IO2- هيكل لويس ، الخصائص: 11 حقيقة يجب أن تعرفها


IO2- هو أكسجين هالوجين له كتلة مولية 185.91 جم / مول. دعونا نشرح بإيجاز عن هيكل IO2- لويس أدناه.

ذرة اليود المركزية هي sp3 مهجن مع زوجين من الزوج الوحيد. زاوية الرابطة أصغر من المتوقع بسبب التنافر الفراغي. IO2- هو هالوجين أكساني من اليود واليود يحمل شحنة سالبة في هيكل IO2- لويس.

إنه شكل منحني بسبب وجود زوج وحيد. التنافر الوحيد للزوج والرابطة يجعل هندسة IO2- تنحني مثل جزيء الماء. دعونا نركز على البعض حقائق مهمة حول IO2- مثل ، أزواج وحيدة ، إلكترونات التكافؤ ، التهجين.

1.    كيفية رسم هيكل IO2- لويس

علينا اتباع بعض الخطوات الأساسية لرسم هيكل IO2- لويس. دعونا نناقش أدناه كيفية رسم هيكل لويس.

حساب إلكترونات التكافؤ -

علينا حساب إجمالي إلكترونات التكافؤ لبنية IO2- لويس. إلكترونات التكافؤ لليود والأكسجين هي 7 و 6 لأنهما مجموعة 17th و 16th العناصر على التوالي. إذن ، إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ هو 7 + 6 + 6 + 1 = 20 إلكترونًا. يضاف إلكترون واحد لشحنة سالبة إضافية.

اختيار الذرة المركزية -

الآن ، نختار ذرة واحدة لتكون الذرة المركزية على أساس الحجم والكهرباء. حجم I أكبر من O ، لذلك يعتبر اليود ذرة مركزية هنا. تحيط ذرتان من O حول المركز الأول.

إرضاء قاعدة الثمانيات -

تتبع كل ذرة في الجزيء التساهمي قاعدة الثمانيات. وفقًا لهذه القاعدة ، تكمل كل ذرة تكافؤًا مداريًا. لذا ، فإن الإلكترونات المطلوبة لإكمال ثماني بتات هي 3 * 8 = 24. وبالتالي ، فإن النقص في 24-20 = 4 إلكترونات يتم إشباعها بواسطة 4/2 = 2 روابط. لذلك ، يلزم وجود سندات على الأقل.

إضافة سندات متعددة -

الآن قم بربط جميع الذرات المحيطة والنهائية بالذرة المركزية بالعدد المطلوب من الروابط المفردة لتكوين البنية الجزيئية. بعد توصيل جميع الذرات علينا التحقق مما إذا كانت تكافؤ جميع الذرات راضية أم لا. إذا لزم الأمر ، نضيف روابط متعددة بين هذه الذرات.

تعيين الأزواج المنفردة -

بعد إضافة روابط متعددة ، نقوم بتعيين الأزواج الوحيدة فوق الذرات المعنية إذا لزم الأمر. نضيف أيضًا أزواجًا وحيدة فوق I بالإضافة إلى ذرات O.

2.    IO2- شكل هيكل لويس

يعتمد الشكل الجزيئي على نظرية VSEPR ووجود ازدحام ستريكي للذرات المحيطة. دعونا نفهم شكل IO2- بالتفصيل.

IO2- شكل هيكل لويس ليس خطيًا. ينحني الشكل قليلاً حول الذرة المركزية. IO2- هيكل لويس من AX2 نوع الجزيء ، والذي يعتمد بشكل عام على الهندسة الخطية. ولكن هنا ينحني الشكل بسبب تنافر الأزواج المنفردة.

IO2- الشكل

لهذا السبب ، ثنى الجزيء هندسته لتجنب مثل هذا التنافر مثل جزيء الماء. لذلك ، شكل هيكل IO2- لويس منحني. إنها حالة استثنائية لنظرية VSEPR بسبب تجنب التنافر. حتى زاوية الرابطة للجزيء تتغير أيضًا.

3.    IO2- إلكترونات التكافؤ

في IO2- توجد أيضًا إلكترونات تكافؤ موجودة لـ I و O بشكل منفصل. دعونا نحسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في بنية IO2- لويس

IO2- يحتوي على إجمالي 20 إلكترونًا تكافؤًا. هذا العدد هو مجموع إلكترونات التكافؤ للذرات الفردية. يحتوي اليود على سبعة إلكترونات تكافؤ ، ويحتوي الأكسجين على ستة إلكترونات تكافؤ في مدارها الخارجي. يتم حساب إلكترون إضافي واحد للشحنة السالبة الموجودة على الجزيء.

التكوين الإلكتروني لليود والأكسجين هو [كر] 4 د105s25p5 و [هو] 2 ثانية22p4. لذلك ، لديهم سبعة وستة إلكترونات تكافؤ في مدار التكافؤ الخاص بهم. لذلك ، إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ هو 7 + 6 + 6 + 1 = 20 إلكترونًا ، حيث توجد أيضًا ذرتان من الأكسجين وشحنة سالبة واحدة.

4.    IO2- أزواج بنية لويس الوحيدة

الأزواج الوحيدة هي إلكترونات التكافؤ غير المرتبطة الموجودة في المدارات الخارجية لذرات معينة. دعونا نتحقق من الأزواج الوحيدة من IO2-.

يحتوي اليود على أربعة أزواج من الزوج الوحيد لأنه يحتوي على سبعة إلكترونات تكافؤ. من بينها ثلاثة إلكترونات تشارك في تكوين الرابطة. مرة أخرى ، يحتوي O على أربعة أزواج وحيدة بين ستة إلكترونات تكافؤ ويشارك إلكترونان في تكوين الرابطة. لذلك ، يحتوي كل من اليود والأكسجين على أزواج وحيدة هنا.

في IO2- ، العدد الإجمالي للأزواج المنفردة هو مجموع الأزواج المنفردة من I واثنين من ذرات O. أنا أحتوي على زوجين من أزواج وحيدة وكل ذرة O تحتوي على زوجين من أزواج وحيدة. لذلك ، فإن مجموع أزواج الأزواج المنفردة الموجودة على هيكل IO2- لويس هو 2 + 2 + 2 = 6 أزواج منفردة بما في ذلك ذرات اليود والأكسجين.

5.    IO2- رسم رسمي لهيكل لويس

لحساب الشحنة الرسمية لبنية IO2- لويس ، نفترض نفس الكهربية لجميع ذرات O و I. دعنا نكتشف الشحنة الرسمية لـ IO2-.

الصيغة التي يمكننا استخدامها لحساب الرسوم الرسمية ، FC = Nv - نليرة لبنانية -1/2 نبي بي حيث Nv هو عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ أو المدار الخارجي ، Nليرة لبنانية هو عدد الإلكترونات في الزوج الوحيد ، و Nبي بي  هو العدد الإجمالي للإلكترونات التي تشارك في تكوين الرابطة فقط.

نحسب الرسوم الرسمية بشكل فردي لليود وكذلك O.

الشحنة الرسمية على I هي ، 7-4- (8/4) = -1

الرسوم الرسمية على O هي ، 6-4- (4/2) = 0

ومن ثم ثبت من حساب الشحنة الرسمية لهيكل IO2- لويس ، أن اليود له قيمة شحنة رسمية -1. هذا يشير إلى أن هناك شحنة سالبة موجودة على اليوديد.

6.    IO2- زاوية هيكل لويس

زاوية رابطة IO2- لويس أقل من 1090 بسبب شكله المنحني. دعونا نكتشف السبب وراء الانحراف عن قيمته المثالية.

تبلغ زاوية رابطة OIO الدقيقة لـ IO2- حوالي 1050. زاوية الرابطة العادية لـ AX2 نوع الجزيء هو 1800 إذا كان الجزيء يعتمد هندسة خطية. ولكن هنا IO2- ليس خطيًا ، لذا هنا تنحرف زاوية الرابطة. السبب الرئيسي للتغيير في قيمة الزاوية هو تجنب التنافر حول الذرة المركزية.

IO2- زاوية السندات

في هيكل IO2- ، يحدث تنافر هائل لزوج السندات الزوجي المنفرد. لذلك ، فإن استقرار الجزيء يعيق أيضًا. من أجل تجنب هذا النوع من التنافر ، يغير الجزيء هندسته وكذلك زاوية الرابطة بحيث ينتج عنه حد أدنى من التنافر الفراغي.

7.    IO2- بنية لويس الثماني حكم

تتبع كل ذرة في الجدول الدوري قاعدة الثمانيات من خلال استكمال غلاف التكافؤ بعدد مناسب من الإلكترونات. دعونا نفهم كيف يتبع IO2- قاعدة الثمانيات.

بالنسبة لليود ، التكوين الإلكتروني هو [Kr] 4d105s25p5. لذلك فهي بحاجة إلى إلكترون آخر لإكمال ثماني بتاتها. وبالمثل ، بالنسبة لذرة O (وهي المجموعة 16th وينتمي إلى عنصر VIA) ، له تكوين إلكتروني [He] 2s22p4، لذلك يحتاج إلى إلكترونين آخرين لتحقيق الثماني.

يحتاج اليود إلى إلكترون واحد آخر لإكمال ثماني بتاته ، لذلك فهو يجمع شحنة سالبة في مداره 5p ويكمل ثماني بتاته. عندما شكلت O رابطة اثنين ، فإنها تشترك في إلكترونين آخرين من موقع اليود وتكمل مدارها 2p بستة إلكترونات ، وأخيرًا أكملت ثماني بتات.

8.    IO2- صدى هيكل لويس

يُعرف إلغاء تحديد موقع السحب الإلكترونية عبر الأشكال الكنسية المختلفة بالرنين. الآن نرى كيف يستقر IO2- عبر هياكله الرنانة المختلفة.

هناك ثلاثة هياكل رنين محتملة لهيكل IO2- لويس. ولكن من بين الهياكل الثلاثة ، يعتبر الهيكل الأول هو الشكل الأكثر استقرارًا وقانونيًا ، حيث يحتوي على عدد أكبر من الروابط التساهمية ، ولا يؤدي توزيع الشحنة إلى أي تأثير في زعزعة الاستقرار.

IO2- هياكل الرنين

يحتوي الهيكل II أيضًا على نفس عدد الروابط التساهمية مثل البنية I ولكن هنا توجد شحنتان سالبتان على نفس الجزيء وهو عامل غير مستقر. يحتوي الهيكل الثالث على أقل عدد من الروابط التساهمية. لذلك ، فإن استقرار الرنين هو الأدنى.

9.    IO2- التهجين

المدار النشط المختلف لا يمكنه تكوين رابطة مستقرة ، لذلك تخضع الذرات للتهجين لتشكيل مداري هجين. دعونا نفهم IO2- التهجين باختصار.

تهجين المركز الأول في هيكل IO2- لويس هو ½ (7 + 0 + 0 + 1) = 4

الهيكلية     قيمة التهجين  حالة تهجين الذرة المركزية         زاوية السندات
خطي    2sp / sd / pd   1800
مخطط ثلاثي الزوايا    3sp      1200
رباعي السطوح  4sd3/ س3 109.50
ثلاثي الزوايا ثنائي الهرمية 5sp3د / دسب   900 (محوري) ، 1200(استوائي)
ثماني السطوح   6sp3d2/ د2sp3   900
خماسي ثنائي الهرمي7sp3d3/d3sp3    900، 720
IO2- التهجين

لذا من الجدول أعلاه ، يمكننا أن نستنتج أن مركز اليود هو sp3 مهجن هنا.

من وضع التهجين والترابط لليوديد ، من الواضح أن روابط سيجما فقط هي التي تشارك في التهجين. تشارك أزواج وحيدة من اليود أيضًا في التهجين وهي موجودة في sp3 المداري الهجين.

IO2- التهجين

10. هل IO2- قطبي أم غير قطبي؟

إن توليد عزم ثنائي القطب من ذرة كهربائية سالبة إلى ذرة موجبة للكهرباء يجعل الجزيء قطبيًا. دعونا نرى ما إذا كان IO2- قطبيًا أم لا.

IO2- جزيء قطبي. نظرًا للشكل غير المتماثل ، فإن IO2- قطبي ، حيث توجد قيمة حالية ثنائية القطب ناتجة ، ويتم أيضًا ملاحظة اختلافات الشحنة. فرق الكهربية بين ذرات O و I ليس مرتفعًا جدًا ولكنه كافٍ لتوليد عزم ثنائي القطب في الجزيء.

لماذا وكيف IO2- هو القطبية؟

تصنع ذرات اليود والأكسجين عزم ثنائي القطب داخل جزيء IO2- لتكوين IO2- قطبي.

الجزيء قطبي مثل الجزيء لديه بعض العزم ثنائي القطب الناتج. تتدفق العزم ثنائي القطب من موقع I إلى O وبسبب الشكل المنحني ، لا يمكن لقيمة عزم ثنائي القطب إلغاء بعضها البعض وجعل الجزيء قطبيًا.

11. هل IO2- أيوني أم تساهمي؟

وفقًا لقاعدة فاجان ، لا يوجد جزيء تساهمي نقي بنسبة 100٪. كل جزيء تساهمي لديه بعض ٪ من الطابع الأيوني. دعونا نرى ما إذا كان IO2- أيوني أم تساهمي.

IO2- هو جزيء تساهمي على الرغم من وجود شحنة سالبة في الجزيء. إن قابلية استقطاب الأنيون عالية جدًا ولكن الإمكانات الأيونية أقل جدًا. لذلك ، يُظهر الجزيء طبيعة أيونية أقل بكثير ، بل له طابع تساهمي أكثر.

لماذا وكيف IO2- تساهمية؟

إن استقطاب اليود أعلى جدًا بحيث يمكن استقطابه بسهولة ويجعل IO2- تساهميًا.

الطبيعة التساهمية للجزيء ومن المقرر ان الحجم الأكبر لليود مع الشحنة السالبة يجعل أكثر قابلية للاستقطاب من أنيون اليود. كما أنه يعتمد على الإمكانات الأيونية للكاتيون وكذلك على استقطاب الأنيون. كلما زاد استقطاب الأنيون ، زادت الصفة التساهمية للأنيون.

في الختام

IO2- هو جزيء قطبي تساهمي ، لذلك لديه قابلية للذوبان في الماء ومذيب قطبي آخر. في الواقع ، إنها قاعدة مترافقة وليست جزيء. إنه حمض اليودوس المترافق.

بيسواروب شاندرا داي

الكيمياء لا تتعلق فقط بالقراءة سطرًا بسطر والحفظ ، إنه مفهوم يجب فهمه بطريقة سهلة ، وهنا أشارككم مفهوم الكيمياء الذي أتعلمه لأن المعرفة تستحق مشاركتها.

آخر المقالات