هيكل LiH Lewis وخصائصه (13 حقائق كاملة)


LiH أو هيدريد الليثيوم عبارة عن هيدريد فلز قلوي له وزن جزيئي 7.95 جم / مول. سوف نتعلم المزيد من التفاصيل حول LiH في هذه المقالة.

يظهر LiH كجزيء صلب رمادي أو عديم اللون. إنه غير قابل للذوبان ولكنه يتفاعل مع مذيب عضوي بروتوني وقابل للذوبان في ملح مصهور مختلف ولكنه غير متفاعل معها. إنه عالي التوصيل بطبيعته وقيمة التوصيل الحراري للجزيء 0.125 واط / (سم · كلفن) للبلورة الصلبة.

إنها مادة مغناطيسية بطبيعتها وناعمة مع زحف انضغاطي وفجوة في الشريط. نناقش الآن التركيب والتهجين والقطبية والطبيعة الأيونية والذوبان في LiH في الجزء التالي مع الشرح المناسب.

1. كيفية رسم هيكل LiH Lewis؟

بمساعدة بنية لويس ، يمكننا التنبؤ بإلكترونات التكافؤ والأزواج الوحيدة والخصائص الأخرى المتعلقة بالجزيء. دعونا نرسم بنية لويس لـ LiH.

حساب إلكترونات التكافؤ

لرسم بنية لويس للجزيء ، علينا حساب إلكترونات التكافؤ الكلية للجزيء عن طريق حساب إلكترونات التكافؤ للذرات البديلة. إجمالي إلكترونات التكافؤ الموجودة في LIH هو 2 ، وهناك واحد من Li والآخر لـ H ، قمنا بجمعهما معًا.

اختيار الذرة المركزية

في 2nd خطوة لويس ، يتم اختيار رسم الهيكل للذرة المركزية. في جزيء LiH ، يتم اختيار Li كالذرة المركزية لأنها أكثر حساسية للكهرباء من H وأكبر أيضًا في الحجم من H. ترتبط الذرة المحيطة بالذرة من خلال الرابطة مع الذرة المركزية في الجزيء.

إرضاء قاعدة الثمانيات

يجب أن تمتثل كل ذرة في الجزيء لقاعدة الثمانيات أثناء تكوين الرابطة عن طريق إكمال إلكترونات التكافؤ بعدد مناسب من الإلكترونات. الإلكترونات المطلوبة للثمانيات في LiH هي 4 ، واثنان لـ Li ، واثنان لـ H لأنها تنتمي إلى عنصر كتلة s وتراكم إلكترونين.

إرضاء التكافؤ

أثناء تكوين الرابطة ، يجب إرضاء كل ذرة بالتكافؤ. الإلكترونات المطلوبة للثمانية هي 4 وإلكترونات التكافؤ المتاحة هي 2 ، لذلك يتم استخدام الإلكترونات المتبقية في الرابطة 2/2 = 1 من خلال إرضاء التكافؤ. يتمتع كل من Li و H بالتكافؤ 1 وشكلوا رابطة واحدة فقط بينهما.

عيّن الأزواج المنفردة

توجد الأزواج المنفردة فقط في تلك الحالات إذا كان هناك إلكترونات تكافؤ موجودة في مدار التكافؤ لأي ذرة أكثر من إلكترونات مشاركة الرابطة الخاصة بها. في جزيء LiH ، لا توجد أزواج وحيدة موجودة على Li أو H لأن لديهم إلكترونًا واحدًا.

هيكل LiH Lewis

2. إلكترونات LiH التكافؤ

تسمى الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي لأي ذرة والمسؤولة عن الطبيعة الكيميائية للذرة إلكترونات التكافؤ. دعونا نحسب إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ LiH.

إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة في الغلاف الخارجي لـ NaH هو 2. حيث يأتي إلكترون واحد من موقع Na ويأتي إلكترون واحد من موقع H لأن لديهم إلكترون تكافؤ واحد فقط في غلافهم الخارجي.

  • التكوين الإلكتروني لـ H هو 1s1
  • لذا ، فإن إلكترونات التكافؤ الموجودة فوق ذرة H هي 1 ، حيث أن 1s هي مدار تكافؤ H
  • التكوين الإلكتروني لـ Li هو [He] 2s1
  • لذا ، فإن إلكترونات التكافؤ الموجودة فوق ذرة Li هي 1 ، لأن مدار التكافؤ لـ Li هو مدار 3 ثوانٍ.
  • لذا ، فإن العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لـ LiH هو 1 + 1 = 2

3. LiH lewis هيكل أزواج وحيدة

الأزواج الوحيدة هي إلكترونات التكافؤ الموجودة فوق مدار التكافؤ كما تبقى بعد تكوين الرابطة. دعونا نحسب العدد الإجمالي للأزواج المنفردة من LiH.

عدد الأزواج المنفردة الموجودة فوق جزيء LiH هو صفر لأنه لا يحتوي على أزواج وحيدة. تحتوي الذرات المكونة لكل من Li و H على إلكترون واحد فقط في مدار التكافؤ الخاص بهما ويستخدم إلكترونًا واحدًا في تكوين الرابطة ، لذلك لم يتبق لديهما أي إلكترون.

  • يتم حساب عدد الأزواج المنفردة بالصيغة ، الأزواج الوحيدة = الإلكترونات الموجودة في مدار التكافؤ - الإلكترونات المشاركة في تكوين الرابطة
  • الأزواج الوحيدة الموجودة فوق ذرة Li هي ، 1-1 = 0
  • الأزواج الوحيدة الموجودة فوق ذرة H هي ، 1-1 = 0
  • لذا ، فإن العدد الإجمالي للأزواج الوحيدة الموجودة على جزيء LiH هو 0 + 0 = 0

4. هيكل LiH Lewis بايت حكم

قاعدة الثمانيات هي إكمال مدار التكافؤ بأعداد مناسبة من الإلكترونات أثناء تكوين الرابطة. دعونا نتحقق مما إذا تم تطبيق ثماني بتات على LiH أم لا.

يتم تطبيق قاعدة الثمانيات LiH على الرغم من أن Li و H كلاهما من عناصر كتلة s. التكوين الإلكتروني لـ H و Li هو 1 ثانية1 و [هو] 2 ثانية1 على التوالى. لذلك ، كلاهما لديه إلكترون واحد فقط في المدار s ويمكنهما قبول إلكترون واحد آخر لأنه في المدار s سيكون الحد الأقصى لعدد الإلكترونات موجودًا عند اثنين.

لذا ، فإن العدد المطلوب من الإلكترونات لإكمال الثمانية هو 4 وإلكترونات التكافؤ المتاحة هي اثنان. لذلك ، لتجميع الإلكترونات المتبقية بواسطة الرابطة 2/2 = 1 ويجب أن يكون هناك حد أدنى واحد موجود بين Li و H لتكوين رابطة وإكمال الثمانية.

5. شكل هيكل لويس

الشكل الجزيئي للجزيء هو ترتيب للذرة المركزية مع ذرات أخرى في شكل هندسي. دعونا نتوقع الشكل الجزيئي لـ LiH.

الشكل الجزيئي لـ LiH خطي حول ذرات Li المركزية و H الطرفية والتي يمكن التنبؤ بها من 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                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
biهرمي
AX660ثماني السطوحثماني السطوح
AX5E     51             مربع
هرمي   
ثماني السطوح
AX4E2                    42مربع
هرمي 
ثماني السطوح
جدول VSEPR

يتم تحديد الشكل الجزيئي للجزيء الأيوني من خلال التركيب البلوري ويتم التنبؤ بالجزيء التساهمي بواسطة نظرية VSEPR (تنافر زوج الإلكترونات من Valence Shell) ، ووفقًا لهذه النظرية ، يكون نوع الجزيء AX الذي له هندسة خطية.

6. زاوية هيكل LiH لويس

زاوية الرابطة هي الزاوية التي تصنعها الذرات في شكل معين للتوجيه الصحيح في هذا الترتيب. دعونا نحسب زاوية الرابطة لجزيء LiH.

يتميز LiH بهندسة خطية ، لذا فإن زاوية ربطه تبلغ 1800 لأنه بالنسبة للهندسة الخطية ، تكون زاوية الرابطة دائمًا 1800 من الحساب الرياضي. لا يوجد تنافر صارم ، لذا لا توجد فرصة لانحراف زاوية الرابطة المثالية للجزيء الخطي بين Li و H.

  • الآن نقوم بدمج زاوية الرابطة النظرية مع قيمة زاوية الرابطة المحسوبة بواسطة قيمة التهجين.
  • صيغة زاوية الرابطة وفقًا لقاعدة بينت هي COSθ = s / (s-1).
  • إن Li غير مهجن ولكن بسبب الهندسة الخطية ، فإنه يعتمد تهجين sp.
  • يتم تهجين الذرة المركزية Li ، لذا فإن حرف s هنا هو 1/2th
  • إذن ، زاوية الرابطة هي COSθ = {(1/2)} / {(1/2) -1} = - (1)
  • Θ = COS-1(-1/2) = 1800

7. LiH lewis هيكل المسؤول الرسمي

بمساعدة الشحنة الرسمية ، يمكن التنبؤ بشحنة جزئية موجودة على كل ذرة في جزيء بواسطة كهربية متساوية. دعونا نتوقع الشحنة الرسمية لذرة LiH.

الشحنة الرسمية لـ LiH هي صفر لأنه يبدو على ما يبدو محايدًا ، ولكن هناك شحنة موجودة على ذرة Li و H. هذه الشحنات متساوية في الحجم ولكنها معاكسة في الاتجاه ، لذلك يمكن إلغاؤها وجعل الجزيء محايدًا. لذلك ، توقع وجود شحنة جزئية فوق كل ذرة.

  • يكون الجزيء محايدًا عند حساب الشحنة الرسمية بالصيغة ، الشحنة الرسمية = Nv - نليرة لبنانية -1/2 نبي بي
  • الشحنة الرسمية الموجودة على ذرة Li هي 1-0- (0/2) = +1
  • الشحنة الرسمية الموجودة على ذرة H هي 0-1- (0/2) = -1
  • لذلك ، يحمل كل كاتيون وأنيون شحنة واحدة والقيمة هي نفسها ولكنهما متعاكسان في طبيعتهما ويلغيان لجعل الشحنة الرسمية صفرًا لجزيء LiH.

8. تهجين LiH

تخضع الذرة المركزية للتهجين لتشكيل مدار هجين من الطاقة المكافئة من المدارات الذرية. دعنا نعرف عن تهجين LiH.

يتم تهجين Li المركزي sp في جزيء LiH والذي يمكن تأكيده من خلال 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 Li هو ، ½ (3 + 1 + 0 + 0) = 2 (sp)
  • ويشارك مدار واحد s ومدار واحد لـ Li في التهجين.
  • لا تشارك الأزواج الوحيدة الموجودة فوق الذرات في عملية التهجين.

9. الذوبان LiH

معظم الجزيئات الأيونية قابلة للذوبان في الماء لأنها يمكن أن تنفصل وتصبح قابلة للذوبان في الماء. دعونا نرى ما إذا كان LiH قابل للذوبان في الماء أم لا.

LiH قابل للذوبان في الماء لأنه يمكن أن يتأين لتشكيل اثنين من الأيونات وهذه الأيونات قابلة للذوبان في الماء. في الواقع ، عندما ينفصل LiH في الأيونات فإنه يشكل Li+ وهذا الأيون يمكن أن يجذب جزيء الماء المحيط بجهدته الأيونية ، ويمكن لأيون الهيدريد تكوين رابطة H مع جزيء الماء.

بصرف النظر عن جزيء الماء ، فإن LiH قابل للذوبان في المذيبات التالية

  • لجنة علم المناخ4
  • CS2
  • البنزين
  • الميثانول
  • CHCl3
  • غاز الأمونيا

10. هل LiH صلب أم سائل؟

غالبًا ما تكون المركبات الأيونية صلبة بطبيعتها لأنها تمتلك بنية بلورية مناسبة ورابطًا قويًا. دعونا نتحقق مما إذا كان LiH صلبًا أم لا.

LiH عبارة عن جزيء صلب له بلورة مكعبة في مركز الوجه وتكون طاقة البلورة قوية جدًا للبقاء في شكل صلب. نظرًا لوجود البلورة ، فإن الانتروبيا منخفضة جدًا بالنسبة للجزيء ، ولهذا السبب ، فإن جميع الذرات متراصة بشكل وثيق في البلورة. يبدو كمادة صلبة بلورية رمادية.

ثابت الشبكة لجزيء LiH أعلى مما يعني أنه موجود في شكل بلوري صلب في درجة حرارة الغرفة.

11. هل LiH قطبي أم غير قطبي؟

المركبات الأيونية ذات طبيعة قطبية بسبب تكوين الرابطة بينها كونها قطبية في طبيعتها. دعونا نتحقق مما إذا كان جزيء LiH قطبيًا أم لا.

LiH هو جزيء قطبي لأن هناك فرقًا كهربيًا كهربيًا كافيًا موجودًا في ذرتين وأيضًا لكونه هيكلًا خطيًا ، فلا توجد طريقة لإلغاء عزم ثنائي القطب من Li إلى H. جزيء قطبي.

أيضًا ، فإن الرابطة التي تشكلت بين Li و I هي من خلال التبرع بالإلكترونات وبسبب التفاعل الإلكتروني ، فإن الرابطة لها طابع أكثر قطبية.

12. هل LiH حمضي أم قاعدي؟

إذا كان الجزيء قادرًا على إطلاق أيونات البروتون أو الهيدروكسيد في محلول مائي ، فإنه يسمى حمض أو قاعدة على التوالي. دعونا نتحقق مما إذا كان LiH أساسيًا أم لا.

LiH قاعدة قوية على الرغم من عدم احتوائها على H.+ أو أوه- يحتوي على أيون هيدريد يمكنه سحب البروتون من حمض مترافق لاحق آخر. يمتلك أيون الهيدريد تقاربًا أعلى لسحب البروتون لتكوين جزيء هيدروجين ويتصرف كقاعدة برونزية قوية.

13. هل LiH "الإلكتروليت"?

للجزيئات الأيونية طبيعة إلكتروليتية أعلى لأنها تتكون من التفاعل القوي للأيونات. دعونا نرى ما إذا كان LiH هو إلكتروليت أم لا.

LiH هو إلكتروليت قوي لأنه عندما يتفكك في محلول مائي فإنه يشكل Li+ وH-، وهي أيونات قوية وحركة هذه الأيونات عالية جدًا. الإمكانات الأيونية أيضًا هذه الأيونات أعلى جدًا وتحمل الكهرباء عبر المحلول المائي بسرعة كبيرة.

14. هل LiH أيوني أم تساهمي؟

الجزيء الأيوني له تفاعل قوي بين الذرات المكونة وله قوة استقطاب أعلى. دعونا نرى ما إذا كانت LiH أيونية أم لا.

LiH هو جزيء أيوني لأن الجزيء يتكون من التبرع الإلكتروني وآلية القبول وليس عن طريق المشاركة. أيضا ، لي+ لديه إمكانات أيونية أعلى بسبب كثافة الشحنة بحيث يمكنه استقطاب الأنيون بسهولة ويكون لأيون الهيدريد قابلية أكبر للاستقطاب وفقًا لقاعدة فاجان فهو جزيء أيوني.

في الختام

LiH عبارة عن قاعدة برونستيد غير عضوية قوية ويمكن استخدامها في العديد من التفاعلات العضوية لسحب البروتون الحمضي من الجزيء المطلوب. أنا

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