هيكل وخصائص لويس N2O4 (13 حقائق كاملة)


N2O4 يشير هيكل لويس إلى تكوين روابط بين مشاركة ذرات النيتروجين (N) والأكسجين (O) في رباعي أكسيد ثنائي النتروجين (N2O4). دعونا نحدد هيكل لويس الخاص به أدناه.

N2O4 يمكن وصف بنية لويس بطريقة الهيكلة التي قدمها العالم لويس. تشير هذه البنية إلى التفاعل الإلكتروني بين ذرات N و O لـ N2O4. الإلكترونات (على سبيل المثال-) على هذا الهيكل يتم الإشارة إليه بالنقاط ويتم فرض الروابط بوضع النقاط بين رموز العناصر. 

N2O4 تستفيد بنية لويس من المعلومات المتعلقة بالشكل وزاوية الرابطة والتهجين والعديد من الحقائق الكيميائية الأخرى حول رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين. دعونا نشير إلى كل من الحقائق بذكر الخصائص للمجمع في جميع أنحاء هذه المقالة.

كيفية رسم N.2O4 هيكل لويس

هناك ست خطوات أساسية لرسم بنية لويس لأي مركب ، والتي تغطي كمال الهيكل بطريقة منهجية. دعونا نصفهم أدناه لـ N2O4:

الخطوة 1: حساب إلكترون التكافؤ للمركب

يعزز عدد إلكترونات التكافؤ القدرة بين العناصر الدورية على تكوين روابط. تؤكد هذه الإلكترونات على عملية تكوين الرابطة وسط الذرات. تشترك كل من ذرات النيتروجين والأكسجين في إلكترونات التكافؤ مع بعضها البعض ، لذا يعد حسابها أمرًا أساسيًا يجب اتباعه في الرسم.

الخطوة 2: تحديد احتياجات الإلكترون في غلاف التكافؤ لذرات N و O.

يُلاحظ أن كلا من N و O يفتقران إلى الإلكترونات في غلاف التكافؤ من وجود 8 e-لإرضاء الثماني. بعد حساب عدد إلكترون التكافؤ في القشرة الأخيرة ، يتضح كم عدد البريد- تحتاجها الذرات حتى تتمكن من مشاركة نفس العدد من الإلكترونات مع بعضها البعض وتشكيل روابط.

الخطوة 3: عمل الاختيار المناسب على الذرة المركزية بين العناصر

أقل الذرات الكهربية هي الذرات المختارة للوضع المركزي في المركبات. ُخمارة2O4، الأكسجين أكثر كهرسلبية من النيتروجين. لذلك ، تأخذ ذرتان من النيتروجين الموضع الأوسط في المركب مع انتشار ذرات الأكسجين عند الأطراف.

الخطوة الرابعة: فرض الروابط بين الذرات

تشير بنية لويس إلى الروابط بنقطتين إلكترونيتين في منتصف العناصر للدلالة على الرابطة المفردة. في حالة عرض الروابط المزدوجة ، يتم وضع 2 نقاط بين ذرات N و O. كل ذرة N تصنع رابطة سيجما واحدة مع بعضها البعض وروابط مفردة ومزدوجة مع ذرتين من الأكسجين على التوالي بطريقة مماثلة.

الخطوة 5: حساب الأزواج الوحيدة المتبقية في الذرات بعد تكوين الروابط

بعد عرض الروابط بين العناصر ، يلزم إبراز الأزواج الوحيدة المتبقية في ذرات N و O أيضًا. هذا هو السبب في حساب الأزواج المنفردة أيضًا بعد أزواج الربط. من أجل إظهار كل إلكترون في الأزواج المنفردة المركبة ، تحصل أيضًا على الأولوية في بنية لويس الإلكترونية.

الخطوة 6: حساب الرسوم الرسمي

يمكن اعتبار حساب الرسوم الرسمي كخطوة إضافية يجب اتباعها خصيصًا لـ N2O4 حيث يمكن ملاحظة أن ذرات 2 O وكل ذرة n تحمل شحنة سالبة وموجبة على التوالي في الهيكل. هذه الاتهامات تلعب دورًا فعالًا داخليًا في التأثير على الهيكل.

N2O4 شكل هيكل لويس

الشكل هو الخاصية الفيزيائية للمركب الذي يشترك في بنية الجزء الخارجي منها بأخذ فكرة من بنية لويس. دعونا نحدد شكل N.2O4 أدناه.

N2O4 تم تشكيل هيكل لويس على شكل مستو ثلاثي الزوايا. هذا يعني أن كل الذرات تبقى في نفس المستوى. وجود أزواج منفردة يجعل الروابط تنخفض قليلاً. نظرًا لأن ذرات N في الوسط لا تحتوي على أزواج وحيدة ، تظل الذرات ثابتة في موضعها على نفس المستوى دون انحراف قليل من تقلص زاوية الرابطة.

N2O4 رسوم هيكل لويس الرسمية

يعد حساب الرسوم الرسمي أمرًا مهمًا لتحديد وجود رسوم داخلية إن وجدت بعد الربط في المركبات. دعونا نجد الشيء نفسه بالنسبة لـ N2O4.

المسؤول الرسمي N2O4 هيكل لويس هو صفر. يمكن حساب ذلك باتباع الصيغة الرسمية Charge = عدد إلكترونات التكافؤ - عدد الإلكترونات غير المترابطة - عدد الإلكترونات المشتركة (عدد الإلكترونات الرابطة / 2)

يتم عرض حساب كامل في الجدول أدناه:

العناصر و
عدد من
إلكترونات التكافؤ
عدد من
الإلكترونات غير المترابطة
عدد من
تقاسم الإلكترون
اتهام رسمي
N1 = 50-1 (إلكترون إضافي يسار) = -113/34 = 0.382(5 - (- 1) -2) = 4
N2 = 50-1 (إلكترون إضافي يسار) = -113/34 = 0.382(5 - (- 1) -2) = 4
O1 = 6413/34 = 0.382(6-4-1) = 1
O2 = 6413/34 = 0.382(6-4-1) = 1
O3 = 64 + 1 (إلكترون إضافي مكتسب) = 5½ = 0.5(6-5-0.5) = 0.5
O4 = 64 + 1 (إلكترون إضافي مكتسب) = 5½ = 0.5(6-5-0.5) = 0.5
N2O4 = 34(4-4-1-1-0.5-0.5) = 0
حساب الرسوم الرسمية N2O4 هيكل لويس

N2O4 زاوية هيكل لويس

الزاوية هي أيضًا خاصية فيزيائية للمركب الذي يوضح الزاوية بين الروابط التي أنشأتها العناصر ، دعنا نجد زاوية رابطة رابع أكسيد ثنائي النيتروجين.

N2O4 لديها ما يقرب من 126o من زاوية الرابطة. تم تحديد هذا على أنه انحرف قليلاً عن زاوية الرابطة المثالية ، والتي يجب أن تكون 120o. يحمله المركب وفقًا لشكله الهندسي حيث يكون طول رابطة الرابطة NN كبيرًا جدًا والذي قيمته 175 م.

N2O4 حكم لويس هيكل الثماني

توفر قاعدة الثمانية نظرية وجود ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ بأي حال من الأحوال بواسطة العناصر الدورية. دعونا نجد كيف ذرات N و O في N.2O4 اتبع هذه القاعدة.

N2O4 يحاول اتباع قاعدة الثماني بتكوين ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ. تم العثور على ذرات N في الجزيء مشتتة عن قاعدة الثمانيات من خلال وجود ستة إلكترونات بعد تكوين روابط مع ذرات O. لوحظ أن ذرات 2 O تمتلئ الثماني بمساعدة الإلكترونات التي تتقاسمها ذرات N.

هيكل لويس n2o4
N2O4 هيكل لويس سندات من ويكيميديا Cأومونس

لوحظ أن ذرات 2 O الأخرى تصنع روابط مفردة مع ذرات N حيث تفتقر إلى إلكترون واحد من تكوينها ثمانية ، لذا فإنها تظهر ميلًا لاعتماد إلكترونات حرة ، والتي يتم الإشارة إليها من خلال علامة في الجزيء على ذرات O. تستخدم ذرات N للاحتفاظ بشحنة + خمسة حيث تظهر ميلًا لترك الإلكترون الحر الإضافي بعد الترابط.

N2O4 أزواج هيكل لويس الوحيد

يفرض حساب الزوج المنفرد بشكل ملائم المعرفة حول الإلكترونات غير المشاركة في الارتباط. دعونا نحسب الرقم إذا أزواج وحيدة في N2O4.

N2O4 يحتوي هيكل لويس على 20 زوجًا منفردًا. جميع الأزواج المنفردة موجودة في ذرات O. 2 ذرات O ذات شحنة سالبة تعرض 6 أزواج وحيدة على كل منها و 2 O ذرات لها روابط مزدوجة مع n من الذرات لها زوجان وحيدان في كل منهما. تظل هذه الأزواج المنفردة أيضًا في نفس المستوى مع وجود الذرات في N.2O4.

N2O4 إلكترونات التكافؤ

توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الأخير للعناصر الدورية. يشير عدد هذه الإلكترونات إلى احتياجات الإلكترون وسطهم. دعونا نحسب هذا العدد من N2O4.

العدد الإجمالي لإلكترون التكافؤ في N2O4 هو 34.

  • عدد إلكترون التكافؤ في كل ذرات N = 5
  • العدد الإجمالي لإلكترون التكافؤ في 2 N ذرات = (5 * 2) = 10
  • عدد إلكترون التكافؤ في كل ذرات O = 6
  • العدد الإجمالي لإلكترون التكافؤ في 4 ذرات O = (6 * 4) = 24
  • العدد الإجمالي لإلكترون التكافؤ في N2O4 = (10 + 24) = 34

N2O4 تهجين

التهجين هو حالة المدارات في العناصر بعد ارتباطها بالآخرين. تتغير المدارات بعد تداخلها مع بعضها البعض. دعونا نجد تهجين N.2O4.

N2O4 هو sp2- مهجن مركب. لوحظ أن ذرات N و O تحتوي على تهجين sp3. بعد تكوين رابطة مع ذرات O ، تترك ذرة N المركزية إلكترونًا إضافيًا واحدًا تحتفظ به في مدار 3p ، مما يمنحها تهجينًا sp2 في حالتها المدمجة.

الرقم المجسم هو أيضًا حقيقة تدعم التهجين. يتم حساب هذا الرقم عن طريق إضافة عدد الأزواج المنفردة وأزواج الروابط للذرات المركزية. نظرًا لأن ذرة N المركزية بها 0 زوج وحيد و 3 أزواج من السندات ، فإن رقمها الثابت هو 3 ، مما يدل على حالة تهجين sp2.

N2O4 الذوبانية

تختلف القابلية للذوبان في طبيعة المذيب. بشكل عام ، يتم أخذ المذيبات القطبية مثل الماء لقياس قابلية ذوبان المركبات. دعونا نتحقق من قابلية ذوبان N.2O4.

N2O4 غير قابل للذوبان في الماء أو أي مركب آخر بل يخضع للتفاعل مع الماء. هذا بسبب هيكلها الأيوني مع ميزة التوازن. ينتج المركب أحماض النيتروز والنتريك بالتفاعل مع الماء و HCl وهذا المنتج يدعم حقيقة أن N2O4 غير قابل للذوبان في الماء مباشرة.

هل ن2O4 صلبة أم سائلة؟

الحالة الصلبة أو السائلة تعتمد تمامًا على قوة الرابطة للمركبات. دعونا نشير إلى الحالة الطبيعية لـ N.2O4 في هذا القسم.

N2O4 مادة سائلة بنية حمراء ذات رائحة حادة ، ولها قوة ارتباط منخفضة. لذلك ، فإن قوة الجذب الداخلية بين ذرات N و O أقل ، والتي لا تستطيع تحمل الهيكل المضغوط للمركب. الذرات غير المتماسكة تجعلها سائلة.

هل ن2O4 قطبي أم غير قطبي؟

تعتمد القطبية على الشكل الهيكلي للمركب مثل متماثل أو غير متماثل. لذلك ، دعونا نجد تنسيق هيكل N.2O4 وتبرير قطبية أدناه.

N2O4 هو مركب غير قطبي. يربط الجزيء العناصر الموجودة في نفس المستوى ، وهو عامل إيجابي يوازن التأثيرات الداخلية للزوج المنفرد. علاوة على ذلك ، فإن التركيب المتماثل للجزيء قادر على إلغاء عزمه ثنائي القطب ويجعله غير قطبي.  

هل ن2O4 الحمضية أم القاعدية؟

تُعرَّف الطبيعة الحمضية أو الأساسية بقدرة الذرات على قبول الإلكترونات في المركب. دعونا نجد ما إذا كان N.2O4 حمضي أو قاعدي.

N2O4 مركب شديد الحموضة. تتمتع ذرات النيتروجين المركزية بسعة كافية لإعطاء مكان لأزواج الإلكترونات. علاوة على ذلك ، تشير الشحنة السالبة لذرتين من الأكسجين أيضًا إلى أن لديهم بالفعل قدرة قبول للإلكترونات الجديدة. تدعم حقائق المركب سلوكه الحمضي.

هل ن2O4 بالكهرباء؟

يجب أن تحتوي الإلكتروليتات على كثافة شحن كافية بالداخل مع السلوك الأيوني لتوصيل الكهرباء بمساعدة الإلكترونات الحرة. دعونا نحدد هذه الحقيقة لـ N2O4.

N2O4 يمكن اعتباره بالكهرباء. قد يشير تكوين المركب إلى هيكله المحايد ولكن داخل المركب ، توجد كثافة شحنة ضخمة داخل ذرات N و O. هذه الشحنات لها القدرة على حمل الكهرباء في الحالة المنصهرة بعد التفاعل مع جزيئات الماء.

هل ن2O4 الأيونية أو التساهمية؟

تشير الطبيعة الأيونية والتساهمية للجزيئات إلى أسلوب الترابط الذي اختاره عناصر المشاركة. دعونا نحدد نمط الترابط الذي يتبعه N.2O4.

N2O4 هو جزيء تساهمي نقي. طريقة مشاركة الإلكترون للربط بواسطة ذرات النيتروجين والأكسجين تجعل هذا المركب. في إرضاء ثمانيات بعضها البعض ، تشترك العناصر في إلكترونات التكافؤ مع بعضها البعض جزئيًا بحيث يمكن تكوين الرابطة بالتعاون مع إلكترونات التكافؤ.  

في الختام

تشير هذه المقالة إلى حقيقة وجود بنية مركبة فريدة من نوعها مع رابطة تساهمية وكثافة شحنة داخلية. الطبيعة غير القطبية لـ N.2O4 تم التعرف عليه باعتباره تأثير شكله ، الذي غطى مستوى واحد. تم إدخال المركب مع سلوكه الحمضي السام أيضًا. 

سارنالي موخيرجي

مرحبًا ..... أنا سارنالي موخيرجي ، خريج جامعة كلكتا. احب تعليم وتبادل المعرفة حول الكيمياء. لقد اكتسبت اهتمامًا تدريجيًا بكتابة المقالات منذ عام مضى. أرغب في اكتساب المزيد من المعرفة حول موضوعي في المستقبل. دعنا نتواصل عبر LinkedIn: https://www.linkedin.com/in/sarnali-mukherjee-921b59231

آخر المقالات

الرابط إلى Is NaF Ionic أو Covalent: لماذا ، كيف ، هيكل لويس ، تفسيرات مفصلة

هل NaF أيوني أم تساهمي: لماذا ، كيف ، هيكل لويس ، تفسيرات مفصلة

في هذه المقالة ، "NaF أيوني أو تساهمي" ، تمت مناقشة الخصائص الأيونية أو التساهمية لـ NaF مع شرح مفصل باختصار. فلوريد الصوديوم هو نوع غير عضوي يحتوي على نسبة عالية من الأيونية ...