XeF2 lewis struktuur is die afkorting van xenon difluoried. Dit is een van daardie seldsame verbindings wat edelgasse insluit ten spyte van hul sterk stabiliteit. XeF2 Lewis-struktuur en sy eienskappe word in hierdie artikel geïllustreer.
XeF2 lewis-struktuur behels 1 atoom xenon en 2 atome fluoor. Xenon het 8 valenselektrone en fluoor het 7 valenselektrone. Om dus 'n betroubare Lewis-struktuur te vorm, sal xenon sy 2 elektrone met fluoor deel wat 'n enkele kovalente Xe-F-binding vorm. Dit voltooi die oktetstabiliteit van fluooratome.
XeF2 is op sigself 'n sterk fluorerende en oksideermiddel. Xenon is die enigste edelgas wat ondanks sy sterk stabiliteit reageer en verskeie verbindings vorm soos XeF4 (Xenon-tetrafluoried), en XeF6 (Xenon-heksafluoried), ens. Maar uit hierdie XeF2 lewis struktuur is die mees stabiele een.
Soos al die fluorerende verbindings is dit vogsensitief. Wanneer dit met waterdamp in aanraking kom, toon dit onmiddellik ontbinding. Die berging daarvan is dus baie belangrik. Behalwe vir dit is dit maklik om te stoor en is dit nie in die kategorie van versigtige verbindings nie
XeF2 is 'n digte, kleurlose, kristallyne vaste stof en het 'n naarlike reuk. As 'n kristallyne vaste struktuur is die bindingslengte 200 pm. Sy pakkingrangskikking is baie styf en sterk waar fluooratome van aangrensende XeF2-molekules die ekwatoriale gebied van mekaar vermy. Dit is 'n baie belangrike bestanddeel van koördinasiechemie. Sy bindingstipe is 'n drie-sentrum vier-elektronbinding. Dit dien as 'n potensiële sterk ligand in verskeie metaalkoördinasie komplekse. Sommige van die voorbeelde waar XeF2 as 'n ligand opgetree en met metale gekoördineer het, is: [Mg(XeF2)4](AsF6)2 en Ca2(XeF2)9(AsF6)4.
XeF2 lewis struktuur het 'n aansienlike bydrae op die gebied van kristallografiese analise en supramolekulêre chemie. Die belangrikste toepassing daarvan is in laboratoriumopstellings en elektrochemiese prosedures as 'n fluoreringsmiddel in verskeie organiese sintetiese reaksies waar direkte fluoorgebruik verbied word weens die plofbare aard daarvan.
Om die chemiese en fisiese eienskappe van XeF2 te ontleed en te verstaan, is dit belangrik om ken sy Lewis-struktuur en die eienskappe wat daarmee geassosieer word. Die eienskappe en die strukturele formasie word hieronder bespreek:
- XeF2 lewis struktuur eensame paar
- XeF2 Lewis struktuur hibridisasie
- XeF2 Lewis struktuur vorm
- XeF2 Lewis struktuur formele aanklag
XeF2 lewis struktuur eensame paar
Eensame pare elektrone is dié wat nie aan chemiese bindingsvorming deelneem nie. Wanneer eensame elektronpaar bespreek word, gaan dit gewoonlik oor die sentrale atoom aangesien dit die geometrie van Lewis se struktuur beïnvloed.
In die XeF2 lewis struktuur, word die alleenpaar rondom Xe belangrik geag. Die terminale fluooratome is nie ingesluit nie. As ons daarna terugkom, dan is daar 2 bindingspare wat tussen Xe en F gevorm word. Xenon kan 'n uitgebreide oktet vorm en kan meer as 8 elektrone akkommodeer, en daardeur het 3 alleenpare elektrone wat dit omring.
XeF2 Lewis struktuur hibridisasie
Hibridisering is 'n noodsaaklike konsep vir die bepaling van die geometrie van die molekule. Dit is die vermenging van 2 of meer orbitale tydens bindingsvorming om 'n nuwe hibriede orbitaal te maak. Die elektroniese konfigurasie van Xenon is [Kr]4d105s25p6 en dit is in die grondtoestand.
Tydens bindingsvorming het die XeF2 lewis struktuur sal in 'n opgewekte toestand wees wat die rangskikking van elektrone rondom xenon sal verander na s2p5d1 wat 2 ongepaarde elektrone gee. Dus sal die verbastering van XeF2 sp3d.
XeF2 Lewis struktuur vorm
Lewis-struktuur help gewoonlik om die vorm van die molekule te voorspel, maar die XeF2-lewis-struktuur is 'n uitsonderlike geval. Sy vorm en geometrie kan verstaan word deur die VSEPR-teorie te gebruik.
XeF2 Lewis-struktuur het 5 elektronpare. Uit hierdie 2 elektronpare is bindingspare aangesien hulle 'n enkele kovalente binding met 2 fluooratome vorm en die res 3 is alleenpare. Dus volgens die reël moet sy vorm en geometrie trigonaal bipiramidaal wees, maar dit is nie. XeF2 lewis struktuur is 'n lineêre vorm molekule omdat die 3 alleenpare in 'n ekwatoriale rangskikking is met fluooratome wat dit 'n simmetriese vorm gee. Dit is dus van trigonale bipiramidale geometrie en lineêre vorm.
XeF2 Lewis struktuur formele aanklag
Soos hierbo genoem in XeF2 lewis struktuur hibridisasie, is daar deel van elektrone tussen atome sodat dit noodsaaklik word om te weet die formele aanklag.
Die minste moontlike formele lading van elke kombinerende atoom gee ons die perfekte diagrammatiese voorstelling van 'n molekule.
Formele lading = Valenselektrone – ½ Bindingselektrone – Nie-bindende elektrone
Vir Xenon
FC = 8 – 1/2* 4 – 6 = 0
Vir fluoor
FC = 7 – 1/2* 2 – 6 = 0
Aangesien hulle albei 0 formele aanklagte het, is XeF2 die mees outentieke en betroubare lewis struktuur.
Nadat u deur al die eiendomme gegaan het, het dit maklik geword om teken 2 dimensionele XeF2 Lewis struktuur wat hieronder skematies beskryf word:
Hoe om XeF2 Lewis-struktuur te teken
Xenon (Atoomgetal = 54 en elektroniese konfigurasie = 2,8,18,18,8) is 'n edelgas met 8 valenselektrone. Fluoor (Atoomgetal = 9 en elektroniese konfigurasie = 2,7) het 7 valenselektrone. Die totale aantal valenselektrone is dus 8 + 7×2 = 22.
Xenon is 'n edelgas, is minder elektronegatief as fluoor. Dit sal dus die posisie van die sentrale atoom verkry. Nou sal fluooratome aan hul oktetstabiliteitskriteria voldoen deur elk van hul elektrone met die sentrale xenon-atoom te deel. Dit lei tot die vorming van 2 Xe-F enkel kovalente bindings
Xenon aan die ander kant het meer valenselektrone om homself na die chemiese bindingsvorming. Xenon as 'n hipervalente spesie kan meer as 8 valenselektrone aanpas as gevolg van die beskikbaarheid van leë d-orbitale en kan 'n uitgebreide oktet vorm.
Die stabiliteit en bestaan van die XeF2 Lewis-struktuur kan deur formele aanklag bereken word (wat uitkom as 0 vir beide xenon en fluoor) wat die bestaan en egtheid van die struktuur bevestig.
XeF2 Lewis-struktuur (Verwante Gereelde Vrae)
Verduidelik die polariteit van die XeF2 Lewis-struktuur.
Soos hierbo verduidelik is xenondifluoried 'n simmetriese molekule met 'n lineêre vorm en trigonale bipiramidale geometrie. Daar is 'n ongelyke verspreiding van elektrone in die struktuur en baie afwykings ook. Maar as gevolg van sy simmetriese vorm, is die individuele bindings eweredig versprei, waardeur mekaar ladings tot niet gemaak. Dit lei tot nul netto dipoolmoment en dus XeF2 lewis struktuur is 'n nie-polêre molekule.
Waarom kan xenon verbindings vorm ten spyte daarvan dat dit 'n edelgas is?
Xenon is die enigste element in die edelgasfamilie wat verbindings kan vorm. Dit is omdat Xenon 'n baie groot molekule is met die atoomgetal 54. Dit impliseer dat dit meer skulpe en orbitale het. As gevolg hiervan word die elektronaantrekking na die kern swak en die interaksie met die laaste dop is die swakste. As gevolg van hierdie swak aantrekkings, kan dit reageer met klein hoogs elektronegatiewe atome soos fluoor en sodoende deelneem aan reaksies en chemiese bindingsvorming.
Waarom word Xenon as 'n belangrike element beskou?
Xenon kan blou gloeiende lig produseer wanneer dit deur 'n elektriese lading opgewek word en kan as 'n spesiale ligbron gebruik word. Die xenonlampe het aansienlike toepassings soos hoëspoed elektroniese flitsgloeilampe, bakteriedodende lampe en sonbedlammers wat onderskeidelik in die fotografie- en voedselverwerkingsindustrie gebruik word.
