هيكل BrF2 Lewis ، الخصائص: 13 يجب أن تعرف الحقائق

سنناقش حول رسم هيكل لويس من BrF2، الرنين ، الشكل ، الشحنة الرسمية ، الزاوية ، قاعدة الثماني ، أزواج وحيدة من هيكل BrF2 Lewis. كما تم شرح تكافؤ الإلكترون والتهجين والذوبان والطبيعة التساهمية وقطبية BrF2.

BRF2 يسمى أيضا برومو ديفلوريد. تحتوي ذرة البروم على ذرتين فلور حولها في BrF2 هيكل أيون لويس. أنها تشكل مركبًا تساهميًا عن طريق مشاركة الإلكترون بين ذرة البروم (Br) وكل ذرة فلورين (F). تحتوي ذرات الفلور على 3 أزواج من الإلكترونات.

كيفية رسم BrF2 هيكل لويس؟

هيكل لويس يمكن رسم BrF2 كما هو موضح أدناه:

الخطوة 1: خذ حساب إلكترونات التكافؤ

البروم والفلور هما مجموعة الهالوجين التي تأتي في 17th مجموعة من الجدول الدوري ولديهم 7 إلكترونات تكافؤ لكل منهما.

عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ الخارجي لذرة البروم في BrF2 = 7

عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ الخارجي لذرة الفلور في BaF2 = 7

يحتوي البرومو ديفلورايد على ذرتين من الفلور مما يجعل توافر إلكترونات التكافؤ الكلي 7 + 7 (2) = 21.

تكافؤ إلكترون البروم والفلور من شترستوك

الخطوة 2: اختر أقل ذرة كهربية وأدخلها في وسط الجزيء.

تنخفض قيمة الكهربية من أعلى إلى أسفل أسفل المجموعة في الجدول الدوري. ومن ثم ، فإن القيمة الكهربية للبروم أقل مقارنة بالقيمة الكهربية للفلور.

بسبب أقل سلبيتها الكهربية ، يتم الاحتفاظ بذرة البروم في وسط الجزيء وتحيط بها ذرتان من الفلور.

البروم محفوظ في المنتصف محاط بذرتين من الفلور
البروم محفوظ في المنتصف محاط بذرتين من الفلور

الخطوة 3: لتمثيل رابطة بين الذرات ضع إلكترونين

ضع إلكترونين بين كل ذرة بروم وذرة فلور بحيث تتشكل الروابط بين كل ذرة في BrF2 مركب.

يتم وضع إلكترونين بين كل ذرة بروم وفلور
يتم وضع إلكترونين بين كل ذرة بروم وفلور

خطوة 4: لإكمال الثمانية ، يتم توزيع الإلكترونات المتبقية غير المرتبطة بين الذرات.

يوجد إجمالي 21 إلكترونًا تكافؤًا في BrF2 مركب. من بين هؤلاء ، يتم استخدام أربعة إلكترونات لتكوين روابط مع ذرات البروم والفلور و 17 إلكترونًا المتبقية عبارة عن إلكترونات غير مرتبطة.

تأخذ كل ذرة فلور ستة إلكترونات من إلكترونات غير مرتبطة واثنين من الإلكترون من رابطة مفردة مكونة من البروم لإكمال الثماني. نظرًا لوجود ذرتين من الفلورين في جزيء BrF2 ، فإنه يأخذ 12 إلكترونًا غير مرتبط.

تُرك الإلكترونات الخمسة غير المرتبطة المتبقية ليتم الاحتفاظ بها على الذرة المركزية وهي ذرة البروم وأيضًا تُستخدم أربعة إلكترونات لتشكيل الرابطة المفردة مع ذرات الفلور. لذلك يكتسب البروم إجمالي تسعة إلكترونات ويشكل ثماني بتات ممتدة.

BRF2 صدى هيكل لويس:

لا يمكن كتابة الرنين هيكل لفلوريد لويس برومو بسبب التكوين الثماني الكامل للفلور والتكوين الثماني الموسع من البروم.

في BrF2، يجب توسيع الإلكترونات المحيطة بذرة البروم المركزية إلى ما بعد ثماني بتات هي تسعة إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها. يتجاوز البروم قاعدة الثمانيات باستخدام مداراتها 4d الفارغة لاستيعاب إلكترونات إضافية. لذلك لن تشكل رابطة باستخدام إلكترون الزوج الوحيد الخاص بها.

اكتملت ثماني ذرات فلورين ولا يمكنها استيعاب إلكترونات إضافية.

BRF2 شكل هيكل لويس:

BrF2 هيكل لويس ليس لها أي شكل لأن ذرة البروم المركزية محاطة بـ 4.5 منطقة من كثافة الإلكترون - رابطان منفردان و 2.5 زوجًا وحيدًا ، مما يعني أن رقمها الثابت سيكون مساويًا لـ 4.5 وهو رقم عشري.

تُظهر الإلكترونات الخمسة غير المرتبطة بذرة البروم المركزية تنافرًا كبيرًا بينها ، كما أن هذه الإلكترونات غير المرتبطة تكون غريبة في طبيعتها ، لذلك لا يظهر شكل ثنائي فلوريد البرومو أي شكل.

BRF2 شحنة هيكل لويس الرسمية:

الشحنة المخصصة لذرات البروم والفلور تحتوي على ذرتين في جزيء يتشاركان الإلكترونات بينهما بالتساوي.

الشحنة الرسمية لـ BrF2 هيكل لويس ليس سوى

الشحنة الرسمية = [عدد إلكترونات التكافؤ في الحالة الحرة] - {[إجمالي عدد إلكترونات الزوج الوحيد] + 1/2 [إجمالي عدد إلكترونات الترابط]}

بالنسبة للبروم نراه على النحو التالي:

عدد إلكترونات التكافؤ في البروم = 7

إجمالي عدد إلكترونات الزوج الوحيد = 5

العدد الإجمالي للإلكترونات الرابطة = 4

الشحنة الرسمية من البروم = 7- {5 + 1/2 (4)}

                                        = 0

شحنة الصيغة على ذرة البروم في فلوريد البرومو هيكل لويس هو 0

بالنسبة للفلور:

عدد إلكترونات التكافؤ في الفلور = 7

إجمالي عدد إلكترونات الزوج الوحيد في الفلور = 6

العدد الإجمالي للإلكترونات الرابطة = 2

الرسوم الرسمية للفلور = 7- {6 + 1/2 (2)}

                                      =0

ذرة الفلور في BrF2 هيكل لويس لديه رسوم رسمية بقيمة 0.

BRF2 زاوية هيكل لويس:

BrF2 هيكل لويس ليس لها أي زاوية. نظرًا لعدم وجود شكل معين بسبب وجود عدد فردي من الإلكترون غير المرتبط ، فلا يمكن التنبؤ بالزاوية.

BRF2 قاعدة الثماني بتات هيكل لويس:

في BrF2 هيكل لويس، تحتوي ذرة الفلور على ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي ، وبالتالي فهي تحتوي على تكوين ثماني بتات كامل. تنحرف ذرة البروم عن قاعدة الثماني بوجود أكثر من ثمانية إلكترون في غلافها الخارجي. لذلك توسعت ذرة البروم في الثماني بتات.

BRF2 زوج وحيد لهيكل لويس:

إلكترونات الزوج الوحيد هي تلك الإلكترونات التي لا تشارك في عملية الترابط.

زوج إلكترون وحيد من البروم في فلوريد البرومو هيكل لويس = 2 إلكترون مقترن وإلكترون واحد غير زوجي.

زوج إلكترون وحيد من الفلور في فلوريد البرومو هيكل لويس = 3

BRF2 التكافؤ الإلكتروني:

التكوين الإلكتروني للبروم هو [Ar] 4s2 3d10 4p5

عدد الإلكترونات الخارجية الموجودة في البروم سبعة. ومن ثم يتبين أن الإلكترونات الخارجية موجودة في مدار 4s و 4 p.

التكوين الإلكتروني للفلور هو 1 ثانية22s22p5

أقصى إلكترون موجود في الفلور هو 7

ذرتا فلور موجودتان في ثنائي فلوريد البرومو ، وبالتالي ، العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في BaF2 هي 7 + 7 (2) = 21.

BRF2 تهجين:

التكوين الإلكتروني لذرة البروم في غلاف التكافؤ هو 4 ثانية2 4p5. في الحالة الأرضية لذرة Br ، نرى أنه لا يوجد سوى إلكترون واحد غير متزاوج ويشكل BrF2, هناك حاجة إلى 2 إلكترون غير متزاوج. في الحالة المثارة ، يتحمس إلكترون واحد من مدار 4p من ذرة البروم إلى مدار 4d مما يجعل إجمالي 3 إلكترونات غير مقترنة.

يحدث الاقتران لذرتين من الفلور بمساعدة إلكترونين من خلال ترك إلكترون واحد غير مزدوج. الإلكترون غير المزاوج الموجود في المدار 4d غير مستقر للغاية وغير موجود.

ثلاث طرق ممكنة لـ BrF2 تصبح جزيء مستقر

  1. بفقدان إلكترون واحد فإنه يشكل sp3 تهجين مع زوج وحيد من الإلكترون.
  2.  BRF2 يمكن أن تتحد مع ذرة فلور أخرى لتكوين BrF3 الجزيء الذي يصل إلى sp3د التهجين
  3. عن طريق الحصول على إلكترون واحد BrF2 يمكن أن تشكل BrF2- التي تصل إلى sp3د التهجين

BRF2 الذوبان:

طاقة ترطيب BrF2 منخفضة وبالتالي تقل قابلية الذوبان أيضًا. BrF2 هو مركب interhalogen ، عند التحلل المائي يتحولون إلى أيون الفلورو وأيونات Bromo أوكسي فلوريد.

كيف BrF2 أقل قابلية للذوبان في الماء؟

ينتج التحلل المائي لمركبات الهالوجين أيون هاليد مشتق من هالوجين أصغر يكون من أيون الفلورين وأوكسي فلوريد من الهالوجين الأكبر من البروم.

لماذا BrF2 أقل قابلية للذوبان في الماء؟

عندما ننتقل إلى أسفل المجموعة ، يزداد حجم الذرة بسبب إضافة غلاف التكافؤ الإضافي. كلما زاد حجم أيون البروم ، ستكون طاقة الماء أقل وذلك لأن الذرة الأكبر لا يمكنها استيعاب عدد كبير من جزيئات الماء حولها.

هل BrF2 أيوني؟

BRF2 ليس مركبًا أيونيًا ولكنه تساهمي بطبيعته.

لماذا BrF2 ليس ايوني؟

في المركبات الأيونية ، يحدث النقل الكامل للإلكترون وتتبرع ذرة المعدن بالإلكترون ويتم قبول هذا الإلكترون بواسطة الذرة غير المعدنية في المركب الأيوني.

ولكن في BrF2، لا يحدث النقل الكامل للإلكترون بدلاً من ذلك ، تم العثور على مشاركة الإلكترون في هذا الجزيء وبالتالي BrF2 هو مركب تساهمي وهو أيضًا مركب بين الهالوجين وبالتالي فإن الرابطة الأيونية غير موجودة.

كيف BrF2 ليس ايوني؟

BRF2 تساهمية بطبيعتها لأن قيمة الكهربية الكهربية للبروم هي 2.96 وقيمة الكهربية الكهربية للفلور 3.98 ، والفرق بين الكهربية الكهربية للبروم والفلور في BrF2 الجزيء 1.02 أقل من 1.5 والذي يأتي تحت الطابع التساهمي.

هل BrF2 الحمضية أم القاعدية؟

سيكون من الصعب تحديد الطبيعة الحمضية والأساسية لـ BrF2 مركب.

لماذا يصعب تحديد السمة الحمضية أو الأساسية لـ BrF2?

تحتوي ذرة البروم على زوجان منفردان من الإلكترونات وإلكترون واحد غير زوجي. ومن ثم يصعب تحديد الطبيعة الحمضية أو الأساسية للجزيء.

ما مدى صعوبة تحديد الطابع الحمضي أو الأساسي لـ BrF2?

حمض لويس متقبل لزوج الإلكترون. إذا كان BrF2 يقبل إلكترونًا واحدًا ثم يشكل BrF3- وهو حمض لويس بينما ، إذا فقد إلكترونًا واحدًا ، فإنه يعمل كقاعدة لويس.

هل BrF2 قطبي أم غير قطبي؟

من الصعب تحديد الطبيعة القطبية وغير القطبية لـ BrF2.

لماذا يصعب تحديد قطبية BrF2?

تعتمد قطبية الجزيء على شكله وقطبية الرابطة. بالنسبة للجزيء التساهمي القطبي ، يجب أن تختلف قيمة المادة الكهربية من 0.5 إلى 2.0.

كيف يصعب تحديد قطبية BrF2?

لا يحتوي جزيء BrF2 على أي شكل والقيمة الكهربية السالبة لبرومو ديفلوريد هي 1.02. لذلك من الصعب تحديد قطبي وغير قطبي طبيعة BrF2.

ملخص:

في هذه المقالة درسنا كيفية رسم ملف هيكل لويس لبرومو ديفلوريد ، هيكل الرنين ، إلكترون التكافؤ ، زوج وحيد من الإلكترون. ص3كما تمت دراسة التهجين ، قطبية الجزيء ، خاصية الذوبان والخصائص الحمضية.   

انتقل إلى الأعلى