IF6 + هيكل لويس وخصائصه (11 حقائق مهمة)


IF6+ هو مركب بين الهالوجين يتكون بين ذرتين هالوجين ، I و F. وهو جزيء متعدد الذرات بوزن جزيئي 240.895 جم / مول. دعونا نناقش المزيد من الحقائق حول IF6+.

IF6+ هو متعدد الهالوجين أيون مع ست ذرات F وذرة واحدة متصلة ببعضها البعض. تعتبر مركبات Interhalogen مهمة للغاية كمحفزات في العديد من التفاعلات النووية ، كمذيبات. لديهم حرارة منخفضة للانصهار وهي في الأساس نفاذية مغناطيسية. إذا6+ هو كاتيون بين الهالوجين والتفاعلية تشبه I و F.

IF6+ يخضع للتحلل المائي بسهولة بسبب الاختلاف في الحجم بين I و F. دعونا ندرس المزيد من خصائص IF6+ مثل زاوية الرابطة والقطبية والتساهمية وهيكل لويس.

كيفية رسم هيكل لويس؟

يصف هيكل لويس للجزيء التركيب الهيكلي والتوزيع الإلكتروني للإلكترونات المترابطة وغير المرتبطة. دعونا نرسم خطوات لويس التالية.

حساب إجمالي إلكترونات التكافؤ

أهم عامل حاسم في بنية لويس هو حساب إجمالي إلكترونات التكافؤ المتاحة. ينتمي اليود والفلور إلى سلسلة الهالوجين المكونة من 17th مجموعة الجدول الدوري. يوجد 7 إلكترونات تكافؤ في الغلاف الخارجي لكل ذرة هالوجين.

7 ذرات هالوجين بشحنة + تعطي 48 إلكترونًا تكافؤًا. التكوين الإلكتروني للغلاف الخارجي لـ F و I هما 2 ثانية22p7 و 5 ثانية25p7.

اختيار الذرة المركزية

تم اختياري كذرة مركزية حيث أن كهرسلبيتي الكهربية أقل من F. تميل أقل الذرة الكهربية إلى مشاركة المزيد من الإلكترونات لتكوين الرابطة بسهولة. ينتج عن هذا تكوين رابطة سهلة.

رسم أزواج السندات

يتم تعيين زوج سندات واحد بين كل مجموعة من مجموعات IF الست. ينتج عن هذا أن جميع ذرات F تحقق الثماني. أيضًا ، أقوم بتوسيع ثماني بتات من خلال استيعاب الإلكترونات في قشرتها الفرعية d لتشكيل 6 روابط مع F. وبذلك ، يتم استخدام 12 إلكترونًا تكافؤًا ويبقى 36 إلكترونًا فقط من إلكترونات التكافؤ.

تعيين الأزواج المنفردة

يتم تخصيص إلكترونات التكافؤ المتبقية كأزواج وحيدة من الإلكترونات لكل من ذرات F. تأخذ كل ذرة F 3 مجموعات من أزواج وحيدة من الإلكترونات. يحتوي كل زوج منفرد على إلكترونين ، لذلك يتم استخدام جميع إلكترونات التكافؤ الـ 2 المتبقية. 36 * (6 * 3) = 2 إلكترونًا تكافؤًا حيث 36 = ست ذرات F.

بناء متدرج من IF6+ هيكل لويس

IF6+ شكل هيكل لويس

يعتمد شكل أي جزيء على عوامل مثل أزواج الروابط الكلية ، والسلبية الكهربية وحجم الذرات في الجزيء. دعونا نتعلم المزيد عن IF6+ الشكل أدناه.

شكل IF6+ ثماني السطوح. يحتوي الجزيء على 6 أزواج روابط في المجموع. وجود شحنة موجبة هو المسؤول عن شكل الاوكتاهدرا. إذا كان هناك شحنة سالبة ، فقد تم تشويهها ثماني السطوح. شكل IF6+ يمكن حسابها باستخدام صيغة بسيطة.

  • شكل IF6+ = [(إجمالي إلكترونات التكافؤ للذرة المركزية + العدد الإجمالي لذرات الموصل + أي شحنة سالبة - أي شحنة موجبة) / 2] - إجمالي الأزواج الوحيدة في الذرة المركزية
  • شكل IF6+ = [(7 + 6 + 0-1) / 2] - 0 = 6
if6 + بنية لويس
شكل ثماني السطوح IF6+ هيكل لويس

IF6+ رسوم هيكلية لويس الرسمية

الشحنة الرسمية لأي جزيء هي الشحنة النظرية المخصصة لكل ذرة في الجزيء بشرط مشاركة الإلكترونات بالتساوي في الروابط. دعونا نناقش بالتفصيل.

الشحنة الرسمية لـ IF6+ هو +1 التي تم حسابها باستخدام الصيغة الرياضية "الشحنة الرسمية = (عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة الحرة للعنصر) - (عدد الإلكترونات غير المشتركة في الذرة) - (عدد الروابط بالذرة) '.

  • رسم رسمي لـ I = 7-0-6 = +1
  • الشحنة الرسمية لجميع ذرات F الست = 7-6-1 = 0
  • الرسم الرسمي الإجمالي لـ IF6+ هي +1 وبالتالي فهي ليست محايدة.

IF6+ زاوية هيكل لويس

زاوية الرابطة هي الزاوية المتكونة في جزيء مع رابطة الذرة المركزية إلى رابطتين ذرات متصلين قريبين. دعونا نفسر الزاوية المتكونة في IF6+.

زاوية رابطة IF6+ هو 900. يوجد 6 أزواج ربط في IF6+. تم ترتيب جميع سندات IF الستة عند 90 درجة لتجنب أقصى تنافر بين أزواج الترابط. علاوة على ذلك ، أنا أكبر حجما وذرات الموصل ، F ، بها أزواج وحيدة من الإلكترونات. لذلك ، هو الأنسب عندما يتم فصلهما في تلك الزاوية.

IF6+ حكم لويس هيكل الثماني

تنص القاعدة الثماني على أن كل ذرة تحاول أن تأخذ 8 إلكترونات في غلافها للحصول على أقصى قدر من الاستقرار من خلال اعتماد التكوين الخامل. دعنا نتحقق من التفاصيل أدناه.

IF6+ هيكل لويس يتبع قاعدة الثمانيات. ومع ذلك ، فإنني أتناول أكثر من 8 إلكترونات في غلافه منتهكًا قاعدة الثمانيات. يحدث هذا عندما قمت بتوسيع الثماني بسبب وجود قذائف d التي يمكن أن تأخذ المزيد من الإلكترونات إذا لزم الأمر. لا يمكن لذرات F المتبقية أن توسع ثماني بتاتها.

F هو العنصر الأول في المجموعة 17 مع عدم وجود مدارات d لأخذ إلكترون إضافي مثل I ولذا فهو يأخذ 8 إلكترونات في غلافه الخارجي.

IF6+ أزواج هيكل لويس الوحيد

أزواج الإلكترونات الوحيدة هي أزواج الإلكترونات غير المتفاعلة التي لا تشارك في أي تكوين رابطة كيميائية. دعونا نحسب مجموع الأزواج الوحيدة من IF6+.

مجموع أزواج إلكترونات IF6+ هيكل لويس هو 18. لا تساهم أزواج الإلكترونات الـ 18 هذه في أزواج الترابط. جميع ذرات F متكافئة ولكل منها 3 أزواج من الإلكترونات. لا تحتوي الذرة المركزية ، I ، على أي أزواج وحيدة ويتم استخدام جميع إلكترونات التكافؤ في تكوين الروابط.

يمكن حساب الأزواج المنفردة باستخدام إجمالي إلكترونات التكافؤ = إجمالي أزواج السندات + إجمالي الأزواج الوحيدة

IF6+ إلكترونات التكافؤ

إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الخارجية التي يمكن أن تشارك في تكوين الترابط أو البقاء كأزواج وحيدة. دعونا نناقش المزيد في التفاصيل أدناه.

إلكترونات التكافؤ لـ IF6+ هو 48. يمكن حساب إلكترونات التكافؤ من التكوين الإلكتروني للحالة الأرضية للذرات الفردية. الذرات المشاركة هي I و F. الحالة الأرضية لـ F و I هي [Ne] 2s22p7 و [كر] 4 د105s25p7. الإلكترونات في 2s و 2 p و 5 s و 5 p هي إلكترونات التكافؤ.

IF6+ تهجين

التهجين هو عملية للحصول على طاقة منخفضة ومدارات مهجنة مستقرة عن طريق خلط المدارات الذرية لجميع الذرات في الجزيء. دعونا نتحقق أدناه.

تهجين IF6+ هو sp3d2. 5s ، 5px, 5py, 5pz، 5dx2-y2 و 5 دx2 تخضع القشرة الفرعية لـ I للتهجين وتتداخل مع المدارات 2p لجميع ذرات F. ينتج عن هذا الاقتران بجميع إلكترونات الغلاف الخارجي لـ I مع ذرات F الست. النتيجة المدارات الجزيئية متطابقة في الطاقة.

هل IF6+ قطبي أم غير قطبي؟

تحتوي الجزيئات القطبية على بعض اللحظات ثنائية القطب التي يمكن أن تجعلها تذوب في المذيبات القطبية. دعونا نناقش طبيعة IF6+ بالتفصيل.

IF6+ هو جزيء غير قطبي بسبب طبيعته المتماثلة. منذ IF6+ يأخذ هيكل ثماني السطوح مع كل الروابط متساوية ، لحظات الرابطة ثنائية القطب تلغي بعضها البعض. ينتج عن هذا عزم ثنائي القطب صفر مما يجعله جزيء غير قطبي. على هذا النحو ، فهو قابل للذوبان فقط في المذيبات غير القطبية.

تجعل الطبيعة غير القطبية من غير المحتمل تكوين تفاعل ثنائي القطب مع جزيئات الماء. يرتبط وجود الشحنة + بطريقة ما بالمذيبات الأيونية.

هل IF6+ الأيونية أو التساهمية؟

تتشكل الجزيئات التساهمية بين ذرات فرق كهربية منخفضة وبصفة عامة بين غير المعادن. دعونا ندرس إجابته ذات الصلة بالتفصيل أدناه.

IF6+ هو جزيء تساهمي ذو طبيعة أيونية طفيفة بسبب شحنته الموجبة الزائدة التي تؤدي إلى بعض الارتباط مع الجزيئات الأيونية الأخرى. إنه جزيء تساهمي حيث يتكون بين اثنين من غير المعادن ، I و F مع كهربية مماثلة وفرق أقل من 1.5.

لذلك ، حسب حكم فجان من الجزيء الأيوني ، هو جزيء تساهمي لا يمكن أن يذوب بشكل صحيح إلا في المذيبات الأيونية المنخفضة بسبب ارتفاع الاستقطاب.

هل IF6+ يذوب في الماء؟

تعتمد القابلية للذوبان على عوامل مثل الحجم ، والقدرة الكهربية ، والشكل ، وأزواج الإلكترون ، ونوع الشبكة وطاقة الماء ، دعنا نتحقق من التفاصيل أدناه.

IF6+ غير قابل للذوبان في الماء. ويرجع ذلك إلى طبيعتها غير القطبية وشكلها مما يجعلها غير كافية لتشكيل ثنائيات أقطاب في مذيب الماء. إذا6+ لديه استقطاب عالي وثابت عازل منخفض. علاوة على ذلك ، لديها طاقة ترطيب منخفضة وهي غير كافية لكسر شعرية IF6+.

نتيجة لذلك ، تظل شبكة الاوكتاهدرا الشبكية سليمة ولا تذوب في الماء في الظروف العادية.

هل IF6+ إلكتروليت؟

المنحل بالكهرباء هو مادة تتكون من الجذور التي هي الأنيونات والكاتيونات التي ترتبط ببعضها البعض عن طريق التفاعلات الكهروستاتيكية. دعونا نتحقق مما إذا كان IF6+ هو المنحل بالكهرباء أم لا.

IF6+ ليس بالكهرباء. الطبيعة الإلكتروليتية غائبة لأنها لا تحتوي على أي كاتيونات وأنيونات موجبة. الجزيء ككل هو شحنة محددة ولكن لا يمتلك الجذور. يمكنه توصيل الكهرباء في الحالة المنصهرة ولكن لا تظهر خصائص التحليل الكهربائي بشكل عام.

في الختام

IF6+ هو أيون interhalogen مشحون يستخدم كعوامل مفلورة. لديها ثبات حراري منخفض بسبب اختلاف الحجم وانخفاض درجة حرارة الانصهار. إنها تساهمية وغير قطبية.

نانديتا بيسواس

مرحبًا. أنا أحصل على درجة الماجستير في الكيمياء مع تخصص في الكيمياء العضوية والفيزيائية. أيضًا ، قمت بمشروعين في الكيمياء - أحدهما يتعامل مع التقدير اللوني وتحديد الأيونات في المحاليل. قام آخرون في Solvatochromism بدراسة الفلوروفورات واستخداماتها في مجال الكيمياء جنبًا إلى جنب مع خصائص التراص الخاصة بهم على الانبعاث. لقد تخصصت أيضًا في كيماويات الراتنج. دعنا نتواصل من خلال LinkedIn-https: //www.linkedin.com/in/nandita-biswas-244b4b179

آخر المقالات

رابط لخصائص سكانديوم الكيميائية (25 حقيقة يجب أن تعرفها)

خصائص سكانديوم الكيميائية (25 حقيقة يجب أن تعرفها)

Sc أو Scandium هو العنصر المعدني الانتقالي لعنصر الكتلة d الذي له مدار ثلاثي الأبعاد مملوء جزئيًا. دعونا نشرح عن سكانديوم بالتفصيل. سكانديوم لديها مواد كيميائية وفيزيائية ...