in die molekule.

Dit beteken dat die elektronwolk oorgedra word van suurstofatoom na die beskikbare vakante chlooratoom 3d orbitaal. Gevolglik ontstaan ​​gedeeltelike pi (π)-binding in die molekule en kry ons die resonerende struktuur van dichloormonoksiedmolekule.

Die resonerende struktuur van die OCl2-molekule het 'n groot effek op die bindingshoek en -vorm van die molekule.

ocl2 lewis struktuur
okl2 lewis struktuur resonansie

OCL2 lewis struktuur oktet reël

Die elektroniese stabiliteit van die orbitaal van 'n molekule kan hierdeur beskryf word Oktetreël. Hierdie reël bepaal die maksimum vermoë van elektrone in die buitenste wentelbaan van atoom.

Alle hoofgroepelemente van die Periodieke Tabel bevoordeel agt elektrone in die laaste energetiese dop. So naam van die reël is Oktet reël. Slegs waterstofatoom kan nie die reël handhaaf nie. Sy wentelbaan bevat slegs "s" orbitaal met maksimum vermoë van twee elektrone.

Suurstofatoom het ses elektrone in die 2s- en 2p-orbitaal. Dit is geneig om nog twee elektrone te aanvaar. Chlooratoom het sewe elektrone in die 3s- en 3p-orbitaal, so dit aanvaar een elektron van skenkeratoom om stabiel te word soos Argongas.

Op hierdie manier bedek beide suurstof en chloor die buitenste meeste bane met agt elektrone. Vir hierdie vol gevulde baan, verlaag die energie van die molekule. Die konfigurasie van die molekule stabiliseer.

OCL2 polêr of nie-polêr

Polariteit word in 'n molekule waargeneem as die molekule polêre bindings het. Binding dipool moment (µ) kan bereken word deur die geskeide lading te vermenigvuldig (δ) en afstand tussen ladings (r).

In die dichloormonoksiedmolekule, elektro-negatiwiteit van suurstof (O) is 3.44 en dié van chloor is 3.16 op die Pauling-skaal. 'n Ongelyke ladingskeiding vind in die molekule plaas vir hierdie verskil tussen die elektro-negatiwiteit van die atome. Hiervoor genereer 'n netto dipoolmoment en OCl2 word polêre molekule.

Die elektro-negatiwiteit van 'n atoom word gemeet aan die potensiaal dat hoe sterk dit die elektronwolk van 'n kovalente binding daarheen kan trek. Dit is 'n rigtingvektorkomponent.

Uit die hibridisering weet ons dat die suurstofatoom twee eenpaar elektronwolk het met groter elektro-negatiwiteit. Dit het 'n spesifieke rigtingvektor van dipoolmoment. Twee Chlooratome het ook 'n spesifieke rigting van dipoolmoment.

Vanuit VSEPR-teorie weet ons dat vir steriese afstoting die vorm "V" word. Vir die gebuigde vorm bly 'n netto rigtingvektor van dipoolmoment oor. Dit is hoekom OCl2 polêre molekule is.

ocl2 lewis struktuur
polariteit van ocl2 lewis struktuur

OCL2 Lewis struktuur bindingshoek

Die hoek tussen die bindingselektronwolk word bindingshoek genoem wat 'n belangrike rol speel in die vorm van die molekule.

Aangesien die molekule sp3 gehibridiseer is, moet die teoreties berekende bindingshoek 109.5 wees ̊. Maar vir die afstotings van elektronwolk wat in die molekule teenwoordig is, word die bindingshoek 110.9 ̊.

Die ongedeelde elektrone van die suurstofatoom vorm die 2pπ (O) – 3dπ (Cl) terugbinding. Die steriese afstoting tussen hierdie elektronwolk neem af. As gevolg van die vorming van die gedeeltelike pi verband (dubbelbinding), neem die afstoting tussen die bindingspare elektronwolk toe.

As gevolg hiervan kry ons 'n groter bindingshoek as die berekende een.

OCL2 Lewis struktuur elektron meetkunde

Die VSEPR teorie (Valence shell elektronpaar repulsion theory) kan rig om die meetkunde van OCl2 te vind lewis struktuur.

Uit die hibridisering weet ons dat die molekule twee bindingspare het en die sentrale atoom het twee nie-bindende elektronpaarwolke. So ocl2 molekule het tetraëdriese geometrie.

Meetkunde van a lewis struktuur is 'n ideale struktuur wat vir die molekule oorweeg word. Maar eintlik bestaan ​​dit nie vir feite soos afstoting van die elektron wolk in die molekule. Die versteurde struktuur word vorm van die molekule genoem.

Meetkunde is die rangskikkings van die bindende elektronpare in die driedimensionele ruimte. OCl2 is sp3 gehibridiseer. Vir die vier hoofelektronpare sal die ideale meetkunde tetraëdries wees.

OCL2 valenselektrone

Die elektrone wat die buitenste wentelbaan energetiese toestand van 'n atoom beset, word die genoem valenselektrone van daardie atoom.

OCl2 lewis struktuur het twintig buitenste dop elektrone. Hierdie elektrone neem deel aan die molekulevorming en is ook verantwoordelik vir die chemiese eienskappe van die molekule.

Suurstof het ses elektrone in die laaste energiedop en chlooratoom het dié van sewe. Een suurstof- en twee chlooratome het dus twintig elektrone in die buitenste bane van die atome. Daarom is die aantal valenselektrone in die molekule twintig.

OCL2 gebruik

OCl2 is 'n anorganiese verbinding. dit is oplosbaar in water en sowel as in die organiese oplosmiddels.

Die molekule het beide suurstof- en chlooratoom. Vir die teenwoordigheid van die suurstof is dit 'n oksideermiddelmolekule. Vir die chlooratoom is dit ook 'n chloreringsmiddel. Dit kan gebruik word in die chloreringsproses vir die suiwering van water om te drink. Dit kan gebruik word in die ring- of sykettingchlorering van enige organiese reaksie.

Die molekule het ook plofbare eienskap. Die molekule kan ondergaan vir die fotochemiese ontbindingsreaksie.

Scroll na bo