XeOF4 Lewis-struktuur: tekeninge, hibridisering, vorm, ladings, paar en gedetailleerde feite


In hierdie pos, sal ons bestudeer oor die chemie binne die Xenon Oksitetrafluoried molekule met behulp van xeof4 lewis struktuur, meetkunde en hibridisasie.

Die anorganiese verbinding Xenon Oksitetrafluoried is kleurloos. Dit is besonder onstabiel en reaktief, net soos die ander Xenon-oksiede. Dit word gemaak deur XeF te reageer6 met óf NaNO3 of silika.

  1. Lewis-struktuur van XeOF4
  2. Stappe om Lewis-struktuur van XeOF te teken4
  3. Valensie-elektrone
  4. XeOF4 verbastering
  5. XeOF4 Lewis struktuur resonansie
  6. Oktetreël

Dit kombineer kragtig met water om baie korrosiewe en giftige chemikalieë te genereer wat geneig is om te ontplof, dus moet dit te alle tye weg van water gehou word.

1. Lewis-struktuur van XeOF4:

In 'n grafiese vorm, a Lewisstruktuur beeld die plasing van valenselektrone om die atome van 'n molekule uit. Die atome word deur hul atoomsimbole voorgestel, terwyl die elektrone as kolletjies uitgebeeld word. GN Lewis was die eerste wat dit in 1916 gesê het.

Hierdie strukture help met die ontwikkeling van 'n beter kennis van chemiese bindingsvorming en die hoeveelheid nie-bindende elektrone in 'n molekule.

Die oktet van alle of meeste atome is bevredig in die beste haalbare Lewisstruktuur vir 'n molekule, en die individuele formele lading vir elke atoom is gelyk aan of naby aan nul.

Die Lewisstruktuur van XeOF4 is soos volg:

xeof4 lewis struktuur
Lewisstruktuur van XeOF4

In die XeOF4-molekule se Lewisstruktuur, suurstof met ses valenselektrone het 'n dubbelbinding met Xenon gevestig, wat sy oktet voltooi het.

Verder vorm alle fluooratome met sewe valenselektrone eers 'n enkele verbinding met Xenon, maar het nou agt elektrone.

Xenon, aan die ander kant, het meer as agt valenselektrone, dws 14. Trouens, Xenon se oktet kan uitgebrei word, wat beteken dat dit meer as agt elektrone in sy valensdop kan hou. Dit is as gevolg van die feit dat leë 5d-subshells geredelik beskikbaar is.

2. Stappe om Lewis-struktuur van XeOF te teken4:

Kom ons kyk hoe om die Lewisstruktuur van die XeOF4-molekule stap vir stap:

1ste stap: Die eerste stap in die skets van 'n Lewis-struktuur vir 'n molekule is om die totale aantal valenselektrone in daardie molekule te bereken.

Xenon is 'n edelgas en 'n groep 18 element met 8 valenselektrone, suurstof is 'n groep 16 element met 6 elektrone in sy buitenste dop, en fluoor is 'n groep 17 element met 7 valenselektrone in die XeOF4 molekule.

Die totale aantal elektrone in die XeOF4 molekule word nou soos volg bereken:

8 valenselektrone = Xe

Valenselektrone: F = 7 X 4 = 28

6 valenselektrone in O

Gevolglik is Totaal gelyk aan 42 valenselektrone.

Stap 2: Kies dan 'n middelatoom. Daar word vermoed dat al die ander atome van 'n molekule verwant is aan die middelatoom. Die middelste atoom is Xenon, wat die minste elektronegatiewe atoom is.

Stap 3: 'n Enkele skakel word gebruik om al die atome met die kernatoom te verbind. Dit word gedoen om uit te vind hoeveel meer elektrone nodig is om die oktet van die gekoppelde atome te voltooi.

Stap 4: Elke binding is 'n teken vir 'n gedeelde paar elektrone. Gevolglik besit elke fluooratoom nou 'n volle oktet, wat aandui dat dit stabiel is.

Die suurstofatoom, aan die ander kant, het nog een elektron nodig om sy oktet te voltooi. In hierdie behoefte kan voorsien word deur 'n dubbelbinding met die Xenon-atoom sodra die Lewis-struktuur van die XeOF4-molekule is soos volg gevorm:

Eenvoudige struktuur van XeOF4 van Wikipedia

Stap 5: Die verlengde oktet van die xenon-atoom word gedefinieer as die vermoë van die xenon-atoom om meer as 8 elektrone in sy valensiedop te stoor, soos in die voorafgaande afdeling bespreek.

Stap 6: Die berekening van formele lading is die laaste stap in die verifikasie van 'n afgeleide Lewis-struktuur.

In werklikheid is formele lading 'n hipotetiese konsep waarin die netto lading op elke atoom van 'n molekule naby aan nul behoort te wees.

Die formele heffing word bereken deur die volgende formule te gebruik:

Formele aanklag (FC) = [Totale nr. van valensie e- in Vrystaat] – [Totale nr. van nie-bindende e- 1/2 (Totale aantal binding e-)]

Stap 7: Bereken die formele lading op die XeOF4 molekule

Totale aantal valenselektrone in Vrystaat vir 'n Xenon-atoom = 8.

Die totale aantal nie-bindende elektrone is gelyk aan twee.

Die totale aantal bindingselektrone is gelyk aan 12.

As gevolg hiervan is die formele lading op die Xenon-atoom gelyk aan 8 – 2 – 12(12) = 0.

Totale aantal valenselektrone in Vrystaat vir 'n suurstofatoom = 6.

Die totale aantal nie-bindende elektrone is gelyk aan vier.

Die totale aantal bindingselektrone is gelyk aan vier.

Daarom is 6 – 4 – 12(4) = 0 formele lading op stikstofatoom.

Totale aantal valenselektrone in Vrystaat vir fluooratoom = 7.

Die totale aantal nie-bindende elektrone in die sisteem is 6.

Die totale aantal bindingselektrone is gelyk aan twee.

Daarom is 7 – 6 – 12(2) = 0 formele lading op stikstofatoom.

Stap 8: Omdat die XeOF4 molekule se netto formele lading nul is, is die bo-afgeleide Lewis-struktuur die mees korrekte vir hierdie molekule.

3. Valenselektrone:

Valenselektrone is die elektrone in 'n atoom se buitenste wentelbaan wat die verste van sy kern af wentel. Valenselektrone is noodsaaklik om te verstaan ​​omdat hulle 'n rol speel in die skep van skakels tussen atome deur elektrone te verkry, te verloor of uit te ruil. Die valenselektrone is ook betekenisvol in die vasstelling van 'n verbinding se vorm of geometrie.

4. XeOF4 Verbastering:

We weet dat die totaal van verband pare en alleenpare bepaal verbastering. Om te begin, bepaal die aantal bindingspare en alleenpare in XeOF4 en vermenigvuldig met daardie getal. Ons weet reeds dat die kombinasie van hibridisasie en VSEPR (Valence shell elektronpaar repulsion theory) teorie help om die molekule se struktuur en geometrie te voorspel.

Hibridisering is die proses om 'n sekere aantal atoomorbitale te kombineer om 'n gelyke aantal nuwe orbitale met dieselfde vorm en energie te produseer. Dit word gebruik om die molekule se vorm te bepaal. Hibriede orbitale is die nuwe orbitale wat uit die proses voortspruit.

Die atoomorbitale met duidelike eienskappe word saam gekombineer tydens hibridisasie.

Die volgende is die verskeie soorte orbitale: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, sp3d3.

Een van die verbasterings word hier breedvoerig uiteengesit tot almal se voordeel.

Hibridisering van sp: sp hibridisasie is die proses om een ​​s en een p orbitaal van byna gelyke energie te kombineer om twee identiese en gedegenereerde baster orbitale te produseer.

Deur 'n hoek van 180 te vormo, is hierdie sp hibriede orbitale lineêr georganiseer. Hulle bestaan ​​uit 50% s-karakter en 50% p-karakter.

Die som van elke atoom se valenselektrone is gelyk aan totale valenselektrone. Een Xe-atoom, een O-atoom en vier F-atome vorm hierdie molekule.

Meetkunde en vormberekening:

Die elektrone in 'n atoom se buitenste dop staan ​​bekend as valenselektrone. Kom ons kyk na 'n voorbeeld om te sien hoe valenselektrone getoon word. Beskou die volgende scenario: Die atoomgetal suurstofatome is 8. Daar is dus 6 elektrone in die buitenste dop. Gevolglik besit suurstof ses valenselektrone. Xenon bevat 8 valenselektrone, terwyl fluoor 7 valenselektrone het.

Die totale valenselektrone word soos volg bereken:

Sentrale atoom Xe: 8

4F-bydrae: 28

O bydrae: 6

Gevolglik is die totale valenselektron 42, wat gelyk is aan die som van die sentrale atoom se X + O + 4F bydraes. Wanneer jy dit met 8 verdeel, kry jy 5 verbandpare en 1 alleenpaar.

Gevolglik het sp3d2 is die verbastering.

5. XeOF4 Lewis struktuur resonansie:

Resonansie bestaan ​​nie in XeOF nie4. Daar is net een Xe-O-binding en alle Xe-F-bindings is enkelbindings. Slegs 'n Xe-O enkel- of drievoudige binding, of 'n Xe-F dubbel- of drievoudige binding, sal resonansie veroorsaak. Ja, die molekule se VSEPR-formule is AX5E.

6. Oktetreël:

Hierdie reël, voorgestel deur Walther Kossel en Gilbert N. Lewis, vestig die grondslag vir atoombinding.

Volgens hierdie reël is 'n atoom se valensdop met agt elektrone die stabielste. Die reël van agt is 'n ander naam hiervoor. Dit help ook ons ​​begrip van verskillende elemente se kombineervermoë en hoekom atome chemiese bindings vorm.

Die elektriese rangskikking van edelgasse met agt valenselektrone word deur hierdie reël in ag geneem. Helium, aan die ander kant, is 'n stabiele edelgas met twee elektrone in sy valensieskil en dien as 'n modelelement vir die waterstofatoom. Gevolglik is dit 'n uitskieter.

Madhusudan DN

Hi....Myself DN Madhusudan, ek het my Meestersgraad in Algemene Chemie aan die Universiteit van Mysore voltooi. Mysore. Verder lees ek graag en luister ek graag na Musiek. Kom ons koppel deur LinkedIn: https://www.linkedin.com/in/madhusudan-dn-b83a05156

Onlangse plasings