هيكل وخصائص Cl2O6 (13 حقائق مهمة)


Cl2O6 أو فوق كلورات الكلوريل هو ثنائى أكسيد الكلور ذو الوزن الجزيئي 166.901 جم / مول. دعونا نستكشف الخاصية الجزيئية لـ Cl2O6 بالتفصيل.

ثالث أكسيد الكلور هو نظام إلكترون غريب ، لذا فهو غير مستقر حسب الثماني بتات لأن الثماني غير مكتمل وهناك نقص في الإلكترون موجود فوق مركز Cl. ثم اثنين من ClO3 تقترب المراكز من بعضها البعض لتشكيل Cl2O6 عبر رابطة Cl-Cl. إنه مثال آخر لنظام 3e-4c حول كلا مركزي Cl.

حدث تنافر صارم بين رابطة Cl-Cl وتنافر الأزواج المنفردة. نوضح الآن التهجين ، وبنية لويس ، والقطبية ، والخصائص الجزيئية الأخرى لـ Cl2O6 مع الشرح المناسب في الجزء التالي.

1. كيفية رسم Cl2O6 بنية؟

هيكل لويس من Cl2O6 يمكن أن يعطينا فكرة عن الخصائص الجزيئية المختلفة للجزيء. دعونا نحاول رسم بنية لويس لـ Cl2O6 في بضع خطوات.

حساب إلكترونات التكافؤ

1st خطوة رسم بنية لويس للجزيء هي حساب إلكترونات التكافؤ الكلية ، وأثناء حساب إجمالي إلكترونات التكافؤ ، يقوم فقط بحساب إلكترونات التكافؤ للذرات البديلة وإضافتها معًا. تم حساب إجمالي إلكترونات التكافؤ ليكون 50 لـ Cl2O6 لاثنين من ذرات Cl وستة O.

اختيار الذرة المركزية

لرسم بنية لويس ، نحتاج إلى اختيار ذرة مركزية وبناءً على الذرات المركزية المحيطة بالذرات يتم وضعها وفقًا لذلك. بناءً على الحجم والسلبية الكهربية ، يتم اختيار Cl على أنها الذرة المركزية هنا. كل من ذرات Cl هي الذرات المركزية وستة ذرات O هي الذرات المحيطة.

إرضاء الثماني

يتبع كل عنصر كتلة p ثماني بتات بعد تكوين الرابطة عن طريق إكمال مدار التكافؤ بثمانية أعداد من الإلكترونات. Cl و O كلاهما من عناصر كتلة p ، لذلك يحتاجون إلى ثمانية إلكترونات في مدار التكافؤ الخاص بهم. لذلك ، يتشاركون الإلكترونات أثناء تكوين الرابطة وتحتاج الإلكترونات إلى 8 * 8 = 64.

إرضاء التكافؤ

أثناء إشباع الثماني ، يجب أن تتوافق كل ذرة مع تكافؤهم. التكافؤ المستقر لـ O هو 2 وبالنسبة لـ Cl هو 7. يجب أن تكون الإلكترونات المتبقية 64-50 = 14 مصحوبة بتكافؤها المستقر. يشكل كل Cl سبعة روابط وكل O يصنع روابط مزدوجة لتحقيق التكافؤ.

عيّن الأزواج المنفردة

بعد زيادة تكوين الرابطة ، توجد الإلكترونات غير المقيدة كأزواج وحيدة فوق الذرات المعنية. يحتوي O على أزواج وحيدة بعد تكوين الرابطة المزدوجة لأنه يحتوي على أربعة إلكترونات أخرى في غلاف التكافؤ الخاص به ولكن يتم استخدام جميع الإلكترونات السبعة لـ Cl في تكوين الرابطة. لذا ، فهو نقص في الأزواج المنفردة.

2. Cl2O6 إلكترونات التكافؤ

تسمى الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ والمشاركة في تكوين الرابطة لكل ذرة بإلكترونات التكافؤ. دعونا نحسب إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ Cl2O6.

إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ Cl2O6 الجزيء هو 50 ، وهو مساهمة ذرات Cl و O. إلكترونات التكافؤ للجزيء هي مجموع إلكترونات التكافؤ للذرات الفردية الموجودة فيه. يتم تأكيد إلكترونات التكافؤ لـ Cl و O من موقعها في الجدول الدوري.

  • إلكترونات التكافؤ لذرات Cl هي 7 (لأنها عنصر مجموعة VIA)
  • إلكترونات التكافؤ لذرات O هي 6 (لأنها عنصر مجموعة VIA)
  • إذن ، إجمالي إلكترونات التكافؤ الموجودة في Cl2O6 هي 7 * 2 + 6 * 6 = 50

3. Cl2O6 أزواج هيكل وحيد

تُعرف الإلكترونات المتبقية في مدار التكافؤ بعد تكوين الرابطة بالأزواج الوحيدة. دعونا نحسب الأزواج الوحيدة من Cl2O6 مركب.

مجموع الأزواج الوحيدة الموجودة فوق Cl2O6 الجزيء هو 12 زوجًا مما يعني 24 زوجًا وحيدًا من الإلكترونات. الأرقام مأخوذة من O فقط لأن ذرات Cl متورطة في جميع إلكترونات التكافؤ في تكوين الرابطة. لكن O لديها أربعة إلكترونات إضافية في المدار الخارجي والتي توجد كأزواج وحيدة.

  • صيغة لحساب الأزواج الوحيدة على Cl2O6 ، إلكترونات غير مرتبطة = إلكترونات التكافؤ - إلكترونات مرتبطة
  • الأزواج الوحيدة الموجودة فوق كل ذرة Cl هي 7-7 = 0
  • الأزواج الوحيدة الموجودة فوق كل ذرة O هي 6-2 = 4
  • لذلك ، العدد الإجمالي للأزواج الوحيدة الموجودة فوق Cl2O6 الجزيء هو 4 * 3 = 12 زوجًا مما يعني 24 زوجًا وحيدًا من الإلكترونات.

4. Cl2O6 شكل الهيكل

يتشكل الشكل الجزيئي من خلال الترتيب المناسب للذرات المركزية والذرات البديلة الأخرى لتجنب التنافر. دعونا نتوقع شكل Cl2O6.

الشكل الجزيئي هو رباعي السطوح مكونًا كل ذرات Cl وثلاث ذرات O وهو ما يؤكده الجدول التالي.

جزيئي
المعادلة
رقم
أزواج السندات
رقم
ثنائي وحيد
الشكل  علم الهندسة    
AX10خطي  خطي
AX2        20خطي  خطي  
AX       11خطي  خطي  
AX330ثلاثي الزوايا
مستو
ثلاثي الزوايا
مستو
AX2E     21انحنىثلاثي الزوايا
مستو
AX2     12خطي  ثلاثي الزوايا
مستو
AX440رباعي السطوحرباعي السطوح
AX3E     31ثلاثي الزوايا
هرمي        
رباعي السطوح
AX2E2    2             2انحنىرباعي السطوح
AX3                     13خطي  رباعي السطوح
AX550ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
AX4E     41تأرجحثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
AX3E2    32على شكل حرف T         ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
AX2E3    23خطي   ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
AX660ثماني السطوحثماني السطوح
AX5E     51             مربع
هرمي   
ثماني السطوح
AX4E2                    42مربع
هرمي 
ثماني السطوح
جدول VSEPR
Cl2O6 الشكل الجزيئي

لذلك ، من الجدول أعلاه ، تم التأكيد على أن Cl2O6 هو AX3 نوع الجزيء حول كل ذرة مركزية. لذلك ، وفقًا لنظرية VSEPR (تنافر زوج الإلكترونات من Valence Shell) ، فإن AX3 يعتمد نوع الجزيء على هندسة رباعية السطوح حول الذرة المركزية ، لأنه لا توجد أزواج وحيدة فوق الذرة المركزية.

5. Cl2O6 زاوية الهيكل

بالنسبة لشكل معين من الجزيء ، ستكون هناك زاوية رابطة معينة لتوجيه الذرات بشكل صحيح. دعونا نحسب زاوية الرابطة لـ Cl2O6.

زاوية الرابطة الخاصة لجزيء رباعي السطوح هي 109.50 والتي يمكن حسابها بواسطة نظرية VSEPR أو قيمة التهجين. عندما يتم ترتيب جزيء رباعي السطوح في هندسة رباعي السطوح ، فسيحدث تنافر فلكي ، ولهذا السبب ، تتكون جميع الذرات في تلك الزاوية المحددة.

Cl2O6 زاوية السندات

يمكننا حساب زاوية الرابطة نظريًا من خلال قيمة التهجين للذرة المركزية.

  • وفقًا لقاعدة الانحناء ، يمكننا حساب زاوية الرابطة باستخدام الصيغة COSθ = s / (s-1).
  • الذرة المركزية Cl هي sp3 مهجن ، لذا فإن حرف s هنا هو ¼th
  • إذن ، زاوية الرابطة هي COSθ = {(1/4)} / {(1/4) -1} = - (1/3)
  • Θ = COS-1(-1/3) = 109.470
  • لا يوجد عامل انحراف وبالتالي فإن زاوية الرابطة تساوي 109.5 تمامًا0.

6. Cl2O6 تهجين

يشكل خلط اثنين أو أكثر من المدارات الذرية التي تخضع للتهجين عددًا متساويًا من المدارات الهجينة ذات الطاقة المكافئة. دعنا نعرف تهجين Cl2O6.

كل سل في Cl2O6 الجزيء sp3 مهجن ، والذي يمكن أن يظهر في الجدول التالي.

الهيكلية   تهجين
القيمة  
حالة من
تهجين
من الذرة المركزية
زاوية السندات
1. الخطي         2         sp / sd / pd1800
2-المخطط
ثلاثي الزوايا      
3sp2                   1200
3. رباعي السطوح 4sd3/ س3109.50
4 ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
5sp3د / دسب3900 (محوري)،
1200(استوائي)
5. الاوكتاهدرا   6        sp3d2/ د2sp3900
6. خماسي
ثنائي الهرمي
7sp3d3/d3sp3900، 720
جدول التهجين
  • يمكننا حساب التهجين بواسطة صيغة الاصطلاح ، H = 0.5 (V + M-C + A) ،
  • لذا ، فإن تهجين مركز Cl هو ، ½ (7 + 1 + 0 + 0) = 4 (sp3)
  • يشارك مداري واحد s وثلاثة مدارات p لكل Cl في التهجين.
  • لا تشارك أزواج O الوحيدة في التهجين.

7. هل Cl2O6 صلب أم غاز؟

تعتمد الحالة الفيزيائية لكل جزيء على درجة الحرارة والمكونات الموجودة فيه. دعونا نتحقق مما إذا كان Cl2O6 صلبة أو غازية.

Cl2O6 ليست صلبة ولا غازية بل سائلة في درجة حرارة الغرفة. الرابطة بين ذرتين من Cl هي الذرات القريبة من بعضها البعض ، وبالتالي تزداد قوة جذب فان دير وال. لكنها ليست عالية جدًا بحيث يمكن أن توجد كحالة صلبة في درجة حرارة الغرفة. زادت الكثافة للديمر.

8. هل Cl2O6 يذوب في الماء؟

تعتمد قابلية الذوبان في الماء على القدرة على تكوين رابطة H للذرات وتذويبها في المحلول المائي. دعونا نرى ما إذا كان Cl2O6 قابل للذوبان في الماء أم لا.

Cl2O6 غير قابل للذوبان في الماء في الواقع يتفاعل مع جزيء الماء. رابطة Cl-Cl ضعيفة جدًا لأن كلاهما ذرات كهربية ويسحبان كثافة الإلكترون تجاههما. لذلك ، يمكن لجزيئات الماء أن تكسر الرابطة بسهولة وتكون عرضة لهجمات محبة النواة. لذلك ، من الصعب القول أنه قابل للذوبان في الماء.

9. هل Cl2O6 مركب جزيئي؟

عندما يتشكل الجزيء عن طريق الحفاظ على التكافؤ المستقر للذرات البديلة المعروفة باسم المركب الجزيئي. دعونا نرى ما إذا كان Cl2O6 مركب جزيئي أم لا.

Cl2O6 هو مركب جزيئي لأن تكافؤ Cl و O راضٍ تمامًا هنا. التكافؤ المستقر لـ O هو 2 ويشكل كل O رابطة مزدوجة مع Cl ذرة ، ومرة ​​أخرى يكون التكافؤ المستقر لـ Cl هو 7 ، ويتم الحفاظ على تكافؤ Cl هنا. أيضا ، هناك نسبة ثابتة متكافئة.

تكون نسبة المونومر دائمًا 1: 3 وكذلك للديمير أيضًا 1: 3 حيث توجد ذرتان من Cl وست ذرات O.

10. هل Cl2O6 حمض أم قاعدة؟

في المحلول المائي إذا كانت المادة تطلق H+ أو أوه- ثم يطلق عليه حمض أو قاعدة على التوالي - نظرية أرهينيوس. دعونا نرى ما إذا كان Cl26 هو حمض أو قاعدة.

Cl2O6 ليس حامضًا ولا قاعديًا بل هو أكسيد حمضي. نظرًا لأنه لا يمكن أن تفي بنظرية أرينيوس لأنها تفتقر إلى تلك الأيونات ، مرة أخرى ، لا يمكنها قبول الإلكترونات لأنه لا توجد مساحة خالية متاحة في الجزيء وأيضًا بسبب الكهربية لا يمكنها إطلاق الإلكترونات بسهولة.

كونه أكسيد حمضي عندما يتفاعل مع الماء فإنه يمكن أن يشكل حامضًا ولكن لا يتصرف مثل الحمض نفسه. الأكاسيد غير المعدنية هي أكاسيد حمضية.

11. هل Cl2O6 بالكهرباء؟

الإلكتروليتات هي تلك المادة التي يمكن أن تنفصل عن أيون مائي وتحمل الكهرباء عبر المحلول. دعونا نرى ما إذا كان Cl2O6 هو المنحل بالكهرباء أم لا.

Cl2O6 يمكن أن يتصرف كإلكتروليت لأنه يمكن فصله [ClO2]+ و [ClO4]- في المحلول المائي. كلا الجذور عبارة عن جسيمات مشحونة للغاية لأن ذرات الكلور الكهربية موجودة. لذلك ، فإن كلا الجذور يجعل المحلول مشحونًا ولهذا السبب ، يمكن أن يحمل الكهرباء بسهولة.

12. هل Cl2O6 ملح؟

يتكون الملح من كاتيون غير H.+ وأنيون بخلاف OH- ومستعبدين مع التفاعل الأيوني. دعونا نتحقق مما إذا كان C2O6 هل هو ملح أم لا.

Cl2O6 ليس ملحًا لأنه أكسيد حمضي. على الرغم من أنه يحتوي على كاتيون وأنيون بخلاف H.+ و OH- لكن الرابطة الموجودة بين الذرات عبارة عن روابط تساهمية بحتة تتكون من مشاركة الإلكترونات بين ذرات O و Cl. لذلك لا يمكن أن يكون ملحًا بعد الآن ولكن يمكن فصله ونقله للكهرباء.

13. هل Cl2O6 قطبي أو غير قطبية؟

تعتمد قطبية الجزيء على وجود قيمة عزم ثنائي القطب ناتج دائم بالشكل. دعونا نتحقق مما إذا كان Cl2O6 قطبي أم لا.

Cl2O6 هو جزيء غير قطبي لأنه لا توجد قيمة لحظة ثنائية القطب موجودة. على الرغم من أن الجزيء غير متماثل حول الشكل الأحادي في ثنائي القطب ، فإن العزم ثنائي القطب من O إلى Cl متساوي في الحجم ولكن في الاتجاه المعاكس. لذا ، قم بإلغاء بعضنا البعض وجعل قيمة العزم ثنائي القطب صفرًا.

14. هل Cl2O6 أيوني أو التساهمية?

وفقًا لقاعدة فاجان ، لا يوجد جزيء له صفة أيونية أو تساهمية بنسبة 100٪ ، فهي مجرد قاعدة على العكس من قاعدة الاستقطاب. دعونا نرى ما إذا كان Cl2O6 أيوني أو تساهمية.

Cl2O6 هو جزيء تساهمي نقي لأن الرابطة الموجودة بين Cl و O وحتى Cl و Cl مصنوعة من خلال مشاركة الإلكترونات بواسطة كلتا الذرتين بالتساوي. مرة أخرى ، فإن قوة الاستقطاب لـ Cl منخفضة جدًا لأنها تحتوي على قيمة أيونية منخفضة ، ومرة ​​أخرى يكون للأكسيد قابلية استقطاب ضعيفة نظرًا لأنه أقل في الحجم.

Cl2O6 لها طابع تساهمي أكثر من طبيعتها الأيونية على الرغم من أن بعض الطبيعة الأيونية تنعكس في التفاعلات الكيميائية.

في الختام

يكون الثنائى أكثر عرضة للهجوم النوى لأن الرابطة الموجودة بين ذرتين من الكلور ضعيفة للغاية بطبيعتها ويمكن تشققها بسهولة عن طريق هجوم أي محب للنواة الخارجية. لإزالة مونومر نقص الإلكترون يشكل الشكل القاتم للجزيء.

بيسواروب شاندرا داي

مرحبًا ...... أنا بيسواروب شاندرا داي ، لقد أكملت الماجستير في الكيمياء. تخصصي هو الكيمياء غير العضوية. الكيمياء لا تدور حول القراءة سطراً بسطر والحفظ ، إنه مفهوم يجب فهمه بطريقة سهلة وهنا أشارككم مفهوم الكيمياء الذي أتعلمه لأن المعرفة تستحق مشاركتها.

آخر المقالات

الارتباط بتكوين Fe ، Fe2 + & fe3 + Electron: 11 حقائق يجب مراعاتها

تكوين Fe ، Fe2 + & fe3 + الإلكترون: 11 حقائق يجب مراعاتها

في هذه المقالة نريد مناقشة تكوين الإلكترون fe و fe2 + و fe3 + مع 11 حقيقة بخصوص هذا. Fe هو عنصر السلسلة ثلاثية الأبعاد. إنه ينتمي إلى عائلة معدنية وهو عضو في السلسلة الأولى ...