هيكل Hio4 Lewis ، الخصائص: 17 حقيقة يجب أن تعرفها


هيكل ، روابط ، وتهجين هيكل hio4 lewis هي الموضوعات الرئيسية في هذه المقالة. ويوضح أيضًا أن ملف هيكل hio4 لويس لديه مجموعة متنوعة من الاستخدامات ويعطي معرفة عميقة هائلة فيما يتعلق بهيكل وخصائص hio4 lewis.

هيكل Hio4 lewis هو تفسير حمض اليود ، المعروف أيضًا باسم الحمض الدوري ، وهو عبارة عن حمض أوكسيد اليود مع الصيغة الكيميائية Hio4. يتم تكسير روابط الكربون والكربون في السكر بواسطة هذا الكاشف المعروف باسم الحمض الدوري (Hio4) من خلال الأكسدة. 

يتم مهاجمة الثنائيات المجاورة في الكربوهيدرات بواسطة الحمض الدوري ، الذي يؤكسد هذه المجموعات لإنتاج مركبات الكربونيل.

كيفية رسم هيكل Hio4 Lewis؟

يتم تصوير الترابط بين ذرات الجزيء وأي أزواج وحيدة محتملة من الإلكترونات في هياكل لويس ، والتي يشار إليها أحيانًا باسم مخططات النقاط الإلكترونية أو مخططات النقاط الإلكترونية.

يتم تضمين الخطوات التالية في رسم هيكل hio4 lewis.

الخطوة: 1

احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ أولاً. يميز أحد إلكترون التكافؤ ذرة H (المجموعة 1) ، ويميز سبعة إلكترون ذرة I (المجموعة 17) ، ويميز ستة ذرات O (المجموعة 16). 

1 + 7 + 4 (6) = 32 هو العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ.

الخطوة: 2

اقتطع إلكترونين من كل رابطة هيكل عظمي. يتم توزيع عشرة من إلكترونات التكافؤ البالغ عددها 32 في هذا التكوين بين الروابط الخمسة. 

22 إلكترونًا من إلكترونات التكافؤ لا يزالون قيد التخصيص لكل ذرة في هيكل hio4 lewis

الخطوة: 3

يتم تخصيص إلكترونات التكافؤ المتبقية لذرة O الأخرى ، مما يكمل الثمانيات لذرات O النهائية. ينشئ هيكل لويس النهائي روابط مزدوجة بين ذرة اليود وذرات الأكسجين الطرفية لأن ذرة اليود لا تحتوي بعد على ثماني بتات كاملة.

هيكل hio4 لويس
هيكل Hio4 لويس

صدى هيكل Hio4 لويس

Hio4 هو حمض دوري وله حد أقصى لا. حالة الأكسدة هي +7 من اليود في هيكل hio4 lewis.

يُظهر بنية صدى رائعة وهو كاشف مهم في الكيمياء العضوية ويستخدم بشكل شائع في أكسدة الجليكول حيث تُستخدم مجموعات poly (-OH).

هيكل hio4 لويس
صدى هيكل Hio4 لويس

شكل هيكل Hio4 لويس

يمكن أن تحدث بنية Hio4 lewis في شكلين مختلفين ، حمض أورثوبيوديك وشكل أحماض ميتابيريوديك ، تمامًا مثل الفترات الأخرى. يمكننا رسم هيكل حمض أورثو الدوري وحمض الميتابيروديك على النحو التالي:

هيكل hio4 لويس
شكل هيكل Hio4 لويس

يحتوي هيكل hio4 lewis على شكل رباعي السطوح بزاوية رابطة تبلغ 109.8.

رسوم هيكل Hio4 Lewis الرسمية

الشحنة الرسمية هي الشحنة التي يشغلها الفرق بين إلكترونات التكافؤ للذرة المحايدة الموجودة في الحالة الحرة والإلكترونات المخصصة أثناء تكوين بنية لويس. 

في بنية Hio4 lewis ، يبلغ إجمالي إلكترونات التكافؤ 32 ، ولحساب الشحنة الرسمية نستخدم صيغة.

الشحنة الرسمية = vlb / 2

v = تكافؤ الإلكترون على ذرة حرة

l = إلكترونات زوج وحيد في ذرات الرابطة 

ب = أزواج الرابطة من الإلكترونات

لذلك رسم رسمي على I = + 3 ، 3O = -1 ، وبالتالي رسم رسمي على Hio4 = صفر.

زاوية هيكل Hio4 لويس

في هيكل hio4 lewis ، هناك نوعان من الأحماض الدورية ، ortho و meta ، والتي ستؤدي إلى تكوين هياكل رباعية السطوح وثمانية الوجوه.

يحتوي هيكل hio4 lewis على شكل رباعي السطوح بزاوية ربط 109.8 درجة ، زاوية جزيئات معينة ليست بالضبط 109 درجة و 90 أو 180 درجة والتي لن تحدد الزاوية بسبب الكثير من التنافر في الجزيئات بسبب قوة التجاذب بين الجزيئات في هيكل hio4 lewis.

Hio4 لويس هيكل الثماني حكم

يتكون هيكل hio4 lewis من يود واحد و 4 ذرات أكسجين و 1 ذرات هيدروجين. يتم ترتيبها بحيث يكون اليود هو أكثر ذرات كهربية موجودة في المركز وتكمن جميع ذرات الأكسجين حولها. 

وهكذا استوفت الذرة المركزية قاعدة الثمانيات تمامًا وجميع ذرات الأكسجين الثلاثة التي تشكل رابطة مزدوجة مع اليود استوفت قاعدة الثمانيات أيضًا. سيظهر هذا أن بنية hio3 lewis تتبع قاعدة الثمانيات.

أزواج Hio4 lewis هيكل وحيد

يحتوي هيكل Hio4 lewis على 8 إلكترونات منفردة ، وجميع الأزواج الوحيدة موجودة على ذرة الأكسجين وتفي بقاعدة الثمانيات. وهكذا ، من بين 4 ذرات أكسجين ، يتم تكوين ثلاث ذرات رابطة مزدوجة مع اليود لتشكيل بنية لويس مستقرة. 

تشكل ذرة أكسجين واحدة رابطة اليود الوحيدة. وبالتالي فإن إجمالي عدد الإلكترونات الحرة هو 16 في العدد.

إلكترونات التكافؤ Hio4

إلكترون التكافؤ هو إلكترون مرتبط بذرة في الغلاف الخارجي. تشارك إلكترونات الغلاف الخارجي هذه في تفاعل كيميائي لتكوين روابط مرتبطة تساهميًا أو يمكننا القول أن زوجًا مشتركًا من الإلكترونات بين الذرات.

يتكون هيكل Hio4 lewis من إجمالي 32 إلكترونًا تكافؤًا يحتوي اليود منها على سبعة إلكترونات تكافؤ وأربعة أكسجين يحتوي على 24 إلكترونًا تكافؤًا ولهيدروجين إلكترون تكافؤ واحد.

اليود = 7 (ينتمي إلى المجموعة 17)

الأكسجين = 4 * 6 = 24 (ينتمي إلى المجموعة 16)

الهيدروجين = 1 (ينتمي إلى المجموعة 1)

إجمالي إلكترون التكافؤ = 32.

تهجين Hio4

فكرة الجمع بين اثنين من المدارات الذرية لإنشاء شكل جديد من المدارات المهجنة يساعد هذا الخلط غالبًا في إنشاء مدارات هجينة ذات طاقات وهندسات مختلفة تمامًا.

اليود هو الذرة المركزية في هيكل hio4 lewis الذي يتكون من 7 إلكترونات تكافؤ. تهجين اليود المركزي للذرة = 1/2 (عدد الذرة أحادية التكافؤ + إلكترون التكافؤ للذرة المركزية).

الهيدروجين هو ذرة أحادية التكافؤ والمجموعة لا من اليود هي 17 ومجموعة الأكسجين 16. لذا فإن تهجين I في hio4 هو 7 + 1/2 = 4 مما يدل على sp3 وفقًا لنظرية VSEPR وهو رباعي السطوح مع رابطة زاوية 109.8.

اليود مرتبط مزدوجًا بثلاث ذرات أكسجين ومرتبط بمجموعة الهيدروكسيل.

الذوبان Hio4

الذوبان هو إنشاء رابطة جديدة بين المذابات وجزيئات المذيبات. hio4 هو حمض دوري وكونه حمض أوكسو قابل للذوبان في الماء وقابل للذوبان أيضًا في مجموعة -OH. 

هل Hio4 قابل للذوبان في الماء؟

نعم ، Hio4 قابل للذوبان في الماء ، والحمض الدوري له الصيغة الكيميائية HIO4 وهو مادة صلبة قابلة للذوبان في الماء الأبيض. يتناقض استقراره مع عدم استقرار أحماض الكلوريك والبروم.

يحتوي حمض الدوريك على اليود في حالة الأكسدة +7 وهو أحد أحماض أوكسو الهالوجين الثابتة.

هل hio4 حمض قوي؟

يعتبر حمض الدوريك الذي يسمى أيضًا حمض الأكسو حمضًا قويًا ولكن مقارنته بأحماض أوكسو الأخرى يجعله أقل حمضية.

لماذا Hio4 حمض قوي؟

يتكون هيكل hio4 lewis من اليود الذي ينتمي إلى عائلة الهالوجين والهالوجين هو العنصر الأكثر كهرسلبية في الجدول الدوري.

عندما ننزل في المجموعة ، ستنخفض الكهربية بسبب الزيادة في الحجم ولكن مع ذلك ، فإنها تتصرف على أنها حمضية. وبالتالي ، بسبب وجود العناصر الكهربية ، يتصرف الحمض الدوري كحمض.

كيف هو حمض قوي hio4؟

إذا تم اعتبارها في المجموعة 17 ، تزداد القوة الحمضية مع زيادة الكهربية. في حالة hio4 التي تنتمي إلى أحماض oxo ، يكون الأكسجين أكثر كهرسلبية ويسحب الإلكترونات نحو نفسه مما يجعل الجزيء حمضيًا.

هل hio4 أقوى من hbro4؟

لا ، hbro4 هو أقوى حمض من hio4 نظرًا لكونه أكثر عرضة لطاقة التفكك في حالة hio4.

لماذا Hio4 أقل قوة من hbro4؟

بنية hio4 lewis أقل حمضية من hbro4 بسبب الكهربية ، حيث أن البروم كهرسلبي أكثر من اليود الذي يجذب الإلكترونات نحو نفسه ويقلل من كثافة الإلكترون على ذرة الأكسجين أو ذرة الهيدروجين.

لذا فإن مجرد سحب الإلكترون بكفاءة يزيد من القوة الحمضية.

كيف يكون hio4 أقل حمضية من hbro4؟

إذا رأينا هياكل Hio4 و hbro4 تحتوي كلاهما على البروتونات الحمضية المرتبطة بذرة الأكسجين وقوة رابطة oh في كلتا الحالتين متساوية والتي لم تؤثر أبدًا على الخصائص الحمضية. 

وبالتالي فإن العامل الوحيد الذي يؤثر على حموضة الجزيئات هو الذرة الكهربية التي الجزيئات.

هل hio4 عامل مؤكسد؟

نعم ، hio4 هو أقوى عامل مؤكسد ودوره في أكسدة العديد من التفاعلات الكيميائية المرتبطة بالعديد من الديولات أو الجليكولات.

لماذا hio4 عامل مؤكسد؟

hio4 الذي يسمى الحمض الدوري هو كاشف كيميائي يستخدم في الأكسدة الكيميائية لروابط الكربون والكربون في جزيئات الكربوهيدرات مثل السكر.

يستهدف بشكل أساسي الديولات المجاورة في مجموعة الكربوهيدرات التي تتأكسد لإنتاج مركبات الكربونيل. 

كيف يعمل hio4 كعامل مؤكسد؟

يؤكسد Hio4 الديول المجاور ، وكيتونات الهيدروكسي ، والألدهيدات الهيدروكسي. يتفاعل استر الدوري الدوري مع مجموعتين وظيفيتين متجاورتين - OH. وهكذا أدى هيكل hio4 lewis إلى أكسدة مجموعات الديول (-OH).

هيكل hio4 لويس
Hio4 كعامل مؤكسد

هل hio2 أقوى من hio4؟

لا ، hio4 هو حمض أقوى من hio2 بسبب المزيد من الأكسدة أو حالة الذرة المركزية التي تسبب أحماض أقوى.

لماذا hio4 أقوى من hio2؟

Hio4 أقوى من hio2 لأنها أحماض أوكسي ، وفي حالة أوكسي أحماض الهالوجين ، يوجد الهالوجين نفسه في حالات أكسدة مختلفة.

إذا رأينا وجود hio4 في حالة أكسدة +7 وحالة أكسدة hio2 ، فإن حالة أكسدة اليود هي +3. وبالتالي فإن المزيد من الأكاسيد التساهمية هي hio4.

كيف يكون hio4 أقوى من hio2؟

نظرًا لأن hio4 يحتوي على ذرات أكسجين أكثر من hio2 ، وهي ذرة عالية الكهربية ، فإنه يجذب كثافة الإلكترون بعيدًا عن اليود ويسحب نحو جوانبه. 

تنتشر الشحنة السالبة على القاعدة المقترنة مع زيادة عدد ذرات الأكسجين. وبالتالي ، فإن المزيد من تشتت الشحنة على القاعدة المقترنة سيجعل hio4 أقوى من hio2.

هل hio4 أقوى من hio3؟

نعم ، hio4 أقوى من hio3 نظرًا لحالة الأكسدة العالية لـ hio4 والمزيد من حالات الأكسدة تجعله أقوى من hio3.

لماذا hio4 أقوى من hio3؟

إن hio4 أقوى من hio3 لأن الهالوجين نفسه موجود في حالات أكسدة مختلفة. إذا رأينا أن hio4 موجود في حالة أكسدة +7 وأن hio3 في حالة أكسدة +5.

وبالتالي يتم تكوين أكاسيد تساهمية أكثر من hio4 من hio3.

كيف يكون hio4 أقوى من hio3؟

يحتوي Hio4 على ذرة أكسجين أكثر من hio3 مما يعني أن الأكسجين يسحب المزيد من كثافة الإلكترون تجاه نفسه بسبب الطبيعة الكهربية للأكسجين في رابطة OH أكثر من اليود.

وبالتالي فإن كثافة الإلكترون القصوى حول القاعدة المترافقة لـ hio4 من hio3 تجعلها أقوى.

في الختام

حمض الدوريك هو حمض مؤكسد اليود مع الصيغة الكيميائية Hio4. يُظهر بنية صدى رائعة وهو كاشف مهم في الكيمياء العضوية. يحتوي hio4 على شكل رباعي السطوح بزاوية ربط 109.8. اليود هو الذرة المركزية في هيكل hio4 lewis الذي يتكون من 7 إلكترونات تكافؤ ويعمل كعامل مؤكسد قوي.

مونيكا سايني

مرحبا .... انا مونيكا. لقد حصلت على درجة الماجستير في الكيمياء. أنا خبير في مادة الكيمياء. أود أن أقول إنني كاتب شغوف للغاية. الهدف الرئيسي من كتابتي هو تقديم وجهات نظر جديدة. أريد اكتشاف أشياء جديدة يمكنني تطبيقها على محيطي. دعنا نتواصل من خلال LinkedIn-https: //www.linkedin.com/in/monadbscr171291

آخر المقالات