هيكل Br2 Lewis ، الخصائص: 13 يجب أن تعرف الحقائق

في هذه المقالة سوف نناقش حول Dibromine، Br2 هيكلها لويس وخصائصها وحقائق أخرى.

ديبرومين ، فرع2 يتكون من ذرتين من البروم متصلتين من خلال رابطة واحدة. البروم هو أحد أخف العناصر في عائلة الهالوجين. الديبرومين سائل بني محمر ذو رائحة نفاذة وهو شديد السمية للاستنشاق.

  كيفية رسم Br2 هياكل لويس؟

يتم رسم بنية لويس للجزيء بشكل أساسي لفهم كيفية تكوين الرابطة عندما تتحد ذرتان أو أكثر. يتم رسم بنية لويس للمركب من خلال النظر فقط في إلكترونات التكافؤ الموجودة في الغلاف الخارجي. يستخدم النقاط والخطوط لتصوير الإلكترونات والسندات على التوالي.

لذلك الهياكل التي رسمها هذا المفهوم تسمى لويس الهياكل النقطية.

هياكل لويس النقطية يمكن استخلاصها لكل من المركبات المرتبطة تساهميًا والأيونية. ديبرومين ، فرع2 هو مركب كيميائي مكون من ذرتين من البروم معًا. دعونا نرى كيفية رسم ملف هيكل لويس من Br2.

  • احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ. البروم هو عنصر من المجموعة 7 يحتوي على سبعة إلكترونات في غلاف التكافؤ. نظرًا لأن الديبرومين يحتوي على ذرتين من البروم ، فإن العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ الموجودة في Br2 هي 7 × 2 = 14 إلكترونًا.
  • في هذه الخطوة نرسم رموز ذرتين من البروم تحيط بهما إلكترونات التكافؤ السبعة.
هيكل br2 لويس
إلكترونات التكافؤ في Br2
  • في الخطوة التالية ، تشترك ذرتا البروم في إلكترون واحد مع بعضهما البعض لتشكيل رابطة واحدة. الآن يتم دمج كل من ذرات البروم معًا وحققتا الاستقرار من خلال تلبية قاعدة الثمانيات.

Br2 صدى

يمكن تعريف الرنين على أنه حركة أو إلغاء تحديد مكان الإلكترونات الموجودة في ذرة أي مركب. لا يمكن رؤية الرنين إلا في المركبات ذات الروابط المزدوجة ومن السهل تحريك الإلكترونات المشاركة في هذه الروابط عبر الروابط.

ليس رسم هيكل الرنين لا ينبغي أن تتغير الخصائص الفعلية مثل عدد الإلكترونات الموجودة حول الذرة. على الرغم من وجود رابطة مزدوجة في الديبرومين ، لا يُسمح بالتحرك عبرها ، لأنه إذا فعلوا ذلك ، فلن يكون التركيب الجزيئي موجودًا. لذلك لا يوجد هيكل رنين للديبرومين.

Br2  الشكل

الديبرومين عبارة عن جزيء خطي الشكل مع روابط سيجما البروم - البروم. ش2  متماثل في بنيته.

شكل Br2

Br2 اتهام رسمي

اتهام رسمي هي شحنة مخصصة للذرة عندما يتم دمجها مع ذرات أخرى لتكوين مركب مستقر. يمكن بسهولة معرفة الشحنة الرسمية المخصصة للذرة من خلال المعادلة أدناه

الشحنة الرسمية للذرة = (إلكترونات التكافؤ - عدد الأزواج المنفردة - عدد الروابط المتكونة)

إلكترونات التكافؤ الموجودة في البروم هي 7. وفيها 6 أزواج منفردة ويتم مشاركة إلكترون واحد لتكوين رابطة مع ذرة بروم أخرى

الشحنة الرسمية للبروم = 7-6-1

                                                = 0

لذا فإن الشحنة الرسمية من البروم في Dibromine، Br2 هو 0.

Br2 زاوية السندات

زاوية الرابطة هي الزاوية التي تتكون بين ثلاث ذرات عندما تتحد معًا لتشكل مركبًا مستقرًا. الديبرومين هو جزيء خطي أو متماثل له روابط سيجما Br- Br. زاوية الرابطة المكونة من جزيء خطي هي 1800. إذن ، زاوية الرابطة Br2 هو 1800.

زاوية Br2

 Br2 القاعدة الثماني

وفقًا لقاعدة الثمانيات ، عندما تتحد الذرات معًا لتكوين مركبات ، فإنها تكون أكثر استقرارًا عندما تمتلئ غلافها الخارجي بثمانية إلكترونات. تفقد الذرات أو تكتسب إلكترونات لتلتزم بقاعدة الثمانيات. في حالة الديبرومين توجد ذرتان من البروم.

يحتوي كل بروم على سبعة إلكترونات في غلاف التكافؤ. إنها بحاجة إلى إلكترون آخر لتحقيق الاستقرار. عندما تتحد هاتان الذرتان معًا ، تتشارك كل منهما إلكتروناتها مع بعضها البعض. ومن ثم فإن غلاف التكافؤ مملوء بثمانية إلكترونات وهي مستقرة الآن. نظرًا لأن كل من ذرة البروم تحتوي على ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ ، فإن ديبرومين يطيع قاعدة الثماني.

إلكترونات التكافؤ في Br2

Br2 زوج وحيد من الإلكترونات

الزوج الوحيد من الإلكترونات أو الإلكترونات غير الرابطة هي الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ للذرة والتي لا تشارك في تكوين الرابطة. نظرًا لأنها لا تشكل روابط ، يمكن تسميتها بإلكترونات غير مرتبطة.

الزوج الوحيد من الإلكترونات في بروم واحد هو 3. لذا فإن العدد الإجمالي للزوج الوحيد من الإلكترونات الموجودة في ذرتين من البرومين من ثنائي البرومين 6.

توزيع الإلكترون في غلاف Br التكافؤ

Br2 إلكترونات التكافؤ

تسمى الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ أو الغلاف الخارجي للذرة بإلكترونات التكافؤ.

إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة في الديبرومين هو 14.

Br2 تهجين

وفقًا لمفهوم التهجين ، تتحد المدارات الذرية ذات الطاقات المختلفة قليلاً معًا لتشكل مدارات ذرية بنفس الطاقة والشكل. المدارات الجديدة المتكونة مستقرة وتسمى المدارات الهجينة. عدد المدارات الهجينة يساوي عدد المدارات المتحدة.

هناك أنواع مختلفة من التهجين تسمى

  1. sp3
  2. sp2
  3. sp
  4. sp3d
  5. sp3d2
  6. sp3d3

يمكن العثور على تهجين الجزيء من خلال الصيغة

تهجين جزيء = عدد روابط سيجما + عدد الأزواج المنفردة

 إذا كان العد 4 ثم sp3 تهجين ، 3 ثم س2 وإذا 2 ثم س.

يوجد في الديبرومين رابطة سيجما وثلاثة أزواج من الإلكترونات.

تهجين Br2 = 1 + 3 = 4

 لذا فإن التهجين في الديبرومين هو sp3. هيكلها خطي.

Br2 الذوبانية

يمكن تعريف الذوبان على أنه قدرة مادة أو مذاب على الذوبان في مذيب لتشكيل محلول. المذيبات الأكثر استخدامًا في مجال الكيمياء هي الماء ، والإيثانول ، والأسيتون ، والأثير ، والبنزين ، والكلوروفورم ، إلخ.

 الديبرومين قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء لأنه ليس جزيء قطبي مثل الماء. ولكن وجد أن الديبرومين قابل للذوبان في معظم المذيبات العضوية مثل البنزين ، والبنزين ، والكلوروفورم ، والأثير ، والميثانول ، والإيثانول ، وثاني كبريتيد الكربون ، ورابع كلوريد الكربون ، و CCl4.

 هل Br2  أيوني أم لا؟

تتكون الرابطة التساهمية من خلال مشاركة الإلكترونات بين الذرات المجمعة ولكن تكوين الرابطة الأيونية يحدث من خلال قوة الجذب الكهروستاتيكية بين الأيونات الموجبة والسالبة. الأيونات الموجبة والسالبة هي الكاتيون والأنيون على التوالي.

يتكون الديبرومين من الإلكترونات المشتركة بين ذرتين من البرومين. لذا ر2 هو مركب تساهمي وليس مركب أيوني.

هل Br2 قطبي أم لا؟

لا يوجد سوى ذرتين من البروم متصلتين ببعضهما البعض من خلال رابطة واحدة في الديبرومين. لذا فهو ليس كذلك قطبي في الطبيعة.

هل Br2 حمضي أم أساسي؟

الديبرومين هو حمض لويس. حمض لويس مادة يمكنها قبول الإلكترونات.

الملخص

الديبرومين مركب كيميائي موجود كسائل وغاز في درجة حرارة الغرفة. تلخص هذه المقالة النقاط الرئيسية التالية

  1. الديبرومين مركب تساهمي ذو طابع غير قطبي.
  2. يظهر الديبرومين السلوك الحمضي.
  3. Br2 يتبع س3 تهجين.
  4. قابل للذوبان في المذيبات العضوية وقابل للذوبان في الماء بشكل ضئيل.
  5. لها هيكل لويس نمط الرسم.
انتقل إلى الأعلى